En koordinasjonsbinding eller koordinat kovalent binding er hvor et atom er donoratom og bidrar med begge elektronene i bindingen, til forskjell fra vanlige kovalente bindinger hvor begge atomene som inngår i bindingen bidrar med elektroner.
Elektronpar som deles mellom atomer og inngår bindingspar i den kjemiske bindingen. Flere par med elektroner inngår i dobbeltbinding (en σ-binding og en π-binding) eller trippelbinding (en σ-binding og to π-bindinger). Sigma (σ) binding, som danner den sterkeste kovalente bindingen, men pi (π) bindinger danner noe svakere kovalente bindinger. Elektroner som deles mellom flere enn to atomer som i karbon-karbon dobbeltbindinger kalles delokaliserte elektroner og inngår som π-binding. For eksempel konjugerte karbon-karbon dobbeltbindinger i klorofyll eller benzen. I nitrogen (N2) er det en trippelbinding mellom nitrogenatomene (N≡N). Fordelingen av elektroner i en kovalent binding blir også påvirket av elektronegativiteten til de to atomene som inngår i den kovalente bindingen. For eksempel i vann (H2O) hvor oksygenatomet (O) er sterkt elektronegativt og trekker på elektronene i den kovalente bindingen mellom oksygen og hydrogen og gir dipoler og polaritet i vannmolekylet.
Molekylært hydrogen (H2) deler elektronene i hvert sitt hydrogenatom i en kovalent binding. I metan (CH4) hvor karbon inngår i fire bindinger er det ett elektron fra karbon (C ) og ett elektron fra hydrogen (H) som inngår i de fire kovalente bindingene. I karbondioksid (CO2) er det kovalente dobbeltbindinger mellom karbon og oksygen (O=C=O).
I karbonmonoksid (CO) er det en to-elektronbinding med spin (↑↓), mens i nitrogenmonoksid (NO) er det en tre-elektronbinding (↑↓) og (↑) og fungerer som et radikal. Kvantemekanisk kan elektronparbindingene beskrives ifølge valensbåndteori og molekylorbitalteori. For eksempel vil to p-orbitaler , atomorbitaler, kunne danne en π-binding, molekylorbitaler.