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