Разнообразие ковалентных связей приводит к тому, что их можно различать по количественным и качественным характеристикам. Рассмотрим наиболее важные из них.

Полярность ковалентной связи — это несимметричность расположения электронной пары на связываемых ею атомах. Когда с одной стороны электронная плотность оказывется повышенной, а с другой — пониженной, на атомах появляются небольшие электрические заряды разного знака, то есть образуется диполь. Полярность возникает всегда, когда СЭП охватывает неодинаковые атомы, и объясняется в первую очередь разницей в их электроотрицательности:

Чем выше электроотрицательность атома, тем сильнее (при прочих равных) он притягивает электроны, поэтому СЭП смещается к более электроотрицательному атому. С ростом разницы в электроотрицательности полярность связи усиливается: например, в молекуле PH₃ связи P—H практически неполярны, а в молекуле SiF₄ связи Si—F очень полярны. Если связаны одинаковые атомы, то полярность отсутствует: например, в кристалле алмаза связи C—C неполярны, как и связи P—P в молекуле белого фосфора.

Интересно знать! В большинстве простых веществ, образованных неметаллами, ковалентные связи неполярны, однако бывают и исключения. Например, в молекуле озона O₃ центральный атом кислорода неравноценен крайним, и связь оказывается слабополярной: на центральном атоме наблюдается положительный заряд, а на крайних — компенсирующий его отрицательный. Похожая ситуация складывается и в кристалле бора, где часть атомов входит в состав шарообразных групп B₁₂, скапливающих небольшой отрицательный заряд, а часть расположена между этими группами и заряжена положительно.

В некоторых случаях смещение СЭП к более электроотрицательному атому ещё не гарантирует появление отрицательного заряда на этом атоме. Например, в молекуле угарного газа CO на атоме кислорода наблюдается положительный заряд (хоть и небольшой по величине). Дело в том, что связывающих электронных пар там три, но из шести электронов, необходимых для их образования, атом углерода даёт лишь два, в то время как атом кислорода предоставляет четыре:

Поэтому, несмотря на смещение всех трёх пар в сторону атома кислорода, на нём остаётся положительный заряд из-за большего количества истраченных на связь электронов. Формирование СЭП за счёт электронов лишь одного атома называют донорно-акцепторным механизмом образования связи, а при участии электронов разных атомов говорят об обменном механизме.

Оценивая полярность связей, можно предсказывать особенности электронного строения веществ и делать выводы об их физических и химических свойствах. Например, от полярности связей зависят температуры кипения веществ, растворимость веществ друг в друге, сила кислот, протекание реакций в органической химии и многое другое. Поэтому иногда, подчёркивая важность этой характеристики, ковалентный тип связи подразделяют на два вида: ковалентная полярная и ковалентная неполярная связь.

Если связь оказывается настолько полярной, что СЭП практически полностью переходит к одному из атомов, то теряется направленность связи в пространстве, а связываемые частицы превращаются в ионы разного знака. Поэтому при возрастании полярности ковалентная связь постепенно превращается в ионную. Этим объясняется ионное строение соединений щелочных и щелочноземельных металлов, электроотрицательность которых наиболее низка.

Кратность (или порядок) ковалентной связи между двумя атомами — это число электронных пар, непосредственно связывающих эти атомы. Если такая пара одна, то говорят об одинарной связи. Например, атом водорода во всех соединениях связан одинарной связью, поскольку он всегда одновалентен (его валентная оболочка вмещает лишь одну электронную пару). Но бывает, что одни и те же атомы соединены двумя СЭП, и тогда говорят, что связь между этими атомами двойная. В молекуле углекислого газа каждый атом кислорода образует двойную связь с атомом углерода:

Расходуя на связь два валентных электрона из шести, атом кислорода оставляет с противоположной стороны две неподелённые электронные пары (на схеме они не обозначены). Атом углерода при этом расходует все четыре валентных электрона на образование связей; взаимное отталкивание СЭП приводит к валентному углу в 180° (молекула имеет линейное строение). Тройная связь присутствует, например, в молекуле азота:

Как и в молекуле NH₃, каждый атом азота здесь трёхвалентен и сохраняет одну неподелённую электронную пару.

