กฎออกเตตเป็นกฎทางเคมี โดยทั่วไป ที่สะท้อนทฤษฎีที่ว่าธาตุในหมู่หลักมักจะสร้างพันธะในลักษณะที่แต่ละอะตอมมีอิเล็กตรอน แปดตัว ในวงโคจรชั้นนอกสุดทำให้มีโครงสร้างอิเล็กตรอนเหมือนกับก๊าซเฉื่อยกฎนี้ใช้ได้ดีกับคาร์บอนไนโตรเจนออกซิเจนและฮาโลเจนโดย เฉพาะอย่างยิ่ง แม้ว่าโดยทั่วไปแล้วกฎนี้จะใช้ได้กับธาตุในหมู่ sและpของตารางธาตุนอกจากนี้ยังมีกฎอื่นๆ สำหรับธาตุอื่นๆ เช่นกฎดูเพลตสำหรับไฮโดรเจนและฮีเลียมและกฎ 18 อิเล็กตรอนสำหรับโลหะทรานซิชัน

อิเล็กตรอนวาเลนซ์ในโมเลกุล เช่น คาร์บอนไดออกไซด์ (CO₂ ₎สามารถมองเห็นได้โดยใช้แผนภาพจุดอิเล็กตรอนของลูอิสในพันธะโคเวเลนต์อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันระหว่างอะตอมสองอะตอมจะถูกนับรวมเข้ากับอ็อกเทตของทั้งสองอะตอม ในคาร์บอนไดออกไซด์ ออกซิเจนแต่ละอะตอมใช้อิเล็กตรอนร่วมกับคาร์บอนตรงกลางสี่ตัว โดยสองตัว (แสดงด้วยสีแดง) มาจากออกซิเจนเอง และอีกสองตัว (แสดงด้วยสีดำ) มาจากคาร์บอน อิเล็กตรอนทั้งสี่ตัวนี้จะถูกนับรวมในอ็อกเทตของทั้งคาร์บอนและออกซิเจน ดังนั้นทั้งสองอะตอมจึงถือว่าปฏิบัติตามกฎอ็อกเทต

กฎออกเตตนั้นง่ายที่สุดในกรณีของพันธะไอออนิกส์ระหว่างอะตอมสองอะตอม โดยอะตอมหนึ่งเป็นโลหะที่มีค่าอิเล็กโทร เนกาติวิตี ต่ำและอีกอะตอมหนึ่ง เป็น อโลหะที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูง ตัวอย่างเช่นโลหะโซเดียมและก๊าซ คลอรีน รวมตัวกันเพื่อสร้างโซเดียมคลอไร ด์ ซึ่ง เป็น โครงผลึก ที่ประกอบด้วย นิวเคลียสของโซเดียมและคลอรีนสลับกันความหนาแน่นของอิเล็กตรอนภายในโครงผลึกนี้จะก่อตัวเป็นกลุ่มก้อนในระดับอะตอม ดังนี้

อะตอมคลอรีน (Cl) ที่แยกตัวออกมาจะมีอิเล็กตรอน 2 และ 8 ตัวในวงโคจรชั้นที่ 1 และ 2 ซึ่งอยู่ใกล้กับนิวเคลียส อย่างไรก็ตาม มันมีอิเล็กตรอนเพียง 7 ตัวใน วงโคจรชั้นที่ 3 และชั้นนอกสุดอิเล็กตรอนเพิ่มเติมอีกหนึ่งตัวจะทำให้วงโคจรชั้นนอกสุดเต็มไปด้วยอิเล็กตรอน 8 ตัว ซึ่งเป็นสถานการณ์ที่กฎออกเตตสนับสนุน อันที่จริง การเพิ่มอิเล็กตรอนเพื่อสร้างไอออนคลอไรด์ (Cl ⁻ ) จะปล่อยพลังงาน3.62  eV ^{[ 1 ]} ในทางกลับกัน อิเล็กตรอนส่วนเกินอีกตัวไม่สามารถเข้าไปอยู่ในวงโคจรเดียวกันได้ แต่จะเริ่มวงโคจรชั้นที่ 4 รอบนิวเคลียส ดังนั้นกฎออกเตตจึงห้ามการก่อตัวของไอออน Cl ²⁻ สมมุติ และแท้จริงแล้วไอออนดังกล่าวได้รับการสังเกตพบเฉพาะในรูปของพลาสมาภายใต้สภาวะสุดขั้ว เท่านั้น

