Octet rule
ऑक्टेट नियम अंगूठे का एक रासायनिक नियम है जो इस सिद्धांत को दर्शाता है कि मुख्य समूह के तत्व इस तरह से बंधन करते हैं कि प्रत्येक परमाणु के संयोजकता कोश में आठ इलेक्ट्रॉन होते हैं, जो इसे एक उत्कृष्ट गैस के समान इलेक्ट्रॉनिक विन्यास देता है। यह नियम विशेष रूप से कार्बन, नाइट्रोजन, ऑक्सीजन और हैलोजन पर लागू होता है; हालाँकि आम तौर पर यह नियम आवर्त सारणी के एस-ब्लॉक और पी-ब्लॉक के लिए लागू होता है। अन्य तत्वों के लिए अन्य नियम मौजूद हैं, जैसे कि हाइड्रोजन और हीलियम के लिए डुप्लेट नियम, या संक्रमण धातुओं के लिए 18-इलेक्ट्रॉन नियम। संयोजकता इलेक्ट्रॉनों को लुईस इलेक्ट्रॉन डॉट आरेख का उपयोग करके गिना जा सकता है जैसा कि कार्बन डाइऑक्साइड के लिए दाईं ओर दिखाया गया है। सहसंयोजक बंधन में दो परमाणुओं द्वारा साझा किए गए इलेक्ट्रॉनों को दो बार गिना जाता है, प्रत्येक परमाणु के लिए एक बार। कार्बन डाइऑक्साइड में प्रत्येक ऑक्सीजन केंद्रीय कार्बन के साथ चार इलेक्ट्रॉनों को साझा करता है, दो (लाल रंग में दिखाए गए) ऑक्सीजन से ही और दो (काले रंग में दिखाए गए) कार्बन से। इन चारों इलेक्ट्रॉनों को कार्बन ऑक्टेट और ऑक्सीजन ऑक्टेट दोनों में गिना जाता है, ताकि दोनों परमाणुओं को ऑक्टेट नियम का पालन करने वाला माना जाए। उदाहरण-परमाणुओं के जोड़े के बीच सोडियम क्लोराइड (एन. ए. सी. एल.) आयनिक बंधन आम है, जहां जोड़े में से एक कम विद्युत ऋणात्मकता वाली धातु (जैसे सोडियम) है और दूसरा उच्च विद्युत ऋणात्मकता वाला अधातु (जैसे क्लोरीन) है। एक क्लोरीन परमाणु के तीसरे और बाहरी इलेक्ट्रॉन कोश में सात इलेक्ट्रॉन होते हैं, पहले और दूसरे कोश क्रमशः दो और आठ इलेक्ट्रॉनों से भरे होते हैं। क्लोरीन की पहली इलेक्ट्रॉन आत्मीयता (ऊर्जा रिलीज जब क्लोरीन क्लोरीन बनाने के लिए एक इलेक्ट्रॉन प्राप्त करता है) क्लोरीन परमाणुओं के प्रति मोल 349 kJ है। एक काल्पनिक सी. एल. 2 बनाने के लिए एक दूसरे इलेक्ट्रॉन को जोड़ने के लिए ऊर्जा, ऊर्जा की आवश्यकता होगी जिसे रासायनिक बंधन के निर्माण से पुनर्प्राप्त नहीं किया जा सकता है। परिणाम यह है कि क्लोरीन अक्सर एक यौगिक बनाएगा जिसमें इसके बाहरी खोल (एक पूर्ण ऑक्टेट) में आठ इलेक्ट्रॉन होते हैं, जैसा कि Cl− में होता है। एक सोडियम परमाणु के सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉन कोश में एक ही इलेक्ट्रॉन होता है, पहला और दूसरा कोश फिर से क्रमशः दो और आठ इलेक्ट्रॉनों से भरा होता है। इस बाहरी इलेक्ट्रॉन को हटाने के लिए केवल पहली आयनीकरण ऊर्जा की आवश्यकता होती है, जो कि + 495.8 kJ प्रति मोल सोडियम परमाणु है, जो ऊर्जा की एक छोटी मात्रा है। इसके विपरीत, दूसरा इलेक्ट्रॉन गहरे दूसरे इलेक्ट्रॉन कोश में रहता है, और इसे हटाने के लिए आवश्यक दूसरी आयनीकरण ऊर्जा बहुत बड़ी हैः + 4562 kJ प्रति मोल। इस प्रकार सोडियम, ज्यादातर मामलों में, एक यौगिक बनाएगा जिसमें इसने एक एकल इलेक्ट्रॉन खो दिया है और आठ इलेक्ट्रॉनों या ऑक्टेट का एक पूर्ण बाहरी खोल है। एक इलेक्ट्रॉन को सोडियम परमाणु से क्लोरीन परमाणु में स्थानांतरित करने के लिए आवश्यक ऊर्जा (सोडियम की पहली आयनीकरण ऊर्जा और क्लोरीन की इलेक्ट्रॉन आत्मीयता का अंतर) कम हैः + 495.8 −349 = + 147 kJ mol−1। इस ऊर्जा की भरपाई सोडियम क्लोराइड की जाली ऊर्जा से आसानी से की जा सकती हैः −783 kJ mol−1। यह इस मामले में ऑक्टेट नियम की व्याख्या को पूरा करता है। 1864 में, अंग्रेजी रसायनज्ञ जॉन न्यूलैंड्स ने बासठ ज्ञात तत्वों को उनके भौतिक गुणों के आधार पर आठ समूहों में वर्गीकृत किया। 19वीं शताब्दी के उत्तरार्ध में, यह ज्ञात था कि समन्वय यौगिक (जिन्हें पहले "आणविक यौगिक" कहा जाता था) परमाणुओं या अणुओं के संयोजन से इस तरह से बने थे कि इसमें शामिल परमाणुओं की संयोजकताएं स्पष्ट रूप से संतुष्ट हो गईं। 1893 में, अल्फ्रेड वर्नर ने दिखाया कि एक केंद्रीय परमाणु ("समन्वय संख्या") से जुड़े परमाणुओं या समूहों की संख्या अक्सर 4 या 6 होती है; अधिकतम 8 तक की अन्य समन्वय संख्याएँ ज्ञात थीं, लेकिन कम बार होती थीं। 1904 में, रिचर्ड एबेग संयोजकता की अवधारणा को संयोजकता की अवधारणा तक बढ़ाने वाले पहले लोगों में से एक थे, जिसमें उन्होंने परमाणुओं को इलेक्ट्रॉन दाताओं या स्वीकारकों के रूप में अलग किया, जिससे सकारात्मक और नकारात्मक संयोजकता अवस्थाएँ उत्पन्न हुईं जो ऑक्सीकरण अवस्थाओं की आधुनिक अवधारणा से बहुत मिलती-जुलती हैं। एबेग ने उल्लेख किया कि उनके मॉडल के तहत एक तत्व के अधिकतम सकारात्मक और नकारात्मक संयोजकता के बीच का अंतर अक्सर आठ होता है। 1916 में, गिल्बर्ट एन. लुईस ने इस अंतर्दृष्टि को एबेग के नियम के रूप में संदर्भित किया और इसका उपयोग अपने घन परमाणु मॉडल और "आठ के नियम" को तैयार करने में मदद करने के लिए किया, जिसने संयोजकता और संयोजकता इलेक्ट्रॉनों के बीच अंतर करना शुरू कर दिया। 1919 में, इरविंग लैंगमुइर ने इन अवधारणाओं को और परिष्कृत किया और उनका नाम बदलकर "क्यूबिकल ऑक्टेट एटम" और "ऑक्टेट थ्योरी" कर दिया। "ऑक्टेट सिद्धांत" विकसित हुआ जिसे अब "ऑक्टेट नियम" के रूप में जाना जाता है। वाल्थेर कोसेल और गिल्बर्ट एन. लुईस ने देखा कि उत्कृष्ट गैसों में सामान्य परिस्थितियों में रासायनिक प्रतिक्रियाओं में भाग लेने की प्रवृत्ति नहीं होती है। इस अवलोकन के आधार पर, उन्होंने निष्कर्ष निकाला कि उत्कृष्ट गैसों के परमाणु स्थिर हैं और इस निष्कर्ष के आधार पर उन्होंने 1916 में संयोजकता के एक सिद्धांत का प्रस्ताव रखा जिसे "संयोजकता के इलेक्ट्रॉनिक सिद्धांत" के रूप में जाना जाता हैः क्वांटम सिद्धांत में व्याख्या परमाणु का क्वांटम सिद्धांत आठ इलेक्ट्रॉनों को एक एस2पी6 इलेक्ट्रॉन विन्यास के साथ एक बंद खोल के रूप में बताता है। एक बंद-कवच विन्यास वह है जिसमें निचले ऊर्जा स्तर पूर्ण होते हैं और उच्च ऊर्जा स्तर खाली होते हैं। उदाहरण के लिए, नियॉन परमाणु की जमीनी अवस्था में एक पूर्ण कोश (2s2 2p6) और एक खाली कोश होता है। अष्टक नियम के अनुसार, आवर्त सारणी में नियॉन से तुरंत पहले और बाद में परमाणु (अर्थात। C, N, O, F, Na, Mg और Al), इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करके, खो कर या साझा करके एक समान विन्यास प्राप्त करते हैं। आर्गन परमाणु में एक अनुरूप 3s2 3p6 विन्यास है। एक खाली 3d स्तर भी है, लेकिन यह 3s और 3p (हाइड्रोजन परमाणु के विपरीत) की तुलना में काफी अधिक ऊर्जा पर है, ताकि 3s2 3p6 को अभी भी रासायनिक उद्देश्यों के लिए एक बंद खोल माना जाए। आर्गन से ठीक पहले और बाद में परमाणु यौगिकों में इस विन्यास को प्राप्त करते हैं। हालाँकि, कुछ हाइपरवैलेन्ट अणु हैं जिनमें 3 डी स्तर बंधन में एक भूमिका निभा सकता है, हालाँकि यह विवादास्पद है (नीचे देखें)। क्वांटम सिद्धांत के अनुसार हीलियम के लिए कोई 1p स्तर नहीं है, इसलिए 1s2 एक बंद खोल है जिसमें कोई p इलेक्ट्रॉन नहीं है। हीलियम (एच और ली) से पहले और बाद के परमाणु एक युगल नियम का पालन करते हैं और हीलियम के समान 1s2 विन्यास रखते हैं। अपवाद कई प्रतिक्रियाशील मध्यवर्ती अस्थिर होते हैं और ऑक्टेट नियम का पालन नहीं करते हैं। इसमें कार्बीन जैसी प्रजातियां, साथ ही मुक्त कण और मिथाइल रेडिकल (CH3) शामिल हैं, जिनमें कार्बन परमाणु पर एक गैर-बंधन कक्षीय में एक युग्मित इलेक्ट्रॉन होता है और उसी कक्षीय में विपरीत स्पिन का कोई इलेक्ट्रॉन नहीं होता है। एक अन्य उदाहरण रेडिकल क्लोरीन मोनोऑक्साइड (सी. एल. ओ.) है जो ओजोन की कमी में शामिल है। ये अणु अक्सर अपने ऑक्टेट को पूरा करने के लिए प्रतिक्रिया करते हैं। बोरेन जैसे इलेक्ट्रॉन की कमी वाले अणु भी ऑक्टेट नियम का पालन नहीं करते हैं, लेकिन धातु बंधन के समान तरीके से डीलोकलाइज्ड इलेक्ट्रॉनों को साझा करते हैं। हालांकि स्थिर विषम-इलेक्ट्रॉन अणुओं और हाइपरवैलेन्ट अणुओं को आमतौर पर ऑक्टेट नियम का उल्लंघन करने के रूप में सिखाया जाता है, एबी इनिशियो आणविक कक्षीय गणना से पता चलता है कि वे बड़े पैमाने पर ऑक्टेट नियम का पालन करते हैं (नीचे तीन-इलेक्ट्रॉन बंधन और हाइपरवैलेन्ट अणु अनुभाग देखें)। तीन-इलेक्ट्रॉन बन्ध कुछ स्थिर आणविक कण (जैसे। नाइट्रिक ऑक्साइड, एन. ओ.) तीन-इलेक्ट्रॉन बंधन के माध्यम से ऑक्टेट विन्यास प्राप्त करता है जो प्रत्येक बंधे हुए परमाणु के ऑक्टेट में एक साझा और एक साझा नहीं किए गए इलेक्ट्रॉन का योगदान देता है। एन. ओ. में, प्रत्येक परमाणु पर ऑक्टेट में तीन-इलेक्ट्रॉन बंधन से दो इलेक्ट्रॉन होते हैं, साथ ही दो-इलेक्ट्रॉन बंधन