विद्युतॠणात्मक

विद्युत ऋणात्मकता जिसे χ के रूप में दर्शाया गया है, किसी एक  रासायनिक बंधन  को बनाते समय दिए गए रासायनिक तत्व के  परमाणु  के लिए साझा  इलेक्ट्रॉनों  या  इलेक्ट्रॉन घनत्व  को आकर्षित करने की प्रवृत्ति है। जो एक परमाणु की विद्युत ऋणात्मकता उसके  परमाणु क्रमांक  और उस दूरी से प्रभावित होती है, जिस पर उसके  अणु की संयोजन क्षमता  आवेशित नाभिक से रहते हैं। संबद्ध विद्युतीय ऋणात्मकता जितनी अधिक होती है एक परमाणु या  प्रतिस्थापन समूह उतने ही अधिक इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करता है। विद्युत ऋणात्मकता  बंधन ऊर्जा  का मात्रात्मक अनुमान लगाने का एक सरल तरीका होता है, और बंधन की  रासायनिक ध्रुवता  का संकेत और परिमाण है, जो सहसंयोजक बंधन से  आयनिक बंधन  तक निरंतर पैमाने के साथ एक बंधन की विशेषता है। अव्यवस्थित रूप से परिभाषित शब्द विद्युत ऋणात्मकता विद्युत ऋणात्मकता के विपरीत है।  यह संयोजक इलेक्ट्रॉनों को दान करने के लिए एक तत्व की प्रवृत्ति की विशेषता होती है।

सबसे मूलभूत स्तर पर विद्युत ऋणात्मकता परमाणु आवेश जैसे कारकों द्वारा निर्धारित की जाती है एक परमाणु में जितने अधिक प्रोटॉन होते हैं, वह उतना ही अधिक इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करेगा और इलेक्ट्रॉन कवच  में अन्य इलेक्ट्रॉनों की संख्या और अधिक स्थानीय इलेक्ट्रॉन एक परमाणु में  नाभिक  से अधिक दूर संयोजी इलेक्ट्रॉन होंगे, और परिणामस्वरूप वे कम धनात्मक आवेश का अनुभव करेंगे, दोनों नाभिक से उनकी बढ़ी हुई दूरी के कारण और क्योंकि निचले ऊर्जा मूल  परमाणु कक्षीओं  में अन्य इलेक्ट्रॉन सकारात्मक चार्ज किए गए नाभिक से संयोजक इलेक्ट्रॉनों को  परिरक्षण प्रभाव के लिए कार्य करेंगे।

विद्युत ऋणात्मकता शब्द का आरंभ 1811 में जोंस जैकब बर्जेलियस ने की थी। हालांकि इस अवधारणा को इससे पहले जाना जाता था और अवोगाद्रो सहित कई रसायनज्ञों द्वारा इसका अध्ययन किया गया था। अपने लंबे इतिहास के अतिरिक्त विद्युत ऋणात्मकता का एक सटीक पैमाना 1932 तक विकसित नहीं हुआ था, जब लिनुस पॉलिंग  ने एक विद्युत ऋणात्मकता पैमाना प्रस्तावित किया था, जो  संयोजकता बंधन सिद्धांत  के विकास के रूप में बंधन ऊर्जा पर निर्भर करता है। यह कई अन्य रासायनिक गुणों के साथ सहसंबंधित दिखाया गया है। विद्युत ऋणात्मकता को सीधे मापा नहीं जा सकता है और इसकी गणना अन्य परमाणु या आणविक गुणों से की जानी चाहिए। गणना के कई तरीके प्रस्तावित किए गए हैं, और यद्यपि विद्युत ऋणात्मकता के संख्यात्मक मूल्यों में छोटे अंतर हो सकते हैं, सभी विधियां रासायनिक तत्व के बीच समान  आवधिक प्रवृत्ति दिखाती देती है।

गणना का सबसे अधिक उपयोग किये जाने वाला तरीका मूल रूप से लिनुस पॉलिंग द्वारा प्रस्तावित किया गया है। यह एक विमाहीन राशि  प्रदान करता है, जिसे सामान्य रूप से पॉलिंग पैमाना (χr) के रूप में संदर्भित किया जाता है, 0.79 से 3.98 (हाइड्रोजन = 2.20) के सापेक्ष पैमाने पर जब गणना के अन्य तरीकों का उपयोग किया जाता है, तो परिणामों को एक पैमाने पर उद्धृत करने के लिए पारंपरिक अनिवार्य नहीं होता है, जो संख्यात्मक मानों की समान श्रेणी को आवरण करता है इसे पॉलिंग इकाइयों में विद्युत ऋणात्मकता के रूप में जाना जाता है।

