Introduction
La compréhension de l'origine de la stabilité des molécules exige, si on veut être rigoureux, de faire appel à la mécanique quantique. En raison de la très grande complexité des modèles quantiques et des difficultés calculatoires qui se posent à la théorie pour reproduire fidèlement les caractéristiques des molécules même les plus simples, les chimistes ont développé un certain nombre de règles permettant de traduire un certain nombre de faits expérimentaux concernant l'aptitude des atomes à former des liaisons et l'agencement des atomes dans les édifices moléculaires.
Le lien entre les propriétés chimiques des éléments et leur position dans la classification périodique permit très tôt de désigner les électrons de valence des atomes comme les responsables de l'existence de liaisons stables.
Jusque dans les années vingt, le modèle le plus répandu faisait appel à une vision purement électrostatique dans laquelle les atome les plus électropositifs cédent leurs électrons aux plus électronégatifs pour former des liaisons de type ioniques : la paire anion-cation ainsi formée était stabilisée par l'attraction coulombienne entre les deux charges opposées ainsi créées. Ce modèle electrostatique ne pouvait cependant s'appliquer aux molécules homonucléaires (composées des mêmes atomes) telles que \(\textrm H_2\).
Gilbert Newton Lewis (1875-1946) proposa au début des années vingt un autre modèle de liaison faisant intervenir les électrons de valence (ou externes) des atomes.
G. N. Lewis
Dans ce modèle de Lewis la liaison covalente résulte du partage de deux électrons par les atomes qui se lient et non plus du transfert intégral d'un atome à l'autre. Les règles de Lewis permettent de définir l'arrangement des électrons de valence dans les molécules et de distinguer les paires d'électrons responsables de l'établissement des liaisons (les paires liantes) et celles qui conservent leur caractère atomique (les paires non liantes).
Les années quarante virent ensuite apparaître les règles VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) développées et popularisées par R. J. Gillespie qui permirent d'interpréter la géométrie des molécules à partir de la considération de l'arrangement des électrons tel que défini par les règles de Lewis.
Il faut noter que ces modèles descriptifs apparurent en même temps que s'établissaient les modèles quantiques de la liaison chimique. On peut d'autant plus apprécier la simplicité de ces règles simples et fonctionnelles après avoir étudié les théories orbitalaires qui sous-tendent la vision actuelle de la structure des molécules.