Oktetreglen er en bindingsteori, der bruges til at forudsige molekylstrukturen af kovalent bundne molekyler. I henhold til reglen søger atomer at have otte elektroner i deres ydre - eller valens - elektronskaller. Hvert atom vil dele, få eller miste elektroner for at fylde disse ydre elektronskaller med nøjagtigt otte elektroner. For mange elementer fungerer denne regel og er en hurtig og enkel måde at forudsige molekylets molekylstruktur.
Mens Lewis-elektronprikstrukturer er med til at bestemme binding i de fleste forbindelser, er der tre generelle undtagelser: molekyler, hvor atomer har færre end otte elektroner (borchlorid og lettere s- og p-blok elementer); molekyler, hvor atomer har mere end otte elektroner (svovlhexafluorid og elementer ud over periode 3); og molekyler med et ulige antal elektroner (NO.)
Hydrogen, beryllium og bor har for få elektroner til at danne en oktet. Brint har kun en valenselektron og kun et sted at danne en binding til et andet atom. Beryllium har kun to valensatomer
, og kan kun dannes elektronparbindinger to steder. Bor har tre valenselektroner. De to molekyler afbildet på dette billede viser centrale beryllium og boratomer med færre end otte valenselektroner.Molekyler, hvor nogle atomer har færre end otte elektroner, kaldes elektronmangel.
Elementer i perioder, der er større end periode 3 på det periodiske system, har a d orbital tilgængelig med den samme energi kvanttal. Atomer i disse perioder kan følge octet-reglen, men der er betingelser, hvor de kan udvide deres valensskaller for at rumme mere end otte elektroner.
Svovl og fosfor er almindelige eksempler på denne opførsel. Svovl kan følge octetreglen som i molekylet SF2. Hvert atom er omgivet af otte elektroner. Det er muligt at excitere svovlatomet tilstrækkeligt til at skubbe valenceatomer ind i d orbital for at tillade molekyler såsom SF4 og SF6. Svovlatomet i SF4 har 10 valenselektroner og 12 valenselektroner i SF6.
Mest stabile molekyler og komplekse ioner indeholder par elektroner. Der er en klasse af forbindelser, hvor valenselektroner indeholder et ulige antal elektroner i valence shell. Disse molekyler er kendt som frie radikaler. Frie radikaler indeholder mindst et uparret elektron i deres valensskal. Generelt, molekyler med et ulige antal elektroner har tendens til at være frie radikaler.
Nitrogenoxid (NO)2) er et velkendt eksempel. Bemærk den elektroniske elektron på nitrogenatomet i Lewis-strukturen. Oxygen er et andet interessant eksempel. Molekylære iltmolekyler kan have to enkelt parrede elektroner. Forbindelser som disse er kendt som biradicals.