विद्युतऋणात्मकता

जल के एक अणु का इलेक्ट्रोस्टैटिक विभव मानचित्र, जहाँ ऑक्सीजन परमाणु पर हाइड्रोजन परमाणुओं (नीला) की तुलना में अधिक ऋणात्मक आवेश (लाल) है

विद्युतऋणात्मकता (Electronegativity), जिसे χ के रूप में दर्शाया जाता है, किसी दिए गए रासायनिक तत्व के परमाणु की रासायनिक बंध बनाते समय साझा इलेक्ट्रॉनों (या इलेक्ट्रॉन घनत्व) को आकर्षित करने की प्रवृत्ति है। किसी परमाणु की विद्युतऋणात्मकता उसके परमाणु क्रमांक और उस दूरी, जिस पर उसके संयोजी इलेक्ट्रॉन आवेशित नाभिक से स्थित होते हैं, दोनों से प्रभावित होती है। संबंधित विद्युतऋणात्मकता जितनी अधिक होगी, परमाणु या प्रतिस्थापी समूह इलेक्ट्रॉनों को उतना ही अधिक आकर्षित करेगा। विद्युतऋणात्मकता बंध ऊर्जा, और बंध की रासायनिक ध्रुवीयता के संकेत और परिमाण का मात्रात्मक अनुमान लगाने के लिए एक सरल तरीके के रूप में कार्य करती है, जो सहसंयोजक से आयनिक बंध तक के निरंतर पैमाने पर एक बंध की विशेषता बताती है। ढीले ढंग से परिभाषित शब्द विद्युतधनात्मकता (electropositivity) विद्युतऋणात्मकता के विपरीत है: यह संयोजी इलेक्ट्रॉनों को दान करने की तत्व की प्रवृत्ति को दर्शाता है।

सबसे बुनियादी स्तर पर, विद्युतऋणात्मकता नाभिकीय आवेश (एक परमाणु में जितने अधिक प्रोटॉन होंगे, इलेक्ट्रॉनों पर उसका "खिंचाव" उतना ही अधिक होगा) और इलेक्ट्रॉन कोशों में अन्य इलेक्ट्रॉनों की संख्या और स्थिति जैसे कारकों द्वारा निर्धारित होती है (एक परमाणु में जितने अधिक इलेक्ट्रॉन होंगे, संयोजी इलेक्ट्रॉन नाभिक से उतने ही दूर होंगे, और परिणामस्वरूप, वे कम धनात्मक आवेश का अनुभव करेंगे—नाभिक से उनकी बढ़ी हुई दूरी के कारण और क्योंकि निम्न ऊर्जा कोर कक्षकों में अन्य इलेक्ट्रॉन धनात्मक रूप से आवेशित नाभिक से संयोजी इलेक्ट्रॉनों को परिरक्षित करने का कार्य करेंगे)।

"विद्युतऋणात्मकता" शब्द जोंस जैकब बर्ज़ेलियस द्वारा 1811 में पेश किया गया था, हालाँकि यह अवधारणा उससे पहले भी ज्ञात थी और अवोगाद्रो सहित कई रसायनज्ञों द्वारा इसका अध्ययन किया गया था। अपने लंबे इतिहास के बावजूद, विद्युतऋणात्मकता का एक सटीक पैमाना 1932 तक विकसित नहीं हुआ था, जब लिनस पॉलिंग ने संयोजकता बंध सिद्धांत के विकास के रूप में, बंध ऊर्जाओं पर निर्भर एक विद्युतऋणात्मकता पैमाना प्रस्तावित किया। यह कई अन्य रासायनिक गुणों के साथ सहसंबद्ध पाया गया है। विद्युतऋणात्मकता को सीधे मापा नहीं जा सकता है और इसे अन्य परमाणु या आणविक गुणों से गणना करके निकाला जाना चाहिए। गणना की कई विधियाँ प्रस्तावित की गई हैं, और यद्यपि विद्युतऋणात्मकता के संख्यात्मक मानों में छोटे अंतर हो सकते हैं, सभी विधियाँ तत्वों के बीच समान आवर्ती प्रवृत्तियाँ दिखाती हैं।

गणना की सबसे अधिक उपयोग की जाने वाली विधि वह है जिसे मूल रूप से लिनस पॉलिंग द्वारा प्रस्तावित किया गया था। यह एक विमाहीन राशि देती है, जिसे आमतौर पर पॉलिंग पैमाना (χ_r) कहा जाता है, जो 0.79 से 3.98 (हाइड्रोजन = 2.20) तक के सापेक्ष पैमाने पर होता है। जब गणना की अन्य विधियों का उपयोग किया जाता है, तो परिणामों को ऐसे पैमाने पर उद्धृत करना पारंपरिक (हालाँकि अनिवार्य नहीं) है जो संख्यात्मक मानों की समान सीमा को कवर करता है: इसे पॉलिंग इकाइयों में विद्युतऋणात्मकता के रूप में जाना जाता है।

