Octet rule
অক্টেট নিয়ম হল একটি রাসায়নিক নিয়ম যা এই তত্ত্বকে প্রতিফলিত করে যে প্রধান-গোষ্ঠীর উপাদানগুলি এমনভাবে বন্ধন করার প্রবণতা দেখায় যে প্রতিটি পরমাণুর ভ্যালেন্স শেলটিতে আটটি ইলেকট্রন থাকে, যা এটিকে একটি নোবল গ্যাসের মতো একই বৈদ্যুতিন বিন্যাস দেয়। এই নিয়মটি বিশেষ করে কার্বন, নাইট্রোজেন, অক্সিজেন এবং হ্যালোজেনের ক্ষেত্রে প্রযোজ্য; যদিও সাধারণত এই নিয়মটি পর্যায় সারণির এস-ব্লক এবং পি-ব্লকের ক্ষেত্রে প্রযোজ্য। অন্যান্য উপাদানের জন্য অন্যান্য নিয়ম রয়েছে, যেমন হাইড্রোজেন এবং হিলিয়ামের জন্য দ্বৈত নিয়ম, বা রূপান্তর ধাতুগুলির জন্য 18-ইলেকট্রন নিয়ম। কার্বন ডাই অক্সাইডের ডানদিকে দেখানো লুইস ইলেক্ট্রন ডট ডায়াগ্রাম ব্যবহার করে ভ্যালেন্স ইলেকট্রনগুলি গণনা করা যেতে পারে। একটি সমযোজী বন্ধনে দুটি পরমাণু দ্বারা ভাগ করা ইলেকট্রনগুলি দুবার গণনা করা হয়, প্রতিটি পরমাণুর জন্য একবার করে। কার্বন ডাই অক্সাইডে প্রতিটি অক্সিজেন কেন্দ্রীয় কার্বনের সাথে চারটি ইলেকট্রন ভাগ করে নেয়, অক্সিজেন থেকে দুটি (লাল রঙে দেখানো) এবং কার্বন থেকে দুটি (কালো রঙে দেখানো)। এই চারটি ইলেকট্রনই কার্বন অক্টেট এবং অক্সিজেন অক্টেট উভয় ক্ষেত্রেই গণনা করা হয়, যাতে উভয় পরমাণুই অক্টেট নিয়ম মেনে চলে বলে মনে করা হয়। উদাহরণস্বরূপঃ সোডিয়াম ক্লোরাইড (এন. এ. সি. এল) আয়নিক বন্ধন এক জোড়া পরমাণুর মধ্যে সাধারণ, যেখানে একটি জোড়া নিম্ন তড়িৎঋণাত্মক ধাতুর (যেমন সোডিয়াম) এবং দ্বিতীয়টি উচ্চ তড়িৎঋণাত্মক ধাতুর (যেমন ক্লোরিন)। একটি ক্লোরিন পরমাণুর তৃতীয় এবং বাইরের ইলেকট্রন কোষে সাতটি ইলেকট্রন থাকে, প্রথম এবং দ্বিতীয় কোষে যথাক্রমে দুই এবং আটটি ইলেকট্রন থাকে। ক্লোরিনের প্রথম ইলেক্ট্রন সম্বন্ধ (ক্লোরিন যখন একটি ইলেক্ট্রন অর্জন করে ক্লোরিন-গঠন করে তখন যে শক্তি নির্গত হয়) হল ক্লোরিন পরমাণুর প্রতি মোল 349 কেজে। একটি দ্বিতীয় ইলেক্ট্রন যোগ করে একটি কাল্পনিক সি. এল. 2-গঠনের জন্য শক্তির প্রয়োজন হবে, যে শক্তি একটি রাসায়নিক বন্ধন গঠনের মাধ্যমে পুনরুদ্ধার করা যায় না। ফলস্বরূপ, ক্লোরিন প্রায়শই এমন একটি যৌগ গঠন করে যেখানে এর বাইরের শেলটিতে আটটি ইলেকট্রন থাকে (একটি সম্পূর্ণ অক্টেট), যেমন Cl−। একটি সোডিয়াম পরমাণুর সবচেয়ে বাইরের ইলেকট্রন কোষে একটি মাত্র ইলেক্ট্রন থাকে, প্রথম