• अष्टक नियम क्या है?
• अष्टक नियम के उदाहरण
• अष्टक नियम के अपवाद
• अष्टक नियम और लुईस संरचना

हम बताते हैं कि रसायन शास्त्र में अष्टक नियम क्या है, इसके निर्माता कौन थे, उदाहरण और अपवाद। इसके अलावा, लुईस संरचना।

अणु स्थिर होते हैं जब प्रत्येक परमाणु के अंतिम ऊर्जा स्तर पर 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं।

अष्टक नियम क्या है?

में रसायन विज्ञान, को ऑक्टेट नियम या ऑक्टेट सिद्धांत के रूप में जाना जाता है, जिस तरह से परमाणुओं के तरीके की व्याख्या की जाती है रासायनिक तत्व यह जोड़ती है।

यह सिद्धांत 1917 में अमेरिकी रासायनिक भौतिक विज्ञानी गिल्बर्ट एन. लुईस (1875-1946) द्वारा प्रतिपादित किया गया था और बताता है कि परमाणुओं विभिन्न तत्वों में से आमतौर पर आठ का पता लगाकर एक स्थिर इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन बनाए रखा जाता है इलेक्ट्रॉनों आपके अंतिम ऊर्जा स्तरों में।

अष्टक नियम बताता है कि आवर्त सारणी में पाए जाने वाले विभिन्न रासायनिक तत्वों के आयन आमतौर पर 8 इलेक्ट्रॉनों के साथ अपने अंतिम ऊर्जा स्तर को पूरा करते हैं। होने के कारण, अणुओं के समान स्थिरता प्राप्त कर सकते हैं उत्कृष्ट गैस ( . के बिल्कुल दाहिनी ओर स्थित) आवर्त सारणी), जिनकी इलेक्ट्रॉनिक संरचना (अपने अंतिम पूर्ण ऊर्जा स्तर के साथ) उन्हें बहुत स्थिर बनाती है, यानी बहुत प्रतिक्रियाशील नहीं है।

इस प्रकार, उच्च वैद्युतीयऋणात्मकता वाले तत्व (जैसे कि हैलोजन और एम्फोजेन, यानी तालिका के समूह 16 के तत्व) ऑक्टेट तक इलेक्ट्रॉनों को "प्राप्त" करते हैं, जबकि कम इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले (जैसे क्षारीय या क्षारीय पृथ्वी) होते हैं अष्टक तक पहुँचने के लिए इलेक्ट्रॉनों को "खोना"।

यह नियम उन तरीकों में से एक की व्याख्या करता है जिसमें परमाणु अपने बंधन बनाते हैं, और परिणामी अणुओं का व्यवहार और रासायनिक गुण उनकी प्रकृति पर निर्भर करेगा। इस प्रकार, ऑक्टेट नियम एक व्यावहारिक सिद्धांत है जो कई लोगों के व्यवहार की भविष्यवाणी करने का कार्य करता है पदार्थों, हालांकि यह विभिन्न अपवाद भी प्रस्तुत करता है।

अष्टक नियम के उदाहरण

पानी में, ऑक्सीजन अपना अंतिम ऊर्जा स्तर 8 इलेक्ट्रॉनों के साथ और हाइड्रोजन 2 के साथ पूरा करती है।

एक CO2 अणु पर विचार करें जिसके परमाणुओं में वैलेंस 4 (कार्बन) और 2 (ऑक्सीजन) के, द्वारा शामिल किया गया रासायनिक लिंक दुगना। (यह स्पष्ट करना महत्वपूर्ण है कि संयोजकता वे इलेक्ट्रॉन हैं जिन्हें रासायनिक तत्व को अपने अंतिम ऊर्जा स्तर को पूरा करने के लिए छोड़ देना चाहिए या स्वीकार करना चाहिए। रासायनिक संयोजकता को वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के साथ भ्रमित नहीं किया जाना चाहिए, क्योंकि बाद वाले इलेक्ट्रॉन हैं जो स्थित हैं अंतिम ऊर्जा स्तर में)।

यह अणु स्थिर होता है यदि प्रत्येक परमाणु में अपने अंतिम ऊर्जा स्तर पर कुल 8 इलेक्ट्रॉन होते हैं, जो स्थिर ऑक्टेट तक पहुंचते हैं, जो कार्बन और ऑक्सीजन परमाणुओं के बीच 2-इलेक्ट्रॉन डिब्बे के साथ पूरा होता है:

• कार्बन प्रत्येक ऑक्सीजन के साथ दो इलेक्ट्रॉनों को साझा करता है, प्रत्येक ऑक्सीजन के अंतिम ऊर्जा स्तर पर इलेक्ट्रॉनों को 6 से 8 तक बढ़ाता है।
• इसी समय, प्रत्येक ऑक्सीजन कार्बन के साथ दो इलेक्ट्रॉनों को साझा करता है, कार्बन के अंतिम ऊर्जा स्तर में इलेक्ट्रॉनों को 4 से 8 तक बढ़ाता है।