जैसा कि आमतौर पर गणना की जाती है, विद्युतऋणात्मकता केवल एक परमाणु का गुण नहीं है, बल्कि अणु में एक परमाणु का गुण है। फिर भी, एक परमाणु की विद्युतऋणात्मकता प्रथम आयनन ऊर्जा के साथ दृढ़ता से सहसंबद्ध है। विद्युतऋणात्मकता इलेक्ट्रॉन बंधुता के साथ थोड़ी नकारात्मक रूप से सहसंबद्ध (छोटी विद्युतऋणात्मकता मानों के लिए) और काफी दृढ़ता से सकारात्मक रूप से सहसंबद्ध (अधिकांश और बड़ी विद्युतऋणात्मकता मानों के लिए) है। यह अपेक्षित है कि किसी तत्व की विद्युतऋणात्मकता उसके रासायनिक वातावरण के साथ बदल जाएगी, लेकिन इसे आमतौर पर एक स्थानांतरणीय गुण माना जाता है, यानी, समान मान विभिन्न स्थितियों में मान्य होंगे।

पॉलिंग पैमाने के अनुसार, सीज़ियम सबसे कम विद्युतऋणात्मक तत्व (0.79) है; फ्लोरीन सबसे अधिक (3.98) है।

गणना की विधियाँ

पॉलिंग विद्युतऋणात्मकता

पॉलिंग ने 1932 में पहली बार विद्युतऋणात्मकता की अवधारणा प्रस्तावित की ताकि यह समझाया जा सके कि दो अलग-अलग परमाणुओं (A–B) के बीच सहसंयोजक बंध A–A और B–B बंधों के औसत से अधिक मजबूत क्यों होता है। संयोजकता बंध सिद्धांत के अनुसार, जिसके पॉलिंग एक उल्लेखनीय समर्थक थे, विषमनाभिकीय बंध की यह "अतिरिक्त स्थिरता" बंध में आयनिक विहित रूपों के योगदान के कारण है।

परमाणुओं A और B के बीच विद्युतऋणात्मकता का अंतर इस प्रकार दिया गया है: $$|{\chi }_{\mathrm{A}}-{\chi }_{\mathrm{B}}|=(\mathrm{e}\mathrm{V}{)}^{-1/2}\sqrt{E_{\mathrm{d}}(\mathrm{A}\mathrm{B})-\frac{E_{\mathrm{d}}(\mathrm{A}\mathrm{A})+E_{\mathrm{d}}(\mathrm{B}\mathrm{B})}{2}}$$ जहाँ A–B, A–A और B–B बंधों की वियोजन ऊर्जा, E_d, को इलेक्ट्रॉनवोल्ट में व्यक्त किया जाता है, (eV)⁻² कारक को विमाहीन परिणाम सुनिश्चित करने के लिए शामिल किया गया है। अतः, हाइड्रोजन और ब्रोमीन के बीच पॉलिंग विद्युतऋणात्मकता का अंतर 0.73 है (वियोजन ऊर्जा: H–Br, 3.79 eV; H–H, 4.52 eV; Br–Br 2.00 eV)

चूँकि केवल विद्युतऋणात्मकता में अंतर परिभाषित हैं, इसलिए एक पैमाना बनाने के लिए एक मनमाना संदर्भ बिंदु चुनना आवश्यक है। हाइड्रोजन को संदर्भ के रूप में चुना गया था, क्योंकि यह विभिन्न प्रकार के तत्वों के साथ सहसंयोजक बंध बनाता है: इसकी विद्युतऋणात्मकता पहले 0 पर तय की गई थी, फिर उसकी प्रसिद्ध पुस्तक में ऋणात्मक विद्युतऋणात्मकता आंकड़ों से बचने के लिए 2.1 पर, बाद में ऑलरेड द्वारा 2.20 पर संशोधित की गई। यह तय करना भी आवश्यक है कि दो तत्वों में से कौन सा अधिक विद्युतऋणात्मक है (वर्गमूल के लिए दो संभावित संकेतों में से एक को चुनने के बराबर)। यह आमतौर पर "रासायनिक अंतर्ज्ञान" का उपयोग करके किया जाता है: उपरोक्त उदाहरण में, हाइड्रोजन ब्रोमाइड पानी में घुलकर H⁺ और Br⁻ आयन बनाता है, इसलिए यह माना जा सकता है कि ब्रोमीन हाइड्रोजन की तुलना में अधिक विद्युतऋणात्मक है। हालाँकि, सिद्धांत रूप में, चूँकि किसी भी दो बंधित यौगिकों के लिए समान विद्युतऋणात्मकता प्राप्त की जानी चाहिए, डेटा अधिक निर्धारित है, और एक बार संदर्भ बिंदु (आमतौर पर, H या F के लिए) तय हो जाने के बाद संकेत अद्वितीय होते हैं।

