Bei der Elektronenpaarbindung (Atombindung) teilen sich zwei Atome ein oder mehrere Elektronenpaare, und jedes Atom erreicht meist ein Elektronenoktett. In der Lewis-Formel steht ein Strich zwischen zwei Atomen für ein bindendes Paar, ein Strich an einem Atom für ein freies Paar.

Zwei Atome können sich ein, zwei oder drei Paare teilen (Einfach-, Doppel-, Dreifachbindung). Mit der Zahl der Paare wird die Bindung kürzer und fester (C–C etwa 154 pm, C=C 134 pm, C≡C 120 pm).

Die Ionenbindung ist die elektrostatische Anziehung zwischen positiven und negativen Ionen. Sie entsteht meist zwischen Metall- und Nichtmetallatomen. Die Anziehung wirkt in alle Richtungen, daher gibt es keine einzelnen Moleküle. Die Ionen bilden ein Ionengitter. Die Zahl der nächsten Nachbarn eines Ions heißt Koordinationszahl: Im Natriumchlorid ist jedes $\mathrm{Na^+}$ von 6 $\mathrm{Cl^-}$ umgeben und umgekehrt, im Cäsiumchlorid sind es 8.
Ionenkristalle haben hohe Schmelztemperaturen (NaCl etwa 801 °C), sind hart und spröde und leiten Strom erst als Schmelze oder Lösung. Spröde sind sie, weil ein verschobener Gitterbereich gleichnamige Ionen nebeneinander bringt: Sie stoßen sich ab, der Kristall spaltet. Hohe Ladungen und kleine Ionen verstärken die Anziehung.

Metallatome geben Valenzelektronen leicht ab. Die positiven Atomrümpfe bilden das Metallgitter. Die abgegebenen Elektronen bewegen sich frei im ganzen Gitter (Elektronengas) und halten die Rümpfe zusammen: die Metallbindung.

Die freien Elektronen leiten Strom und Wärme. Metalle sind verformbar, weil sich Gitterschichten verschieben lassen, ohne dass die Bindung reißt: Das Elektronengas hält die Rümpfe in jeder Lage zusammen. Kupfer und Aluminium bilden dichteste Kugelpackungen mit Koordinationszahl 12, Natrium hat die Koordinationszahl 8.

Elektronenpaare stoßen sich ab und ordnen sich um das Zentralatom möglichst weit voneinander entfernt an. Gezählt werden die Bindungsbereiche: jedes freie Paar und jede Bindung zu einem Nachbaratom, wobei eine Doppel- oder Dreifachbindung nur als ein Bereich zählt. Freie Paare brauchen mehr Platz und drücken die Bindungspartner zusammen.

Manche Teilchen lassen sich mit einer Lewis-Formel nicht richtig beschreiben. Im Carbonat-Ion $\mathrm{CO_3^{2-}}$ würde eine Formel eine C=O-Doppelbindung und zwei C–O-Einfachbindungen zeigen. Gemessen sind aber alle drei C–O-Bindungen gleich lang (etwa 128 pm, zwischen 143 pm für C–O und 120 pm für C=O), und alle drei Sauerstoffatome tragen gleich viel Ladung.

Man zeichnet darum mehrere Grenzformeln, verbunden durch den Mesomeriepfeil $\leftrightarrow$. Sie unterscheiden sich nur in der Lage der Elektronen, nicht der Atome. Das Teilchen wechselt nicht zwischen den Formeln. Es hat einen einzigen Zustand, in dem die Elektronen auf mehrere Atome verteilt (delokalisiert) sind. Er ist energieärmer als jede Grenzformel; der Unterschied heißt Mesomerieenergie.

Innerhalb eines Moleküls halten Atombindungen die Atome zusammen (einige hundert kJ/mol). Zwischen Molekülen wirken viel schwächere intermolekulare Wechselwirkungen (etwa 1 bis 40 kJ/mol). Beim Schmelzen und Sieden von Molekülstoffen werden nur sie überwunden.

