অষ্টক ও দুই-এর নিয়ম

অষ্টক নিয়ম হলো বন্ধন গঠনের সময় ইলেকট্রন ত্যাগ, গ্রহণ বা শেয়ারের মাধ্যমে পরমাণুর বহিঃস্থ স্তরে আটটি ইলেকট্রনের স্থিতিশীল বিন্যাস অর্জনের প্রবণতা। হিলিয়াম ছাড়া নিষ্ক্রিয় গ্যাসগুলোর বহিঃস্থ স্তরে এই বিন্যাস থাকে। এখানে আটটি বলতে বাইরের স্তরের ইলেকট্রন বোঝায়, পরমাণুর সব ইলেকট্রন নয়।

সোডিয়ামের বিন্যাস 2, 8, 1। এটি বাইরের একটি ইলেকট্রন ত্যাগ করলে বিন্যাস হয় 2, 8। তখন আগের দ্বিতীয় কক্ষপথটিই সর্বশেষ ইলেকট্রনযুক্ত কক্ষপথ হয় এবং সেখানে আটটি ইলেকট্রন থাকে। অক্সিজেনের বিন্যাস 2, 6। এটি দুটি ইলেকট্রন গ্রহণ করে 2, 8 বিন্যাস অর্জন করতে পারে। তাই অষ্টক পূর্ণ করা মানেই সব সময় ইলেকট্রন গ্রহণ করা নয়।

ইলেকট্রন শেয়ার করেও অষ্টক পূর্ণ হয়। মিথেনের সংকেত $CH_4$; C কার্বন, H হাইড্রোজেন এবং 4 চারটি হাইড্রোজেন পরমাণু বোঝায়। কার্বন তার চারটি যোজ্যতা ইলেকট্রনের প্রতিটি একটি হাইড্রোজেনের ইলেকট্রনের সঙ্গে শেয়ার করে। চারটি শেয়ারকৃত জোড়ে কার্বন আটটি এবং প্রতিটি হাইড্রোজেন দুটি ইলেকট্রন গণনা করতে পারে।

দুইয়ের নিয়ম অনুসারে বন্ধন গঠনে পরমাণুর বহিঃস্থ স্তরে এক বা একাধিক ইলেকট্রন জোড় থাকে। এর সবচেয়ে সহজ উদাহরণ হিলিয়ামের এক জোড় ইলেকট্রন। হাইড্রোজেনও শেয়ার বা একটি ইলেকট্রন গ্রহণ করে দুটি ইলেকট্রনের বিন্যাস পেতে পারে। তবে নিয়মটিকে শুধু হাইড্রোজেনের দুই ইলেকট্রনের মধ্যে সীমাবদ্ধ রাখলে ধারণাটি অসম্পূর্ণ হয়।

বেরিলিয়াম ক্লোরাইডে $BeCl_2$ কেন্দ্রীয় Be-এর চারটি বা দুই জোড় ইলেকট্রন থাকে। বোরন ট্রাইফ্লোরাইডে $BF_3$ কেন্দ্রীয় B-এর ছয়টি বা তিন জোড় ইলেকট্রন থাকে। এখানে Be বেরিলিয়াম, Cl ক্লোরিন, B বোরন ও F ফ্লোরিনের প্রতীক। এই কেন্দ্রগুলো অষ্টক পূর্ণ না করলেও ইলেকট্রন জোড়ের ধারণা অনুসরণ করে। রাসায়নিক সংকেত ও ইলেকট্রন গণনার SI একক নেই।

বাংলাদেশের বাড়িতে ব্যবহৃত পানির অণুতেও অক্সিজেন অষ্টক এবং হাইড্রোজেন দুই ইলেকট্রনের বিন্যাস পায়। সাধারণ ভুল হলো সব পরমাণু সব যৌগে অবশ্যই আটটি ইলেকট্রন পাবে ভাবা। বিশেষত প্রথম 20টি মৌলের বন্ধন বুঝতে নিয়মগুলো কাজে লাগে, তবে অষ্টক নিয়মের সীমাবদ্ধতা আছে।

মনে রাখো: অষ্টক নিয়মে আটটি ইলেকট্রন, আর দুইয়ের নিয়মে এক বা একাধিক ইলেকট্রন জোড় বিবেচনা করা হয়।