എട്ട് എന്നൊരു നമ്പർ. കണക്കിൽ ഈ നമ്പറിനു ഒരു പ്രത്യേകത ഉണ്ട്. ഇതൊരു പെർഫെക്ട് നമ്പർ ആണ്. എന്നുവെച്ചാൽ അതിനെ കൃത്യമായി ഭാഗിക്കുന്ന നമ്പറുകളുടെ തുക ആയ നമ്പർ ആണിത്. സംഗീതത്തിലേയ്ക്ക് വരുമ്പോൾ ഒരു മ്യൂസിക്ക് നോട്ടിന്റെ ഇന്റർവെൽ ആണിത്. ചരിത്രപരമായും തത്ത്വശാസ്ത്രപരമായും നോക്കുമ്പോൾ ഇതിനെ ഒരു അടയാളം ആയാണ് പരിഗണിക്കുന്നത്. ഉദാഹരണത്തിന്, പ്രാചീന ബാബിലോണിയൻ കാലഘട്ടത്തിലെ ന്യൂമറോളജി വിശ്വാസങ്ങൾ പ്രകാരം എട്ട് എന്ന അടയാളം അഭിവൃദ്ധിയെ സൂചിപ്പിക്കുന്നു. എട്ട് എന്ന അടയാളത്തിന് ചൈനീസ് തത്ത്വശാസ്ത്രത്തിൽ അർത്ഥം അനന്തത, അമരത്വം എന്നൊക്കെ ആണ്. ഒരു നമ്പർ എന്ന നിലയിൽ രസതന്ത്രത്തിലും അതിനൊരു പ്രാധാന്യം ഉണ്ട്. ശാസ്ത്രവളർച്ചയുടെ ഒരു പ്രത്യേക കാലഘട്ടത്തിൽ അസാധാരണമായതും, അതുകൊണ്ട് തന്നെ രസതന്ത്രത്തിന്റെ വിവിധ ചിന്തകളെ സ്വാധീനിച്ചതും പിന്നീട് അപ്രസക്തം ആയതുമായ ഒരു ചരിത്രം അതിനുണ്ട്. ആ പ്രാധാന്യവും ചരിത്രവും ആണ് നമ്മളിവിടെ പരിശോധിക്കുന്നത്.

മെൻഡലീഫ് ചിന്തിച്ച എട്ട്

രസതന്ത്രത്തിലെ എട്ടിന്റെ പ്രാധാന്യം മനസ്സിലാക്കിയ പ്രധാനപ്പെട്ട ശാസ്ത്രജ്ഞരിൽ ഒരാൾ ആയിരുന്നു മെൻഡലീഫ്. 1871-ൽ അദ്ദേഹം ആവർത്തനപ്പട്ടിക ഉണ്ടാക്കിയ സമയത്ത് അതിനെക്കുറിച്ച് വിശദമായി സംസാരിക്കുകയുണ്ടായി. എട്ട് എന്ന നമ്പറിന്റെ സ്വാധീനത്തെ കുറിച്ച് വിശദീകരിക്കുവാൻ അദ്ദേഹം വാലൻസ് എന്നൊരു ആശയം ഉപയോഗിച്ചു. എന്താണ് വാലൻസ്?

