توزيعات التكافؤ للعناصر الكيميائية

مقدمة حول تكافؤ العناصر

تتوزع ذرات العناصر المختلفة في مستويات طاقة تسمى مدارات. يطلق على عدد الإلكترونات الموجودة في المدار الخارجي اسم إلكترونات التكافؤ. هذه الإلكترونات هي المسؤولة عن التفاعلات الكيميائية التي تحدث بين العناصر، حيث تميل العناصر إلى فقد أو اكتساب أو مشاركة إلكترونات التكافؤ لتحقيق حالة الاستقرار، وذلك من خلال الوصول إلى مدار خارجي مكتمل يحتوي على 8 إلكترونات، وهي السعة القصوى للمدار الأخير. هذه الخاصية هي ما يعرف بتكافؤ العناصر الكيميائية.

أصناف التكافؤ للعناصر

تم تقسيم المجموعات الثلاث الأولى في الجدول الدوري بناءً على عدد الإلكترونات الموجودة في الغلاف الخارجي للعنصر، أي عدد إلكترونات التكافؤ، وتصنف على النحو التالي:

العناصر ذات التكافؤ الأحادي

تتميز المجموعة الأولى من العناصر بوجود إلكترون واحد فقط في مدارها الأخير، وبالتالي فإن قيمة التكافؤ لها تساوي 1. فيما يلي قائمة بالعناصر أحادية التكافؤ مرتبة حسب عددها الذري من الأصغر إلى الأكبر:

• الهيدروجين (H)
• الليثيوم (Li)
• الصوديوم (Na)
• البوتاسيوم (K)
• الروبيديوم (Rb)
• السيزيوم (Cs)
• الفرانسيوم (Fr)

العناصر ذات التكافؤ الثنائي

تتميز المجموعة الثانية من العناصر بوجود إلكترونين في مدارها الأخير، وبالتالي فإن قيمة التكافؤ لها تساوي 2. فيما يلي قائمة بالعناصر ثنائية التكافؤ مرتبة حسب عددها الذري من الأصغر إلى الأكبر:

• البريليوم (Be)
• المغنيسيوم (Mg)
• الكالسيوم (Ca)
• السترونشيوم (Sr)
• الباريوم (Ba)
• الراديوم (Ra)

العناصر ذات التكافؤ الثلاثي

تتميز المجموعة الثالثة من العناصر بوجود 3 إلكترونات في مدارها الأخير، وبالتالي فإن قيمة التكافؤ لها تساوي 3. فيما يلي قائمة بالعناصر ثلاثية التكافؤ مرتبة حسب عددها الذري من الأصغر إلى الأكبر:

• البورون (B)
• الألومنيوم (Al)
• الغاليوم (Ga)
• الإنديوم (In)
• الثاليوم (Tl)

طرق تحديد تكافؤ العناصر الكيميائية

يمكن تحديد تكافؤ العناصر الكيميائية بعدة طرق، من أهمها:

اعتماد الجدول الدوري

يمكن معرفة تكافؤ العناصر من خلال الجدول الدوري، حيث يساوي رقم المجموعة عدد الإلكترونات الموجودة في مدارها الأخير، أي إلكترونات التكافؤ. يقتصر هذا على العناصر الرئيسية فقط، وهي عناصر المجموعتين الأولى والثانية وعناصر المجموعات من 13 إلى 18. أما العناصر الانتقالية، أي عناصر المجموعات من 3 إلى 12، فتختلف في سلوكها فيما يتعلق بالتكافؤ.

بشكل عام، تمتلك جميع العناصر الموجودة في نفس المجموعة نفس عدد إلكترونات التكافؤ، وهذا يفسر التشابه في السلوك الكيميائي لعناصر المجموعة الواحدة. أما على مستوى صفوف الجدول الدوري، فإن تكافؤ كل عنصر يزيد بمقدار 1 عن تكافؤ العنصر الذي يسبقه وذلك ضمن المجموعتين الأولى والثانية والمجموعات من 13 إلى 18.

يوضح الجدول الآتي توزيعات التكافؤ للعناصر الرئيسية في الجدول الدوري:

الاعتماد على قاعدة الثمانيات

تنص قاعدة الثمانيات على أن ذرات العناصر يجب أن تحتوي على 8 إلكترونات في مدارها الأخير للوصول إلى حالة الاستقرار، وذلك عن طريق اكتسابها أو فقدانها أو مشاركتها لإلكترونات التكافؤ. وبالتالي، فإن الذرات التي يحتوي مدارها الأخير على 1-4 إلكترونات تميل إلى فقد هذه الإلكترونات ويكون التكافؤ هو عدد إلكترونات المستوى الأخير.

أما العناصر التي يحتوي مدارها الأخير على 5-7 إلكترونات، فإنها تميل إلى اكتساب الإلكترونات من الذرات الأخرى، ويكون التكافؤ هو ناتج طرح عدد إلكترونات المستوى الأخير من 8.

الاعتماد على الصيغ الكيميائية للمركبات

تعتمد طريقة الصيغ الكيميائية للمركبات على قاعدة الثمانيات لتحديد التكافؤ. يمكن تحديد التكافؤ للعناصر الانتقالية من خلال مراقبة طريقة تفاعلها مع عناصر معروفة التكافؤ. على سبيل المثال، في مركب كلوريد الصوديوم (NaCl)، يحتاج الصوديوم إلى فقد إلكترون واحد ويحتاج الكلور إلى كسب هذا الإلكترون ليستقر مدارهما الخارجي؛ لذلك يعطي الصوديوم إلكتروناً للكلور، وبذلك يتحدد التكافؤ في جميع التفاعلات الأيونية.

