мини|300x300п|Ковалентна врска на два водородни атома образувајќи ја молекулата, . Во (а) двете јадра се обиколени со облак од електрони во сврзувачка орбитала што ја држат молекулата. (б) ја покажува антисврзувачката орбитала на водородот, која има повисока енергија и обично во неа нема електрони. Хемиска врска — сврзувањето на атоми или јони со кои се образуваат молекули, кристали и други структури. Врската може да се јави заради електростатичката сила помеѓу спротивно наелектризирани јони како јонска врска или преку заеднички електрони како ковалентна врска, или пак некаква комбинација од нив. Хемиските врски имаат различни јачини: постојат „силни врски“ или „главни врски“ како ковалентните, јонските и металните и „слаби врски“ или „споредни врски“ како диполно–диполните заемодејства, Лондоновата расејувачка сила и водородното сврзување.
Бидејќи спротивните електрични полнежи се привлекуваат, негативно наелектризираните електрони околу јадрото и позитивно наелектризираните протони во самото јадро меѓусебно се привлекуваат. Електроните заеднички за две јадра ќе се привлекуваат кон обете. Таканаречената „конструктивна интерференција во квантномеханичката бранова функција“ ги стабилизира спарените јадра. Сврзаните јадра држат оптимално растојание (должината на врската), урамнотежувајќи го привлечниот и одбивниот ефект кој квантитативно е образложен во квантната теорија.
Атомите во молекулите, кристалите, металите и другите облици на материја се држав заедно со хемиски врски, кои ги определуваат структурата и својствата на материјата.
Сите врски можат да се опишат со квантната теорија, но во практика, хемичарите користат упростени правила и други теории а да ги предидат јаината, насоченоста и поларноста на врските. Такви примери се октетното правило и теоријата ОЕПВО. Пософистицирани теории се теоријата за валентните врски, која влучуа орбитална хибридизација и резонанција, и теоријата за молекулските орбитали која ги вклучува линеарната комбинација на атомски орбитали и теоријата за лигнадното поле. Електростатиката ги опишува поларностите на врските и нивните ефекти врз хемиските супстанции.
Главни видови на хемиски врски Хемиската врска претставува взаемно привлекување на атоми. Овие привлекувања можат да се претстават како резултат на различните поведенија на најнадворешните или валентни електрони кај атомите. Овие поведенија неприметно се слеваат едно во друго при различни околности, така што не не може да се повлече јасна линија помеѓу нив. Меѓутоа, разликувањето на различните видови врски е корисно, бидејќи од нив произлегуваат различните својства на кондензиарната материја.
Како најпроста претстава за ковалентна врска, еден или повеќе електрони (често пар електрони) се вовлекуваат во просторот меѓу две атомски јадра. При образувањето на врската се ослободува енергија. Ова не е последица од смалувањето на потенцијалната енергија, бидејќи привлекувањто на двата електрона кон двата протона се поништува со електронско-електронсокто и протонско-протонското одбивање. Ослободувањето на енергија (оттука и стабилнота на врската) произлегува од намалувањето на кинетичката енергија што се должи на тоа што електроните се наоѓаат во просторно пораспределени (т.е. на подолга Дебројова бранова должина) орбитали отколку кога секој електрон е поблиску до своето јадро. Овие врски постојат помеѓу два особени препознатливи атоми и имаат насока во просторот, што овозможува да бидат прикажани на цртежите со по една сврзна отсечка помеѓу атомите, или пак на модели со стапчиња меѓу топчиња.
