Octet rule
ஆக்செட் விதி என்பது ஒரு வேதியியல் விதியாகும், இது முக்கிய குழு கூறுகள் ஒவ்வொரு அணுவும் அதன் வேலன்ஸ் ஷெல்லில் எட்டு எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டிருக்கும் வகையில் பிணைக்க முனைகின்றன என்ற கோட்பாட்டை பிரதிபலிக்கிறது, இது ஒரு உன்னத வாயுவின் அதே மின்னணு கட்டமைப்பை வழங்குகிறது. இந்த விதி குறிப்பாக கார்பன், நைட்ரஜன், ஆக்ஸிஜன் மற்றும் ஆலஜன்களுக்கு பொருந்தும்; இருப்பினும் பொதுவாக இந்த விதி கால அட்டவணையின் எஸ்-பிளாக் மற்றும் பி-பிளாக்கிற்கு பொருந்தும். ஹைட்ரஜன் மற்றும் ஹீலியத்திற்கான இரட்டை விதி அல்லது இடைநிலை உலோகங்களுக்கான 18-எலக்ட்ரான் விதி போன்ற பிற உறுப்புகளுக்கு பிற விதிகள் உள்ளன. கார்பன் டை ஆக்சைடின் வலதுபுறத்தில் காட்டப்பட்டுள்ளபடி லூயிஸ் எலக்ட்ரான் புள்ளி வரைபடத்தைப் பயன்படுத்தி வேலன்ஸ் எலக்ட்ரான்களைக் கணக்கிடலாம். சகப்பிணைப்பில் இரண்டு அணுக்களால் பகிர்ந்து கொள்ளப்படும் எலக்ட்ரான்கள் இரண்டு முறை கணக்கிடப்படுகின்றன, ஒவ்வொரு அணுவிற்கும் ஒரு முறை. கார்பன் டை ஆக்சைடில் ஒவ்வொரு ஆக்ஸிஜனும் மைய கார்பனுடன் நான்கு எலக்ட்ரான்களைப் பகிர்ந்து கொள்கிறது, ஆக்ஸிஜனில் இருந்து இரண்டு (சிவப்பு நிறத்தில் காட்டப்பட்டுள்ளது) மற்றும் கார்பனில் இருந்து இரண்டு (கருப்பு நிறத்தில் காட்டப்பட்டுள்ளது). இந்த நான்கு எலக்ட்ரான்களும் கார்பன் ஆக்செட் மற்றும் ஆக்ஸிஜன் ஆக்செட் இரண்டிலும் கணக்கிடப்படுகின்றன, இதனால் இரண்டு அணுக்களும் ஆக்செட் விதிக்குக் கட்டுப்படுவதாகக் கருதப்படுகின்றன. எடுத்துக்காட்டுஃ சோடியம் குளோரைடு (NaCl) அயனி பிணைப்பு அணுக்களின் ஜோடிகளுக்கு இடையில் பொதுவானது, இதில் ஒரு ஜோடி குறைந்த எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டி கொண்ட உலோகம் (சோடியம் போன்றவை) மற்றும் இரண்டாவது உயர் எலக்ட்ரோநெக்டிவிட்டி கொண்ட உலோகமற்றது (குளோரின் போன்றவை). ஒரு குளோரின் அணு அதன் மூன்றாவது மற்றும் வெளிப்புற எலக்ட்ரான் ஷெல்லில் ஏழு எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டுள்ளது, முதல் மற்றும் இரண்டாவது ஷெல்ல்கள் முறையே இரண்டு மற்றும் எட்டு எலக்ட்ரான்களால் நிரப்பப்படுகின்றன. குளோரினின் முதல் எலக்ட்ரான் இணைப்பு (குளோரின் ஒரு எலக்ட்ரானைப் பெற்று Cl− ஐ உருவாக்கும் போது ஆற்றல் வெளியீடு) குளோரின் அணுக்களின் ஒரு மோலுக்கு 349 kJ ஆகும். இரண்டாவது எலக்ட்ரானைச் சேர்த்து ஒரு கற்பனையான சிஎல்2-ஐ உருவாக்குவதற்கு ஆற்றல் தேவைப்படும், இது ஒரு இரசாயனப் பிணைப்பை உருவாக்குவதன் மூலம் மீட்டெடுக்க முடியாத ஆற்றல் ஆகும். இதன் விளைவாக, குளோரின் பெரும்பாலும் ஒரு சேர்மத்தை உருவாக்கும், அதில் அதன் வெளிப்புற ஷெல்லில் எட்டு எலக்ட்ரான்கள் (ஒரு முழுமையான ஆக்செட்) இருக்கும், இது Cl− இல் உள்ளது. ஒரு சோடியம் அணு அதன் வெளிப்புற எலக்ட்ரான் ஷெல்லில் ஒற்றை எலக்ட்ரானைக் கொண்டுள்ளது, முதல் மற்றும் இரண்டாவது ஷெல்ல்கள் முறையே இரண்டு மற்றும் எட்டு எலக்ட்ரான்களால் நிரம்பியுள்ளன. இந்த வெளிப்புற எலக்ட்ரானை அகற்றுவதற்கு முதல் அயனியாக்கம் ஆற்றல் மட்டுமே தேவைப்படுகிறது, இது + 495.8 kJ ஒரு மோலுக்கு சோடியம் அணுக்கள், ஒரு சிறிய அளவு ஆற்றல். இதற்கு மாறாக, இரண்டாவது எலக்ட்ரான் ஆழமான இரண்டாவது எலக்ட்ரான் ஷெல்லில் வாழ்கிறது, மேலும் அதை அகற்றுவதற்குத் தேவையான இரண்டாவது அயனியாக்க ஆற்றல் மிகப் பெரியதுஃ ஒரு மோலுக்கு + 4562 kJ ஆகும். இவ்வாறு சோடியம், பெரும்பாலான சந்தர்ப்பங்களில், ஒரு ஒற்றை எலக்ட்ரானை இழந்த ஒரு சேர்மத்தை உருவாக்கும் மற்றும் எட்டு எலக்ட்ரான்கள் அல்லது ஆக்செட்டுடன் ஒரு முழு வெளிப்புற ஷெல்லைக் கொண்டிருக்கும். சோடியம் அணுவிலிருந்து குளோரின் அணுவுக்கு ஒரு எலக்ட்ரானை மாற்றுவதற்குத் தேவையான ஆற்றல் (சோடியத்தின் முதல் அயனியாக்க ஆற்றல் மற்றும் குளோரின் எலக்ட்ரான் இணைப்பின் வேறுபாடு) சிறியதுஃ + 495.8 −349 = + 147 kJ mol−1. இந்த ஆற்றல் சோடியம் குளோரைடின் லட்டீஸ் ஆற்றலால் எளிதில் ஈடுசெய்யப்படுகிறதுஃ −783 kJ mol−1. இது இந்த வழக்கில் ஆக்செட் விதியின் விளக்கத்தை நிறைவு செய்கிறது. 1864 ஆம் ஆண்டில், ஆங்கிலேய வேதியியலாளர் ஜான் நியூலேண்ட்ஸ் அறியப்பட்ட அறுபத்திரண்டு தனிமங்களை அவற்றின் இயற்பியல் பண்புகளின் அடிப்படையில் எட்டு குழுக்களாக வகைப்படுத்தினார். 19 ஆம் நூற்றாண்டின் பிற்பகுதியில், ஒருங்கிணைப்பு சேர்மங்கள் (முன்பு "மூலக்கூறு சேர்மங்கள்" என்று அழைக்கப்பட்டன) அணுக்கள் அல்லது மூலக்கூறுகளின் கலவையால் உருவாக்கப்பட்டன என்று அறியப்பட்டது. 