जैसा कि सामान्य रूप से गणना की जाती है, कि विद्युत ऋणात्मकता केवल एक परमाणु की संपत्ति नहीं है, बल्कि एक अणु में एक परमाणु की संपत्ति है। फिर भी एक परमाणु की विद्युत ऋणात्मकता आयनन ऊर्जा के साथ दृढ़ता से सहसंबद्ध होती है, और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता के साथ ऋणात्मक रूप से सहसंबद्ध होती है। यह अपेक्षा की जाती है कि किसी तत्व की विद्युत ऋणात्मकता उसके रासायनिक वातावरण के साथ बदलती रहती है, लेकिन इसे सामान्य रूप से  हस्तांतरणीयता  माना जाता है, जिसका अर्थ है कि समान मूल्य विभिन्न स्थितियों में मान्य होंगे।

सीज़ियम सबसे कम विद्युत ऋणात्मक तत्व है (0.79);  एक अधातु तत्त्व  सबसे (3.98) है।

पॉलिंग विद्युत ऋणात्मकता
पॉलिंग ने पहली बार 1932 में विद्युत ऋणात्मकता की अवधारणा का प्रस्ताव दिया यह समझाने के लिए कि दो अलग-अलग परमाणुओं A-B के बीच  सहसंयोजक बंधन  A-A और B-B बंधन के औसत से अधिक जटिल क्यों है। संयोजकता बंधन सिद्धांत के अनुसार, जिसमें से पॉलिंग एक उल्लेखनीय प्रस्तावक थे,  विषम नाभिकीय बंधन  का यह अतिरिक्त स्थिरीकरण संबंध में आयनिक विहित रूपों के योगदान के कारण है।

परमाणु A और B के बीच विद्युतीय ऋणात्मकता में अंतर द्वारा दिया गया है: $$|\chi_{\rm A} - \chi_{\rm B}| = ({\rm eV})^{-1/2} \sqrt{E_{\rm d}({\rm AB}) - \frac{E_{\rm d}({\rm AA}) + E_{\rm d}({\rm BB})} 2}$$ जहां A-B, A-A और B-B बंधन की  पृथक्करण ऊर्जा Ed, इलेक्ट्रॉनवोल्ट  में व्यक्त की जाती है, एक आयाम रहित परिणाम सुनिश्चित करने के लिए कारक (eV)−1⁄2 को सम्मिलित किया जा रहा है। इसलिए, हाइड्रोजन और  ब्रोमिन  के बीच पॉलिंग विद्युत ऋणात्मकता में अंतर 0.73 है, पृथक्करण ऊर्जा: (H–Br, 3.79 eV; H–H, 4.52 eV; Br–Br 2.00 eV)

चूंकि केवल विद्युत ऋणात्मकता में अंतर को परिभाषित किया गया है, पैमाने के निर्माण 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 बंधन बनाता है। इसकी विद्युत ऋणात्मकता पहले 2.1 पर तय की गई थी बाद में संशोधित से 2.20 कर दी गई। यह तय करना भी आवश्यक है कि दोनों में से कौन सा तत्व अधिक विद्युतीय है, वर्गमूल के लिए दो संभावित संकेतों में से एक को चुनने के बराबर यह सामान्य रूप से रासायनिक अंतर्ज्ञान का उपयोग करके किया जाता है। उपरोक्त उदाहरण में, हाइड्रोजन ब्रोमाइड पानी में घुलकर H+ बनाता है और Br- आयन इसलिए यह माना जा सकता है कि ब्रोमीन हाइड्रोजन की तुलना में अधिक विद्युतीय है। हालांकि, सिद्धांत रूप में चूंकि किसी भी दो बंधन यौगिकों के लिए समान विद्युत ऋणात्मकता प्राप्त की जानी चाहिए, डेटा वास्तव में अतिनिर्धारित हैं, और एक संदर्भ बिंदु तय होने के बाद संकेत अद्वितीय होते हैं (सामान्य रूप से H या F के लिए)।