อะตอมโซเดียม (Na) มีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียวในวงโคจรชั้นนอกสุด โดยวงโคจรชั้นแรกและชั้นที่สองมีอิเล็กตรอนสองและแปดตัวตามลำดับ กฎออกเตตสนับสนุนการกำจัดอิเล็กตรอนชั้นนอกสุดนี้เพื่อสร้างไอออน Na ⁺ซึ่งมีโครงสร้างอิเล็กตรอนเหมือนกับ Cl− ^ทุก ประการ อันที่จริง มีการสังเกตว่าโซเดียมถ่ายโอนอิเล็กตรอนหนึ่งตัวให้กับคลอรีนในระหว่างการเกิดโซเดียมคลอไรด์ ดังนั้นโครงสร้างผลึกที่ได้จึงถือได้ว่าเป็นแถวเรียงกันเป็นระยะของไอออน Na ⁺และ^Cl−

การกำจัดอิเล็กตรอนนอกสุดของ Na และกลับสู่สถานะ "ที่ได้รับการอนุมัติจากอ็อกเทต" ต้องใช้พลังงานเพียงเล็กน้อย: 5.14 eV ^{[ 2 ]} พลังงานนี้ได้มาจาก 3.62 eV ที่ปล่อยออกมาในระหว่างการก่อตัวของคลอไรด์ และแรงดึงดูดทางไฟฟ้าสถิต ระหว่างไอออน Na ⁺ที่มีประจุบวก และไอออน Cl ⁻ ที่ มีประจุลบซึ่งปล่อยพลังงานแลตติซ 8.12 eV ^{[ 3 ]} ในทางตรงกันข้าม อิเล็กตรอนใดๆ ที่ถูกกำจัดออกจาก Na จะอยู่ในเปลือกอิเล็กตรอนที่สองที่ลึกกว่า และสร้างไอออน Na ²⁺ ที่ละเมิดอ็อกเทต ดังนั้น พลังงานไอออนไนเซชันที่สองที่จำเป็นสำหรับการกำจัดครั้งต่อไปจึงมีขนาดใหญ่กว่ามาก – 47.28 eV ^{[ 4 ]}  – และไอออนที่สอดคล้องกันจะสังเกตได้เฉพาะภายใต้สภาวะสุดขั้วเท่านั้น

ในปี พ.ศ. 2407 จอห์น นิวแลนด์ส นักเคมีชาวอังกฤษได้จัดจำแนกธาตุที่รู้จักกัน 62 ธาตุ ออกเป็น 8 กลุ่ม โดยพิจารณาจากคุณสมบัติทางกายภาพ^{[ 5 ] [ 6 ] [ 7 ] [ 8 ]}

ในช่วงปลายศตวรรษที่ 19 เป็นที่ทราบกันว่าสารประกอบเชิงซ้อน (เดิมเรียกว่า "สารประกอบโมเลกุล") เกิดขึ้นจากการรวมกันของอะตอมหรือโมเลกุลในลักษณะที่ค่าเวเลนซีของอะตอมที่เกี่ยวข้องดูเหมือนจะเพียงพอ ในปี 1893 อัลเฟรด เวอร์เนอร์แสดงให้เห็นว่าจำนวนอะตอมหรือกลุ่มที่เกี่ยวข้องกับอะตอมกลาง (" เลขเชิงซ้อน ") มักจะเป็น 4 หรือ 6 เลขเชิงซ้อนอื่นๆ สูงสุดถึง 8 เป็นที่รู้จัก แต่พบได้น้อยกว่า^{[ 9 ]}ใน ปี 1904 ริชาร์ด อาเบกก์เป็นหนึ่งในคนแรกๆ ที่ขยายแนวคิดของเลขเชิงซ้อนไปสู่แนวคิดของเว เลนซ์ โดยเขาจำแนกอะตอมเป็นผู้ให้หรือผู้รับอิเล็กตรอน นำไปสู่สถานะเวเลนซ์บวกและลบที่คล้ายคลึงกับแนวคิดสถานะออกซิเดชัน ในปัจจุบันอย่างมาก อาเบกก์ตั้งข้อสังเกตว่าความแตกต่างระหว่างเวเลนซ์บวกและลบ สูงสุด ของธาตุภายใต้แบบจำลองของเขามักจะเป็นแปด^{[ 10 ]}ในปี พ.ศ. 2459 กิลเบิร์ต เอ็น. ลูอิสได้อ้างถึงความเข้าใจนี้ว่าเป็นกฎของอาเบกก์และใช้มันเพื่อช่วยกำหนด รูปแบบ อะตอมทรงลูกบาศก์และ "กฎแปด" ซึ่งเริ่มแยกแยะระหว่าง อิเล็กตรอน วาเลนซ์และอิเล็กตรอนวาเลนซ์ [ ^{11 ] ใน} ปี พ.ศ. 2462 เออร์วิง แลงมัวร์ได้ปรับปรุงแนวคิดเหล่านี้ให้ดียิ่งขึ้นและเปลี่ยนชื่อเป็น "อะตอมทรงลูกบาศก์แปด" และ "ทฤษฎีแปด" ^{[ 12 ]} "ทฤษฎีแปด" ได้พัฒนาไปสู่สิ่งที่ปัจจุบันรู้จักกันในชื่อ "กฎแปด"

