kemijske veze, veze kojima se atomi ili atomske skupine udružuju u složenije sustave kao što su molekule i kristali. Kemijska se veza može objasniti kvantnom teorijom, prema kojoj se računa elektronska energija cijeloga sustava za različite geometrijske rasporede atoma. Minimalna elektronska energija određuje ravnotežnu geometriju molekule. Stabilizaciji molekule, u odnosu na slobodne atome, pridonose kvantnomehanička izmjena i elektrostatička privlačenja elektrona i atomskih jezgara. Kemijske veze mogu se približno točno tumačiti djelovanjem samo tzv. vanjskih elektrona iz valencijskih ljuski atoma. Kada je elektronska gustoća na jednom atomu znatno veća nego na drugome, veza je heteropolarna, a kada je konačna raspodjela elektronske gustoće na dva povezana atoma podjednaka, veza je homeopolarna.
Heteropolarna veza može se u ekstremnom slučaju opisati potpunim prijelazom vanjskih elektrona s jednoga na drugi atom ili atomsku skupinu. Pritom nastaju suprotno nabijeni ioni koje povezuje elektrostatička sila, a tako nastala veza zove se ionska veza. Takav se prijelaz elektrona najčešće zbiva između iona metala i nemetala, kao npr. pri tvorbi natrijeva klorida, NaCl. Budući da su elektrostatičke sile neusmjerene, ionski spojevi tvore veće agregate, kristale, u kojima je svaki ion okružen suprotno nabijenim ionima, uz uvjet da cijeli kristal ostane električki neutralan. Broj susjednih atoma određen je relativnim veličinama iona i njihovim nabojima. Takvi spojevi imaju visoka tališta, a njihove taline i vodene otopine provode električnu struju kretanjem iona u električnom polju. Za razliku od ionske veze, homeopolarna ili kovalentna veza nastaje povezivanjem atoma preko zajedničkih parova elektrona. Usmjerena je u prostoru i odgovorna za stvaranje molekula s karakterističnom prostornom strukturom. Uz to je broj atoma koji se mogu vezati na neki atom određen elektronskom strukturom molekule. Kovalentna veza vrlo je čvrsta i molekule ostaju očuvane pri taljenju i isparavanju spojeva. Kada je takvim vezama mnoštvo atoma povezano u kristalne strukture, npr. u dijamantu i grafitu, tvari imaju izrazito visoka tališta.
Među atomima metala nastaje metalna veza. Atomi se slažu u guste slagaline, a vanjski elektroni postaju zajednički za cijeli kristal i tvore pojase ili vrpce gustih elektronskih energijskih stanja. Ti su pojasi dijelom popunjeni elektronima i odgovorni za dobru električnu provodnost metala. Povišenjem temperature električna provodnost opada jer titranja atoma ometaju kretanje elektrona. Kada su donji pojasi potpuno popunjeni elektronima (u svakom je stanju jedan elektron) i energijski odvojeni od viših, nepopunjenih pojasa, kristali su poluvodiči: njihova električna provodnost raste s temperaturom, jer se termičkom energijom neki elektroni pobuđuju u prazne pojase i time postaju pokretni u cijelom kristalu. Male primjese stranih atoma jako utječu na električna svojstva poluvodiča. Atomi i ioni prijelaznih metala često tvore tzv. koordinativne veze s drugim atomima ili atomskim skupinama (koji se nazivaju ligandi), i to primanjem elektronskih parova liganada u svoje nepopunjene vanjske elektronske ljuske. Takvi kompleksni spojevi često su karakteristično obojeni i važni su za pretvaranje svjetlosne energije u kemijsku, tj. onu pohranjenu u kemijskim vezama, kao što se to zbiva u fotosintezi.
Veze među molekulama znatno su slabije nego među atomima unutar molekula, no i takve veze određuju ponašanje i svojstva tvari. Tako se, zahvaljujući van der Waalsovim vezama, plinovi pri nižim temperaturama ukapljuju (kondenziraju), a pri još nižim temperaturama kapljevine se kristaliziraju u čvrste tvari. Uzrok van der Waalsovih veza privlačenje je među molekulama zbog dipolnih privlačnih sila (→ dipol), a njihova jakost najviše ovisi o broju elektrona u molekulama. Zato male molekule tvore plinove, a veće tvore kapljevine ili čvrste tvari. Među molekulama u kojima postoje skupine H–O, H–N, H–F i sl. pojavljuju se tzv. vodikove veze, uzrokovane velikom razlikom u elektronegativnosti između vodikovih atoma i atoma tih drugih elemenata pa zbog toga i stvaranjem jakog dipola. Te su veze mnogo jače od van der Waalsovih, ali još uvijek bitno slabije od kovalentnih, i o njima ovise svojstva vode i mnogih biološki važnih sustava.
