Starpība starp elektrovalenci un kovalenci

galvenā atšķirība starp elektrovalenci un kovalenci ir tas, ka elektrovalence ir elektronu skaits, ko atoms iegūst vai zaudē, veidojot jonu, savukārt kovalence ir elektronu skaits, ko atoms var dalīties ar citu atomu.

Lai arī termini elektrovalence un kovalence izklausās līdzīgi, tie atšķiras viens no otra pēc to definīcijām. Elektrovalence galvenokārt izskaidro jonu veidošanos, turpretī kovalence izskaidro kovalentās saites veidošanos.

SATURS

1. Pārskats un galvenās atšķirības
2. Kas ir elektrovalence
3. Kas ir kovalence
4. Salīdzinājums blakus - elektrovalence pret kovalenci tabulas formā
5. Kopsavilkums

Kas ir elektrovalence?

Elektrovalence ir elektronu skaits, kas iegūts vai zaudēts, veidojot jonu no šī atoma. Tāpēc tas attiecas uz elektronu skaitu, kuru atoms iegūst vai zaudē, veidojot elektrovalento saiti, mēs to saucam par jonu saiti. saskaņā ar šo skaidrojumu tas rada jonu tīro elektrisko lādiņu. Turklāt, ja atoms zaudē elektronus, veidojot jonu saiti, tas norāda uz pozitīvu elektrovalenci, savukārt, ja atoms iegūst elektronus, veidojot jonu saiti, tas norāda, ka atomam ir negatīva elektrovalence. Savienojumi ar atomiem, kuriem ir elektrovalence, ir jonu savienojumi.

01. attēls: jonu saites izveidošanās

Piemēram, apsvērsim nātrija hlorīda (NaCl) veidošanos. Tur nātrija atoms zaudē vienu elektronu; tādējādi tai ir pozitīva elektrovalence. Hlora atoms iegūst šo elektronu. Tādējādi tai ir negatīva elektrovalence. Tomēr, tā kā zaudēto vai iegūto elektronu skaits ir viens, nātrija (vai hlora) elektrovalence ir viena. Mums vajadzētu dot elektrovalenci ar atbilstošu nopūtu, lai norādītu, vai tā ir pozitīva vai negatīva..

• Nātrijs = pozitīvas elektrovalences nātrijs var tikt norādīts kā +1.
• Hlors = hlora negatīvā elektrovalence var tikt izteikta kā -1.

Kas ir kovalence?

Kovalence ir maksimālais elektronu skaits, ko tas var dalīties ar citu atomu. Tāpēc tas norāda maksimālo kovalento saišu skaitu, ko atoms var veidot, izmantojot tukšās orbitāles. Šī parametra vērtība ir atkarīga no atoma valences elektronu skaita un atomā esošo tukšo orbitāļu skaita..

Piemēram, ūdeņraža atomā ir tikai viens elektrons; tādējādi tas var dalīties vienā elektronā ar citu atomu. Tāpēc ūdeņraža kovalence ir 1. Atšķirībā no elektrovalences, mums nav vajadzīgas plus vai mīnus zīmes, jo nav elektronu zuduma vai pieauguma; tikai elektroni tiek dalīti savā starpā.

02 attēls: Kovalentās obligācijas veidošanās

Kā mēs minējām iepriekš, kovalences noteikšanā ir svarīgs ne tikai valences elektronu skaits, bet arī tukšo atoma orbitāļu skaits. Piemēram, ja mēs uzskatām oglekli kā piemēru, tā tālākajā elektronu apvalkā ir 4 elektroni. Tur tam ir divi²2p² elektronu konfigurācija. Līdz ar to ir tukša 2p orbitāle. Tāpēc divi sapārotie elektroni 2s orbitālē var atdalīties, un viens elektrons tiek iekļauts tukšajā 2p orbitālē. Tad ir 4 nepāri elektroni. Ogleklis var dalīties visos četros elektronos ar citu atomu. Tādējādi kovalence kļūst par 4. Tas notiek tāpēc, ka, rakstot oglekļa elektronu konfigurāciju, mēs redzam, ka ir tikai 2 nepāri elektroni, tāpēc mēs domājam, ka oglekļa kovalence ir 2, ja patiesībā tā ir 4.

Kāda ir atšķirība starp elektrovalenci un kovalenci?

Elektrovalence ir elektronu skaits, kas iegūts vai zaudēts, veidojot jonu no šī atoma. Tas izskaidro jonu saites veidošanos. Turklāt savienojumi, kuriem ir atomi ar šo parametru, ir jonu savienojumi. Savukārt kovalence ir maksimālais elektronu skaits, ko tas var dalīties ar citu atomu. Tas izskaidro kovalentās saites veidošanos. Turklāt savienojumi, kuriem ir atomi ar kovalenci, ir kovalenti savienojumi.

Zemāk esošajā infografikā ir parādīta atšķirība starp elektrovalenci un kovalenci tabulas veidā.

Kopsavilkums - elektrovalence pret kovalenci

Lai arī termini elektrovalence un kovalence izklausās līdzīgi, tiem ir atšķirīgas definīcijas un raksturlielumi. Atšķirība starp elektrovalenci un kovalenci ir tāda, ka elektrovalence ir elektronu skaits, kuru atoms iegūst vai zaudē, veidojot jonu, savukārt kovalence ir elektronu skaits, ko atoms var dalīties ar citu atomu.

Atsauce:

1. “2. Elementāra līmēšanas ideja. ” PH loma ikdienas dzīves ķīmijā. Pieejams šeit 
2. “Ķīmija-kovalence un molekulārās struktūras.” Bioloģijas, nervu sistēmas reakcijas laika izpēte. Pieejams šeit 

Attēla pieklājība:

1. Rhannosh - “IonicBondingRH11” - Savs darbs, (CC BY-SA 3.0), izmantojot Commons Wikimedia  
2. “Kovalentās saites fluors”, autors Jacek FH - Savs darbs, (CC BY-SA 3.0), izmantojot Commons Wikimedia