Selon la nature des atomes qui s'unissent pour former des molécules, différents types de liaisons peuvent exister, mais nous verrons que dans tous les cas les combinaisons d'atomes se font à l'aide de leurs électrons périphériques ou électrons de valence.
La classification de Mendeleïev fait apparaître des colonnes dans lesquelles se placent des éléments dont les propriétés sont comparables, par exemple, ceux du groupe Ia (métaux alcalins) qui ont un seul électron de valence ou ceux du groupe VIIb (halogènes) qui en ont 7. De même, les éléments de transition et surtout les terres rares dont nous avons évoqué la laborieuse séparation possèdent le même nombre d'électrons périphériques.
À l'exception de l'hélium qui en compte deux, les gaz inertes comptent 8 électrons de valence. Cette structure est particulièrement stable et pour comprendre le processus des liaisons chimiques il faut retenir que dans la grande majorité des cas, les différents atomes se combinent de telle manière que leur configuration électronique externe se rapproche de celle du gaz inerte le plus proche.
Selon la manière dont se font les arrangements électroniques, on a coutume de distinguer plusieurs grands types de liaisons :
Liaison ionique.
Les ions sont des atomes ou des groupes d'atomes chargés électriquement à la suite du gain ou de la perte d'un ou plusieurs électrons. Comme les électrons sont chargés négativement, le gain d'un électron correspond à l'apparition d'une charge négative et la perte d'un électron à l'apparition d'une charge positive.
Les atomes qui possèdent un, deux ou trois électrons périphériques tendent à les perdre pour se transformer en ions positifs ou cations. Le potassium K et le calcium Ca donnent ainsi les ions K+ et Ca2+ dont la configuration électronique est celle de l'argon. De la même façon, les halogènes qui possèdent 7 électrons périphériques tendent à en gagner un. Le chlore Cl donne facilement l'ion négatif ou anion Cl-. Les corps tels que le chlorure de potassium KCl ou le chlorure de calcium CaCl2 sont ainsi formés d'ions retenus par des forces électrostatiques. Il y a échange d'un électron pour KCl et de deux électrons pour CaCl2.
Les figures ci-dessous représentent les atomes de sodium et de chlore ("chlorine" en anglais). Le premier possède un seul électron sur sa couche périphérique et tend à le perdre pour devenir un ion Na+, tandis que le second, qui en possède 7, tend à en gagner un pour devenir un ion Cl-. On conçoit bien que ces deux atomes sont en quelque sorte « faits pour s'entendre », leur combinaison donnera le chlorure de sodium NaCl plus connu sous le nom de sel de cuisine.
Les liaisons ioniques se forment entre des ions de charges opposées qui s´attirent et restent près l'un de l'autre. Lorsque beaucoup d'ions sont présents, ils forment de grands réseaux cristallins ordonnés où chaque ion est entouré d'autres ions de charge opposée.
Liaison covalente.
Ici les électrons ne sont plus échangés mais mis en commun. C'est le cas pour les gaz diatomiques Cl2, 02 et N2 dont les atomes sont liés respectivement par 1, 2 ou 3 paires d'électrons :
On note les molécules correspondantes Cl-Cl, 0=0, N≡N et l'on parle de liaisons simples, doubles ou triples. De telles liaisons sont très courantes en chimie organique (chimie des dérivés du carbone).
Liaison dative ou de coordinence.
Cette fois, les électrons ne sont ni échangés, ni mis en commun, mais cédés par paires de l'un des atomes à l'autre. Chacun des deux atomes d'azote de l'oxyde N203, par exemple, peut encore fixer un atome d'oxygène pour donner N205.
Les formules développées peuvent s'écrire 
 O=N-O-N=O + 02 → O=N-O-N=O
 0 0
Notion de valence.
Le nombre d'électrons donnés, pris, ou de paires d'électrons mises en commun par un élément dans une liaison est caractéristique de la valence de cet élément. La plupart des éléments possèdent un degré de valence principal et des degrés de valence secondaires. Le fait que les atomes, à partir de la seconde période de la classification, tendent à établir des liaisons telles que leur couche électronique possède 8 électrons fait que l'on évoque parfois la règle de l'octet de valence.

Photographie/Physique-chimie/L'état dissous

Les propriétés élastiques des gaz sont pratiquement indépendantes de leur nature chimique car les atomes ou les molécules sont alors suffisamment éloignés les uns des autres pour que leurs actions mutuelles soient négligeables. C'est ainsi que dans les mêmes conditions de température et de pression, tous les gaz occupent, pour un même nombre de moles, des volumes très voisins. Dans les conditions normales, O°C et 76 cm de mercure, les volumes molaires sont de l'ordre de 22,4 l. En revanche, les liquides et les solides ont des propriétés étroitement liées à leur composition chimique.
Pression osmotique.
En dispersant les molécules ou les ions d'une espèce chimique (appelée pour l'occasion "soluté") dans un solvant inerte, on crée une solution, nouveau milieu où ces molécules séparées ou ces ions font à nouveau montre de propriétés élastiques. Elles se répartissent pour commencer dans toute la masse du liquide sous l'effet d'une pression de diffusion supérieure aux forces de cohésion du liquide ou du solide qu'elles constituaient auparavant .
Cette pression osmotique est telle que si l'on place un certain volume d'une solution déterminée dans un tube fermé par une membrane semi-perméable, qui retient les molécules du corps dissous mais laisse passer celles du solvant, et que l'on plonge ce tube dans du solvant pur, le liquide s'élève jusqu'au moment où la pression hydrostatique équilibre la pression osmotique.
En appelant P la pression osmotique et V le volume occupé par la solution, on obtient une expression rigoureusement identique à la loi des gaz parfaits :
formula_1
R est la constante des gaz parfaits, qui vaut 8.3 J/mole.°C
La pression osmotique créée par une mole de gaz dissous dans un volume V est égale à la pression de ce gaz occupant le même volume V à la même température.
On peut donc généraliser le postulat d'Avogadro : à l'état gazeux ou à l'état de solution étendue, dans les mêmes conditions de pression ou de pression osmotique et de température, tous les corps contiennent, sous un même volume, le même nombre de molécules.
Dissociation en ions.
Toutefois, l'étude des pressions osmotiques d'un certain nombre de corps dissous dans l'eau révèle une valeur i fois plus grande que celle que l'on serait en droit d'attendre. Ce fait indique que les molécules en question sont au moins partiellement dissociées lorsqu'elles se trouvent en solution. Pour le sel NaCl, on trouve une valeur de i voisine de 2, qui correspond à la dissociation en ions Na+ et Cl - qui se comportent comme autant de molécules indépendantes. L'acide sulfurique, lui aussi presque totalement dissocié en deux ions H3O+ et SO4- -, donne une valeur très proche de 3. 
Cependant, d'autres corps ne sont que très partiellement dissociés : par exemple, l'acide éthanoïque (ou acide acétique) CH3COOH qui donne des ions CH3COO- et H3O+ est tel que seule une fraction α des molécules se dissocie, de sorte que l'on trouve, en fractions de moles : (1-α) CH3COOH , α CH3COO- et α H3O+. En notant [X] la concentration molaire de la fraction X, en moles par litres, on obtient l'expression de la constante de dissociation de l'acide :
formula_2 (à 20°C)
Dans le cas présent on aurait α = 4.25.10-3, l'acide est très peu ionisé.