* పరమాణువులు కలిసి అణువులు ఏర్పడే క్రమంలో రసాయన బంధాలు ఏర్పడతాయి.
* ఎలక్ట్రాన్‌ల పునర్విభజన కారణంగా బంధం ఏర్పడుతుంది.
* మూలకాల మధ్య ఎలాంటి బంధం ఏర్పడుతుందో తెలుసుకోవడానికి ఆవర్తన పట్టికలోని వాటి స్థానం ఉపయోగపడుతుంది.
* పరమాణువు బాహ్యకక్ష్యలో ఉన్న ఎలక్ట్రాన్‌లను వేలెన్సీ ఎలక్ట్రాన్‌లు అంటారు.
* రసాయన బంధం ఏర్పడేటప్పుడు బాహ్యకక్ష్యలోని ఎలక్ట్రాన్‌లు లేదా వేలెన్సీ ఎలక్ట్రాన్‌లు మాత్రమే పాల్గొంటాయి.
* జడవాయువులకు స్థిరమైన, పూర్తిగా నిండిన ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం (ns² np⁶) ఉండటం వల్ల జడవాయువులు రసాయన చర్యల్లో లేదా రసాయన బంధం ఏర్పాటులో పాల్గొనవు. హీలియం ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం 1s²
* బాహ్యకక్ష్యలో ఎనిమిది ఎలక్ట్రాన్‌లు ఉండటం వల్ల పరమాణువులు లేదా అయాన్‌లు స్థిరత్వం పొందుతాయి.
* జడవాయువుల మూలక పరమాణువుల లూయీస్ చుక్కల నిర్మాణాలు కింది విధంగా ఉంటాయి.
      
* వేలెన్సీ ఎలక్ట్రాన్‌ల ద్వారా పరమాణువుల మధ్య రసాయన బంధం ఏర్పడుతుందని కోసెల్, లూయీస్‌లు వివరించారు.
* రసాయన బంధం ఏర్పడేటప్పుడు పరమాణువులు ఎలక్ట్రాన్‌లను కోల్పోవడం, గ్రహించడం లేదా సమష్టిగా పంచుకోవడం ద్వారా బాహ్యకక్ష్యలో ఎనిమిది ఎలక్ట్రాన్‌లను పొందడాన్ని అష్టక నియమం అంటారు.

అయానిక బంధం
* అయానిక బంధాన్ని కోసెల్ ప్రతిపాదించాడు.
* రెండు వేర్వేరు మూలకాలకు చెందిన పరమాణువుల మధ్య ఒక పరమాణువు నుంచి మరొక పరమాణువుకు ఎలక్ట్రాన్ మార్పిడి వల్ల అయానిక బంధం ఏర్పడుతుంది.
* లోహ పరమాణువు నుంచి అలోహ పరమాణువులకు ఎలక్ట్రాన్‌ల బదిలీ వల్ల ఏర్పడిన ధనాత్మక (కాటయాన్‌ల), రుణాత్మక అయాన్లు (ఆనయాన్లు) స్థిర విద్యుదాకర్షణ బలాల వల్ల అవి ఆకర్షణకు గురై రసాయన బంధం ఏర్పడుతుంది. ఈ బంధం రెండు ఆవేశపూరిత కణాలైన అయాన్ల మధ్య ఏర్పడటం వల్ల దీన్ని అయానిక బంధం అంటారు.
* వ్యతిరేక విద్యుదావేశ అయాన్‌ల మధ్య ఉన్న స్థిర విద్యుదాకర్షణ బలాన్ని అయానిక బంధం లేదా స్థిర విద్యుత్ బంధం లేదా ఎలక్ట్రోవాలెంట్ బంధం అంటారు.
* అయానిక బంధం దిశారహితమైన బంధం.
* NaCl, MgCl₂, Na₂O, AlCl₃ అయానిక సమ్మేళనాలు.