Кај поларните ковалентни врски, еден или повеќе електрони се нееднакво поделени помеѓу две јадра. Кај ковалентните врски често доаѓа до образување на мали грстови на подобро поврзани атоми наречени молекули, кои кај цврстите и течните материи се сврзани со други молекули со сили често многу послаби од ковалентните врски кои внатрешно ги држат молекулите. Ваквите слаби меѓумолекулски врски создаваат органски молекулски супстанции како што се восоците и маслата, нивната мека природа и ниски точки на топење (кај течностите молекулите прекинуваат со струтурираниот или насочен допир меѓу себе). Меѓутоа, кога ковалентните врски сврзуваат долги ланци од атоми во големи молекули (како кај полимерите како најлонот), или кога ковалентните врски се протегаат во мрежи преку цврсти супстанции кои не се сочинети од дискретни молекули (како кај дијамантот или кварцот или силикатните минерали во многу видови карпи) тогаш структурите кои произлегуваат може да бидат силни и цврсти, барем при правилна насоченост со мрежи од ковалентни врски. Исто така, точките на топење на таквите ковалентни полимери и мрежи во голема мера се накачуваат.
Во упростената претстава на јонската врска, врзувачкиот електрон воопшто не е заеднички, туку се пренесува. Во овој вид на врска, надворешната атомска орбитала на еден атом не е пополнета, што со што доаѓа до додавање на еден или повеќе електрони. Овие новодадените електрони потенцијално заземаат понискоенергетска состојба (поблиску до појадрен полне) отколку што би биле во друг атом. Затоа, едно јадро нуди потесно сврзана положба за електрон отколку друго јадро, поради што тој атом може да пренесе електрон на друг. Овој пренос предизвикува еден атом да има нето позитиен полнеж, а другиот нето негативен. Оттука, до врска доаѓа поради електростатичкото привлекување помеѓу позитивно и негативно наелектризираните јони. Јонските врски се крајни примери на поларизација кај ковалентните врски. Честопати ваквите врски немаат особена насоченост во просторот бидејќи произлегуваат од еднакво електростатички привлекување на секој јон кон сите јони околу него. Јонските врски се силни (и затоа на јонските супстанции им требаат висока температура за да се стопат) но исто така и кршливи, бидејќи силите помеѓу јоните се краткосежни и не можат лесно да премостат цепнатини и преломи. Овој вид врска е одговорен за физичките особености на кристалите на класичните минерални соли како готварската.
Поретко расправан вид на врзување е металното сврзување. Кај овој вид, секој атом во металот дава еден или повеќе електрони во „море“ од електрони сместено помеѓу многу метални атоми. Во ова море секој електрон е слободен (поради неговата бранова природа) да се здружува со големо мноштво атоми наеднаш. До врска доаѓа бидејќи металните атоми стануваат донекаде позитивно наелектризирани заради загуба на електрони, додека електроните остануваат привлечени кон многу атоми, без притоа да се дел од било кој атом. Металната врска е краен пример за делокализација на електрони ширум голем систем на ковалентни врски, каде секој атом зема учество. Овој вид на врзување често е многу силен (што им ја дава затезната цврстина на металите). Меѓутоа, металното врзување по придода е многу позбирно од другите видови; производ на ова е полесното изобличување на металните кристали, бидејќи тие се состојат од атоми кои меѓусебно се привлекуваат, но на никаков особено насочен начин. Оттука произлегува ковливоста на металите. Облакот од електрони во металното сврзување ја предизвикува каратеристично добрата електрична и топлинска спроводливост кај металите, како и нивниот сјај кој ги одбива највеќето честоти на бела светлина.
Историја 300п|мини|десно|Examples of Луисови точкени дијаграми used to represent electrons in the chemical bonds between atoms, here showing јаглерод (C), водород (H) и кислород (O). Lewis diagrams were developed in 1916 by Гилберт Њ. Луис to describe chemical bonding and are still widely used today. Секоја отсечка or pair of dots represents a pair of electrons. Pairs located between atoms represent bonds. За природата на хемиските врски почнало да се размислува уште од XII век, кога се претпоставувало дека извесни хемиски видови се соединуваат според хемиски афинитет. Во 1704 г. Исак Њутн изнел теорија на атомското сврзување во „Прашање 31“ од неговото дело Оптика, каде атомите се прилепуваат еден за друг под дејство на некаква „сила“. Притоа тој ги спомнува и другите теории за атомското врзување кои кружеле во негово време: „кукести атоми“, „лепење со мирување“ или „прилепени од заговорни движења“, но стои зад својата.
