অষ্টক নিয়ম

[thumb|[কার্বন ডাইঅক্সাইড-এ (CO2) বন্ধন: সকল পরমাণু ৮টি ইলেকট্রন দ্বারা বেষ্টিত থাকে, যা **অষ্টক নিয়ম** পূরণ করে।]]
**অষ্টক নিয়ম** হলো রসায়নের একটি সাধারণ নিয়ম যা এই তত্ত্বকে প্রতিফলিত করে যে, প্রধান-গ্রুপের মৌলসমূহ এমনভাবে বন্ধন গঠন করার প্রবণতা দেখায় যাতে প্রতিটি পরমাণুর যোজ্যতা স্তরে আটটি ইলেকট্রন থাকে, যা এটিকে একটি নিষ্ক্রিয় গ্যাসের সমান ইলেকট্রন বিন্যাস প্রদান করে। নিয়মটি বিশেষ করে কার্বন, নাইট্রোজেন, অক্সিজেন এবং হ্যালোজেনসমূহের ক্ষেত্রে প্রযোজ্য, তবে আরও সাধারণভাবে নিয়মটি পর্যায় সারণীর এস-ব্লক এবং পি-ব্লক-এর জন্য প্রযোজ্য। অন্যান্য মৌলের জন্য অন্যান্য নিয়ম রয়েছে, যেমন হাইড্রোজেন এবং হিলিয়ামের জন্য দ্বৈত নিয়ম এবং অবস্থান্তর ধাতুর জন্য ১৮-ইলেকট্রন নিয়ম।

কার্বন ডাইঅক্সাইডের (CO2) মতো অণুর যোজ্যতা ইলেকট্রনগুলো একটি লুইস ইলেকট্রন ডট ডায়াগ্রাম ব্যবহার করে কল্পনা করা যেতে পারে। সমযোজী বন্ধনের ক্ষেত্রে, দুটি পরমাণুর মধ্যে ভাগ করে নেওয়া ইলেকট্রনগুলো উভয় পরমাণুর অষ্টকের দিকে গণনা করা হয়। কার্বন ডাইঅক্সাইডে প্রতিটি অক্সিজেন কেন্দ্রীয় কার্বনের সাথে চারটি ইলেকট্রন ভাগ করে নেয়, দুটি (লাল রঙে দেখানো হয়েছে) অক্সিজেন নিজেই দেয় এবং দুটি (কালো রঙে দেখানো হয়েছে) কার্বন থেকে আসে। এই চারটি ইলেকট্রন কার্বনের অষ্টক এবং অক্সিজেনের অষ্টক উভয় ক্ষেত্রেই গণনা করা হয়, যাতে উভয় পরমাণুই অষ্টক নিয়ম মেনে চলে বলে ধরা হয়।

## উদাহরণ: সোডিয়াম ক্লোরাইড
ডান

দুটি পরমাণুর মধ্যে আয়নিক বন্ধনের ক্ষেত্রে অষ্টক নিয়মটি সবচেয়ে সহজ, যার একটি হলো কম তড়িৎ ঋণাত্মকতা যুক্ত একটি ধাতু এবং অন্যটি উচ্চ তড়িৎ ঋণাত্মকতা যুক্ত একটি অধাতু। উদাহরণস্বরূপ, সোডিয়াম ধাতু এবং ক্লোরিন গ্যাস মিলে সোডিয়াম ক্লোরাইড তৈরি করে, যা পর্যায়ক্রমিক সোডিয়াম এবং ক্লোরিন নিউক্লিয়াস দ্বারা গঠিত একটি স্ফটিক জালিকা। এই জালিকার অভ্যন্তরে ইলেকট্রনের ঘনত্ব পারমাণবিক স্কেলে গুচ্ছ তৈরি করে, যা নিচে দেওয়া হলো।

