Energiakäyrä
Kun kaksi atomia on hyvin kaukana toisistaan, niiden välinen vuorovaikutus on pieni. Lähestyessä ydin–elektroni-vetovoima voi alentaa energiaa, mutta liian pienellä etäisyydellä ydin–ydin- ja elektroni–elektroni-hylkiminen kasvaa voimakkaaksi. Sidospituus vastaa suunnilleen tämän kokonaisenergian minimiä.
Kovalenttinen sidos
Lewis-mallissa kovalenttinen sidos kuvataan usein jaettuna elektroniparina. Kvanttimekaniikassa elektronit kuvataan kuitenkin molekyyliorbitaaleilla tai muilla monielektronisilla aaltotoiminnoilla, jotka voivat ulottua usean ytimen alueelle. Sidoksen kannalta olennaista on, että elektronitiheyden järjestyminen alentaa kokonaisenergiaa.
Ioninen sidos on kollektiivinen
Ionikiteessä positiiviset ja negatiiviset ionit eivät muodosta vain erillisiä kahden hiukkasen pareja. Jokainen ioni vuorovaikuttaa monien ympäröivien ionien kanssa, ja hilalenergia on koko rakenteen kollektiivinen ominaisuus. Siksi esimerkiksi NaCl-kidettä on harhaanjohtavaa kuvata erillisten NaCl-molekyylien joukkona.
Sidoksen polaarisuus
Jos sidoksen atomit vetävät elektronitiheyttä eri voimakkuudella, sidokseen syntyy osittaisvarauksia ja dipolimomentti. Molekyylin kokonaispolaarisuus riippuu kuitenkin geometriasta. Hiilidioksidissa kaksi C=O-sidosta ovat polaarisia, mutta lineaarisen molekyylin vastakkaiset dipolit kumoavat toisensa.
Energiakäyrä
Saman atomiparin tapauksessa suurempi sidoksen kertaluku liittyy usein lyhyempään ja vahvempaan sidokseen. Molekyyliorbitaaliteoriassa sidoksen kertaluku voidaan kytkeä sitovien ja hajottavien orbitaalien miehitykseen. Tämä selittää myös tapauksia, joissa yksinkertainen Lewis-rakenne ei riitä.
Lewis-mallissa kovalenttinen sidos kuvataan usein jaettuna elektroniparina. Kvanttimekaniikassa elektronit kuvataan kuitenkin molekyyliorbitaaleilla tai muilla monielektronisilla aaltotoiminnoilla, jotka voivat ulottua usean ytimen alueelle. Sidoksen kannalta olennaista on, että elektronitiheyden järjestyminen alentaa kokonaisenergiaa.