Nyckelskillnaden mellan elektrovalens och kovalens är att elektrovalensen är antalet elektroner som en atom antingen vinner eller förlorar vid bildning av en jon, medan kovalens är antalet elektroner som en atom kan dela med en annan atom.
Även om termerna elektrovalens och kovalens låter lika, skiljer de sig från varandra enligt deras definitioner. Elektrovalensen förklarar främst bildandet av en jon medan kovalensen förklarar bildandet av en kovalent bindning.
Vad är Electrovalency?
Elektrovalens är antalet elektroner som vinner eller förloras under bildandet av en jon från den atomen. Därför hänvisar det till antalet elektroner som en atom antingen vinner eller förlorar när den bildar en elektrovalent bindning, vi kallar det en jonbindning. enligt denna förklaring ger det den elektriska nettoladdningen på en jon. Dessutom, om en atom förlorar elektroner när den bildar en jonbindning indikerar en positiv elektrovalens medan om en atom får elektroner när den bildar en jonbindning, indikerar det att atomen har en negativ elektrovalens. Föreningarna med atomer som har en elektrovalens är joniska föreningar.
Figur 01: Bildandet av en jonbindning
Låt oss till exempel överväga bildningen av natriumklorid (NaCl). Där förlorar natriumatomen en elektron; sålunda har den en positiv elektrovalens. Kloratomen får den elektronen. Således har den en negativ elektrovalens. Men eftersom antalet elektroner som antingen förloras eller vinnas är en, är elektrovalensen för natrium (eller klor) en. Vi bör ge elektrovalensen med lämplig suck för att indikera om det är en positiv eller negativ elektrovalens.
- Natrium=positiv elektrovalens natrium kan ges som +1.
- Klor=negativ elektrovalens för klor kan anges som -1.
Vad är Covalency?
Kovalens är det maximala antalet elektroner som den kan dela med en annan atom. Därför indikerar det det maximala antalet kovalenta bindningar som en atom kan bilda med sina tomma orbitaler. Värdet på denna parameter beror på antalet valenselektroner i en atom och antalet tomma orbitaler som finns i en atom.
En väteatom har till exempel bara en elektron; sålunda kan den dela en elektron med en annan atom. Därför är kovalensen för väte 1. Till skillnad från elektrovalens behöver vi inte plus- eller minustecken eftersom det inte finns någon förlust eller vinst av elektroner; bara elektronerna delas med varandra.
Figur 02: Bildning av en kovalent bindning
Som vi nämnde ovan är inte bara antalet valenselektroner utan även antalet tomma orbitaler hos en atom viktigt för att bestämma kovalensen. Om vi till exempel betraktar kol som ett exempel, har det 4 elektroner i det yttersta elektronskalet. Där har den 2s22p2 elektronkonfiguration. Därför finns det en tom 2p orbital. Därför kan de två parade elektronerna i 2s orbitalen separeras, och en elektron inkluderas i den tomma 2p orbitalen. Sedan finns det 4 oparade elektroner. Kol kan dela alla fyra elektronerna med en annan atom. Därför blir kovalensen för 4. Detta beror på att när vi skriver elektronkonfigurationen för kol ser vi att det bara finns 2 oparade elektroner, så vi tror att kovalensen för kol är 2 när den faktiskt är 4.
Vad är skillnaden mellan elektrovalens och kovalens?
Elektrovalens är antalet elektroner som vinner eller förloras under bildandet av en jon från den atomen. Det förklarar bildandet av en jonbindning. Dessutom är föreningarna som har atomer med denna parameter joniska föreningar. Kovalens, å andra sidan, är det maximala antalet elektroner som den kan dela med en annan atom. Det förklarar bildandet av en kovalent bindning. Dessutom är föreningarna som har atomer med kovalens kovalenta föreningar.
Infografiken nedan visar skillnaden mellan elektrovalens och kovalens i tabellform.
Sammanfattning – Electrovalency vs Covalency
Även om termerna elektrovalens och kovalens låter lika, har de distinkta definitioner och egenskaper. Skillnaden mellan elektrovalens och kovalens är att elektrovalensen är antalet elektroner som en atom antingen vinner eller förlorar vid bildandet av en jon, medan kovalensen är antalet elektroner som en atom kan dela med en annan atom.