* సోడియం పరమాణువు ఒక ఎలక్ట్రాన్‌ను కోల్పోయి Na+ అయాన్‌ను, క్లోరిన్ పరమాణువు ఒక ఎలక్ట్రాన్‌ను గ్రహించి Cl- అయాన్‌ను ఏర్పరుస్తాయి. ఈ అయాన్‌లు రెండు స్థిరమైన జడవాయు విన్యాసాన్ని పొందుతాయి. ఈ వ్యతిరేక విద్యుదావేశపు అయాన్‌లు స్థిర విద్యుదాకర్షణ బలాలతో బంధితమవడం వల్ల సోడియం క్లోరైడ్ (NaCl) ఏర్పడుతుంది
 

ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం:      2, 8, 1       2, 8

ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం:     2, 8, 7          2, 8, 8

ఆనయాన్ల నుంచి NaCl ఏర్పడుట:
                        Na⁺ + Cl^-Na⁺ Cl^- లేదా Na Cl 
                      (వా)    (వా)        (ఘ)
* మెగ్నీషియం పరమాణువు రెండు ఎలక్ట్రాన్‌లను కోల్పోయి Mg⁺² అయాన్‌ను, క్లోరిన్ పరమాణువు ఒక ఎలక్ట్రాన్‌ను గ్రహించి Cl^- అయాన్‌ను ఏర్పరుస్తాయి. ఈ రెండు అయాన్‌లు స్థిరమైన జడవాయు విన్యాసాన్ని పొందుతాయి. ఒక Mg⁺² అయాన్ రెండు Cl^-  అయాన్‌ల స్థిర విద్యుదాకర్షణ బలాలతో బంధింతమై ఉండటం వల్ల మెగ్నీషియం క్లోరైడ్ ఏర్పడుతుంది.

Mg  Mg⁺² + 2 e^-
(వా)            (వా)
2, 8, 2         2, 8
2 Cl + 2e⁻  2 Cl⁻
(వా)                         (వా)
2, 8,7                     2, 8, 8
Mg⁺² + 2 Cl⁻  MgCl₂
(వా)         (వా)           (ఘ)
* స్ఫటిక రూపంలోని అయానిక పదార్థాల్లో వ్యతిరేఖ ఆవేశం ఉన్న అయాన్‌లు బలమైన విద్యుదాకర్షణ బలాలతో బంధితమై త్రిమితీయ నిర్మాణంలో అమరి ఉంటాయి.
* ఒక నిర్దిష్ట ఆవేశం ఉన్న అయాన్ చుట్టూ ఎన్ని వ్యతిరేక ఆవేశం ఉన్న అయాన్‌లు అమరి ఉన్నాయో తెలిపే సంఖ్యను అయాన్ సమన్వయ సంఖ్య అంటారు.
* సోడియం క్లోరైడ్ స్ఫటికంలో ప్రతీ Na⁺ అయాన్ చుట్టూ ఆరు Cl^- అయాన్‌లు, ప్రతి Cl^- అయాన్ చుట్టూ ఆరు Na⁺ అయాన్‌లు అమరి ఉంటాయి. సోడియం క్లోరైడ్ స్ఫటికంలో Na⁺ సమన్వయ సంఖ్య ఆరు. అదే వ‌ధంగా Cl^- సమ‌న్వయ సంఖ్య కూడా ఆరుకు సమానం.
* మూలకాలు ఎలక్ట్రాన్‌ను కోల్పోయే స్వభావాన్ని లోహధర్మం లేదా ధన విద్యుదాత్మకత అంటారు. అధిక ధన విద్యుదాత్మకత ఉన్న మూలకాలు కాటయాన్‌లను ఏర్పరుస్తాయి.
* మూలకాలు ఎలక్ట్రాన్‌లను గ్రహించే స్వభావాన్ని అలోహ ధర్మం లేదా రుణ విద్యుదాత్మకత అంటారు. అధిక రుణ విద్యుదాత్మకత ఉన్న మూలకాలు ఆనయాన్‌లను ఏర్పరుస్తాయి.
* రుణ విద్యుదాత్మకత తేడా 1.9కు సమానం లేదా 1.9 కంటే ఎక్కువగా ఉన్న మూలక పరమాణువుల మధ్య అయానిక బంధం ఏర్పడుతుంది.
* ఎలక్ట్రాన్‌లను కోల్పోయి కాటయాన్‌గా మారే స్వభావం లేదా ఎలక్ట్రాన్‌లను గ్రహించి ఆనయాన్‌గా మారే స్వభావం కింది అంశాలపై ఆధారపడుతుంది.
i) పరమాణు పరిమాణం
ii) అయనీకరణ శక్మం
iii) ఎలక్ట్రాన్ ఎఫినిటీ
iv) రుణ విద్యుదాత్మకత

