Põhiline erinevus elektrovalentsuse ja kovalentsuse vahel on see, et elektrovalentsus on elektronide arv, mille aatom iooni moodustamisel kas või kaotab, samas kui kovalentsus on elektronide arv, mida aatom võib teise aatomiga jagada.
Kuigi terminid elektrovalentsus ja kovalentsus kõlavad sarnaselt, on need definitsioonide kohaselt üksteisest erinevad. Peamiselt seletab elektrovalentsus ioonide moodustumist, kovalentsus aga kovalentse sideme teket.
Mis on elektrovalentsus?
Elektrovalentsus on sellest aatomist iooni moodustumise käigus saadud või kaotatud elektronide arv. Seetõttu viitab see elektronide arvule, mida aatom kas võidab või kaotab elektrovalentse sideme moodustamisel, me nimetame seda ioonsidemeks. selle seletuse kohaselt annab see iooni neto elektrilaengu. Veelgi enam, kui aatom kaotab ioonse sideme moodustamisel elektrone, näitab see positiivset elektrovalentsust, samas kui aatom saab ioonsideme moodustamisel elektrone juurde, näitab see, et aatomil on negatiivne elektrovalentsus. Elektrovalentsusega aatomitega ühendid on ioonsed ühendid.
Joonis 01: Ioonse sideme moodustumine
Võtkem näiteks naatriumkloriidi (NaCl) moodustumist. Seal kaotab naatriumi aatom ühe elektroni; seega on sellel positiivne elektrovalentsus. Kloori aatom omandab selle elektroni. Seega on sellel negatiivne elektrovalentsus. Kuna aga kaotatud või juurdevõetud elektronide arv on üks, on naatriumi (või kloori) elektrovalentsus üks. Peaksime andma elektrovalentsi vastava ohkega, et näidata, kas see on positiivne või negatiivne elektrovalentsus.
- Naatrium=positiivse elektrovalentsusega naatriumi saab esitada kui +1.
- Kloor=kloori negatiivne elektrovalentsus võib olla -1.
Mis on kovalentsus?
Kovalentsus on maksimaalne elektronide arv, mida see võib teise aatomiga jagada. Seetõttu näitab see maksimaalset kovalentsete sidemete arvu, mille aatom võib oma tühjade orbitaalide abil moodustada. Selle parameetri väärtus sõltub aatomi valentselektronide arvust ja aatomis olevate tühjade orbitaalide arvust.
Näiteks vesinikuaatomil on ainult üks elektron; seega võib see jagada üht elektroni teise aatomiga. Seetõttu on vesiniku kovalentsus 1. Erinev alt elektrovalentsusest ei vaja me pluss- ega miinusmärke, kuna elektronide kadu või võimendus puudub; ainult elektronid jagatakse üksteisega.
Joonis 02: Kovalentse sideme moodustumine
Nagu me eespool mainisime, on kovalentsuse määramisel oluline mitte ainult valentselektronide arv, vaid ka aatomi tühjade orbitaalide arv. Näiteks kui vaadelda näiteks süsinikku, on selle välimises elektronkihis 4 elektroni. Seal on sellel elektronkonfiguratsioon 2s22p2. Seega on tühi 2p orbitaal. Seetõttu saavad 2s orbitaalil olevad kaks paariselektroni eralduda ja üks elektron satub tühja 2p orbitaali. Siis on 4 paaristamata elektroni. Süsinik võib jagada kõiki nelja elektroni teise aatomiga. Seega muutub kovalentsus 4-ks. Selle põhjuseks on asjaolu, et süsiniku elektronkonfiguratsiooni kirjutamisel näeme, et paarituid elektrone on ainult 2, seega arvame, et süsiniku kovalentsus on 2, kui see tegelikult on 4.
Mis vahe on elektrovalentsil ja kovalentsusel?
Elektrovalentsus on sellest aatomist iooni moodustumise käigus saadud või kaotatud elektronide arv. See seletab ioonse sideme teket. Lisaks on selle parameetriga aatomeid sisaldavad ühendid ioonsed ühendid. Kovalentsus on seevastu maksimaalne elektronide arv, mida see võib teise aatomiga jagada. See selgitab kovalentse sideme teket. Lisaks on kovalentsed ühendid kovalentsete aatomitega ühendid.
Allpool olev infograafik näitab elektrovalentsuse ja kovalentsuse erinevust tabeli kujul.
Kokkuvõte – elektrovalentsus vs kovalentsus
Kuigi terminid elektrovalentsus ja kovalentsus kõlavad sarnaselt, on neil erinevad määratlused ja omadused. Elektrovalentsuse ja kovalentsuse erinevus seisneb selles, et elektrovalentsus on elektronide arv, mille aatom iooni moodustamisel kasu võtab või kaotab, samas kui kovalentsus on elektronide arv, mida aatom võib teise aatomiga jagada.
