b'\n_START_ARTICLE_\nKovalentne side\n_START_PARAGRAPH_\nKovalentne side ehk kovalentside ehk aatomside ehk atomaarne side ehk hom\xc3\xb6opolaarne side on \xc3\xbchiste elektronpaaride vahendusel aatomite vahele moodustuv keemiline side._NEWLINE_See esineb molekulides, liitioonides ja kristallides._NEWLINE_Kovalentse sidemega seonduvad \xc3\xbche ja sama mittemetalli aatomid v\xc3\xb5i v\xc3\xa4ikese elektronegatiivsuste vahega elementide aatomid._NEWLINE_Kovalentse sideme juures etendab kandvat osa elektronkatte v\xc3\xa4liskihi elektronide (valentselektronide) vastastikune toime. Aatomid moodustavad v\xc3\xa4hemalt \xc3\xbche \xc3\xbchise elektronpaari. \xc3\x9che siduva elektronpaari (\xc3\xbcksikside; k\xc3\xb5ige levinum juhtum) asemel v\xc3\xb5ib olla ka mitu (mitmikside): kaks (kaksikside), kolm (kolmikside) v\xc3\xb5i v\xc3\xa4ga harva ka neli (nelikside) v\xc3\xb5i kuus (kuuikside)._NEWLINE_Rusikareeglina v\xc3\xb5ib \xc3\xb6elda, et kovalentne side moodustub kas \xc3\xbche ja sama elemendi aatomite vahel v\xc3\xb5i nende elementide aatomite vahel, mille elektronegatiivsuste erinevus pole Paulingi skaalal suurem kui 1,6...1,7. Suurema elektronegatiivsuste erinevusega elementide vahele tekib iooniline side._NEWLINE_Nagu ioonilise sideme puhulgi, on peamine tendents v\xc3\xa4\xc3\xa4risgaasile omase stabiilse elektronkonfiguratsiooni saavutamisele. Ent erinevalt ioonilisest sidemest saavutatakse see aatomitevaheliste \xc3\xbchiste elektronpaaride moodustamise teel, mitte elektronide loovutamise ja vastuv\xc3\xb5tmise teel._NEWLINE_Kovalentse sideme moodustamisel vabaneb energiat (sidemeentalpia)._NEWLINE_Kovalentsed sidemed moodustuvad eriti mittemetallide aatomite vahel. Mittemetalli ja metalli aatomi vahel tekib tavaliselt iooniline side, metallide aatomite vahel metalliline side._NEWLINE_Kovalentne side moodustub nii \xc3\xbchesuguste aatomite vahel, n\xc3\xa4iteks dikloori, dihapniku, divesiniku ja teemandi molekulides, kui ka erinevate aatomite vahel, n\xc3\xa4iteks vee ja ammoniaagi molekulides ja karborundi kristallides. Ka k\xc3\xb5igis orgaanilistes \xc3\xbchendites, nii madal- kui ka k\xc3\xb5rgmolekulaarsetes, on side kovalentne._NEWLINE_Kovalentse sideme tugevus oleneb selle moodustumisel vabanevast energiast. Side on tugevam ja raskemini lagunev, kui selle moodustumisel vabaneb rohkem energiat.\n_START_SECTION_\nMittepolaarne side\n_START_PARAGRAPH_\nKui kovalentne side on tekkinud sama elemendi aatomite vahel, v\xc3\xb5i aatomite vahel, mille elektronegatiivsus on v\xc3\xb5rdne (\xce\x94EN = 0), seovad m\xc3\xb5lemad aatomid \xc3\xbchiseid elektronpaare v\xc3\xb5rdse j\xc3\xb5uga ning suurem elektrontihedus on jaotatud m\xc3\xb5lema aatomituuma suhtes s\xc3\xbcmmeetriliselt. Positiivsete ja negatiivsete laengute keskmed langevad kokku. Niisugust sidet nimetatakse mittepolaarseks kovalentseks sidemeks ehk mittepolaarseks sidemeks. Niisugune side on n\xc3\xa4iteks dihapnikus, dil\xc3\xa4mmastikus ja diklooris.