التكافؤ (الكيمياء)

في الكيمياء ، يُعرف التكافؤ (أو التكافؤ ) للذرة بأنه مقياس لقدرتها على الارتباط بذرات أخرى عند تكوين المركبات أو الجزيئات الكيميائية . يُفهم التكافؤ عمومًا على أنه عدد الروابط الكيميائية التي تُشكلها كل ذرة من عنصر كيميائي معين عادةً. تُعتبر الروابط الثنائية رابطتين، والثلاثية ثلاث روابط، والرباعية أربع روابط ، والخماسية خمس روابط، والسداسية ست روابط . في معظم المركبات، يكون تكافؤ الهيدروجين 1، والأكسجين 2، والنيتروجين 3، والكربون 4. يجب عدم الخلط بين التكافؤ والمفاهيم ذات الصلة مثل عدد التناسق ، وحالة الأكسدة ، وعدد إلكترونات التكافؤ لذرة معينة.

التكافؤ هو قدرة ذرة عنصر معين على الارتباط، ويُحدد بعدد ذرات الهيدروجين التي تتحد معها. في الميثان ، يكون تكافؤ الكربون 4؛ وفي الأمونيا ، يكون تكافؤ النيتروجين 3؛ وفي الماء، يكون تكافؤ الأكسجين 2؛ وفي كلوريد الهيدروجين، يكون تكافؤ الكلور 1. وبما أن تكافؤ الكلور هو 1، فإنه يُمكن أن يحل محل الهيدروجين في العديد من المركبات. أما الفوسفور، فيكون تكافؤه 3 في _{الفوسفين} ( PH₃ ) و5 في خماسي كلوريد الفوسفور ( PCl₅ ₎ ، مما يدل على أن العنصر الواحد قد يمتلك أكثر من تكافؤ واحد. تمثل الصيغة البنائية للمركب ترابط الذرات، حيث تُرسَم خطوط بين ذرتين لتمثيل الروابط. ^{[ 1 ]} يُبين الجدولان أدناه أمثلة على مركبات مختلفة، وصيغها البنائية، وتكافؤات كل عنصر من عناصر المركب.

مُجَمَّع	الهيدروجين H2​	CH 4 الميثان	البروبان C3H8​​​	بروبيلين C3H6​​​	الأسيتيلين C2H2​​​
رسم بياني
التكافؤات	الهيدروجين:  1	الكربون:  4 الهيدروجين:  1	الكربون:  4 الهيدروجين:  1	الكربون:  4 الهيدروجين:  1	الكربون:  4 الهيدروجين:  1

مُجَمَّع	الأمونيا NH3​	سيانيد الصوديوم (NaCN)	PSCl 3 كلوريد الثيوفوسفوريل	كبريتيد الهيدروجين H2S​	حمض الكبريتيك H 2 SO 4	حمض ثنائي الكبريتيك H₂S₂O₆​​​	Cl 2 O 7 سباعي أكسيد ثنائي الكلور	XeO 4 رباعي أكسيد الزينون
رسم بياني
التكافؤات	النيتروجين:  3 الهيدروجين:  1	الصوديوم:  1 الكربون:  4 النيتروجين:  3	الفوسفور:  5 الكبريت:  2 الكلور:  1	الكبريت:  2 الهيدروجين:  1	الكبريت:  6 الأكسجين:  2 الهيدروجين:  1	الكبريت:  6 الأكسجين:  2 الهيدروجين:  1	الكلور:  7 الأكسجين:  2	زينون:  8 الأكسجين:  2

يُعرّف الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) التكافؤ على النحو التالي: ^{[ 2 ]}

الحد الأقصى لعدد الذرات أحادية التكافؤ (ذرات الهيدروجين أو الكلور في الأصل) التي يمكن أن تتحد مع ذرة من العنصر قيد الدراسة، أو مع جزء منه، أو التي يمكن استبدال ذرة من هذا العنصر بها.

وصف حديث بديل هو: ^{[ 3 ]}

عدد ذرات الهيدروجين التي يمكن أن تتحد مع عنصر في هيدريد ثنائي أو ضعف عدد ذرات الأكسجين التي تتحد مع عنصر في أكسيده أو أكاسيده.