Интересно знать! При образовании кратной связи СЭП формируются по-разному. Первая электронная пара располагается вдоль отрезка, соединяющего атомные ядра, то есть самым выгодным образом. Такую СЭП обозначают греческой буквой σ (сигма), а рассматривая её в отдельности, говорят о σ-связи. Следующая СЭП идёт «в обход» первой, причём сразу с двух сторон; её обозначают буквой π (пи):

Обойти σ-связь можно и с двух других сторон, поэтому π-связей может быть сразу две. Эти π-связи образуют «трубку», охватывающую σ-связь равномерно со всех сторон. Именно так, наподобие матрёшки, построена тройная связь, поперечный разрез которой представлен на следующем рисунке:

В редких случаях образуется и четверная связь. Очередную СЭП обозначают буквой δ (дельта); она состоит из четырёх фрагментов, которые вынуждены идти далеко в обход π-«трубки», охватывая её по четырём направлениям. В упомянутом ранее ацетате хрома(II) Cr₂(OCOCH₃)₄·2H₂O атомы хрома попарно связаны как раз такой связью. Если добавить вторую δ-СЭП, она сольётся с первой в «трубку» большего диаметра, охватывающую π-«трубку» с σ-связью внутри. Принцип матрёшки мог бы работать и далее, но образование связей столь высокой кратности уже невыгодно: очередная электронная пара идёт слишком далеко в обход и уже почти не связывает атомы друг с другом.

Обозначения σ, π, δ, φ, ... для СЭП аналогичны обозначениям s, p, d, f, ... для электронных подуровней в атоме. Чем выше энергия подуровня, тем более сложную форму имеют его орбитали и тем шире их возможности по образованию связей. Орбиталь s-подуровня (s-орбиталь) шарообразна и поэтому может участвовать в образовании только σ-связи (не может пойти «в обход» с разных сторон); p-орбиталь имеет двухлепестковую форму и поэтому способна сформировать как σ-, так и π-связь; возможности d-орбитали дополняются δ-связью; и так далее. Именно по этой причине связи кратностью выше трёх так редки: элементы A-групп ограничены тройными связями σππ (нет валентных d-электронов), а элементы B-групп являются металлами и друг с другом предпочитают образовывать металлическую связь.

Энергия ковалентной связи — это минимальная энергия, которую необходимо затратить, чтобы связь полностью разорвать. Энергия связи характеризует её прочность; поскольку разорвать одну связь очень легко, обычно приводят значения энергии в расчёте на один моль (6,02·10²³) связей. Для большинства ковалентных связей величина энергии находится в диапазоне от 100 до 1000 кДж/моль:

При прочих равных энергия связи растёт с увеличением кратности, но не пропорционально (двойная связь обычно менее чем в два раза прочнее одинарной). Одной из самых прочных является тройная связь C≡O в молекуле угарного газа: её энергия составляет 1077 кДж/моль.

Длина ковалентной связи есть расстояние между ядрами связанных атомов; обычно оно находится в пределах от 0,1 до 0,3 нанометров (нм). В первом приближении длина связи равна сумме атомных радиусов, поэтому, например, связь в молекуле водорода H₂ рекордно короткая (0,074 нм), а в молекуле астата At₂ — очень длинная (0,283 нм). Межъядерное расстояние является компромиссом между сближением атомов связывающими электронными парами и взаимным отталкиванием атомных ядер, поэтому связь становится короче с увеличением кратности:

На практике кратность связи часто оценивают именно через длину, потому что измерить межъядерное расстояние в незнакомом веществе проще, чем выяснить электронное строение связей в нём.