Разлика између електроваленције и коваленције

Тхе кључна разлика између електроваленције и коваленције је то електроваленција је број електрона који атом добија или губи формирајући јоне, док је коваленција број електрона који атом може делити са другим атомом.

Иако изрази електроваленција и коваленција звуче слично, они се разликују једни од других према својим дефиницијама. Углавном, електроваленција објашњава стварање јона док коваленција објашњава формирање ковалентне везе.

САДРЖАЈ

1. Преглед и кључне разлике
2. Шта је електроваленција
3. Шта је коваленција
4. Упоредна упоредба - Електроваленција против коваленције у табеларном облику
5. Резиме

Шта је електроваленција?

Електроваленција је број електрона добијених или изгубљених током формирања јона из тог атома. Стога се односи на број електрона које атом или добија или губи приликом формирања електровалентне везе, називамо је јонском везом. према овом образложењу даје нето електрични набој јону. Штавише, ако атом изгуби електроне током формирања јонске везе указује на позитивну електроналенцију, док ако атом добије електроне приликом формирања јонске везе, то указује да атом има негативну електроноваленцију. Једињења са атомима који имају електроналенцију су јонска једињења.

Слика 01: Формирање јонске везе

На пример, размотримо стварање натријум-хлорида (НаЦл). Тамо натријум атом губи један електрон; стога има позитивну електроналенцију. Атом хлора добија тај електрон. Дакле, има негативну електроноваленцију. Међутим, пошто је број изгубљених или добијених електрона један, електроноваленција натријума (или хлора) је једна. Морамо дати електроналенцију одговарајућим уздахом како бисмо показали да ли је позитивна или негативна електроноваленција.

• Натријум = натријум-позитивни електровалентни натријум може се дати као +1.
• Хлор = негативна електроноваленција хлора може се дати као -1.

Шта је коваленција?

Коваленција је максимални број електрона који може делити са другим атомом. Стога означава максимални број ковалентних веза које атом може формирати користећи своје празне орбитале. Вредност овог параметра зависи од броја валентних електрона атома и броја празних орбитала присутних у атому.

На пример, атом водоника има само један електрон; на тај начин, он може делити један електрон са другим атомом. Дакле, коваленција водоника је 1. За разлику од електроковаленције, не требају нам знакови плус или минус, јер нема губитка или добитка електрона; само се електрони дијеле једни с другима.

Слика 02: Формирање ковалентне везе

Као што смо горе споменули, при одређивању коваленције важан је не само број валентних електрона, већ и број празних орбитала атома. На пример, ако узмемо пример угљеника, он има 4 електрона у најудаљенијој електронској љусци. Ето, има две²2п² електронска конфигурација. Отуда постоји празна 2б орбитала. Због тога се два упарена електрона у 2с орбитали могу одвојити, а један електрон се укључује у празну 2п орбиталу. Затим су 4 неспарена електрона. Угљик може поделити сва четири електрона са другим атомом. Дакле, коваленција постаје 4. То је зато што када пишемо електронску конфигурацију угљеника, видимо да постоје само 2 неспарена електрона, тако да мислимо да је коваленција угљеника 2, када је заправо 4.

Која је разлика између електроваленције и коваленције?

Електроваленција је број електрона добијених или изгубљених током формирања јона из тог атома. Објашњава стварање јонске везе. Штавише, једињења која имају атоме са овим параметром су јонска једињења. С друге стране, коваленција је максимални број електрона који могу делити са другим атомом. Објашњава формирање ковалентне везе. Поред тога, једињења која имају атоме са коваленцијом су ковалентна једињења.

Подаци у наставку приказују разлику између електроваленције и коваленције у табеларном облику.

Преглед - Елецтроваленци вс Цоваленци

Иако изрази електроваленција и коваленција звуче слично, они имају различите дефиниције и карактеристике. Разлика између електроваленције и коваленције је у томе што је електроваленција број електрона које један атом добива или губи формирајући јоне, док је коваленција број електрона који атом може делити са другим атомом.

Референце:

1. “2. Елементарна идеја везивања. " Улога ПХ у хемији свакодневног живота. Доступно овде 
2. „Хемијска коваленција и молекуларне структуре.“ Истраживање времена реакције биологије-нервног система. Доступно овде 

Љубазношћу слике:

1. "ИоницБондингРХ11" Аутор Рханносх - сопствени рад, (ЦЦ БИ-СА 3.0) преко Цоммонс Викимедиа  
2. "Ковалентна веза флуора" Јацек ФХ - сопствени рад, (ЦЦ БИ-СА 3.0) преко Цоммонс Викимедиа