De flesta kemiska grundämnen, med undantag för ädelgaserna, förekommer praktiskt taget endast i form av kemiska föreningar. Deras bildning sker som ett resultat av kemiska reaktioner när atomer kommer nära varandra. Så låt oss överväga vad de har gemensamt och hur detta påverkar dem.
Kombinationsreaktioner
Reaktioner som producerar kemiska föreningar kan ske på två sätt, beroende på atomerna:
- Genom repulsiva interaktioner , som är en konsekvens av överlappningen av elektronskal och den elektrostatiska interaktionen av unipolära laddningar.
- Genom verkan av attraktionskrafter orsakade av elektrostatisk interaktion av olika laddningar, såsom interaktioner mellan elektroner och atomkärnor eller de som är ett resultat av förändringar i fördelningen av laddningstätheter.
Det visar sig att det finns en tendens i naturen att sträva efter minimal energi . Detta gäller även atomer, vilket direkt återspeglas just i deras produktion av kemiska bindningar – atomer kombineras om det är energetiskt fördelaktigt för dem att göra det. De flesta grundämnen binder naturligt sina atomer till andra eller till varandra.
Kemisk bindning
Som nämnts tidigare kan atomer kombineras med atomer av samma eller ett annat kemiskt element . En kemisk bindning kallas en sådan växelverkan mellan atomer som gör dem permanent sammanbundna. Valenselektroner , som finns på atomernas yttersta skal, är involverade i bildandet av kemiska bindningar.
Kemisk bindning i tvåatomsväte H 2
Väte är ett kemiskt grundämne och ett ämne vars atomer aldrig existerar i fritt tillstånd. Dess atomer är alltid parade av en specifik kemisk bindning . Det innebär att var och en av de närvarande väteatomerna ger upp en valenselektron som ska delas. Detta gör att var och en av dem kan nå det mest gynnsamma energitillståndet för sig själv och få elektronkonfigurationen för den ädelgas närmast den i det periodiska systemet, nämligen helium. Sådana delade elektroner är kända som ett delat elektronpar eller elektronbindande par. Denna typ av bindning som förekommer mellan väteatomer kan symboliskt representeras som H:H.
Kovalent bindning
Ett utmärkt exempel på förekomsten av en kovalent bindning är det tidigare beskrivna tvåatomiga vätet. Den delar ett gemensamt elektronpar, vilket är specifikt för denna typ av bindning. Det involverar gemensamhet av elektroner och bildandet av bindande elektronpar som hör lika eller olika till båda atomerna.
Icke-polär kovalent bindning
Sådana kovalenta bindningar, i vilka det bindande elektronparet hör lika till båda atomerna, kallas också atomära eller opolära kovalenta bindningar och bildas huvudsakligen mellan atomer av samma icke-metall. Sådana strukturer, som bildas genom bildandet av icke-polära kovalenta bindningar, kallas homoatomiska molekyler.
Elektroner av diatomiska klormolekyler Cl 2
En icke-polär kovalent bindning är också karakteristisk för klormolekylen , i vilken två kloratomer delar en valenselektron vardera, vilket ger en elektronoktett och en argonelektronkonfiguration. När man betraktar de elektroner som finns vid båda kloratomerna i molekylen, kan man se att det, förutom det bindande elektronparet, även finns elektroner som inte är direkt involverade i bildandet av den kemiska bindningen. Sådana elektroner eller elektronpar kallas icke-bindande elektroner. 
Hur är kvävemolekylen uppbyggd?
Det visar sig att icke-metaller kan dela mer än ett elektronpar . Till exempel är en kvävemolekyl uppbyggd av två kväveatomer. De har vardera fem valenselektroner på det sista skalet, vilket gör det nödvändigt att ha så många som tre extra elektroner för att göra en oktett. För att uppnå den önskade elektronkonfigurationen avger varje kväveatom tre elektroner som ska delas. Detta resulterar i tre bindande elektronpar mellan atomerna . En sådan specifik bindning har sitt eget namn – trippelbindningen. Förutom de delade elektronparen har varje kväveatom ett icke-bindande elektronpar. Trippelbindningen är det högsta möjliga för atomer att bilda. Inga kemiska föreningar har hittats i naturen som kännetecknas av närvaron av mer än tre bindningar i molekylen.
Hur är det med heteroatomiska molekyler?
