વિદ્યુત-ઋણતા (electronegativity)

વિદ્યુત-ઋણતા (electronegativity) : સંયોજનની રચના દરમિયાન અણુમાંના પરમાણુની ઇલેક્ટ્રૉનને આકર્ષવાની શક્તિ. તે એકાકી પરમાણુનો નહિ પણ અણુમાંના પરમાણુનો ગુણધર્મ છે. (હિલિયમ સિવાયના) જે પરમાણુઓ પાસે તેમના ઉચ્ચતમ મુખ્ય ક્વૉન્ટમ સ્તર-(highest principal quantum level)માં આઠ કરતાં ઓછા ઇલેક્ટ્રૉન હોય, તેઓ નિમ્ન ઊર્જા કક્ષકીય રિક્તતા (low energy orbital vacancies) ધરાવે છે અને તેથી પરમાણુ બહારના ઇલેક્ટ્રૉનને સમાવવાની ક્ષમતા ધરાવે છે. આવી રિક્તતાનું અસ્તિત્વ એમ દર્શાવે છે કે સમગ્રતયા પરમાણુ પોતે ભલે વિદ્યુતીય દૃષ્ટિએ તટસ્થ હોય પણ તેનો નાભિકીય વીજભાર આ ક્ષેત્રોમાં બહારના ઇલેક્ટ્રૉન પ્રત્યે પૂરતું આકર્ષણ પેદા કરી શકે છે. આ આકર્ષણને વિદ્યુત-ઋણતા (c) કહે છે. મૂળભૂત રીતે તટસ્થ એવો પરમાણુ બહારથી જેટલા પ્રમાણમાં ઇલેક્ટ્રૉન મેળવી શકે તેટલા પ્રમાણમાં તે વીજભાર ધરાવશે અને આમ વિદ્યુત-ઋણતા એટલે પરમાણુની ઋણભારિત થવાની વૃત્તિ અથવા આબંધક (bonding) ઇલેક્ટ્રૉન માટેનું સાપેક્ષ આકર્ષણ એમ કહી શકાય. જેમ cનું મૂલ્ય વધુ તેમ ઇલેક્ટ્રૉન-આકર્ષણ વધુ. ખરેખર તો વિદ્યુત-ઋણતા એ એક એવો જટિલ ગુણધર્મ છે કે જેને ચોક્કસપણે અને સંતોષકારક રીતે વ્યાખ્યાયિત કરી શકાય તેમ નથી તેમજ પ્રત્યક્ષ (સીધા) પ્રયોગ દ્વારા તેનું મૂલ્ય મેળવી શકાતું નથી. તે એક અર્ધમાત્રાત્મક (semiquantitative) પ્રાચલ (parameter) છે; જે તત્વોની રાસાયણિક વર્તણૂકને મહદ્અંશે દર્શાવે છે.

એક જ તત્વના બે પરમાણુઓમાંથી બનેલ સમનાભિકીય (homonuclear) દ્વિપરમાણુક (diatomic) અણુ(દા.ત., ફ્લોરિન, F₂)માં ઇલેક્ટ્રૉન બે પરમાણુઓ વચ્ચે સમાન રીતે વહેંચાયેલા હોય છે, પણ જો અણુ વિષમનાભિકીય (heteronuclear) હોય તો આવું જોવા મળતું નથી. સોડિયમ ક્લોરાઇડ (NaCl) જેવા અણુમાં બે પરમાણુઓ વિભિન્ન પ્રકારના હોય છે અને તેમની વચ્ચેનું આબંધન (bonding) ઇલેક્ટ્રૉનના સ્થાનાંતરણ(transfer)ને લીધે ઉત્પન્ન થતા આયનોને અનુલક્ષીને સમજાવી શકાય છે. ઘણા વિષમનાભિકીય અણુઓમાંનું આબંધન આ બે અંતિમ છેડાઓ[સમાન વહેંચણી (equally shared) અને આયનિક]ની વચ્ચેનું હોય છે; દા.ત.,

