Erinevus elektrovalentsuse ja kovalentsuse vahel

võtme erinevus elektrovalentsuse ja kovalentsuse vahel on see, et elektrovalentsus on elektronide arv, mida aatom iooni moodustamisel kas suurendab või kaotab, samal ajal kui kovalentsus on elektronide arv, mida aatom saab teise aatomiga jagada.

Ehkki mõisted elektrovalentsus ja kovalentsus kõlavad sarnaselt, erinevad nad üksteisest oma määratluste järgi. Elektrovalentsus selgitab peamiselt iooni moodustumist, samas kui kovalentsus seletab kovalentse sideme moodustumist.

SISU

1. Ülevaade ja peamised erinevused
2. Mis on elektrovalentsus
3. Mis on kovalentsus
4. Kõrvuti võrdlus - elektrovalentsus vs kovalentsus tabelina
5. Kokkuvõte

Mis on elektrovalentsus?

Elektrovalentsus on elektronide arv, mis on saadud või kaotatud sellest aatomist iooni moodustamisel. Seetõttu viitab see elektronide arvule, mida aatom kas elektrovalentse sideme moodustamisel kas suurendab või kaotab, nimetame seda ioonsideks. vastavalt sellele selgitusele annab see ioonil neto elektrilaengu. Veelgi enam, kui aatom kaotab ioonilise sideme moodustamisel elektrone, näitab positiivne elektriline valents, kui aga aatom saab ioonilise sideme moodustamisel elektrone, näitab see, et aatomil on negatiivne elektrovalentsus. Elektrovalentsusega aatomitega ühendid on ioonühendid.

Joonis 01: ioonse võlakirja moodustumine

Mõelgem näiteks naatriumkloriidi (NaCl) moodustumisele. Seal kaotab naatriumi aatom ühe elektroni; seega on sellel positiivne elektrovalentsus. Kloori aatom võidab selle elektroni. Seega on sellel negatiivne elektrovalentsus. Kuna aga kadunud või omandatud elektronide arv on üks, on naatriumi (või kloori) elektrovalentsus üks. Elektrovalentsuse peaksime andma vastava ohkega, et näidata, kas see on positiivne või negatiivne.

• Naatrium = positiivse elektrovalentsusega naatrium võib anda kui +1.
• Kloor = kloori negatiivne elektrovalentsus võib olla -1.

Mis on kovalentsus?

Kovalentsus on maksimaalne elektronide arv, mida see saab teise aatomiga jagada. Seetõttu näitab see maksimaalset arvu kovalentseid sidemeid, mille aatom saab tühjade orbitaalide abil moodustada. Selle parameetri väärtus sõltub aatomi valentselektronite arvust ja aatomis olevate tühjade orbitaalide arvust.

Näiteks vesinikuaatomil on ainult üks elektron; seega võib see jagada ühte elektroni teise aatomiga. Seetõttu on vesiniku kovalentsus 1. Erinevalt elektrovalentsusest ei vaja me pluss- ega miinusmärke, sest elektronide kadu ega suurenemist pole; üksteisega jagatakse ainult elektrone.

Joonis 02: Kovalentse võlakirja moodustumine

Nagu me eespool mainisime, on kovalentsuse määramisel oluline mitte ainult valentselektronite arv, vaid ka aatomi tühjade orbitaalide arv. Näiteks kui vaadata näitena süsinikku, siis on selle äärepoolseimas elektronkehas 4 elektroni. Seal on see 2s²2p² elektronide konfiguratsioon. Seega on tühi 2p orbitaal. Seetõttu saavad 2s orbitaalis olevad kaks paaris elektronit eralduda ja üks elektron lülitatakse tühja 2p orbitaali. Siis on 4 paarimata elektroni. Süsinik võib jagada kõik neli elektronit teise aatomiga. Seega saab kovalentsuseks 4. Selle põhjuseks on see, et kui kirjutame süsiniku elektronkonfiguratsiooni, näeme, et seal on ainult 2 paarimata elektroni, siis arvame, et süsiniku kovalentsus on 2, kui tegelikult see on 4.

Mis vahe on elektrovalentsusel ja kovalentsusel??

Elektrovalentsus on elektronide arv, mis on saadud või kaotatud sellest aatomist iooni moodustamisel. See selgitab ioonsideme moodustumist. Lisaks on selle parameetriga aatomitega ühendid ioonühendid. Kovalentsus seevastu on maksimaalne elektronide arv, mida see saab teise aatomiga jagada. See selgitab kovalentse sideme moodustumist. Lisaks on kovalentsusega aatomitega ühendid kovalentsed ühendid.

Allpool toodud infograafik näitab tabelina esitatud erinevust elektrovalentsuse ja kovalentsuse vahel.

Kokkuvõte - elektrovalentsus vs kovalentsus

Ehkki terminid elektrovalentsus ja kovalentsus kõlavad sarnaselt, on neil erinevad määratlused ja omadused. Elektrovalentsuse ja kovalentsuse erinevus seisneb selles, et elektrivalentsus on elektronide arv, mida aatom iooni moodustamisel kas suurendab või kaotab, samal ajal kui kovalentsus on elektronide arv, mida aatom saab teise aatomiga jagada.

Viide:

1. “2. Elementaarsed ideed liimimiseks. ” PH roll igapäevaelu keemias. Saadaval siin 
2. “Keemia-kovalentsus ja molekulaarstruktuurid.” Bioloogia - närvisüsteemi reageerimise aja uuringud. Saadaval siin 

Pilt viisakalt:

1. “IonicBondingRH11” autor Rhannosh - Oma töö, (CC BY-SA 3.0) Commonsi Wikimedia kaudu  
2. “Kovalentse sidemega fluor” Jacek FH - Oma töö, (CC BY-SA 3.0) Commonsi Wikimedia kaudu