से चार इलेक्ट्रॉन और अकेले उस परमाणु पर गैर-बंधन इलेक्ट्रॉनों की एक जोड़ी से दो इलेक्ट्रॉन होते हैं। बॉन्ड क्रम 2.5 है, क्योंकि प्रत्येक दो-इलेक्ट्रॉन बॉन्ड को एक बॉन्ड के रूप में गिना जाता है, जबकि तीन-इलेक्ट्रॉन बॉन्ड में केवल एक साझा इलेक्ट्रॉन होता है और इसलिए यह आधा-बॉन्ड से मेल खाता है। डाइऑक्साइड को कभी-कभी साझा इलेक्ट्रॉनों के दो जोड़े वाले दोहरे बंधन (ओ = ओ) के साथ ऑक्टेट नियम का पालन करने के रूप में दर्शाया जाता है। हालांकि इस अणु की जमीनी स्थिति पैरामैग्नेटिक है, जो गैर-युग्मित इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति का संकेत देती है। पॉलिंग ने प्रस्तावित किया कि इस अणु में वास्तव में दो तीन-इलेक्ट्रॉन बंधन और एक सामान्य सहसंयोजक (दो-इलेक्ट्रॉन) बंधन होता है। प्रत्येक परमाणु पर ऑक्टेट में तब प्रत्येक तीन-इलेक्ट्रॉन बंधन से दो इलेक्ट्रॉन होते हैं, साथ ही सहसंयोजक बंधन के दो इलेक्ट्रॉन, साथ ही गैर-बंधन इलेक्ट्रॉनों की एक एकल जोड़ी होती है। बॉन्ड ऑर्डर 1+0.5 + 0.5=2 है। आवर्त सारणी की तीसरी और बाद की पंक्तियों में हाइपरवैलेन्ट अणु मुख्य-समूह तत्व हाइपरकोर्डिनेट या हाइपरवैलेन्ट अणु बना सकते हैं जिसमें केंद्रीय मुख्य-समूह परमाणु चार से अधिक अन्य परमाणुओं जैसे कि फॉस्फोरस पेंटाफ्लोराइड, पी. एफ. 5 और सल्फर हेक्साफ्लोराइड, एस. एफ. 6 से जुड़ा होता है। उदाहरण के लिए, पी. एफ. 5 में, यदि यह माना जाता है कि पाँच वास्तविक सहसंयोजक बंधन हैं जिनमें पाँच अलग-अलग इलेक्ट्रॉन जोड़े साझा किए जाते हैं, तो ऑक्टेट नियम का उल्लंघन करते हुए फॉस्फोरस 10 संयोजकता इलेक्ट्रॉनों से घिरा होगा। क्वांटम यांत्रिकी के शुरुआती दिनों में, पॉलिंग ने प्रस्ताव दिया कि तीसरी पंक्ति के परमाणु एक एस, तीन पी और एक डी कक्षीयों का उपयोग करके पांच बंधन बना सकते हैं, या एक एस, तीन पी और दो डी कक्षीयों का उपयोग करके छह बंधन बना सकते हैं। पाँच बंधन बनाने के लिए, एक एस, तीन पी और एक डी ऑर्बिटल्स मिलकर पाँच एसपी3डी संकर ऑर्बिटल्स बनाते हैं जो प्रत्येक एक हैलोजन परमाणु के साथ एक इलेक्ट्रॉन जोड़ी साझा करते हैं, कुल 10 साझा इलेक्ट्रॉनों के लिए, ऑक्टेट नियम की भविष्यवाणी से दो अधिक। इसी तरह छह बंधन बनाने के लिए, छह sp3d2 संकर कक्षीय 12 साझा इलेक्ट्रॉनों के साथ छह बंधन बनाते हैं। इस मॉडल में खाली डी ऑर्बिटल्स की उपलब्धता का उपयोग इस तथ्य को समझाने के लिए किया जाता है कि फॉस्फोरस और सल्फर जैसे तीसरी पंक्ति के परमाणु चार से अधिक सहसंयोजक बंधन बना सकते हैं, जबकि नाइट्रोजन और ऑक्सीजन जैसे दूसरी पंक्ति के परमाणु ऑक्टेट नियम द्वारा सख्ती से सीमित हैं। हालाँकि अन्य मॉडल ऑक्टेट नियम के अनुसार केवल एस और पी ऑर्बिटल्स का उपयोग करके बंधन का वर्णन करते हैं। पी. एफ. 5 का एक संयोजक बंधन विवरण विभिन्न पी. एफ. 