Põhiline erinevus elektronegatiivsuse ja ionisatsioonienergia vahel on see, et elektronegatiivsus seletab elektronide külgetõmbejõudu, samas kui ionisatsioonienergia viitab elektronide eemaldamisele aatomist.
Aatomid on kõigi olemasolevate ainete ehitusplokid. Nad on nii pisikesed, et me ei saa neid isegi palja silmaga jälgida. Aatom koosneb tuumast, milles on prootonid ja neutronid. Tuumas on lisaks neutronitele ja positronitele ka teisi väikeseid subatomaarseid osakesi ning orbitaalidel tiirlevad ümber tuuma elektronid. Prootonite olemasolu tõttu on aatomituumadel positiivne laeng. Välissfääri elektronidel on negatiivne laeng. Seega säilitavad tõmbejõud aatomi positiivsete ja negatiivsete laengute vahel oma struktuuri.
Mis on elektronegatiivsus?
Elektronegatiivsus on aatomi kalduvus tõmmata enda poole sidemega elektrone. Teisisõnu näitab see aatomi tõmbumist elektronide poole. Tavaliselt kasutame elementide elektronegatiivsuse näitamiseks Paulingi skaalat.
Perioodilisuse tabelis muutub elektronegatiivsus vastav alt mustrile. Perioodil vasakult paremale elektronegatiivsus suureneb ja rühmas ül alt alla elektronegatiivsus väheneb. Seetõttu on fluor kõige elektronegatiivsem element väärtusega 4,0 Paulingi skaalal. Esimese ja teise rühma elemendi elektronegatiivsus on väiksem; seega kipuvad nad elektrone andes moodustama positiivseid ioone. Kuna 5., 6., 7. rühma elementide elektronegatiivsuse väärtus on kõrgem, meeldib neile negatiivsete ioonide sisse ja välja võtta elektrone.
Joonis 01: elektronegatiivsus Paulingi skaala järgi
Elektronegatiivsus on oluline ka võlakirjade olemuse määramisel. Kui sideme kahel aatomil ei ole elektronegatiivsuse erinevust, siis moodustub puhas kovalentne side. Veelgi enam, kui nende kahe elektronegatiivsuse erinevus on suur, on tulemuseks ioonside. Kui on väike erinevus, tekib polaarne kovalentne side.
Mis on ionisatsioonienergia?
Ionisatsioonienergia on energia, mis tuleks anda neutraalsele aatomile elektroni eemaldamiseks. Elektroni eemaldamine tähendab selle eemaldamist liigist lõpmatu kaugusel, nii et elektroni ja tuuma vahel ei tekiks tõmbejõude (täielik eemaldamine).
Ionisatsioonienergiaid võime nimetada esimeseks ionisatsioonienergiaks, teiseks ionisatsioonienergiaks ja nii edasi, olenev alt aatomist eemaldatud elektronide arvust. Samal ajal tekivad katioonid laenguga +1, +2, +3 ja nii edasi.
Joonis 1: Esimese ionisatsiooni ionisatsioonienergia suundumused perioodilise tabeli igal perioodil
Väikeste aatomite puhul on aatomi raadius väike. Seetõttu on elektroni ja neutroni vahelised elektrostaatilised tõmbejõud palju suuremad võrreldes suurema aatomiraadiusega aatomiga. See suurendab väikese aatomi ionisatsioonienergiat. Kui elektron on tuumale lähemal, on ionisatsioonienergia suurem.
Lisaks erinevad ka erinevate aatomite esimesed ionisatsioonienergiad. Näiteks naatriumi esimene ionisatsioonienergia (496 kJ/mol) on palju väiksem kui kloori esimene ionisatsioonienergia (1256 kJ/mol). Põhjus on selles, et ühe elektroni eemaldamisel võib naatrium omandada väärisgaasi konfiguratsiooni; seega eemaldab see elektroni kergesti. Lisaks on naatriumis aatomikaugus väiksem kui klooris, mis vähendab ionisatsioonienergiat. Seetõttu suureneb ionisatsioonienergia perioodilisuse tabeli reas vasakult paremale ja veerus alt üles (see on perioodilisuse tabeli aatomi suuruse suurenemise pöördväärtus). Elektronide eemaldamisel on juhtumeid, kus aatomid omandavad stabiilse elektronkonfiguratsiooni. Sel hetkel kipuvad ionisatsioonienergiad hüppama kõrgemale väärtusele.
Erinevus elektronegatiivsuse ja ionisatsioonienergia vahel?
Elektronegatiivsus on aatomi kalduvus meelitada enda poole sidemega elektrone, samas kui ionisatsioonienergia on energia, mida neutraalne aatom vajab elektronide eemaldamiseks. Seetõttu on peamine erinevus elektronegatiivsuse ja ionisatsioonienergia vahel see, et elektronegatiivsus seletab elektronide külgetõmbejõudu, samas kui ionisatsioonienergia viitab elektronide eemaldamisele aatomist.
Lisaks on elektronegatiivsuse ja ionisatsioonienergia vahel veel üks oluline erinevus, mis põhineb nende suundumustel elementide perioodilises tabelis. Elektronegatiivsus suureneb perioodis vasakult paremale ja väheneb rühmas ül alt alla. Samas suureneb ionisatsioonienergia perioodilisuse tabeli reas vasakult paremale ja veerus alt üles. Kuid mõnikord muutuvad aatomid stabiilseks elektronkonfiguratsiooniks ja seega kipuvad ionisatsioonienergiad tõusma kõrgemale väärtusele.
Kokkuvõte – elektronegatiivsus vs ionisatsioonienergia
Terminad elektronegatiivsus ja ionisatsioonienergia selgitavad aatomituumade ja elektronide vahelisi koostoimeid. Peamine erinevus elektronegatiivsuse ja ionisatsioonienergia vahel on see, et elektronegatiivsus selgitab elektronide külgetõmbejõudu, samas kui ionisatsioonienergia viitab elektronide eemaldamisele aatomist.
