Ao fim do século 19 e início do seguinte, a química se apoiava em três conceitos fundamentais: a) fórmula química, que define a composição elementar da substância química; b) estrutura molecular, que determina o arranjo espacial dos átomos da molécula; c) estrutura química, que indica a conectividade dos átomos na molécula. Com base em nosso conhecimento atual, esses três conceitos estão ilustrados na figura 1 para a molécula de água.

Definida a estrutura molecular, várias estruturas químicas podem ser propostas para representar a substância, bastando só escolher diferentes maneiras de conectar os átomos. Mas como os átomos são mantidos juntos na molécula? Em outras palavras, qual é a origem da ligação química?

As primeiras ideias sobre ligação química datam do fim do século 19, mas foi só depois da descoberta do elétron como constituinte básico da matéria que os primeiros modelos atômicos começaram a ser propostos.

No período anterior à mecânica quântica – teoria que lida com os fenômenos do diminuto universo atômico e molecular, desenvolvida a partir de meados da década de 1920 –, os modelos eram essencialmente clássicos, como os do físico dinamarquês Niels Bohr (1885-1962) e Bohr-Sommerfeld – referência ao físico alemão Arnold Sommerfeld (1868-1951). Esses modelos supunham que os elétrons se moviam em torno do núcleo atômico, em órbitas circulares e elípticas (figura 2), sujeitos a certas regras, de forma a reproduzir os conhecidos espectros atômicos, que representam o resultado de como os átomos interagem com a radiação (luz) que incide sobre eles.

Essas formulações teóricas só se aplicavam a átomos hidrogenoides, ou seja, com um único elétron. Mas Bohr, em sua famosa trilogia de artigos de 1913, propôs uma forma de distribuir os elétrons dos átomos pelas diferentes órbitas – cada órbita comportando certo número de elétrons. 

Curiosamente, à exceção do átomo de hélio (com dois elétrons), os átomos dos demais gases nobres – neônio (Ne), argônio (Ar), criptônio (Kr), xenônio (Xe) e radônio (Rn) –, na distribuição proposta por Bohr, apresentavam oito elétrons na última órbita, ou camada, ocupada. Uma característica desses elementos – já bem conhecida à época – era a inércia química, ou seja, a incapacidade de se combinar com outros elementos para formar moléculas.  

Dos chamados modelos eletrônicos da ligação química, o proposto, em 1916, pelo físico-químico estadunidense Gilbert Lewis (1875-1946), foi de longe o mais frutífero. Lewis associou a inércia química dos gases nobres à peculiar distribuição de elétrons, que, em sua visão, conferiria estabilidade aos átomos desses elementos, evitando que eles se combinassem com outros átomos.

Lewis imaginou que a formação de moléculas poderia se dar pelo compartilhamento de elétrons da última camada, de forma que cada um dos átomos passasse a exibir oito elétrons em suas camadas – o que conferiria estabilidade à molécula. 

Seguindo essa linha de raciocínio, Lewis propôs que uma ligação química resultaria de átomos compartilhando um par de elétrons.