এবং দ্বিতীয় কোষে আবার যথাক্রমে দুই এবং আটটি ইলেক্ট্রন থাকে। এই বাইরের ইলেক্ট্রন অপসারণের জন্য শুধুমাত্র প্রথম আয়নীকরণ শক্তির প্রয়োজন হয়, যা হল সোডিয়াম পরমাণুর প্রতি মোলে + 495.8 kJ, যা সামান্য পরিমাণ শক্তি। এর বিপরীতে, দ্বিতীয় ইলেক্ট্রনটি গভীর দ্বিতীয় ইলেক্ট্রন শেলের মধ্যে থাকে এবং এর অপসারণের জন্য প্রয়োজনীয় দ্বিতীয় আয়নীকরণ শক্তি অনেক বেশিঃ প্রতি মোলের জন্য + 4562 কেজে। এইভাবে সোডিয়াম, বেশিরভাগ ক্ষেত্রে, একটি যৌগ গঠন করবে যেখানে এটি একটি একক ইলেক্ট্রন হারিয়েছে এবং আটটি ইলেকট্রন বা অক্টেটের একটি সম্পূর্ণ বাইরের খোল রয়েছে। একটি সোডিয়াম পরমাণু থেকে একটি ক্লোরিন পরমাণুতে একটি ইলেক্ট্রন স্থানান্তর করার জন্য প্রয়োজনীয় শক্তি (সোডিয়ামের প্রথম আয়নীকরণ শক্তি এবং ক্লোরিনের ইলেক্ট্রন আকর্ষণের পার্থক্য) কমঃ + 495.8 −349 = + 147 kJ mol−1। এই শক্তি সহজেই সোডিয়াম ক্লোরাইডের জাল শক্তি দ্বারা প্রতিহত করা যায়ঃ −783 kJ mol−1। এটি এই ক্ষেত্রে অষ্টক নিয়মের ব্যাখ্যা সম্পূর্ণ করে। 1864 সালে ইংরেজ রসায়নবিদ জন নিউল্যান্ডস পরিচিত 62টি মৌলকে তাদের ভৌত বৈশিষ্ট্যের ভিত্তিতে আটটি শ্রেণীতে ভাগ করেন। ঊনবিংশ শতাব্দীর শেষের দিকে, এটি জানা গিয়েছিল যে সমন্বয় যৌগগুলি (পূর্বে "আণবিক যৌগ" নামে পরিচিত) পরমাণু বা অণুর সংমিশ্রণ দ্বারা এমনভাবে গঠিত হয়েছিল যে জড়িত পরমাণুর সংযোজকতা স্পষ্টতই সন্তুষ্ট হয়ে যায়। 1893 সালে, আলফ্রেড ওয়ার্নার দেখিয়েছিলেন যে একটি কেন্দ্রীয় পরমাণুর ("সমন্বয় সংখ্যা") সাথে যুক্ত পরমাণু বা গোষ্ঠীর সংখ্যা প্রায়শই 4 বা 6 হয়; সর্বাধিক 8 পর্যন্ত অন্যান্য সমন্বয় সংখ্যা জানা ছিল, তবে কম ঘন ঘন। 1904 সালে, রিচার্ড অ্যাবেগ ছিলেন প্রথম ব্যক্তি যিনি সমন্বয় সংখ্যার ধারণাকে সংযোজকতার ধারণায় প্রসারিত করেছিলেন যেখানে তিনি পরমাণুগুলিকে ইলেক্ট্রন দাতা বা গ্রহণকারী হিসাবে আলাদা করেছিলেন, যার ফলে ধনাত্মক এবং ঋণাত্মক সংযোজক অবস্থার সৃষ্টি হয়েছিল যা জারণ অবস্থার আধুনিক ধারণার সাথে ব্যাপকভাবে সাদৃশ্যপূর্ণ। অ্যাবেগ উল্লেখ করেছেন যে তাঁর মডেলের অধীনে একটি উপাদানের সর্বাধিক ধনাত্মক এবং ঋণাত্মক ভ্যালেন্সের মধ্যে পার্থক্য প্রায়শই আটটি। 