Kovalentne side

**Kovalentne side** ehk **kovalentside** ehk **aatomside** ehk **atomaarne side** ehk **homöopolaarne side** on ühiste elektronpaaride vahendusel aatomite vahele moodustuv keemiline side. 

See esineb molekulides, liitioonides ja kristallides. 

Kovalentse sidemega seonduvad ühe ja sama mittemetalli aatomid või väikese elektronegatiivsuste vahega elementide aatomid. 

Kovalentse sideme juures etendab kandvat osa elektronkatte väliskihi elektronide (valentselektronide) vastastikune toime. Aatomid moodustavad vähemalt ühe ühise elektronpaari. Ühe siduva elektronpaari (üksikside; kõige levinum juhtum) asemel võib olla ka mitu (mitmikside): kaks (kaksikside), kolm (kolmikside) või väga harva ka neli (nelikside) või kuus (kuuikside). 

Rusikareeglina võib öelda, et kovalentne side moodustub kas ühe ja sama elemendi aatomite vahel või nende elementide aatomite vahel, mille elektronegatiivsuste erinevus pole Paulingi skaalal suurem kui 1,6...1,7. Suurema elektronegatiivsuste erinevusega elementide vahele tekib iooniline side. 

Nagu ioonilise sideme puhulgi, on peamine tendents väärisgaasile omase stabiilse elektronkonfiguratsiooni saavutamisele. Ent erinevalt ioonilisest sidemest saavutatakse see aatomitevaheliste ühiste elektronpaaride moodustamise teel, mitte elektronide loovutamise ja vastuvõtmise teel.

Kovalentse sideme moodustamisel vabaneb energiat (sidemeentalpia).

Kovalentsed sidemed moodustuvad eriti mittemetallide aatomite vahel. Mittemetalli ja metalli aatomi vahel tekib tavaliselt iooniline side, metallide aatomite vahel metalliline side. 

Kovalentne side moodustub nii ühesuguste aatomite vahel, näiteks dikloori, dihapniku, divesiniku ja teemandi molekulides, kui ka erinevate aatomite vahel, näiteks vee ja ammoniaagi molekulides ja karborundi kristallides. Ka kõigis orgaanilistes ühendites, nii madal- kui ka kõrgmolekulaarsetes, on side kovalentne. 

Kovalentse sideme tugevus oleneb selle moodustumisel vabanevast energiast. Side on tugevam ja raskemini lagunev, kui selle moodustumisel vabaneb rohkem energiat.

## Mittepolaarne side
Kui kovalentne side on tekkinud sama elemendi aatomite vahel, või aatomite vahel, mille elektronegatiivsus on võrdne (ΔEN = 0), seovad mõlemad aatomid ühiseid elektronpaare võrdse jõuga ning suurem elektrontihedus on jaotatud mõlema aatomituuma suhtes sümmeetriliselt. Positiivsete ja negatiivsete laengute keskmed langevad kokku. Niisugust sidet nimetatakse mittepolaarseks kovalentseks sidemeks ehk mittepolaarseks sidemeks. Niisugune side on näiteks dihapnikus, dilämmastikus ja diklooris. 

## Polaarne side
Kui side on tekkinud erineva elektronegatiivsusega elementide aatomite vahel, mõjutab suurema elektronegatiivsusega elemendi aatom elektronpaare tugevamini ning need on nihutatud selle elemendi aatomi poole. Niiviisi omandab see aatom sidemes negatiivse, teised aatomid (või teine aatom) positiivse elektrilaengu. Molekul tervikuna jääb elektroneutraalseks. Et molekulis tekivad poolused, nimetatakse sellist sidet polaarseks kovalentseks sidemeks ehk polaarseks sidemeks. Polaarne side on näiteks vesinikfluoriidhappes ja vesinikkloriidhappes

Polaarsuse tugevus sõltub aatomitevahelisest elektronegatiivsuse vahest. Kui ΔEN jääb alla 0,4, on kovalentne side enamasti mittepolaarne. Kui ΔEN jääb 0,4 ja 1,7 vahele, on ta enamasti polaarne. Viimase näiteks on väga tugev polaarne side (ΔEN = 1,4), mida leidub vees ja alkoholides. Vee (H2O) molekulis, kus hapnik, mille aatomil on suurem elektronegatiivsus, omandab molekulis negatiivse, kaks üksiksidemetega seotud vesiniku aatomit aga positiivsed laengud. Ühised elektronpaarid on seejuures rohkem hapniku poole tõmmatud. Positiivse laenguga vesiniku aatomite omavahelise tõukumise tulemusena kujuneb vee molekulis sidemete omavaheliseks nurgaks 104...106 kraadi. 

