Атоми різних елементів, взаємодіючи між собою, утворюють велику кількість простих і складних речовин. Нам треба з’ясувати, якими силами втримуються атоми в молекулах і як виникають хімічні зв’язки між ними. В основі теорії хімічного зв’язку лежать поняття про електронну взаємодію. Нам відомо, що атоми благородних газів за звичайних умов не взаємодіють з іншими атомами, бо мають завершений зовнішній енергетичний рівень (двоелектронний у Гелію і восьмиелектронний у решти інертних елементів).
Всі інші елементи мають незавершені зовнішні електронні шари, тому атоми цих елементів вступають у взаємодію між собою. Під час взаємодії атомів з незавершеними зовнішніми електронними шарами перебудовуються їх електронні оболонки: неспарені електрони різних атомів утворюють електронні пари, які є спільними для двох чи більшої кількості атомів, або зміщуються до одного атома. Розглянемо, для прикладу, утворення молекули водню. Згадаємо, що атом Гідрогену складається з ядра із зарядом +1 і одного електрона. Для завершення першого енергетичного рівня атому не вистачає одного електрона. Якщо два атоми Гідрогену знаходяться далеко один від одного, то вони не взаємодіють. Коли атоми зближуються між ними виникають сили притягання (ядро одного атома до електрона другого і навпаки) і сили відштовхування (між обома ядрами і обома електронами). Атоми зближуються до певної відстані, поки сила взаємодії не буде рівна нулю, тобто сила притягання врівноважується силою відштовхування. При достатньому зближенні атомів хмари обох атомів перекриваються і між ядрами утворюється згусток негативного заряду. Обидва електрони, кожний з яких раніше належав одному атому, спаровуються і, утворивши одну електронну хмару, стають тепер спільними для обох атомів. Молекула водню — більш стійке утворення, ніж поодинокі атоми. Схематично утворення молекули водню можна зобразити так:
Із схеми видно, що утворення хімічного зв’язку можливе тоді, коли спаровуються два електрони з антипаралельними спінами. Якщо спіни електронів в обох атомах мають однаковий напрямок, електрони відштовхуються, і молекула з них утворитися не може. При утворенні хімічного зв’язку в ролі валентних електронів виступають неспарені електрони в незбуджених або незбуджених атомах.
Спарювання електронів енергетично не вигідне в ізольованих атомах 
; 
(електрони займають вільні орбіталі на підрівні), стає енергетично вигідним при спарюванні електронів у формі хімічного зв’язку. Енергія утвореної молекули (кристалу) менша порівняно з енергією атомів, що взаємодіють. Стан системи найстійкіший тоді, коли її енергія мінімальна.
Зображувати хімічні зв’язки можна по-різному:
а) У вигляді крапок, поставлених біля хімічного символу елемента. (Крапками зображають електрони лише зовнішнього енергетичного рівня). В цьому разі утворення молекули водню можна зобразити схемою:
H• + •H → H : H
б) За допомогою квантових комірок (орбіталей), як розташування двох електронів (стрілочок) з протилежно напрямленими спінами в одній квантовій комірці:
Електронегативність
Металічні елементи легко віддають електрони зовнішнього енергетичного рівня і не можуть приєднувати їх для добудови цього рівня. Неметалічні елементи легко притягують електрони від інших атомів для добудови зовнішнього енергетичного рівня. Чим менше електронів необхідно для добудови зовнішнього рівня, тим сильніше виражені неметалічні властивості елемента і його електронегативність.
У періоді електронегативність елемента зростає із збільшенням порядкового номера елемента, тобто зліва направо. На початку періоду містяться елементи, електронегативність яких дуже низька (вважають, що для атомів металів електронегативність не характерна), а в кінці – найбільш електронегативні (неметалічні елементи).
У групі електронегативність елементів зменшуєтся із зростанням порядкового номера елемента, тобто згори донизу. Найбільш електронегативним у періодичній системі є Флуор.
За зростанням електронегативності елементи розміщають у такий ряд:
Інертні елементи електронегативності не мають. Це пояснюється тим, що їх атоми мають завершені зовнішні електронні шари, які є повними октетами (виняток Гелій). Стійкістю такого октету пояснюється поведінка благородних газів у хімічних реакціях за звичайних умов.
Основні типи хімічного зв’язку
Користуючись знанням про електронегативність елементів, можна передбачити тип хімічного зв’язку в сполуці. Електронегативність елементів впливає на розподіл електронної хмари між взаємодіючими атомами. Розрізняють чотири типи хімічного зв’язку:
|
Ковалентний неполярний зв’язок |
Ковалентний полярний зв’язок |
Йонний зв’язок |
Металічний зв’язок |
|
Між однаковими неметалічними елементами (Е-Е) утворюється ковалентний неполярний зв’язок (H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, J2). (Між атомами неметалічних елементів, електронегативність яких однакова ). |
Між різними неметалічними елементами (Е-Е1) виникає ковалентний полярний зв’язок (H2O, HCl, NH3, CH4, CO2). (Між атомами неметалічних елементів, електронегативність яких відрізняється). |
Між металічними і неметалічними елементами (Me-Е) виникає йонний зв’язок (NaCl, KF). (Між атомами елементів, електронегативність яких різко відрізняється). |
Між металічними елементами (Me-Me) утворюється металічний зв’язок. (Між атомами металічних елементів у куску метала). |
Як правило, у «чистому вигляді» названі типи хімічного зв’язку зустрічаються рідко. У більшості сполук спостерігається накладання різних типів зв’язку в залежності від природи елементів, які входять до їх складу.
