Nous nous proposons ici d'étudier une première approche de la molécule n'utilisant pas la mécanique quantique. Celle-ci permet de répondre rapidement à deux questions concernant d'une part l'agencement des atomes les uns par rapport aux autres (structure développée plane), et d'autre part la géométrie de la molécule (agencement spatial des atomes).

Les atomes d'une molécule vont s'associer en mettant en commun des électrons de façon à former des doublets afin que chaque atome tende vers la configuration électronique du gaz rare voisin.1 Ces électrons sont les électrons liants qui, attirés par les deux noyaux et localisés principalement entre eux, sont responsables de la stabilité de la molécule. Ils constituent la liaison covalente. Seuls les électrons de valence2 sont impliqués dans la formation de liaison covalente. Prenons par exemple l'atome d'hydrogène (H, 1s1) : le gaz noble voisin est l'hélium (He, 1s2), deux atomes H, par mise en commun de 2 électrons, vont constituer une molécule H2 :
H H H H

Prenons maintenant l'atome de fluor (F, 2s2 2p5) : il manque un électron à F pour atteindre la configuration du néon (Ne, 2s2 2p6), gaz rare voisin. Dans la molécule de H-F, la mise en commun d'un électron de H et d'un électron de F permet à chacun des deux atomes d'acquérir la structure électronique du gaz noble correspondant.
H F H F

Dans cette molécule, F est entouré par 4 doublets : 1 doublet liant et 3 non liants.

1

Les gaz rares de configuration ns2 np6 ont leur couche de valence entièrement remplie. Ces éléments sont donc particulièrement stables et existent "non associés" à l'état gazeux. 2 Les électrons de valence sont les électrons des couches périphériques (contrairement aux électrons de cœur). 1

L'atome d'oxygène (O, 2s2 2p4) doit mettre en commun deux électrons avec un autre atome pour atteindre la configuration électronique du gaz rare voisin. Ainsi, la molécule de dioxygène O2 a la structure de Lewis suivante :
O O O O

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