അതിലേയ്ക്ക് വരാം. അതിന് തന്മാത്രകളുടെ ലോകത്തിലേയ്ക്ക് പോകണം. ആറ്റങ്ങൾ കൂടിച്ചേർന്നാണ് തന്മാത്രകൾ ഉണ്ടാകുന്നതെന്ന് അറിയാമല്ലോ? എങ്ങനെയാണ് ആറ്റങ്ങൾ കൂടിച്ചേരുന്നത്? രാസബന്ധനം വഴിയാണെന്ന് ഇന്ന് നമുക്കറിയാം. എന്നാൽ പത്തൊൻപതാം നൂറ്റാണ്ട് വരെ അതായിരുന്നില്ല സ്ഥിതി. എങ്ങനെ ഇത് ബന്ധിക്കപ്പെട്ടിരിക്കുന്നു എന്നത് ഒരു പ്രഹേളിക ആയിരുന്നു. 1806-ൽ ഹംഫ്രി ഡേവി എന്നൊരു ശാസ്ത്രജ്ഞൻ സോഡിയത്തിന്റെയും, പൊട്ടാസ്യത്തിന്റെയും ലവണങ്ങളെ വൈദ്യുതവിശ്ലേഷണത്തിനു വിധേയമാക്കിയപ്പോൾ അതിൽനിന്നും സോഡിയം, പൊട്ടാസ്യം അയോണുകൾ ലഭിച്ചു. അതായത്, ആറ്റങ്ങൾ കൂടിച്ചേർന്നിരിക്കുന്ന ബന്ധനം വൈദ്യുതാകർഷണം പോലെ എന്തോ ഒന്നാണ്. 1871-ൽ തന്റെ ആവർത്തനപ്പട്ടിക നിർമ്മിക്കുവാൻ മെൻഡലീഫ് ശ്രമിച്ച സമയത്ത് ആവർത്തനനിയമം പോലെ ഒന്ന് മൂലകങ്ങൾ അവ മൂലമുള്ള തന്മാത്രകൾ നിർമ്മിക്കുന്നതിലും പിന്തുടരുന്നുണ്ട് എന്ന് മെൻഡലീഫിനു മനസ്സിലായി. അവിടെയാണ് വാലൻസ് എന്ന ആശയത്തിന്റെ പ്രസക്തി. ആറ്റങ്ങൾ ഉണ്ടാക്കുന്ന രാസബന്ധനങ്ങളുടെ എണ്ണമാണ് വാലൻസ്. ഉദാഹരണത്തിന്, കാർബൺ എന്ന മൂലകത്തിന്റെ വാലൻസി നാല് ആണ്. അതായത്, ഒരു കാർബൺ ആറ്റം, മറ്റു നാല് ആറ്റങ്ങളുമായി രാസബന്ധനത്തിൽ ഏർപ്പെടാൻ തയ്യാറാണ് എന്നു ചുരുക്കം. ഒരു മൂലകത്തിന്റെ വാലൻസ് എന്നത് ഒന്ന് മുതൽ എട്ട് വരെ ഉള്ള നമ്പറുകളിൽ ഒന്നായിരിക്കും എന്നു മെൻഡലീഫ് പ്രസ്താവിച്ചു. രണ്ടാമതൊരു ആശയം കൂടി മെൻഡലീഫ് പറഞ്ഞു. രണ്ട് മൂലകങ്ങൾ കൂടിച്ചേർന്ന് നിർമ്മിക്കപ്പെടുന്ന തന്മാത്രകളുടെ ആകെ വാലൻസിന്റെ തുക എട്ട് ആയിരിക്കും. ഉദാഹരണത്തിന് മീഥേൻ തന്മാത്ര. ഒരു കാർബണും നാല് ഹൈഡ്രജനും ചേർന്നാണ് മീഥേൻ തന്മാത്ര ഉണ്ടാകുന്നത്. ഇവിടെ കാർബണിന്റെ വാലൻസി നാല് ആണ്, ഓരോ ഹൈഡ്രജന്റെയും വാലൻസി ഒന്നാണ്. അങ്ങനെ വരുമ്പോൾ 4+4=8. ഇങ്ങനെ വിശദമായി ഇത്തരം കാര്യങ്ങൾ പറഞ്ഞെങ്കിലും ആവർത്തനപ്പട്ടിക എന്ന ആശയത്തിൽ കൂടുതൽ ശ്രദ്ധ കേന്ദ്രീകരിച്ചതിനാലാവാം, ഇതിനെക്കുറിച്ച് വിശദമായി