Walther Kossel ^{[ 13 ]}และGilbert N. Lewisพบว่าก๊าซเฉื่อยไม่มีแนวโน้มที่จะมีส่วนร่วมในปฏิกิริยาเคมีภายใต้สภาวะปกติ จากการสังเกตนี้ พวกเขาสรุปว่าอะตอมของก๊าซเฉื่อยมีความเสถียร และจากข้อสรุปนี้ พวกเขาได้เสนอทฤษฎีวาเลนซีที่รู้จักกันในชื่อ "ทฤษฎีอิเล็กตรอนของวาเลนซี" ในปี พ.ศ. 2459: ^{[ 14 ]}

ในระหว่างการเกิดพันธะเคมี อะตอมจะรวมตัวกันโดยการรับ การสูญเสีย หรือการแบ่งปันอิเล็กตรอนในลักษณะที่ทำให้พวกมันมีโครงสร้างอิเล็กตรอนใกล้เคียงกับก๊าซเฉื่อยที่อยู่ใกล้ที่สุด

ทฤษฎีควอนตัมของอะตอมอธิบายอิเล็กตรอนทั้งแปดตัวว่าเป็นเปลือกปิด ที่มีการจัดเรียงอิเล็กตรอน ^{แบบ s²p⁶}การ จัดเรียงอิเล็กตรอนแบบเปลือก ^{ปิด คือการจัดเรียงที่ ระดับ}พลังงานต่ำเต็มและระดับพลังงานสูงว่างเปล่า ตัวอย่างเช่น สถานะพื้นฐานของอะตอม นีออนมี เปลือก n = 2 ที่เต็ม ( ^2s²2p⁶ ) และ เปลือก n = 3 ที่ว่าง เปล่าตามกฎออกเตต อะตอมที่อยู่ก่อนและหลังนีออนในตารางธาตุ (เช่น C, N, O, F, Na, Mg และ Al) มีแนวโน้มที่จะมีการจัดเรียงอิเล็กตรอนที่คล้ายคลึงกันโดยการรับ การสูญเสีย หรือการแบ่งปันอิเล็กตรอน

อะตอม อาร์กอนมีโครงสร้างอิเล็กตรอนที่คล้ายคลึงกันคือ3s² ^{3p⁶ นอกจาก}นี้^ยังมีระดับ 3d ที่ว่างอยู่ แต่มีพลังงานสูงกว่า 3s และ 3p อย่างมาก (ต่างจากอะตอมไฮโดรเจน) ดังนั้น 3s² ^3p⁶จึงยังถือว่าเป็นเปลือกอิเล็กตรอนปิดในทางเคมี อะตอมที่อยู่ก่อนและหลังอาร์กอนมักจะมีโครงสร้างอิเล็กตรอนแบบนี้ในสารประกอบ อย่างไรก็ตาม มีโมเลกุลที่มีวาเลนซ์เกิน บางชนิด ที่ระดับ 3d อาจมีบทบาทในการสร้างพันธะ แม้ว่าเรื่องนี้จะเป็นที่ถกเถียงกันอยู่ (ดูด้านล่าง)

ตามทฤษฎีควอนตัม แล้ว ฮีเลียมไม่มีระดับ 1p ดังนั้น 1s² จึง^เป็นเปลือกปิดที่ไม่มีอิเล็กตรอน p อะตอมก่อนและหลังฮีเลียม (H และ Li) เป็นไปตามกฎคู่และมีแนวโน้มที่จะมี โครงสร้าง ^1s²เหมือนกับฮีเลียม

