Většina chemických prvků, s výjimkou vzácných plynů, se vyskytuje prakticky pouze ve formě chemických sloučenin. K jejich tvorbě dochází v důsledku chemických reakcí, kdy se atomy přiblíží k sobě. Pojďme se tedy zamyslet nad tím, co mají společného a jak je to ovlivňuje.
Kombinační reakce
Reakce, které produkují chemické sloučeniny, mohou probíhat dvěma způsoby, v závislosti na atomech:
- Prostřednictvím odpudivých interakcí , které jsou důsledkem překrývání elektronových obalů a elektrostatické interakce unipolárních nábojů.
- Působením přitažlivých sil způsobených elektrostatickou interakcí rozdílných nábojů, jako jsou interakce mezi elektrony a atomovými jádry nebo ty, které vyplývají ze změn v rozložení hustot náboje.
Ukazuje se, že v přírodě existuje tendence usilovat o minimální energii . To platí i pro atomy, což se přímo projevuje právě v jejich tvorbě chemických vazeb – atomy se spojují, pokud je to pro ně energeticky výhodné. Většina prvků přirozeně váže své atomy k ostatním nebo k sobě navzájem.
Chemická vazba
Jak již bylo zmíněno dříve, atomy se mohou kombinovat s atomy stejného nebo jiného chemického prvku . Chemická vazba se nazývá taková interakce mezi atomy, která je činí trvale spojeny dohromady. Valenční elektrony , přítomné na vnějším obalu atomů, se podílejí na tvorbě chemických vazeb.
Chemická vazba ve dvouatomovém vodíku H2
Vodík je chemický prvek a látka, jejíž atomy nikdy neexistují ve volném stavu. Jeho atomy jsou vždy spárovány specifickou chemickou vazbou . Zahrnuje každý z přítomných atomů vodíku jeden valenční elektron, který má být sdílen. To každému z nich umožňuje dosáhnout pro sebe nejvýhodnějšího energetického stavu a získat elektronovou konfiguraci vzácného plynu, který je mu v periodické tabulce nejblíže, totiž helium. Takové sdílené elektrony jsou známé jako sdílený elektronový pár nebo elektronový pár. Tento typ vazby vyskytující se mezi atomy vodíku lze symbolicky znázornit jako H:H.
Kovalentní vazba
Vynikajícím příkladem výskytu kovalentní vazby je již dříve popsaný dvouatomový vodík. Sdílí společný elektronový pár, který je specifický pro tento typ vazby. Zahrnuje shodnost elektronů a tvorbu vazebných elektronových párů, které patří stejně nebo odlišně k oběma atomům.
Nepolární kovalentní vazba
Takové kovalentní vazby, ve kterých vazebný elektronový pár patří stejně k oběma atomům, se také nazývají atomové nebo nepolární kovalentní vazby a jsou tvořeny hlavně mezi atomy stejného nekovu. Takové struktury, které vznikají tvorbou nepolárních kovalentních vazeb, se nazývají homoatomické molekuly.
Elektrony dvouatomových molekul chloru Cl 2
Nepolární kovalentní vazba je také charakteristická pro molekulu chloru , ve které dva atomy chloru sdílejí každý jeden valenční elektron, čímž vzniká elektronový oktet a elektronová konfigurace argonu. Při uvažování elektronů přítomných na obou atomech chloru v molekule je vidět, že kromě vazebného elektronového páru existují také elektrony, které se na tvorbě chemické vazby přímo nepodílejí. Takové elektrony nebo páry elektronů se nazývají nevazebné elektrony. 
Jak je strukturována molekula dusíku?
Ukazuje se, že nekovy mohou sdílet více než jeden elektronový pár . Například molekula dusíku je tvořena dvěma atomy dusíku. Každý z nich má na posledním plášti pět valenčních elektronů, takže k vytvoření oktetu je nutné mít až tři další elektrony. Aby se dosáhlo požadované elektronové konfigurace, každý atom dusíku předá tři elektrony, které mají být sdíleny. To má za následek tři vazebné elektronové páry mezi atomy . Taková specifická vazba má svůj název – trojná vazba. Kromě sdílených elektronových párů má každý atom dusíku jeden nevazebný elektronový pár. Trojná vazba je maximum možného pro vytvoření atomů. V přírodě nebyly nalezeny žádné chemické sloučeniny, které by se vyznačovaly přítomností více než tří vazeb v molekule.
A co heteroatomové molekuly?