ആരും 1902 വരെ പഠിച്ചിരുന്നില്ല. വൈദ്യുതവിശ്ലേഷണത്തിൽ ഗവേഷണം ചെയ്തുകൊണ്ടിരുന്ന റിച്ചാർഡ് അബെഗ് (Richard Abegg) എന്നൊരു ശാസ്ത്രജ്ഞൻ ഹംഫ്രി ഡേവി വിട്ടുകളഞ്ഞ രാസബന്ധനങ്ങളിലെ വൈദ്യുതബന്ധങ്ങളെക്കുറിച്ച് പഠിച്ചുകൊണ്ടിരുന്നപ്പോൾ ഒരു വസ്തുത മനസ്സിലാക്കി. മൂലകങ്ങൾ രണ്ടുതരം വാലൻസി കാണിക്കുന്നതായി അദ്ദേഹം അഭിപ്രായപ്പെട്ടു. ഒന്ന് ഇലക്ട്രോപോസിറ്റീവ് വാലൻസി, രണ്ടാമത്തേത് ഇലക്ട്രോനെഗറ്റീവ് വാലൻസി. ഇലക്ട്രോപോസിറ്റീവ് വാലൻസി, ഒരു ആറ്റം വിട്ടുകൊടുക്കാൻ തയ്യാറുള്ള ഇലക്ട്രോണുകളുടെ എണ്ണം ആയിരിക്കും. എന്നാൽ, ഇലക്ട്രോനെഗറ്റീവ് വാലൻസി എന്നത് അത് നേടിയെടുക്കുന്ന ഇലക്ട്രോണുകളുടെ എണ്ണം ആയിരിക്കും. ഈ ഇലക്ട്രോനെഗറ്റീവ് വാലൻസിയും പോസിറ്റീവ് വാലൻസിയും തമ്മിലുള്ള തുക എട്ട് ആയിരിക്കും. ആവർത്തനപ്പട്ടികയിലെ ഒരു മൂലകത്തിന്റെ സ്ഥാനത്തിന് അനുസരിച്ച് അദ്ദേഹം അതിന്റെ വാലൻസ് 8-N ആയിരിക്കും എന്നു പറഞ്ഞു. ഇതിൽ N എന്നത് അതിന്റെ ഗ്രൂപ്പിന്റെ നമ്പർ ആണ്. ഇത് എല്ലായിടത്തും ഒരുപോലെ പാലിക്കപ്പെടുന്നില്ല എന്നും അദ്ദേഹം അഭിപ്രായപ്പെട്ടു. ഇതിനെ വിശദമാക്കിക്കൊണ്ട് 1904-ൽ അദ്ദേഹം ഒരു പേപ്പർ പ്രസിദ്ധീകരിച്ചു. അബെഗ്ഗിന്റെ ഈ ആശയം പിന്നീട് അബേഗ് നിയമം എന്നറിയപ്പെട്ടു. ആറ്റത്തിന്റെ മോഡൽ എങ്ങനെയാണ് എന്ന വ്യക്തമായ ധാരണ ഒന്നും ഇല്ലാതിരുന്ന കാലത്തായിരുന്നു അദ്ദേഹം ഈ ആശയം അവതരിപ്പിച്ചത്. വാലൻസിനെ കുറിച്ചുള്ള അദ്ദേഹത്തിന്റെ ലേഖനം പ്രസിദ്ധീകരിച്ച് ഒരു വർഷം കഴിഞ്ഞപ്പോൾ ജെ. ജെ. തോംസൺ ആറ്റത്തിന്റെ മോഡൽ അവതരിപ്പിച്ചു. ഇതിൽനിന്നുമുള്ള ആശയങ്ങൾ ഉപയോഗിച്ച് തന്റെ സിദ്ധാന്തങ്ങളെ നവീകരിക്കുവാൻ അബെഗ്ഗിനു കഴിഞ്ഞേനെ. എന്നാൽ, ഒരു ബലൂണിലൂടെയുള്ള ആകാശപ്പറക്കലിൽ സംഭവിച്ച അപകടത്തെത്തുടർന്ന് 1910-ൽ അദ്ദേഹം മരണമടഞ്ഞു. തുടർന്ന് ആറ്റോമിക് മോഡലുകളുടെ സഹായത്തോടെ അബെഗ്ഗിന്റെ നിയമങ്ങളെ വിശദീകരിക്കുവാൻ സാധിച്ചത് മറ്റു രണ്ട് പേർക്കായിരുന്നു.