किसी तत्व के लिए पॉलिंग विद्युतऋणात्मकता की गणना करने के लिए, उस तत्व द्वारा बनाए गए कम से कम दो प्रकार के सहसंयोजक बंधों की वियोजन ऊर्जा पर डेटा होना आवश्यक है। ए. एल. ऑलरेड ने 1961 में पॉलिंग के मूल मानों को थर्मोकेमिकल डेटा की अधिक उपलब्धता को ध्यान में रखते हुए अपडेट किया, और ये विद्युतऋणात्मकता के "संशोधित पॉलिंग" मान ही हैं जिनका सबसे अधिक उपयोग किया जाता है।

पॉलिंग विद्युतऋणात्मकता का मुख्य बिंदु यह है कि वियोजन ऊर्जा के लिए एक अंतर्निहित, काफी सटीक, अर्ध-अनुभवजन्य सूत्र है, अर्थात्: $$E_{\mathrm{d}}(\mathrm{A}\mathrm{B})=\frac{E_{\mathrm{d}}(\mathrm{A}\mathrm{A})+E_{\mathrm{d}}(\mathrm{B}\mathrm{B})}{2}+({\chi }_{\mathrm{A}}-{\chi }_{\mathrm{B}}{)}^2\mathrm{e}\mathrm{V}$$ या कभी-कभी, एक अधिक सटीक फिट $$E_{\mathrm{d}}(\mathrm{A}\mathrm{B})=\sqrt{E_{\mathrm{d}}(\mathrm{A}\mathrm{A})E_{\mathrm{d}}(\mathrm{B}\mathrm{B})}+1.3({\chi }_{\mathrm{A}}-{\chi }_{\mathrm{B}}{)}^2\mathrm{e}\mathrm{V}$$

ये अनुमानित समीकरण हैं लेकिन वे अच्छी सटीकता के साथ लागू होते हैं। पॉलिंग ने पहला समीकरण यह नोट करके प्राप्त किया कि एक बंध को लगभग एक सहसंयोजक बंध और दो आयनिक बंध अवस्थाओं के क्वांटम यांत्रिक सुपरपोजिशन के रूप में दर्शाया जा सकता है। एक बंध की सहसंयोजक ऊर्जा लगभग, क्वांटम यांत्रिक गणनाओं द्वारा, समान अणुओं के सहसंयोजक बंधों की दो ऊर्जाओं का गुणोत्तर माध्य है, और अतिरिक्त ऊर्जा है जो आयनिक कारकों से आती है, यानी बंध का ध्रुवीय चरित्र।

गुणोत्तर माध्य लगभग अंकगणितीय माध्य के बराबर होता है—जो उपरोक्त पहले सूत्र में लागू होता है—जब ऊर्जाएं समान मान की होती हैं, उदाहरण के लिए, अत्यधिक विद्युतधनात्मक तत्वों को छोड़कर, जहाँ दो वियोजन ऊर्जाओं का बड़ा अंतर होता है; गुणोत्तर माध्य अधिक सटीक है और लगभग हमेशा आयनिक बंध के कारण सकारात्मक अतिरिक्त ऊर्जा देता है। पॉलिंग नोट करते हैं कि इस अतिरिक्त ऊर्जा का वर्गमूल लगभग योगात्मक है, और इसलिए कोई विद्युतऋणात्मकता पेश कर सकता है। इस प्रकार, बंध ऊर्जा के लिए ये अर्ध-अनुभवजन्य सूत्र ही पॉलिंग विद्युतऋणात्मकता की अवधारणा को रेखांकित करते हैं।

सूत्र अनुमानित हैं, लेकिन यह मोटा अनुमान अच्छा है और सही अंतर्ज्ञान देता है, बंध की ध्रुवीयता की धारणा और क्वांटम यांत्रिकी में कुछ सैद्धांतिक आधार के साथ। विद्युतऋणात्मकता को तब डेटा को सर्वोत्तम रूप से फिट करने के लिए निर्धारित किया जाता है।

अधिक जटिल यौगिकों में, एक अतिरिक्त त्रुटि होती है क्योंकि विद्युतऋणात्मकता एक परमाणु के आणविक वातावरण पर निर्भर करती है। साथ ही, ऊर्जा अनुमान का उपयोग केवल एकल बंधों के लिए किया जा सकता है, न कि बहु-बंधों के लिए। केवल एकल बंध वाले अणु की संभवन की मानक एन्थैल्पी का अनुमान बाद में विद्युतऋणात्मकता तालिका के आधार पर लगाया जा सकता है, और यह घटकों और सभी बंधित परमाणुओं के जोड़ों की विद्युतऋणात्मकता के अंतर के वर्गों के योग पर निर्भर करता है। ऊर्जा का अनुमान लगाने के लिए इस तरह के सूत्र में आमतौर पर 10% के क्रम की सापेक्ष त्रुटि होती है, लेकिन इसका उपयोग अणु के बारे में एक मोटा गुणात्मक विचार और समझ प्राप्त करने के लिए किया जा सकता है।