1916 সালে, গিলবার্ট এন লুইস এই অন্তর্দৃষ্টিকে অ্যাবেগের নিয়ম হিসাবে উল্লেখ করেছিলেন এবং এটি তাঁর ঘনক পরমাণু মডেল এবং "আটের নিয়ম" প্রণয়নে সহায়তা করার জন্য ব্যবহার করেছিলেন, যা ভ্যালেন্স এবং ভ্যালেন্স ইলেকট্রনের মধ্যে পার্থক্য করতে শুরু করে। 1919 সালে, আরভিং ল্যাংমুয়ার এই ধারণাগুলিকে আরও পরিমার্জন করেন এবং তাদের "কিউবিকাল অক্টেট পরমাণু" এবং "অক্টেট তত্ত্ব" নামকরণ করেন। "অক্টেট তত্ত্ব" বিবর্তিত হয়ে এখন "অক্টেট নিয়ম" নামে পরিচিত। ওয়ালথার কসেল এবং গিলবার্ট এন. লুইস দেখেছেন যে, সাধারণ পরিস্থিতিতে নিষ্ক্রিয় গ্যাসগুলির রাসায়নিক বিক্রিয়ায় অংশ নেওয়ার প্রবণতা থাকে না। এই পর্যবেক্ষণের ভিত্তিতে, তারা এই সিদ্ধান্তে উপনীত হয় যে, নিষ্ক্রিয় গ্যাসের পরমাণুগুলি স্থিতিশীল এবং এই সিদ্ধান্তের ভিত্তিতে তারা 1916 সালে "ইলেকট্রনিক থিওরি অফ ভ্যালেন্সি" নামে পরিচিত একটি ভ্যালেন্সি তত্ত্বের প্রস্তাব দেয়ঃ কোয়ান্টাম তত্ত্বে ব্যাখ্যা পরমাণুর কোয়ান্টাম তত্ত্ব আটটি ইলেকট্রনকে একটি s2p6 ইলেক্ট্রন বিন্যাস সহ একটি বদ্ধ শেল হিসাবে ব্যাখ্যা করে। একটি বদ্ধ-শেল বিন্যাস হল এমন একটি যেখানে নিচু শক্তির মাত্রা পূর্ণ থাকে এবং উচ্চতর শক্তির মাত্রা খালি থাকে। উদাহরণস্বরূপ, নিয়ন পরমাণু স্থল অবস্থায় একটি পূর্ণ খোল (2s2 2p6) এবং একটি খালি খোল থাকে। অষ্টক নিয়ম অনুসারে, পর্যায় সারণিতে নিয়নের ঠিক আগে এবং পরে পরমাণু (অর্থাৎ। সি, এন, ও, এফ, না, এমজি এবং এএল), ইলেকট্রন অর্জন, হারানো বা ভাগ করে নেওয়ার মাধ্যমে একই ধরনের বিন্যাস অর্জন করে। আর্গন পরমাণুর একটি অনুরূপ 3s2 3p6 বিন্যাস রয়েছে। একটি খালি 3d স্তরও রয়েছে, তবে এটি 3s এবং 3p এর তুলনায় যথেষ্ট বেশি শক্তিতে রয়েছে (হাইড্রোজেন পরমাণুর বিপরীতে), যাতে 3s2 3p6 এখনও রাসায়নিক উদ্দেশ্যে একটি বদ্ধ খোল হিসাবে বিবেচিত হয়। আর্গনের ঠিক আগে এবং পরে পরমাণুগুলি যৌগে এই বিন্যাস অর্জন করে। তবে, কিছু হাইপারভ্যালেন্ট অণু রয়েছে যেখানে 3ডি স্তর বন্ধনে একটি ভূমিকা পালন করতে পারে, যদিও এটি বিতর্কিত (নীচে দেখুন)। কোয়ান্টাম তত্ত্ব অনুসারে হিলিয়ামের জন্য কোনও 1p স্তর নেই, তাই 1s2 একটি বদ্ধ শেল যার কোনও p ইলেকট্রন নেই। হিলিয়ামের আগে এবং পরে (এইচ এবং লি) পরমাণুগুলি একটি দ্বৈত নিয়ম অনুসরণ করে এবং হিলিয়ামের মতো একই 1s2 বিন্যাস থাকে। ব্যতিক্রম অনেক প্রতিক্রিয়াশীল মধ্যস্থতাকারী অস্থির এবং অক্টেট নিয়ম মেনে চলে না। এর