Die sleutelverskil tussen elektronegatiwiteit en ionisasie-energie is dat elektronegatiwiteit die aantrekking van elektrone verduidelik, terwyl ionisasie-energie verwys na die verwydering van elektrone uit 'n atoom.
Atome is die boustene van alle bestaande stowwe. Hulle is so klein dat ons hulle nie eers met ons blote oog kan waarneem nie. 'n Atoom bestaan uit 'n kern, wat protone en neutrone het. Benewens neutrone en positrone is daar ander klein subatomiese deeltjies in die kern, en daar is elektrone wat om die kern in orbitale sirkel. As gevolg van die teenwoordigheid van protone, het atoomkerne 'n positiewe lading. Die elektrone in die buitenste sfeer het 'n negatiewe lading. Gevolglik behou die aantrekkingskragte tussen die positiewe en negatiewe ladings van die atoom sy struktuur.
Wat is Elektronegatiwiteit?
Elektronegatiwiteit is die neiging van 'n atoom om die elektrone in 'n binding daarheen te lok. Met ander woorde, dit toon die aantrekking van 'n atoom na die elektrone. Ons gebruik gewoonlik die Pauling-skaal om die elektronegatiwiteit van elemente aan te dui.
In die periodieke tabel verander elektronegatiwiteit volgens 'n patroon. Van links na regs op 'n periode neem elektronegatiwiteit toe, en van bo na onder op 'n groep neem elektronegatiwiteit af. Fluoor is dus die mees elektronegatiewe element met 'n waarde van 4.0 op die Pauling-skaal. Groep een en twee elemente het minder elektronegatiwiteit; dus is hulle geneig om positiewe ione te vorm deur elektrone te gee. Aangesien groep 5, 6, 7 elemente 'n hoër elektronegatiwiteitswaarde het, neem hulle graag elektrone in en van negatiewe ione op.
Figuur 01: Elektronegatiwiteit volgens die Pauling-skaal
Elektronegatiwiteit is ook belangrik om die aard van bindings te bepaal. As die twee atome in die binding geen elektronegatiwiteitsverskil het nie, sal 'n suiwer kovalente binding vorm. Verder, as die elektronegatiwiteitsverskil tussen die twee hoog is, sal 'n ioniese binding die gevolg wees. As daar 'n effense verskil is, sal 'n polêre kovalente binding vorm.
Wat is Ionisasie-energie?
Ionisasie-energie is die energie wat aan 'n neutrale atoom gegee moet word om 'n elektron daaruit te verwyder. Die verwydering van 'n elektron beteken om dit 'n oneindige afstand van die spesie te verwyder sodat daar geen aantrekkingskragte tussen die elektron en die kern is nie (volledige verwydering).
Ons kan ionisasie-energieë noem as eerste ionisasie-energie, tweede ionisasie-energie ensovoorts, afhangende van die aantal elektrone wat van die atoom verwyder is. Terselfdertyd sal dit aanleiding gee tot katione met +1, +2, +3 ladings, ensovoorts.
Figuur 1: Ionisasie-energie-tendense vir die eerste ionisasie in elke periode van die periodieke tabel
In klein atome is die atoomradius klein. Daarom is die elektrostatiese aantrekkingskragte tussen die elektron en die neutron baie hoër in vergelyking met 'n atoom met 'n groter atoomradius. Dit verhoog die ionisasie-energie van 'n klein atoom. As die elektron nader aan die kern is, sal die ionisasie-energie hoër wees.
Boonop verskil die eerste ionisasie-energieë van verskillende atome. Byvoorbeeld, die eerste ionisasie-energie van natrium (496 kJ/mol) is baie laer as die eerste ionisasie-energie van chloor (1256 kJ/mol). Dit is omdat deur een elektron te verwyder, natrium die edelgaskonfigurasie kan kry; dus verwyder dit die elektron maklik. Daarbenewens is die atoomafstand minder in natrium as in chloor, wat die ionisasie-energie verlaag. Daarom neem ionisasie-energie toe van links na regs in 'n ry en van onder na bo in 'n kolom van die periodieke tabel (dit is die omgekeerde van atoomgrootte-toename in die periodieke tabel). Wanneer elektrone verwyder word, is daar sommige gevalle waar die atome stabiele elektronkonfigurasies kry. Op hierdie punt is ionisasie-energieë geneig om in 'n hoër waarde te spring.
Verskil tussen elektronegatiwiteit en ionisasie-energie?
Elektronegatiwiteit is die neiging van 'n atoom om die elektrone in 'n binding daarheen te lok, terwyl ionisasie-energie die energie is wat 'n neutrale atoom nodig het om 'n elektron daaruit te verwyder. Daarom is die sleutelverskil tussen elektronegatiwiteit en ionisasie-energie dat elektronegatiwiteit die aantrekking van elektrone verduidelik terwyl ionisasie-energie verwys na die verwydering van elektrone uit 'n atoom.
Boonop is daar nog 'n beduidende verskil tussen elektronegatiwiteit en ionisasie-energie gebaseer op hul neigings in die periodieke tabel van elemente. Elektronegatiwiteit neem toe van links na regs op 'n periode en neem af van bo na onder op 'n groep. Terwyl ionisasie-energie van links na regs in 'n ry toeneem en van onder na bo in 'n kolom van die periodieke tabel. Soms kry die atome egter stabiele elektronkonfigurasies, en dus is ionisasie-energieë geneig om in 'n hoër waarde te spring.
Opsomming – Elektronegatiwiteit vs Ionisasie-energie
Die terme elektronegatiwiteit en ionisasie-energie verduidelik die interaksies tussen atoomkerne en elektrone. Die sleutelverskil tussen elektronegatiwiteit en ionisasie-energie is dat elektronegatiwiteit die aantrekking van elektrone verduidelik, terwyl ionisasie-energie verwys na die verwydering van elektrone uit 'n atoom.