একটি বিচ্ছিন্ন ক্লোরিন পরমাণুর (Cl) প্রথম ও দ্বিতীয় ইলেকট্রন স্তরে যথাক্রমে দুটি ও আটটি ইলেকট্রন থাকে, যা নিউক্লিয়াসের কাছে অবস্থিত। তবে, এর তৃতীয় এবং সর্ববহিঃস্থ ইলেকট্রন স্তরে মাত্র সাতটি ইলেকট্রন থাকে। একটি অতিরিক্ত ইলেকট্রন বাইরের ইলেকট্রন স্তরটিকে আটটি ইলেকট্রন দিয়ে সম্পূর্ণরূপে পূর্ণ করবে, যে অবস্থাকে অষ্টক নিয়ম সমর্থন করে। প্রকৃতপক্ষে, ক্লোরাইড আয়ন (Cl&minus;) তৈরি করতে একটি ইলেকট্রন যুক্ত করলে ৩.৬২ ইভি (eV) শক্তি নির্গত হয়। বিপরীতভাবে, অন্য কোনো উদ্বৃত্ত ইলেকট্রন একই স্তরে স্থান পেতে পারে না, বরং এটি নিউক্লিয়াসের চারপাশে চতুর্থ ইলেকট্রন স্তর শুরু করে। তাই অষ্টক নিয়ম একটি কাল্পনিক Cl2&minus; আয়ন গঠন নিষিদ্ধ করে, এবং প্রকৃতপক্ষে এটি কেবল চরম পরিস্থিতিতে একটি প্লাজমা হিসেবে পর্যবেক্ষণ করা হয়েছে।

একটি সোডিয়াম পরমাণুর (Na) সর্ববহিঃস্থ ইলেকট্রন স্তরে মাত্র একটি ইলেকট্রন থাকে, যেখানে প্রথম এবং দ্বিতীয় স্তর যথাক্রমে দুটি এবং আটটি ইলেকট্রন দিয়ে পূর্ণ থাকে। অষ্টক নিয়ম এই সর্ববহিঃস্থ ইলেকট্রন অপসারণ করে Na+ আয়ন গঠনের পক্ষে, যার ইলেকট্রন বিন্যাস ঠিক Cl<sup>&minus;</sup>-এর মতোই। প্রকৃতপক্ষে, সোডিয়াম ক্লোরাইড গঠনের সময় সোডিয়ামকে ক্লোরিনে একটি ইলেকট্রন স্থানান্তর করতে দেখা যায়, ফলে তৈরি হওয়া জালিকাকে Na+ এবং Cl&minus; আয়নের একটি পর্যায়ক্রমিক বিন্যাস হিসেবে বিবেচনা করাই সবচেয়ে ভালো।

সর্ববহিঃস্থ Na ইলেকট্রনটিকে অপসারণ করতে এবং একটি "অষ্টক-অনুমোদিত" অবস্থায় ফিরে যেতে সামান্য পরিমাণ শক্তির প্রয়োজন হয়: ৫.১৪ ইভি। এই শক্তি ক্লোরাইড গঠনের সময় নির্গত ৩.৬২ ইভি শক্তি এবং ধনাত্মক আধানযুক্ত Na+ ও ঋণাত্মক আধানযুক্ত Cl&minus; আয়নগুলির মধ্যকার স্থিরতড়িৎ আকর্ষণ থেকে সরবরাহ করা হয়, যা ৮.১২ ইভি ল্যাটিস শক্তি নির্গত করে। এর বিপরীতে, Na থেকে আরও কোনো ইলেকট্রন অপসারণ করলে সেটি আরও গভীর দ্বিতীয় ইলেকট্রন স্তরে অবস্থান করবে এবং একটি অষ্টক-লঙ্ঘনকারী Na2+ আয়ন তৈরি করবে। ফলস্বরূপ, পরবর্তী অপসারণের জন্য প্রয়োজনীয় দ্বিতীয় আয়নীকরণ শক্তি অনেক বেশি – ৪৭.২৮ ইভি – এবং সংশ্লিষ্ট আয়নটি কেবল চরম পরিস্থিতিতেই লক্ষ্য করা যায়।

## ইতিহাস
[thumb|upright=1.8|[জন নিউল্যান্ডস-এর অষ্টক সূত্র]]

১৮৬৪ সালে, ইংরেজ রসায়নবিদ জন নিউল্যান্ডস পরিচিত বাষট্টিটি মৌলকে তাদের ভৌত বৈশিষ্ট্যের ওপর ভিত্তি করে আটটি গ্রুপে শ্রেণিবদ্ধ করেন।

