Verschil tussen elektronegativiteit en ionisatie-energie

Elektronegativiteit versus ionisatie-energie

Atomen zijn de kleine bouwstenen van alle bestaande substanties. Ze zijn zo klein dat we niet eens kunnen waarnemen met ons blote oog. Atom bestaat uit een kern, die protonen en neutronen heeft. Anders dan neutronen en positronen, zijn er andere kleine subatomaire deeltjes in de kern, en er cirkelen elektronen rond de kern in orbitalen. Vanwege de aanwezigheid van protonen zijn atoomkernen positief geladen. De elektronen in de buitenste bol zijn negatief geladen. Vandaar dat de aantrekkende krachten tussen de positieve en negatieve ladingen van het atoom de structuur behouden.

Ionisatieenergie

Ionisatie-energie is de energie die aan een neutraal atoom moet worden gegeven om er een elektron uit te verwijderen. Het verwijderen van elektronen betekent om het op een oneindige afstand van de soort te verwijderen, zodat er geen aantrekkingskrachten zijn tussen het elektron en de kern. Ionisatie-energieën worden genoemd als eerste ionisatie-energie, tweede ionisatie-energie enzovoort, afhankelijk van het aantal elektronen dat wordt verwijderd. Dit zal aanleiding geven tot kationen met +1, +2, +3 ladingen enzovoorts. In kleine atomen is de atomaire straal klein. Daarom zijn de elektrostatische aantrekkrachten tussen het elektron en het neutron veel hoger in vergelijking met een atoom met een grotere atomaire straal. Dit verhoogt de ionisatie-energie van een klein atoom. Wanneer het elektron zich dichter bij de kern bevindt, zal de ionisatie-energie hoger zijn. De (n + 1) ionisatie-energie is dus altijd hoger dan de n-de ionisatie-energie. Ook bij het vergelijken van twee eerste ionisatie-energieën van verschillende atomen, variëren ze ook. De eerste ionisatie-energie van natrium (496 kJ / mol) is bijvoorbeeld veel lager dan de eerste ionisatie-energie van chloor (1256 kJ / mol). Door één elektron te verwijderen, kan natrium de edelgasconfiguratie verkrijgen; vandaar, verwijdert het gemakkelijk het elektron. Bovendien is de atomaire afstand minder in natrium dan in chloor, wat de ionisatie-energie verlaagt. Daarom neemt de ionisatie-energie van links naar rechts in een rij toe en van onder naar boven in een kolom van het periodiek systeem (dit is het omgekeerde van atoomgroottetoename in het periodiek systeem). Bij het verwijderen van elektronen zijn er enkele gevallen waarbij de atomen stabiele elektronconfiguraties verkrijgen. Op dit punt hebben ionisatie-energieën de neiging om naar een hogere waarde te springen.

Elektronegativiteit

Elektronegativiteit is de neiging van een atoom om de elektronen in een binding ernaar 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 geven. In het periodiek systeem verandert de elektronegativiteit volgens een patroon. Van links naar rechts op een periode neemt de elektronegativiteit toe, en van boven naar beneden op een groep neemt de elektronegativiteit af. Daarom is fluor het meest elektronegatieve element met de waarde van 4,0 in de Pauling-schaal. Groep één en twee elementen hebben een lagere elektronegativiteit, waardoor ze de neiging hebben om positieve ionen te vormen door elektronen te geven. Omdat groep 5, 6, 7 elementen een hogere elektronegativiteitswaarde hebben, nemen ze graag elektronen in en van negatieve ionen. Elektronegativiteit is ook belangrijk bij het bepalen van de aard van obligaties. Als de twee atomen in de binding geen elektronegativiteitsverschil hebben, zal er een zuivere covalente binding ontstaan. Als het elektronegativiteitsverschil tussen beide hoog is, zal er een ionische binding ontstaan.