لم يسمح مستوى المعرفة حول بنية الذرات والجزيئات في القرن التاسع عشر بشرح سبب تكوين الذرات لعدد معين من الروابط مع الجسيمات الأخرى. لكن أفكار العلماء كانت سابقة لعصرهم ، ولا تزال التكافؤ قيد الدراسة كأحد المبادئ الأساسية للكيمياء.
من تاريخ مفهوم "تكافؤ العناصر الكيميائية"
أدخل الكيميائي الإنجليزي البارز في القرن التاسع عشر إدوارد فرانكلاند مصطلح "الرابطة" في الاستخدام العلمي لوصف عملية تفاعل الذرات مع بعضها البعض. لاحظ العالم أن بعض العناصر الكيميائية تشكل مركبات لها نفس عدد الذرات الأخرى. على سبيل المثال ، يربط النيتروجين ثلاث ذرات هيدروجين في جزيء الأمونيا.
في مايو 1852 ، افترض فرانكلاند أن هناك عددًا محددًا من الروابط الكيميائية التي يمكن أن تشكلها الذرة مع جزيئات صغيرة أخرى من المادة. استخدم فرانكلاند عبارة "ربط القوة" لوصف ما سيطلق عليه لاحقًا التكافؤ. قرر الكيميائي البريطاني كمتشكل الروابط الكيميائية ذرات العناصر الفردية المعروفة في منتصف القرن التاسع عشر. كان عمل فرانكلاند مساهمة مهمة في الكيمياء الإنشائية الحديثة.
تطوير المواقف
الكيميائي الألماني F. A. أثبت Kekule في عام 1857 أن الكربون رباعي القاعدة. في أبسط مركب له - الميثان - توجد روابط مع 4 ذرات هيدروجين. استخدم العالم مصطلح "الأساسية" للإشارة إلى خاصية العناصر لإرفاق عدد محدد بدقة من الجسيمات الأخرى. في روسيا ، تم تنظيم البيانات الخاصة بهيكل المادة بواسطة A. M. Butlerov (1861). تلقت نظرية الترابط الكيميائي مزيدًا من التطوير بفضل عقيدة التغيير الدوري في خصائص العناصر. مؤلفه هو كيميائي روسي بارز آخر ، د. آي. مينديليف. لقد أثبت أن تكافؤ العناصر الكيميائية في المركبات وخواص أخرى يرجع إلى المكانة التي تحتلها في النظام الدوري.
تمثيل رسومي للتكافؤ والرابطة الكيميائية
إمكانية التمثيل المرئي للجزيئات هي إحدى المزايا التي لا شك فيها لنظرية التكافؤ. ظهرت النماذج الأولى في ستينيات القرن التاسع عشر ، ومنذ عام 1864 تم استخدام الصيغ الهيكلية ، وهي عبارة عن دوائر بداخلها علامة كيميائية. بين رموز الذرات ، تشير الشرطة إلى رابطة كيميائية ، وعدد هذه الخطوط يساوي قيمة التكافؤ. في نفس السنوات ، تم صنع النماذج الأولى للكرة والعصا (انظر الصورة على اليسار). في عام 1866 ، اقترح كيكول رسمًا مجسمًا كيميائيًا للذرة.الكربون على شكل رباعي السطوح ، والذي أدرجه في كتابه المدرسي الكيمياء العضوية.
تكافؤ العناصر الكيميائية وظهور الروابط تمت دراستها بواسطة G. Lewis ، الذي نشر أعماله في عام 1923 بعد اكتشاف الإلكترون. هذا هو اسم أصغر الجسيمات سالبة الشحنة والتي تشكل جزءًا من أصداف الذرات. في كتابه ، استخدم لويس النقاط حول الجوانب الأربعة لرمز العنصر الكيميائي لتمثيل إلكترونات التكافؤ.