F  Cl અણુ લઈએ તો તે F₂ અણુથી એ રીતે અલગ પડે છે કે તેમાંનો એક F પરમાણુ Cl પરમાણુ (કે જેનું આવર્તક કોષ્ટકમાં સ્થાન એક હાર ઊંચે છે.) તેના વડે વિસ્થાપિત થયેલો છે. અહીં ઇલેક્ટ્રૉન-યુગ્મ બંધ (bond) F2ના જેવો જ છે, પણ Cl પરમાણુમાં બંધકારક (bonding) ઇલેક્ટ્રૉન 3p કક્ષક રોકે છે. આથી નાભિકથી ઇલેક્ટ્રૉનનું સરેરાશ અંતર Fના ઇલેક્ટ્રૉન કરતાં વધુ છે અને તેથી નાભિક દ્વારા  ઇલેક્ટ્રૉન ઓછી પ્રબળ રીતે આકર્ષાયેલો છે. પરિણામે F  Clમાંનું ઇલેક્ટ્રૉન-વાદળ ફ્લોરિન તરફ વિકૃત થયેલું જોવા મળે છે. (આકૃતિ 1).

આને લીધે F  Cl અણુ દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા (dipole moment), μ ધરાવે છે.

μ = Q . d ………………….    (1)

અહીં ઋણવીજભારનું ગુરુત્વબિંદુ (centre of gravity) ફ્લોરિન પરમાણુમાં હોય છે, જ્યારે ધનવીજભારનું ગુરુત્વબિંદુ d અંતરે ક્લોરિન પરમાણુમાં હોય છે. આવા બંધને ધ્રુવીય (polar) સહસંયોજક (covalent) બંધ કહે છે. પરમાણુ ઉપરના આંશિક વીજભારને દર્શાવવા ગ્રીક મૂળાક્ષર d(ડેલ્ટા)નો ઉપયોગ થાય છે. આબંધક ઇલેક્ટ્રૉનના અસમાન (unequal) સમભાજન(sharing)ને લક્ષમાં લેતાં એ જરૂરી છે કે પ્રત્યેક પરમાણુને એક એવો અંક આપવામાં આવે, જે આબંધક ઇલેક્ટ્રૉનને તેની તરફ આકર્ષવાની વૃત્તિના (વિદ્યુત-ઋણતાના) માપ તરીકે ગણાવી શકાય.

આ માટે વિવિધ માપક્રમો રજૂ થયેલા છે, જે પૈકી લાઇનસ પાઉલિંગ દ્વારા રજૂ થયેલ માપક્રમ અને મુલિકન માપક્રમ વધુ પ્રચલિત છે.

પાઉલિંગનો અભિગમ : લાઇનસ પાઉલિંગ દ્વારા 1932માં રજૂ થયેલ માપક્રમ તત્વોની વિદ્યુત-ઋણતાનું સામાન્ય માપ દર્શાવે છે. તેમાં તત્વોને તેમની વધતી જતી વિદ્યુત-ઋણતાના ક્રમમાં એક કોષ્ટકમાં ગોઠવવામાં આવ્યાં છે; જેમાં ફ્લોરિન સૌથી વધુ અને સિઝિયમ સૌથી ઓછું વિદ્યુતઋણાત્મક (electronegative) તત્વ છે. પાઉલિંગે આ માપક્રમ માટે પ્રક્રિયા-ઉષ્મા(heat of reaction)નો ઉપયોગ કરેલો. તેમણે દર્શાવ્યું કે બે દ્વિપરમાણુક (diatomic) અણુઓ A₂ અને B₂ વચ્ચે થતી

A₂ + B₂ → 2AB

પ્રકારની પ્રક્રિયાઓ હંમેશાં ઉષ્માક્ષેપક હોવાથી A અને B વચ્ચે ઉદભવતો બંધ (bond) A − A અને B − B વચ્ચેના એકલ બંધોની સરેરાશ ઊર્જા કરતાં વધુ પ્રબળ હોવો જોઈએ; દા. ત.,

