لننظر أولًا ما المفاهيم التي ترتبط بالصيغة الكيميائية SO2 وP2O5. كل الذرات في الوضع الطبيعي حين لا تكون في حالة تفاعل، ستكون متعادلة كهربائيًّا، أي أن عدد بروتوناتها = عدد إلكتروناتها. لذلك تكون الشحنة الإجمالية أو الصافية= صفرًا. تكون الذرات هنا في حالة استعداد عند تفاعلها مع ذرات أخرى لفقد أو كسب إلكترونات. في هذه الحالة يصبح للذرة شحنة، إما أن تكون موجبة عند فقدها لإلكترون/نات، وسالبة عند كسبها لإلكترون/نات.
عند فقد الذرة المتعادلة كهربائيًّا لإلكترون أو اكثر،يتناقص العدد الإجمالي للإلكترونات بينما يظل عدد البروتونات في النواة كما هو. والنتيجة هي أن الذرة تصبح كاتيون - أيون بشحنة موجبة صافية.
وعندما تكتسب الذرة المتعادلة كهربائيًّا إلكترونًا واحدًا أو أكثر، يزداد عدد الإلكترونات بينما يظل عدد البروتونات في النواة كما هو. والنتيجة هي أن الذرة تصبح أنيون - أيون ذو شحنة سالبة صافية.
مثال: يحتوي أيون معين على 20 بروتونًا و 18 إلكترونًا. ما نوع هذا الأيون ، وما صافي شحنته؟
هذا الأيون هو كاتيون لأنه فقد إلكترونين، وصافي شحنته= +2
ما هو تكافؤ العنصر؟
للعناصر الكيميائية خصائص متنوعة أهمها خاصية تكافؤ العنصر التي تميزه، وهي التي تحدد كيفية اتحاد الذرات مع بعضها ضمن روابط معينة.وفي عام 1868 استخدم مصطلح التكافؤ للتعبير عن القوة التي تجمع بين العنصر عامة، والقيمة العددية لقوة الجمع. ثم تم التعارف عليه بعدد الإلكترونات (المطلق دون شحنة) المستخدمة لدمجها مع ذرة أخرى، حيث ان هذه الإلكترونات موجودة في المدار الأخير الخارجي. ويعتمد تفاعل العناصر الأخرى مع بعضها البعض على قدرتها على الوصول الى استكمال المدار أو الفلك الخارجي لها او القشرة الخارجية في الذرة.
المدار الخارجي يمكن أن يحتوي على 8 إلكترونات كحد أقصى، وتحتوي الغازات النبيلة على قشرة خارجية ممتلئة تمامًا بالالكترونات وهذا هو السبب في أنها أقل تفاعلًا، في أي ذرة تكون إلكترونات التكافؤ هي الإلكترونات التي يمكن استخدامها في الجمع مع ذرات أخرى، والكترونات التكافؤ هي هذه الإلكترونات التي تدور في مدارات الغلاف الخارجي لذرة العنصر، ويجب ملاحظة أنه ليس في جميع الحالات يكون تكافؤ الذرة يساوي العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ، فعلى سبيل المثال يحتوي الأكسجين على ستة إلكترونات تكافؤ لكن تكافؤه هو 2، فذرة الاكسجين تحتاج 2 الكترون فقط لكي تكمل المدار الخارجي لها بثمانية الكترونات.
تاريخ اكتشاف تكافؤ العناصر:
في القرن التاسع عشر كان التفسير العلمي للتكافؤ تحديًا كبيرًا للكيميائيين في غياب أي نظرية تشرحه بشكل قياسي منطقي، حيث ركزت على وضع قواعد تجريبية لتحديد تباينات العناصر، وتم قياس التفاوتات المميزة للعناصر من حيث عدد ذرات الهيدروجين التي يمكن أن تجمعها ذرة العنصر أو يمكن استبدالها في المركب، ومع ذلك أصبح من الواضح أن تكافؤ عناصر كثيرة تختلف في مركبات مختلفة. أول خطوة وضعت لتفسير التكافؤ والجمع الكيميائي كان من صنع قبل الكيميائي جي إن إن. لويس في عام 1916م، مع تحديد الرابطة الكيميائية للمركبات العضوية، وفي نفس العام ناقش الفيزيائي لودفيج كوسيل طبيعة الرابطة الكيميائية بين الذرات المشحونة كهربائيًا وهي الأيونات الموجبة والسالبة، وبعد تطوير النظرية الإلكترونية المفصلة للنظام الدوري للعناصر تمت إعادة صياغة نظرية التكافؤ من حيث الهياكل الإلكترونية والقوى البينية، فتم إدخال العديد من المفاهيم الجديدة في علم الكيمياء وهي التكافؤ في المركبات الأيونية والتساهمية ورقم الأكسدة.