किसी तत्व के लिए पॉलिंग विद्युत ऋणात्मकता की गणना करने के लिए, उस तत्व द्वारा गठित कम से कम दो प्रकार के सहसंयोजक बंधनों की पृथक्करण ऊर्जा पर डेटा होना आवश्यक है। ए एल एलेड ने 1961 में थर्मोडायनामिक डेटा की अधिक उपलब्धता को ध्यान में रखते हुए पॉलिंग के मूल मूल्यों को अद्यतन किया, और यह विद्युत ऋणात्मकता के इन संशोधित पॉलिंग मूल्यों का सबसे अधिक उपयोग किया जाता है।

पॉलिंग विद्युत ऋणात्मकता का आवश्यक बिंदु यह है कि पृथक्करण ऊर्जा के लिए एक अंतर्निहित काफी सटीक अर्ध-प्रयोगसिद्ध सूत्र है, अर्थात्- $$E_{\rm d}({\rm AB}) = \frac{E_{\rm d}({\rm AA}) + E_{\rm d}({\rm BB})} 2 + (\chi_{\rm A} - \chi_{\rm B})^2 {\rm eV}$$ या कभी-कभी, अधिक सटीक योग्य $$E_{\rm d}({\rm AB}) =\sqrt{E_{\rm d}({\rm AA}) E_{\rm d}({\rm BB})}+1.3(\chi_{\rm A} - \chi_{\rm B})^2 {\rm eV}$$ ये अनुमानित समीकरण हैं लेकिन ये अच्छी सटीकता के साथ संयम में आते हैं। पॉलिंग ने यह टिप्पणी करके पहला समीकरण प्राप्त किया, कि एक बंधन को लगभग एक सहसंयोजक बंधन और दो आयनिक बंधन अवस्था के क्वांटम यांत्रिक अध्यारोपण के रूप में दर्शाया जा सकता है। एक बंधन की सहसंयोजक ऊर्जा अनुमानित है, क्वांटम यांत्रिक गणना द्वारा, एक ही अणुओं के सहसंयोजक बंधनों की दो ऊर्जाओं का ज्यामितीय माध्य और अतिरिक्त ऊर्जा है जो आयनिक कारकों से आती है, अर्थात बंधन के ध्रुवीय चरित्र।

ज्यामितीय माध्य लगभग अंकगणित माध्य के बराबर होता है, जो ऊपर के पहले सूत्र में लागू होता है जब ऊर्जा समान मूल्य की होती है, उदाहरण के लिए अत्यधिक विद्युत ऋणात्मकता तत्वों को छोड़कर, जहां दो पृथक्करण ऊर्जाओं का बड़ा अंतर होता है।आयनिक बंधन के कारण ज्यामितीय माध्य अधिक सटीक होता है और लगभग हमेशा धनात्मक ऊर्जा अतिरिक्त देता है। इस अतिरिक्त ऊर्जा का वर्गमूल पॉलिंग नोट लगभग योगात्मक है, इसलिए कोई विद्युत ऋणात्मकता का परिचय दे सकता है। इस प्रकार यह बंधन ऊर्जा के लिए अर्ध-प्रयोगसिद्ध सूत्र हैं जो पॉलिंग विद्युत ऋणात्मकता की अवधारणा को रेखांकित करते हैं।

सूत्र अनुमानित हैं, लेकिन यह प्राथमिक अनुमान वास्तव में अपेक्षाकृत अच्छा है और बंधन की ध्रुवीयता की धारणा और क्वांटम यांत्रिकी में कुछ सैद्धांतिक आधार के साथ सही अंतर्ज्ञान देता है। विद्युत ऋणात्मकता तब डेटा को सर्वोत्तम रूप से योग्य करने के लिए निर्धारित की जाती है।

अधिक जटिल यौगिकों में एक अतिरिक्त त्रुटि होती है, क्योंकि विद्युत ऋणात्मकता एक परमाणु के आणविक वातावरण पर निर्भर करती है। साथ ही ऊर्जा अनुमान का उपयोग केवल एकल के लिए किया जा सकता है, एक से अधिक बंधनो के लिए नहीं। केवल एकल बंधों वाले अणु के निर्माण की एन्थैल्पी का अनुमान बाद में विद्युत ऋणात्मकता टेबल के आधार पर लगाया जा सकता है, और यह घटकों और बंधन परमाणुओं के सभी जोड़े के विद्युत ऋणात्मकता के अंतर के वर्गों के योग पर निर्भर करता है। ऊर्जा के आकलन के लिए इस तरह के एक सूत्र में सामान्य रूप से 10% के क्रम में एक सापेक्ष त्रुटि होती है, लेकिन इसका उपयोग किसी अणु के प्राथमिक गुणात्मक विचार और समझ को प्राप्त करने के लिए किया जा सकता है।