মধ্যে রয়েছে কার্বিন, সেইসাথে মুক্ত র্যাডিকেল এবং মিথাইল র্যাডিকেল (সিএইচ3)-এর মতো প্রজাতি, যার কার্বন পরমাণুর উপর একটি অ-বন্ধন কক্ষপথে একটি অপ্রচলিত ইলেক্ট্রন রয়েছে এবং একই কক্ষপথে বিপরীত ঘূর্ণনের কোনও ইলেক্ট্রন নেই। আরেকটি উদাহরণ হল র্যাডিকেল ক্লোরিন মনোক্সাইড (সি. এল. ও.) যা ওজোন হ্রাসের সাথে জড়িত। এই অণুগুলি প্রায়শই তাদের অষ্টক সম্পূর্ণ করার জন্য প্রতিক্রিয়া দেখায়। বোরেনের মতো ইলেকট্রনের ঘাটতি অণুগুলিও অক্টেট নিয়ম মেনে চলে না তবে ধাতব বন্ধনের মতোভাবে বিচ্ছিন্ন ইলেকট্রনগুলি ভাগ করে নেয়। যদিও স্থিতিশীল বিজোড়-ইলেকট্রন অণু এবং হাইপারভ্যালেন্ট অণুগুলিকে সাধারণত অক্টেট নিয়ম লঙ্ঘন হিসাবে শেখানো হয়, তবে এবি ইনিশিও আণবিক কক্ষীয় গণনাগুলি দেখায় যে তারা মূলত অক্টেট নিয়ম মেনে চলে (নীচের তিন-ইলেকট্রন বন্ধন এবং হাইপারভ্যালেন্ট অণু বিভাগগুলি দেখুন)। তিন-ইলেকট্রন বন্ধন কিছু স্থিতিশীল আণবিক র্যাডিকেল (যেমনঃ নাইট্রিক অক্সাইড, এন. ও) একটি তিন-ইলেকট্রন বন্ধনের মাধ্যমে অক্টেট বিন্যাস অর্জন করে যা প্রতিটি বন্ধিত পরমাণুর অক্টেটে একটি ভাগ করা এবং একটি ভাগ না করা ইলেক্ট্রন অবদান রাখে। এন. ও-তে, প্রতিটি পরমাণুর অষ্টক তিনটি-ইলেকট্রন বন্ধন থেকে দুটি ইলেকট্রন এবং দুটি দুই-ইলেকট্রন বন্ধন থেকে চারটি ইলেকট্রন এবং শুধুমাত্র সেই পরমাণুর উপর অ-বন্ধন ইলেকট্রনগুলির একক জোড়া থেকে দুটি ইলেকট্রন নিয়ে গঠিত। বন্ড অর্ডার হল 2.5, যেহেতু প্রতিটি দুই-ইলেকট্রন বন্ড একটি বন্ড হিসাবে গণনা করা হয় এবং তিন-ইলেক্ট্রন বন্ডের শুধুমাত্র একটি ভাগ করা ইলেক্ট্রন থাকে এবং তাই এটি একটি অর্ধ-বন্ডের সাথে মিলে যায়। ডাইঅক্সিজেনকে কখনও কখনও দুটি জোড়া ভাগ করা ইলেকট্রনযুক্ত দ্বিবন্ধন (ও = ও) সহ অষ্টক নিয়ম মেনে চলা হিসাবে উপস্থাপন করা হয়। তবে এই অণুর স্থল অবস্থা প্যারাম্যাগনেটিক, যা অযুগ্ম ইলেকট্রনের উপস্থিতির ইঙ্গিত দেয়। পলিং প্রস্তাব করেছিলেন যে এই অণুতে আসলে দুটি তিন-ইলেকট্রন বন্ধন এবং একটি স্বাভাবিক সমযোজী (দুই-ইলেকট্রন) বন্ধন রয়েছে। প্রতিটি পরমাণুর অষ্টক তারপর প্রতিটি তিন-ইলেকট্রন বন্ধন থেকে দুটি ইলেকট্রন, যোগ সহসংযোজক বন্ধনের দুটি ইলেকট্রন, এবং অ-বন্ধন ইলেকট্রনগুলির একটি একক জোড়া নিয়ে গঠিত। বন্ড অর্ডার হল 1+0.5 + 0.5=2। পর্যায় সারণির তৃতীয় এবং পরবর্তী সারিতে