Unterschied zwischen Elektronegativität und Ionisierungsenergie

Elektronegativität vs. Ionisierungsenergie

Atome sind die kleinen Bausteine ​​aller vorhandenen Substanzen. Sie sind so klein, dass wir mit bloßem Auge nicht einmal beobachten können. Atom besteht aus einem Kern, der Protonen und Neutronen enthält. Abgesehen von Neutronen und Positronen gibt es noch andere kleine subatomare Teilchen im Kern und Elektronen, die sich in Orbitalen um den Kern drehen. Aufgrund der Anwesenheit von Protonen sind Atomkerne positiv geladen. Die Elektronen in der äußeren Kugel sind negativ geladen. Daher halten die Anziehungskräfte zwischen den positiven und negativen Ladungen des Atoms die Struktur aufrecht.

Ionisationsenergie

Ionisierungsenergie ist die Energie, die einem neutralen Atom gegeben werden sollte, um ein Elektron daraus zu entfernen. Das Entfernen des Elektrons bedeutet, es unendlich weit von der Spezies zu entfernen, so dass keine Anziehungskräfte zwischen Elektron und Kern entstehen. Ionisierungsenergien werden als erste Ionisierungsenergie, zweite Ionisierungsenergie usw. bezeichnet, abhängig von der Anzahl der Elektronen, die sich entfernen. Dies führt zu Kationen mit +1, +2, +3 Ladungen und so weiter. In kleinen Atomen ist der Atomradius klein. Daher sind die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen dem Elektron und dem Neutron viel höher als bei einem Atom mit größerem Atomradius. Dies erhöht die Ionisierungsenergie eines kleinen Atoms. Wenn sich das Elektron näher am Kern befindet, ist die Ionisierungsenergie höher. Somit ist die (n + 1) Ionisierungsenergie immer höher als die n-te Ionisierungsenergie. Auch beim Vergleich zweier erster Ionisierungsenergien verschiedener Atome variieren diese. Zum Beispiel ist die erste Ionisierungsenergie von Natrium (496 kJ / mol) viel niedriger als die erste Ionisierungsenergie von Chlor (1256 kJ / mol). Durch das Entfernen eines Elektrons kann Natrium die Edelgaskonfiguration erhalten; daher entfernt es leicht das Elektron. Außerdem ist der Atomabstand in Natrium geringer als in Chlor, was die Ionisierungsenergie senkt. Daher steigt die Ionisierungsenergie in einer Reihe von links nach rechts und von unten nach oben in einer Spalte des Periodensystems (dies ist das Inverse der Zunahme der Atomgröße im Periodensystem). Beim Entfernen von Elektronen gibt es einige Fälle, in denen die Atome stabile Elektronenkonfigurationen erhalten. An diesem Punkt neigen die Ionisierungsenergien dazu, auf einen höheren Wert zu springen.

Elektronegativität

Elektronegativität ist die Tendenz eines Atoms, die Elektronen in einer Bindung zu sich zu ziehen. Dies zeigt einfach die "Ähnlichkeit" eines Atoms mit den Elektronen. Die Pauling-Skala wird üblicherweise verwendet, um die Elektronegativität von Elementen anzuzeigen. Im Periodensystem ändert sich die Elektronegativität nach einem Muster. Von links nach rechts in einer Periode steigt die Elektronegativität an und von oben nach unten in einer Gruppe nimmt die Elektronegativität ab. Daher ist Fluor das elektronegativste Element mit einem Wert von 4,0 in der Pauling-Skala. Elemente der Gruppen eins und zwei haben eine geringere Elektronegativität, daher neigen sie dazu, durch das Geben von Elektronen positive Ionen zu bilden. Da Elemente der Gruppe 5, 6, 7 einen höheren Elektronegativitätswert aufweisen, nehmen sie gerne Elektronen in und aus negativen Ionen. Die Elektronegativität ist auch für die Bestimmung der Art von Bindungen wichtig. Wenn die zwei Atome in der Bindung keinen Elektronegativitätsunterschied aufweisen, führt dies zu einer reinen kovalenten Bindung. Wenn die Elektronegativitätsdifferenz zwischen den beiden hoch ist, führt dies zu einer Ionenbindung.