Somente no início do séc. XX, surgiram os primeiros modelos consistentes de ligações químicas, quando o químico norte-americano Lewis e o químico alemão Kossel propuseram, respectivamente, as teorias da ligação covalente e da ligação iônica. Alguns pontos comuns podem ser destacados entre essas teorias:
a) Só participavam das ligações os elétrons da última camada, posteriormente chamados de elétrons de valência.
b) Os átomos ligavam-se obedecendo a uma mesma norma geral: a regra do octeto.
Na natureza, os únicos elementos químicos formados por átomos isolados e estáveis são os gases nobres. Foi devido ao fato de esses gases, com exceção do hélio, possuírem oito elétrons na última camada, que surgiu a regra do octeto. Segundo Lewis e Kossel, os gases nobres seriam verdadeiros referenciais de estabilidade para os demais elementos químicos. Assim, os átomos participariam de ligações químicas com uma única meta: adquirir estabilidade semelhante à de um gás nobre. Para tanto, deveriam sofrer modificações em sua eletrosfera, de modo que ficassem com oito elétrons na última camada, como a maioria dos gases nobres. Atualmente, são conhecidas muitas exceções à regra do octeto. A maioria dos metais de transição, por exemplo, não adquire configuração de gás nobre em seus compostos. Por isso, a regra do octeto deve ser encarada como orientação geral, mas não pode ser considerada como lei natural.
Conhecendo esse fato, podemos classificar os elementos assim:
1) Metais – São aqueles que possuem 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência. A tendência dos metais é perder esses elétrons.
Exemplos:
a) 19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
19K1+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
b) 20Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
20Ca2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
2) Ametais – São aqueles que possuem 4, 5, 6 ou 7 elétrons na camada de valência. A tendência dos ametais é receber elétrons.
Exemplos:
a) 16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
16S 2–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
b) 9F: 1s2 2s2 2p5
9F-: 1s2 2s2 2p6
Apesar de estar na família 1A, o hidrogênio não é um metal, ou seja, não possui tendência de perder o seu único elétron. Na verdade, o átomo de hidrogênio tende a receber um elétron, ficando, assim, com configuração eletrônica igual à do gás nobre hélio. Como a perda de um elétron originaria um sistema sem elétrons, o íon H+ não é estável no estado isolado.