मुल्लिकेन विद्युत ऋणात्मकता
रॉबर्ट एस मुल्लिकेन ने यह प्रस्तावित किया कि, पहली आयनीकरण ऊर्जा Ei और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता Eea  का अंकगणितीय माध्य इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने के लिए एक परमाणु की प्रवृत्ति का एक उपाय होना चाहिए। $$\chi = \frac{E_{\rm i} + E_{\rm ea}} 2 $$चूंकि यह परिभाषा एक स्वच्छंद सापेक्ष पैमाने पर निर्भर नहीं है, इसलिए इसे निरपेक्ष विद्युत ऋणात्मकता भी कहा गया है, किलोजूल प्रति मोल या इलेक्ट्रॉनवोल्ट की इकाइयों के साथ हालांकि, इन निरपेक्ष मूल्यों को अधिक परिचित पॉलिंग मूल्यों के समान मूल्यों में बदलने के लिए रैखिक परिवर्तन का उपयोग करना अधिक सामान्य है। इलेक्ट्रॉनवोल्ट में आयनीकरण ऊर्जा और इलेक्ट्रॉन समानता के लिए, $$\chi = 0.187(E_{\rm i} + E_{\rm ea}) + 0.17 \,$$ और किलोजूल प्रति मोल में ऊर्जा के लिए, $$\chi = (1.97\times 10^{-3})(E_{\rm i} + E_{\rm ea}) + 0.19.$$ मुल्लिकेन विद्युत ऋणात्मकता की गणना केवल उस तत्व के लिए की जा सकती है जिसकी इलेक्ट्रॉन आत्मीयता ज्ञात है। मापा मान 72 तत्वों के लिए इलेक्ट्रॉन आत्मीयता  उपलब्ध हैं, जबकि अनुमानित मूल्यों का अनुमान लगाया गया है या शेष तत्वों के लिए गणना की गई है।

कभी-कभी किसी परमाणु की मुल्लिकेन विद्युत ऋणात्मकता को रासायनिक क्षमता का ऋणात्मक भी कहा जाता है। मुल्लिकेन विद्युत ऋणात्मकता में आयनीकरण क्षमता और इलेक्ट्रॉन आत्मीयता की ऊर्जावान परिभाषाओं को सम्मिलित करके यह दिखाना संभव है, कि मुल्लिकेन रासायनिक क्षमता इलेक्ट्रॉनों की संख्या के संबंध में इलेक्ट्रॉनिक ऊर्जा का एक परिमित अंतर सन्निकटन होता है।,अर्थात -$$\mu(\rm Mulliken) = -\chi(\rm Mulliken) = {}-\frac{E_{\rm i} + E_{\rm ea}} 2 $$

एलेड-रोचो विद्युत ऋणात्मकता
ए. लुई एलरेड और यूजीन जी. रोचो ने माना कि विद्युत ऋणात्मकता एक परमाणु की "सतह" पर एक इलेक्ट्रॉन द्वारा अनुभव किए गए चार्ज से संबंधित होनी चाहिए: परमाणु सतह के प्रति यूनिट क्षेत्र में जितना अधिक चार्ज होता है, उसकी प्रवृत्ति उतनी ही अधिक होती है। इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने के लिए परमाणु रासायनिक संयोजन इलेक्ट्रॉन  द्वारा अनुभव किए गए प्रभावी परमाणु चार्ज Zeff  का अनुमान स्लेटर के नियमों का उपयोग करके किया जा सकता है, जबकि एक अणु में एक परमाणु के सतह क्षेत्र को  सहसंयोजक त्रिज्या, rcov के वर्ग के समानुपाती लिया जा सकता है। जब rcov को  पिकोमीटर  में व्यक्त किया जाता है, $$\chi = 3590{{Z_{\rm eff}}\over{r^2_{\rm cov}}} + 0.744$$