ലൂയിസും, കോസലും നിർവചിച്ച എട്ട്

1916-ൽ ജർമ്മനിയിലെ യൂണിവേഴ്സിറ്റി ഓഫ് മ്യൂണിക്കിൽ ജോലിചെയ്തുകൊണ്ടിരുന്ന വാൾട്ടർ കോസൽ എന്നൊരു ഭൗതികശാസ്ത്രജ്ഞൻ ഏകദേശം 133 പേജുള്ള ഒരു പ്രബന്ധം പ്രസിദ്ധീകരിച്ചു. അന്ന് നിലവിലിരുന്ന ആറ്റോമിക് മോഡലുകളുടെ സഹായത്തോടെ എങ്ങനെയാണ് രാസബന്ധനങ്ങൾ ഉണ്ടാകുന്നതെന്നും അവ എങ്ങനെ ആണ് അബെഗ്ഗിന്റെ നിയമങ്ങൾ പാലിക്കപ്പെടുന്നതെന്നും ആയിരുന്നു അതിന്റെ ഉള്ളടക്കം. വാൻ ഡെൻ ബ്രൂക്ക് എന്ന ശാസ്ത്രജ്ഞൻ അതിനിടയിൽ ഒരു ആറ്റത്തിൽ എത്ര ഇലക്ട്രോണുകൾ ഉണ്ടാകുമെന്നും, അവ എങ്ങനെ ആറ്റോമിക് നമ്പറുമായി ബന്ധപ്പെട്ടിരിക്കുന്നു എന്നും കണ്ടെത്തിയിരുന്നു. ബ്രൂക്കിന്റെ കണ്ടെത്തലുകളെ ഉപയോഗിച്ച് കോസൽ 57 മൂലകങ്ങളുടെ ഓരോന്നിനും സാധ്യമായ പോസിറ്റീവ് ഓക്സിഡേഷൻ അവസ്ഥയും നെഗറ്റീവ് ഓക്സിഡേഷൻ അവസ്ഥയും സൂചിപ്പിക്കുന്ന ഒരു ചിത്രം നിർമ്മിച്ചു (ചിത്രം 1 കാണുക). എന്താണ് ഈ ഓക്സിഡേഷൻ അവസ്ഥ? ഒരു ആറ്റത്തിന് ഇലക്ട്രോണുകളെ ലഭിക്കുന്നതിന്റെയും നഷ്ടപ്പെടുന്നതിന്റെയും എണ്ണം സൂചിപ്പിക്കാൻ ഉപയോഗിക്കുന്ന സംഗതിയാണ് ഓക്സിഡേഷൻ അവസ്ഥ. ഇലക്ട്രോണുകൾ നഷ്ടപ്പെടുന്നത് പോസിറ്റീവ് ഓക്സിഡേഷൻ അവസ്ഥ എന്നും ലഭ്യമാകുന്നത് നെഗറ്റീവ് ഓക്സിഡേഷൻ അവസ്ഥ എന്നും കണക്കാക്കുന്നു \(Cu_2^+\) എന്നു പറഞ്ഞാൽ രണ്ട് ഇലക്ട്രോണുകൾ നഷ്ടമായ കോപ്പർ എന്നാണ് അർത്ഥം \(O_2^-\) എന്നു പറഞ്ഞാൽ രണ്ട് ഇലക്ട്രോണുകൾ ലഭിച്ച ഓക്സിജൻ എന്നാണ് അർത്ഥം). ഈ ചിത്രത്തിന്റെ ഡയഗോണൽ സ്ഥലത്ത് കാണപ്പെടുന്നത് ഒരു മൂലകം അതിന്റെ ന്യൂട്രൽ അവസ്ഥയിലും ഡയഗോണലിനു മുകളിൽ അതിന്റെ നെഗറ്റീവ് ഓക്സിഡേഷൻ അവസ്ഥയും താഴെ അതിന്റെ പരമാവധി പോസിറ്റീവ് ഓക്സിഡേഷൻ അവസ്ഥയും കാണിക്കുന്നു.

