化学結合（かがくけつごう、（英: chemical bond）は、化学物質を構成する複数の原子を結びつけている結合である。化学結合は分子内にある原子同士をつなぎ合わせる分子内結合と分子と別の分子とをつなぎ合わせる分子間結合とに大別でき、分子間結合を作る力を分子間力という。なお、金属結晶は通常の意味での「分子」とは言い難いが、金属結晶を構成する結合（金属結合）を説明するバンド理論では、分子内結合における原子の数を無限大に飛ばした極限を取ることで、金属結合の概念を定式化している。

分子内結合、分子間結合、金属結合のいずれにおいても、化学結合を作る力は原子の中で正の電荷を持つ原子核が、別の原子の中で負の電荷を持つ電子を電磁気力によって引きつける事によって実現されている。物理学では4種類の力が知られているが、電磁気力以外の3つの力は電磁気力よりも遥かに小さい又は、力の及ぶ範囲が狭い為、化学結合を作る主要因にはなっていない。したがって化学結合の後述する細かな分類、例えば共有結合やイオン結合はどのような状態の原子にどのような形で電磁気力が働くかによる分類である。

化学結合の定式化には、複数の原子がある場合において電子の軌道を決定する必要があり、そのためには量子力学が必須となる。しかし多くの簡単な化合物や多くのイオンにおいて、化学結合に関する定性的な説明や簡単な定量的見積もりを行う分には、量子力学で得られた知見に価電子や酸化数といった分子の構造と構成を使って古典力学的考察を加える事でも可能である。

それに対し複雑な化合物、例えば金属複合体では価電子理論は破綻し、その振る舞いの多くは量子力学を基本とした理解が必要となる。これに関してはライナス・ポーリングの著書、The Nature of the Chemical Bondで詳しく述べられている。
分子内結合
古典力学的な説明

分子間力が働く機構を定性的に説明すると下記のとおりになる。分子内にある原子は、原子Aの原子核と原子Bの電子との間に働く電磁気的な力F1により引きつけられ、これがAとBの間の分子内結合を構成する引力となる。それに対し、原子Aの原子核と原子Bの原子核の間には電磁気的な斥力F2働いて結合を邪魔しようとし、同様に原子Aの電子と原子Bの電子の間にも斥力F3が働く。

しかし原子同士の距離が適切な近さ（結合距離）[1]程度にあれば、引力は斥力よりも大きくなる。この原因を古典力学にいえば、原子は中心に原子核があり、そこから遠く離れたところに電子が飛んでいるという構成をしているので、原子核・原子核間の距離よりも原子核・電子間の距離のほうが小さくなり、斥力F2は引力F1よりも小さくなる。また電子は原子核に比べて軽いので、電子・電子間は斥力によって簡単に遠く離れるため、電子・電子間の斥力F3も小さくなる。

結局引力がF1斥力F2 + F3に勝ち、分子内の原子同士が引きつけられる事になる。

なお、既に述べたように分子内結合が起こるためには原子間の適切な範囲にあり、距離が近すぎる場合には、斥力によって距離が離れていき、結局結合距離の近辺で落ち着く事になる。この事実は量子力学の知識を使って中心力場の系を解く事で示せる。
原子の電子配置による説明詳細は「水素原子におけるシュレーディンガー方程式の解」、「量子数」、および「電子殻」を参照

分子内結合をさらに詳細を記述する為、電子軌道の量子数の概念を説明し、量子数を使って分子内結合を記述する。原子内の電子の軌道は、実際には量子力学に従っているため、軌道は「量子化されている」（＝飛び飛びの値を取る）。電子の軌道は4種類の量子数という自然数値によって特徴づけられる。4つの量子数は、電子がK殻、L殻、M殻…のいずれに入るかを決める主量子数、殻の中のs軌道、p軌道、d軌道…のいずれに入るかを決める方位量子数、軌道角運動量、スピン角運動量がそれぞれ上向きか下向きかを決める磁気量子数、スピン量子数からなる[2]。

分子内結合を記述する上で重要になるのは、同一原子中にある相異なる2つの電子の量子数が4つとも同一になる事はないという事実である（パウリの排他律）[3]。よって原子中の異なる電子は異なる軌道にある事になり、例外はあるものの、基本的にはエネルギー状態が小さい軌道から順に電子が埋まっていく[4]。

電子が1つ以上ある殻で、最も外側にあるものを原子価殻[5]、もしくは最外殻といい、原子価殻にある電子を原子価殻電子[5]もしくは最外殻電子という。

化学結合に関わるのは、基本的にエネルギー状態が高い不安定な軌道にある電子であり、それは主に最外殻電子である。パウリの排他原理により最外殻には有限個の原子しか入れない。最外殻に最大数の電子が入っている場合、最外殻は閉殻であるという。閉殻は安定した状態にあり、逆に言えば最外殻に余った電子がある場合は、その電子は電磁気力により他の原子の原子核に引き寄せられる。また最外殻に電子が足りていないなら、他の原子の最外殻に余っている電子を電磁気力で引きつけて足りない部分を補おうとする。
電気陰性度による分類

こうして電磁気的に引きつけられた原子同士の分子内結合を記述する為のパラメータとして、電気陰性度という尺度がある。これは原子がどの程度原子外にある電子を引きつけるかを示す尺度である。結合した2つの原子の電気陰性度に極端な差異がある場合は、電気陰性度が大きい原子の方に最外殻電子が完全に移動してしまう。この状態における分子内結合をイオン結合という[6]。

それとは逆に両者の電気陰性度が完全に釣り合っているときは、最外殻電子を2つの原子で「共有」する状態になる。この状態を非極性共有結合という[6]。電気陰性度が両者の中間にある場合は、最外殻電子を一方の原子にやや引きつけた「極性」のある共有状態になる。この状態を極性共有結合という[6]。非極性または極性の共有結合の事を共有結合という。
共有結合詳細は「共有結合」を参照
概要

共有結合状態にある2つの原子は、互いに相手の原子にある電子を引きつける事になる。このため多くの共有結合では、それぞれの原子から1つずつ、計2個の電子が共有結合に関わる事になる。この2個の電子を共有電子対という[7]。

しかし共有結合の中には片方の原子から2つの電子を提供して共有電子対になるケースもある[8]。たとえばアンモニウムイオン NH 4 + {\displaystyle {\ce {NH4+}}} の共有結合はアンモニア NH 3 {\displaystyle {\ce {NH3}}} の窒素原子から2つの電子を提供して H {\displaystyle {\ce {H}}} と共有結合する。このような共有結合を配位結合という[8]。なお、共有電子対の状態にある2つの電子は、スピン量子数の方向が逆向きになったペアである[9]。

一般論として、主要族の原子（周期表で左端2列か右端6列に記載されている原子）は、共有電子がなくなるか、オクテット則が満たされるまで、可能な限り電子を共有しようとする[7]。一組の共有電子対しか持たない共有結合を単結合といい、二組、三組、…の共有電子対を持つ共有結合をそれぞれ二重結合、三重結合、…という[8]。共有結合がn重結合である場合、その共有結合の結合次数はnであるという[8]。共有結合にかかわらない原子価電子も対になっており、このような対を孤立電子対という[7]。

共有結合の強さを表す尺度として、結合解離エネルギーがある[10]。これは共有結合状態にある原子を切り離すのに必要となるエネルギーの量である[10]。
共鳴構造

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}}}:}