De meeste chemische elementen, met uitzondering van de edelgassen, komen vrijwel alleen voor in de vorm van chemische verbindingen. Hun vorming vindt plaats als gevolg van chemische reacties wanneer atomen dicht bij elkaar komen. Laten we dus eens kijken wat ze gemeen hebben en welke invloed dit op hen heeft.
Combinatiereacties
Reacties die chemische verbindingen produceren, kunnen op twee manieren plaatsvinden, afhankelijk van de atomen:
- Door afstotende interacties , die een gevolg zijn van de overlap van elektronenschillen en de elektrostatische interactie van unipolaire ladingen.
- Door de werking van aantrekkingskrachten die worden veroorzaakt door de elektrostatische interactie van ongelijksoortige ladingen, zoals interacties tussen elektronen en atoomkernen of die voortvloeien uit veranderingen in de verdeling van ladingsdichtheden.
Het blijkt dat er in de natuur een neiging bestaat om te streven naar minimale energie . Dit geldt ook voor atomen, wat direct tot uiting komt in de productie van chemische bindingen – atomen combineren als het energetisch voordelig voor hen is om dat te doen. De meeste elementen binden hun atomen op natuurlijke wijze aan anderen of aan elkaar.
Chemische binding
Zoals eerder vermeld kunnen atomen combineren met atomen van hetzelfde of een ander chemisch element . Een chemische binding wordt een dergelijke interactie tussen atomen genoemd, waardoor ze permanent met elkaar verbonden zijn. Valentie-elektronen , aanwezig op de buitenste schil van de atomen, zijn betrokken bij de vorming van chemische bindingen.
Chemische binding in waterstof H 2 met twee atomen
Waterstof is een chemisch element en een stof waarvan de atomen nooit in de vrije staat bestaan. De atomen ervan zijn altijd gekoppeld door een specifieke chemische binding . Het houdt in dat elk van de aanwezige waterstofatomen één valentie-elektron opgeeft om te delen. Hierdoor kan elk van hen de meest gunstige energietoestand voor zichzelf bereiken en de elektronenconfiguratie verkrijgen van het edelgas dat er het dichtst bij staat in het periodiek systeem, namelijk helium. Dergelijke gedeelde elektronen staan bekend als een gedeeld elektronenpaar of elektronenbindingspaar. Dit type binding dat tussen waterstofatomen voorkomt, kan symbolisch worden weergegeven als H:H.
Covalente binding
Een uitstekend voorbeeld van het optreden van een covalente binding is de eerder beschreven tweeatomige waterstof. Het deelt een gemeenschappelijk elektronenpaar, dat specifiek is voor dit type binding. Het gaat om de gemeenschappelijkheid van elektronen en de vorming van bindende elektronenparen die gelijk of verschillend tot beide atomen behoren.
Niet-polaire covalente binding
Dergelijke covalente bindingen, waarbij het bindende elektronenpaar gelijkelijk tot beide atomen behoort, worden ook wel atomaire of niet-polaire covalente bindingen genoemd en worden voornamelijk gevormd tussen atomen van hetzelfde niet-metaal. Dergelijke structuren, die worden gevormd door de vorming van niet-polaire covalente bindingen, worden homoatomaire moleculen genoemd.
Elektronen van diatomische chloormoleculen Cl 2
Een niet-polaire covalente binding is ook kenmerkend voor het chloormolecuul , waarin twee chlooratomen elk één valentie-elektron delen, wat een elektronenoctet en een argon-elektronenconfiguratie oplevert. Wanneer we kijken naar de elektronen die aanwezig zijn bij beide chlooratomen in het molecuul, blijkt dat er naast het bindende elektronenpaar ook elektronen zijn die niet direct betrokken zijn bij de vorming van de chemische binding. Dergelijke elektronen of elektronenparen worden niet-bindende elektronen genoemd. 
Hoe is het stikstofmolecuul opgebouwd?
Het blijkt dat niet-metalen meer dan één elektronenpaar kunnen delen . Een stikstofmolecuul bestaat bijvoorbeeld uit twee stikstofatomen. Ze hebben elk vijf valentie-elektronen op de laatste schil, waardoor er maar liefst drie extra elektronen nodig zijn om een octet te vormen. Om de gewenste elektronenconfiguratie te bereiken, staat elk stikstofatoom drie elektronen af die moeten worden gedeeld. Dit resulteert in drie bindende elektronenparen tussen de atomen . Zo’n specifieke obligatie heeft zijn eigen naam: de drievoudige obligatie. Naast de gedeelde elektronenparen heeft elk stikstofatoom één niet-bindend elektronenpaar. De drievoudige binding is het maximaal mogelijke dat atomen kunnen vormen. Er zijn in de natuur geen chemische verbindingen gevonden die worden gekenmerkt door de aanwezigheid van meer dan drie bindingen in het molecuul.
Hoe zit het met heteroatomaire moleculen?