يختلف هذا التعريف عن تعريف الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) حيث يمكن القول أن للعنصر أكثر من تكافؤ واحد.

يعود أصل كلمتي valence (جمعها valences) و valency (جمعها valencies) إلى عام 1425، بمعنى "مستخلص، تحضير"، من الكلمة اللاتينية valentia " قوة ، قدرة " ، من الكلمة السابقة valor " قيمة ، جدارة"، والمعنى الكيميائي الذي يشير إلى "قوة العنصر في الجمع" مسجل منذ عام 1884، من الكلمة الألمانية Valenz . ^{[ 4 ]}

طُوِّر مفهوم التكافؤ في النصف الثاني من القرن التاسع عشر، وساعد بنجاح في تفسير التركيب الجزيئي للمركبات العضوية وغير العضوية. ^{[ 1 ]} وقد أدى البحث عن الأسباب الكامنة وراء التكافؤ إلى ظهور النظريات الحديثة للروابط الكيميائية، بما في ذلك الذرة المكعبة (1902)، وبنى لويس (1916)، ونظرية رابطة التكافؤ (1927)، والمدارات الجزيئية (1928)، ونظرية تنافر أزواج إلكترونات غلاف التكافؤ (1958)، وجميع الطرق المتقدمة للكيمياء الكمية .

في عام 1789، نشر ويليام هيغينز آراءً حول ما أسماه تركيبات الجسيمات "النهائية"، والتي مهدت لمفهوم روابط التكافؤ . ^{[ 5 ]} على سبيل المثال، إذا كانت القوة بين الجسيم النهائي للأكسجين والجسيم النهائي للنيتروجين، وفقًا لهيغينز، تساوي 6، فسيتم تقسيم قوة هذه القوة وفقًا لذلك، وكذلك بالنسبة للتركيبات الأخرى للجسيمات النهائية (انظر الرسم التوضيحي).

مع ذلك، يمكن تتبع البداية الدقيقة لنظرية التكافؤ الكيميائي إلى ورقة بحثية نشرها إدوارد فرانكلاند عام 1852، حيث جمع فيها بين نظرية الجذور الحرة القديمة وأفكار حول الألفة الكيميائية، ليُبين أن بعض العناصر تميل إلى الاتحاد مع عناصر أخرى لتكوين مركبات تحتوي على 3 مكافئات من العناصر المرتبطة بها، أي في المجموعات الثلاثية الذرات (مثل NO₃ ، _NH₃ ، _NI₃ ، إلخ ₎ ، أو 5 مكافئات من العناصر الخماسية الذرات (مثل NO₅ _، NH₄O ، PO₅ ، إلخ _{) . ووفقًا له، فإن هذه} هي الطريقة الأمثل لتلبية تقاربها، ومن خلال هذه الأمثلة والمسلمات، يُوضح مدى وضوح [ ^{6 ] .}

يسود هنا اتجاه أو قانون، وبغض النظر عن خصائص الذرات المتحدّة، فإن قوة الجمع للعنصر الجاذب، إن جاز التعبير، تتحقق دائمًا بنفس عدد هذه الذرات.

أُطلق على هذه "القدرة على الجمع" فيما بعد اسم التكافؤ الكمي أو التكافؤ (والتكافؤ عند الكيميائيين الأمريكيين). ^{[ 5 ]} في عام 1857، اقترح أوغست كيكولي تكافؤات ثابتة للعديد من العناصر، مثل 4 للكربون، واستخدمها لاقتراح الصيغ البنائية للعديد من الجزيئات العضوية ، والتي لا تزال مقبولة حتى اليوم.

