Ero elektronegatiivisuuden ja ionisaatioenergian välillä

avainero elektronegatiivisuuden ja ionisaatioenergian välillä on se elektronegatiivisuus selittää elektronien vetovoiman, kun taas ionisaatioenergia viittaa elektronien poistamiseen atomista.

Atomit ovat kaikkien olemassa olevien aineiden rakennuspalikoita. Ne ovat niin pieniä, ettemme voi edes tarkkailla niitä paljain silmin. Atomi koostuu ytimestä, jossa on protoneja ja neutroneja. Ytimessä on neutronien ja positronien lisäksi myös muita pieniä subatomisia hiukkasia, ja ytimen ympäri kiertää elektronia kiertoradalla. Protonien läsnäolon takia atomiytimillä on positiivinen varaus. Ulomman pallon elektronilla on negatiivinen varaus. Siksi atomin positiivisten ja negatiivisten varausten väliset houkuttelevat voimat ylläpitävät rakennettaan.

SISÄLLYS

1. Yleiskatsaus ja keskeiset erot
2. Mikä on elektronegatiivisuus 
3. Mikä on ionisaatioenergia
4. Vertailu rinnakkain - elektronegatiivisuus vs. ionisaatioenergia taulukkomuodossa
5. Yhteenveto

Mikä on elektronegatiivisuus?

Elektronegatiivisuus on atomin taipumus houkutella elektronia sidoksessa sitä kohti. Toisin sanoen tämä osoittaa atomin vetovoiman kohti elektroneja. Käytämme yleensä Pauling-asteikkoa elementtien elektronegatiivisuuden osoittamiseen.

Jaksotaulukossa elektronegatiivisuus muuttuu kuvion mukaan. Vasemmalta oikealle jaksossa elektronegatiivisuus kasvaa ja ylhäältä alas ryhmässä elektronegatiivisuus vähenee. Siksi fluori on kaikkein elektronegatiivisin elementti, jonka arvo on Paulingin asteikolla 4,0. Ryhmän yhdellä ja kahdella elementillä on vähemmän elektronegatiivisuutta; siten niillä on taipumus muodostaa positiivisia ioneja antamalla elektronia. Koska ryhmällä 5, 6, 7 olevilla elementeillä on korkeampi elektronegatiivisuusarvo, he haluavat ottaa elektronia negatiivisista ioneista ja niistä..

Kuva 01: Elektronegatiivisuus Pauling-asteikon mukaan

Elektronegatiivisuus on tärkeä myös määritettäessä sidosten luonnetta. Jos sidoksen kahdella atomilla ei ole elektronegatiivisuuseroa, muodostuu puhdas kovalenttinen sidos. Lisäksi, jos näiden kahden elektronegatiivisuusero on suuri, seurauksena on ioninen sidos. Jos on pieni ero, muodostuu polaarinen kovalenttinen sidos.

Mikä on ionisaatioenergia?

Ionisaatioenergia on energiaa, joka tulisi antaa neutraalille atomille elektronin poistamiseksi siitä. Elektronin poistaminen tarkoittaa sen poistamista äärettömästä etäisyydestä lajeista siten, että elektronin ja ytimen välillä ei ole vetovoimia (täydellinen poisto).

Voimme nimetä ionisaatioenergian ensimmäiseksi ionisaatioenergiaksi, toiseksi ionisaatioenergiaksi ja niin edelleen, riippuen atomista poistettujen elektronien lukumäärästä. Samanaikaisesti tämä johtaa kationeihin, joissa on +1, +2, +3 varauksia jne.

Kuva 1: Ionisointienergian suuntaukset ensimmäiselle ionisoitumiselle jaksollisen ajanjakson kaikilla jaksoilla

Pienissä atomeissa atomisäde on pieni. Siksi elektrostaattiset vetovoimat elektronin ja neutronin välillä ovat paljon suurempia verrattuna atomiin, jolla on suurempi atomisäde. Se lisää pienen atomin ionisaatioenergiaa. Jos elektroni on lähempänä ydintä, ionisaatioenergia on suurempi.