Во 1819 г. по измислувањето на Волтиниот столб, Јакоб Берцелиус разработил теорија за хемиско здружување нагласувајќи ги електропозитивните и електронегативните својства на атомите што се здружуваат. Кон средината на XIX век, Едвард Френкленд, Август Кекуле, С. С. Купер, Александар Бутлеров и Херман Колбе, темелејќи се на теоријата за радикалите, ја осмислиле теоријата за валетноста, каде соединенијата се здружуваат поради привлекување на позитивни и негативни полови. Во 1904 г. Рихард Абег го предложил неговото правило кои вели дека разликата помеѓу најголемата и најмалата валентност на елементот често изнесува осум. Во негово време валентноста сè уште била емпириски број заснован само на хемиски својства.
Природата на атомот станала појасна во 1911 г. кога Ернест Радерфорд го открил атомското јадро, и се повикал на Хантаро Нагаока, во која го отфрла моделот на Џ. Џ. Томсон бидејќи спротивните полнежи се непробојни. Во 1904 г. Нагаока предложил друг планетарен модел на атомот, каде позитивно наелектризираното средиште е обиколено од број вртечки електрони, како кај Сатурн и неговите прстени.
Моделот на Нагаока изнел две предвидувања: многу масивно атомско средиште (аналогија на многу масивна планета) електрони што се вртат околу јадрото, сврзани со електростатички сили (аналогно на прстените што се вртат околу сатурн, сврзани со гравитација.) Радерфорд го спомнува моделот на Нагаока во трудот од 1911 г. каде тој (Радерфорд) го предлага постоењето на атомско јадро.The Genesis of the Bohr Atom, John L. Heilbron and Thomas S. Kuhn, Historical Studies in the Physical Sciences, Vol. 1 (1969), pp. vi, 211-290 (81 pages), University of California Press.
На научниот собир во Солвеј во 1911 г. дошло до расправа за тоа што раководи со енергетските разлики меѓу атомите. Макс Планк изјавил: „Посредниците може да бидат електрони“.Original Proceedings of the 1911 Solvay Conference published 1912. THÉORIE DU RAYONNEMENT ET LES QUANTA. RAPPORTS ET DISCUSSIONS DELA Réunion tenue à Bruxelles, du 30 octobre au 3 novembre 1911, Sous les Auspices dk M. E. SOLVAY. Publiés par MM. P. LANGEVIN et M. de BROGLIE. Translated from the French, p. 127. Овие јадрени модели упатуваат на тоа дека електроните го одредуваат хемиското поведение.
Малку подоцна, во 1913 г. Нилс Бор го изложил неговиот модел на јадрен атом со електронски орбити. Во 1916 г. хемичарот Гилберт Њ. Луис го осмислил концептот на врски на електронски парови, каде два атома може да делат еден до шест електрони, притоа образувајќи единечна електронска врска, единечна врска, двојна врска или тројна врска; според самиот Луис: „Еден електрон може да сочинува дел од обвивката на два различни атома, и не може да се рече дека му припаѓа исклучиво на едниот или другиот“. a copy
Истата 1916 г. Валтер Косел изнел теорија слична на Луисовата, но неговиот модел претпоставува целосни преноси на електрони помеѓу атомите, и затоа бил моде на јонското сврзување. Луис и Косел ги структурирале нивните модели на сврзување согласно Абеговото правило (1904).
Нилс Бор исто така предложил модел на јемиската врска во 1913 г. Според овој модел за двоатомска молекула, електроните на атомите од молекулата образуваат вртечки прстен чија рамнина е нормална на оската на молекулата и е подеднакво оддалечен од атомските јадра. Динамичната рамнотежа на молекулскиот систем се постигнува со рамнотежа на сили помеѓу силите на привлекување на јадрата кон рамнината на прстенот од електрони и силите на взаемно одбивање на јадрата. Боровиот модел на хемиската врска го зема предвид Кулоновото одбивање — електроните во прстенот се на максимално растојание еден од друг.