Неспарені зовнішні електрони мають найбільшу енергію, є найбільш рухливими і можуть взаємодіяти із зовнішніми електронами інших атомів. Головною умовою такого об‘єднання є зниження енергії в системі та утворення хімічного зв‘язку. При цьому неспарені електрони можуть об‘єднуватись у просторі між ядрами атомів або повністю переходити від одного атома до іншого; утворюється ковалентний або іонний зв’язок.
Хімічний зв’язок, загальне визначення сил і різних типів взаємодій, що обумовлюють існування двох- і багатоатомних сполук — молекул, іонів, радикалів, кристалів.
Головні відмінні риси хімічного зв’язку 1) зниження сповненої енергії багатоатомної системи в порівнянні з енергією ізольованих чи атомів атомних фрагментів, з яких вона утворена; 2) істотний перерозподіл електронної щільності в області Хімічний зв’язок у порівнянні з простим накладенням електронних щільностей незв'язаних атомів чи атомних фрагментів, зближених на відстань зв'язку. Остання особливість найбільше, точно відокремлює Хімічний зв’язок від межмолекулярних взаємодій, тоді як енергетичний критерій є менш визначеним.
Ковалентний зв’язок поділяється на неполярний і полярний. Неполярний ковалентний зв’язок утворюється між атомами одного і того ж елемента, спільна електронна пара знаходиться в просторі між ядрами на однаковій відстані від них, наприклад, у молекулах H2, O2, N2, Cl2. Ковалентний полярний зв‘язок буде в молекулах, утворених атомами різних неметалів, спільна електронна пара зміщена до більш електронегативного атома, наприклад, у молекулах HCl, HF, H2O, H2S. Значення електронегативності всіх елементів можна знайти в таблицях.
Іонний тип зв’язку може бути в молекулах, які утворені активними лужними та лужноземельними металами та активними неметалами, наприклад, галогенами: KCl, NaF, CaF2, BaCl2 та ін. В таких молекулах об’єднані не атоми, а іони елементів: K+Cl-, Na+F-, Ca2+F2-, Ba2+Cl2- . При розчиненні у воді вони розкладаються на іони, проводять електричний струм. Валентні електрони повністю передаються від атома металу до атома неметалу.
Існують й інші типи хімічого зв’язку. В масі металу між атомами утворюється металічний зв’язок, ознакою якого є спільність всіх валентних електронів для всіх атомів. Завдяки такому зв’язку метали добре проводять електричний струм і тепло. є пластичними, легко куються і прокатуються.
Між молекулами води виникають додаткові зв’язки, які називаються водневими. При замерзанні води водневі зв’язки фіксуються в просторі, тому густина льоду менша за густину рідкої води: лід плаває на поверхні, водойми не промерзають до дна, життя не припиняється.
Природа Хімічний зв’язок цілком визначається електричним кулоновскими взаємодією ядер і електронів, однак правильний опис розподілу електронного заряду можливо лише з урахуванням законів квантової механіки. Точні розрахунки залежностей сповненої енергії і її компонент від міжядерних відстаней для найпростішої структури з хімічним звязком — молекулярного іона НEMBED Equation.3 с одноелектронним зв'язком — показують, що мінімум сповненої енергії, що досягається при рівноважному межъядерном відстані, рівному 1,06 А, зв'язаний з різким зниженням потенційної енергії електрона внаслідок концентрації і стиску хмари електронної щільності в межъядерной області. При цьому кінетична енергія електрона зростає і наполовину компенсує зниження потенційної. Результуючий ефект (зниження енергії) перевищує енергію розштовхування позитивно заряджених ядер і обумовлює утворення Хімічний зв’язок з енергією 255 кдж/моль. Така інтерпретація природи Хімічний зв’язок, доповнений обліком ефектів міжелектронного відштовхування й електронної кореляції, у цілому поширюється на опис зв'язків у двох- і багатоелектронних молекулах.
Думаючи рух електронів незалежним від набагато більш повільних ядерних рухів (адіабатичне наближення), можна цілком строго описати утворення Хімічний зв’язок як результат дії кулонівських сил притягання позитивно заряджених атомних ядер до електронної хмари, сконцентрованій у міжядерному просторі. Заряд цієї хмари прагне наблизити ядра друг до друга (єднальна область), тоді як електронний заряд поза міжядерного простору (неєднальна область) прагне ядра розсунути. У цьому ж напрямку діють і сили ядерного відштовхування. При зближенні атомів на рівноважну відстань частина електронної щільності з неєднальної області переходить у єднальну (див. мал.). Електронний заряд розподіляється в обох областях так, щоб сили, що прагнуть зблизити і відіпхнути ядра, були однаковими. Це досягається при деякій рівноважній відстані, що відповідає довжині зв'язку.
Варіанти класифікації Хімічний зв’язок визначаються різними її чи характеристиками способами опису (у дусі класичної теорії чи валентності в рамках квантовохімічних уявлень; варто підкреслити, що між цими підходами не завжди могло 6ить встановлене однозначна відповідність). У теорії валентності кожного зв'язку між атомами відповідає одна електронна пара. У залежності від способу її утворення з електронів атомів, що зв'язуються, можна виділити ковалентний зв'язок і координаційний зв'язок. Якщо електронна пара Хімічний зв’язок цілком належить одному з атомів, то утвориться іонний зв'язок. По ступені зсуву центра ваги електронної хмари єднальних; електронів Хімічний зв’язок поділяють на неполярні (рівновіддаленість від обох атомних центрів) і полярні (проміжні між неполярними й іонними). Ковалентні і координаційні зв'язки підрозділяються по числу утворюючих їхніх електронних пар на прості і кратні — подвійні, потрійні і четвертні.
При розгляді Хімічний зв’язок, заснованому на квантовомеханических розрахунках хвильових функцій багатоатомних молекул, іонів, кристалів, поняття двухцентрового зв'язку, використовуваний у класичній теорії валентності, не одержує прямого еквівалента, унаслідок делокализации електронних орбиталей по декількох (нерідко усім) атомним центрам. Перехід до локалізованих орбиталям часто зберігає можливість аналізувати Хімічний зв’язок у багатоатомних молекулах у рамках традиційних представлень про зв'язки, поділених і неподілених електронних пар. Типові приклади сполук з локалізованими двухцентровими зв'язками — насичені вуглеводні (зв'язку З, С-Н). У тому випадку, коли процедура локалізації не дозволяє однозначно виділити в молекулі локалізовані двухцентровие орбитали, що реалізуються в ній Хімічний зв’язок відносять до мпогоцентровим зв'язків, характерним для ненасичених сполук зі сполученими зв'язками. Граничний випадок делокализации — металевий зв'язок, обумовлений переміщенням валентних електронів металу у всьому просторі кристалічних ґрат, утвореної його позитивними іонами.
Основні характеристики Хімічний зв’язок— міцність, довжина, полярність. Міцність Хімічний зв’язок визначається енергією зв'язку. У двохатомній молекулі вона дорівнює теплоті дисоціації молекули на окремі атоми. Енергії Хімічний зв’язок у багатоатомній молекулі відповідає енергія атомизації — різниця між повною енергією молекули і сумою енергій ізольованих атомів і енергії нульових коливань молекули. У розрахунку на один зв'язок енергії Хімічний зв’язок складають від 10—20 кдж/модъ (зв'язку в молекулах і іонах Сd2, НEMBED Equation.3 , зв'язок З1 у радикалі СОСl, слабкі водневі зв'язки) до > 1000 кдж/моль (потрійні зв'язки в молекулах N2, З). Для багатоатомних молекул з добре локалізованими двухцентровими зв'язками повна енергія Хімічний зв’язок досить точно оцінюється як сума енергій окремих зв'язків.
Довжина Хімічний зв’язок менше суми ван-дер-ваальсових радіусів атомів, що утворять зв'язок. У залежності від кратності зв'язків, а також від характеру найближчого оточення вона може змінюватися в досить широких межах, наприклад для вуглець-вуглецевих зв'язків — від 1,21 А (потрійні зв'язки в алкінах) до 1,7—1,8А (прості зв'язки в напружених вуглеводнях).
Полярність зв'язку характеризується її дипольним моментом, що для більшості ковалентних зв'язків складає 0—3D, для координаційних зв'язків — звичайно 2—7D. Дипольні моменти сполук з іонним зв'язком істотно вище, наприклад для молекули КВг — 10, 4D (1D = 3,33564*10EMBED Equation.3 Кл*м).
