عادة ما يكون التكافؤ هو عدد إلكترونات هناك حاجة لملء القشرة الخارجية ل ذرة. نظرًا لوجود استثناءات ، فإن التعريف الأكثر عمومية للتكافؤ هو عدد الإلكترونات التي تستخدمها ذرة معينة بشكل عام سندات أو عدد الروابط التي تشكلها الذرة. (يفكر حديد، والتي قد يكون لها تكافؤ 2 أو تكافؤ 3.)
تعريف IUPAC الرسمي للتكافؤ هو الحد الأقصى لعدد الذرات المتكافئة التي قد تتحد مع الذرة. عادة ، يعتمد التعريف على الحد الأقصى لعدد ذرات الهيدروجين أو ذرات الكلور. لاحظ أن IUPAC لا يحدد سوى قيمة تكافؤ واحدة (الحد الأقصى) ، في حين أن الذرات معروفة بأنها قادرة على عرض أكثر من تكافؤ واحد. على سبيل المثال ، يحمل النحاس عادة تكافؤًا 1 أو 2.
هناك مشكلتان مع "التكافؤ". أولاً ، التعريف غامض. ثانيًا ، إنه مجرد رقم صحيح ، بدون إشارة لإعطائك مؤشرًا عما إذا كانت الذرة ستكتسب إلكترونًا أو ستفقد آخرها (ق) الخارجي. على سبيل المثال ، تكافؤ كل من الهيدروجين والكلور هو 1 ، ولكن يفقد الهيدروجين إلكترونه عادة ليصبح H+بينما يكتسب الكلور إلكترونًا إضافيًا ليصبح Cl-.
حالة الأكسدة هي مؤشر أفضل للحالة الإلكترونية للذرة لأنها تحتوي على كل من الحجم والعلامة. أيضًا ، من المفهوم أن ذرات العنصر قد تعرض حالات أكسدة مختلفة اعتمادًا على الظروف. العلامة إيجابية للذرات الكهربية الإيجابية والسلبية للذرات الكهربية. أكثر حالات الأكسدة شيوعًا للهيدروجين هي +8. حالة الأكسدة الأكثر شيوعًا للكلور هي -1.
وُصفت كلمة "التكافؤ" عام 1425 من الكلمة اللاتينية فالنتياوهو ما يعني القوة أو السعة. تم تطوير مفهوم التكافؤ في النصف الثاني من القرن التاسع عشر لشرح الروابط الكيميائية والبنية الجزيئية. تم اقتراح نظرية التكافؤ الكيميائي في ورقة 1852 من قبل إدوارد فرانكلاند.