Octet rule
ઓક્ટેટ નિયમ એ અંગૂઠાનો રાસાયણિક નિયમ છે જે એ સિદ્ધાંતને પ્રતિબિંબિત કરે છે કે મુખ્ય જૂથના તત્વો એવી રીતે બંધન કરે છે કે દરેક અણુમાં તેના સંયોજકતા કવચમાં આઠ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, જે તેને ઉમદા ગેસ જેવું જ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન આપે છે. આ નિયમ ખાસ કરીને કાર્બન, નાઇટ્રોજન, ઓક્સિજન અને હેલોજનને લાગુ પડે છે; જોકે સામાન્ય રીતે આ નિયમ સામયિક કોષ્ટકના એસ-બ્લોક અને પી-બ્લોક માટે લાગુ પડે છે. અન્ય તત્વો માટે અન્ય નિયમો અસ્તિત્વમાં છે, જેમ કે હાઇડ્રોજન અને હિલીયમ માટે ડુપ્લેટ નિયમ અથવા સંક્રમણ ધાતુઓ માટે 18-ઇલેક્ટ્રોન નિયમ. કાર્બન ડાયોક્સાઇડની જમણી બાજુએ બતાવ્યા પ્રમાણે સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની ગણતરી લુઈસ ઇલેક્ટ્રોન ડોટ આકૃતિનો ઉપયોગ કરીને કરી શકાય છે. સહસંયોજક બંધમાં બે અણુઓ દ્વારા વહેંચાયેલા ઇલેક્ટ્રોનની ગણતરી બે વાર કરવામાં આવે છે, દરેક અણુ માટે એક વાર. કાર્બન ડાયોક્સાઇડમાં દરેક ઓક્સિજન કેન્દ્રીય કાર્બન સાથે ચાર ઇલેક્ટ્રોન વહેંચે છે, ઓક્સિજનમાંથી બે (લાલ રંગમાં દર્શાવેલ) અને કાર્બનમાંથી બે (કાળા રંગમાં દર્શાવેલ). આ ચારેય ઇલેક્ટ્રોનની ગણતરી કાર્બન ઓક્ટેટ અને ઓક્સિજન ઓક્ટેટ બંનેમાં કરવામાં આવે છે, જેથી બંને અણુઓ ઓક્ટેટ નિયમનું પાલન કરે તેવું માનવામાં આવે છે. ઉદાહરણ તરીકેઃ સોડિયમ ક્લોરાઇડ (NaCl) આયનીય બંધન અણુઓની જોડી વચ્ચે સામાન્ય છે, જ્યાં જોડીમાંથી એક ઓછી ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી (જેમ કે સોડિયમ) ની ધાતુ છે અને બીજી ઉચ્ચ ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી (જેમ કે ક્લોરિન) ની અધાતુ છે. ક્લોરિન અણુમાં તેના ત્રીજા અને બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન કોશમાં સાત ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, પ્રથમ અને બીજા કોશ અનુક્રમે બે અને આઠ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા હોય છે. ક્લોરિનનું પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોન આકર્ષણ (ઊર્જા પ્રકાશન જ્યારે ક્લોરિન ક્લોરિન પરમાણુના મોલ દીઠ 349 kJ મેળવે છે. કાલ્પનિક Cl2 રચવા માટે બીજા ઇલેક્ટ્રોનને ઉમેરવા માટે ઊર્જા, એવી ઊર્જાની જરૂર પડશે જે રાસાયણિક બંધની રચના દ્વારા પુનઃપ્રાપ્ત કરી શકાતી નથી. પરિણામ એ છે કે ક્લોરિન ઘણી વાર એક સંયોજન બનાવશે જેમાં