**Keemiline side** on side, mis ühendab aatomeid üksteisega. Keemilise sideme lihtsaima mudeli järgi aatomid n-ö üritavad keemilise sideme moodustamise abil saavutada: 

* vesiniku puhul dubletti ehk kahte elektroni väliskihis ehk elektronpaari,
* sp-elementide puhul elektronoktetti ehk kaheksat elektroni aatomi väliskihis ja
* d-elementide puhul võivad keemilise sideme tekkes osaleda ka eelviimase elektronkihi elektronid.

Aatomite ülesehitus
-------------------

f, d, p, ja s orbitaalidega aatomid

Nüüdisaegne arusaam aatomi ülesehitusest tugineb kvantmehaanikale.
Iga aatom koosneb elektronkihtidest. Igas elektronkihis on aatomorbitaalid. Igale orbitaalile mahub kõige rohkem kaks elektroni (elektronpaar). Aatomorbitaale liigitatakse 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 madalaima energiaga orbitaalist. Kõrgema energiaga orbitaal ei hakka elektronidega täituma enne kui madalama energiaga orbitaal ei ole veel täis.

Keemilised elemendid
--------------------

Keemilised elemendid liigitakse 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. Ühe paari moodustanud elektronid paiknevad samas ruumipiirkonnas ning omavad sama energiat, kuid vastassuunalist spinni. 
Keemilisi sidemeid on eri tüüpe. Olenedes aatomi omadustest, nt elektronegatiivsusest, tekivad kovalentne (polaarne ja mittepolaarne), iooniline ja metalliline side. 

Ionic bonding animation.gif

Kovalentse sideme moodustab selle käsitluse järgi kahe aatomi poolt jagatud elektronpaar. Elektronegatiivsemad aatomid tõmbavad elektronpaari tugevamalt enda juurde. 
Kui keemilist sidet moodustavad aatomid (nt Cl–Cl) tõmbavad elektrone enda poole võrdselt, siis on tegemist mittepolaarse kovalentse keemilise sidemega. Eri elementide aatomite vaheliste keemiliste sidemete korral omandab elektronegatiivsema elemendi aatom negatiivse laengu. Kui elementide elektronegatiivsuste vahe on väike, siis on ka tekkivad laengud väikesed ja ka väiksemad ühe elektroni laengust (elementaarlaengust), mistõttu kutsutakse selliseid laenguid osalaenguteks. Osalaengute paiknemist keemilises valemis tähistatakse kreeka tähega δ ja nende suuruseid mõõdetakse elementaarlaengu suhtes. Kovalentset sidet, milles osalevatel aatomitel (nt H–Cl) on osalaengud, kutsutakse polaarseks keemiliseks sidemeks.

Metalliline side – lihtsaima käsitluse järgi moodustavad valentselektronid metallides n-ö elektrongaasi, liikudes vabalt positiivse laenguga metalliioonide vahel (nt Li*n*, *n* = ∞). Metallilise sideme moodustamiseks peab elementide ionisatsioonienergia (ja sellega seotult elektronegatiivsus) olema üsna 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 nende vahelist keemilist sidet pidada enamasti iooniliseks (nt Na–Cl). Puhta ioonilise sideme puhul on elektronpaar täielikult elektronegatiivsemale aatomile või aatomite rühmale üle läinud. Täiesti puhast ioonilist sidet ei esine – ioonilistes ühendites on keemilisel sidemel alati ka teatav kovalentne komponent. Sama moodi saab osalaenguid polaarses kovalentses sidemes pidada enamasti kovalentses sidemes esinevaks täiendavaks iooniliseks komponendiks. Nõnda puudub ioonilise ja kovalentse sideme vahel selge piir.

Molekulide vahel esinevad eri jõud: van der Waalsi jõud (nt dispersioonimõju ja induktsioonimõju) ning vesiniksidemed.

Hydrogen-bonding-in-water-2D.svg

Vesiniksidemed on üsna tugevad (aga 10 korda nõrgemad, kui kovalentsed sidemed) ning mõjutavad ühendi keemilisi ja füüsikalisi omadusi. Van der Waalsi jõud on vesiniksidemeist veelgi nõrgemad.

Keemilise sideme liigi üle otsustamine
--------------------------------------

Van Arkel-Ketelaari kolmnurk. Värviliseks on tehtud erinevate sidemete tüüpide alad parema arusaamise jaoks
Keemilise sideme liik määratakse elektronegatiivsuste erinevuse ∆*χ* põhjal:

* kui ∆*χ* = 0...0,4, siis on mittepolaarne kovalentne side (nt Cl2)
* kui ∆*χ* = 0,4...2, siis on polaarne kovalentne side (nt HCl)
* kui ∆*χ* > 2, siis on iooniline side (nt NaCl), aga kuna puhast ioonilist sidet ei esine (alati on olemas kovalentne osakaal), siis on õigem määrata kahe elemendi vahel **domineeriva** keemilise sideme liigi. Selle ligikaudseks hindamiseks saab kasutada van Arkel–Ketelaari kolmnurka.

Aastal 1941 tunnustas van Arkel kolm selgelt eristavate omadustega
materjali ja paigutas need võrdkülgse kolmnurka tippudele. Ketelaar täiendas kolmnurka suurema binaarsete ühendite kogusega. Antud kolmnurka arendati veel ning leiti sõltuvust:

* *x*-teljel asuva kahe aatomi keskmist elektronegatiivsuse
* *y*-teljel asuva kahe aatomi elektronegatiivsuste vahe vahel.

Teades need koordinaate leiab kolmnurka pealt domineeriva sideme liiki. 
Pilt kolmnurgast asub siin: Siin

Vaata ka
--------

* Kovalentne side
* Kovalentne side (Doonor-aktseptorside)
* Metalliline side
* Iooniline side
* Vesinikside
* Kaksikside
* Kolmikside
* Kompleksühend
* Konjugeeritud sidemed
* Koordinatiivside (ehk doonor-aktseptorside)
* Molekulaarorbitaalide teooria
* Pauli printsiip
* Valentssidemete teooria

Välislingid
-----------

* "Aatomi ehitus. Keemiline side. Õppevahend". digi.lib.ttu.ee
*. Toomas Tamme 2016 a. "Keemia aluste" loengusalvestuse redigeeritud versioon.