సమయోజనీయ బంధం
* సమయోజనీయ బంధం ఏర్పడటాన్ని జి.ఎన్. లూయిస్ ప్రతిపాదించాడు.
* రెండు పరమాణువుల మధ్య ఎలక్ట్రాన్‌లు సమష్టిగా పంచుకోవడం ద్వారా సమయోజనీయ బంధం ఏర్పడుతుంది.
* సమయోజనీయ బంధం ఏర్పడేటప్పుడు రెండు పరమాణువులు సమాన సంఖ్యలో ఎలక్ట్రాన్‌లను సమష్టిగా పంచుకుంటాయి.
* ఒక పరమాణువు ఏర్పరిచే సమయోజనీయ బంధాల సంఖ్య దాని బాహ్య కక్ష్యలో ఉన్న ఒంటరి ఎలక్ట్రాన్‌ల
* సంఖ్య మీద, జడవాయువు విన్యాసం పొందడానికి అవసరమయ్యే ఎలక్ట్రాన్‌ల సంఖ్య మీద ఆధారపడి ఉంటుంది.
* రెండు పరమాణువుల మధ్య ఒకటి, రెండు లేదా మూడు ఎలక్ట్రాన్ జంటలను సమష్టిగా పంచుకోవడం వల్ల ఏర్పడే బంధాలను వరుసగా ఏకబంధం (-) లేదా ద్విబంధం (=) లేదా త్రికబంధం() అంటారు.

* O₂ అణువు ఏర్పడేటప్పుడు ప్రతి ఆక్సిజన్ పరమాణువు రెండు ఎలక్ట్రాన్‌లను అందించి, రెండు ఎలక్ట్రాన్ జంటలను రెండు ఆక్సిజన్ పరమాణువులు సమష్టిగా పంచుకుంటాయి. అప్పుడు వాటి మధ్య ద్విబంధం (=) ఏర్పడుతుంది.

* N₂ అణువు ఏర్పడేటప్పుడు ప్రతి నైట్రోజన్ పరమాణువు మూడు ఎలక్ట్రాన్‌లను అందించి, మూడు ఎలక్ట్రాన్ జంటలను రెండు నైట్రోజన్ పరమాణువులు సమష్టిగా పంచుకుంటాయి. అప్పుడు వాటి మధ్య త్రికబంధం () ఏర్పడుతుంది.

* i) CH₄ అణువు ఏర్పడేటప్పుడు కార్బన్ పరమాణువు నాలుగు ఎలక్ట్రాన్‌లను, నాలుగు హైడ్రోజన్ పరమాణువులు నాలుగు ఎలక్ట్రాన్‌లను అందిస్తాయి. వీటిని సమష్టిగా పంచుకోవడం వల్ల నాలుగు C - H బంధాలు ఏర్పడతాయి.

ii) NH₃ అణువు ఏర్పడేటప్పుడు నైట్రోజన్ పరమాణువు మూడు ఎలక్ట్రాన్‌లను, మూడు హైడ్రోజన్ పరమాణువులు మూడు ఎలక్ట్రాన్‌లను అందిస్తాయి. వీటిని సమష్టిగా పంచుకోవడం వల్ల మూడు N - H బంధాలు ఏర్పడతాయి.