તેના બાહ્ય કવચમાં આઠ ઇલેક્ટ્રોન (એક સંપૂર્ણ અષ્ટક) હોય છે, જેમ કે ક્લ-માં. સોડિયમ અણુમાં તેના સૌથી બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન કોશમાં એક જ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, પ્રથમ અને બીજા કોશ ફરીથી અનુક્રમે બે અને આઠ ઇલેક્ટ્રોનથી ભરેલા હોય છે. આ બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનને દૂર કરવા માટે માત્ર પ્રથમ આયનીકરણ ઊર્જાની જરૂર પડે છે, જે સોડિયમ અણુઓના મોલ દીઠ + 495.8 kJ છે, જે ઊર્જાની થોડી માત્રા છે. તેનાથી વિપરીત, બીજું ઇલેક્ટ્રોન ઊંડા બીજા ઇલેક્ટ્રોન શેલમાં રહે છે, અને તેને દૂર કરવા માટે જરૂરી બીજી આયનીકરણ ઊર્જા ઘણી મોટી છેઃ + 4562 kJ પ્રતિ મોલ. આમ, મોટા ભાગના કિસ્સાઓમાં સોડિયમ એક એવું સંયોજન બનાવશે જેમાં તેણે એક જ ઇલેક્ટ્રોન ગુમાવ્યું હોય અને આઠ ઇલેક્ટ્રોન અથવા અષ્ટકનું સંપૂર્ણ બાહ્ય કવચ હોય. સોડિયમ અણુમાંથી ઇલેક્ટ્રોનને ક્લોરિન અણુમાં સ્થાનાંતરિત કરવા માટે જરૂરી ઊર્જા (સોડિયમની પ્રથમ આયનીકરણ ઊર્જા અને ક્લોરિનની ઇલેક્ટ્રોન આત્મીયતાનો તફાવત) ઓછી છેઃ + 495.8 −349 = + 147 kJ mol−1. આ ઊર્જાને સોડિયમ ક્લોરાઇડની જાળી ઊર્જા દ્વારા સરળતાથી સરભર કરવામાં આવે છેઃ −783 kJ mol−1. આ આ કિસ્સામાં અષ્ટક નિયમની સમજૂતીને પૂર્ણ કરે છે. 1864માં અંગ્રેજ રસાયણશાસ્ત્રી જ્હોન ન્યૂલેન્ડ્સે બાસઠ જાણીતા તત્વોને તેમના ભૌતિક ગુણધર્મોના આધારે આઠ જૂથોમાં વર્ગીકૃત કર્યા હતા. 19મી સદીના અંતમાં, તે જાણીતું હતું કે સંકલન સંયોજનો (અગાઉ "પરમાણુ સંયોજનો" તરીકે ઓળખાતા) અણુઓ અથવા અણુઓના સંયોજન દ્વારા એવી રીતે રચાયા હતા કે તેમાં સામેલ અણુઓની સંયોજકતા દેખીતી રીતે સંતુષ્ટ થઈ ગઈ હતી. 1893 માં, આલ્ફ્રેડ વર્નરએ દર્શાવ્યું હતું કે કેન્દ્રીય અણુ ("સંકલન સંખ્યા") સાથે સંકળાયેલા અણુઓ અથવા જૂથોની સંખ્યા ઘણીવાર 4 અથવા 6 હોય છે; મહત્તમ 8 સુધીની અન્ય સંકલન સંખ્યાઓ જાણીતી હતી, પરંતુ ઓછી વારંવાર. 1904 માં, રિચાર્ડ એબેગ સંકલન સંખ્યાના ખ્યાલને સંયોજકતાના ખ્યાલ સુધી વિસ્તારનારા પ્રથમ લોકોમાંના એક હતા જેમાં તેમણે અણુઓને ઇલેક્ટ્રોન દાતાઓ અથવા સ્વીકારનારાઓ તરીકે અલગ પાડ્યા હતા, જે હકારાત્મક અને નકારાત્મક સંયોજકતા સ્થિતિ તરફ દોરી જાય છે જે ઓક્સિડેશન સ્થિતિઓના આધુનિક ખ્યાલ સાથે ખૂબ સામ્યતા ધરાવે છે. એબેગે નોંધ્યું હતું કે તેમના નમૂના હેઠળ તત્વની મહત્તમ હકારાત્મક અને નકારાત્મક સંયોજકતા વચ્ચેનો તફાવત વારંવાર આઠ હોય છે. 