\n_START_SECTION_\nPolaarne side\n_START_PARAGRAPH_\nKui side on tekkinud erineva elektronegatiivsusega elementide aatomite vahel, m\xc3\xb5jutab suurema elektronegatiivsusega elemendi aatom elektronpaare tugevamini ning need on nihutatud selle elemendi aatomi poole. Niiviisi omandab see aatom sidemes negatiivse, teised aatomid (v\xc3\xb5i teine aatom) positiivse elektrilaengu. Molekul tervikuna j\xc3\xa4\xc3\xa4b elektroneutraalseks. Et molekulis tekivad poolused, nimetatakse sellist sidet polaarseks kovalentseks sidemeks ehk polaarseks sidemeks. Polaarne side on n\xc3\xa4iteks vesinikfluoriidhappes ja vesinikkloriidhappes_NEWLINE_Polaarsuse tugevus s\xc3\xb5ltub aatomitevahelisest elektronegatiivsuse vahest. Kui \xce\x94EN j\xc3\xa4\xc3\xa4b alla 0,4, on kovalentne side enamasti mittepolaarne. Kui \xce\x94EN j\xc3\xa4\xc3\xa4b 0,4 ja 1,7 vahele, on ta enamasti polaarne. Viimase n\xc3\xa4iteks on v\xc3\xa4ga tugev polaarne side (\xce\x94EN = 1,4), mida leidub vees ja alkoholides. Vee (H\xe2\x82\x82O) molekulis, kus hapnik, mille aatomil on suurem elektronegatiivsus, omandab molekulis negatiivse, kaks \xc3\xbcksiksidemetega seotud vesiniku aatomit aga positiivsed laengud. \xc3\x9chised elektronpaarid on seejuures rohkem hapniku poole t\xc3\xb5mmatud. Positiivse laenguga vesiniku aatomite omavahelise t\xc3\xb5ukumise tulemusena kujuneb vee molekulis sidemete omavaheliseks nurgaks 104...106 kraadi.\n_START_SECTION_\nDoonor-aktseptorside\n_START_PARAGRAPH_\nTavalise kovalentse sideme k\xc3\xb5rval on ka doonor-aktseptorside, kus \xc3\xbcks sideme partneritest annab m\xc3\xb5lemad sideme elektronid, n\xc3\xa4iteks heksats\xc3\xbcanoferraatiooni (Fe(CN)\xe2\x82\x86\xc2\xb3\xe2\x81\xbb) puhul. Sellist sidet kujutatakse m\xc3\xb5nikord doonorilt aktseptorile suunatud noolekesega._NEWLINE_Seipolaarne doonor-aktseptorsideme ehk semipolaarse sideme puhul annab \xc3\xbchise elektronpaari v\xc3\xa4hem elektronegatiivne aatom, nagu n\xc3\xa4iteks l\xc3\xa4mmastikpentoksiidi (N\xe2\x82\x82O\xe2\x82\x85) ja kloorishappe puhul. Doonori oks\xc3\xbcdatsiooniaste t\xc3\xb5useb 2 v\xc3\xb5rra._NEWLINE_Koordinatiivse doonor-aktseptorsideme ehk koordinatiivse sideme puhul annab \xc3\xbchise elektronpaari elektronegatiivsem aatom. Aktseptor on enamasti metalliiooni prooton. Sarnane side on oksooniumioonis ja amooniumioonis.\n_START_SECTION_\n\xc3\x9cleminek iooniliseks sidemeks\n_START_PARAGRAPH_\nPolaarne kovalentne side v\xc3\xb5ib keemiliste reaktsioonide k\xc3\xa4igus l\xc3\xb5hustuda ning \xc3\xbcle minna iooniliseks sidemeks. Sel puhul liigub seotud elektronpaar tervikuna suurema elektronegatiivsusega elemendi elektronkattesse ning moodustab negatiivselt laetud iooni.\n_START_SECTION_\nVesiniku molekuli moodustumine\n_START_PARAGRAPH_\nVesiniku elektronkonfiguratsioon on H:1s\xc2\xb9, sellep\xc3\xa4rast peab keemilisse sidemesse astuv vesinik saavutama v\xc3\xa4\xc3\xa4risgaasi heeliumi elektronkonfiguratsiooni. Kaks vesinikuaatomit (mis moodustavad divesiniku molekuli) p\xc3\xbc\xc3\xbcavad saada elektronkatte v\xc3\xa4liskihti kaks elektroni. Selleks kattuvad nende poolt\xc3\xa4itunud s-orbitaalid.\n_START_SECTION_\nFluori molekuli moodustumine\n_START_PARAGRAPH_\nFluori elektronkonfiguratsioon on F:1s\xc2\xb22s\xc2\xb22p\xe2\x82\x93\xc2\xb22py\xc2\xb22pz\xc2\xb9. V\xc3\xa4liskihis puudub v\xc3\xa4\xc3\xa4risgaas neooni elektronkonfiguratsioonist \xc3\xbcks elektron. Sellep\xc3\xa4rast seonduvad difluori molekuli moodustavad fluori aatomid ja poolt\xc3\xa4itunud p-orbitaalide kattumisel moodustub \xc3\xbchine elektronpaar._NEWLINE_Kovalentset sidet, mille moodustab ainult \xc3\xbcks elektronpaar, nimetatakse \xc3\xbcksiksidemeks (see on \xcf\x83-side). Kattuvad orbitaalid paiknevad aatomituumadevahelisel teljel.