मुलिकन विद्युतऋणात्मकता

मुलिकन विद्युतऋणात्मकता (x-अक्ष, kJ/mol में) और पॉलिंग विद्युतऋणात्मकता (y-अक्ष) के बीच सहसंबंध।

रॉबर्ट एस. मुलिकन ने प्रस्तावित किया कि पहली आयनन ऊर्जा (E_i) और इलेक्ट्रॉन बंधुता (E_ea) का अंकगणितीय माध्य इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की परमाणु की प्रवृत्ति का एक माप होना चाहिए: $$\chi =\frac{E_{\mathrm{i}}+E_{\mathrm{e}\mathrm{a}}}{2}$$

चूँकि यह परिभाषा किसी मनमाने सापेक्ष पैमाने पर निर्भर नहीं है, इसे निरपेक्ष विद्युतऋणात्मकता भी कहा गया है, जिसकी इकाइयाँ किलोजूल प्रति मोल या इलेक्ट्रॉनवोल्ट हैं। हालाँकि, इन निरपेक्ष मानों को उन मानों में बदलने के लिए एक रैखिक परिवर्तन का उपयोग करना अधिक सामान्य है जो अधिक परिचित पॉलिंग मानों से मिलते-जुलते हैं। इलेक्ट्रॉनवोल्ट में आयनन ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन बंधुता के लिए, $$\chi =0.187(E_{\mathrm{i}}+E_{\mathrm{e}\mathrm{a}})+0.17$$ और प्रति मोल किलोजूल में ऊर्जा के लिए, $$\chi =(1.97\times 10^{-3})(E_{\mathrm{i}}+E_{\mathrm{e}\mathrm{a}})+0.19.$$

मुलिकन विद्युतऋणात्मकता की गणना केवल उस तत्व के लिए की जा सकती है जिसकी इलेक्ट्रॉन बंधुता ज्ञात है। मापे गए मान 72 तत्वों के लिए उपलब्ध हैं, जबकि शेष तत्वों के लिए अनुमानित मान अनुमानित या गणना किए गए हैं।

किसी परमाणु की मुलिकन विद्युतऋणात्मकता को कभी-कभी रासायनिक विभव का ऋणात्मक कहा जाता है। मुलिकन विद्युतऋणात्मकता में आयनन विभव और इलेक्ट्रॉन बंधुता की ऊर्जावान परिभाषाओं को सम्मिलित करके, यह दिखाना संभव है कि मुलिकन रासायनिक विभव इलेक्ट्रॉनों की संख्या के संबंध में इलेक्ट्रॉनिक ऊर्जा का एक परिमित अंतर सन्निकटन है, यानी, $$\mu (\mathrm{M}\mathrm{u}\mathrm{l}\mathrm{l}\mathrm{i}\mathrm{k}\mathrm{e}\mathrm{n}\mathrm{)}\mathrm{=}\mathrm{-}\mathrm{\chi }\mathrm{(}\mathrm{M}\mathrm{u}\mathrm{l}\mathrm{l}\mathrm{i}\mathrm{k}\mathrm{e}\mathrm{n}\mathrm{)}\mathrm{=}\mathrm{-}\frac{E_{\mathrm{i}}+E_{\mathrm{e}\mathrm{a}}}{2}$$

ऑलरेड–रोचो विद्युतऋणात्मकता

ऑलरेड–रोचो विद्युतऋणात्मकता (x-अक्ष, Å⁻² में) और पॉलिंग विद्युतऋणात्मकता (y-अक्ष) के बीच सहसंबंध।

ए. लुईस ऑलरेड और यूजीन जी. रोचो ने माना कि विद्युतऋणात्मकता परमाणु की "सतह" पर एक इलेक्ट्रॉन द्वारा अनुभव किए गए आवेश से संबंधित होनी चाहिए: परमाणु सतह के प्रति इकाई क्षेत्र में आवेश जितना अधिक होगा, उस परमाणु की इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने की प्रवृत्ति उतनी ही अधिक होगी। संयोजी इलेक्ट्रॉनों द्वारा अनुभव किए गए प्रभावी नाभिकीय आवेश, Z_eff, का अनुमान स्लेटर के नियमों का उपयोग करके लगाया जा सकता है, जबकि अणु में परमाणु के सतह क्षेत्र को सहसंयोजक त्रिज्या, r_cov के वर्ग के समानुपाती माना जा सकता है। जब r_cov को पिकोमीटर में व्यक्त किया जाता है, Failed to parse (syntax error): {\displaystyle \chi = 3590\over{r^2_{\rm cov}}} + 0.744}

