বন্ধন গঠনে দুই এর নিয়ম মানে— 

i. NO 

ii. NO₂ 

iii. CH₄ 

নিচের কোনটি সঠিক?

বন্ধন গঠনের সময় পরমাণুগুলো তাদের সর্ববহিঃস্থ শক্তিস্তরে স্থিতিশীল ইলেকট্রন বিন্যাস অর্জনের চেষ্টা করে। এই স্থিতিশীলতা সাধারণত দুই ধরনের নিয়মের মাধ্যমে অর্জিত হয়:

    
• দ্বৈত নিয়ম (Duet Rule): হাইড্রোজেন ও লিথিয়ামের মতো ছোট পরমাণুগুলো বন্ধন গঠনের মাধ্যমে তাদের সর্ববহিঃস্থ শক্তিস্তরে ২টি ইলেকট্রন (১ জোড়া) অর্জন করে হিলিয়ামের মতো স্থিতিশীলতা লাভ করে।
    
• অষ্টক নিয়ম (Octet Rule): বেশিরভাগ পরমাণু বন্ধন গঠনের মাধ্যমে তাদের সর্ববহিঃস্থ শক্তিস্তরে ৮টি ইলেকট্রন (৪ জোড়া) অর্জন করে নিকটতম নিষ্ক্রিয় গ্যাসের মতো স্থিতিশীলতা লাভ করে। এই দুটি নিয়মকেই পরোক্ষভাবে 'দুই এর নিয়ম' বলা যেতে পারে কারণ উভয়ক্ষেত্রেই জোড়া ইলেকট্রনের মাধ্যমে স্থিতিশীলতা অর্জিত হয়, বিশেষত ৮টি ইলেকট্রনকে ৪ জোড়া হিসেবে দেখা হয়।

প্রদত্ত অণুগুলোর ক্ষেত্রে:

    
• CH₄ (মিথেন): এই অণুতে কার্বন পরমাণু ৪টি হাইড্রোজেন পরমাণুর সাথে সমযোজী বন্ধন গঠন করে। কার্বন পরমাণু ৪টি বন্ধনের মাধ্যমে ৮টি ইলেকট্রন (৪ জোড়া) অর্জন করে অষ্টক নিয়ম মেনে চলে। প্রতিটি হাইড্রোজেন পরমাণু ১টি বন্ধনের মাধ্যমে ২টি ইলেকট্রন (১ জোড়া) অর্জন করে দ্বৈত নিয়ম মেনে চলে। তাই CH₄ অণুতে প্রতিটি পরমাণু স্থিতিশীল ইলেকট্রন বিন্যাস লাভ করে।
    
• NO (নাইট্রিক অক্সাইড): এটি একটি বিজোড় ইলেকট্রন (Odd-electron) বিশিষ্ট অণু। এর মোট যোজনী ইলেকট্রন সংখ্যা হলো ১১ (N: 5, O: 6)। বিজোড় ইলেকট্রন থাকার কারণে এই অণুর সকল পরমাণু সম্পূর্ণরূপে অষ্টক নিয়ম মেনে চলতে পারে না।
    
• NO₂ (নাইট্রোজেন ডাইঅক্সাইড): এটিও একটি বিজোড় ইলেকট্রন বিশিষ্ট অণু। এর মোট যোজনী ইলেকট্রন সংখ্যা হলো ১৭ (N: 5, O: 2x6=12)। বিজোড় ইলেকট্রন থাকার কারণে এই অণুরও সকল পরমাণু সম্পূর্ণরূপে অষ্টক নিয়ম মেনে চলতে পারে না।

সুতরাং, প্রদত্ত অণুগুলোর মধ্যে শুধুমাত্র CH₄ অণুই বন্ধন গঠনের ক্ষেত্রে অষ্টক ও দ্বৈত নিয়ম (বা 'দুই এর নিয়ম') সঠিকভাবে মেনে চলে।