4 + एफ-संरचनाओं के बीच अनुनाद का उपयोग करता है, ताकि प्रत्येक एफ चार संरचनाओं में एक सहसंयोजक बंधन और एक संरचना में एक आयनिक बंधन द्वारा बंधा हो। प्रत्येक अनुनाद संरचना में पी पर आठ संयोजकता इलेक्ट्रॉन होते हैं। एक आणविक कक्षीय सिद्धांत विवरण उच्चतम अधिकृत आणविक कक्षीय को चार अधिकृत बंधन कक्षीयों के अलावा पांच फ्लोरीन परमाणुओं पर स्थानीयकृत एक गैर-बंधन कक्षीय मानता है, इसलिए फिर से फॉस्फोरस पर केवल आठ संयोजकता इलेक्ट्रॉन होते हैं। हाइपरवैलेन्ट अणुओं के लिए ऑक्टेट नियम की वैधता को आगे एबी इनिशियो आणविक कक्षीय गणनाओं द्वारा समर्थित किया जाता है, जो दर्शाता है कि बंधन कक्षीयों में डी कार्यों का योगदान छोटा है। फिर भी, ऐतिहासिक कारणों से, पी, एस, से या आई जैसे तत्वों के आसपास आठ से अधिक इलेक्ट्रॉनों को दर्शाने वाली संरचनाएं अभी भी पाठ्यपुस्तकों और शोध लेखों में आम हैं। रासायनिक बंधन में डी शेल विस्तार की महत्वहीनता के बावजूद, यह अभ्यास संरचनाओं को बड़ी संख्या में औपचारिक आवेशों का उपयोग किए बिना या आंशिक बंधनों का उपयोग किए बिना दिखाने की अनुमति देता है और आई. यू. पी. ए. सी. द्वारा चित्रण की वरीयता में एक सुविधाजनक औपचारिकता के रूप में अनुशंसित किया जाता है जो बंधन को बेहतर ढंग से दर्शाते हैं। दूसरी ओर, Be, B, C, N, O, या F (या H, He, या Li के आसपास दो से अधिक) के आसपास आठ से अधिक इलेक्ट्रॉनों को दिखाना अधिकांश अधिकारियों द्वारा एक त्रुटि माना जाता है। अन्य नियम ऑक्टेट नियम केवल मुख्य-समूह तत्वों पर लागू होता है। अन्य तत्व अन्य इलेक्ट्रॉन गणना नियमों का पालन करते हैं क्योंकि उनके संयोजकता इलेक्ट्रॉन विन्यास मुख्य-समूह तत्वों से अलग होते हैं। इन अन्य नियमों को नीचे दिखाया गया हैः पहले खोल का युगल नियम या डुप्लेट नियम H, He और Li पर लागू होता है-उत्कृष्ट गैस हीलियम के बाहरी खोल में दो इलेक्ट्रॉन होते हैं, जो बहुत स्थिर होते हैं। (चूँकि कोई 1p उपकोश नहीं है, 1s के तुरंत बाद 2s आता है, और इस प्रकार कोश 1 में अधिकतम 2 संयोजकता इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं)। इस स्थिर विन्यास को प्राप्त करने के लिए हाइड्रोजन को केवल एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन की आवश्यकता होती है, जबकि लिथियम को एक खोने की आवश्यकता होती है। संक्रमण धातुओं के लिए, अणु 18-इलेक्ट्रॉन नियम का पालन करते हैं जो बंधन और गैर-बंधन कक्षीय बनाने के लिए संयोजकता d, s और p कक्षीयों के उपयोग से मेल खाता है। हालांकि, मुख्य समूह के तत्वों के लिए ऑक्टेट नियम के विपरीत, संक्रमण धातु 18-इलेक्ट्रॉन नियम का सख्ती से पालन नहीं करते हैं और संयोजकता इलेक्ट्रॉन की गिनती 12 और 18 के बीच भिन्न हो सकती है। लुईस संरचना इलेक्ट्रॉन गिनती संदर्भ रासायनिक बंधन अंगूठे के नियम भी देखें