H₂(g) + Cl₂ (g) → 2HCl(g), ΔH = 1852 kJ/મોલ

H₂ (g) + F₂ (g) → 2HF(g), ΔH = 5393 kJ/મોલ

AB માટેનો આણ્વિક કક્ષક (molecular orbital) f_AB એ જે તે પારમાણ્વિક કક્ષકોના તરંગવિધેયો(wave function)ના ફાળાનો બનેલો હોય છે :

_ΦAB = (Ψ_A) + અચળાંક (Ψ_B)     (2)

જો અચળાંકનું મૂલ્ય એક (1) કરતાં વધારે હોય તો આણ્વિક કક્ષક B પરમાણુ પર સંકેન્દ્રિત થયેલો હોવાથી તે પરમાણુ આંશિક ઋણવીજભાર ધરાવશે અને બે પરમાણુઓ વચ્ચેનો બંધ થોડે ઘણે અંશે ધ્રુવીય (polar) હશે :

A^δ+ − B^δ−

આથી ઊલટું જો અચળાંકનું મૂલ્ય 1 કરતાં ઓછું હોય તો A પરમાણુ આંશિક ઋણવીજભાર ધરાવશે. આ આંશિક આયનિક લક્ષણને કારણે શુદ્ધ સહસંયોજક (covalent) બંધની સરખામણીમાં A – B બંધ વધુ પ્રબળ હોય છે. આ વધારાની બંધ-ઊર્જા(bond energy)ને ડેલ્ટા (Δ) વડે દર્શાવવામાં આવે છે :

Δ = (ખરેખર બંધ-ઊર્જા)  (100 % સહસંયોજક બંધ માટેની ઊર્જા)

જમણી બાજુના પ્રથમ પદ(term)નું મૂલ્ય માપી શકાય છે. બીજા પદ માટે પાઉલિંગે સૂચવ્યું કે તે A  − A અને B − B અણુઓની સહસંયોજક ઊર્જાની ભૂમિતીય (geometrical) સરેરાશ તરીકે લઈ શકાય છે :

પાઉલિંગે જણાવ્યું કે પરમાણુઓ વચ્ચે વિદ્યુત-ઋણતાનો તફાવત 0.208 બરાબર હોય છે, જ્યાં Δ એ (કિલોકૅલરી પ્રતિ મોલમાં) વધારાની ઊર્જા છે. SI એકમોમાં તે 0.1017 થશે. (જ્યાં Δ kJ/મોલમાં છે.)

પાઉલિંગે અનેક રાસાયણિક બંધો માટે 0.208 નાં મૂલ્યો નક્કી કર્યાં અને તેમને A અને B વચ્ચેના વિદ્યુત-ઋણતાના તફાવત તરીકે ઓળખાવ્યા; દા. ત., C − H, C − Cl અને N − H બંધ માટે આ મૂલ્યો નીચે દર્શાવ્યાં છે :

હવે જો ℵ_H = 0 લેવામાં આવે તો C, Cl અને N માટે વિદ્યુત-ઋણતા (c)નાં મૂલ્યો અનુક્રમે 0.50, 1.02 અને 1.04 થાય. પણ કોષ્ટકમાં ઋણ મૂલ્યો ન આવે તે હેતુથી પાઉલિંગે માપક્રમના ઊગમબિંદુ(origin)માં ફેરફાર કરી ℵ_H = 2.05 ગણવાનું રાખ્યું. આમ કાર્બન માટેનું મૂલ્ય 2.5 અને F માટે 4.0 થયું. આ પ્રમાણે અન્ય ઘણાં તત્વો માટે પણ લગભગ પૂર્ણાંક સંખ્યાઓ મળી :

Li = 1.0, B = 2.0, N = 3.0 વગેરે. આમ સામાન્ય રીતે સ્વીકારવામાં આવેલાં મૂલ્યો ગણતરી કરેલ મૂલ્યોમાં 2.05 ઉમેરવાથી મળે છે.