ചിത്രം 1. കോസലിന്റെ ചിത്രീകരണം

കോസൽ അദ്ദേഹത്തിന്റെ കണ്ടെത്തൽ പ്രസിദ്ധീകരിച്ച് ഏകദേശം ഒരു മാസം കഴിഞ്ഞ് അമേരിക്കയിലെ ബെർക്കെലി യൂണിവേഴ്സിറ്റിയിൽ ജോലിചെയ്തിരുന്ന ജി. എൻ. ലൂയീസ് എന്ന ശാസ്ത്രജ്ഞൻ ഇതിനെ മറ്റൊരു തലത്തിലേയ്ക്ക് ചിന്തിച്ച് ഒരു പ്രബന്ധം പ്രസിദ്ധീകരിച്ചു. തന്മാത്രകൾ അതിന്റെ ഉണ്ടാകുന്ന രീതിയിൽ രണ്ടുതരം സ്വഭാവം കാണിക്കുന്നുണ്ട് എന്ന് അദ്ദേഹം പറഞ്ഞു. അവ ഒന്നുകിൽ പോളാർ ആകാം, അല്ലെങ്കിൽ നോൺ പോളാർ ആകാം. എന്താണ് പോളാറും നോൺ പോളാറും? ഒരു തന്മാത്രയുടെ ഒരു വശം പോസറ്റീവ് ചാർജും, അതിന്റെ മറ്റൊരു വശം നെഗറ്റീവ് ചാർജും ഉള്ളതാണെങ്കിൽ അതിനെ പോളാർ തന്മാത്ര എന്നു വിളിക്കുന്നു. ഇങ്ങനെ യാതൊരു ചാർജും ഇല്ലാത്ത തന്മാത്രകളെ നോൺ പോളാർ എന്നും വിളിക്കുന്നു. ജലം ഒരു പോളാർ തന്മാത്ര ആയി പരിഗണിക്കപ്പെടുന്നു. എന്നാൽ, മീഥേൻ ഒരു നോൺ പോളാർ തന്മാത്ര ആയി കണക്കാക്കുന്നു. ഈ സ്വഭാവം തന്മാത്രകൾക്ക് കൈവരുന്നത് അവ നിർമ്മിക്കപ്പെടുന്ന ബന്ധനങ്ങൾ മൂലമാണ്. അതിനെ എല്ലാം കൃത്യമായി വിശദീകരിക്കുവാൻ സാധിക്കുന്ന ഒരു പൂർണ്ണതോതിലുള്ള സിദ്ധാന്തത്തിന് ആയിരുന്നു ലൂയീസ് ശ്രമിച്ചത്. മെൻഡലീഫിന്റെ ആവർത്തനപ്പട്ടികയും ജെ. ജെ. തോംസന്റെ ആറ്റത്തിനുള്ളിലെ ഇലക്ട്രോൺ എന്ന ആശയവും സമർത്ഥമായി ഉപയോഗിച്ചുകൊണ്ട് ഈ ചിന്തകൾ അദ്ദേഹം 1900-കളിൽ തന്നെ ഉണ്ടാക്കിയിരുന്നു. അതുപയോഗിച്ച് അദ്ദേഹം പഠിപ്പിച്ചിരുന്ന വിദ്യാർത്ഥികളോട് ആശയസംവാദവും നടത്തിയിരുന്നു. എന്നാൽ അത് ലോകശ്രദ്ധയിലേയ്ക്ക് വന്നത് 1916-ൽ ആയിരുന്നു എന്നു മാത്രം. തന്മാത്രകൾ പോളാർ ആണെങ്കിലും നോൺ പോളാർ ആണെങ്കിലും ഒരേതരം രീതിയിലൂടെ ആണ് അത് രാസബന്ധനത്തിൽ ഏർപ്പെടുന്നത് എന്ന് അദ്ദേഹം പറഞ്ഞു. അതിനു കാരണമായി ചൂണ്ടിക്കാണിച്ചത് തന്മാത്രകളിലെ ഇലക്ട്രോണുകളുടെ എണ്ണം ആയിരുന്നു. അതെപ്പോഴും ഒരു ഇരട്ടസംഖ്യ ആയിരിക്കും. അതായത് രണ്ട് ഇലക്ട്രോണുകളുടെ കൂടിച്ചേരലുകൾ ആണ് ഒരു രാസബന്ധനം സൃഷ്ടിക്കുന്നതെന്ന് അദ്ദേഹം പറഞ്ഞു. ഇത് ‘റൂൾ ഓഫ് ടു’ എന്ന് അറിയപ്പെട്ടു. ആറ്റങ്ങൾ തമ്മിൽ നടക്കുന്ന ഇലക്ട്രോണുകളുടെ പങ്കിടൽ മൂലമാണ് രാസബന്ധനങ്ങൾ നടക്കുന്നത് എന്ന് സാരം. ആ പങ്കിടൽ ആ ബന്ധനത്തിൽ പങ്കെടുക്കുന്ന രണ്ട് ആറ്റത്തിന്റെയും ബാഹ്യതമഷെല്ലിൽ എട്ട് ഇലക്ട്രോണുകൾ പങ്കിടുന്ന രീതിയിൽ ആയിരിക്കും. ഇതിനെ അദ്ദേഹം എട്ടിന്റെ നിയമം (rule of eight) എന്നു വിളിച്ചു. എന്നാൽ ഈ നിയമത്തിൽ, ചില പ്രശ്നങ്ങൾ ഉണ്ടെന്ന് ലൂയിസ് കണ്ടെത്തിയിരുന്നു. ഇലക്ട്രോണുകൾ ഇങ്ങനെ പങ്കിടുവാൻ വേണ്ടി അടുത്തുനിൽക്കുമ്പോൾ, അവ ഒരേ ചാർജ്ജ് ഉള്ളതാണെങ്കിലും എന്തുകൊണ്ട് വികർഷിക്കുന്നില്ല? ചാർജ്ജുള്ള വസ്തുക്കളുടെ ആകർഷണത്തിനെയും വികർഷണത്തിനെയും കുറിച്ച് വിശദമാക്കുവാൻ കൂളോം (Coulomb) എന്നൊരു ശാസ്ത്രജ്ഞൻ ആവിഷ്കരിച്ചിരുന്ന നിയമമായ കൂളോം നിയമം അനുസരിച്ച് ഒരേതരം ചാർജുള്ള വസ്തുക്കൾ അടുത്ത് വന്നാൽ വികർഷിക്കും എന്നുണ്ടായിരുന്നു. എന്നാൽ, ഒരു നിശ്ചിത പരിധിയിൽ കൂടുതൽ ചാർജുള്ള വസ്തുക്കൾ അടുത്ത് വന്നാൽ അവിടെ കൂളോം നിയമം ബാധകമല്ലായെന്ന് ലൂയിസ് പറഞ്ഞു. ഇത് തെറ്റായിരുന്നു. അന്ന് ഇലക്ട്രോണുകളെക്കുറിച്ച് അറിവ് പരിമിതമായതുകൊണ്ട് അത് ശരിയാണെന്ന് ചിലരെങ്കിലും വിശ്വസിച്ചു. എന്നാൽ, പൌളി എന്നൊരു ശാസ്ത്രജ്ഞൻ, ഇലക്ട്രോണുകൾക്ക് സ്പിൻ എന്നൊരു സ്വഭാവം കൂടെയുണ്ടെന്നും, വിപരീത സ്പിന്നുകൾ ഉള്ള ഇലക്ട്രോണുകൾ അടുത്തിരിക്കുന്നതുകൊണ്ട് കുഴപ്പമില്ല എന്നും പിന്നീട് വിശദമാക്കി. എന്തായാലും ലൂയിസിന്റെ ആശയം അനുസരിച്ച് അദ്ദേഹം തന്മാത്രകളെ, ചിത്രം 2-ൽ കാണുംവിധം ചിത്രീകരിച്ചു. തന്മാത്രകളെ ചിത്രം 2-ൽ കാണിക്കുംവിധം രണ്ടിൽ ഏതെങ്കിലും രീതിയിൽ ചിത്രീകരിക്കുന്നതിനെ ലൂയിസ് സ്ട്രക്ചർ എന്ന് പിന്നീട് ശാസ്ത്രം വിളിച്ചു.