* H₂O అణువు ఏర్పడేటప్పుడు ఆక్సిజన్ పరమాణువు రెండు ఎలక్ట్రాన్‌లను, రెండు హైడ్రోజన్ పరమాణువులు రెండు ఎలక్ట్రాన్‌లను అందిస్తాయి. వీటిని సమష్టిగా పంచుకోవడం వల్ల రెండు O - H బంధాలు ఏర్పడతాయి.

* ఒక మూలక పరమాణువు ఎన్ని సమయోజనీయ బంధాలను ఏర్పరచగలదో తెలిపే సంఖ్యనే ఆ మూలక  'సంయోజనీయత' అంటారు.
* సమయోజనీయ బంధంతో కలిపిన రెండు పరమాణవుల కేంద్రకాల మధ్య దూరాన్ని బంధదూరం లేదా బంధదైర్ఘ్యం అంటారు.
* బంధ దూరాన్ని నానో మీటర్ (nm) లేదా ఆంగ్‌స్ట్రామ్ ( A^o )లలో తెలియజేస్తారు.
1 nm = 10^-9 m
1 A^º = 10^-10 m
* వేలన్సీ ఎలక్ట్రాన్ సిద్ధాంతం బంధ కోణాలు, అణువుల ఆకారం, బంధ దైర్ఘ్యాలు, బంధశక్తులను వివరించడంలో విఫలమైంది.

వేలన్సీ కక్ష్య ఎలక్ట్రాన్ జంట వికర్షణ సిద్ధాంతం (VSEPRT)

* వెస్పర్ట్ సిద్ధాంతాన్ని సిట్జివిక్, పావెల్‌లు ప్రతిపాదించారు. దీన్ని గిలెస్పీ, నైహామ్‌లు అభివృద్ధి చేశారు.
* సంయోజనీయ బంధాల్లో వేలెన్సీ కక్ష్యలోని ఎలక్ట్రాన్‌లు, బంధంలో పాల్గొనని ఒంటరి ఎలక్ట్రాన్ జంటలు సాధ్యమైనంత వరకు ఒకదానికొకటి దూరంగా ఉండేందుకు ప్రయత్నిస్తాయి. అందువల్ల అణువులకు ప్రత్యేక ఆకారాలు వస్తాయి.
* మధ్య పరమాణువు చుట్టూ బంధ జంటల కంటే ఒంటరి ఎలక్ట్రాన్ జంటలు ఎక్కువ ఖాళీని ఆక్రమిస్తాయి.
* కేంద్రిత పరమాణువు చుట్టూ వేలెన్సీ కక్ష్య రెండు బంధ ఎలక్ట్రాన్ జంటలున్నట్లయితే ఆ అణువుకు రేఖీయ ఆకారం, బంధకోణం 180ºగా ఉంటుంది.
* BeCl₂ అణువులో కేంద్రిత పరమాణువు మీద రెండు బంధఎలక్ట్రాన్ జంటలు ఉంటాయి. కాబట్టి ఆఅణువుకు రేఖీయ ఆకారం, బంధకోణం 180ºగా ఉంటుంది.

* కేంద్రిత పరమాణువు వేలెన్సీ కక్ష్యలో మూడు బంధ ఎలక్ట్రాన్ జంటలు ఉన్నప్పుడు ఆ అణువుకు రేఖీయ త్రిభుజం ఆకృతి, బంధకోణం 120ºగా ఉంటుంది.
* BF₃ అణువులో బోరాన్ పరమాణువు చుట్టూ మూడు బంధ ఎలక్ట్రాన్ జంటలు ఉంటాయి. కాబట్టి ఆ అణువుకు రేఖీయ త్రిభుజ ఆకారం, బంధకోణం 120º గా  ఉంటుంది.
             