التكافؤ للهيدروجين والأكسجين
قبل إنشاء النظام الدوري ، كان تكافؤ العناصر الكيميائية في المركبات يُقارن عادةً بتلك الذرات المعروفة بها. تم اختيار الهيدروجين والأكسجين كمعايير. جذب عنصر كيميائي آخر أو استبدل عددًا معينًا من ذرات H و O.
بهذه الطريقة ، تم تحديد الخصائص في مركبات تحتوي على هيدروجين أحادي التكافؤ (يشار إلى تكافؤ العنصر الثاني برقم روماني):
- HCl - الكلور (I):
- H2O - الأكسجين (II) ؛
- NH3- نيتروجين (III) ؛
- CH4- الكربون (IV).
في أكاسيد K2O ، CO ، N2O3، SiOحدد 2، SO3تكافؤ الأكسجين للمعادن واللافلزات بمضاعفة عدد ذرات O المضافة. تم الحصول على القيم التالية: K (I) ، C (II) ، N (III) ، Si (IV) ، S (VI).
كيفية تحديد تكافؤ العناصر الكيميائية
هناك انتظام في تكوين رابطة كيميائية تنطوي على الإلكترونية المشتركةالأزواج:
- التكافؤ النموذجي للهيدروجين هو I.
- التكافؤ المعتاد للأكسجين - II.
- بالنسبة للعناصر غير المعدنية ، يمكن تحديد أدنى تكافؤ بالصيغة 8 - رقم المجموعة التي توجد بها في النظام الدوري. يتم تحديد أعلى رقم ، إن أمكن ، من خلال رقم المجموعة.
- بالنسبة لعناصر المجموعات الفرعية الثانوية ، يكون الحد الأقصى للتكافؤ المحتمل هو نفسه رقم مجموعتهم في الجدول الدوري.
يتم تحديد تكافؤ العناصر الكيميائية وفقًا لصيغة المركب باستخدام الخوارزمية التالية:
- اكتب القيمة المعروفة لأحد العناصر فوق العلامة الكيميائية. على سبيل المثال ، في Mn2O7تكافؤ الأكسجين هو II.
- احسب القيمة الإجمالية ، والتي تحتاج إلى ضرب التكافؤ في عدد ذرات نفس العنصر الكيميائي في الجزيء: 27=14.
- حدد تكافؤ العنصر الثاني المجهول. قسّم القيمة التي تم الحصول عليها في الخطوة 2 على عدد ذرات المنغنيز في الجزيء.
- 14: 2=7. تكافؤ المنجنيز في أكسيده الأعلى هو السابع.
التكافؤ الثابت والمتغير
قيم التكافؤ للهيدروجين والأكسجين مختلفة. على سبيل المثال ، الكبريت في المركب H2S ثنائي التكافؤ ، وفي الصيغة SO3سداسي التكافؤ. يشكل الكربون أول أكسيد الكربون وثاني أكسيد ثاني أكسيد الكربون2مع الأكسجين. في المركب الأول ، تكافؤ C هو II ، وفي الثاني ، IV. نفس القيمة في الميثان CH4.
معظملا تعرض العناصر ثابتًا ، ولكن متغير التكافؤ ، على سبيل المثال ، الفوسفور والنيتروجين والكبريت. أدى البحث عن الأسباب الرئيسية لهذه الظاهرة إلى ظهور نظريات الرابطة الكيميائية ، والأفكار حول غلاف التكافؤ للإلكترونات ، والمدارات الجزيئية. تم شرح وجود قيم مختلفة لنفس الخاصية من وجهة نظر بنية الذرات والجزيئات.
أفكار حديثة عن التكافؤ
تتكون جميع الذرات من نواة موجبة محاطة بإلكترونات سالبة الشحنة. الغلاف الخارجي الذي يشكلونه غير مكتمل. الهيكل المكتمل هو الأكثر استقرارًا ، ويحتوي على 8 إلكترونات (ثماني بتات). يؤدي ظهور رابطة كيميائية بسبب أزواج الإلكترونات الشائعة إلى حالة مواتية بقوة من الذرات.