১৯ শতকের শেষের দিকে, এটি জানা ছিল যে সন্নিবেশ যৌগগুলো (যাকে আগে "আণবিক যৌগ" বলা হত) পরমাণু বা অণুর সংমিশ্রণে এমনভাবে গঠিত হয় যাতে জড়িত পরমাণুগুলোর যোজনী দৃশ্যত সন্তুষ্ট হয়। ১৮৯৩ সালে, আলফ্রেড ওয়ার্নার দেখান যে একটি কেন্দ্রীয় পরমাণুর সাথে যুক্ত পরমাণু বা মূলকের সংখ্যা ("সন্নিবেশ সংখ্যা") প্রায়শই ৪ বা ৬ হয়; সর্বোচ্চ ৮ পর্যন্ত অন্যান্য সন্নিবেশ সংখ্যা জানা থাকলেও তা খুব কম দেখা যেত। ১৯০৪ সালে, রিচার্ড অ্যাবেগ প্রথম দিকের একজন ছিলেন যিনি সন্নিবেশ সংখ্যার ধারণাকে যোজনীর ধারণায় প্রসারিত করেন, যেখানে তিনি পরমাণুগুলোকে ইলেকট্রন দাতা বা গ্রহীতা হিসেবে আলাদা করেন, যা ধনাত্মক এবং ঋণাত্মক যোজনী অবস্থার দিকে পরিচালিত করে এবং এটি আধুনিক জারণ অবস্থার ধারণার সাথে অনেক বেশি সাদৃশ্যপূর্ণ। অ্যাবেগ লক্ষ্য করেন যে তাঁর মডেলে একটি মৌলের সর্বোচ্চ ধনাত্মক ও ঋণাত্মক যোজনীর মধ্যে পার্থক্য প্রায়শই আট হয়। ১৯১৬ সালে, গিলবার্ট এন. লুইস এই অন্তর্দৃষ্টিকে অ্যাবেগের নিয়ম হিসেবে উল্লেখ করেন এবং এটিকে তাঁর কিউবিক্যাল পরমাণু মডেল এবং "আটের নিয়ম" প্রণয়নে সহায়তা করতে ব্যবহার করেন, যা যোজনী এবং যোজ্যতা ইলেকট্রনের মধ্যে পার্থক্য করতে শুরু করে। ১৯১৯ সালে, আরভিং ল্যাংমিউয়র এই ধারণাগুলোকে আরও পরিমার্জিত করেন এবং এদের নতুন নাম দেন "কিউবিক্যাল অক্টেট অ্যাটম" এবং "অক্টেট থিওরি" (অষ্টক তত্ত্ব)। এই "অষ্টক তত্ত্ব"ই পরবর্তীতে বর্তমান "অষ্টক নিয়ম" হিসেবে বিকশিত হয়।

ওয়ালথার কোসেল এবং গিলবার্ট এন. লুইস দেখেন যে সাধারণ অবস্থায় রাসায়নিক বিক্রিয়ায় অংশ নেওয়ার ক্ষেত্রে নিষ্ক্রিয় গ্যাসগুলোর কোনো প্রবণতা নেই। এই পর্যবেক্ষণের ভিত্তিতে, তাঁরা এই সিদ্ধান্তে উপনীত হন যে নিষ্ক্রিয় গ্যাসসমূহের পরমাণু স্থিতিশীল এবং এই সিদ্ধান্তের ভিত্তিতে তাঁরা ১৯১৬ সালে যোজনীর একটি তত্ত্ব প্রস্তাব করেন যা "যোজনীর ইলেকট্রনীয় তত্ত্ব" নামে পরিচিত:

## কোয়ান্টাম তত্ত্বে ব্যাখ্যা

পরমাণুর কোয়ান্টাম তত্ত্ব আটটি ইলেকট্রনকে s2p6 ইলেকট্রন বিন্যাসবিশিষ্ট একটি বদ্ধ শক্তিস্তর হিসেবে ব্যাখ্যা করে। একটি বদ্ধ-স্তরের বিন্যাস হলো এমন একটি বিন্যাস যেখানে নিম্ন-শক্তির স্তরগুলো পূর্ণ থাকে এবং উচ্চতর শক্তির স্তরগুলো খালি থাকে। উদাহরণস্বরূপ, নিয়ন পরমাণুর ভূমি স্তরে একটি পূর্ণ  স্তর (2s22p6) এবং একটি খালি  স্তর রয়েছে। অষ্টক নিয়ম অনুযায়ী, পর্যায় সারণীতে নিয়নের ঠিক আগের এবং পরের পরমাণুসমূহ (অর্থাৎ C, N, O, F, Na, Mg এবং Al) ইলেকট্রন গ্রহণ, বর্জন বা ভাগাভাগির মাধ্যমে একটি অনুরূপ বিন্যাস অর্জন করার প্রবণতা দেখায়।

আর্গন পরমাণুর একটি অনুরূপ 3s23p6 বিন্যাস রয়েছে। এখানে একটি খালি 3d স্তরও রয়েছে, তবে এটি 3s এবং 3p-এর তুলনায় যথেষ্ট উচ্চ শক্তিসম্পন্ন (হাইড্রোজেন পরমাণুর মতো নয়), তাই রাসায়নিক উদ্দেশ্যে 3s23p6-কে এখনও একটি বদ্ধ স্তর হিসেবে বিবেচনা করা হয়। আর্গনের ঠিক আগের এবং পরের পরমাণুসমূহ যৌগ গঠনের সময় এই বিন্যাসটি অর্জনের প্রবণতা দেখায়। তবে কিছু হাইপারভ্যালেন্ট অণু রয়েছে যেখানে 3d স্তর বন্ধন গঠনে অংশ নিতে পারে, যদিও এটি বিতর্কিত (নিচে দেখুন)।

কোয়ান্টাম তত্ত্ব অনুযায়ী হিলিয়ামের জন্য কোনো 1p স্তর নেই, তাই 1s2 হলো কোনো p ইলেকট্রনবিহীন একটি বদ্ধ স্তর। হিলিয়ামের আগের এবং পরের পরমাণুসমূহ (H এবং Li) একটি দ্বৈত নিয়ম অনুসরণ করে এবং হিলিয়ামের মতো একই 1s2 বিন্যাস পাওয়ার প্রবণতা দেখায়।

## ব্যতিক্রম
অনেক সক্রিয় অন্তর্বর্তী সত্তা অষ্টক নিয়ম মেনে চলে না। এগুলোর বেশিরভাগই অস্থিতিশীল, যদিও কিছুকে পৃথক করা যায়।

সাধারণত, অষ্টক নিয়মের লঙ্ঘনগুলো নিম্ন-মাত্রার সন্নিবেশ জ্যামিতি অথবা মূলক (র‍্যাডিকেল) সত্তার ক্ষেত্রে ঘটে। যদিও সাধারণত শেখানো হয় যে হাইপারভ্যালেন্ট অণুগুলো অষ্টক নিয়ম লঙ্ঘন করে, তবে ''অ্যাব ইনিশিও'' (ab initio) গণনা থেকে দেখা যায় যে প্রায় সমস্ত পরিচিত উদাহরণই অষ্টক নিয়ম মেনে চলে। অণুগুলো অনুরণনের মাধ্যমে অনেক ভগ্নাংশিক বন্ধন তৈরি করে (নিচে  দেখুন), কিন্তু প্রতিটি অনুরণন গঠনই অষ্টক নিয়ম মেনে চলে।