สารตัวกลางที่เกิดปฏิกิริยาหลายชนิดไม่เป็นไปตามกฎออกเตต ส่วนใหญ่ไม่เสถียร แม้ว่าบางชนิดจะสามารถแยกออกมาได้ก็ตาม

โดยทั่วไป การละเมิดกฎออกเตตมักเกิดขึ้นใน รูปทรงเรขาคณิตการประสานงานมิติที่ต่ำกว่าหรือในสปีชีส์อนุมูลอิสระแม้ว่าจะมีการสอนกันโดยทั่วไปว่าโมเลกุลที่มีวาเลนซ์เกินจะละเมิดกฎออกเตต แต่ การคำนวณแบบab initioแสดงให้เห็นว่าตัวอย่างที่รู้จักเกือบทั้งหมดเป็นไปตามกฎออกเตต โมเลกุลเหล่านี้สร้างพันธะเศษส่วน จำนวนมาก ผ่านเรโซแนนซ์ (ดู§ โมเลกุลที่มีวาเลนซ์เกินด้านล่าง) แต่โครงสร้างเรโซแนนซ์แต่ละโครงสร้างก็เป็นไปตามกฎออกเตต

ใน เรขาคณิตการประสานงาน แบบระนาบสามเหลี่ยม ออร์บิ ทัล pหนึ่งตัวจะชี้ออกนอกระนาบพันธะ และสามารถซ้อนทับกับออร์บิทัลอะตอมที่อยู่ใกล้เคียงได้เฉพาะในพันธะ π เท่านั้น หาก ออร์บิทัล p นั้น ว่างเปล่าในอะตอมเดี่ยว มันอาจจะถูกเติมเต็มผ่านพันธะดาทีฟ ภายในโมเลกุล เช่นเดียวกับอะมิโน โบเร น อย่างไรก็ตาม ในบางกรณี (เช่นโบรอนไตรคลอไรด์ และ โบเรนต่างๆไตรฟีนิลเมทาเนียม ) ไม่มีออร์บิทัลที่เต็มอยู่ใกล้เคียงที่สามารถซ้อนทับกับ ออร์บิทัล p ที่ว่างเปล่าได้อย่างมีประสิทธิภาพ ในกรณีเช่นนี้ ออร์บิทัลจะยังคงว่างเปล่า และสารประกอบจะเป็นไปตาม "กฎเซ็กซ์เตต" ในทำนองเดียวกัน สารประกอบเชิงเส้น เช่นไดเมทิลซิงค์ มีออร์บิทัล pสองตัวตั้งฉากกับแกนพันธะ และอาจเป็นไปตาม "กฎควอเตต" ^{[ 15 ]} ไม่ว่าในกรณีใด ออร์บิทัลที่ว่างเปล่าซึ่งไม่มีการป้องกันมักจะดึงดูดแอดดักต์

อนุมูลอิสระจะสอดคล้องกับกฎออกเตตในทิศทางการหมุน หนึ่งแบบ โดยมีอิเล็กตรอนสปินขึ้นสี่ตัวในวงโคจรชั้นนอกสุด และเกือบจะสอดคล้องกับกฎนี้ในทิศทางการหมุนตรงข้าม ตัวอย่างเช่นอนุมูลเมทิล (CH₃ ₎ซึ่งมีอิเล็กตรอนเดี่ยวอยู่ในวงโคจรที่ไม่เกิดพันธะบนอะตอมคาร์บอน และไม่มีอิเล็กตรอนที่มีสปินตรงข้ามอยู่ในวงโคจรเดียวกัน อีกตัวอย่างหนึ่งคืออนุมูลคลอรีนโมโนออกไซด์ (ClO ^• ) ซึ่งเกี่ยวข้องกับ การลดลง ของ โอโซน

อนุมูลอิสระที่มีเสถียรภาพมักจะอยู่ในสถานะที่อิเล็กตรอนเดี่ยวสามารถกระจายตัวได้ผ่านปรากฏการณ์เรโซแนนซ์ ในกรณีเช่นนี้ กฎออกเตตสามารถกลับคืนมาได้ผ่านรูปแบบของพันธะอิเล็กตรอน 1 หรือ 3ตัว

