กฎออกเตตเป็นทฤษฎีพันธะที่ใช้ในการทำนายโครงสร้างโมเลกุลของโมเลกุลที่มีพันธะโควาเลนต์ ตามกฎแล้ว อะตอมพยายามที่จะมีอิเล็กตรอน 8 ตัวในเปลือกอิเล็กทรอนิกส์ชั้นนอกหรือเวเลนซ์ แต่ละอะตอมจะแบ่งปัน ได้รับ หรือสูญเสียอิเล็กตรอนเพื่อเติมเต็มเปลือกอิเล็กตรอนชั้นนอกเหล่านี้ด้วยอิเล็กตรอนแปดตัว สำหรับหลายองค์ประกอบ กฎนี้ใช้ได้ผลและเป็นวิธีที่ง่ายและรวดเร็วในการทำนายโครงสร้างโมเลกุลของโมเลกุล
แต่อย่างที่เขาว่ากัน กฎมีไว้ให้แหก และกฎออกเตตมีผู้ทำลายกฎมากกว่าผู้ปฏิบัติตามกฎ
แม้ว่าโครงสร้างจุดอิเล็กตรอนของลูอิสจะช่วยกำหนดพันธะในสารประกอบส่วนใหญ่ แต่ก็มีข้อยกเว้นทั่วไปสามประการ: โมเลกุลที่อะตอมมีอิเล็กตรอนน้อยกว่าแปดตัว (ธาตุโบรอนคลอไรด์และธาตุบล็อกไซปรัสที่เบากว่า); โมเลกุลที่อะตอมมีอิเล็กตรอนมากกว่าแปดตัว ( ซัลเฟอร์เฮกซะฟลูออไรด์และธาตุที่อยู่นอกคาบ 3); และโมเลกุลที่มีอิเล็กตรอนเป็นจำนวนคี่ (NO.)
อิเล็กตรอนน้อยเกินไป: โมเลกุลขาดอิเล็กตรอน
:max_bytes(150000):strip_icc()/Lewis-dot-58f78f405f9b581d5938e617.jpg)
ไฮโดรเจนเบริลเลียม และโบรอน มีอิเล็กตรอนน้อยเกินไปที่จะสร้างออคเตต ไฮโดรเจนมีเวเลนซ์อิเล็กตรอนเพียงตัวเดียวและมีเพียงตำแหน่งเดียวเท่านั้นที่จะสร้างพันธะกับอะตอมอื่นได้ เบริลเลียมมีเวเลนต์อะตอมเพียงสองอะตอมและสามารถสร้างพันธะคู่อิเล็กตรอนได้ในสองตำแหน่งเท่านั้น โบรอนมีอิเล็กตรอนสามตัว โมเลกุลทั้งสอง ที่ปรากฎในภาพนี้แสดง อะตอมของเบริลเลียมและโบรอนกลางที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนน้อยกว่าแปดตัว
โมเลกุลซึ่งบางอะตอมมีอิเล็กตรอนน้อยกว่า 8 ตัว เรียกว่า ขาดอิเล็กตรอน
อิเล็กตรอนมากเกินไป: ออกเตตขยาย
:max_bytes(150000):strip_icc()/SulfurOctetRule-56a12a2c3df78cf77268035f.png)
ธาตุที่มีคาบมากกว่าคาบ 3 ในตารางธาตุจะมีออร์บิทัล d เท่ากันเลขควอนตัมพลังงาน อะตอมในช่วงเวลาเหล่านี้สามารถปฏิบัติตามกฎออกเตตได้ แต่มีเงื่อนไขที่พวกมันสามารถขยายเปลือกเวเลนซ์เพื่อรองรับอิเล็กตรอนมากกว่าแปดตัว
ซัลเฟอร์และฟอสฟอรัสเป็นตัวอย่างทั่วไปของพฤติกรรมนี้ ซัลเฟอร์สามารถทำตามกฎออกเตตได้เช่นเดียวกับในโมเลกุล SF 2 แต่ละอะตอมล้อมรอบด้วยอิเล็กตรอนแปดตัว มีความเป็นไปได้ที่จะกระตุ้นอะตอม ของกำมะถันมากพอที่จะผลักอะตอมของเวเลนซ์เข้าไปในd ออร์บิทัล เพื่อให้โมเลกุลเช่น SF 4และ SF 6 อะตอมของกำมะถันใน SF 4มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 10 ตัวและเวเลนต์อิเล็กตรอน 12 ตัวในSF 6
อิเล็กตรอนโดดเดี่ยว: อนุมูลอิสระ
:max_bytes(150000):strip_icc()/NO2_Dot-56a12a2c3df78cf772680359.png)
โมเลกุลที่เสถียรและไอออนเชิงซ้อนส่วนใหญ่ประกอบด้วยคู่อิเล็กตรอน มีสารประกอบประเภทหนึ่งซึ่งเวเลนซ์อิเล็กตรอนมีอิเล็กตรอนเป็นจำนวนคี่อยู่ในเปลือกเวเลนซ์ โมเลกุลเหล่านี้เรียกว่าอนุมูลอิสระ อนุมูลอิสระประกอบด้วยอิเล็กตรอนที่ไม่มีการจับคู่อย่างน้อยหนึ่งตัวในเปลือกวาเลนซ์ โดยทั่วไปโมเลกุลที่มีอิเล็กตรอนเป็นเลขคี่มักจะเป็นอนุมูลอิสระ
ไนโตรเจน(IV) ออกไซด์ (NO 2 ) เป็นตัวอย่างที่รู้จักกันดี สังเกตอิเล็กตรอนโดดเดี่ยวบนอะตอมไนโตรเจนในโครงสร้างลูอิส ออกซิเจนเป็นอีกตัวอย่างหนึ่งที่น่าสนใจ โมเลกุลออกซิเจนโมเลกุลสามารถมีอิเล็กตรอนที่ไม่จับคู่ได้สองตัว สารประกอบเหล่านี้เรียกว่า biradicals