सैंडरसन विद्युतऋणात्मकता समानीकरण

सैंडरसन विद्युतऋणात्मकता (x-अक्ष, मनमानी इकाइयाँ) और पॉलिंग विद्युतऋणात्मकता (y-अक्ष) के बीच सहसंबंध।

आर.टी. सैंडरसन ने भी मुलिकन विद्युतऋणात्मकता और परमाणु आकार के बीच संबंध को नोट किया है और परमाणु आयतन के व्युत्क्रम के आधार पर गणना की एक विधि प्रस्तावित की है। बंध लंबाई के ज्ञान के साथ, सैंडरसन का मॉडल यौगिकों की एक विस्तृत श्रृंखला में बंध ऊर्जाओं के अनुमान की अनुमति देता है। सैंडरसन के मॉडल का उपयोग आणविक ज्यामिति, s-इलेक्ट्रॉन ऊर्जा, NMR स्पिन-स्पिन कपलिंग स्थिरांक और कार्बनिक यौगिकों के लिए अन्य मापदंडों की गणना करने के लिए भी किया गया है। यह कार्य विद्युतऋणात्मकता समानीकरण की अवधारणा को रेखांकित करता है, जो बताता है कि इलेक्ट्रॉन मुलिकन विद्युतऋणात्मकता को कम करने या बराबर करने के लिए एक अणु के चारों ओर खुद को वितरित करते हैं। यह व्यवहार मैक्रोस्कोपिक ऊष्मागतिकी में रासायनिक विभव के समानीकरण के समान है।

एलन विद्युतऋणात्मकता

एलन विद्युतऋणात्मकता (x-अक्ष, kJ/mol में) और पॉलिंग विद्युतऋणात्मकता (y-अक्ष) के बीच सहसंबंध।

शायद विद्युतऋणात्मकता की सबसे सरल परिभाषा लीलैंड सी. एलन की है, जिन्होंने प्रस्तावित किया है कि यह एक मुक्त परमाणु में संयोजी इलेक्ट्रॉनों की औसत ऊर्जा से संबंधित है,

$$\chi =\frac{n_{\mathrm{s}}{\epsilon }_{\mathrm{s}}+n_{\mathrm{p}}{\epsilon }_{\mathrm{p}}}{n_{\mathrm{s}}+n_{\mathrm{p}}}$$

जहाँ ε_s,p मुक्त परमाणु में s- और p-इलेक्ट्रॉनों की एक-इलेक्ट्रॉन ऊर्जाएं हैं और n_s,p संयोजी कोश में s- और p-इलेक्ट्रॉनों की संख्या है।

एक-इलेक्ट्रॉन ऊर्जाओं को सीधे स्पेक्ट्रोस्कोपिक डेटा से निर्धारित किया जा सकता है, और इसलिए इस विधि द्वारा गणना की गई विद्युतऋणात्मकता को कभी-कभी स्पेक्ट्रोस्कोपिक विद्युतऋणात्मकता कहा जाता है। ये ऊर्जाएं सभी स्पेक्ट्रोस्कोपिक पदों की ऊर्जाओं का औसत लेकर प्राप्त की जाती हैं, जिन्हें S, L और J क्वांटम संख्याओं के अनुसार तौला जाता है। दुर्भाग्य से, संक्रमण धातुओं और लैंथेनाइड्स के लिए कई पदों की स्पेक्ट्रोस्कोपिक ऊर्जाएं अज्ञात हैं क्योंकि उनकी ऊर्जाएं ओवरलैप होती हैं या अभी तक रिकॉर्ड और असाइन नहीं की गई हैं। इसलिए, एलन लैंथेनाइड्स के लिए कोई विद्युतऋणात्मकता सूचीबद्ध नहीं करते हैं और सूचीबद्ध संक्रमण धातुओं की विद्युतऋणात्मकता का अनुमान लगाने के लिए सैद्धांतिक विधियों का उपयोग किया है। अधिकांश मुख्य समूह तत्वों के लिए आवश्यक डेटा उपलब्ध है, और यह विधि उन तत्वों के लिए विद्युतऋणात्मकता के अनुमान की अनुमति देती है जिन्हें अन्य विधियों द्वारा उपचारित नहीं किया जा सकता है, उदाहरण के लिए फ्रांसियम, जिसकी एलन विद्युतऋणात्मकता 0.67 है। हालाँकि, यह स्पष्ट नहीं है कि d- और f-ब्लॉक तत्वों के लिए किसे संयोजी इलेक्ट्रॉन माना जाना चाहिए, जो एलन विधि द्वारा गणना की गई उनकी विद्युतऋणात्मकता के संबंध में अस्पष्टता की ओर ले जाता है।