* కేంద్రిత పరమాణువు వేలెన్సీ కక్ష్యలో నాలుగు బంధ ఎలక్ట్రాన్ జంటలు, ఒంట‌రి ఎల‌క్ట్రాన్ జంట ఉన్నప్పుడు ఒంట‌రి జంట - బంధ జంట‌ల మ‌ధ్య విక‌ర్షణ‌లు అధికంగా ఉన్నప్పుడు ఆ అణువుకు చతుర్ముఖీయ ఆకారం, బంధకోణం 109º 28' గా ఉంటుంది. 
* మీథేన్ (CH₄) అణువులో కార్బన్ పరమాణువు చుట్టూ నాలుగు బంధ ఎలక్ట్రాన్ జంటలు ఉంటాయి. 

కాబట్టి ఈ అణువుకు చతుర్ముఖీయ ఆకారం, బంధకోణం 109º 28' గా ఉంటుంది.
              

కేంద్రిత పరమాణువు  వేలెన్సీ కక్ష్యలో మూడు బంధ ఎలక్ట్రాన్ జంటలు, ఒక ఒంటరి ఎలక్ట్రాన్ జంట ఉండటం వల్ల ఆ అణువుకు 107º 48' గా ఉంటుంది.
* NH₃ అణువులో నైట్రోజన్ పరమాణువు చుట్టూ మూడు బంధ ఎలక్ట్రాన్ జంటలు, ఒక ఒంటరి ఎలక్ట్రాన్ జంట ఉంటుంది. కాబట్టి ఆ అణువుకు పిరమిడ్ ఆకృతి, బంధకోణం 107º 48' గా ఉంటుంది.

* కేంద్రిత పరమాణువు వేలెన్సీ కక్ష్యలో రెండు బంధ ఎలక్ట్రాన్ జంటలు, రెండు ఒంటరి ఎలక్ట్రాన్ జంటలు ఉన్నప్పుడు ఆ అణువుకు కోణీయ లేదా V ఆకారం, బంధకోణం 104º 31' గా ఉంటుంది.
* H₂O అణువులో ఆక్సిజన్ పరమాణువు చుట్టూ రెండు బంధ ఎలక్ట్రాన్ జంటలు, రెండు ఒంటరి ఎలక్ట్రాన్ జంటలు ఉంటాయి. కాబట్టి ఆ అణువుకు కోణీయ ఆకారం లేదా V ఆకారం, బంధకోణం 104º 31' గా ఉంటుంది.

VSEPRT సిద్ధాంతం ప్రధానంగా బంధశక్తులను వివరించడంలో విఫలమైంది.
VSEPRT సిద్ధాంతం సమయోజనీయ బంధాల్లో ఎలక్ట్రానిక్ స్వభావాన్ని గురించి వివరించలేకపోయింది

వేలన్సీ బంధ సిద్ధాంతం
* సమయోజనీయ బంధాన్ని వివరించడానికి లైనస్ పౌలింగ్ వేలన్సీ బంధ సిద్ధాంతాన్ని ప్రతిపాదించారు.
* వేలన్సీ కక్ష్యలో జతకూడని ఒంటరి ఎలక్ట్రాన్‌లను కలిగి ఉన్న రెండు పరమాణువులు దగ్గరగా చేరినప్పుడు, ఆ రెండు పరమాణువులతో వ్యతిరేక స్పిన్ కలిగి ఉన్న జతకూడని ఎలక్ట్రాన్‌లను కలిసి పంచుకోవడం వల్ల సమయోజనీయ బంధం ఏర్పడుతుంది. రెండు పరమాణువులు అతిపాతం చెందిన ఆర్బిటాళ్లలోని ఎలక్ట్రాన్‌లను రెండు కేంద్రకాలు కలిసి పంచుకోవడం వల్ల రెండు పరమాణువుల మధ్య బంధం ఏర్పడుతుంది.
* ఒక "H" పరమాణువు ఒంటరి లేదా జతకూడని ఎలక్ట్రాన్ ఉన్న 1s ఆర్బిటాల్‌ను కలిగి ఉంటుంది. అందువల్ల అది మరొక H పరమాణువు 1s ఆర్బిటాల్‌లోనివ్యతిరేక స్పిన్‌ను కలిగి ఉన్న ఒంటరి ఎలక్ట్రాన్‌తో కలిసి పంచుకోవడం వల్ల H - H బంధం ఏర్పడి H₂ అణువు ఏర్పడుతుంది.

