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.
Kovalenttinen sidos
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.
Ioninen sidos on kollektiivinen
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.
Sidoksen polaarisuus
Miksi CO₂ on kokonaisuutena pooliton, vaikka molemmat C=O-sidokset ovat polaarisia?
Energiakäyrä
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.
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.