كيفية تحديد التكافؤ:
عدد الإلكترونات في الغلاف الخارجي للليثيوم هو 1 وفي المغنيسيوم هو 2، وبالتالي فإن تكافؤ الليثيوم هو 1 حيث أنه يمكن أن يخسر بسهولة 1 إلكترون ويصبح مستقرًا، ومن ناحية أخرى فإن المغنيسيوم تكافؤه هو 2 لأنه يمكن أن يفقد 2 الإلكترون بسهولة لتحقيق الاستقرار.
والتكافؤ لا يتم تحديده فقط عندما تفقد ذرّة إلكترونًا، فعلى سبيل المثال يحتوي الكلور على 7 إلكترونات في مداره الخارجي، ومن الصعب أن يفقد 7 إلكترونات وبالتالي فإنه يكمل الثمانية من خلال كسب إلكترون واحد، وبما أنه يكتسب 1 إلكترون فإن تكافؤه هو 1.
في الجدول الدوري، تكون العناصر في نفس المجموعة لها نفس التكافؤ، فعلى سبيل المثال جميع عناصر المجموعة 3، تحتوي على 3 إلكترونات في المدار الأخير، لذا يكون تكافؤها =3. بينما المجموعة 6 تحتوي على 6 إلكترونات، لذا تحتاج الوصول لتركيب أقرب غاز نبيل لها وفي نفس الوقت يصعب أن تفقد ال6 إلكترونات، فمن السهل أن تكسب إلكترونين، لذا تكافؤ المجموعة السادسة هو 2. جميع العناصر في المجموعة 8 أو مجموعة الغازات النبيلة تحتوي على 8 إلكترونات ومدارات ممتلئة بالكامل، لذا تكافؤ جميع العناصر في هذه المجموعة هو صفر.
التعرف على تكافؤ العنصر:
أ- وزع الذرة إلكترونيًّ:
* اكتب التوزيع الإلكتروني.
* انظر لعدد إلكترونات المدار الأخير؛ إذا كان عدد الإلكترونات من 1-3، سيكون تكافؤ العنصر هو نفسه عدد إلكترونات المدار الأخير.
*إذا كان عدد الإلكترونات ما بين 5-8، يكون تكافؤ العنصر =8- عدد إلكترونات المدار الأخير.
ب- من شحنة أيون الذرة، تكافؤ العنصرهو القيمة المطلقة لشحنة الأيون. مثلًا: ذرة مغنيسيوم شحنتها= +2 فيكون تكافؤ العنصر=2، لذرة الأكسجين شحنتها=-2 يكون التكافؤ أيضًا=2.
وحتى نتمكن من كتابة الصيغة الكيميائية ، يجب معرفة رموز عناصر المركب، والصيغة الكيميائية للمجموعات اليونية، كما سجب معرفة تكافؤ كل منها.
خطوات كتابة الصيغة الكيميائية لمركب كيميائي:
1. اكتب اسم المركب باللغة العربية، مثال أكسيد الألمنيوم.
2. اكتب رمز العنصر أو الصيغة للمجموعة الأيونية تحت اسم المركب، كما المثال السابق:
أكسيد الألمنيوم
Al O
3. اكتب تكافؤ كل عنصر تحته تمامًا، كما المثال:
Al O
2 3
4. قم بتبديل التكافؤات، ولو وجدت اختصار بينها كأعداد( كما تعلمت في الرياضيات) فقم بالاختصار.
5. تصبح الصيغة الكيميائية لمركب أكسيد الألمنيوم هو: Al2O3
ملاحظات مهمة جدًا:
* قاعدة مهمة: الرقم واحد لا يكتب كتكافؤ في الصيغة لذا لا نكتب:Na1Cl1 ، بل يكتب: NaCl
* يوجد لبعض العناصر تكافؤات متعددة، لذا يجب الانتباه لاسم المركب لأنه يساعد كثيرًا في تحديد التكافؤ المطلوب، مثلًا الكبريت له 3 تكافؤات؛ فالتكافؤ الأول يمثل بالعدد2، والثاني يمثل بالعدد 4، والتكافؤ الثالث يمثل بالعدد 6، فعندما نريد كتابة الصيغة الكيميائية لثاني أكسيد الكبريت ستكون الصيغة:
S O
2 4
وبالتبادل نحصل على S2O4، وهنا يمكن اختصار العددين 2 و4 لتصبح الصيغة SO2.
* يمكن كتابة اسماء العناصر متعددة التكافؤات بالأرقام اللاتينية، كما يأتي:
(I = 1 II = 2 III = 3 IV = 4 V = 5 VI = 6 )
مثال ثاني أكسيد النحاس: CuO : أكسيد النحاس ( II)، حتى يمكن لمن يكتب الصيغة ان يعرف تكافؤ النحاس المطلوب.
* يمكن أن تظهر بعض تكافؤات العناصر من اسم العنصر، مثلًا خماسي أكسيد الفسفور(V):
P O
5 2
فكلمة خماسي تعني أن تكافؤ الفسفور هو خمسة، ومن المعروف أن الأكسجين تكافؤه 2، لذلك تكون الصيغة هي: P2O5
المراجع:
87 مشاهدة
