قاعدة الثماني هي نظرية ربط تستخدم للتنبؤ بالبنية الجزيئية للجزيئات المرتبطة تساهميًا. وفقًا للقاعدة ، تسعى الذرات إلى امتلاك ثمانية إلكترونات في قذائفها الإلكترونية - أو التكافؤية -. ستشارك كل ذرة أو تكتسب أو تفقد الإلكترونات لملء قذائف الإلكترون الخارجية بثمانية إلكترونات بالضبط. بالنسبة للعديد من العناصر ، تعمل هذه القاعدة وهي طريقة سريعة وبسيطة للتنبؤ بالبنية الجزيئية للجزيء.
بينما تساعد هياكل لويس إلكترون في تحديد الترابط في معظم المركبات ، هناك ثلاثة عامة الاستثناءات: الجزيئات التي تحتوي فيها الذرات على أقل من ثمانية إلكترونات (كلوريد البورون وكتلة أخف و s- p-) عناصر)؛ الجزيئات التي تحتوي فيها الذرات على أكثر من ثمانية إلكترونات (سادس فلوريد الكبريت وعناصر ما بعد الفترة 3) ؛ والجزيئات التي تحتوي على عدد فردي من الإلكترونات (NO).
هيدروجينوالبريليوم و البورون تحتوي على عدد قليل جدًا من الإلكترونات لتكوين ثماني بتات. يحتوي الهيدروجين على إلكترون تكافؤ واحد ومكان واحد فقط لتشكيل رابطة مع ذرة أخرى. البريليوم لديه فقط ذرتان تكافؤتان، ويمكن أن تشكل فقط سندات زوج الإلكترون في موقعين. يحتوي البورون على ثلاثة إلكترونات تكافؤ.
الجزيئين يصور في هذه الصورة تظهر البريليوم المركزي وذرات البورون مع أقل من ثمانية إلكترونات تكافؤ.تسمى الجزيئات ، حيث تحتوي بعض الذرات على أقل من ثمانية إلكترونات ، ناقصة الإلكترون.
العناصر في فترات أكبر من الفترة 3 في الجدول الدوري لها د مداري متاح بنفس الطاقة عدد كمي. قد تتبع الذرات في هذه الفترات قاعدة الثمانيولكن هناك ظروف حيث يمكنهم توسيع قذائف التكافؤ الخاصة بهم لاستيعاب أكثر من ثمانية إلكترونات.
الكبريت و الفوسفور هي أمثلة شائعة لهذا السلوك. يمكن أن يتبع الكبريت قاعدة الثماني كما هو الحال في الجزيء SF2. كل ذرة محاطة بثمانية إلكترونات. من الممكن إثارة ذرة الكبريت بشكل كاف لدفع ذرات التكافؤ إلى داخل د المداري للسماح لجزيئات مثل SF4 و SF6. ذرة الكبريت في SF4 يحتوي على 10 إلكترونات تكافؤ و 12 إلكترون تكافؤ في SF6.
معظم الجزيئات المستقرة و أيونات معقدة تحتوي على أزواج من الإلكترونات. هناك فئة من المركبات حيث تحتوي إلكترونات التكافؤ على عدد فردي من الإلكترونات في التكافؤ مدار. تُعرف هذه الجزيئات بالجذور الحرة. الشوارد الحرة تحتوي على إلكترون واحد على الأقل في غلاف التكافؤ. بشكل عام، جزيئات مع عدد فردي من الإلكترونات تميل إلى أن تكون الجذور الحرة.
أكسيد النيتروجين (IV) (NO2) مثال معروف. لاحظ الإلكترون الوحيد على ذرة النيتروجين في هيكل لويس. الأكسجين هو مثال آخر مثير للاهتمام. يمكن أن تحتوي جزيئات الأكسجين الجزيئي على إلكترونين غير منفصلين. تُعرف مركبات مثل هذه باسم biradicals.