इस पैमाने पर, नियॉन की विद्युतऋणात्मकता सभी तत्वों में सबसे अधिक है, उसके बाद फ्लोरीन, हीलियम और ऑक्सीजन हैं।

अन्य गुणों के साथ विद्युतऋणात्मकता का सहसंबंध

¹¹⁹Sn मॉसबाउर स्पेक्ट्रोस्कोपी द्वारा मापा गया [SnX₆]²⁻ आयनों का आइसोमर शिफ्ट (y-अक्ष, mm/s में), हैलाइड प्रतिस्थापियों (x-अक्ष) की पॉलिंग विद्युतऋणात्मकता के योग के विरुद्ध।

विद्युतऋणात्मकता की गणना की विधियों की विस्तृत विविधता, जो सभी एक-दूसरे के साथ अच्छी तरह से सहसंबद्ध परिणाम देती हैं, उन रासायनिक गुणों की संख्या का एक संकेत है जो विद्युतऋणात्मकता से प्रभावित हो सकते हैं। विद्युतऋणात्मकता का सबसे स्पष्ट अनुप्रयोग बंध ध्रुवीयता की चर्चा में है, जिसके लिए यह अवधारणा पॉलिंग द्वारा पेश की गई थी। सामान्य तौर पर, दो परमाणुओं के बीच विद्युतऋणात्मकता का अंतर जितना अधिक होगा, उनके बीच बनने वाला बंध उतना ही अधिक ध्रुवीय होगा, जिसमें उच्च विद्युतऋणात्मकता वाला परमाणु द्विध्रुव के नकारात्मक छोर पर होगा। पॉलिंग ने एक बंध के "आयनिक चरित्र" को दो परमाणुओं की विद्युतऋणात्मकता के अंतर से संबंधित करने के लिए एक समीकरण प्रस्तावित किया, हालाँकि यह कुछ हद तक अप्रचलित हो गया है।

कुछ बंधों की अवरक्त स्ट्रेचिंग आवृत्तियों और शामिल परमाणुओं की विद्युतऋणात्मकता के बीच कई सहसंबंध दिखाए गए हैं: हालाँकि, यह आश्चर्यजनक नहीं है क्योंकि ऐसी स्ट्रेचिंग आवृत्तियाँ आंशिक रूप से बंध शक्ति पर निर्भर करती हैं, जो पॉलिंग विद्युतऋणात्मकता की गणना में प्रवेश करती है। अधिक विश्वसनीय NMR स्पेक्ट्रोस्कोपी में रासायनिक शिफ्ट या मॉसबाउर स्पेक्ट्रोस्कोपी में आइसोमर शिफ्ट (चित्र देखें) के बीच विद्युतऋणात्मकता और सहसंबंध हैं। ये दोनों माप नाभिक पर s-इलेक्ट्रॉन घनत्व पर निर्भर करते हैं, और इसलिए यह एक अच्छा संकेत है कि विद्युतऋणात्मकता के विभिन्न उपाय "अणु में एक परमाणु की इलेक्ट्रॉनों को अपनी ओर आकर्षित करने की क्षमता" का वर्णन करते हैं।

विद्युतऋणात्मकता में प्रवृत्तियाँ

आवर्ती प्रवृत्तियाँ

पॉलिंग विद्युतऋणात्मकता (y-अक्ष) का परिवर्तन जैसे-जैसे कोई आवर्त सारणी के मुख्य समूहों में दूसरे आवर्त से छठे आवर्त तक नीचे उतरता है

सामान्य तौर पर, विद्युतऋणात्मकता एक आवर्त के साथ बाएं से दाएं जाने पर बढ़ती है और एक समूह में नीचे उतरने पर घटती है। अतः, फ्लोरीन तत्वों में सबसे अधिक विद्युतऋणात्मक है (उत्कृष्ट गैसों को छोड़कर), जबकि सीज़ियम सबसे कम विद्युतऋणात्मक है, कम से कम उन तत्वों में जिनके लिए पर्याप्त डेटा उपलब्ध है।

इस सामान्य नियम के कुछ अपवाद हैं। गैलियम और जर्मेनियम की विद्युतऋणात्मकता क्रमशः एल्युमीनियम और सिलिकॉन से अधिक है, d-ब्लॉक संकुचन के कारण। संक्रमण धातुओं की पहली पंक्ति के तुरंत बाद चौथे आवर्त के तत्वों में असामान्य रूप से छोटे परमाणु त्रिज्या होते हैं क्योंकि 3d-इलेक्ट्रॉन बढ़े हुए नाभिकीय आवेश को परिरक्षित करने में प्रभावी नहीं होते हैं, और छोटा परमाणु आकार उच्च विद्युतऋणात्मकता के साथ सहसंबद्ध होता है (ऊपर ऑलरेड-रोचो विद्युतऋणात्मकता और सैंडरसन विद्युतऋणात्मकता देखें)। सीसा की असामान्य रूप से उच्च विद्युतऋणात्मकता, विशेष रूप से, जब थैलियम और बिस्मथ की तुलना में, ऑक्सीकरण अवस्था के साथ विद्युतऋणात्मकता के बदलने का एक परिणाम है: इसकी विद्युतऋणात्मकता प्रवृत्तियों के साथ बेहतर ढंग से मेल खाती है यदि इसे +4 अवस्था के बजाय 1.87 के पॉलिंग मान के साथ +2 अवस्था के लिए उद्धृत किया जाता है।

