تكافو

Valency - Valence

التكافؤ

 

التكافؤ Valencyهو مفهوم يستعمل، بوجه عام، في الكيمياء لتعيين القيمة الاتحادية لذرة أو مجموعة ذرات أو أيون بسيط أو معقد.

استُخدم مفهوم التكافؤ في القرن الماضي استخداماً بسيطاً جداً، إذ أخذ الهدروجين عنصراً للمقارنة، فكان تكافؤ عنصر غير معدني هو قيمته الاتحادية مع الهدروجين، وكان تكافؤ عنصر معدني هو عدد ذراته التي تحل محل الهدروجين في مركب ما. فعلى سبيل المثال: يكون تكافؤ الكلور Cl واحداً في HCl وتكافؤ الأكسجين O اثنين في H₂O، وتكافؤ النتروجين N ثلاثة في NH₃؛ كما أن تكافؤ الصوديوم Na واحد في NaCl، وتكافؤ الكلسيوم Ca اثنان في CaCl₂، وتكافؤ الألمنيوم Al ثلاثة في AlCl₃.

كذلك اتُّخذ الأكسجين عنصراً للمقارنة في المركبات الأكسجينية، مثل: N₂O، CO، SiO₂، SO₃،.. حيث يُرى أن تكافؤ النتروجين يساوي واحداً وتكافؤ الكربون يساوي اثنين، وتكافؤ السيليسيوم أربعة وتكافؤ الكبريت ستة بافتراض أن تكافؤ الأكسجين اثنان.

وتظهر الخاصية الدورية لصفات العناصر واضحة أكثر الوضوح في قيم تكافؤ العناصر الممثَّلة في المجموعات (الفصائل) A؛ فالتكافؤ الاعتيادي الأكثر شيوعاً للعنصر في كلٍ من المجموعات الأولى A حتى المجموعة A الرابعة يساوي رقم المجموعة، أما تكافؤ العنصر في كلٍ من المجموعات A الخامسة والسادسة والسابعة فيساوي حاصل طرح رقم المجموعة من العدد A. فالليثيوم Li من المجموعة الأولىA أحادي التكافؤ في مركبه LiCl، والباريوم Ba من المجموعة الثانية A ثنائي التكافؤ في BaO، والألمنيوم Al من المجموعة الثالثة A ثلاثي التكافؤ في AlCl₃، والفسفورP من المجموعة الخامسة A ثلاثي التكافؤ في PCl₃، والكبريت A من المجموعة السادسة A ثنائي التكافؤ في H₂S.

ولكن كل ما سبق ذكره لا يخضع لأية مبادئ نظرية في طبيعة الرابطة الكيمياوية، فمعظم العناصر في مركباتها المختلفة تظهر تكافؤات مختلفة، ولا يمكن الجزم بتحديد تكافؤ عنصر ما بقيمة واحدة. وقد أدى تطور نظريات الرابطة الكيمياوية[ر] إلى وضع أساس نظري لمفهوم التكافؤ وإلى التمييز بين التكافؤ الكهربائي electrovalence والتكافؤ المشترك cooalence والتكافؤ التساندي coordinence.

فالتكافؤ الكهربائي أو التكافؤ الإيوني هو العدد الصحيح الذي يعبِّر عن شحنة الإيون إذا أُخذت شحنة الإلكترون واحدة للشحنة. فالذرة التي فقدت أحد إلكتروناتها السطحية تكون موجبة الشحنة، أما الذرة التي اكتسبت إلكتروناً فتكون سالبة الشحنة، وتكون قوى الجذب بين هذه الأيونات المتعاكسة شديدة، ويتدخل هذا التكافؤ في قوانين فارادي وفي تكوين المركبات الأيونية.

التكافؤ المشترك

يتزاوج أحد إلكترونات الطبقة السطحية لذرة مع أحد إلكترونات الطبقة السطحية لذرة أخرى ويصبح زوج الإلكترونات هذا من نصيب كلتا النواتين، وتكون السوية السطحية لكلتا الذرتين المكوِّنتين للجزيء محققة قاعدة الثمانية.

وترتبط عادة نواتا ذرتين وزوج أو زوجان أو ثلاثة أزواج من الإلكترونات في الروابط المشتركة، وتكون الرابطة أحادية في Cl:Cl وثنائية في O::O، وثلاثية في N:::N.

أمَّا التكافؤ التساندي فهو نوع من أنواع المشترك، إذ تُسهم إحدى الذرتين بكلا الإلكترونين وهي الذرة المانحة، ويتم اقتسام زوج الإلكترونات بين هاتين الذرتين لتشكيل الرابطة التساندية التي تُميَّز بسهم يتجه من الذرة المانحة. ويقوم التكافؤ التساندي بدور هام في تصنيف المركبات المعقدة ودراستها.

 

مروان البحرة

 

الموضوعات ذات الصلة:

 

الرابطة الكيميائية.

 

مراجع للاستزادة:

 

- E.Cartwel & G.W.Fowles, Valency and Molecular Structure (London 1966).

- G.Dupont, Le valence chimique (Delmas, Bordeaux (1933).

---

- التصنيف : الكيمياء و الفيزياء - النوع : علوم - المجلد : المجلد السادس - رقم الصفحة ضمن المجلد : 764 مشاركة :