Lisäksi eri atomien ensimmäiset ionisaatioenergiat myös vaihtelevat. Esimerkiksi natriumin ensimmäinen ionisaatioenergia (496 kJ / mol) on paljon pienempi kuin kloorin ensimmäinen ionisaatioenergia (1256 kJ / mol). Se johtuu siitä, että poistamalla yhden elektronin, natrium voi saada jalokaasukonfiguraation; siten se poistaa elektronin helposti. Lisäksi atomietäisyys on vähemmän natriumissa kuin kloorissa, mikä pienentää ionisaatioenergiaa. Siksi ionisaatioenergia kasvaa jaksollisen taulukon sarakkeessa vasemmalta oikealle rivistä ja alhaalta ylös (tämä on käänteinen jaksollisen atomin koon kasvulle). Poistettaessa elektroneja, on joitain tapauksia, joissa atomit saavat vakaan elektronikonfiguraation. Tässä vaiheessa ionisaatioenergioilla on taipumus hypätä korkeampaan arvoon.

Ero elektronegatiivisuuden ja ionisaatioenergian välillä?

Elektronegatiivisuus on atomin taipumus houkutella elektronia sidoksessa sitä kohti, kun taas ionisaatioenergia on energiaa, jota neutraali atomi tarvitsee elektronin poistamiseksi siitä. Siksi keskeinen ero elektronegatiivisuuden ja ionisaatioenergian välillä on se, että elektronegatiivisuus selittää elektronien vetovoiman, kun taas ionisaatioenergia viittaa elektronien poistamiseen atomista.

Lisäksi elektronegatiivisuuden ja ionisaatioenergian välillä on toinen merkittävä ero niiden suuntausten perusteella elementtien jaksollisessa taulukossa. Elektronegatiivisuus kasvaa vasemmalta oikealle jaksolla ja vähenee ylhäältä alas ryhmässä. Ionisointienergia kasvaa jaksollisen taulukon sarakkeessa vasemmalta oikealle peräkkäin ja alhaalta ylöspäin. Joskus atomit kuitenkin saavat vakaat elektronikonfiguraatiot, ja siten ionisaatioenergioilla on taipumus hypätä suurempaan arvoon.

Yhteenveto - elektronegatiivisuus vs. ionisaatioenergia

Termit elektronegatiivisuus ja ionisaatioenergia selittävät atomiytimien ja elektronien väliset vuorovaikutukset. Avainero elektronegatiivisuuden ja ionisaatioenergian välillä on se, että elektronegatiivisuus selittää elektronien vetovoiman, kun taas ionisaatioenergia viittaa elektronien poistamiseen atomista.

Viite:

1. Helmenstine, Anne Marie. "Elektronegatiivisuuden määritelmä ja esimerkit." ThoughtCo, 17. lokakuuta 2018, saatavana täältä.
2. Helmenstine, Anne Marie. "Ionisointienergian määritelmä ja suuntaus." ThoughtCo, 24. tammikuuta 2019, saatavana täältä.

Kuvan kohteliaisuus:

1. ”Taula periòdica electronegativitat” Joanjoc Catalan Wikipediassa - siirretty ca.wikipediasta Commonsiin (Public Domain) Commons Wikimediassa
2. ”Ensimmäinen ionisaatioenergia” Sponk (png-tiedosto) Glrx (SVG-tiedosto) Wylve (zh-Hans, zh-Hant) Palosirkka (fi) Michel Djerzinski (vi) TFerenczy (cz) Obsuser (sr-EC, sr-EL , h, bs, sh) DePiep (elementit 104-108) Bob Saint Clar (fr) Shizhao (zh-Hans) Wiki LIC (es) Agung karjono (id) Szaszicska (hu) - Oma työ perustuu: Erste Ionisierungsenergie PSE color koodattu.png kirjoittanut Sponk (CC BY 3.0) Commons Wikimedian kautta