* ఆర్బిటాళ్లు ఎంతగా అతిపాతం చెందితే, అంత బలమైన బంధం ఏర్పడుతుంది. s ఆర్బిటాల్ కాకుండా వేరే ఆర్బిటాళ్లు బంధంలో పాల్గొన్నప్పుడు అవి బంధానికి దిశాత్మక లక్షణాన్ని కలిగిస్తాయి.
* బంధంలో పాల్గొనే ప్రతి పరమాణువు తన సొంత ఆర్బిటాళ్లను కలిగి ఉంటుంది. కానీ అతిపాతం చెందిన ఆర్బిటాళ్లలోని ఎలక్ట్రాన్‌ల జతను మాత్రం అతిపాతంలో పాల్గొనే రెండు పరమాణువులు కలిసి పంచుకుంటాయి.
* రెండు పరమాణువుల మధ్య బహు బంధాలు ఏర్పడినప్పుడు వాటి మధ్య ఏర్పడే మొదటి బంధం ఆ పరమాణువుల కేంద్రకాలను కలిపే అక్షీయ రేఖ వెంబడి ఆర్బిటాళ్ల అతిపాతం వల్ల ఏర్పడే సిగ్మా (σ) బంధం అవుతుంది. ఈ సిగ్మా (σ) బంధం ఏర్పడిన తర్వాత ఆర్బిటాళ్ల పార్శ్వ అతిపాతం వల్ల బలహీనమైన (Π) బంధాలు ఏర్పడతాయి.
* ఒక క్లోరిన్ పరమాణువులోని 3p_z ఆర్బిటాల్‌లో ఉండే ఒంటరి ఎలక్ట్రాన్, మరో క్లోరిన్ పరమాణువులో వ్యతిరేక స్పిన్‌లో ఉన్న ఒంటరి ఎలక్ట్రాన్‌ను కలిగి ఉన్న 3p_z ఆర్బిటాల్‌తో అతిపాతం చెందుతుంది.

* Π బంధం కంటే σ బంధం బలమైంది.
* సిగ్మా బంధం స్వతంత్రంగా ఏర్పడుతుంది. ఏక బంధమున్న అణువుల్లో σ బంధాలు మాత్రమే ఉంటాయి.
* Π బంధం స్వతంత్రంగా ఏర్పడదు. σ బంధం ఉన్నప్పుడే Π బంధం ఏర్పడుతుంది.
* ద్విబంధంలో ఒక σ బంధం, ఒక Π బంధం ఉంటాయి.
* త్రికబంధంలో ఒక σ బంధం, రెండు Π బంధాలు ఉంటాయి.
* O₂, ఇథిలీన్ (C₂H₄), CO₂ అణువుల్లో ద్విబంధాలు ఉంటాయి.
* N₂, ఎసిటిలీన్ (C₂H₂) అణువుల్లో త్రికబంధాలు ఉంటాయి.

సంకరీకరణం
* పరమాణు ఆర్బిటాళ్ల సంకరీకరణాన్ని లైనస్ పౌలింగ్ ప్రతిపాదించాడు.
* పరమాణువుల చివరి కక్ష్యలో ఉండే దాదాపు సమాన శక్తి ఉన్న పరమాణు ఆర్బిటాళ్లు పరస్పరం కలిసిపోయి, పునర్ వ్యవస్థీకరించడం ద్వారా అదే సంఖ్యలో బంధశక్తి, ఆకారం లాంటి ధర్మాలు ఒకే విధంగా ఉండే సర్వసమాన ఆర్బిటాళ్లను ఏర్పరిచే దృగ్విషయాన్ని సంకరీకరణం అంటారు.
* BeCl₂ అణువులో ఉత్తేజిత స్థితిలో బెరీలియం పరమాణువు sp సంకరీకరణంలో పాల్గొంటుంది. BeCl₂ అణువుకు రేఖీయ ఆకారం, బంధకోణం 180ºగా ఉంటుంది.
                

