Oktetregelen er en bindingsteori som brukes til å forutsi molekylstrukturen til kovalent bundne molekyler. I følge regelen søker atomer å ha åtte elektroner i deres ytre - eller valens - elektronskjell. Hvert atom vil dele, få eller miste elektroner for å fylle disse ytre elektronskjellene med nøyaktig åtte elektroner. For mange elementer fungerer denne regelen og er en rask og enkel måte å forutsi molekylets molekylstruktur.
Mens Lewis elektron-prikkstrukturer er med på å bestemme binding i de fleste forbindelser, er det tre generelle unntak: molekyler der atomer har færre enn åtte elektroner (borklorid og lettere s- og p-blokk elementer); molekyler der atomer har mer enn åtte elektroner (svovelheksafluorid og elementer utover periode 3); og molekyler med et ulikt antall elektroner (NO.)
hydrogen, beryllium, og boron har for få elektroner til å danne en oktett. Hydrogen har bare ett valenselektron og bare ett sted for å danne en binding med et annet atom. Beryllium har bare to valensatomer
, og kan bare dannes elektronparbindinger to steder. Bor har tre valenselektroner. De to molekylene avbildet på dette bildet viser sentralt beryllium og boratomer med færre enn åtte valenselektroner.Molekyler, der noen atomer har færre enn åtte elektroner, kalles elektronmangel.
Elementer i perioder som er større enn periode 3 på det periodiske systemet har a d orbital tilgjengelig med samme energi kvantetall. Atomer i disse periodene kan følge oktettregelen, men det er forhold der de kan utvide valensskallene for å få plass til mer enn åtte elektroner.
Svovel og fosfor er vanlige eksempler på denne oppførselen. Svovel kan følge oktettregelen som i molekylet SF2. Hvert atom er omgitt av åtte elektroner. Det er mulig å eksitere svovelatomet tilstrekkelig til å skyve valensatomer inn i d bane for å tillate molekyler som SF4 og SF6. Svovelatomet i SF4 har 10 valenselektroner og 12 valenselektroner i SF6.
Mest stabile molekyler og sammensatte ioner inneholder par elektroner. Det er en klasse forbindelser der valenselektronene inneholder et ulikt antall elektroner i valensskall. Disse molekylene er kjent som frie radikaler. Frie radikaler inneholder minst ett uparmet elektron i deres valensskall. Generelt, molekyler med et odde antall elektroner har en tendens til å være frie radikaler.
Nitrogen (IV) oksid (NO2) er et kjent eksempel. Legg merke til det elektroniske elektronet på nitrogenatomet i Lewis-strukturen. Oksygen er et annet interessant eksempel. Molekylære oksygenmolekyler kan ha to enkle uparede elektroner. Forbindelser som disse er kjent som biradicals.