Galvenā atšķirība starp elektronegativitāti un jonizācijas enerģiju ir tā, ka elektronegativitāte izskaidro elektronu pievilcību, savukārt jonizācijas enerģija attiecas uz elektronu atdalīšanu no atoma.
Atomi ir visu esošo vielu pamatelementi. Tie ir tik mazi, ka mēs tos pat nevaram novērot ar neapbruņotu aci. Atoms sastāv no kodola, kurā ir protoni un neitroni. Bez neitroniem un pozitroniem kodolā ir arī citas mazas subatomiskas daļiņas, un ap kodolu orbitālēs riņķo elektroni. Protonu klātbūtnes dēļ atomu kodoliem ir pozitīvs lādiņš. Ārējās sfēras elektroniem ir negatīvs lādiņš. Tādējādi pievilcīgie spēki starp atoma pozitīvajiem un negatīvajiem lādiņiem saglabā tā struktūru.
Kas ir elektronegativitāte?
Elektronegativitāte ir atoma tendence piesaistīt elektronus saitē pret to. Citiem vārdiem sakot, tas parāda atoma piesaisti elektroniem. Mēs parasti izmantojam Polinga skalu, lai norādītu elementu elektronegativitāti.
Periodiskajā tabulā elektronegativitāte mainās atbilstoši shēmai. Periodā no kreisās puses uz labo elektronegativitāte palielinās, un no augšas uz leju grupā elektronegativitāte samazinās. Tāpēc fluors ir elektronegatīvākais elements ar vērtību 4,0 pēc Polinga skalas. Pirmās un otrās grupas elementiem ir mazāka elektronegativitāte; tādējādi tie mēdz veidot pozitīvus jonus, dodot elektronus. Tā kā 5., 6., 7. grupas elementiem ir lielāka elektronegativitātes vērtība, tiem patīk uzņemt elektronus negatīvajos jonos un no tiem.
Attēls 01: elektronegativitāte saskaņā ar Polinga skalu
Elektronegativitāte ir svarīga arī obligāciju rakstura noteikšanā. Ja abiem saites atomiem nav elektronegativitātes atšķirības, tad veidosies tīra kovalentā saite. Turklāt, ja elektronegativitātes atšķirība starp abiem ir liela, rezultāts būs jonu saite. Ja ir neliela atšķirība, veidosies polārā kovalentā saite.
Kas ir jonizācijas enerģija?
Jonizācijas enerģija ir enerģija, kas jādod neitrālam atomam, lai no tā noņemtu elektronu. Elektrona noņemšana nozīmē to noņemt bezgalīgā attālumā no sugas, lai starp elektronu un kodolu nebūtu pievilkšanās spēku (pilnīga noņemšana).
Jonizācijas enerģijas varam nosaukt kā pirmo jonizācijas enerģiju, otro jonizācijas enerģiju un tā tālāk atkarībā no atoma izņemto elektronu skaita. Tajā pašā laikā tas radīs katjonus ar +1, +2, +3 lādiņiem un tā tālāk.
1. attēls. Jonizācijas enerģijas tendences pirmajai jonizācijai katrā periodiskās tabulas periodā
Mazos atomos atomu rādiuss ir mazs. Tāpēc elektrostatiskie pievilkšanas spēki starp elektronu un neitronu ir daudz lielāki, salīdzinot ar atomu ar lielāku atoma rādiusu. Tas palielina neliela atoma jonizācijas enerģiju. Ja elektrons atrodas tuvāk kodolam, jonizācijas enerģija būs lielāka.
Turklāt atšķiras arī dažādu atomu pirmās jonizācijas enerģijas. Piemēram, nātrija pirmā jonizācijas enerģija (496 kJ/mol) ir daudz zemāka nekā hlora pirmā jonizācijas enerģija (1256 kJ/mol). Tas ir tāpēc, ka, noņemot vienu elektronu, nātrijs var iegūt cēlgāzes konfigurāciju; līdz ar to tas viegli noņem elektronu. Turklāt nātrija atomu attālums ir mazāks nekā hlorā, kas samazina jonizācijas enerģiju. Tāpēc jonizācijas enerģija palielinās no kreisās puses uz labo rindā un no apakšas uz augšu periodiskās tabulas kolonnā (tas ir apgriezts atomu izmēra pieaugumam periodiskajā tabulā). Noņemot elektronus, ir daži gadījumi, kad atomi iegūst stabilas elektronu konfigurācijas. Šajā brīdī jonizācijas enerģijai ir tendence palielināties.
Atšķirība starp elektronegativitāti un jonizācijas enerģiju?
Elektronegativitāte ir atoma tendence piesaistīt elektronus saitē, 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, savukārt jonizācijas enerģija attiecas uz elektronu izņemšanu no atoma.
Turklāt pastāv vēl viena būtiska atšķirība starp elektronegativitāti un jonizācijas enerģiju, pamatojoties uz to tendencēm elementu periodiskajā tabulā. Periodā elektronegativitāte palielinās no kreisās puses uz labo un grupā samazinās no augšas uz leju. Savukārt jonizācijas enerģija palielinās no kreisās puses uz labo rindā un no apakšas uz augšu periodiskās tabulas kolonnā. Tomēr dažreiz atomi iegūst stabilas elektronu konfigurācijas, un tādējādi jonizācijas enerģija mēdz palielināties.
Kopsavilkums - elektronegativitāte pret jonizācijas enerģiju
Jēdzieni 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 izņemšanu no atoma.