1916માં, ગિલ્બર્ટ એન. લુઇસે આ અંતર્દૃષ્ટિનો ઉલ્લેખ એબેગના નિયમ તરીકે કર્યો હતો અને તેનો ઉપયોગ તેમના સમઘન પરમાણુ મોડેલ અને "આઠનો નિયમ" ઘડવામાં મદદ કરવા માટે કર્યો હતો, જેણે સંયોજકતા અને સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન વચ્ચે તફાવત કરવાનું શરૂ કર્યું હતું. 1919માં, ઇરવિંગ લેંગમુઇરે આ વિભાવનાઓને વધુ શુદ્ધ કરી અને તેનું નામ બદલીને "ક્યુબિકલ ઓક્ટેટ એટમ" અને "ઓક્ટેટ થિયરી" રાખ્યું. "ઓક્ટેટ થિયરી" વિકસી જેને હવે "ઓક્ટેટ નિયમ" તરીકે ઓળખવામાં આવે છે. વોલ્થેર કોસેલ અને ગિલ્બર્ટ એન. લુઇસે જોયું કે ઉમદા વાયુઓમાં સામાન્ય પરિસ્થિતિઓમાં રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓમાં ભાગ લેવાની વૃત્તિ હોતી નથી. આ નિરીક્ષણના આધારે, તેઓએ તારણ કાઢ્યું કે ઉમદા વાયુઓના અણુઓ સ્થિર છે અને આ નિષ્કર્ષના આધારે તેઓએ 1916 માં "ઇલેક્ટ્રોનિક થિયરી ઓફ વેલેન્સી" તરીકે ઓળખાતા સંયોજકતાના સિદ્ધાંતની દરખાસ્ત કરી હતીઃ ક્વોન્ટમ સિદ્ધાંતમાં સમજૂતી અણુનો ક્વોન્ટમ સિદ્ધાંત આઠ ઇલેક્ટ્રોનને s2p6 ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન સાથે બંધ શેલ તરીકે સમજાવે છે. ક્લોઝ્ડ-શેલ રૂપરેખાંકન એ છે કે જેમાં નીચાણવાળા ઊર્જાનું સ્તર પૂર્ણ હોય છે અને ઉચ્ચ ઊર્જાનું સ્તર ખાલી હોય છે. ઉદાહરણ તરીકે, નિયોન પરમાણુ જમીનની સ્થિતિમાં સંપૂર્ણ કવચ (2s2 2p6) અને ખાલી કવચ હોય છે. અષ્ટક નિયમ અનુસાર, સામયિક કોષ્ટકમાં નિયોન પહેલાં અને પછી તરત જ અણુઓ (એટલે કે. C, N, O, F, Na, Mg અને Al), ઇલેક્ટ્રોન પ્રાપ્ત કરીને, ગુમાવીને અથવા વહેંચીને સમાન રૂપરેખાંકન પ્રાપ્ત કરે છે. આર્ગોન અણુ સમાન 3s2 3p6 રૂપરેખાંકન ધરાવે છે. ત્યાં એક ખાલી 3d સ્તર પણ છે, પરંતુ તે 3s અને 3p (હાઇડ્રોજન અણુથી વિપરીત) કરતાં નોંધપાત્ર રીતે વધુ ઊર્જા પર છે, જેથી 3s2 3p6 ને હજુ પણ રાસાયણિક હેતુઓ માટે બંધ કવચ માનવામાં આવે છે. આર્ગોન પહેલાં અને પછી તરત જ અણુઓ સંયોજનોમાં આ રૂપરેખાંકન પ્રાપ્ત કરે છે. જો કે, કેટલાક હાયપરવેલન્ટ અણુઓ છે જેમાં 3 ડી સ્તર બંધનમાં ભાગ ભજવી શકે છે, જો કે આ વિવાદાસ્પદ છે (નીચે જુઓ). ક્વોન્ટમ સિદ્ધાંત અનુસાર હિલીયમ માટે કોઈ 1p સ્તર નથી, જેથી 1s2 એ કોઈ p ઇલેક્ટ્રોન વિનાનું બંધ કવચ છે. હિલીયમ (H અને Li) પહેલા અને પછીના અણુઓ યુગલગીતના નિયમનું પાલન કરે છે અને હિલીયમની જેમ જ 1s2 રૂપરેખાંકન ધરાવે છે. અપવાદો ઘણા પ્રતિક્રિયાશીલ મધ્યસ્થીઓ અસ્થિર હોય