ചിത്രം 2. ലൂയിസ് സ്ട്രക്ചർ

അപ്പോൾ എന്താണ് അഷ്ടകനിയമം? മൂലകങ്ങൾ സ്ഥിരതയാർന്ന ഇലക്ട്രോൺ വിന്യാസം ലഭ്യമാകുവാൻ മറ്റു മൂലകങ്ങളുമായി ഇലക്ട്രോണുകളെ പങ്കിട്ട് തന്മാത്രകൾ ഉണ്ടാക്കുന്നു. അങ്ങനെ നിർമ്മിക്കപ്പെടുന്ന തന്മാത്രകൾ അവയുടെ ബാഹ്യതമഷെല്ലിൽ എട്ട് ഇലക്ട്രോണുകൾ ഉണ്ടാകും വിധത്തിൽ ആയിരിക്കും രസബന്ധനത്തിൽ ഏർപ്പെടുന്നത്. അതായത്, യാതൊരു രാസപ്രവർത്തനത്തിലും ഏർപ്പെടാതിരുന്ന അലസവാതകങ്ങൾ അഥവാ നിഷ്ക്രീയമൂലകങ്ങളുടെ ഇലക്ട്രോൺ വിന്യാസം സാധ്യമാവുന്ന രീതിയിൽ മാത്രമേ തന്മാത്രകൾ ഉണ്ടാവുകയുള്ളൂ എന്ന് ചുരുക്കം. ഉദാഹരണത്തിന്, ജലത്തിന്റെ തന്മാത്ര എടുക്കാം. രണ്ട് ഹൈഡ്രജനും ഒരു ഓക്സിജനും ചേർന്നതാണ് ജലതന്മാത്ര. ഇവിടെ ഓക്സിജന്റെ ഇലക്ട്രോൺ വിന്യാസം ഇനി പറയുംവിധം ആണ്.

ഓക്സിജന്റെ ആറ്റോമിക സംഖ്യ 8 ആണ്. ആറ്റോമിക് നമ്പർ എന്നത് പ്രോട്ടോണുകളുടെ എണ്ണം ആണ്. അത്രയും തന്നെ ആയിരിക്കും അതിലെ ഇലക്ട്രോണുകളുടെ എണ്ണവും. അതായത് ഇതിൽ 8 ഇലക്ട്രോണുകൾ ഉണ്ടായിരിക്കും. ഒരു ആറ്റത്തിൽ ഇലക്ട്രോണുകളെ വിന്യസിച്ചിരിക്കുന്നത് പല ഊർജനിലകളിൽ ആണ്. അവയെ ഓരോന്നിനെയും ഷെല്ലുകൾ എന്നു പറയുന്നു. എല്ലാ ആറ്റത്തിന്റെയും ഒന്നാമത്തെ ഷെല്ലിനു രണ്ടു ഇലക്ട്രോണുകളെ മാത്രമേ ഉൾക്കൊള്ളാനാവൂ. എന്നാൽ രണ്ടാമത്തെ ഷെല്ലിൽ 8 ഇലക്ട്രോണുകളെ ഉൾക്കൊള്ളാം. മൂന്നാമത്തേതിൽ 18 ഇലക്ട്രോണുകളെ ഉൾക്കൊള്ളാം. നാലാമത്തേതിൽ 32-ഉം. ഈ നമ്പർ ഓരോ ഷെല്ലിനും ഉൾകൊള്ളാവുന്ന പരമാവധി ഇലക്ട്രോണുകളുടെ എണ്ണമാണ്. ഇതിൽ ആദ്യത്തെ ഷെല്ലിൽ ആവശ്യത്തിന് ഇലക്ട്രോൺ നിറഞ്ഞാൽ മാത്രമേ അടുത്തതിൽ നിറയുകയുള്ളൂ. അതായത് ഓക്സിജനിലെ എട്ട് ഇലക്ട്രോണുകളിൽ ആദ്യത്തെ രണ്ടെണ്ണം ഒന്നാമത്തെ ഷെല്ലിൽ നിറയും. രണ്ടാമത്തെ ഷെല്ലിൽ ബാക്കി 6 ഇലക്ട്രോണുകളും നിറയും. അതായത് ഓക്സിജനിൽ രണ്ട് ഷെല്ലുകൾകൊണ്ട് ഇലക്ട്രോൺ വിന്യാസം അവസാനിക്കും. ഒന്നാമത്തെ ഷെല്ലിൽ രണ്ട് ഇലക്ട്രോണുകൾ, രണ്ടാമത്തേതിൽ ബാക്കി 6 ഇലക്ട്രോണുകൾ. രണ്ടാമത്തെ ഷെല്ലിനെ നമുക്ക് ഇതിന്റെ ബാഹ്യതമഷെൽ എന്നു പറയാം. ഈ ബാഹ്യതമഷെല്ലിൽ രണ്ട് ഇലക്ട്രോണുകൾ കൂടി ലഭ്യമായാൽ 8 ഇലക്ട്രോണുകൾ എന്ന നമ്പർ തികയും. ഹൈഡ്രജന്റെ ആറ്റോമിക സംഖ്യ ഒന്നാണു. അതുകൊണ്ട് ഒന്നാമത്തെ ഷെല്ലിൽ മാത്രമേ ഇലക്ട്രോൺ ഉണ്ടാവുകയുള്ളൂ. ഓരോ ഹൈഡ്രജനും ഓരോ ഇലക്ട്രോണിനെയും ഓക്സിജന്റെ 6 ഇലക്ട്രോണുകളുമായി പങ്കിടുന്നു. അപ്പോൾ എന്ത് സംഭവിക്കും? ഓക്സിജന്റെ ബാഹ്യതമഷെല്ലിൽ 8 ഇലക്ട്രോണുകൾ, ഹൈഡ്രജന്റെ ബാഹ്യതമഷെല്ലിൽ 2 ഇലക്ട്രോണുകൾ (ഇവിടെ ഹൈഡ്രജന് 8 ഇലക്ട്രോണുകൾ കിട്ടുന്നില്ലല്ലോ എന്നൊരു ചോദ്യം ഉണ്ട്. ഒന്നാമത്തെ ഷെൽ മാത്രമേ ഇവിടെ ഹൈഡ്രജന് ഉള്ളൂ. ഇതിൽ പരമാവധി ഉൾക്കൊള്ളാൻ സാധിക്കുക രണ്ട് ഇലക്ട്രോണുകൾ മാത്രമാണ്).

