La règle d'octet est une théorie de liaison utilisée pour prédire la structure moléculaire des molécules liées par covalence. Selon la règle, les atomes cherchent à avoir huit électrons dans leur enveloppe d'électrons externe ou de valence. Chaque atome partagera, gagnera ou perdra des électrons pour remplir ces coquilles d'électrons externes avec exactement huit électrons. Pour de nombreux éléments, cette règle fonctionne et est un moyen rapide et simple de prédire la structure moléculaire d'une molécule.
Alors que les structures de points d'électrons de Lewis aident à déterminer la liaison dans la plupart des composés, il existe trois exceptions: molécules dans lesquelles les atomes ont moins de huit électrons (chlorure de bore et bloc s et p plus léger éléments); molécules dans lesquelles les atomes ont plus de huit électrons (Hexafluorure de soufre et éléments au-delà de la période 3); et des molécules avec un nombre impair d'électrons (NO.)
Hydrogène, le béryllium et bore ont trop peu d'électrons pour former un octet. L'hydrogène n'a qu'un seul électron de valence et un seul endroit pour former une liaison avec un autre atome. Le béryllium a seulement
deux atomes de valence, et ne peut se former que liaisons de paires d'électrons à deux endroits. Le bore a trois électrons de valence. Les deux molécules représenté sur cette photo montre la béryllium central et des atomes de bore avec moins de huit électrons de valence.Les molécules, où certains atomes ont moins de huit électrons, sont appelées déficientes en électrons.
Les éléments des périodes supérieures à la période 3 du tableau périodique ont un ré orbital disponible avec la même énergie Nombre quantique. Les atomes dans ces périodes peuvent suivre la règle d'octet, mais il y a des conditions où ils peuvent étendre leurs coquilles de valence pour accueillir plus de huit électrons.
Soufre et phosphore sont des exemples courants de ce comportement. Le soufre peut suivre la règle des octets comme dans la molécule SF2. Chaque atome est entouré de huit électrons. Il est possible d'exciter suffisamment l'atome de soufre pour pousser les atomes de valence dans le ré orbital pour permettre à des molécules telles que SF4 et SF6. L'atome de soufre dans SF4 a 10 électrons de valence et 12 électrons de valence en SF6.
Molécules les plus stables et ions complexes contiennent des paires d'électrons. Il existe une classe de composés où les électrons de valence contiennent un nombre impair d'électrons dans le coquille de valence. Ces molécules sont appelées radicaux libres. Radicaux libres contiennent au moins un électron non apparié dans leur coquille de valence. En général, molécules avec un nombre impair d'électrons ont tendance à être des radicaux libres.
Oxyde d'azote (IV) (NO2) est un exemple bien connu. Notez l'électron isolé sur l'atome d'azote dans la structure de Lewis. L'oxygène est un autre exemple intéressant. Les molécules d'oxygène moléculaire peuvent avoir deux électrons non appariés. Des composés comme ceux-ci sont connus sous le nom de biradicals.