احتوى كتاب لوثار ماير الصادر عام 1864 بعنوان " النظريات الحديثة للكيمياء " على نسخة مبكرة من الجدول الدوري تضم 28 عنصرًا، حيث صنف العناصر لأول مرة إلى ست مجموعات حسب تكافؤها . وكانت الجهود المبذولة لتنظيم العناصر حسب الوزن الذري قد تعثرت حتى ذلك الحين بسبب الاستخدام الواسع للأوزان المكافئة للعناصر، بدلاً من الأوزان الذرية. ^{[ 7 ]}

عرّف معظم الكيميائيين في القرن التاسع عشر تكافؤ العنصر بأنه عدد روابطه دون تمييز بين أنواع التكافؤ أو الروابط المختلفة. مع ذلك، في عام 1893، وصف ألفريد فيرنر معقدات التناسق للمعادن الانتقالية مثل [ Co(NH3 ₎ 6 _] Cl3 _، حيث ميّز بين التكافؤ الرئيسي والتكافؤ الثانوي (بالألمانية: 'Hauptvalenz' و'Nebenvalenz')، وهما ما يتوافق مع المفاهيم الحديثة لحالة الأكسدة وعدد التناسق على التوالي.

بالنسبة لعناصر المجموعة الرئيسية ، في عام 1904، نظر ريتشارد أبيج في التكافؤات الموجبة والسالبة ( حالات الأكسدة القصوى والدنيا)، واقترح قاعدة أبيج التي تنص على أن الفرق بينهما غالبًا ما يكون 8.

يُعرّف تعريف بديل للتكافؤ، طُوّر في عشرينيات القرن الماضي ويحظى بمؤيدين معاصرين، بأنه يختلف في الحالات التي لا تكون فيها الشحنة الرسمية للذرة صفرًا. ويُعرّف هذا التعريف تكافؤ ذرة معينة في جزيء تساهمي بأنه عدد الإلكترونات التي استخدمتها الذرة في تكوين الروابط: ^{[ 8 ] [ 9 ] [ 10 ] [ 11 ] [ 12 ]}

التكافؤ = عدد الإلكترونات في غلاف التكافؤ للذرة الحرة - عدد الإلكترونات غير الرابطة على الذرة في الجزيء ،

أو ما يعادل ذلك:

التكافؤ = عدد الروابط + الشحنة الرسمية .

^{في هذا الاصطلاح ،} يرتبط النيتروجين في أيون الأمونيوم [ NH4 ] ⁺ بأربع ذرات هيدروجين، ولكنه يعتبر خماسي التكافؤ لأن جميع إلكترونات التكافؤ الخمسة للنيتروجين تشارك في الرابطة. ^{[ 8} _]

بالنسبة للعناصر الموجودة في المجموعات الرئيسية للجدول الدوري ، يمكن أن يتراوح التكافؤ بين 1 و 8.

تشترك العديد من العناصر في تكافؤ واحد مرتبط بموقعها في الجدول الدوري، ويُفسَّر هذا الأمر حاليًا بقاعدة الثمانية . تُستخدم البادئات العددية اليونانية/اللاتينية (أحادي/أحادي، ثنائي/ثنائي، ثلاثي/ثلاثي، وهكذا) لوصف الأيونات في حالات الشحنة 1، 2، 3، وهكذا على التوالي. يشير مصطلح تعدد التكافؤ إلى الأنواع التي لا تقتصر على عدد محدد من روابط التكافؤ . الأنواع ذات الشحنة الواحدة أحادية التكافؤ. على سبيل المثال، كاتيون السيزيوم ( Cs ⁺ ) هو كاتيون أحادي التكافؤ، بينما كاتيون الكالسيوم ( Ca2 ⁺⁾ هو كاتيون ثنائي التكافؤ، وكاتيون الحديد (Fe3 ⁺⁾ هو كاتيون ثلاثي التكافؤ. على عكس السيزيوم والكالسيوم، يمكن أن يوجد الحديد (Fe) أيضًا في حالات شحنة أخرى، لا سيما 2+ و4+، ولذلك يُعرف بأنه أيون متعدد التكافؤ. ^{[ 16 ]} عادةً ما تكون الفلزات الانتقالية والفلزات الموجودة على اليمين متعددة التكافؤ، ولكن لا يوجد نمط بسيط للتنبؤ بتكافؤها. ^{[ 17 ]}

† تُستخدم نفس الصفات أيضًا في الطب للإشارة إلى فعالية اللقاح، مع اختلاف طفيف يتمثل في أن كلمة "quadri-" في المعنى الأخير أكثر شيوعًا من كلمة "tetra-" .