છે અને ઓક્ટેટ નિયમનું પાલન કરતા નથી. આમાં કાર્બીન જેવી પ્રજાતિઓ, તેમજ મુક્ત રેડિકલ અને મિથાઈલ રેડિકલ (CH3) નો સમાવેશ થાય છે, જે કાર્બન અણુ પર બિન-બંધન ભ્રમણકક્ષામાં અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે અને તે જ ભ્રમણકક્ષામાં વિરુદ્ધ સ્પિનનું કોઈ ઇલેક્ટ્રોન નથી. બીજું ઉદાહરણ રેડિકલ ક્લોરિન મોનોક્સાઇડ (સી. એલ. ઓ.) છે જે ઓઝોનના અવક્ષયમાં સામેલ છે. આ અણુઓ ઘણીવાર પ્રતિક્રિયા આપે છે જેથી તેમના અષ્ટકને પૂર્ણ કરી શકાય. બોરેન જેવા ઇલેક્ટ્રોનની ઉણપના અણુઓ પણ ઓક્ટેટ નિયમનું પાલન કરતા નથી પરંતુ ધાતુના બંધનની જેમ જ ડીલોકલાઇઝ્ડ ઇલેક્ટ્રોન વહેંચે છે. સ્થિર વિચિત્ર-ઇલેક્ટ્રોન પરમાણુઓ અને હાયપરવેલન્ટ અણુઓને સામાન્ય રીતે ઓક્ટેટ નિયમનું ઉલ્લંઘન કરતા શીખવવામાં આવે છે, તેમ છતાં એબી ઇનિશિયો મોલેક્યુલર ઓર્બિટલ ગણતરીઓ દર્શાવે છે કે તેઓ મોટે ભાગે ઓક્ટેટ નિયમનું પાલન કરે છે (નીચે ત્રણ-ઇલેક્ટ્રોન બોન્ડ્સ અને હાયપરવેલન્ટ અણુ વિભાગો જુઓ). ત્રણ-ઇલેક્ટ્રોન બંધ કેટલાક સ્થિર મોલેક્યુલર રેડિકલ (દા. ત. નાઈટ્રિક ઓક્સાઇડ, એન. ઓ.) ત્રણ-ઇલેક્ટ્રોન બંધ દ્વારા ઓક્ટેટ રૂપરેખાંકનો મેળવે છે જે દરેક બંધાયેલા અણુના ઓક્ટેટમાં એક વહેંચાયેલ અને એક વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોનનું યોગદાન આપે છે. એન. ઓ. માં, દરેક અણુ પરના અષ્ટકમાં ત્રણ-ઇલેક્ટ્રોન બંધમાંથી બે ઇલેક્ટ્રોન, વત્તા બે-ઇલેક્ટ્રોન બંધમાંથી ચાર ઇલેક્ટ્રોન અને એકલા તે અણુ પર બિન-બંધન ઇલેક્ટ્રોનની એકલ જોડીમાંથી બે ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. બોન્ડ ક્રમ 2.5 છે, કારણ કે દરેક બે-ઇલેક્ટ્રોન બોન્ડ એક બોન્ડ તરીકે ગણવામાં આવે છે જ્યારે ત્રણ-ઇલેક્ટ્રોન બોન્ડમાં માત્ર એક જ વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે અને તેથી તે અર્ધ-બોન્ડને અનુરૂપ હોય છે. ડાયઓક્સિજનને કેટલીકવાર વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોનની બે જોડી ધરાવતા બેવડા બંધ (O = O) સાથે ઓક્ટેટ નિયમનું પાલન કરવા તરીકે દર્શાવવામાં આવે છે. જો કે આ અણુની જમીનની સ્થિતિ પેરામેગ્નેટિક છે, જે જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોનની હાજરી સૂચવે છે. પૌલિંગે પ્રસ્તાવ મૂક્યો હતો કે આ પરમાણુ વાસ્તવમાં બે ત્રણ-ઇલેક્ટ્રોન બંધ અને એક સામાન્ય સહસંયોજક (બે-ઇલેક્ટ્રોન) બંધ ધરાવે છે. દરેક અણુ પરના અષ્ટકમાં પછી દરેક ત્રણ-ઇલેક્ટ્રોન બંધમાંથી બે