1919-ൽ ഇർവിങ് ലാംഗ്മുർ എന്ന അമേരിക്കയിലെ ജനറൽ ഇലക്ട്രിക് കമ്പനിയിൽ ജോലി ചെയ്തുകൊണ്ടിരുന്ന ഒരു ശാസ്ത്രജ്ഞൻ ലൂയിസ്സിന്റെ rule of eight-നെ കുറച്ചുകൂടി വിശാലാർത്ഥത്തിൽ ഉപയോഗിക്കാം എന്നു കരുതി ചില പുതിയ ആശയങ്ങൾ കൊണ്ടുവന്നു. ഇലക്ട്രോണുകൾ പരസ്പരം പങ്കിടുന്ന രാസബന്ധനങ്ങളെ അദ്ദേഹം covalent bond എന്ന് വിളിച്ചു. മറ്റൊരു രാസബന്ധനം കൂടി അദ്ദേഹം നിർവചിച്ചു. അതായിരുന്നു ഇലക്ട്രോവലന്റ് bond. പിന്നീടതിനെ അയോണിക് ബോണ്ട് എന്ന് വിശേഷിപ്പിച്ചു. തന്മാത്രകളുടെ പോളാർ, നോൺ-പോളാർ സ്വഭാവങ്ങൾ ഇത്തരം ബോണ്ടുകൾ മൂലം ആണ് സംഭവിക്കുന്നതെന്ന് എന്ന് അതോടെ ശാസ്ത്രലോകം മനസ്സിലാക്കി. ലൂയിസ്സിന്റെ rule of eight-നെ അദ്ദേഹം, അഷ്ടകനിയമം (octet rule) എന്ന് വിളിച്ചു. ലാംഗ്മുർ അതിനോടൊപ്പം പല ആശയങ്ങളും മുന്നോട്ട് വെച്ചു. ആറ്റങ്ങളിൽ എങ്ങനെ ആണ് ഇലക്ട്രോൺ വിന്യാസം നടക്കുന്നത്. rule of eight നൊപ്പം എങ്ങനെ ആണ് rule of two കൂടി ഉപയോഗിക്കേണ്ടത്, തന്മാത്രകളുടെ ആകൃതി എന്താണ് എന്നിങ്ങനെ. ഇവയെല്ലാം തന്നെ പിന്നീട് തെറ്റാണെന്നു തെളിയിക്കപ്പെട്ടു. എന്നാൽ, അഷ്ടക നിയമം എന്നത് ഒരിക്കലും തകർക്കാനാവാത്ത ശാസ്ത്രത്തിലെ ഒരു അടിസ്ഥാന നിയമം ആണെന്ന് സ്ഥാപിച്ചെടുക്കുന്നതിൽ അദ്ദേഹം വിജയിച്ചു. ലാംഗ്മുർ സത്യത്തിൽ അന്ന് നടത്തിയത് അഷ്ടകനിയമത്തെ സ്ഥാപിക്കുന്നതിനുവേണ്ടി പല അടിസ്ഥാന ആശയങ്ങളെ അവഗണിച്ചുകൊണ്ടുള്ള ചില ശ്രമങ്ങൾ ആയിരുന്നു. അതിനോട് ലൂയിസ് ഉൾപ്പെടെ ഉള്ള ശാസ്ത്രലോകത്തിന് എതിർപ്പുകൾ പലതുണ്ടായിരുന്നെങ്കിലും കൃത്യമായ തെളിവുകൾ ഉണ്ടായിരുന്നില്ല. എന്നാൽ, അധികം താമസിയാതെ തെളിവുകൾ ഉണ്ടായിവന്നു.