‡ كما يتضح من عدد مرات الوصول في بحث جوجل على الويب ومجموعات بحث جوجل بوكس ​​(تم الوصول إليها في عام 2017).

§ يمكن العثور على بعض الأشكال الأخرى في مجموعات كبيرة من النصوص الإنجليزية (على سبيل المثال، *quintavalent، *quintivalent، *decivalent )، لكنها ليست الأشكال المتعارف عليها في اللغة الإنجليزية، وبالتالي لا يتم إدخالها في القواميس الرئيسية.

نظراً لغموض مصطلح التكافؤ، ^{[ 18 ]} تُفضّل حالياً رموز أخرى. فإلى جانب رمز لامدا، كما هو مستخدم في تسمية الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) للكيمياء غير العضوية ، ^{[ 19 ]} تُعدّ حالة الأكسدة مؤشراً أوضح على الحالة الإلكترونية للذرات في الجزيء.

تُحدد حالة الأكسدة لذرة في جزيء عدد إلكترونات التكافؤ التي اكتسبتها أو فقدتها. ^{[ 20 ]} وعلى عكس عدد التكافؤ، يمكن أن تكون حالة الأكسدة موجبة (للذرة الكهروإيجابية) أو سالبة (للذرة الكهروسلبية ).

العناصر ذات حالة الأكسدة العالية لها حالة أكسدة أعلى من +4، وكذلك العناصر ذات حالة التكافؤ العالية ( العناصر فائقة التكافؤ ) لها تكافؤ أعلى من 4. على سبيل المثال، في البيركلورات ClO − 4 ، يحتوي الكلور على 7 روابط تكافؤ (وبالتالي، فهو سباعي التكافؤ، أي أن تكافؤه 7)، وحالة أكسدته +7؛ وفي رباعي أكسيد الروثينيوم RuO ₄ ، يحتوي الروثينيوم على 8 روابط تكافؤ (وبالتالي، فهو ثماني التكافؤ، أي أن تكافؤه 8)، وحالة أكسدته +8.

في بعض الجزيئات، يوجد فرق بين التكافؤ وحالة الأكسدة لذرة معينة. على سبيل المثال، في جزيء ثنائي فلوريد الكبريت ₍ S₂F₁₀ ₎ ، ترتبط كل ذرة كبريت بست روابط تكافؤ (خمس روابط أحادية مع ذرات الفلور ورابطة أحادية واحدة مع ذرة الكبريت الأخرى). وبالتالي، تكون كل ذرة كبريت سداسية التكافؤ (أي تكافؤها 6)، ولكن حالة أكسدتها +5. في جزيء الأكسجين (O₂ ) _، ترتبط كل ذرة أكسجين برابطتي تكافؤ، لذا فهي ثنائية التكافؤ (تكافؤها 2)، ولكن حالة أكسدتها 0. في جزيء الأسيتيلين (H−C≡C−H )، ترتبط كل ذرة كربون بأربع روابط تكافؤ (رابطة أحادية واحدة مع ذرة الهيدروجين ورابطة ثلاثية مع ذرة الكربون الأخرى ). تكون كل ذرة كربون رباعية التكافؤ (تكافؤها 4)، ولكن حالة أكسدتها -1.

