Pagrindinis skirtumas tarp elektrovalencijos ir kovalentiškumo yra tas, kad elektrovalencija yra elektronų skaičius, kurį atomas įgyja arba praranda sudarydamas joną, o kovalentiškumas yra elektronų skaičius, kuriuo atomas gali pasidalyti su kitu atomu.
Nors terminai elektrovalencija ir kovalentiškumas skamba panašiai, jie skiriasi vienas nuo kito pagal savo apibrėžimus. Elektrovalencija daugiausia paaiškina jonų susidarymą, o kovalentiškumas paaiškina kovalentinio ryšio susidarymą.
Kas yra elektrovalencija?
Elektrovalentiškumas – tai elektronų, gautų arba prarastų formuojant joną iš to atomo, skaičius. Todėl tai reiškia elektronų skaičių, kurį atomas įgyja arba praranda sudarydamas elektrovalentinį ryšį, mes tai vadiname jonine jungtimi. pagal šį paaiškinimą jis pateikia grynąjį jono elektros krūvį. Be to, jei sudarydamas joninį ryšį atomas praranda elektronus, tai rodo teigiamą elektrovalentiškumą, o jei atomas įgyja elektronų sudarydamas joninį ryšį, tai rodo, kad atomas turi neigiamą elektrovalentiškumą. Junginiai, kurių atomai turi elektrovalentingumą, yra joniniai junginiai.
01 pav.: Joninės jungties susidarymas
Pavyzdžiui, panagrinėkime natrio chlorido (NaCl) susidarymą. Ten natrio atomas praranda vieną elektroną; taigi jis turi teigiamą elektrovalenciją. Chloro atomas įgyja tą elektroną. Taigi jis turi neigiamą elektrovalenciją. Tačiau, kadangi prarastų arba įgytų elektronų skaičius yra vienas, natrio (arba chloro) elektrovalencija yra viena. Elektrovalentiškumą turėtume pateikti atitinkamu atodūsiu, kad parodytume, ar tai teigiama, ar neigiama.
- Natris=teigiamas elektrovalentinis natris gali būti pateiktas kaip +1.
- Chloras=neigiama chloro elektrovalencija gali būti pateikta kaip -1.
Kas yra kovalentiškumas?
Kovalencija yra didžiausias elektronų skaičius, kuriuo ji gali dalytis su kitu atomu. Todėl jis nurodo maksimalų kovalentinių ryšių skaičių, kurį atomas gali sudaryti naudodamas tuščias orbitales. Šio parametro reikšmė priklauso nuo atomo valentinių elektronų skaičiaus ir atome esančių tuščių orbitalių skaičiaus.
Pavyzdžiui, vandenilio atomas turi tik vieną elektroną; taigi jis gali dalytis vienu elektronu su kitu atomu. Todėl vandenilio kovalentiškumas yra 1. Skirtingai nuo elektrovalencijos, mums nereikia pliuso ar minuso ženklų, nes nėra elektronų praradimo ar padidėjimo; vieni su kitais dalijami tik elektronai.
02 pav.: Kovalentinio ryšio susidarymas
Kaip minėjome aukščiau, nustatant kovalentiškumą svarbus ne tik valentinių elektronų skaičius, bet ir tuščių atomo orbitalių skaičius. Pavyzdžiui, jei pavyzdžiu laikome anglį, jos atokiausiame elektronų apvalkale yra 4 elektronai. Ten jis turi 2s22p2 elektronų konfigūraciją. Vadinasi, yra tuščia 2p orbitalė. Todėl du suporuoti elektronai 2s orbitoje gali atsiskirti, o vienas elektronas patenka į tuščią 2p orbitą. Tada yra 4 nesuporuoti elektronai. Anglis gali dalytis visais keturiais elektronais su kitu atomu. Taigi, kovalentiškumas tampa 4. Taip yra todėl, kad kai rašome anglies elektronų konfigūraciją, matome, kad yra tik 2 nesuporuoti elektronai, todėl manome, kad anglies kovalentiškumas yra 2, kai iš tikrųjų ji yra 4.
Koks skirtumas tarp elektrovalencijos ir kovalentiškumo?
Elektrovalentiškumas – tai elektronų, gautų arba prarastų formuojant joną iš to atomo, skaičius. Tai paaiškina joninio ryšio susidarymą. Be to, junginiai, turintys atomus su šiuo parametru, yra joniniai junginiai. Kita vertus, kovalentiškumas yra didžiausias elektronų skaičius, kurį jis gali pasidalinti su kitu atomu. Tai paaiškina kovalentinio ryšio susidarymą. Be to, junginiai, kurių atomai yra kovalentiški, yra kovalentiniai junginiai.
Toliau pateikta infografija pateikia skirtumą tarp elektrovalencijos ir kovalentiškumo lentelės pavidalu.
Santrauka – elektrovalencija vs kovalentiškumas
Nors terminai elektrovalencija ir kovalentiškumas skamba panašiai, jie turi skirtingus apibrėžimus ir charakteristikas. Skirtumas tarp elektrovalencijos ir kovalentiškumo yra tas, kad elektrovalencija yra elektronų skaičius, kurį atomas įgyja arba praranda sudarydamas joną, o kovalentiškumas yra elektronų skaičius, kurį atomas gali dalytis su kitu atomu.