تُطبق طريقة الصيغ الكيميائية على جزيئات أكثر تعقيداً مع الأخذ في الاعتبار أن بعض العناصر مثل الحديد والرصاص والقصدير والنحاس والزئبق وغيرها تمتلك أكثر من قيمة للتكافؤ تبعاً لاختلاف ظروف التفاعل. على سبيل المثال، في مركب أكسيد النحاس الأحادي (Cu2O)، فإن تكافؤ الأكسجين يساوي 2 وتكافؤ النحاس يساوي 1، أما تكافؤ النحاس في مركب أكسيد النحاس الثنائي (CuO) فيساوي 2.

تعدد قيم التكافؤ للعنصر الواحد

تظهر بعض العناصر اختلافاً في قيم التكافؤ، ومن الأمثلة عليها: العناصر الانتقالية الداخلية، والعناصر الرئيسية ذات الأعداد الذرية الكبيرة، والعناصر التي ينتهي توزيعها الإلكتروني بالغلاف (p). قدم العلماء تفسيرين يوضحان ذلك:

تأثير الزوج الخامل وتأثيره

يظهر تأثير هذه الظاهرة على عناصر المجموعة 13، حيث تمتلك عادة عدد أكسدة يساوي 3+، ولكن بالانتقال إلى أسفل المجموعة فإن العناصر تمتلك عدد أكسدة يساوي 1+، وكذلك الحال بالنسبة لعناصر المجموعة 14 التي تمتلك عدد أكسدة يساوي 4+.

وبالانتقال إلى أسفل المجموعة تظهر العناصر عدد أكسدة يساوي 2+، ويفسر ذلك على أن زوج الإلكترونات الموجود في غلاف التكافؤ (s) يميل إلى البقاء منفرداً دون الدخول في التفاعلات الكيميائية وتكوين الروابط، وبذلك فإن الإلكترونات الموجودة في غلاف التكافؤ (p) هي التي تشارك فقط في التفاعل وبذلك يقل عدد الأكسدة.

التباين في الطاقة بين المدارات

يضاف إلكترون التكافؤ في ذرات العناصر الانتقالية الرئيسة إلى أفلاك المستوى (d) دون أن يملأها، وبالتالي فإن الإلكترونات الموجودة في المستوى (s) والإلكترونات الموجودة في المستوى (d) يمكن أن تشارك في التفاعل؛ وذلك لأن الغلاف (s) هو غلاف التكافؤ لكن طاقة الغلاف (d) أعلى من طاقة الغلاف (s).

أما في العناصر الانتقالية الداخلية فيضاف إلكترون التكافؤ في ذرات عناصرها إلى أفلاك المستوى (f) دون أن يملأها كذلك، وبالتالي تشارك إلكترونات المستوى (s) وإلكترونات المستوى (f) في التفاعلات الكيميائية والروابط كيميائية.

أهمية معرفة تكافؤ العناصر

يعتبر مفهوم التكافؤ من المفاهيم المهمة في الكيمياء، حيث يترتب عليه عدة استخدامات كيميائية:

• تحديد الصيغة الكيميائية للمركبات المختلفة.
• تحديد عدد الذرات الداخلة في التفاعل لتكوين الروابط الكيميائية.
• تحديد سلوك الذرات فيما إذا كانت تميل إلى فقد الإلكترونات أو اكتسابها، وبالتالي تحديد طريقة تفاعلاتها مع الذرات الأخرى.

الفرق بين تكافؤ العنصر وعدد الأكسدة

يرتبط مفهوم عدد الأكسدة بتكافؤ العنصر بشكل أساسي بإلكترونات التكافؤ للذرة، ولكن الفرق الرئيسي بينهما هو أن مفهوم التكافؤ يعبر عن الحد الأقصى لعدد الإلكترونات التي يمكن أن تفقدها الذرة أو تكتسبها أو تشاركها حتى تصل إلى حالة الاستقرار، أما عدد الأكسدة فيعبر عن عدد الإلكترونات التي تكتسبها الذرة أو تفقدها لتكوين رابطة مع ذرة أخرى، ويشار إلى إمكانية استخدام مفهوم التكافؤ لأي عنصر كيميائي أما عدد الأكسدة فإنه يختص بالمعقدات التناسقية.

خلاصة القول

يعد تحديد تكافؤات العناصر خطوة أساسية في فهم الكيمياء. تلعب الإلكترونات الموجودة في المدار الخارجي دورًا حيويًا في تحديد كيفية تفاعل العناصر مع بعضها البعض لتكوين مركبات جديدة. من خلال فهم هذه المفاهيم، يمكننا فهم سلوك المواد المختلفة وتصميم تفاعلات جديدة.

المراجع

1. “Valency”,toppr
2. “Valency”,dynamicscience
3. “What does the term ‘Valency’ mean?”,BYJUS
4. “Group 1A — The Alkali Metals”,angelo
5. “Group 2A — The Alkaline Earth Metals”,angelo
6. “Group 3A”,angelo
7. “4.6 Valence Electrons”,ck12
8. “Valence Definition in Chemistry”,thoughtco
9. “variable valency”,byjus.com
10. “calculate valency”,sciencing.com
11. “Difference Between Valency and Oxidation Number”,differencebetween