1893 ஆம் ஆண்டில், ஆல்ஃபிரட் வெர்னர் ஒரு மைய அணுவுடன் ("ஒருங்கிணைப்பு எண்") தொடர்புடைய அணுக்கள் அல்லது குழுக்களின் எண்ணிக்கை பெரும்பாலும் 4 அல்லது 6 என்று காட்டினார்; அதிகபட்சம் 8 வரை உள்ள பிற ஒருங்கிணைப்பு எண்கள் அறியப்பட்டன, ஆனால் குறைவாகவே உள்ளன. 1904 ஆம் ஆண்டில், ரிச்சர்ட் அபேக் ஒருங்கிணைப்பு எண் என்ற கருத்தை வேலன்ஸ் என்ற கருத்துக்கு விரிவுபடுத்திய முதல் நபர்களில் ஒருவராக இருந்தார், அதில் அவர் அணுக்களை எலக்ட்ரான் நன்கொடையாளர்கள் அல்லது ஏற்பிகள் என்று வேறுபடுத்தினார், இது ஆக்ஸிஜனேற்ற நிலைகளின் நவீன கருத்தை பெரிதும் ஒத்திருக்கும் நேர்மறை மற்றும் எதிர்மறை வேலன்ஸ் நிலைகளுக்கு வழிவகுத்தது. தனது மாதிரியின் கீழ் ஒரு தனிமத்தின் அதிகபட்ச நேர்மறை மற்றும் எதிர்மறை இணைப்புகளுக்கு இடையிலான வேறுபாடு அடிக்கடி எட்டு என்று அபேக் குறிப்பிட்டார். 1916 ஆம் ஆண்டில், கில்பர்ட் என். லூயிஸ் இந்த நுண்ணறிவை அபேக்கின் விதி என்று குறிப்பிட்டார், மேலும் அவரது கனசதுர அணு மாதிரியையும் "எட்டு விதி" யையும் உருவாக்க உதவுவதற்காக அதைப் பயன்படுத்தினார், இது வேலன்ஸ் மற்றும் வேலன்ஸ் எலக்ட்ரான்களை வேறுபடுத்திப் பார்க்கத் தொடங்கியது. 1919 ஆம் ஆண்டில், இர்விங் லாங்முயர் இந்த கருத்துக்களை மேலும் செம்மைப்படுத்தி, அவற்றை "கியூபிகல் ஆக்செட் அணு" மற்றும் "ஆக்செட் கோட்பாடு" என்று மறுபெயரிட்டார். "ஆக்செட் கோட்பாடு" இப்போது "ஆக்செட் விதி" என்று அழைக்கப்படுகிறது. வால்தர் கோஸல் மற்றும் கில்பர்ட் என். லூயிஸ் ஆகியோர் உன்னத வாயுக்கள் சாதாரண நிலைமைகளின் கீழ் இரசாயன எதிர்வினைகளில் பங்கேற்கும் போக்கைக் கொண்டிருக்கவில்லை என்பதைக் கண்டனர். இந்த அவதானிப்பின் அடிப்படையில், உன்னத வாயுக்களின் அணுக்கள் நிலையானவை என்று அவர்கள் முடிவு செய்தனர், இந்த முடிவின் அடிப்படையில் அவர்கள் 1916 இல் "மின்னணு இணைப்புக் கோட்பாடு" என்று அழைக்கப்படும் இணைப்புக் கோட்பாட்டை முன்மொழிந்தனர்ஃ குவாண்டம் கோட்பாட்டில் விளக்கம் அணுவின் குவாண்டம் கோட்பாடு எட்டு எலக்ட்ரான்களை ஒரு s2p6 எலக்ட்ரான் உள்ளமைவுடன் ஒரு மூடிய ஷெல் என்று விளக்குகிறது. ஒரு மூடிய-ஷெல் உள்ளமைவு என்பது தாழ்வான ஆற்றல் நிலைகள் நிரம்பியிருக்கும் மற்றும் அதிக ஆற்றல் நிலைகள் காலியாக இருக்கும். எடுத்துக்காட்டாக, நியான் அணு தரை நிலையில் ஒரு முழு ஷெல் (2s2 2p6) மற்றும் ஒரு வெற்று ஷெல் உள்ளது. ஆக்செட் விதியின்படி, கால அட்டவணையில் நியானுக்கு முன்னும் பின்னும் அணுக்கள் (அதாவது. சி, என், ஓ, எஃப், நா, எம்ஜி மற்றும் அல்), எலக்ட்ரான்களைப் பெறுவதன் மூலமோ, இழப்பதன் மூலமோ அல்லது பகிர்வதன் மூலமோ இதேபோன்ற கட்டமைப்பை அடைய முனைகின்றன. ஆர்கான் அணு ஒரு ஒத்த 3s2 3p6 கட்டமைப்பைக் கொண்டுள்ளது. ஒரு வெற்று 3d மட்டமும் உள்ளது, ஆனால் இது 3s மற்றும் 3p ஐ விட கணிசமாக அதிக ஆற்றலில் உள்ளது (ஹைட்ரஜன் அணுவைப் போலல்லாமல்), இதனால் 3s2 3p6 இன்னும் இரசாயன நோக்கங்களுக்காக ஒரு மூடிய ஷெல் என்று கருதப்படுகிறது. ஆர்கானுக்கு முன்னும் பின்னும் உடனடியாக அணுக்கள் இந்த கட்டமைப்பை சேர்மங்களில் அடைய முனைகின்றன. இருப்பினும், சில ஹைபர்வாலன்ட் மூலக்கூறுகள் உள்ளன, இதில் 3d நிலை பிணைப்பில் ஒரு பங்கைக் கொண்டிருக்கலாம், இருப்பினும் இது சர்ச்சைக்குரியது (கீழே காண்க). குவாண்டம் கோட்பாட்டின் படி ஹீலியத்திற்கு 1p நிலை இல்லை, எனவே 1s2 என்பது p எலக்ட்ரான்கள் இல்லாத ஒரு மூடிய ஷெல் ஆகும். ஹீலியத்திற்கு முன்னும் பின்னும் உள்ள அணுக்கள் (H மற்றும் Li) ஒரு டூயட் விதியைப் பின்பற்றுகின்றன மற்றும் ஹீலியத்தைப் போலவே 1s2 கட்டமைப்பைக் கொண்டுள்ளன. விதிவிலக்குகள் பல எதிர்வினை இடைத்தரகர்கள் நிலையற்றவை மற்றும் ஆக்செட் விதிக்குக் கீழ்ப்படியவில்லை. கார்பன் அணுவில் பிணைக்கப்படாத சுற்றுப்பாதையில் இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரானைக் கொண்ட கார்பன்கள், ஃப்ரீ ரேடிக்கல்கள் மற்றும் மெத்தில் ரேடிக்கல்கள் (சிஎச்3) போன்ற இனங்கள் இதில் அடங்கும், மேலும் ஒரே சுற்றுப்பாதையில் எதிர் சுழற்சியின் எலக்ட்ரான் இல்லை. மற்றொரு உதாரணம் ஓசோன் சிதைவில் ஈடுபடும் ரேடிக்கல் குளோரின் மோனாக்சைடு (சி. எல். ஓ) ஆகும். இந்த மூலக்கூறுகள் பெரும்பாலும் வினைபுரிந்து அவற்றின் ஆக்ட்டட்டை நிறைவு செய்கின்றன. போரேன்கள் போன்ற எலக்ட்ரான் குறைபாடுள்ள மூலக்கூறுகளும் ஆக்செட் விதிக்குக் கீழ்ப்படியவில்லை, ஆனால் உலோகப் பிணைப்பைப் போலவே இடப்பெயர்ச்சி செய்யப்பட்ட எலக்ட்ரான்களைப் பகிர்ந்து கொள்கின்றன. நிலையான ஒற்றைப்படை-எலக்ட்ரான் மூலக்கூறுகள் மற்றும் ஹைபர்வாலன்ட் மூலக்கூறுகள் பொதுவாக ஆக்செட் விதியை மீறுவதாக கற்பிக்கப்பட்டாலும், ஏபி இன்ஷியோ மூலக்கூறு சுற்றுப்பாதை கணக்கீடுகள் அவை பெரும்பாலும் ஆக்செட் விதிக்குக் கீழ்ப்படிகின்றன என்பதைக் காட்டுகின்றன (கீழே உள்ள மூன்று எலக்ட்ரான் பிணைப்புகள் மற்றும் ஹைபர்வாலன்ட் மூலக்கூறுகள் பிரிவுகளைப் பார்க்கவும்). மூன்று எலக்ட்ரான் பிணைப்புகள் சில நிலையான மூலக்கூறு ரேடிக்கல்கள் (எ. கா. நைட்ரிக் ஆக்சைடு, NO) மூன்று