共價鍵和共價化合物
在眾多的化合物中共價化合物居多，共價鍵理論內容豐富也比較複雜，著重介紹以下幾個要點。
一、經典的Lewis八隅體規則
上麵已介紹s2p6八電子穩定狀態及離子鍵的形成，但兩個電負性相等或相近的原子結合形成分子時（如H2，O2，N2，HCl等），顯然不可能以得、失電子的方式形成穩定的八電子結構。1916年Lewis提出共用電子對形成八隅體的學說，例如A和B兩個Cl原子形成Cl2時，各有一個電子，既屬於A又屬於B，或者說A和B兩個Cl原子共有這對電子，那末A和B原子都形成穩定的八電子結構。可以·代表A原子的外層電子，以×代表B原子的外層電子，也可以用短線代表共用電子對。以下列舉若幹常見的共價分子的Lewis結構式。
A和B兩個原子間，若共用2對電子，則形成雙鍵；共用3對電子則形成三鍵。C2H4分子內含有碳碳雙鍵，C2H2分子內含碳碳三鍵。Lewis認為原子可以通過共用電子對形成八電子穩定結構，這種原子間的作用力稱為共價鍵。用這個概念可以闡明許多非金屬原子間形成共價化合物的規律，至今仍為化學界采用。但他並未能闡明共價鍵的本質和特性，成鍵電子對的兩個電子都帶負電，同性相斥，它們是怎樣結合的？也有不少共價分子的結構和性質不能用八隅規則說明。因此隨後發展成價鍵理論。
二、價鍵理論
隨著物理學量子力學的發展，1927年Heitler和London用量子力學來處理H原子形成H2分子的過程，他們得到了H2分子能量（E）與兩個H原子核間距（r）的關係曲線，如圖3－2所示。若原子A和原子B的兩個電子自旋方向相反，則是圖中下麵的曲線。當A和B相接近時（即r值減小時），H2分子體係能量降低，這是因為A原子的核外電子不僅受到A原子核的吸引力，也受到了B原子核的吸引，同理B的電子既受B原子核的吸引，也受A原子核的吸引，也可以說是兩個原子軌道發生了重疊，兩核之間的電子雲密度增大，體係能量降低。當r=74pm時，能量為最低值，r更小時，則因兩核之間庫侖斥力增大，能量反而升高。即兩核間距離為74pm時，形成了穩定的H2分子，這和實驗測定值相符。若A和B的電子自旋方向平行，E－r曲線就不同了，如圖3－2上部曲線所示。核間距r越小，能量越高，表示兩個自旋方向相同的氫原子不能形成H2分子。總之，價鍵理論繼承了Lewis共用電子對的概念，但從量子力學的角度指出成鍵電子必須自旋相反，並且認為共價鍵的本質是兩個原子有自旋方向相反的未成對電子，它們的原子軌道發生了重疊，使體係能量降低而成鍵。
按照價鍵理論，共價鍵具有飽和性和方向性。各原子都有確定的不成對電子，所以它的共價鍵數是一定的。如H和Cl都是1價，O和S是2價，N是3價，C是4價等。按此推理，不同原子形成共價化合物時均有確定的原子比，如可以有HCl，H2S，NH3和CH4等共價化合物，但不可能有HCl2或H4S分子，這就是共價鍵的飽和性。另外，電子運動狀態在空間分布是有一定取向的，原子軌道的重疊也是有一定取向的，如N原子核外有3個未成電子，其取向分別為Px，Py，Pz。N2分子中的三對電子並不在同一個平麵上，而是在x，y，z三個互相垂直的方向。這就是所謂的共價鍵的方向性。共價鍵的飽和性和方向性是和離子鍵相比較而言，離子化合物中正負離子都為s2p6結構，其電荷分布呈球形對稱，所以它們可以從各個方向互相接觸，並且盡可能多地和異性離子相接觸（配位），配位數的多少決定於正負離子的大小。對離子化合物而言，無所謂成鍵的方向性，要考慮離子密堆積和空間利用率。NaCl中，Cl-既然沒有固定的配位數，也無所謂飽和性。
許多共價化合物如H2O，HCl，NH3，CH4等不論在氣態、液態或固態都以獨立的分子形式存在，所以在狀態變化時，不涉及化學鍵的變化，隻是分子間作用力發生變化。它們和離子化合物相比，熔點、沸點就低得多，在液態時也沒有帶電的微粒，所以不導電，這類物質屬分子型共價化合物。也有分子型的共價單質，如碘（I2）、磷（P4）和硫（S8）的單質都是多原子分子，原子間有共價鍵，它們熔點、沸點也不高。