تكافؤ العنصر الكيميائي هو مقياس قدرة ذرة هذا العنصر على الارتباط مع ذرات عناصر أخرى. يُعبّر عنه بعدد الروابط التساهمية التي يمكن للذرة أن تُكوّنها، أو عدد الأيونات التي يمكن أن تُكتسب أو تُفقد.

هناك عدة طرق للتعبير عن التكافؤ، ولكنها كلها تعكس نفس المفهوم الأساسي :

*

التكافؤ الصريح (أو التكافؤ الظاهري):

هذا هو عدد الروابط الكيميائية التي تُشكلها ذرة العنصر مع ذرات أخرى. مثلاً، للتكافؤ الكربون في الميثان (CH₄) هو 4، لأنه يشكل أربعة روابط تساهمية مع أربع ذرات هيدروجين.

*

التكافؤ الأيوني:

هذا هو الشحنة الموجبة أو السالبة على أيون العنصر. مثلاً، تكافؤ الصوديوم (Na⁺) هو +1 لأنه يفقد إلكترون واحد ليُصبح أيونًا موجبًا، بينما تكافؤ الكلور (Cl⁻) هو -1 لأنه يكتسب إلكترونًا ليُصبح أيونًا سالبًا.

*

التكافؤ الكيميائي:

هذا مصطلح أوسع يشير إلى القدرة الكلية للعنصر على التفاعل كيميائياً، وهو يعكس جميع الطرق التي يمكن أن يرتبط بها العنصر مع عناصر أخرى، بما في ذلك الترابط الأيوني والتساهمي والتنسيقي.

أهم الملاحظات حول التكافؤ:

* ليس ثابتًا:

بعض العناصر لها تكافؤات متعددة، اعتمادًا على نوع التفاعل الكيميائي الذي تشارك فيه. مثلاً، الحديد يمكن أن يكون له تكافؤ +2 أو +3.
*

متعلق بالتركيب الإلكتروني:

تكافؤ العنصر يتعلق بشكل أساسي بعدد الإلكترونات في مداره الأخير (إلكترونات التكافؤ).
*

مهم في التسمية الكيميائية:

يُستخدم التكافؤ في كتابة الصيغ الكيميائية وتسمية المركبات.

أمثلة على تكافؤ بعض العناصر:

*

الهيدروجين (H):

تكافؤه +1 (يفقد إلكترون واحد)
*

الأكسجين (O):

تكافؤه -2 (يكتسب إلكترونين)
*

الصوديوم (Na):

تكافؤه +1
*

الكلور (Cl):

تكافؤه -1
*

الكربون (C):

تكافؤه 4 (يُشكل أربعة روابط)
*

الحديد (Fe):

تكافؤه +2 أو +3

يجب الانتباه إلى أن فهم التكافؤ يُساعد بشكل كبير على فهم التفاعلات الكيميائية وكيفية تشكيل المركبات الكيميائية. يُمكنك الرجوع إلى جدول دوري مفصل للعثور على تكافؤات عناصر إضافية.