எலக்ட்ரான் பிணைப்பின் மூலம் ஆக்செட் உள்ளமைவுகளைப் பெறுகிறது, இது பிணைக்கப்பட்ட ஒவ்வொரு அணுவின் ஆக்செட்டுக்கும் ஒரு பகிரப்பட்ட மற்றும் ஒரு பகிரப்படாத எலக்ட்ரானை பங்களிக்கிறது. NO இல், ஒவ்வொரு அணுவிலும் உள்ள ஆக்செட் மூன்று எலக்ட்ரான் பிணைப்பிலிருந்து இரண்டு எலக்ட்ரான்களையும், இரண்டு இரண்டு எலக்ட்ரான் பிணைப்புகளிலிருந்து நான்கு எலக்ட்ரான்களையும், அந்த அணுவில் மட்டும் பிணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான்களின் ஒரு ஜோடியிலிருந்து இரண்டு எலக்ட்ரான்களையும் கொண்டுள்ளது. பிணைப்பு வரிசை 2.5 ஆகும், ஏனெனில் ஒவ்வொரு இரண்டு எலக்ட்ரான் பிணைப்பும் ஒரு பிணைப்பாகக் கணக்கிடப்படுகிறது, அதே நேரத்தில் மூன்று எலக்ட்ரான் பிணைப்பு ஒரே ஒரு பகிரப்பட்ட எலக்ட்ரானைக் கொண்டுள்ளது, எனவே அரை பிணைப்புக்கு ஒத்திருக்கிறது. இரண்டு ஜோடி பகிரப்பட்ட எலக்ட்ரான்களைக் கொண்ட இரட்டைப் பிணைப்புடன் (O = O) ஆக்செட் விதிக்குக் கீழ்ப்படிவதாகக் டைஆக்சிஜன் சில நேரங்களில் குறிப்பிடப்படுகிறது. இருப்பினும் இந்த மூலக்கூறின் தரை நிலை பாரா காந்தமானது, இது இணைக்கப்படாத எலக்ட்ரான்களின் இருப்பைக் குறிக்கிறது. இந்த மூலக்கூறு உண்மையில் இரண்டு மூன்று எலக்ட்ரான் பிணைப்புகளையும் ஒரு சாதாரண சகப்பிணைப்பையும் (இரண்டு எலக்ட்ரான்) கொண்டுள்ளது என்று பாலிங் முன்மொழிந்தார். ஒவ்வொரு அணுவிலும் உள்ள ஆக்செட் பின்னர் ஒவ்வொரு மூன்று எலக்ட்ரான் பிணைப்பிலிருந்தும் இரண்டு எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டுள்ளது, மேலும் சகப்பிணைப்பின் இரண்டு எலக்ட்ரான்கள், மேலும் ஒரு ஒற்றை ஜோடி பிணைப்பு அல்லாத எலக்ட்ரான்கள் உள்ளன. பத்திர வரிசை 1+0.5 + 0.5=2 ஆகும். கால அட்டவணையின் மூன்றாவது மற்றும் பிந்தைய வரிசைகளில் உள்ள ஹைபர் வாலன்ட் மூலக்கூறுகள் ஹைபர் கோஆர்டினேட் அல்லது ஹைபர் வாலன்ட் மூலக்கூறுகளை உருவாக்கலாம், இதில் மைய முக்கிய குழு அணு பாஸ்பரஸ் பென்டஃப்ளூரைடு, பி. எஃப் 5 மற்றும் சல்பர் ஹெக்ஸாஃப்ளூரைடு, எஸ். எஃப் 6 போன்ற நான்குக்கும் மேற்பட்ட அணுக்களுடன் பிணைக்கப்பட்டுள்ளது. எடுத்துக்காட்டாக, PF5 இல், ஐந்து தனித்துவமான எலக்ட்ரான் ஜோடிகள் பகிரப்படும் ஐந்து உண்மையான சகப்பிணைப்புகள் இருப்பதாகக் கருதப்பட்டால், பாஸ்பரஸ் ஆக்செட் விதியை மீறி 10 வேலன்ஸ் எலக்ட்ரான்களால் சூழப்படும். குவாண்டம் இயக்கவியலின் ஆரம்ப