Oktetové pravidlo je teorie vázání používaná k predikci molekulární struktury kovalentně vázaných molekul. Podle pravidla atomy usilují o to, aby v jejich vnějších - nebo valenčních - elektronových obalech bylo osm elektronů. Každý atom bude sdílet, získat nebo ztratit elektrony, aby naplnil tyto vnější elektronové náboje přesně osmi elektrony. Pro mnoho prvků toto pravidlo funguje a je to rychlý a jednoduchý způsob, jak předpovědět molekulární strukturu molekuly.
Zatímco struktury elektronových teček Lewis pomáhají určit vazbu ve většině sloučenin, existují tři obecné Výjimky: molekuly, ve kterých mají atomy méně než osm elektronů (chlorid boritý a lehčí s- a p-blok elementy); molekuly, ve kterých atomy mají více než osm elektronů (hexafluorid síry a prvky po období 3); a molekuly s lichým počtem elektronů (NO.)
Vodík, berylium a bor mít příliš málo elektronů, aby tvořily oktet. Vodík má pouze jeden valenční elektron a pouze jedno místo pro vytvoření vazby s jiným atomem. Beryllium má pouze
dva valenční atomy, a mohou tvořit pouze svazky elektronových párů na dvou místech. Bor má tři valenční elektrony. Tyto dvě molekuly vyobrazený na tomto obrázku ukazuje centrální berylium a atomy boru s méně než osmi valenčními elektrony.Molekuly, kde některé atomy mají méně než osm elektronů, se nazývají deficience elektronů.
Prvky v periodách větších než 3 v periodické tabulce mají a d orbitální k dispozici se stejnou energií kvantové číslo. Atomy v těchto obdobích mohou následovat oktetové pravidlo, ale existují podmínky, kdy mohou rozšířit své valenční náboje, aby pojaly více než osm elektronů.
Síra a fosfor jsou běžné příklady tohoto chování. Síra může následovat oktetové pravidlo jako v molekule SF2. Každý atom je obklopen osmi elektrony. Je možné dostatečně excitovat atom síry, aby se atomy valence vytlačily do d okružní k umožnění molekul, jako je SF4 a SF6. Atom síry v SF4 má 10 valenčních elektronů a 12 valenčních elektronů v SF6.
Nejstabilnější molekuly a komplexní ionty obsahují páry elektronů. Existuje třída sloučenin, kde valenční elektrony obsahují lichý počet elektronů v valence shell. Tyto molekuly jsou známé jako volné radikály. Volné radikály obsahují ve svém valenčním plášti alespoň jeden nepárový elektron. Obecně, molekuly s lichým počtem elektronů bývají volnými radikály.
Oxid dusičitý (NO2) je dobře známý příklad. Poznámka: osamělý elektron na atomu dusíku ve struktuře Lewis. Kyslík je další zajímavý příklad. Molekulární kyslíkové molekuly mohou mít dva jednotlivé nepárové elektrony. Sloučeniny, jako jsou tyto, se nazývají biradikály.