قاعدة تكوين المركبات هي إكمال الغلاف عن طريق قبول الإلكترونات أو التخلي عن الإلكترونات غير المزدوجة - اعتمادًا على العملية الأسهل. إذا كانت الذرة توفر تكوين جسيمات سالبة رابطة كيميائية ليس لها زوج ، فإنها تشكل عددًا من الروابط مثلها مثل عدد الإلكترونات غير المزاوجة. وفقًا للمفاهيم الحديثة ، فإن تكافؤ ذرات العناصر الكيميائية هو القدرة على تكوين عدد معين من الروابط التساهمية. على سبيل المثال ، في جزيء كبريتيد الهيدروجين H2S ، يكتسب الكبريت التكافؤ II (-) ، حيث تشارك كل ذرة في تكوين زوجين من الإلكترونات. تشير علامة "-" إلى انجذاب زوج إلكترون لعنصر أكثر كهرسلبية. للحصول على قيمة أقل كهربيًا ، تتم إضافة "+" إلى قيمة التكافؤ.
مع آلية المتلقي المانح ، تشارك أزواج الإلكترون لعنصر واحد ومدارات التكافؤ الحرة لعنصر آخر في العملية.
اعتماد التكافؤ على بنية الذرة
لنلقي نظرة على مثال الكربون والأكسجين ، كيف يعتمد تكافؤ العناصر الكيميائية على بنية المادة. يعطي الجدول الدوري فكرة عن الخصائص الرئيسية لذرة الكربون:
- علامة كيميائية - C ؛
- رقم العنصر - 6 ؛
- الأساسية تهمة - +6 ؛
- بروتونات في النواة - 6 ؛
- إلكترونات - 6 ، بما في ذلك 4 إلكترونات خارجية ، 2 منها زوج ، 2 غير زوجي.
إذا شكلت ذرة الكربون في أول أكسيد الكربون رابطتين ، فسيتم استخدام 6 جسيمات سالبة فقط. للحصول على ثماني بتات ، من الضروري أن تشكل الأزواج 4 جسيمات سالبة خارجية. الكربون له التكافؤ IV (+) في ثاني أكسيد و IV (-) في الميثان.
العدد الترتيبي للأكسجين هو 8 ، غلاف التكافؤ يتكون من ستة إلكترونات ، اثنان منهم لا يشكلان أزواج ويشاركان في الترابط الكيميائي والتفاعل مع الذرات الأخرى. تكافؤ الأكسجين النموذجي هو II (-).
التكافؤ وحالة الأكسدة
في كثير من الحالات يكون من الأنسب استخدام مفهوم "حالة الأكسدة". هذا هو الاسم الذي يطلق على شحنة الذرة التي ستكتسبها إذا تم نقل جميع الإلكترونات الرابطة إلى عنصر له قيمة أعلى من الكهرسلبية (EO). رقم الأكسدة في مادة بسيطة هوصفر. تضاف علامة "-" إلى حالة الأكسدة لعنصر EO الأكثر ، وتضاف علامة "+" إلى العنصر الأقل كهربيًا. على سبيل المثال ، بالنسبة لمعادن المجموعات الفرعية الرئيسية ، تكون حالات الأكسدة وشحنات الأيونات نموذجية ، مساوية لرقم المجموعة بعلامة "+". في معظم الحالات ، تكون حالة التكافؤ وحالة الأكسدة للذرات في نفس المركب متماثلة عدديًا. فقط عند التفاعل مع المزيد من الذرات الكهربية ، تكون حالة الأكسدة موجبة ، مع العناصر التي يكون فيها EO أقل ، تكون سالبة. غالبًا ما يتم تطبيق مفهوم التكافؤ على مواد ذات بنية جزيئية فقط.