### নিম্ন-মাত্রিক জ্যামিতি
ত্রিকোণীয় সমতলীয় সন্নিবেশ জ্যামিতির ক্ষেত্রে, একটি ''p'' অরবিটাল বন্ধন সমতল থেকে বাইরের দিকে মুখ করে থাকে, এবং এটি একটি π বন্ধনে কাছাকাছি পারমাণবিক অরবিটালগুলোর সাথে কেবল অধিক্রমণ করতে পারে। যদি একটি বিচ্ছিন্ন পরমাণুতে সেই *p* অরবিটালটি খালি থাকে, তবে এটি অ্যামিনোবোরেন-এর মতো আন্তঃআণবিক সন্নিবেশ বন্ধনের মাধ্যমে পূর্ণ হতে পারে। তবে কিছু ক্ষেত্রে (যেমন বোরন ট্রাইক্লোরাইড এবং বিভিন্ন বোরেন, ট্রাইফিনাইলমিথেনিয়াম), কাছাকাছি কোনো পূর্ণ অরবিটাল সেই খালি *p* অরবিটালের সাথে কার্যকরভাবে অধিক্রমণ করতে পারে না। এসব ক্ষেত্রে, অরবিটালটি খালি থেকে যায় এবং যৌগটি একটি "ষষ্টক নিয়ম" বা "sextet rule" মেনে চলে। একইভাবে, রৈখিক যৌগগুলোর (যেমন ডাইমিথাইলজিঙ্ক) বন্ধন অক্ষের লম্ব বরাবর দুটি *p* অরবিটাল থাকে এবং এগুলো একটি "চতুষ্টয় নিয়ম" বা "quartet rule" মেনে চলতে পারে। যেকোনো ক্ষেত্রেই, খালি অরক্ষিত অরবিটালগুলো অ্যাডডাক্ট (adducts) আকর্ষণ করার প্রবণতা দেখায়।

### মূলক
মূলকগুলো (র‍্যাডিকেল) একটি স্পিন দিকবিন্যাসে যোজ্যতা স্তরে চারটি স্পিন-আপ ইলেকট্রন নিয়ে অষ্টক নিয়ম পূরণ করে এবং বিপরীত স্পিন দিকবিন্যাসে এটি প্রায় পূরণ করে। তাই, উদাহরণস্বরূপ, মিথাইল মূলকের (CH3) কার্বন পরমাণুর একটি অ-বন্ধন অরবিটালে একটি বিজোড় ইলেকট্রন রয়েছে এবং একই অরবিটালে বিপরীত স্পিনের কোনো ইলেকট্রন নেই। আরেকটি উদাহরণ হলো মূলক ক্লোরিন মনোক্সাইড (ClO•) যা ওজোন ক্ষয়ে জড়িত।

স্থিতিশীল মূলক এমন অবস্থা গ্রহণ করার প্রবণতা দেখায় যেখানে বিজোড় ইলেকট্রনটি অনুরণনের মাধ্যমে ডিলোকালাইজড (স্থানচ্যুত) হতে পারে। এসব ক্ষেত্রে, ১- বা ৩-ইলেকট্রন বন্ধন কাঠামোর মাধ্যমে অষ্টক নিয়মটি পুনরুদ্ধার করা যেতে পারে।

কার্বিন-এর মতো সত্তাগুলোকে তাদের স্পিন অবস্থার ওপর নির্ভর করে দুটি ভিন্ন উপায়ে ব্যাখ্যা করা যেতে পারে। ট্রিপলেট কার্বিনগুলোকে একই পরমাণুতে অবস্থিত দুটি মূলক হিসেবে সবচেয়ে ভালোভাবে বিবেচনা করা যায় এবং এগুলো তাদের স্পিন-আপ দিকবিন্যাসে অষ্টক নিয়ম মেনে চলে। সিংলেট কার্বিনগুলো একটি সমতলীয় গঠন গ্রহণ করার প্রবণতা দেখায়, এবং এগুলো সমতলীয় ষষ্টক নিয়ম মেনে চলে বলে সবচেয়ে ভালোভাবে বিবেচনা করা যায়।

