化学結合
原子価結合理論によれば、共有結合は1つの不対電子を含んでいるそれぞれの原子の半分占有された原子価軌道の重なり合いによって2つの原子間で形成される。原子価結合構造はルイス構造と似ているが、単一のルイス構造では書くことができない場合は複数の原子価結合構造が使われる。これらの各VB構造は特定のルイス構造を表わす。原子価結合構造の組み合わせが共鳴理論の要点である。原子価結合理論は、関与する原子の重なり合った原子軌道が化学結合を形成すると考える。この重なり合いのため、電子が結合領域に存在する可能性が最も高くなる。原子価結合理論は結合を弱く連結した軌道として見る。原子価結合理論は、基底状態分子において典型的にはより簡単に利用できる。内殻軌道および電子は結合の形成の間には基本的に変化しない。
イオン結合では、ある原子にある電子が一つ以上、別の原子に移動してしまう。移動により電子を失った側を陽イオンもしくはカチオンといい、電子を得た側を陰イオンもしくはアニオンといい、陰イオンまたは陽イオンの事をイオンという。
なお、便宜上「原子」がイオンになると説明したが、実際には「原子団」がイオンになることもあり、アンモニアイオン NH 4 + {\displaystyle {\ce {NH4+}}} や水酸化物イオン OH − {\displaystyle {\ce {OH-}}} がその例である。
陰イオンと陽イオンは互いに電気的に引き合い、イオン結合する。ただし共有結合の場合とは異なり、通常の状態では陰イオンと陽イオン一組で明確な形の分子を構成することはなく、大量の陰イオンと陽イオンが結び付き合ってイオン結晶を形成する。
気体状態で電気的に中性な原子から最もエネルギー状態が高い電子を取り除くのに必要なエネルギーを(第一)イオン化エネルギーといい、これはその原子が陽イオンになる際のなりにくさを表している。さらにもう一つ電子を取り除く第二イオン化エネルギーも同様に定義できる。
一方、気体状態で電気的に中性な原子に電子を一つ付け加えるのにかかるエネルギーを電子親和力といい、これはこの原子が陰イオンになる際のなりにくさを意味している。
またイオン結晶状態にある一組の陽イオン・陰イオンのペアを、気体状態にするのにかかるエネルギーを格子エネルギーといい、これはイオン結晶の結合の強さを表している。
以上で説明した共有電子対の概念を用いてオゾン O 3 {\displaystyle {\ce {O3}}} の共有結合を書き表すと、
: O ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ − O ⋅ ⋅ − O ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ : {\displaystyle :{\overset {\cdot \cdot }{\underset {\cdot \cdot }{O}}}-{\overset {\cdot \cdot }{O}}-{\overset {\cdot \cdot }{\underset {\cdot \cdot }{O}}}:}
となる。ここで点2つの組は非共有電子対であり、線は結合係数1の共有結合である。上記の構造は、中央の酸素原子のみ、閉殻になっていない。そこで右の酸素原子の非共有電子対を引きつけてもう一つ共有結合を作るか、あるいは左の酸素原子の非共有電子対を引きつけて共有結合を作るはずである。すなわち