Kun atomi menettää elektroneja, elektronien keskinäinen hylkiminen vähenee ja jäljelle jäävä pilvi kokee suuremman efektiivisen ydinvetovoiman. Jos koko uloin kuori poistuu, koko pienenee erityisen voimakkaasti.
Kuva on havainnollistava: se näyttää yhteyksiä, ei atomien, orbitaalien tai mikroskooppisten hiukkasten kirjaimellista valokuvaa.
118 alkuainetta. Selkeä kartta aineesta. Tutki taulukkoa, avaa alkuaine ja jatka kemiaan sekä fysiikkaan.
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.
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.
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.
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.
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.