જો બે પરમાણુઓ સમાન વિદ્યુત-ઋણતા (EN) ધરાવે તો તેમની ઇલેક્ટ્રૉનને આકર્ષવાની સરખી વૃત્તિને લીધે તેમની વચ્ચેનો બંધ પ્રધાનપણે (predominantly) સહસંયોજક હશે. જો તેમની વચ્ચે ENનો તફાવત વધુ હોય તો બંધ ઊંચી માત્રામાં ધ્રુવીય લક્ષણ ધરાવશે એટલે કે બંધ પ્રધાનપણે આયનિક (ionic) પ્રકારનો હશે. બંધનાં આ બે અંત્ય સ્વરૂપો(આયનિક અને સહસંયોજક)ને બદલે પાઉલિંગે એવો વિચાર રજૂ કર્યો કે બંધની આંશિક (partial) અથવા અપૂર્ણાંક આયનિક લાક્ષણિકતા વિદ્યુત-ઋણતાના તફાવત સાથે આકૃતિ 2માં દર્શાવ્યા પ્રમાણે બદલાય છે.

દા. ત., HIમાં આયનિક લક્ષણ 4 %, HBrમાં 11 % અને HFમાં 45 % જોવા મળે છે. જો બે પરમાણુઓ વચ્ચેનો ENનો તફાવત 1.7 હોય તો આયનિક લક્ષણ 50 % જોવા મળે છે. આથી વધુ તફાવત હોય ત્યારે બંધ સહસંયોજક કરતાં આયનિક વધુ હોય છે; જેમ કે, BF3માં તે 63 % આયનિક હોય છે.

મુલિકનનો અભિગમ : 1934માં મુલિકને વિદ્યુત-ઋણતા માટે પરમાણુની  આયનીકરણ ઊર્જા અને ઇલેક્ટ્રૉન-બંધુતા (electron affinity) આધારિત એકવિકલ્પી અભિગમ રજૂ કર્યો. આ એ બાબત પર આધારિત છે કે બાહ્યતમ કક્ષામાંના ઇલેક્ટ્રૉન પકડી રાખવાની ક્ષમતા (ability) તેના આયનીકરણ વિભવ(I)ના અનુપાતમાં હોય છે જ્યારે બહારથી વધારાના ઇલેક્ટ્રૉન આકર્ષવાની ક્ષમતા તેની ઇલેક્ટ્રૉન-બંધુતા(E)ના અનુપાતમાં હોય છે. જો A અને B પરમાણુઓ પૈકી Aમાંથી એક ઇલેક્ટ્રૉન B ઉપર સ્થાનાંતર પામે તો A⁺ અને B⁺ આયનો ઉત્પન્ન થશે. આથી ઊર્જાનો ફેરફાર Aની આયનીકરણ ઊર્જા (I_A)માંથી Bની ઇલેક્ટ્રૉન-બંધુતા (E_B) બાદ કરવાથી મળે (I_A − E_B). જો ઇલેક્ટ્રૉનનું સ્થાનાંતરણ Bમાંથી A તરફ થાય તો B⁺ અને A આયનો મળે અને ઊર્જાનો તફાવત I_B −  E_A થાય. ખરેખર જો A⁺ અને B આયનો બનતા હોય તો આ વિધિ માટે ઓછી ઊર્જાની જરૂર પડે અને

(I_A – E_B) < (I_B – E_A)

અથવા (I_A + E_A) < (I_B + E_B).

મુલિકને સૂચવ્યું કે વિદ્યુત-ઋણતાને પરમાણુની પ્રથમ આયનીકરણ ઊર્જા (first ionisation energy) અને ઇલેક્ટ્રૉન-બંધુતાની સરેરાશ તરીકે લઈ શકાય :

મુલિકને I અને E મૂલ્યો ઇલેક્ટ્રૉન-વોલ્ટમાં લીધા હોવાથી તેમનાં મૂલ્યો પાઉલિંગનાં મૂલ્યો કરતાં 2.8 ગણાં ઊંચાં હતાં. હવે ઊર્જાની દૃષ્ટિએ 1 eV/અણુ = 96.48 kJ / મોલ હોવાથી નીચે પ્રમાણે ગણતરી કરતાં સામાન્ય રીતે પાઉલિંગનાં મૂલ્યોને મળતાં આવતાં મૂલ્યો મળે છે :

