Існування різних комбінацій атомів хімічних елементів з утворенням молекул пояснюється правилом октету, за яким кожен атом здатний ділитися електронами з сусідніми з метою досягнення восьмиелектронної повної валентної оболонки. Вона досягається у випадку заповнення вісьмома електронами s- та p-підрівнів валентної оболонки (виключенням є атом Гідрогену, що не має р- підрівня і потребує заповнення лише s-підрівня двома електронами).
Традиційно хімічні зв’язки поділяють на ковалентні, йонні та металічні. Ковалентні утворюються між двома атомами за рахунок спільної для них обох електронної пари. Йонний є результатом електростатичної взаємодії протилежно заряджених йонів, кожен з яких має власну електронну оболонку. Зазвичай хімічні зв’язки є проміжними між суто йонним та ковалентним типами зв’язків. Це полярні ковалентні зв’язки, за яких спільна електронна пара зміщена до одного з атомів. Чим це зміщення більше, тим зв'язок ближче до йонного.
Для того, щоб оцінити здатність певного атома притягувати до себе електрони, використовують поняття відносної електронегативності: чим сильніше притягує атом спільні електронні пари, тим вище його електронегативність. І чим більшою буде різниця значень електронегативностей атомів, тим більше зв'язок між ними наближений до йонного.
Ковалентний зв'язок можна описати наступним чином. Він утворений двома електронами з протилежними спінами, що належать двом атомам, між якими утворюється зв'язок. Ця пара може бути утворена або неспареними електронами двох атомів, або парою електронів одного атома та вакантною орбіталлю іншого. Ковалентний зв'язок тим міцніше, чим більше перекриття електронних хмар, що взаємодіють.
У йонних сполук є схильність до асоціації. Усі йонні сполуки в твердому стані утворюють йонні кристалічні ґратки. Зв’язки між усіма йонами у них рівноцінні, тому кристал можна розглядати як єдину молекулу.
Для побудови структурної моделі молекули нам необхідно розрахувати кількість електронів, які входитимуть до складу спільних електронних пар. Для цього ми знаходимо кількість валентних електронів кожного атома. Наступним кроком є запис символів хімічних елементів за правилами, що враховують електронегативність атомів. Зазвичай в центрі знаходиться найменш електронегативний атом (але існують виключення такі, як молекула води або амоніаку). Далі ми розподіляємо електрони парами таким чином, щоб між пов’язаними атомами було по одній парі електронів. Потім додаємо ще електронні пари до тих пір, поки кожен атом не отримає октет валентних електронів.
У структурній формулі кожну пару спільних електронів позначають рискою.
Найважливіші характеристики хімічних зв’язків це довжина та міцність. Довжина зв’язку – відстань між ядрами двох зв’язаних атомів. Внесок кожного атома до ковалентного зв’язку має назву ковалентного радіусу елемента. Найменші ковалентні радіуси мають Гідроген, Флуор та сусіди останнього по періодичній системі.
Існує також міжмолекулярна взаємодія. До неї відносять, наприклад, водневий зв'язок. Атом гідрогену, що сполучається з дуже електронегативним елементом, здатен утворювати ще один зв'язок – водневий. Саме ці зв’язки відповідають за помітну полімеризацію води, фтороводню, деяких органічних сполук. Енергія водневих зв’язків не дуже велика. Але їх наявність пояснює високі температури кипіння та плавлення деяких речовин, оскільки на розрив водневих зв’язків необхідна енергія.
У речовинах молекулярної структури проявляється взаємодія, що має назву сил Ван-дер-Ваальса. Вони слабше сил, що призводять до утворення ковалентного зв’язку, але проявляються на відстані. В їх основі лежить електростатична взаємодія молекулярних диполів.
