De octetregel is een bindingstheorie die wordt gebruikt om de moleculaire structuur van covalent gebonden moleculen te voorspellen. Volgens de regel proberen atomen acht elektronen in hun buitenste - of valentie - elektronenschillen te hebben. Elk atoom zal elektronen delen, winnen of verliezen om deze buitenste elektronenschillen te vullen met precies acht elektronen. Voor veel elementen werkt deze regel en is het een snelle en eenvoudige manier om de moleculaire structuur van een molecuul te voorspellen.
Terwijl Lewis elektronenpuntstructuren helpen bij het bepalen van de binding in de meeste verbindingen, zijn er drie algemeen uitzonderingen: moleculen waarin atomen minder dan acht elektronen hebben (boorchloride en lichter s- en p-blok elementen); moleculen waarin atomen meer dan acht elektronen hebben (zwavelhexafluoride en elementen na periode 3); en moleculen met een oneven aantal elektronen (NO.)
Waterstof, beryllium en borium hebben te weinig elektronen om een octet te vormen. Waterstof heeft slechts één valentie-elektron en slechts één plaats om een binding met een ander atoom te vormen. Beryllium heeft alleen
twee valentie-atomen, en kan alleen worden gevormd elektronenpaarbindingen op twee locaties. Boor heeft drie valentie-elektronen. De twee moleculen afgebeeld in deze foto tonen de centraal beryllium en booratomen met minder dan acht valentie-elektronen.Moleculen, waar sommige atomen minder dan acht elektronen hebben, worden elektronen-deficiënt genoemd.
Elementen in periodes groter dan periode 3 op het periodiek systeem hebben een d orbitaal beschikbaar met dezelfde energie kwantumgetal. Atomen in deze periodes kunnen volgen de octetregel, maar er zijn omstandigheden waarin ze hun valentieschalen kunnen uitbreiden tot meer dan acht elektronen.
Zwavel en fosfor zijn veelvoorkomende voorbeelden van dit gedrag. Zwavel kan de octetregel volgen zoals in het molecuul SF2. Elk atoom is omgeven door acht elektronen. Het is mogelijk om het zwavelatoom voldoende te exciteren om valentie-atomen in de d orbitaal om moleculen zoals SF toe te staan4 en SF6. Het zwavelatoom in SF4 heeft 10 valentie-elektronen en 12 valentie-elektronen in SF6.
Meest stabiele moleculen en complexe ionen bevatten paren elektronen. Er is een klasse van verbindingen waarbij de valentie-elektronen een oneven aantal elektronen bevatten in de valentie shell. Deze moleculen staan bekend als vrije radicalen. Vrije radicalen bevatten ten minste één ongepaard elektron in hun valentieschil. In het algemeen, moleculen met een oneven aantal elektronen zijn het meestal vrije radicalen.
Stikstof (IV) oxide (NO2) is een bekend voorbeeld. Let op het eenzame elektron op het stikstofatoom in de Lewis-structuur. Zuurstof is een ander interessant voorbeeld. Moleculaire zuurstofmoleculen kunnen twee ongepaarde elektronen hebben. Dergelijke verbindingen staan bekend als biradicalen.