第一部：化学と物質構造・共有結合

　分子の結合に関わる電子の状態は，周期表第一周期の水素原子では最外殻電子 2個のヘリウム（ He ），周期表第二周期や第三周期の原子では最外殻電子 8個の，ネオン（ Ne ），アルゴン（ Ar ）などの希ガス状態になろうとする。
　例えば，下図に示すように，最外殻電子 1個の水素原子と，最外殻電子が 4個の炭素原子，5個の窒素原子，6 個の酸素原子などの周期表第二周期の元素との反応では，水素は最外殻電子 2個のヘリウム（ He ），結合相手の元素は最外殻電子 8個のネオン（ Ne ）と同じ電子状態（ electronic structure ）の分子になることで安定する。また，周期表第三周期の最外殻電子 7個の塩素原子との反応では，最外殻電子 8個のアルゴン（ Ar ）と同じ状態の分子になることで安定する。
　これらの元素の電子配置は，
　炭素（原子番号 6 ） ： 1s² 2s² 2p²
　窒素（原子番号 7 ） ： 1s² 2s² 2p³
　酸素（原子番号 8 ） ： 1s² 2s² 2p⁴
　塩素（原子番号 17 ）： 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
である。いずれも最外殻の p 軌道は電子で満たされていないのが分かる。
　なお，多くの化合物において，共有結合に関わる最外殻電子は 8個となるが，例外として，三塩化ホウ素（ BCl₃ ）で 6個，五塩化リン（ PCl₅ ）で 10個が知られている。

　不対電子の共有と分子の形
　【原子の構造】で解説したように，p軌道は，方位量子数 l = 1 ，磁気量子数 m = －1 , 0 , 1 の 3 つの軌道をもつ。 p軌道に電子が入るとき，電子 3個までは，磁気量子数 m の異なるそれぞれの軌道に順番に入る。

　すなわち，p³ までは，磁気量子数 m = －1 , 0 , 1 の 3つの軌道に電子が 1個ずつ入る。4個目（p⁴ ）の電子からは，パウリの排他原理により， 電子のスピン量子数（ spin quantum number ：s = －1/2，1/2 ）の異なる電子が入り対（電子対）となる。なお，電子対となっていない電子は不対電子（価電子）という。
　窒素（ N ）は，3 つの P 軌道に 3個の不対電子，酸素（ O ）は 1 組の電子対（電子 2 個）と 2個の不対電子，塩素（ Cl ）については 2 組の電子対（電子 4 個）と 1 個の不対電子を持つ。
　窒素，酸素，塩素では，これらの不対電子と水素とが共有結合し，三角錐の頂点に原子が配置した分子構造（ NH₃ が三角錐，H₂O は折れ線，HCl で直線）を形成する。
　一方，炭素（ C ）は，3つの p軌道に 2個の不対電子しかないが，メタン（ CH₄ ）で知られるように，4個の水素と共有結合できる。
　これは，炭素の s軌道と 3つの p軌道の混合が起こり 4個の不対電子を持つ混成軌道（ hybrid orbital ）が生成したためである。なお，混成軌道については，次項で紹介する。
　【参考】
　分子軌道（ molecular orbital ）
　単原子分子（希ガス）を除き，複数の原子で分子を構成した場合には，結合に関与した電子は，原子間距離に応じて，一つ以上の原子核と相互作用をもつ分子軌道で記述される。
　電子軌道（ electron orbital ）
　当初の原子モデル（惑星モデル）では，電子の運動を“orbital”と考え，軌道と訳されているため，電車の軌道，衛星軌道などのように，一定の法則に従って運動するときの筋道と錯覚されるが，最新の原子モデルでは，electron（電子の）orbital（軌道のようなもの）は，電子の状態を波動関数（wave function）で表したもので，雲のように広がった連続的分布をしていると考えられている。この電子の分布は，電子雲（electron cloud）ともいわれる。
　電子軌道は，主量子数（ main quantum number ） n ，方位量子数（ azimuthal quantum number ） l （エル） ，磁気量子数（ magnetic quantum number ） m で指定される。
　主量子数 n は，軌道の大きさとエネルギーを決定し，1, 2 , 3 , …の整数値をとる。これは，電子殻（ K 殻, L 殻, M 殻, … ）に対応する。
　方位量子数 l は，軌道の形を決定し，0 , 1, 2 , … n-1の整数値をとる。これは，s 軌道，p 軌道，d 軌道，f 軌道，h 軌道に対応する。すなわち，K 殻 ( 主量子数 1 ) では l = 1 - 1 = 0となり，s 軌道しかとりえないが， N 殻 ( 主量子数 4 ) では l = 4 - 1 = 3 となり，s 軌道，p 軌道，d 軌道をとることができる。
　磁気量子数 m は，各軌道を決定し，0 , ± 1, ± 2 , … ± l の整数値をとる。従って，s 軌道は， l = 0, m = 0 で 1 つの軌道を，p 軌道は l = 1 , m = -1 , 0 , 1 で 3 つの軌道を，d 軌道は l = 2 , m = -2 , -1 , 0 , 1 , 2 となり 5つの軌道を持つことができる。
　パウリの排他原理（ Pauli principle ）
　パウリにより提唱された原理で，排他律あるいは禁制原理などとも呼ばれる。「 2つ以上のフェルミ粒子は，同一の量子状態を占めることはできない。」と表現され，一つの原子内では，2 個以上の電子が同時にエネルギー・スピンなどの同じ状態をとることはないことを示す原理である。