Väčšina chemických prvkov, s výnimkou vzácnych plynov, sa vyskytuje prakticky len vo forme chemických zlúčenín. K ich tvorbe dochádza v dôsledku chemických reakcií, keď sa atómy priblížia k sebe. Pozrime sa teda, čo majú spoločné a ako ich to ovplyvňuje.
Kombinačné reakcie
Reakcie, pri ktorých vznikajú chemické zlúčeniny , môžu prebiehať dvoma spôsobmi v závislosti od atómov:
- Prostredníctvom odpudivých interakcií , ktoré sú dôsledkom prekrývania elektrónových obalov a elektrostatickej interakcie unipolárnych nábojov.
- Pôsobením príťažlivých síl spôsobených elektrostatickou interakciou odlišných nábojov, ako sú interakcie medzi elektrónmi a atómovými jadrami alebo tie, ktoré sú výsledkom zmien v rozložení hustoty náboja.
Ukazuje sa, že v prírode existuje tendencia usilovať sa o minimálnu energiu . Platí to aj pre atómy, čo sa priamo prejavuje práve v ich tvorbe chemických väzieb – atómy sa spájajú, ak je to pre nich energeticky výhodné. Väčšina prvkov prirodzene viaže svoje atómy k iným alebo k sebe navzájom.
Chemická väzba
Ako už bolo spomenuté, atómy sa môžu kombinovať s atómami rovnakého alebo iného chemického prvku . Chemická väzba sa nazýva taká interakcia medzi atómami, ktorá ich robí trvalo spojenými. Valenčné elektróny nachádzajúce sa na vonkajšom obale atómov sa podieľajú na tvorbe chemických väzieb.
Chemická väzba v dvojatómovom vodíku H2
Vodík je chemický prvok a látka, ktorej atómy nikdy neexistujú vo voľnom stave. Jeho atómy sú vždy spárované špecifickou chemickou väzbou . Zahŕňa každý z prítomných atómov vodíka, ktorý sa vzdáva jedného valenčného elektrónu, ktorý sa má zdieľať. To každému z nich umožňuje dosiahnuť pre seba najpriaznivejší energetický stav a získať elektrónovú konfiguráciu vzácneho plynu, ktorý je mu v periodickej tabuľke najbližšie, a to hélium. Takéto zdieľané elektróny sú známe ako zdieľaný elektrónový pár alebo pár elektrónových väzieb. Tento typ väzby vyskytujúci sa medzi atómami vodíka možno symbolicky znázorniť ako H:H.
Kovalentná väzba
Výborným príkladom výskytu kovalentnej väzby je už skôr opísaný dvojatómový vodík. Zdieľa spoločný elektrónový pár, ktorý je špecifický pre tento typ väzby. Zahŕňa zhodnosť elektrónov a vytváranie väzbových elektrónových párov, ktoré patria rovnako alebo odlišne k obom atómom.
Nepolárna kovalentná väzba
Takéto kovalentné väzby, v ktorých väzbový elektrónový pár patrí rovnako k obom atómom, sa tiež nazývajú atómové alebo nepolárne kovalentné väzby a sú tvorené hlavne medzi atómami toho istého nekovu. Takéto štruktúry, ktoré vznikajú tvorbou nepolárnych kovalentných väzieb, sa nazývajú homoatomické molekuly.
Elektróny dvojatómových molekúl chlóru Cl 2
Nepolárna kovalentná väzba je tiež charakteristická pre molekulu chlóru , v ktorej dva atómy chlóru zdieľajú každý jeden valenčný elektrón, čím vzniká elektrónový oktet a argónová elektrónová konfigurácia. Keď vezmeme do úvahy elektróny prítomné na oboch atómoch chlóru v molekule, je možné vidieť, že okrem väzbového elektrónového páru existujú aj elektróny, ktoré sa priamo nezúčastňujú na tvorbe chemickej väzby. Takéto elektróny alebo páry elektrónov sa nazývajú neväzbové elektróny. 
Ako je štruktúrovaná molekula dusíka?
Ukazuje sa, že nekovy môžu zdieľať viac ako jeden elektrónový pár . Napríklad molekula dusíka sa skladá z dvoch atómov dusíka. Každý z nich má päť valenčných elektrónov na poslednom obale, takže na vytvorenie oktetu je potrebné mať až tri ďalšie elektróny. Aby sa dosiahla požadovaná elektrónová konfigurácia, každý atóm dusíka odovzdá tri elektróny, ktoré sa majú zdieľať. Výsledkom sú tri väzbové elektrónové páry medzi atómami . Takáto špecifická väzba má svoj vlastný názov – trojitá väzba. Okrem zdieľaných elektrónových párov má každý atóm dusíka jeden neväzbový elektrónový pár. Trojitá väzba je maximum možného na vytvorenie atómov. V prírode neboli nájdené žiadne chemické zlúčeniny, ktoré by sa vyznačovali prítomnosťou viac ako troch väzieb v molekule.
A čo heteroatómové molekuly?
Rovnako ako atómy patriace rovnakému chemickému prvku, aj atómy rôznych nekovov sa môžu navzájom viazať prostredníctvom vytvárania spoločných väzbových elektrónových párov. Najznámejším príkladom takejto štruktúry je chlorovodík, chemická zlúčenina vytvorená kombináciou atómov vodíka a chlóru. Každý z atómov, ktoré tvoria molekulu, potrebuje jeden elektrón, aby dosiahol pre seba najpriaznivejšiu elektrónovú konfiguráciu.
Kovalentná väzba v molekule chlorovodíka
Aby sa dosiahla elektrónová konfigurácia najbližších vzácnych plynov , vodík aj chlór darujú po jednom valenčnom elektróne, aby vytvorili väzbový elektrónový pár. Výsledkom tohto spracovania sú dve trvalé elektrónové konfigurácie, pričom vodík má héliovú konfiguráciu a atóm chlóru má argónovú konfiguráciu. Na ich valenčných obaloch sa teda nachádza dublet a elektrónový oktet . Môžeme tu však pozorovať trochu inú interakciu ako v prípade molekuly vodíka – ukazuje sa, že elektrónový pár vytvorený medzi atómami vodíka a chlóru k nim nepatrí rovnako. Je posunutý k tomu, ktorý má väčšiu schopnosť priťahovať elektróny, v tomto prípade atóm chlóru, takže väzobný elektrónový pár je posunutý smerom k nemu. Tento typ väzby je tiež kovalentná väzba, ale navyše označovaná ako „polárna“. 
Polárna kovalentná väzba
Takáto väzba sa vytvára medzi atómami patriacimi k rôznym nekovom. Vykonávajú charakteristický pohyb kovalentnej väzby – zdieľajú časť svojich elektrónov, ale v porovnaní s nepolárnou kovalentnou väzbou sú v tomto prípade vytvorené elektrónové páry posunuté smerom k jednému z atómov. Ten, ktorý silnejšie priťahuje elektróny. Zvyčajne je to atóm, ktorý má na svojom valenčnom obale väčší počet elektrónov. Vždy je to atóm, ktorý má vyššiu elektronegativitu.
Elektrónová štruktúra molekuly amoniaku
Amoniak je molekula zložená z jedného atómu dusíka a troch atómov vodíka. Má polárnu kovalentnú väzbu. Keď vieme, že dusík patrí do skupiny 15 periodickej tabuľky prvkov , vieme, že má päť valenčných elektrónov. Naproti tomu každý atóm vodíka má iba jeden elektrón. Pre trvalú elektrónovú konfiguráciu potrebuje dusík tri elektróny, ktoré môžu byť poskytnuté prítomnosťou atómov vodíka. Každý vytvára jeden väzbový elektrónový pár s atómom dusíka. To zaisťuje, že každý prítomný atóm má pre seba najpriaznivejšiu elektrónovú konfiguráciu. Pretože atóm dusíka má väčšiu schopnosť priťahovať elektróny ako atóm vodíka, všetky tri väzbové elektrónové páry sú posunuté práve k nemu.
Elektrónová štruktúra molekuly oxidu uhličitého
Atóm uhlíka je v skupine 14 periodickej tabuľky, a preto má na svojom valenčnom obale štyri valenčné elektróny. Naproti tomu každý z dvoch atómov kyslíka má šesť valenčných elektrónov. Keďže súčasné atómy sa usilujú iba o oktety, atómy kyslíka sa vzdajú dvoch elektrónov, ktoré majú byť zdieľané, a atóm uhlíka zdieľa dva elektróny s každým, čím sa spolu delia všetky štyri valenčné elektróny. Výsledkom sú až štyri väzbové elektrónové páry – dva medzi atómom uhlíka a každým atómom kyslíka. Porovnaním hodnôt elektronegativity atómov uhlíka a kyslíka vieme, že práve kyslík vykazuje väčšiu predispozíciu priťahovať elektróny. Preto sú všetky štyri väzbové elektrónové páry posunuté smerom k atómom kyslíka.
Ako skontrolovať typ väzby prítomnej v molekule?
Kľúčovým faktorom pri určovaní typu väzby prítomnej v molekule je elektronegativita jej atómových zložiek. Ide o schopnosť atómov priťahovať elektróny a teda aj v prípade kovalentnej väzby o schopnosť priťahovať k sebe väzbové elektrónové páry. Čím väčšia je hodnota elektronegativity, tým silnejšie atóm priťahuje elektróny. Okrem toho rozdiel medzi elektronegativitami atómov prítomných v molekule nám hovorí, s akým typom chemickej väzby máme do činenia. Ak je v molekule rozdiel v elektronegativite atómov, ktoré ju tvoria, označený ako AE, rovný 0,0 alebo nie väčší ako 0,4, väzba je kovalentne nepolarizovaná. Ak je AE medzi 0,4 a 1,6, v molekule je polárna kovalentná väzba. Ak naopak rozdiel v elektronegativite atómov presiahne 1,6, znamená to prítomnosť iónovej väzby.