सैंडर्सन विद्युत ऋणात्मकता समीकरण
आर.टी. सैंडर्सन ने मुल्लिकेन विद्युत ऋणात्मकता और परमाणु आकार के बीच संबंधों को भी नोट किया है, और परमाणु मात्रा के पारस्परिक आधार पर गणना की एक विधि का प्रस्ताव दिया है। बांड की लंबाई के ज्ञान के साथ, सैंडर्सन का प्रारूप यौगिकों की एक विस्तृत श्रृंखला में बंधन ऊर्जा के अनुमान की अनुमति देता है। सैंडर्सन के प्रारूप का उपयोग आणविक ज्यामिति, एस-इलेक्ट्रॉन ऊर्जा, एनएमआर  स्पिन-स्पिन युग्मन स्थिरांक और कार्बनिक यौगिकों के लिए अन्य मापदंडों की गणना के लिए भी किया गया है।  यह काम विद्युत ऋणात्मकता समीकरण की अवधारणा को रेखांकित करता है, जो बताता है कि मुल्लिकेन विद्युत ऋणात्मकता को कम करने या बराबर करने के लिए इलेक्ट्रॉन खुद को एक अणु के चारों ओर वितरित करते हैं। यह स्थूलदर्शीय ऊष्मागतिकी में रासायनिक क्षमता के समीकरण के अनुरूप है।

एलन विद्युत ऋणात्मकता
संभवतः विद्युत ऋणात्मकता की सबसे सरल परिभाषा लेलैंड सी एलन दिया, जिन्होंने प्रस्तावित किया है, कि यह एक मुक्त परमाणु में संयोजक इलेक्ट्रॉनों की औसत ऊर्जा से संबंधित है,

$$\chi = {n_{\rm s}\varepsilon_{\rm s} + n_{\rm p}\varepsilon_{\rm p} \over n_{\rm s} + n_{\rm p}}$$ जहाँ εs,p मुक्त परमाणु में s- और p- इलेक्ट्रॉनों की एक-इलेक्ट्रॉन ऊर्जाएँ हैं, और ns,p संयोजकता कोश में s- और p-इलेक्ट्रॉनों की संख्या हैं। स्केलिंग कारक लागू करना सामान्य है, 1.75×10-3 किलोजूल प्रति मोल में व्यक्त ऊर्जा के लिए या 0.169 इलेक्ट्रॉनवोल्ट में मापी गई ऊर्जा के लिए, संख्यात्मक रूप से पॉलिंग विद्युत ऋणात्मकता के समान मान देने के लिए।

एक-इलेक्ट्रॉन ऊर्जा सीधे स्पेक्ट्रोस्कोपी डेटा से निर्धारित की जा सकती है, और इसलिए इस विधि द्वारा गणना की गई विद्युत ऋणात्मकता को कभी-कभी स्पेक्ट्रोस्कोपिक विद्युत ऋणात्मकता के रूप में जाना जाता है। लगभग सभी तत्वों के लिए आवश्यक डेटा उपलब्ध हैं, और यह विधि उन तत्वों के लिए विद्युत ऋणात्मकता के अनुमान की अनुमति देती है, जिनका इलाज अन्य तरीकों से नहीं किया जा सकता है, उदाहरण  फ्रैनशियम, जिसमें 0.67 की एलन विद्युत ऋणात्मकता है। हालांकि, यह स्पष्ट नहीं है कि d- और F- ब्लॉक तत्वों के लिए संयोजक इलेक्ट्रॉन क्या माना जाना चाहिए, जो एलन विधि द्वारा गणना की गई उनकी विद्युत ऋणात्मकता के लिए संदिग्ध की ओर जाता है।

इस पैमाने पर नीयन  में सभी तत्वों की उच्चतम विद्युतीयता होती है, इसके बाद फ्लोरीन,  हीलियम  और  ऑक्सीजन  की होती है।