આ પદ્ધતિની મુખ્ય ખામી એ છે કે તે અલગ અલગ પરમાણુઓના ગુણધર્મો ઉપયોગમાં લે છે, જ્યારે વિદ્યુત-ઋણતા એ અણુમાંના પરમાણુઓની વર્તણૂકને વર્ણવે છે. વળી ઇલેક્ટ્રૉન-બંધુતાનાં મૂલ્યો બધાં તત્વો માટે પ્રાપ્ય નથી તે પણ તેની મર્યાદા છે.

પાઉલિંગ અને મુલિકન માપક્રમો લગભગ એકબીજાંને મળતાં આવે છે. મુલિકનના મૂલ્ય(ℵ_M)ને પાઉલિંગના મૂલ્ય(ℵp)માં ફેરવવા નીચેના સમીકરણને ઉપયોગમાં લઈ શકાય :

સારણી 1માં કેટલાંક તત્વોની વિદ્યુત-ઋણતાનાં મૂલ્યો દર્શાવ્યાં છે :

ઑલરેડ અને રોચૉવનો અભિગમ : 1958માં ઑલરેડ અને રોચૉવે વિદ્યુત-ઋણતાને અન્ય રીતે વિચારી 69 જેટલાં તત્વો માટે તેનાં મૂલ્યો નક્કી કર્યાં. તેમણે વિદ્યુત-ઋણતાને કોઈ એક નાભિક અને તેનાથી સહસંયોજક ત્રિજ્યા (covalent radius) જેટલા અંતરે રહેલા ઇલેક્ટ્રૉન વચ્ચેના બળ તરીકે વર્ણવી :

જ્યાં e ઇલેક્ટ્રૉન ઉપરનો વીજભાર, r સહસંયોજક-ત્રિજ્યા અને Zeff એ અસરકારક નાભિકીય વીજભાર એટલે કે કક્ષકીય ઇલેક્ટ્રૉનોના આવરણ (screening) અવયવો (factors) વડે રૂપાંતરિત (modified) વીજભાર છે. સ્લેટરે નક્કી કરેલા આ અવયવો ઇલેક્ટ્રૉનના પ્રકાર (s, p, d, f) પ્રમાણે બદલાય છે.

Fનાં મૂલ્યો પરથી પાઉલિંગના માપક્રમ પરના વિદ્યુત-ઋણતાનાં મૂલ્યો નીચેના આનુભવિક (empirical) સંબંધ દ્વારા મેળવી શકાય :

આ રીતે મળતા વિદ્યુત-ઋણતાનાં મૂલ્યો પાઉલિંગ અને મુલિકનનાં મૂલ્યોને ઘણાં મળતાં આવે છે.

