共用電子對是指分子或晶體中為兩原子所共用的成對電子，可以由兩個原子各提供一個電子組成，也可由其中一個原子單獨提供一對電子（形成配位鍵）組成。共價鍵的共用電子對理論最初是由美國化學家吉爾伯特·路易士（G.N.Lewis）在1916年提出的。即一個原子如果最外層電子達到完全充滿時，就形成了一個穩定的電子層構型，此時的原子能量低而穩定。
共用電子對使兩原子核間的電子云密度增大，增加了對兩核的吸引力。當兩個相同的原子或電負性近似的原子化合時，它們得失電子的能力相同或近似，在形成化學鍵時，為了滿足穩定的8電子構型，各拿出一個電子共用，形成一對共用電子對，成鍵的兩個原子核共同吸引這一對電子，將兩個原子結合起來，形成化學鍵。此外，用共用電子對來描述和表示共價鍵的本質，從現代科學的觀點看是不科學的，因為電子圍繞著原子核在不停地高速運轉著，不可能停留在兩個原子核之間。但是，這種表示方法比較直觀，所以有機化學中仍常常利用它來解釋一些問題。
問題
形成共用電子對的兩個原子是同種元素，那么它們對電子對的吸引能力是一樣的，電子對就在當中，而不偏移，稱為非極性鍵。如果，形成共用電子對的兩個原子是不同元素，那么它們的吸引電子的能力就是不一樣的，就像拔河一樣，誰對電子的吸引力大，電子對就偏向它。所以，決定電子對偏向誰，是這種元素對電子的吸引力，也就是非金屬性，或者是電負性。一般，周期表，同一主族從上到下，非金屬性減弱，即電負性減弱。同一周期，從左到右，非金屬性增強，即電負性增強。例如，C在Si的上面，所以C-Si之間的電子對就偏向C，O在N的右面，所以N-O之間的電子對就偏向O
形成原因
原子在最外層是8電子時是穩定結構（氫、氦除外），所以原子會盡量從外界獲得電子以形成八電子穩定結構。金屬的失電子能力比較強，非金屬的得電子能力比較強。所以他們結合就會直接得失電子形成離子。而得失電子能力差不多的元素相遇，它們不能直接進行電子的得失，所以就會各拿出一個或多個電子形成共用電子對。這時候，每一個電子都同時屬于兩個原子，它在兩個原子核外的空間運動，同時繞兩個原子核運轉，使原子的最外層有八個電子。而因原子核對電子吸引力的強弱而使電子對有所偏移。電子對偏向一方略顯負電性，偏離一方略顯正電。這就是共用電子對。
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