நாட்களில், மூன்றாம் வரிசை அணுக்கள் ஒரு s, மூன்று p மற்றும் ஒரு d சுற்றுப்பாதைகளைப் பயன்படுத்தி ஐந்து பிணைப்புகளை உருவாக்க முடியும் அல்லது ஒரு s, மூன்று p மற்றும் இரண்டு d சுற்றுப்பாதைகளைப் பயன்படுத்தி ஆறு பிணைப்புகளை உருவாக்க முடியும் என்று பாலிங் முன்மொழிந்தார். ஐந்து பிணைப்புகளை உருவாக்க, ஒன்று s, மூன்று p மற்றும் ஒரு d சுற்றுப்பாதைகள் ஒன்றிணைந்து ஐந்து sp3d கலப்பு சுற்றுப்பாதைகளை உருவாக்குகின்றன, அவை ஒவ்வொன்றும் ஒரு எலக்ட்ரான் ஜோடியை ஒரு ஆலசன் அணுவுடன் பகிர்ந்து கொள்கின்றன, மொத்தம் 10 பகிரப்பட்ட எலக்ட்ரான்களுக்கு, ஆக்செட் விதி கணிப்பதை விட இரண்டு அதிகம். இதேபோல் ஆறு பிணைப்புகளை உருவாக்க, ஆறு sp3d2 கலப்பு சுற்றுப்பாதைகள் 12 பகிரப்பட்ட எலக்ட்ரான்களுடன் ஆறு பிணைப்புகளை உருவாக்குகின்றன. இந்த மாதிரியில் வெற்று d சுற்றுப்பாதைகளின் கிடைக்கும் தன்மை மூன்றாம் வரிசை அணுக்களான பாஸ்பரஸ் மற்றும் கந்தகம் நான்குக்கும் மேற்பட்ட சகப்பிணைப்புகளை உருவாக்க முடியும் என்ற உண்மையை விளக்க பயன்படுகிறது, அதே நேரத்தில் நைட்ரஜன் மற்றும் ஆக்ஸிஜன் போன்ற இரண்டாவது வரிசை அணுக்கள் ஆக்செட் விதியால் கண்டிப்பாக கட்டுப்படுத்தப்படுகின்றன. இருப்பினும் மற்ற மாதிரிகள் ஆக்செட் விதிக்கு இணங்க s மற்றும் p சுற்றுப்பாதைகளை மட்டுமே பயன்படுத்தி பிணைப்பை விவரிக்கின்றன. PF5 இன் வேலன்ஸ் பிணைப்பு விளக்கம் வெவ்வேறு PF4 + F− கட்டமைப்புகளுக்கு இடையிலான அதிர்வைப் பயன்படுத்துகிறது, இதனால் ஒவ்வொரு F யும் நான்கு கட்டமைப்புகளில் ஒரு சகப்பிணைப்பு மற்றும் ஒரு கட்டமைப்பில் ஒரு அயனி பிணைப்பால் பிணைக்கப்படுகிறது. ஒரு மூலக்கூறு சுற்றுப்பாதை கோட்பாட்டின் விளக்கப்படி, நான்கு ஆக்கிரமிக்கப்பட்ட பிணைப்பு சுற்றுப்பாதைகளுக்கு கூடுதலாக, ஐந்து ஃப்ளோரின் அணுக்களில் உள்ளூர்மயமாக்கப்பட்ட பிணைப்பு அல்லாத சுற்றுப்பாதையாக மிக உயர்ந்த ஆக்கிரமிக்கப்பட்ட மூலக்கூறு சுற்றுப்பாதையை கருதுகிறது, எனவே மீண்டும் பாஸ்பரஸ் மீது எட்டு இணைவு எலக்ட்ரான்கள் மட்டுமே உள்ளன. ஹைபர்வாலன்ட் மூலக்கூறுகளுக்கான ஆக்செட் விதியின் செல்லுபடியாகும் தன்மை ஏபி இன்ஷியோ மூலக்கூறு சுற்றுப்பாதை கணக்கீடுகளால் மேலும் ஆதரிக்கப்படுகிறது, இது பிணைப்பு சுற்றுப்பாதைகளுக்கு டி செயல்பாடுகளின் பங்களிப்பு சிறியது என்பதைக் காட்டுகிறது. ஆயினும்கூட, வரலாற்று