Revenons à l'explication du pourquoi de la liaison entre atomes. Il faut à nouveau se pencher sur les électrons de chaque élément, ou plutôt sur leur disposition autour du noyau. L'électron de l'hydrogène est tout seul, il est libre de graviter comme bon lui semble. Les deux électrons de l'hélium sont très copains et se baladent sur le même champ orbital. Quand on arrive au lithium, on remarque une ségrégation. Deux des électrons gravitent dans une zone proche du noyau, rejetant le dernier sur une couche plus périphérique. Pour le béryllium, on a deux électrons dans la zone près du noyau, et également deux dans la couche plus excentrée.

Avec le bore, surprise! même si on a toujours deux électrons en couche basse, cette fois en remarque que les trois électrons restant cohabitent sans problème sur la deuxième zone. En continuant notre inventaire, on s'aperçoit que cette couche périphérique peut contenir 8 électrons. Lorsqu'elle est totalement remplie, on a affaire au néon (10 électrons, répartis en 2 + 8). L'élément suivant, à savoir le sodium, est le théâtre de l'apparition d'une troisième zone orbitale, encore plus éloignée du noyau que les deux précédentes. On a 11 électrons (2 + 8 + 1), le dernier étant isolé dans la zone la plus périphérique.

On remarque que la structure du tableau périodique traduit cet agencement des couches d'électrons: les éléments de la première ligne, l'hydrogène et l'hélium, ont leurs électrons contenus dans une seule couche. Ensuite, sur la deuxième ligne on retrouve, du lithium au néon, des éléments dont les électrons tiennent dans deux couches. Ces lignes sont appelées périodes, d'où le nom de classification périodique.

Il existe un adage assez connu, stipulant que "la nature a horreur du vide". Dans le cas de nos atomes, on peut l'appliquer aux couches d'électrons: il existe un nombre maximum d'électrons pour chaque couche, et les atomes vont toujours essayer de s'arranger pour que leur dernière couche contienne ce nombre maximum, afin de combler tous les espaces libres.

Prenons une molécule de sel de cuisine, dont la formule est NaCl: on a un atome de sodium relié a un atome de chlore. Les chimistes l'appellent chlorure de sodium. Ceci permet de bien le différencier des autres types de sels, car il en existe beaucoup. Observons maintenant le positionnement des électrons. Pour Na, numéro 11, on l'a déjà vu plus haut: deux couches sont entièrement remplies, et la troisième ne contient qu'un seul électron. Concernant Cl, numéro 17, on voit que la troisième et dernière couche est presque complète, car elle renferme 7 électrons pour une capacité maximale de 8. Du côté du sodium, on a un électron "en trop", tandis que pour le chlore, il "manque" un électron pour compléter la dernière couche. Lors de la combinaison des deux atomes, l'électron périphérique du sodium tend à se rapprocher des 7 de la couche périphérique du chlore, tout en restant attiré par son propre noyau.

Dans le cas de l'eau, l'atome d'oxygène possède une couche périphérique comportant 6 électrons: les deux électrons "manquants" sont fournis par les deux atomes d'hydrogène. Toutes les combinaisons entre atomes sont régies par ce principe. Il faut réussir à caser tous les électrons. C'est pour cela qu'un atome ne peut exister seul car le plus souvent sa dernière couche d'électrons n'est pas complète. Cependant, certains éléments ont leur dernière couche entièrement remplie: ce sont les gaz rares, que l'on retrouve tous dans la colonne de droite de la classification. On peut aisément concevoir qu'ils sont très peu réactifs, car la répartition de leurs électrons est la plus stable possible. Ils peuvent donc exister individuellement, contrairement aux autres éléments.

Il faut ajouter qu'à l'intérieur des couches, les électrons se regroupent par paires, mais d'une manière particulière. On pourrait croire que les 6 électrons de la deuxième couche de l'oxygène se regroupent en 3 paires, or ils forment 2 paires et 2 isolés! En fait, les 4 premiers s'installent séparément, et ce sont les numéro 5 et 6 qui constituent deux paires avec le 1 et le 2. Nous pouvons maintenant expliquer comment peut se former l'ozone (O3): chaque atome d'oxygène possède ses 2 électrons isolés, reliés individuellement à un isolé d'un autre atome. Ainsi, chaque atome remplit sa dernière couche en totalisant virtuellement 8 électrons. Enfin, O2 est une molécule plus solide que O3 car ses deux atomes sont reliés par une double liaison (partage de deux paires d'électrons isolés).