इसे देखने का एक और तरीका यह होगा कि स्थानांतरित और लिए गए इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या हमेशा आठ होनी चाहिए।

सोडियम क्लोराइड (NaCl) जैसे अन्य स्थिर अणुओं के लिए भी यही स्थिति है।ऑक्टेट को पूरा करने के लिए सोडियम अपने एकल इलेक्ट्रॉन (वैलेंस 1) को क्लोरीन (वैलेंस 7) में योगदान देता है। इस प्रकार, हमारे पास Na1 + Cl1- होगा (अर्थात, सोडियम ने एक इलेक्ट्रॉन को छोड़ दिया, और एक सकारात्मक चार्ज प्राप्त किया, और क्लोरीन ने एक इलेक्ट्रॉन को स्वीकार किया और इसके साथ एक नकारात्मक चार्ज किया)।

अष्टक नियम के अपवाद

ऑक्टेट नियम के कई अपवाद हैं, यानी ऐसे यौगिक जो इलेक्ट्रॉन ऑक्टेट द्वारा शासित हुए बिना स्थिरता प्राप्त करते हैं। फॉस्फोरस (P), सल्फर (S), सेलेनियम (Se), सिलिकॉन (Si) या हीलियम (He) जैसे परमाणु लुईस (हाइपरवैलेंस) द्वारा सुझाए गए इलेक्ट्रॉनों की तुलना में अधिक इलेक्ट्रॉनों को समायोजित कर सकते हैं।

इसके विपरीत, हाइड्रोजन (H), जिसमें एकल परमाणु कक्षीय (अंतरिक्ष का वह क्षेत्र जहाँ परमाणु नाभिक के चारों ओर एक इलेक्ट्रॉन पाए जाने की सबसे अधिक संभावना है) में एक एकल इलेक्ट्रॉन होता है, एक रासायनिक बंधन में दो इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार कर सकता है। अन्य अपवाद बेरिलियम (बीई) हैं, जो केवल चार इलेक्ट्रॉनों के साथ स्थिरता प्राप्त करता है, या बोरॉन (बी), जो छह के साथ ऐसा करता है।

अष्टक नियम और लुईस संरचना

लुईस संरचना मुक्त और साझा इलेक्ट्रॉनों की कल्पना करने की अनुमति देती है।

रसायन विज्ञान में लुईस के महान योगदानों में से एक परमाणु बंधनों का प्रतिनिधित्व करने का उनका प्रसिद्ध तरीका था, जिसे आज "लुईस संरचना" या "लुईस सूत्र" के रूप में जाना जाता है।

इसमें एक अणु में साझा इलेक्ट्रॉनों और प्रत्येक परमाणु पर मुक्त इलेक्ट्रॉनों का प्रतिनिधित्व करने के लिए डॉट्स या डैश रखना शामिल है।

इस प्रकार का द्वि-आयामी चित्रमय प्रतिनिधित्व एक परमाणु की वैधता को जानने की अनुमति देता है जो दूसरों के साथ बातचीत करता है a मिश्रण और क्या यह सिंगल, डबल या ट्रिपल बॉन्ड बनाता है, ये सभी आणविक ज्यामिति को प्रभावित करेंगे।

इस तरह से एक अणु का प्रतिनिधित्व करने के लिए हमें एक केंद्रीय परमाणु का चयन करने की आवश्यकता होती है, जो अन्य (टर्मिनल कहा जाता है) से घिरा होगा, जब तक कि इसमें शामिल सभी लोगों की वैलेंस तक नहीं पहुंच जाता। पूर्व आमतौर पर सबसे कम विद्युतीय होते हैं और बाद वाले सबसे अधिक विद्युतीय होते हैं।

उदाहरण के लिए, का प्रतिनिधित्व पानी (H2O) मुक्त इलेक्ट्रॉनों को दिखाता है जो ऑक्सीजन परमाणु के पास है, इसके अलावा आप ऑक्सीजन परमाणु और हाइड्रोजन परमाणुओं के बीच के सरल बंधनों की कल्पना कर सकते हैं (इलेक्ट्रॉन जो ऑक्सीजन परमाणु से संबंधित हैं वे लाल रंग में और परमाणुओं के हाइड्रोजन काले रंग में दर्शाए गए हैं) ) एसिटिलीन अणु (C2H2) का भी प्रतिनिधित्व किया जाता है, जहां आप दो कार्बन परमाणुओं के बीच ट्रिपल बॉन्ड और प्रत्येक कार्बन परमाणु और एक हाइड्रोजन परमाणु के बीच एकल बॉन्ड की कल्पना कर सकते हैं (इलेक्ट्रॉन जो कार्बन परमाणुओं से संबंधित हैं, उन्हें लाल रंग में दर्शाया गया है और काले रंग में हाइड्रोजन परमाणु)।