প্রধান-গোষ্ঠীর উপাদানগুলি হাইপারকোঅর্ডিনেট বা হাইপারভ্যালেন্ট অণু তৈরি করতে পারে যেখানে কেন্দ্রীয় প্রধান-গোষ্ঠীর পরমাণুটি ফসফরাস পেন্টাফ্লোরাইড, পিএফ5 এবং সালফার হেক্সাফ্লোরাইড, এসএফ6-এর মতো আরও চারটি পরমাণুর সাথে আবদ্ধ থাকে। উদাহরণস্বরূপ, পিএফ5-এ, যদি মনে করা হয় যে পাঁচটি সত্যিকারের সমযোজী বন্ধন রয়েছে যার মধ্যে পাঁচটি স্বতন্ত্র ইলেক্ট্রন জোড়া ভাগ করা হয়, তবে ফসফরাস অক্টেট নিয়ম লঙ্ঘন করে 10টি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন দ্বারা বেষ্টিত থাকবে। কোয়ান্টাম মেকানিক্সের প্রথম দিনগুলিতে, পলিং প্রস্তাব করেছিলেন যে তৃতীয় সারির পরমাণুগুলি এক এস, তিন পি এবং এক ডি অরবিটাল ব্যবহার করে পাঁচটি বন্ধন বা এক এস, তিন পি এবং দুই ডি অরবিটাল ব্যবহার করে ছয়টি বন্ধন তৈরি করতে পারে। পাঁচটি বন্ধন গঠনের জন্য, এক এস, তিন পি এবং এক ডি অরবিটালগুলি একত্রিত হয়ে পাঁচটি এস. পি 3 ডি হাইব্রিড অরবিটাল গঠন করে যা প্রতিটি একটি হ্যালোজেন পরমাণুর সাথে একটি ইলেক্ট্রন জোড়া ভাগ করে নেয়, মোট 10 টি ভাগ করা ইলেকট্রনের জন্য, অক্টেট নিয়মের পূর্বাভাসের চেয়ে দুটি বেশি। একইভাবে ছয়টি বন্ধন গঠনের জন্য, ছয়টি sp3d2 সংকর কক্ষপথ 12টি ভাগ করা ইলেকট্রনের সাথে ছয়টি বন্ধন গঠন করে। এই মডেলে খালি ডি অরবিটালের প্রাপ্যতা এই সত্যটি ব্যাখ্যা করতে ব্যবহৃত হয় যে ফসফরাস এবং সালফারের মতো তৃতীয় সারির পরমাণুগুলি চারটিরও বেশি সমযোজী বন্ধন তৈরি করতে পারে, যেখানে নাইট্রোজেন এবং অক্সিজেনের মতো দ্বিতীয় সারির পরমাণুগুলি অক্টেট নিয়ম দ্বারা কঠোরভাবে সীমাবদ্ধ। তবে অন্যান্য মডেলগুলি অক্টেট নিয়মের সাথে সম্মতিতে শুধুমাত্র এস এবং পি অরবিটাল ব্যবহার করে বন্ধন বর্ণনা করে। পিএফ5-এর একটি ভ্যালেন্স বন্ড বর্ণনা বিভিন্ন পিএফ4 + এফ-কাঠামোর মধ্যে অনুরণন ব্যবহার করে, যাতে প্রতিটি এফ চারটি কাঠামোতে একটি সমযোজী বন্ধন এবং একটি কাঠামোতে একটি আয়নিক বন্ধন দ্বারা আবদ্ধ হয়। প্রতিটি অনুরণন কাঠামোর পি-তে আটটি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন থাকে। একটি আণবিক অরবিটাল তত্ত্বের বর্ণনায় চারটি অধিকৃত বন্ধন অরবিটাল ছাড়াও পাঁচটি ফ্লোরিন পরমাণুর উপর অবস্থিত সর্বোচ্চ অধিকৃত আণবিক অরবিটালকে একটি অ-বন্ধন অরবিটাল হিসাবে বিবেচনা করা হয়, তাই আবার ফসফরাসে মাত্র