Pour aller plus loin. Établir les schémas de Lewis de PCl₅ et SF₆…

$\mathrm{PCl}{}_5$ : $5+5\times 7=40$ électrons, $20$ doublets : $5$ liants $\mathrm{P}-\mathrm{Cl}$ et $15$ non liants ($3$ par chlore) ✓. Le phosphore s'entoure de $10$ électrons. Cinq directions ne peuvent pas être équivalentes dans l'espace : elles se répartissent en une bipyramide à base triangulaire — trois liaisons équatoriales à $120^{\circ }$ et deux liaisons axiales perpendiculaires au plan, à $90^{\circ }$ des premières.

$\mathrm{SF}{}_6$ : $6+6\times 7=48$ électrons, $24$ doublets : $6$ liants et $18$ non liants ✓. Le soufre s'entoure de $12$ électrons. Six directions à $90^{\circ }$ les unes des autres : géométrie octaédrique, parfaitement symétrique — d'où une molécule apolaire malgré six liaisons $\mathrm{S}-\mathrm{F}$ extrêmement polarisées.

La règle de l'octet. Elle est dépassée dans les deux cas. Ce n'est possible qu'à partir de la troisième période : les atomes y disposent d'orbitales supplémentaires. Un atome de la deuxième période (C, N, O, F) ne dépasse jamais l'octet — $\mathrm{NCl}{}_5$ et $\mathrm{OF}{}_6$ n'existent pas.

Contrôle : la répulsion des doublets ne connaît pas l'octet ; elle compte des directions. C'est ce qui lui permet de traiter $5$ et $6$ directions sans changer de principe.