Galvenā atšķirība starp elektrovalenci un kovalenti ir tā, ka elektrovalence ir elektronu skaits, ko atoms iegūst vai zaudē, veidojot jonu, turpretim kovalente ir elektronu skaits, ko atoms var dalīt ar citu atomu.
Lai gan termini elektrovalence un kovalence izklausās līdzīgi, tie atšķiras viens no otra atbilstoši to definīcijām. Galvenokārt elektrovalence izskaidro jonu veidošanos, savukārt kovalente izskaidro kovalentās saites veidošanos.
Kas ir elektrovalence?
Elektrovalence ir elektronu skaits, kas iegūts vai zaudēts, veidojot jonu no šī atoma. Tāpēc tas attiecas uz elektronu skaitu, ko atoms iegūst vai zaudē, veidojot elektrovalento saiti, mēs to saucam par jonu saiti. saskaņā ar šo skaidrojumu tas dod neto elektrisko lādiņu uz jonu. Turklāt, ja atoms, veidojot jonu saiti, zaudē elektronus, norāda uz pozitīvu elektrovalenci, savukārt, ja atoms iegūst elektronus, veidojot jonu saiti, tas norāda, ka atomam ir negatīva elektrovalence. Savienojumi, kuru atomiem ir elektrovalence, ir jonu savienojumi.
Attēls 01: Jonu saites veidošanās
Piemēram, ņemsim vērā nātrija hlorīda (NaCl) veidošanos. Tur nātrija atoms zaudē vienu elektronu; tādējādi tam ir pozitīva elektrovalence. Hlora atoms iegūst šo elektronu. Tādējādi tam ir negatīva elektrovalence. Tomēr, tā kā zaudēto vai iegūto elektronu skaits ir viens, nātrija (vai hlora) elektrovalence ir viena. Mums ir jānorāda elektrovalence ar atbilstošu nopūtu, lai norādītu, vai tā ir pozitīva vai negatīva elektrovalence.
- Nātrijs=pozitīvas elektrovalences nātrijs var norādīt kā +1.
- Hlors=hlora negatīvo elektrovalenci var norādīt kā -1.
Kas ir kovalence?
Kovalence ir maksimālais elektronu skaits, ko tā var koplietot ar citu atomu. Tāpēc tas norāda maksimālo kovalento saišu skaitu, ko atoms var izveidot, izmantojot savas tukšās orbitāles. Šī parametra vērtība ir atkarīga no atoma valences elektronu skaita un atomā esošo tukšo orbitāļu skaita.
Piemēram, ūdeņraža atomam ir tikai viens elektrons; tādējādi tas var koplietot vienu elektronu ar citu atomu. Tāpēc ūdeņraža kovalence ir 1. Atšķirībā no elektrovalences, mums nav vajadzīgas plusa vai mīnusa zīmes, jo nav elektronu zuduma vai pieauguma; tikai elektroni tiek koplietoti viens ar otru.
Attēls 02: Kovalentās saites veidošanās
Kā jau minējām iepriekš, kovalentes noteikšanā svarīgs ir ne tikai valences elektronu skaits, bet arī atoma tukšo orbitāļu skaits. Piemēram, ja mēs uzskatām oglekli par piemēru, tam ir 4 elektroni visattālākajā elektronu apvalkā. Tur tam ir 2s22p2 elektronu konfigurācija. Tādējādi ir tukša 2p orbitāle. Tāpēc divi pārī savienotie elektroni 2s orbitālē var atdalīties, un viens elektrons tiek iekļauts tukšajā 2p orbitālē. Tad ir 4 nepāra elektroni. Ogleklis var dalīt visus četrus elektronus ar citu atomu. Tādējādi kovalence kļūst par 4. Tas ir tāpēc, ka, rakstot oglekļa elektronu konfigurāciju, mēs redzam, ka ir tikai 2 nepāra elektroni, tāpēc mēs domājam, ka oglekļa kovalence ir 2, lai gan 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. Kovalence, no otras puses, ir maksimālais elektronu skaits, ko tā var koplietot ar citu atomu. Tas izskaidro kovalentās saites veidošanos. Turklāt savienojumi, kuriem ir atomi ar kovalenti, ir kovalenti savienojumi.
Tālāk esošajā infografikā tabulas veidā parādīta atšķirība starp elektrovalenci un kovalenti.
Kopsavilkums - elektrovalence pret kovalenci
Lai gan termini elektrovalence un kovalence izklausās līdzīgi, tiem ir atšķirīgas definīcijas un īpašības. Atšķirība starp elektrovalenci un kovalenti ir tāda, ka elektrovalence ir elektronu skaits, ko atoms iegūst vai zaudē, veidojot jonu, turpretim kovalente ir elektronu skaits, ko atoms var koplietot ar citu atomu.
