Էլեկտրաբացասականություն

Էլեկտրաբացասականություն (հարաբերական էլեկտրաբացասականություն), ատոմի հիմնարար քիմիական հատկություն։ Ատոմի քանակական բնութագիրը մոլեկուլում էլեկտրոնային զույգերին ձգելն է։ Ատոմի հատկությունն ուրիշ ատոմներից էլեկտրոնները դեպի իրեն ձգելն է։ Ամենաբարձր էլեկտրահաղորդականությունն ունեն հալոգենները և ուժեղ թթուները (ֆտոր, քլոր, թթվածին, ազոտ)։ Իսկ փոքր էլեկտրաբացասականություն ունեն ակտիվ մետաղները։

Նկարագրություն 
Ժամանակակից պատկերացումն էլեկտրաբացասականության մասին ձևավորել է ամերիկացի քիմիկոս Լայնուս Կարլ Փոլինգը։ Այդ գիտնականն օգտագործում էր էլեկտրաբացասականություն հասկացողությունն ապացուցելու համար, որ հետերատոմային (A-B) կապերի էներգիան ավելի մեծ է (այս դեպքում A-ն և B-ն ցանկացած քիմիական տարր են) հոմոատոմային կապերի միջին երկրաչափական էներգիայից (A-A; B-B)։

Առաջին և ամենահայտնի էլեկտրաբացասականության հարաբերական ատոմային սանդղակն ընդգրկում էր իր մեջ ֆրանսիում տարրից սկսած (որի էլեկտրաբացասականությունը 0,7 է) մինչև ֆտոր տարրը (որի էլեկտրաբացասականությունը 4,0 է)։ Ֆտորը ամենաէլեկտրաբացասական տարրն է, նրան հաջորդում է թթվածինը (էլեկտրաբացասականությունը 3,5) և դրանից հետո ազոտը և քլորը։ Ալկալիական և հողալկալիական մետաղներնն ունեն ամենացածր էլեկտրաբացասականությունը, որը գտնվում է 0,7-ից մինչև 1,2 միջակայքում։ Իսկ հալոգենների էլեկտրաբացասականությունը գտնվում է 4,0-4,25 միջակայքում։ Ոչ մետաղների էլեկտրաբացասականությունը գտնվում է ընդհանուր միջին միջակայքում և մոտ է երկուսին կամ ավելի մեծ է երկուսից։ Որոշ անցումային տարրերի էլեկտրաբացասականությունը 1,5-2,0 միջակայքում է։ Ջրածնի էլեկտրաբացասականությունն ընդունված է համարել 2,1։ Գլխավոր ենթախմբի ծանր տարրերի էլեկտրաբացասականությունը մոտ է 2,0-ին։ Գոյություն ունեն նաև այլ սանդղակներ, որոնց հիմքում ընկած են նյութերի տարբեր հատկություններ։ Բայց տարրերի համեմատաբար նույն ձևով են դասավորված։

Տեսականորեն էլեկտրաբացասականության սահմանումն առաջարկել է ամերիկացի ֆիզիկոս Ռոբերտ Մալիկենը։ Նա կազմել է այդ սահմանումը եզրակացնելով, որ ատոմի էլեկտրոնային լիցք ձգելու հատկությունը կախված է ատոմի իոնիզացման էներգիայից։ Ռոբերտ Մալիկենը պատկերացում է տվել A ատոմի էլեկտրաբացասականության մասին` համեմատելով այն էլեկտրոնների կապի քանդման միջին էներգիայի հետ, որը կատարվում է էլեկտրոնի վալենտային կարգավիճակում, իոնիզացման ժամանակ.

Որտեղ J1A և εA համապատասխանաբար ատոմի իոնիզացման էներգիան է։
Ներկայումս էլեկտրաբացասականությունը հաշվելու համար գոյություն ունեն բազմաթիվ մեթոդներ։ Բոլոր մեթոդների արդյունքները համապատասխանում են միմյանց, բացառությամբ մի քանի աննշան տարբերությունների։ Բացի Մալիկենի էլեկտրաբացասականության սանդղակից, գոյություն ունեն ավելի քան 20 տարբեր էլեկտրաբացասականության սանդղակներ, որոնց տարրերի դասավորման համար հաշվարկվել և նկատի են ունեցել տարբեր հատկություններ։ Այդ սանդղակների մեջ ներառվում են նաև Փոլինգի սանդղակը (որի հաշվարկման համար օգտագործվել է այն կապի էներգիան, որի շնորհիվ բարդ միացություններ են կազմվում), Օլրեդ-Ռոխովի սանդղակը (որը կազմվել է էլեկտրահաստատուն ուժի շնորհիվ, որը գործում է արտաքին էլեկտրոնի վրա)։