अन्य गुणों के साथ विद्युतीय ऋणात्मकता का सहसंबंध
विद्युत ऋणात्मकता की गणना के तरीकों की विस्तृत विविधता, जो सभी परिणाम देते हैं जो एक दूसरे के साथ अच्छी तरह से संबंध रखते हैं, विद्युत ऋणात्मकता से प्रभावित होने वाले रासायनिक गुणों की संख्या का एक संकेत है। विद्युत ऋणात्मकता का सबसे स्पष्ट अनुप्रयोग बंधन ध्रुवीयता  की चर्चा में है, जिसके लिए पॉलिंग द्वारा अवधारणा पेश की गई थी। सामान्य रूप से  दो परमाणुओं के बीच विद्युत ऋणात्मकता में जितना अधिक अंतर होता है, उनके बीच उतना ही अधिक ध्रुवीय बंधन बनता है, जिस परमाणु में द्विध्रुवीय के ऋणात्मक किनारे पर उच्च विद्युतीयता होती है। पॉलिंग ने एक बंधन के आयनिक चरित्र को दो परमाणुओं की विद्युत ऋणात्मकता में अंतर से जोड़ने के लिए एक समीकरण का प्रस्ताव दिया, यद्यपि यह प्रस्ताव कुछ हद तक अनुपयोगी हो गया है।

कुछ बंधनो के अवरक्त स्पेक्ट्रोस्कोपी  और सम्मिलित परमाणुओं की विद्युत ऋणात्मकता के बीच कई सहसंबंध दिखाए गए हैं। हालांकि, यह आश्चर्य की बात नहीं है क्योंकि इस तरह की खिंचाव आवृत्तिया बंधन के बल पर निर्भर करती है, जो पॉलिंग विद्युत ऋणात्मकताज की गणना में प्रवेश करती है।  एनएमआर स्पेक्ट्रोस्कोपी  में विद्युत ऋणात्मकता और रासायनिक बदलाव के बीच अधिक जटिल संबंध हैं मोसबाउर स्पेक्ट्रोस्कोपी में आइसोमर बदलाव (चित्र मे देखें)। ये दोनों माप नाभिक में एस-इलेक्ट्रॉन घनत्व पर निर्भर करते हैं, और इसलिए यह एक अच्छा संकेत है कि विद्युत ऋणात्मकता के विभिन्न उपाय वास्तव में इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने के लिए एक अणु में एक परमाणु की क्षमता का वर्णन कर रहे हैं।

आवधिक प्रवृत्ति
सामान्य रूप से आवर्त में बाएं से दाएं जाने पर विद्युत ऋणात्मकता बढ़ती है और समूह में उतरने पर घटती है। इसलिए, इसलिए, फ्लोरीन तत्वों का सबसे अधिक विद्युतीय है। उत्कृष्ट गैसों की गिनती नहीं, जबकि सीज़ियम की कम से कम विद्युत ऋणात्मक है, कम से कम उन तत्वों में जिनके लिए पर्याप्त डेटा उपलब्ध है। इससे किसी को यह विश्वास हो जाएगा, कि  सीज़ियम फ्लोराइड  एक  रासायनिक यौगिक  है जिसके बंधन में सबसे अधिक आयनिक चरित्र होता है।

इस सामान्य नियम के कुछ अपवाद भी हैं। डी-ब्लॉक संकुचन  के कारण  गैलियम  और  जर्मेनियम में क्रमशः  ऐल्युमीनियम और  सिलिकॉन  की तुलना में अधिक विद्युत ऋणात्मकता होती है। संक्रमण धातुओं की पहली पंक्ति के तुरंत बाद आवर्त 4 के तत्वों में असामान्य रूप से छोटे परमाणु त्रिज्या होते हैं क्योंकि 3d-इलेक्ट्रॉन बढ़े हुए परमाणु आवेश को परिरक्षित करने में प्रभावी नहीं होते हैं, और छोटे परमाणु आकार उच्च विद्युत ऋणात्मकता के साथ सहसंबद्ध होते हैं एल्रेड-रोचो विद्युत ऋणात्मकता और सैंडर्सन विद्युत ऋणात्मकता ऊपर सीसा की असामान्य रूप से उच्च विद्युत ऋणात्मकता, विशेष रूप से जब  थैलियम  और विस्मुट की तुलना में, ऑक्सीकरण अवस्था के साथ अलग-अलग विद्युत ऋणात्मकता की एक कलाकृति है। इसकी विद्युत ऋणात्मकता प्रवृत्तियों के लिए बेहतर होती है यदि इसे +2 अवस्था के लिए 1.87 के अतिरिक्त पॉलिंग मान के साथ +4 अवस्था मे उद्धृत किया जाता है।