สารประกอบเช่นคาร์บีนสามารถตีความได้สองวิธีที่แตกต่างกัน ขึ้นอยู่กับสถานะสปินของมัน คาร์บีน แบบทริปเลตนั้นคิดได้ดีที่สุดว่าเป็นอนุมูลอิสระสองตัวที่อยู่บนอะตอมเดียวกัน และเป็นไปตามกฎออกเตตในทิศทางสปินขึ้นร่วมกันของอนุมูลอิสระเหล่านั้น ส่วนคาร์บีน แบบซิงเกล็ตมักจะมีโครงสร้างแบบระนาบ และคิดได้ดีที่สุดว่าเป็นไปตามกฎเซกซ์เตตแบบระนาบ

ธาตุหมู่หลักในแถวที่สามและแถวต่อๆ ไปของตารางธาตุสามารถสร้าง โมเลกุล ที่มีพันธะเกินจำนวนอะตอมที่ล้อมรอบ หรือโมเลกุล ที่มีวาเลนซ์เกินจำนวนอะตอมที่ล้อมรอบอะตอมหลักมากกว่าสี่อะตอม เช่นฟอสฟอรัสเพนตาฟลูออไรด์ (PF₅ ₎และซัลเฟอร์เฮกซาฟลูออไรด์ (SF₆ ₎ตัวอย่างเช่น ใน PF₅ _หากสมมติว่ามีพันธะโควาเลนต์ แท้ห้า พันธะซึ่งมีการใช้คู่อิเล็กตรอนที่แตกต่างกันห้าคู่ร่วมกัน ฟอสฟอรัสก็จะถูกล้อมรอบด้วยอิเล็กตรอนวาเลนซ์ 10 ตัว ซึ่งขัดกับกฎออกเตต ในยุคแรกๆ ของกลศาสตร์ควอนตัม พอลลิงเสนอว่าอะตอมในแถวที่สามสามารถสร้างพันธะได้ห้าพันธะโดยใช้หนึ่งออร์บิทัล s สามออร์บิทัล p และหนึ่งออร์บิทัล d หรือหกพันธะโดยใช้หนึ่งออร์บิทัล s สามออร์บิทัล p และสองออร์บิทัล d ^{[ 16 ]}ในการสร้างพันธะห้าพันธะ ออร์บิทัล s หนึ่งตัว ออร์บิทัล p สามตัว และออร์บิทัล d หนึ่งตัวจะรวมกันเพื่อสร้างออร์บิทัลไฮบริด sp ³ d ห้าตัว ซึ่งแต่ละตัวจะแบ่งปันอิเล็กตรอนคู่กับอะตอมฮาโลเจน รวมเป็นอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันทั้งหมด 10 ตัว มากกว่าที่กฎออกเตตทำนายไว้สองตัว ในทำนองเดียวกัน ในการสร้างพันธะหกพันธะ ออร์บิทัลไฮบริด sp ³ d ² หกตัวจะสร้าง พันธะหกพันธะโดยมีอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน 12 ตัว^{[ 17 ]}ในแบบจำลองนี้ ความพร้อมใช้งานของออร์บิทัล d ที่ว่างอยู่ถูกนำมาใช้เพื่ออธิบายข้อเท็จจริงที่ว่าอะตอมแถวที่สาม เช่น ฟอสฟอรัสและกำมะถัน สามารถสร้างพันธะโควาเลนต์ได้มากกว่าสี่พันธะ ในขณะที่อะตอมแถวที่สอง เช่น ไนโตรเจนและออกซิเจน ถูกจำกัดอย่างเคร่งครัดโดยกฎออกเตต^{[ 18 ]}

อย่างไรก็ตาม แบบจำลองอื่นๆ อธิบายพันธะโดยใช้เฉพาะออร์บิทัล s และ p ซึ่งสอดคล้องกับกฎออกเตต คำอธิบาย พันธะวาเลนซ์ของ PF ₅ใช้เรโซแนนซ์ระหว่างโครงสร้าง PF ₄ ⁺ F ⁻ ที่แตกต่างกัน ดังนั้น F แต่ละตัวจึงถูกยึดด้วยพันธะโควาเลนต์ในสี่โครงสร้างและพันธะไอออนิกในหนึ่งโครงสร้าง แต่ละโครงสร้างเรโซแนนซ์มีอิเล็กตรอนวาเลนซ์แปดตัวบน P ^{[ 19 ]} คำอธิบาย ทฤษฎีออร์บิทัลโมเลกุลพิจารณาว่าออร์บิทัลโมเลกุลที่ถูกครอบครองสูงสุดเป็นออร์บิทัลที่ไม่เกิดพันธะซึ่งอยู่บนอะตอมฟลูออรีนห้าอะตอม นอกเหนือจากออร์บิทัลพันธะที่ถูกครอบครองสี่ออร์บิทัล ดังนั้นจึงมีอิเล็กตรอนวาเลนซ์เพียงแปดตัวบนฟอสฟอรัส ความถูกต้องของกฎออกเตตสำหรับโมเลกุลไฮเปอร์วาเลนต์ได้รับการสนับสนุนเพิ่มเติมโดยการคำนวณออร์บิทัลโมเลกุลแบบ ab initioซึ่งแสดงให้เห็นว่าการมีส่วนร่วมของฟังก์ชัน d ต่อออร์บิทัลพันธะมีขนาดเล็ก^{[ 20 ] [ 21 ]}