Այլ կերպ ասած` տարրին չի կարելի վերագրել հաստատուն էլեկտրաբացասականություն։ Ատոմի էլեկտրաբացասականությունը կախված է մի շարք գործոններից, մասնավորապես, ատոմի վալենտային վիճակից, ֆորմալ օքսիդացման աստիճանից, միացությունների տեսակից, լիգանդի ծագումից, ատոմի մոլեկուլային համակարգով շրջապատից և այլ մի քանի հանգամանքներից։ Վերջին ժամանակներում էլեկտրաբացասականությունը հաշվում են օրբիտալային էլեկտրաբացասականությամբ, որը կախված է ատոմային օրբիտալի տեսակից, որը մասնակցում է կապի առաջացմանը։ Չնայած հայտնի հաշվարկային բարդություններին, էլեկտրաբացասականությունը միշտ մնում է շատ անհրաժեշտ է մոլեկուլային համակարգի որակյալ նկարագրությունների, էլեկտրոնային լիցքերը որոշելու համար։

Քվանտային քիմիայի զարգացման ժամանակ մոլեկուլային կազմավորումների բնութագրման համար օգտագործվել է Փոլինգի վարկածը, ով բացի իր հետազոտություններից ստեղծել է իր սանդղակը, որի մեջ առավելագույն էլեկտրաբացասականությունն ուներ ֆտորը () և նվազագույնը ֆրանսիումը()։ Կապերի իոնացման աստիճանի դեպքում, երբ ավելի էլեկտրաբացասական ատոմը վերցնում է իրեն բոլոր վալենտային էլեկտրոնները։ Ընդհանուր ռեզոնանսային պատկերը տեսության մեջ որոշվում է հետևյալ կերպ․

որտեղ -ը կապեր առաջացնող ատոմների էլեկտրաբացասականությունն է։ 
Ներկայումս առավել զարգացած մոտեցումը Սանդերսոնինն է։ Մոտեցման հիմքում ընկած է կապ հաստատող ատոմների էլեկտրաբացասականության հավասարեցումը։ Բազում հետազոտություններում հայտնաբերվել են կապեր Սանդերսոնի էլեկտրաբացասականության և անօրգանական միացությունների կարևորագույն ֆիզիկա-քիմիական հատկությունների միջև։ Շատ արդյունավետ էր Սանդերսոնի մեթոդի կատարելագործումը, որը հիմնված է օրգանական միացությունների ատոմների էլեկտրաբացասականության բաշխման մեջ։

Ատոմների էլեկտրաբացասականության պրակտիկ սանդղակ 
Տարբեր էլեկտրաբացասականության սանդղակների միջև փոխկապակցությունների մանրամասն ուսումնասիրությունը թույլ տվեց ստեղծել ատոմների էլեկտրաբացասականության ավելի պրակտիկ սանդղակ։ Պրակտիկ սանդղակի հիմքում ընկած է Լուո-Բենսոնի հայեցակարգը, ով ատոմների էլեկտրաբացասականության որոշման համար նաև օգտագործում էր կովալենտային շառավղի հասկացությունը r։ χԼԲ ատոմի էլեկտրաբացասականության ֆիզիկական իմաստը ատոմի միջուկից r շառավղով հեռու գտնվող վալենտային էլեկտրոնի համամասնական էներգիան է․ χ ԼԲ=(m+n)/r, որտեղ m-ը և n-ը p և s էլեկտրոնային օրբիտալների թիվն է ատոմում։ Լուոն և Բենսոնն առաջարկում էին ատոմի էլեկտրաբացասականության համար օգտագործել «կովալենտային պոտենցիալ» մեծությունը։ Պրակտիկ սանդղակի ստեղծման ընթացքում նաև ձևավորվեց d և f տարրերի էլեկտրաբացասականությունը։ Ատոմների էկեկտրաբացասականությունը պրակտիկ աղյուսակում և նրանց կովալենտային շառավղերը ներկայացված են ստորև բերված աղյուսակում․

Ատոմների էլեկտրաբացասականության նշանակությունները պրակտիկ χ * աղյուսակում և նրանց կովալենտային շառավղերը r, (Å)

χ* իմաստը հետևյալ աղյուսակում էլեկտրաբացասականության ցուցադրում է․ Ջրածնի էլեկտրաբացասականությունը այդ աղյուսակում χ*(H)=2,7 որոշում է մետաղների(M)  և ոչ մետաղների[H] հստակ սահմանը χ*(M)<χ*[H]: Միայն բացառություն են կազմում  անագը (Sn), բիսմութ (Bi), պոլոնիումը (Po)։ Այն ժամանակ երբ ուրիշ սանդղակներում մետաղների և ոչ մետաղների էլեկտրաբացասականությունների արժեքներն ավելի փոքր են, քան ջրածնի էլեկտրաբացասականությունը (B, Si, Ge, As, Sb, Te)։

Պրակտիկ աղյուսակում ջրածնի յուրահատուկ դիրքը տալիս է հնարավորություն գտնել մի սահման տարրերի էլեկտրաբացասականության համար χ*(X)/ χ*(Н)։

Ծանոթագրություններ 

Քիմիական օրենքներ