Liksom atomer som tillhör samma kemiska element, kan atomer av olika icke-metaller binda till varandra genom produktion av gemensamma bindande elektronpar. Det mest kända exemplet på en sådan struktur är väteklorid, en kemisk förening som bildas av kombinationen av väte- och kloratomer. Var och en av atomerna som utgör en molekyl behöver en elektron för att uppnå den mest gynnsamma elektronkonfigurationen för sig själv.
Kovalent bindning i vätekloridmolekylen
För att uppnå elektronkonfigurationen för de närmaste ädelgaserna donerar både väte och klor en valenselektron vardera för att producera ett bindande elektronpar. Denna behandling resulterar i två permanenta elektronkonfigurationer, där vätet antar heliumkonfigurationen och kloratomen antar argonkonfigurationen. På deras valensskal finns det alltså en dubblett respektive en elektronoktett . Vi kan dock observera en något annorlunda interaktion här än i fallet med vätemolekylen – det visar sig att elektronparet som genereras mellan väte- och kloratomerna inte tillhör dem lika mycket. Den förskjuts mot den med större förmåga att attrahera elektroner, i detta fall kloratomen, så det bindande elektronparet förskjuts mot den. Denna typ av bindning är också en kovalent bindning, men även kallad "polär". 
Polär kovalent bindning
En sådan bindning bildas mellan atomer som tillhör olika icke-metaller. De utför den karakteristiska rörelsen av en kovalent bindning – de delar en del av sina elektroner, men jämfört med en icke-polär kovalent bindning förskjuts elektronparen som produceras i detta fall mot en av atomerna. Den som attraherar elektroner starkare. Det är vanligtvis atomen som har det största antalet elektroner på sitt valensskal. Det är alltid atomen som har den högre elektronegativiteten.
Elektronstrukturen hos ammoniakmolekylen
Ammoniak är en molekyl som består av en kväveatom och tre väteatomer. Den har en polär kovalent bindning. När vi vet att kväve tillhör grupp 15 i det periodiska systemet för grundämnen , vet vi att det har fem valenselektroner. Däremot har varje väteatom bara en elektron. För en permanent elektronkonfiguration behöver kväve tre elektroner, som kan tillhandahållas genom närvaron av väteatomer. Var och en producerar ett bindande elektronpar med en kväveatom. Detta säkerställer att varje närvarande atom har den mest gynnsamma elektronkonfigurationen för sig själv. Eftersom kväveatomen har större kapacitet att attrahera elektroner än väteatomen förskjuts alla tre bindande elektronpar precis mot den.
Elektronstrukturen hos koldioxidmolekylen
Kolatomen är i grupp 14 i det periodiska systemet och har därför fyra valenselektroner på sitt valensskal. Däremot har var och en av de två syreatomerna sex valenselektroner. Eftersom de nuvarande atomerna bara strävar efter oktetter, ger syreatomerna upp två elektroner som ska delas, och kolatomen delar två elektroner med vardera, för totalt alla fyra valenselektroner som ska delas. Detta resulterar i så många som fyra bindande elektronpar – två mellan kolatomen och varje syreatom. Genom att jämföra elektronegativitetsvärdena för kol- och syreatomerna vet vi att det är syre som visar en större benägenhet att attrahera elektroner. Därför förskjuts alla fyra bindande elektronpar mot syreatomerna.
Hur kontrollerar man vilken typ av bindning som finns i en molekyl?
En nyckelfaktor för att bestämma vilken typ av bindning som finns i en molekyl är elektronegativiteten hos dess atomära beståndsdelar. Det är atomernas förmåga att attrahera elektroner och därför, även vid kovalent bindning, förmågan att attrahera bindande elektronpar till varandra. Ju större elektronegativiteten är, desto starkare attraherar atomen elektroner. Dessutom berättar skillnaden mellan elektronegativiteterna hos atomerna som finns i molekylen vilken typ av kemisk bindning vi har att göra med. Om, i en molekyl, skillnaden i elektronegativiteten hos de atomer som bygger den, betecknad som ΔE, är lika med 0,0 eller inte större än 0,4, är bindningen kovalent opolariserad. Om ΔE är mellan 0,4 och 1,6 finns det en polär kovalent bindning i molekylen. Om å andra sidan skillnaden i atomernas elektronegativitet överstiger 1,6 indikerar detta närvaron av en jonbindning.