* BF₃ అణువులో ఉత్తేజిత స్థితిలో బోరాన్ పరమాణువు sp² సంకరీకరణంలో పాల్గొంటుంది. BF₃ అణువుకు సమతల త్రికోణీయ ఆకారం, బంధకోణం 120ºగా ఉంటుంది.

* NH₃ అణువులో ఉత్తేజిత స్థితిలో నైట్రోజన్ పరమాణువు sp³ సంకరీకరణంలో పాల్గొంటుంది. ఒంటరి జంట - బంధ జంటల మధ్య వికర్షణ అధికంగా ఉండటం వల్ల NH₃ అణువుకు పిరమిడ్ ఆకారం, బంధకోణం 107º 48'గా ఉంటుంది.

* H₂O అణువులో ఆక్సిజన్ పరమాణువు sp³ సంకరీకరణంలో పాల్గొంటుంది. ఒంటరి జంట - ఒంటరి
* జంట మధ్య వికర్షణ అధికంగా ఉండటం వల్ల H₂O అణువుకు కోణీయ ఆకారం ఏర్పడుతుంది.
* బంధకోణం 109º 28' నుంచి 104º 31' కు తగ్గించబడుతుంది.

* అయానిక సమ్మేళనాల్లో అయాన్‌ల మధ్య శక్తిమంతమైన స్థిర విద్యుదాకర్షణ బలాలు ఉంటాయి. అందువల్ల అవి ఘన పదార్థాలుగా ఉండి అధిక ద్రవీభవన, బాష్పీభవన స్థానాలను కలిగి ఉంటాయి.
* అయానిక సమ్మేళనాలు ధ్రువ ద్రావణాల్లో కరుగుతాయి.
* ద్రావణాల్లో అయానిక సమ్మేళనాల మధ్య రసాయన చర్యలు అతివేగంగా జరుగుతాయి.
* సమయోజనీయ సమ్మేళనాలు గది ఉష్ణోగ్రత వద్ద వాయువులు లేదా ద్రవ పదార్థాలుగా ఉంటాయి.
* సమయోజనీయ సమ్మేళనాలకు తక్కువ ద్రవీభవన, బాష్పీభవన స్థానాలు ఉంటాయి.
* సమయోజనీయ సమ్మేళనాలు అధ్రువ ద్రావణాల్లో కరుగుతాయి.
* సమయోజనీయ సమ్మేళనాల మధ్య రసాయన చర్యలు చాలా నెమ్మదిగా లేదా అతినెమ్మదిగా జరుగుతాయి.
* రెండు విభిన్న పరమాణువుల మధ్య సమయోజనీయ బంధం ఏర్పడినప్పుడు రెండు పరమాణువుల ద్వారా పంచుకోబడిన ఎలక్ట్రాన్ జంట రుణ విద్యుదాత్మకత ఎక్కువ ఉన్న పరమాణువువైపు జరుగుతుంది. అందువల్ల అణువులో ఉండే అధిక రుణవిద్యుదాత్మకత ఉన్న పరమాణువు పాక్షిక రుణావేశాన్ని, అల్ప రుణ విద్యుదాత్మకత ఉన్న పరమాణువు పాక్షిక ధనావేశాన్ని కలిగి ఉంటుంది.
         

* సంయోగం చెందే పరమాణువులపై స్వల్ప ఆవేశాలను కలిగి ఉండి తటస్థంగా ఉండే అణువులను ధ్రువాత్మక అణువులు అంటారు. ఇలాంటి అణువుల్లోని పరమాణువుల మధ్య ఏర్పడే బంధాన్ని ధ్రువాత్మక సమయోజనీయ బంధం లేదా పాక్షిక అయానిక, సమయోజనీయ బంధం అంటారు.

రసాయన బంధం

భావనల అమరిక చిత్రం: