تعريف جدول التكافؤ

يتم توزيع إلكترونات الذرة في منطقة o منطقة حول ال النواة. هذه المنطقة لديها حوالي المستويات من عند طاقة التي تشكل مدارات ، والتي يتم تمثيلها بالحروف أو الأرقام. وبالتالي ، فإن عدد الإلكترونات الموجودة في المدار الأكثر تطرفًا يُعرف بـ a فئة، إلكترونات التكافؤ.

يسمى المدار الأكثر تطرفا بدوره مدار التكافؤ.

الحد الأقصى لعدد الإلكترونات التي يمكن استيعابها في أقصى مدار هو ثمانية. لهذا السبب ، يُزعم أن العناصر ذات المدار المتطرف والكامل لها تكوين ثماني بتات.

لا تتحد هذه الأنواع من العناصر بسهولة مع العناصر الأخرى ، وبالتالي فهي قليلة التفاعل.

وبعبارة أخرى ، فإن قدرتهم على الاندماج لا شيء عمليًا.

تميل العناصر التي يكون مدار التكافؤ فيها غير مكتمل إلى إكمال تكوينها الثماني وينتهي بها الأمر إلى الاندماج مع ذرات من نفس النوع أو نوع مختلف. وبالتالي ، فإن قدرة الذرة على الاندماج مع ذرة أخرى تسمى التكافؤ.

يشير شكل التكافؤ إلى الاحتمالات التي تمتلكها الذرة عند الدمج مع أخرى لتحقيق مركب. يرتبط هذا المقياس بكمية الروابط الكيميائية التي أنشأتها ذرات عنصر من هذا القبيل الفئة.

هناك عدة أنواع أو طرائق التكافؤ.

العناصر الثابتة لها طريقة واحدة فقط للجمع وجميع حالاتها موجبة (بعض العناصر مع هذه الخاصية هي الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم والفضة والمغنيسيوم والزنك).

المتغيرات لها طريقتان أو أكثر للجمع (النحاس والزئبق والقصدير والرصاص والبلاتين لها هذه الخصوصية).

هناك أيضًا تكافؤ ثابت لللافلزات (على سبيل المثال ، في الهيدروجين أو الفلور أو الأكسجين) والتكافؤ المتغير للمعادن.

على أي حال ، كل هؤلاء الميزات يتم تنظيمها حسب الجداول حيث يتم تجميع العناصر الكيميائية المختلفة.

مثال توضيحي يتعلق بقدرة العناصر الكيميائية على الاندماج

تتحد العناصر مع العناصر الأخرى بطرق مختلفة: فقدان الإلكترونات أو الحصول عليها أو مشاركتها. على سبيل المثال ، التكوين الإلكتروني للصوديوم (Na) هو 2 ، 8 ، 1 وتكوين الكلور (Cl) هو 2 ، 8 ، 7 ، وبالتالي ، من الأسهل على الصوديوم أن يفقد واحدًا. إلكترون يجب أن يكتسب سبعة إلكترونات لإكمال ثماني بتات (على العكس من ذلك ، يقبل الكلور بسهولة إلكترونًا واحدًا لإكمال ثماني بتات بدلاً من فقدان سبعة إلكترونات).

بعبارة أخرى ، كل من الصوديوم والكلور لهما تكافؤ 1 ، لأن سعة الجمع بينهما هي 1.