ऑक्सीकरण संख्या के साथ विद्युत ऋणात्मकता का परिवर्तन
अकार्बनिक रसायन विज्ञान में अधिकांश सामान्य स्थितियों के लिए विद्युत ऋणात्मकता के एकल मान को मान्य माना जाना सामान्य है। जबकि इस दृष्टिकोण में सादगी का लाभ है, कि किसी तत्व की विद्युत ऋणात्मकता एक अपरिवर्तनीय परमाणु संपत्ति नहीं है और विशेष रूप से, तत्व के ऑक्सीकरण अवस्था के साथ बढ़ जाती है।

एलेड ने मुट्ठी भर तत्वों को टिन और लेड के सहित विभिन्न ऑक्सीकरण अवस्थाओ के लिए अलग-अलग विद्युत ऋणात्मकता की गणना करने के लिए पॉलिंग पद्धति का उपयोग किया, जिसके लिए पर्याप्त डेटा उपलब्ध था। जबकि अधिकांश तत्वों के लिए, पर्याप्त भिन्न सहसंयोजक यौगिक नहीं हैं, जिसके लिए इस दृष्टिकोण को संभव बनाने के लिए बंधन पृथक्करण ऊर्जा जानी जाती हैं। यह संक्रमण तत्वों के लिए विशेष रूप से वास्तविक है, कि जहां उद्धृत विद्युत ऋणात्मकता का मान सामान्य रूप से कई अलग-अलग ऑक्सीकरण अवस्थाओं पर औसत होते हैं और जहां विद्युत ऋणात्मकता में प्रवत्ति परिणाम के रूप में देखना जटिल होता है।

विद्युत ऋणात्मकता में इस वृद्धि के रासायनिक प्रभावों को ऑक्साइड और हैलाइड की संरचनाओं और ऑक्साइड और ऑक्सोएसिड की अम्लता दोनों में देखा जा सकता है। इसलिए CrO3 और Mn2O7 कम गलनांक  वाले  अम्लीय ऑक्साइड  हैं, जबकि Cr2O3  उभयधर्मी ऑक्साइड  है और Mn2O3 पूरी तरह से मूल क्षारकीय ऑक्साइड है।

क्लोरीन के अम्ल वियोजन स्थिरांक  के पृथक्करण स्थिरांक pKa में भी प्रभाव स्पष्ट रूप से देखा जा सकता है। कि प्रभाव ऑक्सीजन परमाणुओं की एक बड़ी संख्या के बीच साझा किए जा रहे ऋणात्मक आवेश द्वारा समझाया जा सकता है, जिससे  हाइपोक्लोरस  अम्ल और पर्क्लोरिक अम्ल के बीच  log10(1⁄4) = –0.6 के pKa में अंतर हो सकता है। जैसे-जैसे केंद्रीय क्लोरीन परमाणु की ऑक्सीकरण अवस्था बढ़ती है, ऑक्सीजन परमाणुओं से क्लोरीन पर अधिक इलेक्ट्रॉन घनत्व खींचा जाता है, जिससे व्यक्तिगत ऑक्सीजन परमाणुओं का आंशिक ऋणात्मक आवेश कम हो जाता है। उसी समय, हाइड्रोजन पर धनात्मक आंशिक आवेश उच्च ऑक्सीकरण अवस्था के साथ बढ़ता है। यह क्लोरीन के ऑक्सीअम्ल में बढ़ती ऑक्सीकरण अवस्था के साथ देखी गई बढ़ी हुई अम्लता की व्याख्या करता है।

विद्युत ऋणात्मकता और संकरण योजना
किसी परमाणु की विद्युत ऋणात्मकता आबंधन में नियोजित कक्षक के संकरण के आधार पर बदलती है। s कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों को p कक्षाओं में इलेक्ट्रॉनों की तुलना में अधिक मजबूती से रखा जाता है। इसलिए, एक परमाणु के लिए एक बंधन जो एक spx को नियोजित करता है बंधनिंग के लिए संकरित कक्षाओं उस परमाणु के लिए अधिक भारी ध्रुवीकृत होगा जब संकरित कक्षाओं का वर्ण अधिक होगा। जब किसी दिए गए तत्व की विभिन्न संकरण योजनाओं के लिए विद्युत ऋणात्मकता की तुलना की जाती है, तो क्रम χ(sp3) < χ(sp2) < χ(sp)  धारण करता है (यह प्रवृत्ति गैर-पूर्णांक संकरण सूचकांकों  पर भी लागू होनी चाहिए)। जबकि यह किसी भी मुख्य-समूह तत्व के लिए सिद्धांत रूप में सही है, कार्बन के लिए संकरण-विशिष्ट विद्युत ऋणात्मकताके मूल्यों को सबसे अधिक बार उद्धृत किया जाता है। कार्बनिक रसायन विज्ञान में इन विद्युत ऋणात्मकता को अक्सर कार्बन के दोहरे और ट्रिपल बंधन वाले कार्बनिक यौगिकों में बांड ध्रुवीयता की भविष्यवाणी या युक्तिसंगत बनाने के लिए प्रारम्भ किया जाता है।

