Nøkkelforskjellen mellom elektrovalens og kovalens er at elektrovalensen er antallet elektroner som et atom enten får eller taper ved å danne et ion, mens kovalens er antallet elektroner som et atom kan dele med et annet atom.
Selv om begrepene elektrovalens og kovalens høres like ut, er de forskjellige fra hverandre i henhold til deres definisjoner. Elektrovalensen forklarer hovedsakelig dannelsen av et ion, mens kovalensen forklarer dannelsen av en kovalent binding.
Hva er elektrovalens?
Elektrovalens er antallet elektroner som oppnås eller går tapt under dannelsen av et ion fra det atomet. Derfor refererer det til antall elektroner som et atom enten får eller taper når det danner en elektrovalent binding, vi kaller det en ionisk binding. ifølge denne forklaringen gir det netto elektrisk ladning på et ion. Videre, hvis et atom mister elektroner når det danner en ionisk binding, indikerer det en positiv elektrovalens, mens hvis et atom får elektroner når det danner en ionisk binding, indikerer det at atomet har en negativ elektrovalens. Forbindelsene med atomer som har en elektrovalens er ioniske forbindelser.
Figur 01: Dannelse av en ionisk binding
La oss for eksempel vurdere dannelsen av natriumklorid (NaCl). Der mister natriumatomet ett elektron; dermed har den en positiv elektrovalens. Kloratomet får det elektronet. Dermed har den en negativ elektrovalens. Men siden antallet elektroner som enten går tapt eller oppnådd er én, er elektrovalensen til natrium (eller klor) én. Vi bør gi elektrovalensen med riktig sukk for å indikere om det er en positiv eller negativ elektrovalens.
- Natrium=positiv elektrovalens natrium kan gis som +1.
- Klor=negativ elektrovalens av klor kan angis som -1.
Hva er Covalency?
Kovalens er det maksimale antallet elektroner den kan dele med et annet atom. Derfor indikerer det det maksimale antallet kovalente bindinger som et atom kan danne ved å bruke sine tomme orbitaler. Verdien av denne parameteren avhenger av antall valenselektroner i et atom og antall tomme orbitaler som er tilstede i et atom.
For eksempel har et hydrogenatom bare ett elektron; dermed kan den dele ett elektron med et annet atom. Derfor er kovalensen til hydrogen 1. I motsetning til elektrovalens, trenger vi ikke pluss- eller minustegn fordi det ikke er noe tap eller gevinst av elektroner; bare elektronene deles med hverandre.
Figur 02: Dannelse av en kovalent binding
Som vi nevnte ovenfor, er ikke bare antall valenselektroner, men også antallet tomme orbitaler til et atom viktig for å bestemme kovalensen. Hvis vi for eksempel ser på karbon som et eksempel, har det 4 elektroner i det ytterste elektronskallet. Der har den 2s22p2 elektronkonfigurasjon. Derfor er det en tom 2p orbital. Derfor kan de to sammenkoblede elektronene i 2s-orbitalen skilles, og ett elektron blir inkludert i den tomme 2p-orbitalen. Så er det 4 uparrede elektroner. Karbon kan dele alle fire elektronene med et annet atom. Derfor blir kovalensen til 4. Dette er fordi når vi skriver elektronkonfigurasjonen til karbon, ser vi at det bare er 2 uparrede elektroner, så vi tror kovalensen til karbon er 2 når den faktisk er 4.
Hva er forskjellen mellom elektrovalens og kovalens?
Elektrovalens er antallet elektroner som oppnås eller går tapt under dannelsen av et ion fra det atomet. Det forklarer dannelsen av en ionisk binding. Videre er forbindelsene som har atomer med denne parameteren ioniske forbindelser. Kovalens, derimot, er det maksimale antallet elektroner som det kan dele med et annet atom. Det forklarer dannelsen av en kovalent binding. I tillegg er forbindelsene som har atomer med kovalens kovalente forbindelser.
Infografien nedenfor viser forskjellen mellom elektrovalens og kovalens i tabellform.
Sammendrag – Elektrovalens vs Kovalens
Selv om begrepene elektrovalens og kovalens høres like ut, har de distinkte definisjoner og egenskaper. Forskjellen mellom elektrovalens og kovalens er at elektrovalensen er antallet elektroner som et atom enten får eller taper ved å danne et ion, mens kovalensen er antallet elektroner som et atom kan dele med et annet atom.