തെറ്റിപ്പോയ എട്ടിന്റെ കണക്കുകൾ

ലാംഗ്മറും ലൂയിസും ആറ്റങ്ങൾ എട്ടിന്റെ നിയമങ്ങൾ അനുസരിക്കുന്നുണ്ട് എന്നു പറയുന്ന കാലം മുതൽക്കേ ഇതിൽനിന്നും വിത്യസ്തരായ ചില തന്മാത്രകൾ ഉണ്ടായിരുന്നു. ബോറോണും, ക്ലോറിനും ചേർന്നുണ്ടായ \(BCl_3\), ഫോസ്ഫറസും ഫ്ളൂറിനും ചേർന്ന \(PF_5\) എന്നിവ. ഇതിൽ \(BCl_3\) ഉണ്ടാകുമ്പോൾ ബോറോണിന്റെ ബാഹ്യതമഷെല്ലിൽ 6 ഇലക്ട്രോണുകൾ മാത്രമേ വരൂ. അതുപോലെ, \(PF_5\) ഉണ്ടാകുമ്പോൾ, ഫോസ്ഫറസിന്റെ ബാഹ്യതമഷെല്ലിൽ 10 ഇലക്ട്രോണുകൾ ഉണ്ടാവും. ഇതുപോലെ ഉള്ള തന്മാത്രകളെക്കുറിച്ചുള്ള വിവരങ്ങൾ അഷ്ടകനിയമം ഉണ്ടാക്കുന്ന സമയത്ത് വളരെ കുറച്ചു മാത്രമേ അറിവുണ്ടായിരുന്നുള്ളൂ. എന്നാൽ കാലക്രമേണ കൂടുതൽ തന്മാത്രകൾ ഇതിൽനിന്നും വ്യത്യസ്തമായി കണ്ടെത്തിക്കൊണ്ടിരുന്നു. അഷ്ടകനിയമം അതോടെ അടിസ്ഥാനനിയമം അല്ലായെന്നു വന്നു. അതിനെ കൂടുതൽ വിശദീകരിക്കുവാൻ പുതിയൊരു ക്ലാസ് തന്മാത്രകളെ നിർവചിച്ചു. അതായിരുന്നു ഹൈപ്പർവേലന്റ് തന്മാത്രകളും ഹൈപ്പോവലൻ്റ് തന്മാത്രകളും. പേര് സൂചിപ്പിക്കുമ്പോലെ എട്ടിൽ കൂടുതൽ ഇലക്ട്രോണുകൾ ബാഹ്യതമഷെല്ലിൽ ഉണ്ടെങ്കിൽ അതിനെ ഹൈപ്പർവേലന്റ് തന്മാത്രകൾ എന്നും, എട്ടിൽ കുറവെങ്കിൽ അതിനെ ഹൈപ്പോവലൻ്റ് തന്മാത്രകൾ എന്നും വിളിച്ചു. അത്തരം തന്മാത്രകളുടെ ആകൃതിയും, രാസബന്ധനങ്ങൾ ഉണ്ടാകുന്ന രീതിയും പിന്നീട് പല ചർച്ചകളിലേക്കും, നമ്മളിന്നു കാണുന്ന പല സിന്ധാന്തങ്ങളിലേയ്ക്കും നയിച്ചു. അതിൽനിന്നുമൊക്കെ മനസ്സിലാക്കിയ പ്രധാന കാര്യം അഷ്ടകനിയമം ശാസ്ത്രത്തിലെ അത്ര പ്രസക്തമായ നിയമം അല്ലാ എന്നതാണ്. ആവർത്തനപട്ടികയിലെ രണ്ടാമത്തെ പീരിഡിൽ ഉൾപ്പെടുന്ന മൂലകങ്ങൾ മാത്രമേ അഷ്ടകനിയമം അനുസരിച്ച് തന്മാത്രകൾ ഉണ്ടാക്കുന്നുള്ളൂ. ബാക്കിയുള്ളവ ചിലപ്പോൾ അത് അനുസരിക്കാം, മറ്റ് ചിലപ്പോൾ അങ്ങനെ അല്ലാതെയാവാം.

രസതന്ത്രത്തിലെ പിന്നീട് വന്ന കണ്ടെത്തലുകളും അറിവുകളും വെളിവാക്കിയത് ഇലക്ട്രോണുകൾ രാസബന്ധനത്തിൽ ഏർപ്പെടുന്നതിന്റെ രീതിതന്നെ ലൂയീസും മറ്റുള്ളവരും പറഞ്ഞപോലെ ആയിരുന്നില്ല. പോളിംഗ്, ലെനാർഡ്-ജോൺസ്, ലിന്നറ്റ് എന്നീ ശാസ്ത്രകാരന്മാർ 1950-കളിലും, 60-കളിലും നിരവധി കണ്ടെത്തലുകൾ രാസബന്ധനങ്ങളെ കുറിച്ച് നടത്തുകയുണ്ടായി. അവയൊക്കെ രസതന്ത്രത്തിനെ ഇന്ന് കാണുന്ന രീതിയിൽ മാറ്റിമറിക്കുകയുണ്ടായി. എന്നാൽ ഈ അറിവുകളിലേക്ക് നയിക്കുന്ന രീതിയിൽ ചർച്ചകളും കണ്ടെത്തലുകളും നടത്താൻ അഷ്ടകനിയമം ഉൾപ്പെടെ പലതും സഹായിച്ചിട്ടുണ്ട്.

കൂടുതൽ വായനയ്ക്ക്

R. J. Gillespie, E. A. Robinson, Gilbert N. Lewis and the Chemical Bond: The Electron Pair and the Octet Rule from 1916 to the Present Day, J Comput Chem 28: 87–97, 2007. >>>
William B. Jensen, Abegg, Lewis, Langmuir, and the Octet Rule,Journal of Chemical Education, Volume 61 Number 3 March 1984. >>>