વિદ્યુત–ઋણતાનું સમાનીકરણ (equalization) : જ્યારે બે ઇલેક્ટ્રૉન સહસંયોજક બંધ બનાવવામાં સંકળાયેલા હોય તો બંને નાભિકો તરફ તેઓ સમાન રીતે આકર્ષાયેલાં હોવાં જોઈએ. જો પ્રારંભમાં આ બે પરમાણુઓ વિદ્યુત-ઋણતાની દૃષ્ટિએ અસમાન હોય તો તેમના આબંધક (bonding) કક્ષકો ઊર્જાની દૃષ્ટિએ અલગ હશે. આથી બંધ બનાવવાની વિધિએ એવી કાર્યવિધિ પૂરી પાડવી પડે કે જેથી આ બે ઊર્જા એકસમાન બને. આ એ રીતે બની શકે કે પરમાણુ જેમ ઇલેક્ટ્રૉન પ્રાપ્ત કરવાની શરૂઆત કરે તેમ તેની વિદ્યુત-ઋણતામાં ઘટાડો થાય અને જ્યારે તે ઇલેક્ટ્રૉન ગુમાવવાની શરૂઆત કરે તેમ તેની વિદ્યુત-ઋણતામાં વધારો થાય. આમ ફ્લોરિન પરમાણુ (F) ઘણી વધુ વિદ્યુત-ઋણતા ધરાવે છે, જ્યારે ફ્લોરાઇડ (F^–) આયન વિદ્યુત-ઋણતા ધરાવતો નથી. તે જ પ્રમાણે કૅલ્શિયમના પરમાણુની વિદ્યુત-ઋણતા પ્રમાણમાં ઓછી હોય છે, જ્યારે કૅલ્શિયમ આયન (Ca²+) તે વધુ ધરાવે છે. પરિણામે વિદ્યુત-ઋણતાના સમાનીકરણ કે જેને લીધે આબંધક ઇલેક્ટ્રૉનનું અસમાન સહભાજન થાય છે તેને કારણે આબંધક કક્ષકોની ઊર્જા સરખી બને છે. અંતે અસમાન સહભાજન દ્વારા સમાન આકર્ષણવાળી સ્થિતિ ઉત્પન્ન થાય છે. આ ગોઠવણ વિદ્યુત-ઋણતાના સમાનીકરણના સિદ્ધાંતમાં સમાવાઈ છે. તે મુજબ જ્યારે શરૂઆતમાં વિદ્યુત-ઋણતાની દૃષ્ટિએ વિભિન્ન એવા બે અથવા વધુ પરમાણુઓ જોડાય ત્યારે સંયોજનમાં તેમની વિદ્યુત-ઋણતા એકસમાન બને છે. સંયોજનમાંની મધ્યવર્તી (intermediate) વિદ્યુત-ઋણતા એ સંયોજન બનવા પહેલાંના બધા પરમાણુઓની વિદ્યુત-ઋણતાની ભૌમિતિક સરેરાશ બરાબર ગણી શકાય.

વિદ્યુત-ઋણતાનો ખ્યાલ રસાયણશાસ્ત્રમાં ખૂબ ઉપયોગી છે. કારણ કે જે પરમાણુઓના બાહ્ય કવચમાં ખાલી જગા હોય તેવા  પરમાણુઓના નાભિકો દ્વારા લાગતું આકર્ષણ બળ સહસંયોજક (covalent) અને આયનિક (ionic) બંધો ઉત્પન્ન કરવાનું શક્ય બનાવે છે. આમ તે રાસાયણિક સંયોજનોના ઉદભવમાં મૂળભૂત અવયવ છે. જેમની વચ્ચે વિદ્યુત-ઋણતાનો મોટો તફાવત હોય તેવાં તત્વો આયન તરીકે ઓળખાતાં ધનવીજભારીય અને ઋણવીજભારીય એકમોનાં આયનિક સંયોજનો બનાવે છે. જેમની વચ્ચે વિદ્યુત-ઋણતાનો સાધારણ તફાવત હોય તેઓ એવાં ધ્રુવીય (polar) સહસંયોજક (covalent) સંયોજનો બનાવે છે કે જેમાં પરમાણુઓ રાસાયણિક બંધ દ્વારા એકબીજા સાથે જોડાયેલાં રહે છે પણ તેઓ થોડાક અંશે આયનીકરણ પણ દર્શાવે છે. જ્યારે જે તત્વોની વિદ્યુત-ઋણતા લગભગ સરખી હોય તેઓ અધ્રુવીય (nonpolar) સંયોજનો ઉત્પન્ન કરે છે, જેમાં વીજભાર અલગન (charge separation) ઓછું હોય છે. આંશિક આયનિક લક્ષણને વિદ્યુત-ઋણતાના તફાવત સાથે સાંકળી લેતું એકલ (single) સમીકરણ મેળવવાના અનેક પ્રયત્નો થયા છે તેમાં હેન્ને અને સ્મિથનું સમીકરણ પ્રમાણમાં સંતોષકારક છે :

ચિત્રા સુરેન્દ્ર દેસાઈ