العربيةAR⌄
إلكترونات التكافؤ
إلكترونات التكافؤ هي الإلكترونات الأكثر مشاركة في الروابط والتفاعلية، لكن الحد بين التكافؤ والقلب ليس واحدًا لكل العناصر. في عناصر المجموعات الرئيسة يعمل عدّ إلكترونات الغلاف الخارجي جيدًا، أما الفلزات الانتقالية فتدخل إلكترونات ns و(n−1)d معًا في كثير من الكيمياء.
كيف نحدد إلكترونات التكافؤ
نبدأ من التوزيع الإلكتروني ونميز المدارات التي يمكن أن تشارك في الترابط أو التأين ضمن طاقات كيميائية معقولة.
المجموعات الرئيسة
لعناصر s وp يرتبط عدد إلكترونات التكافؤ غالبًا برقم المجموعة: Na يملك 3s¹، وCl يملك 3s²3p⁵ أي سبعة.
القلب مقابل التكافؤ
إلكترونات القلب أكثر ارتباطًا بالنواة ونادرًا ما تشارك مباشرة في الروابط. ومع ذلك فهي تحجب النواة وتؤثر في طاقات إلكترونات التكافؤ.
الفلزات الانتقالية
في Fe مثلًا يمكن أن تشارك إلكترونات 4s و3d في الأكسدة والترابط، لذلك لا يكفي عد إلكترونات أعلى n فقط.
علاقة التكافؤ بموقع العنصر
تكرار أنماط التوزيع الخارجي هو أصل كثير من التشابه الدوري.
المجموعة والتشابه الكيميائي
Li وNa وK كلها تملك إلكترون ns واحدًا خارجيًا، ولهذا تتشارك ميل تكوين +1 رغم اختلاف الحجم وطاقة التأين.
الغازات النبيلة
الغلاف الخارجي الممتلئ يجعل نزع أو إضافة إلكترون أقل ملاءمة في الظروف المعتادة، مع وجود استثناءات كيميائية للعناصر الثقيلة.
قاعدة الثمانية أداة وليست قانونًا. تنجح قاعدة الثمانية في كثير من مركبات الصف الثاني، لكنها لا تصف جيدًا الأنواع ناقصة الإلكترون أو الجذور أو الكيمياء الانتقالية.
من إلكترونات التكافؤ إلى الروابط
عدد الإلكترونات الخارجية يساعد في بناء تراكيب لويس والتنبؤ بالشحنات الشائعة، لكن شكل الجزيء والطاقة يحتاجان معلومات إضافية عن المدارات.
روابط تساهمية وأزواج منفردة. توزع إلكترونات التكافؤ بين روابط وأزواج منفردة؛ لذلك يحدد العد ميزانية لويس قبل اختيار البنية الأكثر معقولية.
تكوين الأيونات. تفقد الفلزات الكهروجابية إلكترونات خارجية بسهولة نسبيًا، بينما تكتسب اللافلزات إلكترونات عندما تكون العملية الكلية مستقرة في المركب.
أدخل رقم مجموعة رئيسة لرؤية عدد إلكترونات التكافؤ التقريبي.
حدود العد البسيط
لا ينبغي تحويل عدد إلكترونات التكافؤ إلى شحنة أو عدد روابط آليًا دون النظر إلى الطاقة والبنية والرنين وحالات الأكسدة الممكنة.
في عناصر المجموعات الرئيسية يمكن غالبًا ربط عدد إلكترونات التكافؤ برقم المجموعة، لكن هذه القاعدة لا تُنقل حرفيًا إلى الفلزات الانتقالية. فمدارات ns و(n−1)d قد تكون متقاربة في الطاقة، وقد تشارك مجموعتان من الإلكترونات في الترابط أو في حالات الأكسدة المختلفة.
تمثيلات لويس مفيدة لأنها تُظهر إلكترونات الغلاف الخارجي والأزواج المنفردة، لكنها لا تصف شكل المدار أو كثافة الإلكترون الفعلية. عند مقارنة نوعين كيميائيين يجب فصل سؤال «كم إلكترون تكافؤ نعد؟» عن سؤال «أين توجد الكثافة الإلكترونية؟».
طاقة التأين تعطي اختبارًا تجريبيًا لفكرة التكافؤ: بعد إزالة الإلكترونات الخارجية الأسهل، تظهر قفزة كبيرة عندما يبدأ نزع إلكترون من غلاف داخلي أكثر ارتباطًا. لذلك تساعد سلسلة طاقات التأين على تحديد الحد العملي بين إلكترونات التكافؤ واللب.
تمارين محلولة
استخدم الآلية الفيزيائية أو قواعد المحاسبة قبل تطبيق الاختصار.
الكلور
الكلور
الحل: Cl: [Ne]3s²3p⁵، لذلك سبعة إلكترونات تكافؤ في نموذج المجموعات الرئيسة.
الكالسيوم
الكالسيوم
الحل: Ca: [Ar]4s²، لذلك إلكترونا تكافؤ وغالبًا حالة +2.
الحديد
الحديد
الحل: Fe لا يُختزل إلى قاعدة «أعلى n فقط»؛ إلكترونات 3d و4s تدخل في حالات أكسدة وترابط متعددة.