ઇલેક્ટ્રોન, વત્તા સહસંયોજક બંધના બે ઇલેક્ટ્રોન, વત્તા બિન-બંધન ઇલેક્ટ્રોનની એક એકલ જોડીનો સમાવેશ થાય છે. બોન્ડનો ક્રમ 1+0.5 + 0.5=2 છે. હાયપરવેલન્ટ પરમાણુઓ સામયિક કોષ્ટકની ત્રીજી અને પછીની હરોળમાં મુખ્ય-જૂથના તત્વો હાયપરકોર્ડિનેટ અથવા હાયપરવેલન્ટ અણુઓ બનાવી શકે છે જેમાં કેન્દ્રીય મુખ્ય-જૂથનો અણુ ફોસ્ફરસ પેન્ટાફ્લોરાઇડ, પી. એફ. 5 અને સલ્ફર હેક્સાફ્લોરાઇડ, એસ. એફ. 6 જેવા ચારથી વધુ અન્ય અણુઓ સાથે બંધાયેલો હોય છે. ઉદાહરણ તરીકે, પી. એફ. 5 માં, જો એવું માનવામાં આવે કે પાંચ સાચા સહસંયોજક બંધ છે જેમાં પાંચ અલગ અલગ ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓ વહેંચાયેલી છે, તો ફોસ્ફરસ ઓક્ટેટ નિયમનું ઉલ્લંઘન કરીને 10 સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનથી ઘેરાયેલું હશે. ક્વોન્ટમ મિકેનિક્સના શરૂઆતના દિવસોમાં, પૌલિંગે પ્રસ્તાવ મૂક્યો હતો કે ત્રીજી હરોળના અણુઓ એક s, ત્રણ p અને એક d ભ્રમણકક્ષાનો ઉપયોગ કરીને પાંચ બંધ બનાવી શકે છે, અથવા એક s, ત્રણ p અને બે d ભ્રમણકક્ષાનો ઉપયોગ કરીને છ બંધ બનાવી શકે છે. પાંચ બંધ રચવા માટે, એક s, ત્રણ p અને એક d ભ્રમણકક્ષાઓ ભેગા થઈને પાંચ sp3d સંકર ભ્રમણકક્ષાઓ બનાવે છે, જે દરેક હેલોજન અણુ સાથે ઇલેક્ટ્રોન જોડી વહેંચે છે, કુલ 10 વહેંચાયેલા ઇલેક્ટ્રોન માટે, જે અષ્ટક નિયમની આગાહી કરતા બે વધુ છે. તેવી જ રીતે છ બંધ રચવા માટે, છ sp3d2 સંકર ભ્રમણકક્ષાઓ 12 વહેંચાયેલા ઇલેક્ટ્રોન સાથે છ બંધ બનાવે છે. આ મોડેલમાં ખાલી ડી ઓર્બિટલ્સની ઉપલબ્ધતાનો ઉપયોગ એ હકીકતને સમજાવવા માટે કરવામાં આવે છે કે ફોસ્ફરસ અને સલ્ફર જેવા ત્રીજી હરોળના અણુઓ ચારથી વધુ સહસંયોજક બંધ બનાવી શકે છે, જ્યારે બીજી હરોળના અણુઓ જેમ કે નાઇટ્રોજન અને ઓક્સિજન ઓક્ટેટ નિયમ દ્વારા સખત રીતે મર્યાદિત છે. જો કે અન્ય મોડેલો ઓક્ટેટ નિયમ સાથે સંમતિમાં માત્ર s અને p ભ્રમણકક્ષાનો ઉપયોગ કરીને બંધનનું વર્ણન કરે છે. પી. એફ. 5 નું સંયોજક બંધન વર્ણન વિવિધ પી. એફ. 4 + એફ-માળખાઓ વચ્ચેના પ્રતિધ્વનિનો ઉપયોગ કરે છે, જેથી દરેક એફ ચાર માળખામાં સહસંયોજક બંધ અને એક માળખામાં આયનીય બંધ દ્વારા બંધાયેલ હોય. દરેક પ્રતિધ્વનિ માળખામાં પી પર આઠ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. એક મોલેક્યુલર ઓર્બિટલ થિયરીનું વર્ણન સૌથી વધુ અધિકૃત પરમાણુ કક્ષાને પાંચ ફ્લોરિન અણુઓ પર સ્થિત બિન-બંધન કક્ષીય માને છે, ચાર અધિકૃત બંધન ભ્રમણકક્ષાઓ ઉપરાંત, તેથી