Reguła oktetów jest teorią wiązania stosowaną do przewidywania struktury molekularnej cząsteczek związanych kowalencyjnie. Zgodnie z regułą atomy starają się mieć osiem elektronów w swoich zewnętrznych - lub walencyjnych - powłokach elektronowych. Każdy atom dzieli, zyskuje lub traci elektrony, aby wypełnić te zewnętrzne powłoki elektronów dokładnie ośmioma elektronami. W przypadku wielu pierwiastków reguła ta działa i jest szybkim i prostym sposobem przewidywania struktury molekularnej cząsteczki.
Chociaż struktury kropek elektronowych Lewisa pomagają określić wiązanie w większości związków, są trzy ogólne wyjątki: cząsteczki, w których atomy mają mniej niż osiem elektronów (chlorek boru i lżejszy blok s i p elementy); cząsteczki, w których atomy mają więcej niż osiem elektronów (sześciofluorek siarki oraz elementy wykraczające poza okres 3); i cząsteczki o nieparzystej liczbie elektronów (NO.)
Wodór, beryl i bor mają za mało elektronów, by utworzyć oktet. Wodór ma tylko jeden elektron walencyjny i tylko jedno miejsce do utworzenia wiązania z innym atomem. Beryl ma tylko
dwa atomy walencyjnei może tworzyć tylko wiązania elektronów w dwóch lokalizacjach. Bor ma trzy elektrony walencyjne. Dwie cząsteczki przedstawione na tym zdjęciu pokazują centralny beryl oraz atomy boru o mniej niż ośmiu elektronach walencyjnych.Cząsteczki, w których niektóre atomy mają mniej niż osiem elektronów, nazywa się niedoborami elektronów.
Elementy w okresach większych niż okres 3 w układzie okresowym mają re orbital dostępny z tą samą energią Liczba kwantowa. Atomy w tych okresach mogą nastąpić zasada oktetu, ale są warunki, w których mogą rozszerzyć swoje powłoki walencyjne, aby pomieścić więcej niż osiem elektronów.
Siarka i fosfor są częstymi przykładami tego zachowania. Siarka może być zgodna z zasadą oktetu jak w cząsteczce SF2. Każdy atom jest otoczony ośmioma elektronami. Możliwe jest wystarczające wzbudzenie atomu siarki, aby wepchnąć atomy walencyjne do wnętrza re orbital, aby umożliwić cząsteczkom takim jak SF4 i SF6. Atom siarki w SF4 ma 10 elektronów walencyjnych i 12 elektronów walencyjnych w SF6.
Najbardziej stabilne cząsteczki i złożone jony zawierają pary elektronów. Istnieje klasa związków, w których elektrony walencyjne zawierają nieparzystą liczbę elektronów w powłoka walencyjna. Te cząsteczki są znane jako wolne rodniki. Wolne rodniki zawierają co najmniej jeden niesparowany elektron w swojej powłoce walencyjnej. Ogólnie, molekuły z nieparzystą liczbą elektronów są zwykle wolnymi rodnikami.
Tlenek azotu (IV) (NO2) jest dobrze znanym przykładem. Zwróć uwagę na samotny elektron na atomie azotu w strukturze Lewisa. Tlen jest kolejnym ciekawym przykładem. Molekularne cząsteczki tlenu mogą mieć dwa pojedyncze niesparowane elektrony. Takie związki są znane jako biradicals.