ऑक्सीकरण संख्या के साथ विद्युतऋणात्मकता में परिवर्तन

अकार्बनिक रसायन विज्ञान में, अधिकांश "सामान्य" स्थितियों के लिए विद्युतऋणात्मकता के एक एकल मान को मान्य मानना सामान्य है। यद्यपि इस दृष्टिकोण में सरलता का लाभ है, लेकिन यह स्पष्ट है कि किसी तत्व की विद्युतऋणात्मकता एक अपरिवर्तनीय परमाणु गुण नहीं है और विशेष रूप से, यह तत्व की ऑक्सीकरण अवस्था के साथ बढ़ती है।

ऑलरेड ने उन मुट्ठी भर तत्वों (जिनमें टिन और लेड शामिल हैं) की विभिन्न ऑक्सीकरण अवस्थाओं के लिए अलग-अलग विद्युतऋणात्मकता की गणना करने के लिए पॉलिंग विधि का उपयोग किया, जिनके लिए पर्याप्त डेटा उपलब्ध था। हालाँकि, अधिकांश तत्वों के लिए, इतने अलग-अलग सहसंयोजक यौगिक नहीं हैं जिनके लिए बंध वियोजन ऊर्जा ज्ञात हो, जिससे यह दृष्टिकोण व्यावहारिक हो सके।

अम्ल	सूत्र	क्लोरीन ऑक्सीकरण अवस्था	pKa
हाइपोक्लोरस अम्ल	HClO	+1	+7.5
क्लोरस अम्ल	HClO2	+3	+2.0
क्लोरिक अम्ल	HClO3	+5	−1.0
परक्लोरिक अम्ल	HClO4	+7	−10

विद्युतऋणात्मकता में इस वृद्धि के रासायनिक प्रभाव ऑक्साइड और हैलाइड की संरचनाओं तथा ऑक्साइड और ऑक्सोअम्लों की अम्लता दोनों में देखे जा सकते हैं। अतः CrO₃ और Mn₂O₇ कम गलनांक वाले अम्लीय ऑक्साइड हैं, जबकि Cr₂O₃ उभयधर्मी ऑक्साइड है और Mn₂O₃ पूरी तरह से एक क्षारीय ऑक्साइड है।

यह प्रभाव क्लोरीन के ऑक्सोअम्लों के अम्ल वियोजन स्थिरांक pK_a में भी देखा जा सकता है। यह प्रभाव इतना अधिक है कि इसे केवल ऑक्सीजन परमाणुओं की बड़ी संख्या के बीच ऋणात्मक आवेश के साझा होने से नहीं समझाया जा सकता, जो कि हाइपोक्लोरस अम्ल और परक्लोरिक अम्ल के बीच log₁₀(4) = −0.6 के pK_a अंतर की ओर ले जाता। जैसे-जैसे केंद्रीय क्लोरीन परमाणु की ऑक्सीकरण अवस्था बढ़ती है, ऑक्सीजन परमाणुओं से अधिक इलेक्ट्रॉन घनत्व क्लोरीन की ओर खिंचता है, जिससे व्यक्तिगत ऑक्सीजन परमाणुओं का आंशिक ऋणात्मक आवेश कम हो जाता है। साथ ही, उच्च ऑक्सीकरण अवस्था के साथ हाइड्रोजन पर धनात्मक आंशिक आवेश बढ़ जाता है। यह क्लोरीन के ऑक्सोअम्लों में बढ़ती ऑक्सीकरण अवस्था के साथ देखी गई बढ़ी हुई अम्लता की व्याख्या करता है।

विद्युतऋणात्मकता और संकरण योजना

किसी परमाणु की विद्युतऋणात्मकता बंध बनाने में प्रयुक्त कक्षक के संकरण के आधार पर बदलती है। s कक्षकों में इलेक्ट्रॉन, p कक्षकों की तुलना में अधिक मजबूती से बंधे होते हैं। इसलिए, उस परमाणु के साथ बंध, जो बंध बनाने के लिए sp^x संकर कक्षक का उपयोग करता है, उस परमाणु की ओर अधिक ध्रुवीकृत होगा जब संकर कक्षक में s लक्षण अधिक होगा। अर्थात, जब किसी दिए गए तत्व की विभिन्न संकरण योजनाओं के लिए विद्युतऋणात्मकता की तुलना की जाती है, तो क्रम χ(sp³) < χ(sp²) < χ(sp) लागू होता है (यह प्रवृत्ति गैर-पूर्णांक संकरण सूचकांकों पर भी लागू होनी चाहिए)।