## হাইপারভ্যালেন্ট অণু

পর্যায় সারণীর তৃতীয় এবং পরবর্তী পর্যায়ের প্রধান-গ্রুপের মৌলগুলো হাইপারকোঅর্ডিনেট বা হাইপারভ্যালেন্ট অণু গঠন করতে পারে যেখানে কেন্দ্রীয় প্রধান-গ্রুপ পরমাণুটি চারটির বেশি অন্যান্য পরমাণুর সাথে যুক্ত থাকে, যেমন ফসফরাস পেন্টাফ্লুরাইড (PF5) এবং সালফার হেক্সাফ্লুরাইড (SF6)। উদাহরণস্বরূপ, PF5-এর ক্ষেত্রে, যদি ধরে নেওয়া হয় যে এখানে পাঁচটি প্রকৃত সমযোজী বন্ধন রয়েছে যেখানে পাঁচটি আলাদা ইলেকট্রন জোড় ভাগাভাগি করা হয়েছে, তবে ফসফরাসটি ১০টি যোজ্যতা ইলেকট্রন দ্বারা বেষ্টিত থাকবে যা অষ্টক নিয়মের লঙ্ঘন। কোয়ান্টাম বলবিদ্যার প্রাথমিক যুগে, পাউলিং প্রস্তাব করেছিলেন যে তৃতীয়-পর্যায়ের পরমাণুসমূহ একটি s, তিনটি p এবং একটি d অরবিটাল ব্যবহার করে পাঁচটি বন্ধন গঠন করতে পারে, অথবা একটি s, তিনটি p এবং দুটি d অরবিটাল ব্যবহার করে ছয়টি বন্ধন গঠন করতে পারে। পাঁচটি বন্ধন গঠন করতে, একটি s, তিনটি p এবং একটি d অরবিটাল মিলে পাঁচটি sp3d সংকর অরবিটাল তৈরি করে যার প্রতিটি একটি হ্যালোজেন পরমাণুর সাথে একটি ইলেকট্রন জোড় ভাগাভাগি করে, অর্থাৎ মোট ১০টি ভাগাভাগি করা ইলেকট্রন থাকে যা অষ্টক নিয়মের ভবিষ্যদ্বাণীর চেয়ে দুটি বেশি। একইভাবে ছয়টি বন্ধন গঠন করতে, ছয়টি sp3d2 সংকর অরবিটাল ১২টি ভাগাভাগি করা ইলেকট্রনের সাথে ছয়টি বন্ধন গঠন করে। এই মডেলে খালি d অরবিটালের প্রাপ্যতা এই ঘটনাটি ব্যাখ্যা করতে ব্যবহৃত হয় যে ফসফরাস এবং সালফারের মতো তৃতীয়-পর্যায়ের পরমাণুসমূহ চারটির বেশি সমযোজী বন্ধন গঠন করতে পারে, যেখানে নাইট্রোজেন এবং অক্সিজেনের মতো দ্বিতীয়-পর্যায়ের পরমাণুসমূহ অষ্টক নিয়ম দ্বারা কঠোরভাবে সীমাবদ্ধ।

thumb|500px | center |ফসফরাস পেন্টাফ্লুরাইডের ৫টি অনুরণন গঠন
তবে অন্যান্য মডেল শুধুমাত্র s এবং p অরবিটাল ব্যবহার করে অষ্টক নিয়মের সাথে সামঞ্জস্য রেখে বন্ধনটিকে ব্যাখ্যা করে। PF5-এর একটি যোজনী বন্ধন বর্ণনা বিভিন্ন PF4+ F− কাঠামোর মধ্যে অনুরণন ব্যবহার করে, যাতে প্রতিটি F চারটি কাঠামোতে একটি সমযোজী বন্ধন দ্বারা এবং একটি কাঠামোতে একটি আয়নিক বন্ধন দ্বারা আবদ্ধ থাকে। প্রতিটি অনুরণন কাঠামোতে P-এর উপর আটটি যোজ্যতা ইলেকট্রন থাকে। একটি আণবিক অরবিটাল তত্ত্ব বর্ণনা চারটি অধিকৃত বন্ধন অরবিটালের পাশাপাশি পাঁচটি ফ্লোরিন পরমাণুতে অবস্থিত একটি অ-বন্ধন অরবিটালকে সর্বোচ্চ অধিকৃত আণবিক অরবিটাল হিসেবে বিবেচনা করে, তাই এখানেও ফসফরাসের উপর মাত্র আটটি যোজ্যতা ইলেকট্রন থাকে। হাইপারভ্যালেন্ট অণুগুলোর জন্য অষ্টক নিয়মের বৈধতা *অ্যাব ইনিশিও* আণবিক অরবিটাল গণনা দ্বারা আরও সমর্থিত হয়, যা দেখায় যে বন্ধন অরবিটালগুলোতে d ফাংশনগুলোর অবদান খুবই সামান্য।

