Keemiline side
Keemiline side tekib siis, kui tuumade ja elektronide ühine paigutus annab eraldatud osakestega võrreldes madalama energia. Iooniline, kovalentne ja metalliline side ei ole kolm täiesti eraldatud kasti, vaid mudelid elektronitiheduse jaotuse eri piirjuhtude kirjeldamiseks.
Visuaalne mudel
Interaktiivne mudel
Energia miinimum määrab sideme
Kahe aatomi lähenemisel tekivad korraga tõmbed elektronide ja tuumade vahel ning tõuked samanimeliste laengute vahel. Stabiilne sidemepikkus asub ligikaudu energia miinimumis, kus edasine lähenemine suurendaks tugevalt tõukeenergiat.
Sideme tugevust ei määra üksnes elektronide „jagamine”. Oluline on orbitaalide kattumine, elektronide energia, tuumade vahemaa ja kogu süsteemi kvantolek. Sideme lõhkumiseks tuleb üldjuhul energiat anda.
Kovalentne side ja orbitaalide kattumine
Kovalentses sidemes suureneb elektrontihedus kahe tuuma vahel. Otsene kattumine annab σ-sideme; külgsuunaline p-orbitaalide kattumine võib anda π-sideme. Kaksikside sisaldab tavaliselt üht σ- ja üht π-komponenti.
Lewisi struktuurid on kasulikud elektronpaaride, formaallaengute ja resonantsi loendamiseks, kuid need ei ole elektrontiheduse fotod. Delokaliseeritud süsteemis, näiteks benseenis, ei kuulu π-elektronid ühele kindlale kaksiksidemele.
Iooniline ja metalliline piirjuht
NaCl kristallis ei ole peamine objekt üksik NaCl molekul, vaid ulatuslik Na⁺ ja Cl⁻ ioonide võre. Vastasmärgiliste laengute Coulombi tõmme ulatub läbi kogu struktuuri; võreenergia sõltub laengutest ja vahemaadest.
Metallis on valentselektronid delokaliseeritud paljude aatomkeskmete vahel. Energiatasemed moodustavad tahkes kehas ribasid, mis aitab seletada elektrijuhtivust, metallilist läiget ja plastset deformatsiooni.
Polaarsus on pidev suurus
Kui sideme aatomitel on erinev elektronegatiivsus, nihkub elektrontihedus elektronegatiivsema aatomi poole ja tekivad osalaengud δ⁺ ja δ⁻. Ei ole universaalset Δχ piiri, mille juures üks side hetkega kovalentsest iooniliseks muutuks.
Molekuli polaarsus sõltub lisaks sidemedipoolidele geomeetriast. CO₂ C=O sidemed on polaarsed, kuid lineaarse molekuli võrdsed dipoolid tühistuvad; H₂O painutatud geomeetrias nad ei tühistu.
Molekulaarorbitaalid ja omadused
Molekulaarorbitaali mudelis võivad aatomorbitaalid anda siduvaid ja lõhustavaid olekuid. Lihtne sidemejärk on (N_siduva − N_lõhustava)/2. Suurem sidemejärk tähendab sageli lühemat ja tugevamat sidet, kuid tegelik keemia võib olla keerukam.
Sidumismudel peab seletama mõõdetavaid omadusi. NaCl juhib sulana, sest ioonid liiguvad; vask juhib tahkena delokaliseeritud elektronide tõttu; teemant on kõva, sest tugev kovalentne võrk ulatub läbi kogu kristalli.
Ülesanded
H₂
Kaks elektroni on siduvas σ-orbitaalis ja lõhustavas pole ühtegi. Leia sidemejärk.
Lahendus: (2 − 0)/2 = 1, seega üksikside.
CO₂
Miks võib CO₂ olla mittepolaarsena, kuigi C=O sidemed on polaarsed?
Lahendus: Molekul on lineaarne ja kaks võrdset vastassuunalist sidemedipooli tühistuvad.
NaCl tahkis
Miks tahke NaCl elektrit halvasti juhib, kuid sulanud NaCl juhib?
Lahendus: Tahkises on ioonid võres fikseeritud; sulas saavad laetud ioonid elektriväljas liikuda.