يتم توزيع إلكترونات الذرة في منطقة أو منطقة حول النواة. تحتوي هذه المنطقة على مستويات طاقة تشكل مدارات ، والتي يتم تمثيلها بأحرف أو بأرقام. وهكذا ، فإن عدد الإلكترونات الموجودة في المدار الأكثر تطرفًا يُعرف باسم إلكترونات التكافؤ.

المدار الأكثر تطرفا يسمى بدوره مدار التكافؤ.

الحد الأقصى لعدد الإلكترونات التي يمكن استيعابها في المدار الأكثر تطرفًا هو ثمانية. ولهذا السبب ، يُزعم أن العناصر ذات المدار المتطرف والكامل تمامًا تحتوي على تكوين ثماني.

لا يتم دمج هذه الأنواع من العناصر بسهولة مع العناصر الأخرى ، وبالتالي ، يكون لها تفاعل قليل جدًا

وبعبارة أخرى ، فإن قدرته على الجمع عمليا لا شيء.

تميل العناصر التي يكون مدار تكافؤها غير مكتمل إلى اتمام تكوين ثماني وحدات ثم ينتهي الأمر بالاندماج مع ذرات من نفس النوع أو نوع مختلف. وبالتالي ، فإن قدرة الذرة على الاندماج مع ذرة أخرى تسمى التكافؤ.

يشير شكل التكافؤ إلى الإمكانيات التي تمتلكها الذرة عندما يتم دمجها مع أخرى لتكوين مركب. يرتبط هذا القياس بعدد الروابط الكيميائية التي تحددها ذرات عنصر من هذه الفئة.

هناك عدة أنواع أو طرائق للتكافؤ.

تحتوي العناصر الثابتة على طريقة واحدة فقط للدمج وجميع حالاتها إيجابية (بعض العناصر التي تتميز بهذه الخاصية هي الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم والفضة والمغنيسيوم والزنك).

المتغيرات لها طريقتان أو أكثر للدمج (النحاس ، الزئبق ، القصدير ، الرصاص والبلاتين لها هذه الميزة).

هناك أيضًا التكافؤ الثابت للفلزات (على سبيل المثال ، في الهيدروجين أو الفلور أو الأكسجين) والتكافؤ المتغير للمعادن.

على أي حال ، يتم تنظيم جميع هذه الخصائص عن طريق الجداول حيث يتم تجميع العناصر الكيميائية المختلفة.

مثال توضيحي يتعلق بقدرة الجمع بين العناصر الكيميائية

تتحد العناصر مع عناصر أخرى بعدة طرق: فقد أو الحصول على أو مشاركة إلكتروناتها. على سبيل المثال ، التكوين الإلكتروني للصوديوم (Na) هو 2 ، 8 ، 1 وتكوين الكلور (Cl) هو 2 ، 8 ، 7 ، وبالتالي ، بالنسبة للصوديوم ، من الأسهل أن تفقد إلكترونًا من الحصول على سبعة إلكترونات لإكمال وعلى النقيض من ذلك ، يقبل الكلور إلكترونًا بسهولة لإكمال ثمانيه بدلاً من فقدان سبعة إلكترونات).

وبعبارة أخرى ، يكون لكل من الصوديوم والكلور تكافؤ 1 ، لأن قدرتهما على الجمع هي 1.