காரணங்களுக்காக, பி, எஸ், சே அல்லது ஐ போன்ற உறுப்புகளைச் சுற்றி எட்டு எலக்ட்ரான்களைக் குறிக்கும் கட்டமைப்புகள் பாடப்புத்தகங்கள் மற்றும் ஆராய்ச்சி கட்டுரைகளில் இன்னும் பொதுவானவை. இரசாயனப் பிணைப்பில் டி ஷெல் விரிவாக்கத்தின் முக்கியத்துவம் இல்லாவிட்டாலும், இந்த நடைமுறை அதிக எண்ணிக்கையிலான முறையான கட்டணங்களைப் பயன்படுத்தாமலோ அல்லது பகுதிப் பிணைப்புகளைப் பயன்படுத்தாமலோ கட்டமைப்புகளைக் காட்ட அனுமதிக்கிறது, மேலும் பிணைப்பை சிறப்பாகப் பிரதிபலிக்கும் சித்தரிப்புகளை விட ஐ. யு. பி. ஏ. சி ஒரு வசதியான சம்பிரதாயமாக பரிந்துரைக்கிறது. மறுபுறம், Be, B, C, N, O அல்லது F ஐச் சுற்றி எட்டுக்கும் மேற்பட்ட எலக்ட்ரான்களைக் காண்பிப்பது (அல்லது H, He அல்லது Li ஐச் சுற்றி இரண்டுக்கும் மேற்பட்டவை) பெரும்பாலான அதிகாரிகளால் ஒரு பிழையாகக் கருதப்படுகிறது. பிற விதிகள் ஆக்ட்டட் விதி பிரதான குழு கூறுகளுக்கு மட்டுமே பொருந்தும். மற்ற உறுப்புகள் மற்ற எலக்ட்ரான் எண்ணும் விதிகளைப் பின்பற்றுகின்றன, ஏனெனில் அவற்றின் வேலன்ஸ் எலக்ட்ரான் உள்ளமைவுகள் முக்கிய குழு கூறுகளிலிருந்து வேறுபட்டவை. இந்த மற்ற விதிகள் கீழே காட்டப்பட்டுள்ளனஃ முதல் ஷெல்லின் டூயட் விதி அல்லது டுப்லெட் விதி H, He மற்றும் Li க்கு பொருந்தும்-உன்னதமான வாயு ஹீலியம் அதன் வெளிப்புற ஷெல்லில் இரண்டு எலக்ட்ரான்களைக் கொண்டுள்ளது, இது மிகவும் நிலையானது. (1p சப்ஷெல் இல்லாததால், 1s உடனடியாக 2s ஆல் பின்பற்றப்படுகிறது, இதனால் ஷெல் 1 அதிகபட்சம் 2 வேலன்ஸ் எலக்ட்ரான்களை மட்டுமே கொண்டிருக்க முடியும்). இந்த நிலையான கட்டமைப்பை அடைய ஹைட்ரஜனுக்கு ஒரு கூடுதல் எலக்ட்ரான் மட்டுமே தேவைப்படுகிறது, அதே நேரத்தில் லித்தியம் ஒன்றை இழக்க வேண்டும். இடைநிலை உலோகங்களைப் பொறுத்தவரை, மூலக்கூறுகள் 18-எலக்ட்ரான் விதிக்குக் கீழ்ப்படிய முனைகின்றன, இது பிணைப்பு மற்றும் பிணைப்பு அல்லாத சுற்றுப்பாதைகளை உருவாக்க இணைவு d, s மற்றும் p சுற்றுப்பாதைகளின் பயன்பாட்டிற்கு ஒத்திருக்கிறது. இருப்பினும், பிரதான-குழு உறுப்புகளுக்கான ஆக்செட் விதியைப் போலல்லாமல், இடைநிலை உலோகங்கள் 18-எலக்ட்ரான் விதிக்கு கண்டிப்பாகக் கீழ்ப்படியவில்லை, மேலும் வேலன்ஸ் எலக்ட்ரான் எண்ணிக்கை 12 முதல் 18 வரை மாறுபடும். மேலும் காண்க லூயிஸ் கட்டமைப்பு எலக்ட்ரான் எண்ணும் குறிப்புகள் கெமிக்கல் பிணைப்பு கட்டைவிரல் விதிகள்