อย่างไรก็ตาม ด้วยเหตุผลทางประวัติศาสตร์ โครงสร้างที่แสดงอิเล็กตรอนมากกว่าแปดตัวรอบธาตุต่างๆ เช่น P, S, Se หรือ I ยังคงพบเห็นได้ทั่วไปในตำราเรียนและบทความวิจัย แม้ว่าการขยายเปลือก d จะไม่สำคัญในพันธะเคมี แต่การปฏิบัติเช่นนี้ช่วยให้สามารถแสดงโครงสร้างได้โดยไม่ต้องใช้ประจุอย่างเป็นทางการจำนวนมาก หรือใช้พันธะบางส่วน และได้รับการแนะนำโดย IUPAC ว่าเป็นรูปแบบที่สะดวกกว่าการแสดงภาพที่สะท้อนพันธะได้ดีกว่า ในทางกลับกัน การแสดงอิเล็กตรอนมากกว่าแปดตัวรอบ Be, B, C, N, O หรือ F (หรือมากกว่าสองตัวรอบ H, He หรือ Li) ถือเป็นข้อผิดพลาดโดยผู้เชี่ยวชาญส่วนใหญ่ โดยเฉพาะอย่างยิ่ง แทนที่จะเขียน N ที่มีวาเลนซ์ห้า จะเขียนเป็น N ⁺ ที่มีวาเลนซ์สี่ (เช่น ไม่ใช่ H−O−N(=O)=O แต่เป็น H−O−N ⁺ (=O)−O ⁻ )

กฎออกเตตใช้ได้เฉพาะกับธาตุหมู่หลัก เท่านั้น ธาตุอื่นๆ จะใช้ กฎ การนับอิเล็กตรอน แบบอื่น เนื่องจาก โครงสร้าง อิเล็กตรอนวงนอกสุดแตกต่างจากธาตุหมู่หลัก กฎอื่นๆ เหล่านั้นแสดงไว้ด้านล่าง:

• กฎคู่หรือกฎคู่ของเปลือกนอกสุดใช้ได้กับ H, He และ Li—ก๊าซเฉื่อยฮีเลียมมีอิเล็กตรอนสองตัวในเปลือกนอกสุด ซึ่งมีความเสถียรมาก (เนื่องจากไม่มีซับเชลล์ 1p ดังนั้น1s จึงตามด้วย 2s ทันทีและด้วยเหตุนี้เปลือกนอกสุดจึงมีอิเล็กตรอนวาเลนซ์ได้มากที่สุดเพียง 2 ตัว) ไฮโดรเจนต้องการอิเล็กตรอนเพิ่มอีกเพียงหนึ่งตัวเพื่อให้ได้โครงสร้างที่เสถียรนี้ ในขณะที่ลิเธียมต้องเสียอิเล็กตรอนไปหนึ่งตัว
• สำหรับโลหะทรานซิชันโมเลกุลมักจะปฏิบัติตามกฎ 18 อิเล็กตรอนซึ่งสอดคล้องกับการใช้ออร์บิทัลd , sและpวาเลนซ์เพื่อสร้างออร์บิทัลพันธะและออร์บิทัลที่ไม่ใช่พันธะ อย่างไรก็ตาม ต่างจากกฎออกเตตสำหรับธาตุหมู่หลัก โลหะทรานซิชันไม่ได้ปฏิบัติตามกฎ 18 อิเล็กตรอนอย่างเคร่งครัด และจำนวนอิเล็กตรอนวาเลนซ์สามารถแตกต่างกันได้ระหว่าง 12 ถึง 18 ^{[ 22 ] [ 23 ] [ 24 ] [ 25 ]}

• โครงสร้างลูอิส
• การนับอิเล็กตรอน