\n_START_SECTION_\nHapniku molekuli moodustumine\n_START_PARAGRAPH_\nHapniku elektronkonfiguratsioon on O:1s\xc2\xb22s\xc2\xb22p\xe2\x82\x93\xc2\xb22py\xc2\xb92pz\xc2\xb9. Hapnikuaatomis on kaks poolt\xc3\xa4itunud p-orbitaali. Sellep\xc3\xa4rast seonduvad dihapniku molekuli moodustavad aatomid nende orbitaalide kattumise teel. Moodustub kaks \xc3\xbchist elektronpaari. Nii saavutavad m\xc3\xb5lemad aatomid neooni elektronkonfiguratsiooni._NEWLINE_Kahe \xc3\xbchise elektronpaariga moodustatud sidet nimetatakse kaksiksidemeks. See koosneb kahest sidemest, millest \xc3\xbcks on \xcf\x83-side ja teine \xcf\x80-side. Viimane ei saa moodustuda ilma \xcf\x83-sidemeta. \xcf\x80-sideme puhul toimub orbitaalide k\xc3\xbclgepidi kattumine. \xcf\x83-side ja \xcf\x80-side paiknevad teineteisega risti.\n_START_SECTION_\nL\xc3\xa4mmastiku molekuli moodustumine\n_START_PARAGRAPH_\nL\xc3\xa4mmastiku elektronkonfiguratsioon on N:1s\xc2\xb22s\xc2\xb22p\xc2\xb3. Neooni elektronkonfiguratsioonist j\xc3\xa4\xc3\xa4b tal puudu kolm elektroni. Sellep\xc3\xa4rast seonduvad dil\xc3\xa4mmastikku moodustavad l\xc3\xa4mmastiku aatomid kolme \xc3\xbchise elektronpaari abil._NEWLINE_Kolme \xc3\xbchise elektronpaari abil moodustuvat sidet nimetatakse kolmiksidemeks. See koosneb \xc3\xbchest \xcf\x83-sidemest ja kahest \xcf\x80-sidemest, mis paiknevad \xc3\xbcksteise suhtes risti._NEWLINE_Et moodustuks kaksik- v\xc3\xb5i kolmikside, peavad aatomituumad olema \xc3\xbcksteisele l\xc3\xa4hemal. Sel juhul hoiavad aatomituumad \xc3\xbchiseid elektronpaare tugevamini, nii et side on tugevam. Sideme tugevuse m\xc3\xb5\xc3\xb5t on sidemeenergia._NEWLINE_\xc3\x9clalnimetatud kolme molekuli puhul on elektronpaarid (olenemata nende arvust) m\xc3\xb5lema aatomi tuumast v\xc3\xb5rdsel kaugusel.\n_START_SECTION_\nVesinikkloriidhappe molekuli moodustumine\n_START_PARAGRAPH_\nVesiniku ja kloori elektronkonfiguratsioonid on H:1s\xc2\xb9 ja Cl:1s\xc2\xb22s\xc2\xb22p\xe2\x81\xb63s\xc2\xb23p\xe2\x81\xb5. Vesinik p\xc3\xbc\xc3\xbcab saada heeliumi elektronkonfiguratsiooni, kloor argooni oma. Selleks kattub vesiniku poolt\xc3\xa4itunud s-orbitaal kloori poolt\xc3\xa4itunud p-orbitaaliga. Nende vahel tekib \xcf\x83-side ja moodustub vesinikkloriidhappe (HCl) molekul.\n_START_SECTION_\nVee molekuli moodustumine\n_START_PARAGRAPH_\nVesiniku ja hapniku konfiguratsioonid on H:1s\xc2\xb9 ja O:1s\xc2\xb22s\xc2\xb22p\xe2\x82\x93\xc2\xb22py\xc2\xb92pz\xc2\xb9. Hapnikul on neooni stabiilsest konfiguratsioonist puudu kaks elektroni. Vee molekuli moodustamises osaleb kaks vesinikuaatomit._NEWLINE_HCl ja H\xe2\x82\x82O puhul moodustub kovalentne side erinevate aatomite vahel, millel on ka erinev elektronegatiivsus. Elektronegatiivsema elemendi aatomituum t\xc3\xb5mbab sideme \xc3\xbchiseid elektronpaare tugevamini enda poole. Sellep\xc3\xa4rast ei ole elektronpaar m\xc3\xb5lemast tuumast v\xc3\xb5rdsel kaugusel, vaid on elektronegatiivsema elemendi aatomituumale l\xc3\xa4hemal. Iga side on polaarne ehk polaarselt kovalentne ehk heterokovalentne._NEWLINE_Iga kovalentset sidet moodustavad aatomid omandavad osalaengud, mida t\xc3\xa4histatakse \xce\xb4\xe2\x81\xba ja \xce\xb4\xe2\x81\xbb. Sellega on seotud ka dipoolmoment (\xc2\xb5).'