Net als atomen die tot hetzelfde chemische element behoren, kunnen atomen van verschillende niet-metalen zich aan elkaar binden door de productie van gemeenschappelijke bindende elektronenparen. Het meest bekende voorbeeld van een dergelijke structuur is waterstofchloride, een chemische verbinding die wordt gevormd door de combinatie van waterstof- en chlooratomen. Elk van de atomen waaruit een molecuul bestaat, heeft één elektron nodig om de gunstigste elektronenconfiguratie voor zichzelf te bereiken.
Covalente binding in het waterstofchloridemolecuul
Om de elektronenconfiguratie van de dichtstbijzijnde edelgassen te bereiken, doneren zowel waterstof als chloor elk één valentie-elektron om een bindend elektronenpaar te produceren. Deze behandeling resulteert in twee permanente elektronenconfiguraties, waarbij de waterstof de heliumconfiguratie aanneemt en het chlooratoom de argonconfiguratie aanneemt. Op hun valentieschillen bevinden zich dus respectievelijk een doublet en een elektronenoctet . We kunnen hier echter een iets andere interactie waarnemen dan in het geval van het waterstofmolecuul: het blijkt dat het elektronenpaar dat wordt gegenereerd tussen de waterstof- en chlooratomen niet in gelijke mate tot hen behoort. Het wordt verschoven naar het atoom met het grootste vermogen om elektronen aan te trekken, in dit geval het chlooratoom, dus het bindende elektronenpaar wordt ernaartoe verschoven. Dit type binding is ook een covalente binding, maar wordt ook wel ‘polair’ genoemd. 
Polaire covalente binding
Zo’n binding wordt gevormd tussen atomen die tot verschillende niet-metalen behoren. Ze voeren de karakteristieke beweging uit van een covalente binding : ze delen een deel van hun elektronen, maar vergeleken met een niet-polaire covalente binding worden de in dit geval geproduceerde elektronenparen naar een van de atomen verschoven. Degene die elektronen sterker aantrekt. Meestal is het het atoom dat het grootste aantal elektronen op zijn valentieschil heeft. Het is altijd het atoom met de hoogste elektronegativiteit.
Elektronenstructuur van het ammoniakmolecuul
Ammoniak is een molecuul dat bestaat uit één stikstofatoom en drie waterstofatomen. Het heeft een polaire covalente binding. Wetende dat stikstof tot groep 15 van het periodiek systeem der elementen behoort, weten we dat het vijf valentie-elektronen heeft. Elk waterstofatoom heeft daarentegen slechts één elektron. Voor een permanente elektronenconfiguratie heeft stikstof drie elektronen nodig, waarin kan worden voorzien door de aanwezigheid van waterstofatomen. Elk produceert één bindend elektronenpaar met een stikstofatoom. Dit zorgt ervoor dat elk aanwezig atoom de meest gunstige elektronenconfiguratie voor zichzelf heeft. Omdat het stikstofatoom een groter vermogen heeft om elektronen aan te trekken dan het waterstofatoom, worden alle drie de bindende elektronenparen er precies naartoe verschoven.
Elektronenstructuur van het koolstofdioxidemolecuul
Het koolstofatoom bevindt zich in groep 14 van het periodiek systeem en heeft daarom vier valentie-elektronen op zijn valentieschil. Daarentegen heeft elk van de twee zuurstofatomen zes valentie-elektronen. Omdat de huidige atomen alleen naar octetten streven, geven de zuurstofatomen twee elektronen op om te delen, en deelt het koolstofatoom twee elektronen met elk, zodat in totaal alle vier de valentie-elektronen worden gedeeld. Dit resulteert in maar liefst vier bindende elektronenparen: twee tussen het koolstofatoom en elk zuurstofatoom. Door de elektronegativiteitswaarden van de koolstof- en zuurstofatomen te vergelijken, weten we dat het zuurstof is die een grotere aanleg vertoont om elektronen aan te trekken. Daarom worden alle vier bindende elektronenparen naar de zuurstofatomen verschoven.
Hoe controleer ik welk type binding in een molecuul aanwezig is?
Een sleutelfactor bij het bepalen van het type binding dat in een molecuul aanwezig is, is de elektronegativiteit van de atomaire bestanddelen ervan. Het is het vermogen van atomen om elektronen aan te trekken en dus, ook in het geval van covalente binding, het vermogen om bindende elektronenparen naar elkaar toe te trekken. Hoe groter de waarde van de elektronegativiteit, hoe sterker het atoom elektronen aantrekt. Bovendien vertelt het verschil tussen de elektronegativiteiten van de atomen in het molecuul ons met welk type chemische binding we te maken hebben. Als in een molecuul het verschil in elektronegativiteit van de atomen waaruit het bestaat, aangeduid als AE, gelijk is aan 0,0 of niet groter dan 0,4, is de binding covalent ongepolariseerd. Als AE tussen 0,4 en 1,6 ligt, is er een polaire covalente binding in het molecuul. Als het verschil in de elektronegativiteit van de atomen daarentegen groter is dan 1,6, duidt dit op de aanwezigheid van een ionische binding.
