Keemiline side

Aatomite ülesehitus

Iga aatom koosneb elektronkihtidest. Igas elektronkihis on aatomorbitaalid, mille peal paiknevad elektronid. Aatomorbitaale jaotatakse s-, p-, d- ja f-orbitaalideks, millel on iseloomulikud kujud. Esimese elektronkihi moodustab üks s-orbitaal, teise elektronkihi üks s- orbitaal ja kolm p-orbitaali, kolmanda elektronkihi üks s-orbitaal, kolm p-orbitaali ja viis d-orbitaali jne. Orbitaalid on üksteise suhtes paigutatud kindla suunaga. Orbitaalide täitumise järjekord käib Aufbau printsiipi järgi: orbitaalid hakkavad elektronidega täituma alustades madalaima energiaga orbitaalist. Kõrgema energiaga orbitaal ei hakka enne elektronidega täituma kui madalama energiaga orbitaal ei ole veel täis

Keemilised elemendid

Keemilised elemendid jagatakse metallideks, metalloidideks ehk poolmetalliseks ja mittemetallideks. Keemilist sidet saavad moodustada valentselektronid (need on peaalarühma elementide jaoks väliskihi elektronid). Elektronid esinevad keemilistes ühendites tavaliselt elektronpaaride kujul, milles paardunud elektronid paiknevad samas ruumipiirkonnas ning omavad sama energiat, kuid vastassuunalist spinni. 
Keemilisi sidemeid on erinevaid tüüpe, olenevalt aatomi omadustest, nt, elektronegatiivsusest, tekivad kovalentne (polaarne ja mittepolaarne), iooniline ja metalliline side. 
Kovalentse keemilise sideme annab selle käsitluse järgi kahe aatomi poolt jagatud elektronpaar. Elektronegatiivsemad aatomid tõmbavad elektronpaari tugevamalt enda juurde. 
Kui keemilist sidet moodustavad aatomid tõmbavad elektrone enda poole võrdselt, siis on tegemist mittepolaarse kovalentse keemilise sidemega (nt Cl–Cl). Erinevate elementide aatomite vaheliste keemiliste sidemete korral omandab elektronegatiivsema elemendi aatom negatiivse laengu. Kui elementide elektronegatiivsuste vahe on suhteliselt väike, on ka niimoodi tekkivad laengud suhteliselt väikesed ning väiksemad ühe elektroni laengust (elementaarlaengust), mistõttu kutsutakse selliseid laenguid osalaenguteks. Osalaengute paiknemist keemilises valemis tähistatakse kreeka tähega δ ja nende suuruseid mõõdetaks elementaarlaengu suhtes. Kovalentset sidet, milles osalevatel aatomitel on osalaengud, kutsutakse polaarseks keemiliseks sidemeks (nt H–Cl).
Metalliline side - lihtsaima käsitluse järgi moodustavad valentselektronid metallides n-ö elektrongaasi, liikudes vabalt positiivse laenguga metalliioonide vahel (nt Liₙ, n = ∞). Metallilise sideme moodustamiseks peab elementide ionisatsioonienergia (ja sellega seotult elektronegatiivsus) olema suhteliselt madal, tagades elemendile suure positiivsete ioonide moodustamise võime. Samas peab sidet moodustavate elementide elektronegatiivsuste vahe olema väike (vastasel korral tõmbaks ühe elemendi aatomid elektrone enda poole nii tugevalt, et moodustuks iooniline side). Alati omab kovalentset komponenti.
Mida suuremaks muutub sidet moodustavate aatomite elektronegatiivsuste vahe, seda suuremaks muutuvad ka aatomite osalaengud. Kui elementide elektronegatiivsuste vahe on piisavalt suur, siis võib nendevahelist keemilist sidet pidada enamjaolt iooniliseks (nt Na–Cl). Puhta ioonilise sideme puhul on elektronpaar täielikult elektronegatiivsemale aatomile või aatomite rühmale üle läinud. Täiesti puhast ioonilist sidet ei esine, vaid ioonilistes ühendites on keemilisel sidemel alati ka teatav kovalentne komponent. Analoogiliselt saab osalaenguid polaarsetes kovalentsetes sidemetes pidada enamjaolt kovalentses sidemes esinevaks täiendavaks iooniliseks komponendiks. Nõnda puudub ioonilise ja kovalentse sideme vahel selge piir.
Molekulide vahel esinevad erinevad jõud: van der Waalsi jõud (nt dispersioonimõju ja induktsioonimõju) ning vesiniksidemed.
Vesiniksidemed on üsna tugevad (aga 10 korda nõrgemad, kui kovalentsed sidemed) ning mõjutavad ühendi keemilisi ja füüsikalisi omadusi. Van der Waalsi jõud on vesiniksidemetest veelgi nõrgemad.