Stejně jako atomy patřící stejnému chemickému prvku, atomy různých nekovů jsou schopny se navzájem vázat vytvořením společných vazebných elektronových párů. Nejznámějším příkladem takové struktury je chlorovodík, chemická sloučenina tvořená kombinací atomů vodíku a chloru. Každý z atomů, které tvoří molekulu, potřebuje jeden elektron, aby pro sebe dosáhl nejpříznivější elektronové konfigurace.
Kovalentní vazba v molekule chlorovodíku
K dosažení elektronové konfigurace nejbližších vzácných plynů darují jak vodík, tak chlor po jednom valenčním elektronu, aby vytvořily vazebný elektronový pár. Výsledkem této úpravy jsou dvě trvalé elektronové konfigurace, přičemž vodík má konfiguraci helia a atom chloru má konfiguraci argonu. Na jejich valenčních obalech je tedy dublet a elektronový oktet . Můžeme zde však pozorovat trochu jinou interakci než v případě molekuly vodíku – ukazuje se, že elektronový pár generovaný mezi atomy vodíku a chloru k nim nepatří stejně. Je posunutý směrem k tomu s větší schopností přitahovat elektrony, v tomto případě k atomu chloru, takže vazebný elektronový pár je posunut k němu. Tento typ vazby je také kovalentní vazbou, ale navíc označovanou jako „polární“. 
Polární kovalentní vazba
Taková vazba se vytváří mezi atomy, které patří k různým nekovům. Provádějí charakteristický pohyb kovalentní vazby – sdílejí některé své elektrony, ale ve srovnání s nepolární kovalentní vazbou jsou elektronové páry v tomto případě posunuté směrem k jednomu z atomů. Ten, který přitahuje elektrony silněji. Obvykle je to atom, který má na svém valenčním obalu větší počet elektronů. Je to vždy atom, který má vyšší elektronegativitu.
Elektronová struktura molekuly amoniaku
Amoniak je molekula tvořená jedním atomem dusíku a třemi atomy vodíku. Má polární kovalentní vazbu. Víme, že dusík patří do skupiny 15 periodické tabulky prvků , víme, že má pět valenčních elektronů. Naproti tomu každý atom vodíku má pouze jeden elektron. Pro trvalou elektronovou konfiguraci potřebuje dusík tři elektrony, které mohou být poskytnuty přítomností atomů vodíku. Každý vytváří jeden vazebný elektronový pár s atomem dusíku. To zajišťuje, že každý přítomný atom má pro sebe nejvýhodnější elektronovou konfiguraci. Protože atom dusíku má větší schopnost přitahovat elektrony než atom vodíku, všechny tři vazebné elektronové páry jsou posunuty právě k němu.
Elektronová struktura molekuly oxidu uhličitého
Atom uhlíku je ve skupině 14 periodické tabulky, a proto má na svém valenčním obalu čtyři valenční elektrony. Naproti tomu každý ze dvou atomů kyslíku má šest valenčních elektronů. Protože současné atomy usilují pouze o oktety, atomy kyslíku se vzdávají dvou elektronů, které mají být sdíleny, a atom uhlíku sdílí s každým dva elektrony, takže jsou sdíleny celkem všechny čtyři valenční elektrony. Výsledkem jsou až čtyři vazebné elektronové páry – dva mezi atomem uhlíku a každým atomem kyslíku. Porovnáním hodnot elektronegativity atomů uhlíku a kyslíku víme, že právě kyslík vykazuje větší predispozici k přitahování elektronů. Proto jsou všechny čtyři vazebné elektronové páry posunuty směrem k atomům kyslíku.
Jak zkontrolovat typ vazby přítomné v molekule?
Klíčovým faktorem při určování typu vazby přítomné v molekule je elektronegativita jejích atomových složek. Je to schopnost atomů přitahovat elektrony a tedy i v případě kovalentní vazby schopnost přitahovat k sobě vazebné elektronové páry. Čím větší je hodnota elektronegativity, tím silněji atom přitahuje elektrony. Navíc rozdíl mezi elektronegativitami atomů přítomných v molekule nám říká, s jakým typem chemické vazby máme co do činění. Pokud je v molekule rozdíl v elektronegativitě atomů, které ji tvoří, označovaný jako AE, roven 0,0 nebo ne větší než 0,4, je vazba kovalentně nepolarizovaná. Pokud je AE mezi 0,4 a 1,6, v molekule je polární kovalentní vazba. Pokud naopak rozdíl v elektronegativitě atomů přesáhne 1,6, svědčí to o přítomnosti iontové vazby.