ફરીથી ફોસ્ફરસ પર માત્ર આઠ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન છે. હાયપરવેલન્ટ પરમાણુઓ માટે ઓક્ટેટ નિયમની માન્યતાને એબી ઇનિશિયો મોલેક્યુલર ઓર્બિટલ ગણતરીઓ દ્વારા વધુ સમર્થન આપવામાં આવે છે, જે દર્શાવે છે કે બંધન ભ્રમણકક્ષાઓમાં ડી કાર્યોનું યોગદાન નાનું છે. તેમ છતાં, ઐતિહાસિક કારણોસર, પી, એસ, સે અથવા આઈ જેવા તત્વોની આસપાસ આઠથી વધુ ઇલેક્ટ્રોન દર્શાવતી રચનાઓ હજુ પણ પાઠ્યપુસ્તકો અને સંશોધન લેખોમાં સામાન્ય છે. રાસાયણિક બંધનમાં ડી શેલ વિસ્તરણનું મહત્વ ન હોવા છતાં, આ પ્રથા મોટી સંખ્યામાં ઔપચારિક ચાર્જનો ઉપયોગ કર્યા વિના અથવા આંશિક બોન્ડનો ઉપયોગ કર્યા વિના માળખાઓને બતાવવાની મંજૂરી આપે છે અને IUPAC દ્વારા બોન્ડિંગને વધુ સારી રીતે પ્રતિબિંબિત કરતા નિરૂપણની પસંદગીમાં અનુકૂળ ઔપચારિકતા તરીકે ભલામણ કરવામાં આવે છે. બીજી બાજુ, Be, B, C, N, O, અથવા F (અથવા H, He, અથવા Li ની આસપાસ બેથી વધુ) ની આસપાસ આઠથી વધુ ઇલેક્ટ્રોન દર્શાવવાને મોટાભાગના અધિકારીઓ દ્વારા ભૂલ માનવામાં આવે છે. અન્ય નિયમો ઓક્ટેટ નિયમ માત્ર મુખ્ય જૂથના ઘટકોને જ લાગુ પડે છે. અન્ય ઘટકો અન્ય ઇલેક્ટ્રોન ગણતરીના નિયમોનું પાલન કરે છે કારણ કે તેમની સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકનો મુખ્ય જૂથના ઘટકોથી અલગ હોય છે. આ અન્ય નિયમો નીચે દર્શાવવામાં આવ્યા છેઃ પ્રથમ શેલનો યુગલ નિયમ અથવા ડુપ્લેટ નિયમ H, He અને Li ને લાગુ પડે છે-ઉમદા ગેસ હિલીયમના બાહ્ય શેલમાં બે ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, જે ખૂબ જ સ્થિર હોય છે. (કારણ કે ત્યાં કોઈ 1p સબશેલ નથી, 1s તરત જ 2s દ્વારા અનુસરવામાં આવે છે, અને આમ શેલ 1 માં મહત્તમ 2 સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકે છે). આ સ્થિર રૂપરેખાંકન પ્રાપ્ત કરવા માટે હાઇડ્રોજનને માત્ર એક વધારાના ઇલેક્ટ્રોનની જરૂર છે, જ્યારે લિથિયમને એક ગુમાવવાની જરૂર છે. સંક્રમણ ધાતુઓ માટે, અણુઓ 18-ઇલેક્ટ્રોન નિયમનું પાલન કરે છે જે બંધન અને બિન-બંધન ભ્રમણકક્ષાઓ બનાવવા માટે સંયોજકતા d, s અને p ભ્રમણકક્ષાના ઉપયોગને અનુરૂપ છે. જો કે, મુખ્ય જૂથના ઘટકો માટેના અષ્ટક નિયમથી વિપરીત, સંક્રમણ ધાતુઓ 18-ઇલેક્ટ્રોન નિયમનું કડક પાલન કરતી નથી અને સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની ગણતરી 12 અને 18 ની વચ્ચે બદલાઈ શકે છે. લેવિસ માળખું ઇલેક્ટ્રોન ગણતરી સંદર્ભો પણ જુઓ અંગૂઠાના રાસાયણિક બંધન નિયમો