আটটি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন রয়েছে। হাইপারভ্যালেন্ট অণুগুলির জন্য অক্টেট নিয়মের বৈধতা এবি ইনিশিও আণবিক অরবিটাল গণনা দ্বারা আরও সমর্থিত হয়, যা দেখায় যে বন্ধন অরবিটালে ডি ফাংশনের অবদান ছোট। তা সত্ত্বেও, ঐতিহাসিক কারণে, পি, এস, সে বা আই-এর মতো উপাদানগুলির চারপাশে আটটিরও বেশি ইলেকট্রন বোঝায় এমন কাঠামো এখনও পাঠ্যপুস্তক এবং গবেষণা নিবন্ধগুলিতে প্রচলিত। রাসায়নিক বন্ধনে ডি শেল সম্প্রসারণের গুরুত্ব না থাকা সত্ত্বেও, এই অনুশীলনটি বিপুল সংখ্যক আনুষ্ঠানিক চার্জ ব্যবহার না করে বা আংশিক বন্ধন ব্যবহার না করে কাঠামো দেখানোর অনুমতি দেয় এবং আই. ইউ. পি. এ. সি দ্বারা একটি সুবিধাজনক আনুষ্ঠানিকতা হিসাবে সুপারিশ করা হয় যা বন্ধনকে আরও ভালভাবে প্রতিফলিত করে। অন্যদিকে, Be, B, C, N, O, অথবা F-এর চারপাশে আটটির বেশি ইলেকট্রন (অথবা H, He, অথবা Li-এর চারপাশে দুটির বেশি) দেখানো বেশিরভাগ কর্তৃপক্ষের দ্বারা একটি ত্রুটি হিসাবে বিবেচিত হয়। অন্যান্য নিয়ম অষ্টক নিয়ম শুধুমাত্র প্রধান-গোষ্ঠীর উপাদানগুলির ক্ষেত্রে প্রযোজ্য। অন্যান্য উপাদানগুলি অন্যান্য ইলেক্ট্রন গণনার নিয়ম অনুসরণ করে কারণ তাদের ভ্যালেন্স ইলেক্ট্রন কনফিগারেশনগুলি প্রধান-গোষ্ঠী উপাদানগুলির থেকে আলাদা। এই অন্যান্য নিয়মগুলি নীচে দেখানো হয়েছেঃ প্রথম শেলের দ্বৈত নিয়ম বা দ্বৈত নিয়ম এইচ, হি এবং লি-এর ক্ষেত্রে প্রযোজ্য-নোবল গ্যাস হিলিয়ামের বাইরের শেলটিতে দুটি ইলেকট্রন রয়েছে, যা খুব স্থিতিশীল। (যেহেতু কোনও 1p সাবশেল নেই, তাই 1s অবিলম্বে 2s দ্বারা অনুসরণ করা হয় এবং এইভাবে শেল 1-এ সর্বাধিক 2টি ভ্যালেন্স ইলেকট্রন থাকতে পারে)। এই স্থিতিশীল বিন্যাস অর্জনের জন্য হাইড্রোজেনের শুধুমাত্র একটি অতিরিক্ত ইলেকট্রনের প্রয়োজন হয়, যেখানে লিথিয়ামের একটি হারাতে হয়। রূপান্তর ধাতুগুলির জন্য, অণুগুলি 18-ইলেকট্রন নিয়ম মেনে চলে যা বন্ধন এবং অ-বন্ধন অরবিটাল গঠনের জন্য ভ্যালেন্স ডি, এস এবং পি অরবিটালের ব্যবহারের সাথে মিলে যায়। যাইহোক, প্রধান-গোষ্ঠী উপাদানগুলির জন্য অষ্টক নিয়মের বিপরীতে, রূপান্তর ধাতুগুলি 18-ইলেকট্রন নিয়ম কঠোরভাবে মেনে চলে না এবং ভ্যালেন্স ইলেক্ট্রন গণনা 12 থেকে 18 এর মধ্যে পরিবর্তিত হতে পারে। আরও দেখুন লুইস কাঠামো ইলেকট্রন গণনা রেফারেন্স রাসায়নিক বন্ধন থাম্বের নিয়ম