On représente ci-dessous le schéma d'hybridation de la molécule. Les atomes d'oxygène sont hybridés sp. Ils possèdent 6 électrons de valence.

On forme une liaison par recouvrement axial de deux hybrides sp. Il reste 5 électrons que l'on doit placer sur les orbitales disponibles de chaque atome. On peut donc former deux paires non liantes et il reste une orbitale simplement occupée.

On utilise la règle de répulsion minimale qui impose de placer les paires non liantes le plus loin possible les unes des autres. On utilise donc les hybrides sp disponibles, qui pointent à l'extérieur de la molécule et on évite de placer les deux autres paires sur des orbitales en vis-à-vis, de part et d'autre de la liaison. Les deux paires non liantes de symétrie sont donc orientées dans des plans perpendiculaires.

Les deux électrons célibataires se retrouvent aussi sur deux orbitales 2p perpendiculaires (et donc orthogonales). La règle de Hund indique que la configuration à spins parallèles est la plus stable. Le modèle des hybrides permet donc de dépasser les limites du modèle simple de Lewis pour prédire correctement l'état de spin de la molécule .

En fait, il faut deux configurations pour décrire correctement la molécule dans le modèle des hybrides. Le second schéma est l'image du premier par rotation de 90º autour de la liaison. Il est donné ci-dessous.

La présence de deux électrons de même spin sur les deux orbitales 2p orthogonales conduit à une stabilisation énergétique et à un renforcement de la liaison. On peut donc assimiler ce mode d'arrangement à un mode liant, bien qu'il ne corresponde pas au schéma covalent habituel. La liaison dans cette molécule est comparable à une liaison double.