Atšķirība starp elektronegativitāti un jonizācijas enerģiju

galvenā atšķirība starp elektronegativitāti un jonizācijas enerģiju ir tā elektronegativitāte izskaidro elektronu pievilcību, savukārt jonizācijas enerģija attiecas uz elektronu noņemšanu no atoma.

Atomi ir visu esošo vielu celtniecības bloki. Viņi ir tik niecīgi, ka mēs pat nevaram tos novērot ar neapbruņotu aci. Atoms sastāv no kodola, kurā ir protoni un neitroni. Papildus neitroniem un pozitroniem kodolā ir arī citas mazas subatomiskas daļiņas, un orbitālē ap kodolu riņķo elektroni. Protonu klātbūtnes dēļ atomu kodoliem ir pozitīva lādiņa. Elektroniem ārējā sfērā ir negatīva lādiņa. Tādējādi pievilcīgie spēki starp atoma pozitīvajiem un negatīvajiem lādiņiem saglabā tā struktūru.

SATURS

1. Pārskats un galvenās atšķirības
2. Kas ir elektronegativitāte 
3. Kas ir jonizācijas enerģija
4. Blakus salīdzinājums - elektronegativitāte pret jonizācijas enerģiju tabulas formā
5. Kopsavilkums

Kas ir elektronegativitāte?

Elektronegativitāte ir atoma tendence piesaistīt elektronus saitē pret to. Citiem vārdiem sakot, tas parāda atoma pievilcību elektronu virzienā. Elementu elektronegativitātes norādīšanai mēs parasti izmantojam Polainga skalu.

Periodiskajā tabulā elektronegativitāte mainās pēc modeļa. Periodā no kreisās uz labo pusi palielinās elektronegativitāte, un no augšas uz leju grupā elektronegativitāte samazinās. Tāpēc fluors ir visvairāk elektronegatīvais elements, kura vērtība Polainga skalā ir 4,0. Pirmās un otrās grupas elementiem ir mazāka elektronegativitāte; tādējādi, dodot elektronus, tie mēdz veidot pozitīvos jonus. Tā kā 5., 6., 7. grupas elementiem ir augstāka elektronegativitātes vērtība, viņiem patīk ņemt elektronus negatīvajos jonos un no tiem.

01. attēls. Elektronegativitāte pēc Polainga skalas

Elektronegativitāte ir svarīga arī, nosakot saišu raksturu. Ja diviem saites atomiem nav atšķirības starp elektronegativitāti, izveidosies tīra kovalenta saite. Turklāt, ja elektronegatīvās atšķirības starp abām ir lielas, rezultāts būs jonu saite. Ja ir neliela atšķirība, veidosies polārā kovalentā saite.

Kas ir jonizācijas enerģija?

Jonizācijas enerģija ir enerģija, kas jāpiešķir neitrālam atomam, lai no tā noņemtu elektronu. Elektrona noņemšana nozīmē noņemt to no bezgalīga attāluma no sugas tā, lai starp elektronu un kodolu nebūtu pievilcības spēku (pilnīga noņemšana).

Jonizācijas enerģijas mēs varam nosaukt par pirmās jonizācijas enerģiju, otro par jonizācijas enerģiju un tā tālāk, atkarībā no atoma noņemto elektronu skaita. Tajā pašā laikā tas radīs katjonus ar +1, +2, +3 lādiņiem utt.

1. attēls: Jonizācijas enerģijas tendences pirmajai jonizācijai katrā periodiskās tabulas periodā

Mazos atomos atoma rādiuss ir mazs. Tāpēc elektrostatiskās pievilkšanās spēki starp elektronu un neitronu ir daudz lielāki, salīdzinot ar atomu ar lielāku atoma rādiusu. Tas palielina maza atoma jonizācijas enerģiju. Ja elektrons atrodas tuvāk kodolam, jonizācijas enerģija būs augstāka.

Turklāt atšķiras arī dažādu atomu pirmās jonizācijas enerģijas. Piemēram, nātrija pirmās jonizācijas enerģija (496 kJ / mol) ir daudz zemāka nekā hlora pirmās jonizācijas enerģija (1256 kJ / mol). Tas ir tāpēc, ka, noņemot vienu elektronu, nātrijs var iegūt cēlgāzes konfigurāciju; tātad tas viegli noņem elektronu. Turklāt atomu attālums ir mazāks nātrija nekā hlora, kas samazina jonizācijas enerģiju. Tāpēc periodizācijas tabulas kolonnā jonizācijas enerģija palielinās no kreisās uz labo un no apakšas uz augšu (tas ir apgriezts atomu lieluma palielināšanās periodiskajā tabulā). Noņemot elektronus, ir daži gadījumi, kad atomi iegūst stabilu elektronu konfigurāciju. Šajā brīdī jonizācijas enerģijām ir tendence lēkt augstākā vērtībā.

Atšķirība starp elektronegativitāti un jonizācijas enerģiju?

Elektronegativitāte ir atoma tendence piesaistīt elektronus saitē pret to, savukārt jonizācijas enerģija ir enerģija, kas neitrālam atomam nepieciešama, lai no tā noņemtu elektronu. Tāpēc galvenā atšķirība starp elektronegativitāti un jonizācijas enerģiju ir tā, ka elektronegativitāte izskaidro elektronu pievilcību, bet jonizācijas enerģija attiecas uz elektronu noņemšanu no atoma.

Turklāt pastāv vēl viena būtiska atšķirība starp elektronegativitāti un jonizācijas enerģiju, pamatojoties uz to tendencēm elementu periodiskajā tabulā. Elektronegativitāte periodiski palielinās no kreisās uz labo pusi un grupā no augšas uz leju samazinās. Tā kā jonizācijas enerģija palielinās no kreisās uz labo rindā un no apakšas uz augšu periodiskās tabulas kolonnā. Tomēr dažreiz atomi iegūst stabilu elektronu konfigurāciju, un tādējādi jonizācijas enerģijām ir tendence lēkt augstākā vērtībā..

Kopsavilkums - elektronegativitāte pret jonizācijas enerģiju

Termini elektronegativitāte un jonizācijas enerģija izskaidro mijiedarbību starp atomu kodoliem un elektroniem. Galvenā atšķirība starp elektronegativitāti un jonizācijas enerģiju ir tā, ka elektronegativitāte izskaidro elektronu pievilcību, savukārt jonizācijas enerģija attiecas uz elektronu noņemšanu no atoma.

Atsauce:

1. Helmenstine, Anne Marie. “Elektronegativitātes definīcija un piemēri.” ThoughtCo, 2018. gada 17. oktobris, pieejams šeit.
2. Helmenstine, Anne Marie. “Jonizācijas enerģijas definīcija un tendence.” ThoughtCo, 2019. gada 24. janvārī, pieejams šeit.

Attēla pieklājība:

1. “Taula periòdica electronegativitat” Autors Joanjoc katalāņu Vikipēdijā - Pārvietots no ca.wikipedia uz Commons (Public Domain), izmantojot Commons Wikimedia
2. “Pirmā jonizācijas enerģija”, Sponk (png fails) Glrx (SVG fails) Wylve (zh-Hans, zh-Hant) Palosirkka (fi) Mišels Djerzinski (vi) TFerenczy (cz) Obsuser (sr-EC, sr-EL , hr, bs, sh) DePiep (elementi 104-108) Bob Saint Clar (fr) Shizhao (zh-Hans) Wiki LIC (es) Agung karjono (id) Szaszicska (hu) - Sava darba pamatā: Erste Ionisierungsenergie PSE color kodēts.png Sponk (CC BY 3.0), izmantojot Commons Wikimedia