أمثلة

تغير التكافؤ مقابل حالة الأكسدة للروابط بين عنصرين مختلفين

مُجَمَّع	صيغة	التكافؤ	حالة الأكسدة	رسم بياني
كلوريد الهيدروجين	حمض الهيدروكلوريك	H = 1  Cl = 1	H = +1  Cl = −1	H-Cl
حمض البيركلوريك *	HClO 4	H = 1  Cl = 7  O = 2	H = +1  Cl = +7  O = −2
الميثان	الفصل 4	ج = 4  هـ = 1	ج = −4  هـ = +1
ثنائي كلورو الميثان **	CH 2 Cl 2	C = 4  H = 1  Cl = 1	C = 0  H = +1  Cl = −1
أكسيد الحديدوز ***	FeO	Fe = 2  O = 2	Fe = +2  O = −2	Fe=O
أكسيد الحديديك ***	Fe 2 O 3	Fe = 3  O = 2	Fe = +3  O = −2	O=Fe−O−Fe=O
هيدريد الصوديوم	لا	Na = 1  H = 1	Na = +1  H = −1	Na-H

* أيون البيركلورات ClO⁻⁴ أحادي التكافؤ ، أي أن تكافؤه 1. ** قد تختلف التكافؤات عن القيم المطلقة لحالات الأكسدة بسبب اختلاف قطبية الروابط. على سبيل المثال، في ثنائي كلورو الميثان CH₂Cl₂ ، _يكون تكافؤ الكربون 4 ولكن حالة أكسدته 0. *** تظهر أكاسيد الحديد في بنية بلورية ، لذا لا يمكن تحديد جزيء نموذجي. في أكسيد الحديدوز، _تكون حالة أكسدة الحديد +2؛ وفي أكسيد الحديديك، تكون حالة أكسدته +3.

تغير التكافؤ مقابل حالة الأكسدة للروابط بين ذرتين من نفس العنصر

مُجَمَّع	صيغة	التكافؤ	حالة الأكسدة	رسم بياني
هيدروجين	H 2	H = 1	H = 0	H−H
الكلور	Cl 2	Cl = 1	Cl = 0	Cl−Cl
بيروكسيد الهيدروجين	H 2 O 2	H = 1  O = 2	H = +1  O = −1
الهيدرازين	N 2 H 4	H = 1  N = 3	H = +1  N = −2
ديكافلوريد ثنائي الكبريت	S 2 F 10	S = 6  F = 1	S = +5  F = −1
حمض ثنائي الثيونيك	H2S2O6​​​​​	S = 6  O = 2  H = 1	S = +5  O = −2  H = +1
سداسي كلورو الإيثان	C 2 Cl 6	C = 4  Cl = 1	C = +3  Cl = −1
الإيثيلين	C 2 H 4	ج = 4  هـ = 1	ج = −2  هـ = +1
الأسيتيلين	C 2 H 2	ج = 4  هـ = 1	ج = −1  ح = +1	H−C≡C−H
كلوريد الزئبق (I)	Hg 2 Cl 2	الزئبق = 2،  الكلور = 1	Hg = +1  Cl = −1	Cl−Hg−Hg−Cl

كان فرانكلاند يرى أن تكافؤ العنصر (استخدم مصطلح "الذرية") هو قيمة واحدة تُطابق القيمة القصوى المُلاحظة. ويكون عدد التكافؤات غير المُستخدمة في ذرات ما يُسمى الآن بعناصر المجموعة p زوجيًا عمومًا، واقترح فرانكلاند أن هذه التكافؤات غير المُستخدمة تُشبع بعضها بعضًا. على سبيل المثال، يبلغ أقصى تكافؤ للنيتروجين 5، وعند تكوين الأمونيا يتبقى تكافؤان غير مُرتبطين؛ ويبلغ أقصى تكافؤ للكبريت 6، وعند تكوين كبريتيد الهيدروجين يتبقى أربعة تكافؤات غير مُرتبطة. ^{[ 21 ] [ 22 ]}

بذل الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) عدة محاولات للتوصل إلى تعريف واضح لا لبس فيه للتكافؤ. النسخة الحالية، التي اعتُمدت عام 1994: ^{[ 23 ]}

الحد الأقصى لعدد الذرات أحادية التكافؤ (ذرات الهيدروجين أو الكلور في الأصل) التي يمكن أن تتحد مع ذرة من العنصر قيد الدراسة، أو مع جزء منه، أو التي يمكن استبدال ذرة من هذا العنصر بها. ^{[ 2 ]}