• Van-der-Waals-Kräfte: Die Elektronenhülle schwankt, es entsteht kurz ein Dipol, der im Nachbarmolekül einen Dipol hervorruft. Sie wirken zwischen allen Teilchen, auch unpolaren, und wachsen mit Elektronenzahl und Oberfläche.
• Dipol-Dipol-Kräfte: Permanente Dipole ziehen sich an, zum Beispiel bei $\mathrm{HCl}$.
• Wasserstoffbrücken: Ein H-Atom, das an N, O oder F gebunden ist, wird vom freien Elektronenpaar eines N-, O- oder F-Atoms angezogen. Sie gibt es in Wasser, Alkoholen und Ammoniak.
• Ion-Dipol-Kräfte: Ein Ion zieht die Partialladungen eines Dipolmoleküls an. Beim Lösen von Salz in Wasser umgeben sich Kationen mit den O-Atomen, Anionen mit den H-Atomen der Wassermoleküle (Hydratation).

Intramolekular halten Wasserstoffbrücken auch Teile desselben großen Moleküls zusammen, etwa die Schraube (Helix) einer Eiweißkette.

Aus der Art der Teilchen und ihrer Bindung folgen die Eigenschaften. Ionenverbindungen (NaCl, 801 °C) und viele Metalle (Cu, 1085 °C) schmelzen hoch, Molekülstoffe wie Wasser (0 °C) niedrig, weil nur schwache intermolekulare Kräfte zu überwinden sind. Strom leiten Metalle über die freien Elektronen, Ionenverbindungen nur mit beweglichen Ionen, Molekülstoffe kaum. Ein Stoff löst sich meist in Lösemitteln mit ähnlichen Wechselwirkungen: Salze und polare Stoffe in Wasser, unpolare in Benzin.

Bei der koordinativen Bindung stammen beide Elektronen des bindenden Paares von einem Partner. Der Donor liefert ein freies Elektronenpaar, der Akzeptor hat ein unbesetztes Orbital. Im Ammonium-Ion $\mathrm{NH_4^+}$ gibt $\mathrm{NH_3}$ sein freies Paar an ein $\mathrm{H^+}$ mit leerem 1s-Orbital. Danach sind alle vier N–H-Bindungen gleichwertig. Ebenso entsteht $\mathrm{H_3O^+}$ aus $\mathrm{H_2O}$ und $\mathrm{H^+}$.

In Methan bildet Kohlenstoff ($2s^2\,2p^2$) vier gleichwertige Bindungen im Winkel 109,5°. Das Hybridisierungsmodell erklärt das: Ein s- und drei p-Orbitale mischen zu vier gleichwertigen sp³-Hybridorbitalen, die in die Ecken eines Tetraeders zeigen. Aus einem s- und zwei p-Orbitalen entstehen drei sp²-Orbitale in einer Ebene (120°), ein p-Orbital bleibt übrig. Bei sp bleiben zwei p-Orbitale übrig, die zwei Hybridorbitale liegen auf einer Geraden (180°).

Überlappen Orbitale entlang der Bindungsachse, entsteht eine σ-Bindung. Überlappen zwei parallele p-Orbitale seitlich, entsteht über und unter der Achse eine π-Bindung. Ethen (sp²) hat eine σ- und eine π-Bindung zwischen den C-Atomen, Ethin (sp) eine σ- und zwei π-Bindungen. Die π-Bindung verhindert die Drehung um die Doppelbindung.

Im Molekülorbital-Modell gehören die Elektronen dem ganzen Molekül. Aus zwei überlappenden Atomorbitalen entstehen zwei Molekülorbitale: ein bindendes, energieärmer als die Atomorbitale, und ein antibindendes, energiereicher. Sie werden nach Aufbauprinzip, Pauli-Prinzip und Hund'scher Regel besetzt. Ein Maß für die Bindung ist die Bindungsordnung. Beispiele: $\mathrm{H_2}$ hat 2 bindende Elektronen, $(2 - 0)/2 = 1$, eine stabile Bindung. $\mathrm{He_2}$ hat 2 bindende und 2 antibindende, $(2 - 2)/2 = 0$: Es gibt keine Bindung.