Kiinteä kemiallinen sidos
Kimiallinen sidos syntyy, kun atomiytimien ja elektronien yhteisvaikutus tuottaa tietylle rakenteelle pienemmän kokonaisenergian kuin erilleen oleville osille. Kovalenttinen, ioninen ja metallinen sidos ovat hyödyllisiä malleja eri elektronijakaumille, mutta todellinen sidos voi sisältää usean mallin piirteitä.
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.
Sidoksen kertaluku
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.
Happi paljastaa mallien rajat
O₂ on paramagneettinen: sillä on kaksi paritonta elektronia. Yksinkertainen Lewis-kuva ei tee tätä ilmeiseksi, mutta molekyyliorbitaaliteoria sijoittaa kaksi elektronia kahteen degeneroituneeseen π*-hajottavaan orbitaaliin. Tämä on hyvä esimerkki siitä, miksi eri sidosteorioita tarvitaan eri tarkkuustasoilla.
Oktettisääntö ei ole luonnonlaki
Oktettisääntö toimii hyvin monille pääryhmien yhdisteille, mutta elektronivajaat yhdisteet, radikaalit ja hypervalentit rakenteet ovat todellisia poikkeuksia. Atomit eivät 'halua oktettia'; havaitut rakenteet määräytyvät koko elektronijärjestelmän energian perusteella.
Harjoitus
Miksi CO₂ on kokonaisuutena pooliton, vaikka molemmat C=O-sidokset ovat polaarisia?
Ratkaisu
CO₂ on lineaarinen. Kahden yhtä suuren C=O-sidoksen dipolimomentit osoittavat vastakkaisiin suuntiin, joten niiden vektorisumma on nolla. Sidosten polaarisuus ja koko molekyylin polaarisuus ovat eri asioita.