استُخدم الهيدروجين والكلور في الأصل كمثالين على الذرات أحادية التكافؤ، نظرًا لقدرتهما على تكوين رابطة أحادية واحدة فقط. يمتلك الهيدروجين إلكترون تكافؤ واحد فقط ، ولا يمكنه تكوين سوى رابطة واحدة مع ذرة ذات غلاف خارجي غير مكتمل . أما الكلور، فيمتلك سبعة إلكترونات تكافؤ ، ولا يمكنه تكوين سوى رابطة واحدة مع ذرة تتبرع بإلكترون تكافؤ لإكمال غلافه الخارجي. مع ذلك، يمكن أن يمتلك الكلور حالات أكسدة تتراوح من +1 إلى +7، ويمكنه تكوين أكثر من رابطة واحدة عن طريق التبرع بإلكترونات التكافؤ .

يحتوي الهيدروجين على إلكترون تكافؤ واحد فقط، ولكنه يستطيع تكوين روابط مع أكثر من ذرة. في أيون _ثنائي الفلوريد ( [ HF2 ] ⁻ )، على سبيل المثال، يُكوّن رابطة ثلاثية المراكز رباعية الإلكترونات مع ذرتي فلوريد:

[ F−HF ⁻ ↔ F ⁻ H−F]

مثال آخر هو _{الرابطة} ثلاثية المراكز ذات الإلكترونين في _ثنائي البوران ( B2H6 ) .

تستند أعلى قيم التكافؤ للعناصر إلى البيانات الواردة في قائمة حالات الأكسدة للعناصر . ويتم عرضها بواسطة رمز اللون في أسفل الجدول.

أقصى تكافؤ للعناصر
	1	2		3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
المجموعة →
↓ فترة
1	1 ساعة																		2 هو
2	3 لي	4 كن												5 ب	6 درجة مئوية	7 شمالاً	8 O	9 فهرنهايت	10 شمال شرق
3	11 نا	12 ملغ												13 أ	14 سي	15 بنساً	16 جنوباً	17 سنتيلتر	18 أر
4	19 ألف	20 كالوري		21 Sc	22 تيرابايت	23 فولت	24 كرور	25 مليون	26 Fe	27 شركة	28 ني	29 بوصة مكعبة	30 زنك	31 غا	32 جيجا	33 كما	34 جنوب شرق	35 بر	36 كرونة
5	37 روبية	38 كبير		39 سنة	40 زركونيوم	41 نب	42 شهرًا	43 تي سي	44 Ru	45 Rh	46 رطلاً	47 أغ	48 Cd	49 بوصة	50 سن	51 Sb	52 تيرابايت	53 أنا	54 زينون
6	55 سي إس	56 با		71 لو	72 Hf	73 تا	74 غرباً	75 ري	76 أونصة	77 Ir	78 نقطة	79 أستراليا	80 زئبق	81 تلا	82 رصاص	83 بي	84 بو	85 في	86 Rn
7	87 فرنك فرنسي	88 را		103 Lr	104 Rf	105 ديسيبل	106 سنتيمتر مكعب	107 به	108 ساعة	109 جبل	110 ديسي	111 Rg	112 سن	113 نيو هامبشاير	114 طابق	115 ماك	116 Lv	117 تسلا	118 أونصة
				57 لا	58 م	59 Pr	60 ند	61 مساءً	62 سم	63 يورو	64 جنيهًا إسترلينيًا	65 تيرابايت	66 داي	67 هو	68 إر	69 طن متر	70 Yb
				89 فدان	90​	91 باسكال	92 يو	93 Np	94 بو	95 صباحًا	96 سم	97 كتاب	98 درجة مئوية	99 إس	100 إف إم	101 ماريلاند	102 لا
تعتمد أعلى مستويات التكافؤ على قائمة حالات الأكسدة للعناصر.
٠ ١ ٢ ٣ ٤ ٥ ٦ ٧ ٨ ٩ غير معروف. لون الخلفية يُشير إلى أعلى  تكافؤ للعنصر الكيميائي. بدائي من التحلل ، حدود اصطناعية تُظهر التواجد الطبيعي للعنصر

• قاعدة أبيج
• حالة الأكسدة