তা সত্ত্বেও, ঐতিহাসিক কারণে, P, S, Se বা I-এর মতো মৌলগুলোর চারপাশে আটটির বেশি ইলেকট্রন নির্দেশকারী গঠনগুলো এখনও পাঠ্যপুস্তক এবং গবেষণামূলক নিবন্ধগুলোতে প্রচলিত। রাসায়নিক বন্ধনে d স্তরের সম্প্রসারণের গুরুত্বহীনতা সত্ত্বেও, এই অনুশীলনটি প্রচুর সংখ্যক প্রথাগত আধান (formal charge) বা আংশিক বন্ধন ব্যবহার না করেই গঠনগুলোকে দেখানোর অনুমতি দেয় এবং এটি IUPAC কর্তৃক একটি সুবিধাজনক পদ্ধতি হিসেবে সুপারিশকৃত। অন্যদিকে, Be, B, C, N, O, বা F-এর চারপাশে আটটির বেশি ইলেকট্রন (বা H, He, বা Li-এর চারপাশে দুটির বেশি) দেখানোকে বেশিরভাগ কর্তৃপক্ষ একটি ত্রুটি বলে মনে করে। বিশেষত, পঞ্চযোজী N-এর পরিবর্তে চতুর্যোজী N+ লেখা হয় (যেমন H−O−N(=O)=O নয় বরং H−O−N+(=O)−O−)।

## অন্যান্য নিয়ম
অষ্টক নিয়মটি কেবল প্রধান-গ্রুপের মৌলসমূহের ক্ষেত্রেই প্রযোজ্য। অন্যান্য মৌলসমূহ অন্যান্য ইলেকট্রন গণনার নিয়ম অনুসরণ করে কারণ তাদের যোজ্যতা ইলেকট্রন বিন্যাস প্রধান-গ্রুপের মৌলগুলোর থেকে আলাদা। এই অন্যান্য নিয়মগুলো নিচে দেখানো হলো:

* প্রথম স্তরের **দ্বৈত নিয়ম** (duet/duplet rule) H, He এবং Li-এর ক্ষেত্রে প্রযোজ্য— নিষ্ক্রিয় গ্যাস হিলিয়ামের বাইরের স্তরে দুটি ইলেকট্রন থাকে, যা অত্যন্ত স্থিতিশীল। (যেহেতু কোনো 1*p* উপস্তর নেই, তাই 1*s*-এর ঠিক পরেই 2*s* আসে, এবং এইভাবে ১ নম্বর স্তরে সর্বোচ্চ ২টি যোজ্যতা ইলেকট্রন থাকতে পারে)। এই স্থিতিশীল বিন্যাসটি অর্জনের জন্য হাইড্রোজেনের কেবল একটি অতিরিক্ত ইলেকট্রনের প্রয়োজন হয়, যেখানে লিথিয়ামকে একটি ইলেকট্রন হারাতে হয়।
* অবস্থান্তর ধাতুর ক্ষেত্রে, অণুসমূহ সাধারণত **[[১৮-ইলেকট্রন নিয়ম]]** মেনে চলার প্রবণতা দেখায়, যা বন্ধন এবং অ-বন্ধন অরবিটাল গঠনের জন্য যোজ্যতা *d*, *s* এবং *p* অরবিটালগুলোর ব্যবহারের সাথে সামঞ্জস্যপূর্ণ। তবে, প্রধান-গ্রুপের মৌলগুলোর জন্য অষ্টক নিয়মের মতো অবস্থান্তর ধাতুগুলো কঠোরভাবে ১৮-ইলেকট্রন নিয়ম মেনে চলে না এবং যোজ্যতা ইলেকট্রনের সংখ্যা ১২ থেকে ১৮ এর মধ্যে পরিবর্তিত হতে পারে।

## তথ্যসূত্র

বিষয়শ্রেণী:রাসায়নিক বন্ধন
বিষয়শ্রেণী:সাধারণ নিয়ম