Verschil tussen elektronegegatiteit en ionisatie energie

Electronegativity vs Ionization Energy

Atomen zijn de kleine bouwstenen van alle bestaande stoffen. Ze zijn zo klein dat we niet eens met ons blote oog kunnen observeren. Atoom bestaat uit een kern, die protonen en neutronen heeft. Anders dan neutronen en positrons, zijn er andere kleine sub atoomdeeltjes in de kern, en er zijn elektronen die rond de kern cirkelen in orbitalen. Door de aanwezigheid van protonen zijn atoomkernen positief geladen. De elektronen in de buitenste bol zijn negatief geladen. Daarom behouden de aantrekkelijke krachten tussen de positieve en negatieve ladingen van het atoom de structuur.

Ionisatie Energie

Ionisatie energie is de energie die aan een neutraal atoom moet worden gegeven om een ​​elektron daaruit te verwijderen. Het verwijderen van elektronen betekent dat het een oneindige afstand van de soort verwijdert zodat er geen aantrekkingskrachten tussen het elektron en de kern zijn. Ionisatie-energieën worden genoemd als eerste ionisatie-energie, tweede ionisatie-energie, enzovoort, afhankelijk van het aantal elektronen die uit worden verwijderd. Dit zal leiden tot kationen met +1, +2, +3 kosten enzovoort. In kleine atomen is de atoomradius klein. Daarom zijn de elektrostatische aantrekkingskrachten tussen het elektron en het neutron veel hoger dan een atoom met lagere atoomradius. Dit verhoogt de ionisatie-energie van een klein atoom. Wanneer het elektron zich dichter bij de kern bevindt, zal de ionisatie-energie hoger zijn. Zo is de (n + 1) ionisatie-energie altijd hoger dan de nth ioniseringsenergie. Ook bij het vergelijken van twee 1e ionisatie-energieën van verschillende atomen variëren ze ook. Bijvoorbeeld, de eerste ionisatie-energie van natrium (496 kJ / mol) is veel lager dan de eerste ionisatie-energie van chloor (1256 kJ / mol). Door één elektron te verwijderen kan natrium de edelgasconfiguratie verkrijgen; daarom verwijdert het het elektron gemakkelijk. Bovendien is de atoomafstand minder in natrium dan in chloor, waardoor de ioniseringsenergie wordt verlaagd. Daarom stijgt ioniseringsenergie van links naar rechts in een rij en onder naar boven in een kolom van de periodieke tabel (dit is de inverse van de atoomgrootteverhoging in de periodieke tabel). Bij het verwijderen van elektronen zijn er enkele gevallen waar de atomen stabiele elektronenconfiguraties krijgen. Op dit moment hebben ioniserende energieën de neiging om te springen in een hogere waarde.

Elektronegativiteit

Elektronegegatigheid is de neiging van een atoom om de elektronen in een band te trekken. Eenvoudig, dit toont de 'gelijkenis' van een atoom naar de elektronen. Pauling schaal wordt vaak gebruikt om de elektronegativiteit van elementen aan te duiden. In de periodieke tabel verandert de elektronegativiteit volgens een patroon.Van links naar rechts over een periode neemt de elektronegativiteit toe en van boven naar beneden op een groep neemt de elektronegativiteit af. Daarom is fluor het meest electronegatieve element met de waarde van 4. 0 in de Pauling-schaal. Groep een en twee elementen hebben minder electronegativiteit, waardoor ze positieve ionen vormen door elektronen te geven. Aangezien groep 5, 6, 7 elementen een hogere electronegativiteitswaarde hebben, vinden ze elektronen in en van negatieve ionen. Elektronegegatigheid is ook belangrijk bij het bepalen van de aard van bindingen. Als de twee atomen in de binding geen elektronegativiteitsverschil hebben, dan zal er een pure covalente binding ontstaan. Als het elektronegativiteitsverschil tussen de twee hoog is, dan zal er een ionische binding ontstaan.

Wat is het verschil tussen electronegativiteit en ionisatie energie? • Elektronegegatigheid is de neiging van een atoom om de elektronen in een band aan te trekken. • Ioniseringsenergie is de energie die aan een neutraal atoom moet worden gegeven om een ​​elektron daaruit te verwijderen.