संकरण	χ (पॉलिंग)
C(sp3)	2.3
C(sp2)	2.6
C(sp)	3.1
'जेनेरिक' C	2.5

समूह विद्युतऋणात्मकता

कार्बनिक रसायन विज्ञान में, विद्युतऋणात्मकता व्यक्तिगत परमाणुओं की तुलना में विभिन्न कार्यात्मक समूहों के साथ अधिक जुड़ी होती है। समूह विद्युतऋणात्मकता और प्रतिस्थापी विद्युतऋणात्मकता शब्दों का उपयोग पर्यायवाची रूप से किया जाता है। हालाँकि, प्रेरणिक प्रभाव और अनुनाद प्रभाव के बीच अंतर करना सामान्य है, जिन्हें क्रमशः σ- और π-विद्युतऋणात्मकता के रूप में वर्णित किया जा सकता है। इन प्रभावों को मापने के लिए कई रैखिक मुक्त-ऊर्जा संबंधों का उपयोग किया गया है, जिनमें से हैमेट समीकरण सबसे प्रसिद्ध है। कबाचनिक पैरामीटर ऑर्गेनोफॉस्फोरस रसायन विज्ञान में उपयोग के लिए समूह विद्युतऋणात्मकता हैं।

विद्युतधनात्मकता

विद्युतधनात्मकता किसी तत्व की इलेक्ट्रॉन दान करने और इसलिए धनात्मक आयन (कैटायन) बनाने की क्षमता का एक माप है; इस प्रकार, यह विद्युतऋणात्मकता का प्रतिलोम है।

मुख्य रूप से, यह धातुओं का एक गुण है, जिसका अर्थ है कि सामान्य तौर पर, किसी रासायनिक तत्व का धात्विक गुण जितना अधिक होगा, विद्युतधनात्मकता उतनी ही अधिक होगी। इसलिए, क्षार धातुएं सभी में सबसे अधिक विद्युतधनात्मक होती हैं। ऐसा इसलिए है क्योंकि उनके बाहरी कोश में एक एकल इलेक्ट्रॉन होता है और, चूंकि यह परमाणु के नाभिक से अपेक्षाकृत दूर होता है, इसलिए यह आसानी से निकल जाता है; दूसरे शब्दों में, इन धातुओं की आयनन ऊर्जा कम होती है।

जबकि विद्युतऋणात्मकता आवर्त सारणी में आवर्तों के साथ बढ़ती है और समूहों में नीचे जाने पर घटती है, विद्युतधनात्मकता आवर्तों के साथ (बाएं से दाएं) घटती है और समूहों में नीचे जाने पर बढ़ती है। इसका मतलब यह है कि आवर्त सारणी के ऊपरी दाएं भाग में स्थित तत्वों (ऑक्सीजन, सल्फर, क्लोरीन, आदि) की विद्युतऋणात्मकता सबसे अधिक होगी, और निचले बाएं भाग में स्थित तत्वों (रूबिडियम, सीज़ियम और फ्रांसियम) की विद्युतधनात्मकता सबसे अधिक होगी।

इन्हें भी देखें

• रासायनिक ध्रुवीयता
• इलेक्ट्रॉन बंधुता
• तत्वों की विद्युतऋणात्मकता (डेटा पृष्ठ)
• आयनन ऊर्जा
• धात्विक बंध
• मीडेमा का मॉडल
• कक्षीय संकरण
• ऑक्सीकरण अवस्था
• आवर्त सारणी

ग्रन्थसूची

• Jolly, William L.. (1991). "Modern Inorganic Chemistry". 71–76. McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-112651-9.
• Mullay, J.. (1987). "Electronegativity". 66 1–25. ISBN 978-3-540-17740-1. doi:10.1007/BFb0029834.

बाहरी कड़ियाँ

• WebElements, गणना की कई अलग-अलग विधियों द्वारा विद्युतऋणात्मकता के मानों को सूचीबद्ध करता है
• विद्युतऋणात्मकता की व्याख्या करने वाला वीडियो
• विद्युतऋणात्मकता चार्ट, एक इंटरैक्टिव आवर्त सारणी के साथ प्रत्येक तत्व की विद्युतऋणात्मकता की एक सारांश सूची

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स्रोत: अंग्रेज़ी विकिपीडिया के "Electronegativity" लेख पर आधारित। मूल लेख: https://en.wikipedia.org/wiki/Electronegativity यह लेख स्वचालित रूप से तैयार किया गया है।