समूह वैद्युतीयऋणात्मकता
कार्बनिक रसायन विज्ञान में, विद्युत ऋणात्मकता व्यक्तिगत परमाणुओं की तुलना में विभिन्न कार्यात्मक समूहों के साथ अधिक जुड़ी हुई है। शब्द समूह वैद्युतीयऋणात्मकता और प्रतिस्थापक वैद्युतीयऋणात्मकता पर्यायवाची रूप से उपयोग किए जाते हैं। हालांकि, आगमनात्मक प्रभाव और अनुनाद प्रभाव  के बीच अंतर करना आम है, जिसे क्रमशः σ- और π-विद्युत ऋणात्मकता के रूप में वर्णित किया जा सकता है। कई  रैखिक मुक्त-ऊर्जा संबंध  हैं जिनका उपयोग इन प्रभावों को मापने के लिए किया गया है, जिनमें से  हैमेट समीकरण  सबसे अच्छी तरह से जाना जाता है।  कबचनिक पैरामीटर  ऑर्गनोफॉस्फोरस रसायन शास्त्र में उपयोग के लिए समूह विद्युत ऋणात्मकताज हैं।

विद्युत ऋणात्मकता
विद्युत ऋणात्मकता इलेक्ट्रॉनों  को दान करने के लिए एक तत्व की क्षमता का एक उपाय है, और इसलिए धनायन आयन बनाती है; इस प्रकार, यह वैद्युतीयऋणात्मकता का प्रतिपादक है।

मुख्य रूप से, यह धातुओं  का एक गुण है, जिसका अर्थ है कि, सामान्य तौर पर, किसी रासायनिक तत्व का धात्विक चरित्र जितना अधिक होता है, वैद्युतीयऋणात्मकता उतनी ही अधिक होती है। इसलिए, क्षार धातु सभी में सबसे अधिक विद्युत धनात्मक हैं। ऐसा इसलिए है क्योंकि उनके बाहरी कोश में एक ही इलेक्ट्रॉन होता है और चूंकि यह परमाणु के नाभिक से अपेक्षाकृत दूर होता है, इसलिए यह आसानी से खो जाता है; दूसरे शब्दों में, इन धातुओं में कम आयनीकरण ऊर्जा होती है। जबकि आवर्त सारणी  में आवर्त (आवर्त सारणी) के साथ विद्युत ऋणात्मकता बढ़ती है, और  आवर्त सारणी समूह  में घटती है, विद्युत ऋणात्मकता पीरियड्स (बाएं से दाएं) के साथ घटती है और नीचे समूहों में वृद्धि होती है। इसका मतलब यह है कि तत्वों (ऑक्सीजन, सल्फर, क्लोरीन, आदि) की आवर्त सारणी के ऊपरी दाएं तत्वों में सबसे बड़ी विद्युत ऋणात्मकता होगी, और निचले-बाएं (रूबिडियम, सीज़ियम और फ्रांसियम) में सबसे बड़ी विद्युत ऋणात्मकता होगी।

यह भी देखें

 * रासायनिक ध्रुवता
 * इलेक्ट्रान बन्धुता
 * तत्वों की विद्युत ऋणात्मकताज (डेटा पेज)
 * आयनीकरण ऊर्जा
 * धातु बंधन
 * मिडेमा का मॉडल
 * कक्षीय संकरण
 * ऑक्सीकरण अवस्था
 * आवर्त सारणी

बाहरी संबंध

 * WebElements, lists values of electronegativities by a number of different methods of calculation
 * Video explaining electronegativity
 * Electronegativity Chart, a summary listing of the electronegativity of each element along with an interactive periodic table
 * Electronegativity Chart, a summary listing of the electronegativity of each element along with an interactive periodic table