## Doonor-aktseptorside
Tavalise kovalentse sideme kõrval on ka doonor-aktseptorside, kus üks sideme partneritest annab mõlemad sideme elektronid, näiteks heksatsüanoferraatiooni (Fe(CN)63-) puhul. Sellist sidet kujutatakse mõnikord doonorilt aktseptorile suunatud noolekesega. 

Semipolaarne doonor-aktseptorsideme ehk semipolaarse sideme puhul annab ühise elektronpaari vähem elektronegatiivne aatom, nagu näiteks lämmastikpentoksiidi (N2O5) ja kloorishappe puhul. Doonori oksüdatsiooniaste tõuseb 2 võrra. 

Koordinatiivse doonor-aktseptorsideme ehk koordinatiivse sideme puhul annab ühise elektronpaari elektronegatiivsem aatom. Aktseptor on enamasti metalliiooni prooton. Sarnane side on oksooniumioonis ja ammooniumioonis. 

Vaata ka artiklit kompleksühendid, kus räägitakse pikemalt koordinatiivsest sidemest.

## Üleminek iooniliseks sidemeks
Polaarne kovalentne side võib keemiliste reaktsioonide käigus lõhustuda ning üle minna iooniliseks sidemeks. Sel puhul liigub seotud elektronpaar tervikuna suurema elektronegatiivsusega elemendi elektronkattesse ning moodustab negatiivselt laetud iooni.

## Tüübid

Kovalentsed sidemed võivad olla erineva sügavusega:
* üksikside (enamasti σ-side), see side on esimene
* kaksikside, σ-sideme ja π-sideme kombinatsioon
* kolmikside, σ-sideme ja kahe π-sideme kombinatsioon

Kui kahe aatomi vahel on rohkem sidemeid, siis sidemeenergia on suurem. 

Orgaaniliste ühendite seas leidub kaksiksidemeid näiteks alkeenides ja kolmiksidemeid alküünides.

## Teooriad
*Lewise teooria ehk elektronteooria
*Valentssidemete teooria. Selle teooria järgi tekib kovalentne side, kui seonduvate aatomite mõned kõige kõrgema energiatasemega orbitaalid kattuvad. Kattuvad kahe aatomi osaliselt täitunud (ühe, nn paardumata elektroniga) orbitaalid, nii et toimub paardumine. Mõnikord toimub ühe elemendi aatomi tühja orbitaali kattumine teise elemendi aatomi orbitaaliga, millel on elektronpaar. Selle teooria järgi jäävad sideme moodustumisel need orbitaalid, mis ei kattu, muutumatuks. Moodustunud ühised elektronpaarid on kahe aatomituuma mõju all ja ainult sellepärast moodustubki molekul.
*Valentskihi elektronpaaride tõukumise teooria
*Molekulorbitaalide teooria. Selle teooria järgi moodustuvad aatomorbitaalide kattumisel molekulorbitaalid, mis ulatuvad mõlema aatomi tuuma lähedale.

## Kovalentse sideme moodustumine lihtainetes

### Vesinikumolekuli moodustumine

Vesiniku elektronkonfiguratsioon on H:1s1, sellepärast peab keemilisse sidemesse astuv vesinik saavutama väärisgaasi heeliumi elektronkonfiguratsiooni. Kaks vesinikuaatomit (mis moodustavad divesiniku molekuli) püüavad saada elektronkatte väliskihti kaks elektroni. Selleks kattuvad nende pooltäitunud s-orbitaalid. 

