Теория:

Ковалентная связь образуется в результате спаривания неспаренных электронов. Их электронные орбитали перекрываются. Между ядрами двух атомов образуется область, в которой бывают оба электрона. Это область повышенной электронной плотности. К ней притягиваются оба ядра и удерживаются рядом.
σ- и π-связи
Перекрывание орбиталей происходит по-разному. Область перекрывания может находиться на линии, соединяющей ядра атомов (говорят: «на линии связи»). Это σ-связь. 
 
Но при образовании связи за счёт \(p\)-орбиталей может произойти боковое перекрывание. В этом случае возникают две области повышенной электронной плотности — над линией связи и под ней. Это π-связь.
 
В образовании \(σ\)-связи могут участвовать любые орбитали: \(s\)–\(s\), \(s\)–\(p\), \(p\)–\(p\), а также гибридные. В таблице показаны способы перекрывания орбиталей и типы связей.
 
Орбитали
Схема
перекрывания орбиталей
Тип связи
\(s\)–\(s\)
3f6144072a — копия (2).jpg
σ 
\(s\)–\(p\) 
3f6144072a — копия (3).jpg
σ 
\(p\)–\(p\)
88d54265e7.jpg
σ 
\(p\)–\(p\)
02a70ef45d.jpg
π
  
Одинарные и кратные связи
Если атомы соединены одной общей электронной парой, то говорят, что образуется одинарная связь. Между атомами может возникнуть также двойная или тройная связь. Такие связи называют кратными.
 
Примеры одинарных и кратных связей в неорганических и органических веществах приведены в таблице.
 
Кратность связи
Неорганическое
вещество
Органическое
вещество
Одинарная связь
HH
  HC|HH|H
 
Двойная связь
 
O=O
H2C=CH2
 
Тройная связь
 
NN
HCCH
  
Обрати внимание!
Все первые связи между атомами — это σ-связи, а вторые и третьи — это π-связи. 
Пример:
  • в молекуле этилена H2C=CH2 между атомами углерода одна σ-связь и одна π-связь;
  • в молекуле ацетилена HCCH атомы углерода соединены одной σ-связью и двумя π-связями.