Wiązanie atomowe (kowalencyjne)
Kiedy dwa atomy wykazują taką samą bądź podobną tendencję do przekazywania (oddawania i przyjmowania) elektronów, to wówczas – według teorii Lewisa – w celu uzyskania konfiguracji najbliższego gazu szlachetnego następuje utworzenie jednej lub więcej wspólnych par elektronowych, które równocześnie wchodzą w skład obu łączących się ze sobą atomów. W takim przypadku mówimy o wiązaniu kowalencyjnym (homeopolarnym, atomowym).
Przykładem cząsteczki, w której występuje wiązanie kowalencyjne może być \( \ce{Cl_2} \). Aby wytworzyło się wiązanie atomowe różnica elektroujemności w skali Paulinga musi mieścić się w zakresie 0 – 0,4. W wiązaniu tego typu każdy z atomów budujących cząsteczkę dostarcza jednakowej liczby elektronów do „wspólnego użytku”. W przypadku chloru będzie to po jednym elektronie (kropki oznaczają elektrony walencyjne):
Jeśli jedna para elektronów jest niewystarczająca (na przykład w przypadku tlenu lub azotu, gdzie atomy tych pierwiastków mają odpowiednio sześć i pięć elektronów walencyjnych), możliwe jest tworzenie wiązań wielokrotnych (podwójne dla tlenu, potrójne dla azotu):
Należy zwrócić uwagę, że wiązania tego typu występują zwykle w przypadku pierwiastków niemetalicznych.
Wiązanie atomowo-spolaryzowane
Wiązanie atomowo-spolaryzowane powstaje, gdy wartość różnicy elektroujemności mieści się w przedziale od 0,4 do 1,7. Oznacza to, że para elektronów, która wiąże cząsteczkę, zostaje przesunięta w kierunku bardziej elektroujemnego atomu (atomu, który silniej przyciąga elektrony). Wówczas ten atom zyskuje częściowy ładunek ujemny. Natomiast atom, który słabo przyciąga elektrony, zyskuje częściowy ładunek dodatni. A zatem następuje przesunięcie ładunku, co powoduje polaryzację tak utworzonej cząsteczki zwanej wtedy dipolem. Dzieje się tak, np. w cząsteczce wody:
Wiązanie jonowe
O wiązaniu jonowym (heteropolarnym) mówimy, kiedy atomy dwóch łączących się ze sobą pierwiastków chemicznych zyskują konfiguracje elektronowe gazów szlachetnych w taki sposób, że atomy jednych pierwiastków tracą swoje elektrony na rzecz innych pierwiastków. Powstałe w ten sposób jony przyciągają się dzięki działaniu sił elektrostatycznych. Siły te mają charakter sferyczny (nie są ukierunkowane w przestrzeni), przez co związki chemiczne powstające z udziałem wiązania jonowego tworzą kryształy jonowe. Aby powstało wiązanie jonowe, różnica elektroujemności łączących się pierwiastków musi być większa niż 1,7 w skali Paulinga.
Tworzenie wiązań jonowych ma miejsce, kiedy wiążą się pierwiastki o dużej różnicy w skali elektroujemności Paulinga. Przykładem cząsteczki, w którym mamy do czynienia z wiązaniem jonowym jest cząsteczka chlorku sodu (NaCl). Atom sodu posiada konfigurację elektronową \( _{11}Na: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1 \). Usunięcie jednego elektronu znajdującego się na ostatniej (walencyjnej) powłoce przeprowadza go w jon (kation) \( \ce{Na^+} \) o konfiguracji elektronowej \( _{11}Na^+: 1s^2 2s^2 2p^6 \) – takiej samej, jak konfiguracja atomu neonu. Oddawane przez atomy sodu elektrony przyłączane są do atomu chloru o strukturze elektronowej \( _{17}Cl: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5 \), które przechodząc w aniony chlorkowe zyskują konfigurację elektronową argonu: \( _{17}Cl^-: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 \).
W sieci przestrzennej chlorku sodu jony ułożone są w taki sposób, że każdy kation sodowy otoczony jest sześcioma anionami chlorkowymi i odwrotnie, tj. każdy anion \( \ce{Cl^-} \) otacza sześć kationów \( \ce{Na^+} \).
Wiązanie donorowo-akceptorowe
Wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne, semipolarne) to odmiana wiązania atomowego, w którym wiążącą parę elektronów dostarcza jeden z atomów. Kiedy mamy do czynienia z takim wiązaniem? Zdarzenie takie może mieć miejsce, kiedy dochodzi do nałożenia obsadzonego już dwoma elektronami orbitalu jednego pierwiastka z nieobsadzonym (pustym) orbitalem drugiego (niemetalu lub metalu grup tzw. „przejściowych”). Powstające na drodze „obsadzenia” wolnego orbitalu przez parę elektronową wiązanie jest wiązaniem słabszym od typowego wiązania kowalencyjnego. Rozpatrzmy opisaną sytuację na przykładach:
Wiązanie metaliczne
Wiązanie metaliczne, to specyficzny rodzaj wiązań chemicznych. Większość metali posiada poza orbitalami s i p, również orbitale d. Orbitale p i d mogą nakładać się częściowo na siebie w skutek czego, w kryształach metali powstają pasma „luźno” związanych elektronów. Elektrony te mogą się łatwo przemieszczać pod wpływem przyłożonego napięcia elektrycznego. „Swobodnym” elektronom metale zawdzięczają dobre przewodnictwo elektryczne. Skutkiem ubocznym delokalizacji elektronów w metalach jest także obecność trójwymiarowej sieci silnych wiązań, co warunkuje szereg cech charakterystycznych, jak dobre przewodnictwo cieplne, kowalność, wysokie temperatury topnienia i inne.