### Fluorimolekuli moodustumine

Fluori elektronkonfiguratsioon on F:1s22s22px22py22pz
1. Väliskihis puudub väärisgaas neooni elektronkonfiguratsioonist üks elektron. Sellepärast seonduvad difluorimolekuli moodustavad fluori aatomid ja pooltäitunud p-orbitaalide kattumisel moodustub ühine elektronpaar. 

Kovalentset sidet, mille moodustab ainult üks elektronpaar, nimetatakse üksiksidemeks (see on σ-side). Kattuvad orbitaalid paiknevad aatomituumadevahelisel teljel. 

### Hapnikumolekuli moodustumine

Hapniku elektronkonfiguratsioon on O:1s22s22px22py12pz
1. Hapnikuaatomis on kaks pooltäitunud p-orbitaali. Sellepärast seonduvad dihapniku molekuli moodustavad aatomid nende orbitaalide kattumise teel. Moodustub kaks ühist elektronpaari. Nii saavutavad mõlemad aatomid neooni elektronkonfiguratsiooni.

Kahe ühise elektronpaariga moodustatud sidet nimetatakse kaksiksidemeks. See koosneb kahest sidemest, millest üks on σ-side ja teine π-side. Viimane ei saa moodustuda ilma σ-sidemeta. π-sideme puhul toimub orbitaalide külgepidi kattumine. σ-side ja π-side paiknevad teineteisega risti.

### Lämmastikumolekuli moodustumine

Lämmastiku elektronkonfiguratsioon on N:1s22s22p3. Neooni elektronkonfiguratsioonist jääb tal puudu kolm elektroni. Sellepärast seonduvad dilämmastikku moodustavad lämmastiku aatomid kolme ühise elektronpaari abil.

Kolme ühise elektronpaari abil moodustuvat sidet nimetatakse kolmiksidemeks. See koosneb ühest σ-sidemest ja kahest π-sidemest, mis paiknevad üksteise suhtes risti.

Et moodustuks kaksik- või kolmikside, peavad aatomituumad olema üksteisele lähemal. Sel juhul hoiavad aatomituumad ühiseid elektronpaare tugevamini, nii et side on tugevam. Sideme tugevuse mõõt on sidemeenergia. 

Eespool mainitud kolme molekuli puhul on elektronpaarid (olenemata nende arvust) mõlema aatomi tuumast võrdsel kaugusel.

## Kovalentse sideme moodustumine liitainetes

### Vesinikkloriidhappe molekuli moodustumine

Vesiniku ja kloori elektronkonfiguratsioonid on H:1s1 ja Cl:1s22s22p63s23p5. Vesinik püüab saada heeliumi elektronkonfiguratsiooni, kloor argooni oma. Selleks kattub vesiniku pooltäitunud s-orbitaal kloori pooltäitunud p-orbitaaliga. Nende vahel tekib σ-side ja moodustub vesinikkloriidhappe (HCl) molekul.

### Veemolekuli moodustumine

Vesiniku ja hapniku konfiguratsioonid on H:1s1 ja O:1s22s22px22py12pz
1. Hapnikul on neooni stabiilsest konfiguratsioonist puudu kaks elektroni. Veemolekuli moodustamises osaleb kaks vesinikuaatomit.

HCl ja H2O puhul moodustub kovalentne side erinevate aatomite vahel, millel on ka erinev elektronegatiivsus. Elektronegatiivsema elemendi aatomituum tõmbab sideme ühiseid elektronpaare tugevamini enda poole. Sellepärast ei ole elektronpaar mõlemast tuumast võrdsel kaugusel, vaid on elektronegatiivsema elemendi aatomituumale lähemal. Iga side on polaarne ehk polaarselt kovalentne ehk heterokovalentne. 

Iga kovalentset sidet moodustavad aatomid omandavad osalaengud, mida tähistatakse δ+ ja δ-. Sellega on seotud ka dipoolmoment (µ).

## Vaata ka
* Elektronegatiivsus
* Konjugeerunud sidemed
* Orbitaalide hübridisatsioon
* Mittekovalentne side
* Metalliline side
* Koordinatiivne side
* Vesinikside
* Iooniline side

## Kirjandus
* John McMurry. *Organic chemistry*, 5. trükk, Cornell University 1999, lk 9–15, ISBN 0-534-37366-6