أمثلة للعناصر بدون تكوين إلكتروني مستقر

تتكون الذرة من نواة تحتوي على جسيمات موجبة الشحنة محاطة بسحابة من الإلكترونات سالبة الشحنة. توضع الإلكترونات داخل الذرات في سلسلة من "القذائف" حول النواة ، ويمكن أن تحتوي كل قشرة على عدد ثابت من الإلكترونات. يقال إن العناصر التي لها غلاف خارجي كامل لها تكوين إلكتروني ثابت. تحدث العناصر ذات التكوينات الإلكترونية الثابتة فقط داخل عمود واحد (المجموعة 8) من الجدول الدوري. لذلك فإن الغالبية العظمى من العناصر في الجدول الدوري لها تكوينات إلكترونية غير مستقرة.

الهيدروجين هو أبسط عنصر في الجدول الدوري ويتكون من بروتون واحد وإلكترون واحد. يقع الإلكترون المفرد في غلاف 1s ، والذي يمكن أن يمتلك إلكترونين. لذلك فإن التكوين الإلكتروني للهيدروجين غير مستقر. لملء غلاف 1s ، تتحد ذرتان من الهيدروجين وتتشاركان الإلكترون الثاني. يُعرف هذا باسم الترابط التساهمي وفي هذه الحالة يؤدي إلى تكوين جزيء الهيدروجين.

يوجد الصوديوم في المجموعة 1 من الجدول الدوري وتحتوي كل ذرة على 11 إلكترونًا. يوجد إلكترون واحد في غلاف 3s الخارجي ، وهو قادر على حمل إلكترونين. نظرًا لأن هذا تكوين إلكتروني غير مستقر ، غالبًا ما يفقد الصوديوم إلكترون 3 ثوانٍ خارجيًا ، مما ينتج عنه أيون موجب الشحنة. تتحد الأيونات الموجبة والسالبة لتكوين جزيئات. يُعرف هذا باسم الرابطة الأيونية وفي الصوديوم يؤدي إلى مجموعة متنوعة من الجزيئات بما في ذلك كلوريد الصوديوم.

يقع الكربون في المجموعة 6 من الجدول الدوري ويمتلك ستة إلكترونات في المجموع. يشغل إلكترونان غلاف الإلكترون الخارجي 2p. نظرًا لأن قذائف 2p يمكن أن تحتوي على ستة إلكترونات ، فإن الكربون ليس في تكوين إلكترون مستقر. لكي يحصل الكربون على تكوين إلكتروني ثابت ، يجب أن يشارك أربعة إلكترونات أخرى عبر الروابط التساهمية. هذه العملية هي التي تؤدي إلى كمية كبيرة من مركبات الكربون ، مثل الميثان.

الكلور موجود في المجموعة 7 من الجدول الدوري ويمتلك 17 إلكترونًا. تشغل الغلاف الخارجي 3p خمسة إلكترونات ، وبالتالي يتطلب إلكترونًا إضافيًا ليكون له تكوين مستقر. غالبًا ما يكتسب الكلور هذا الإلكترون الإضافي على حساب أن يصبح أيونًا سالبًا. هذا يعني أن الكلور يمكن أن يتحد مع أي أيون موجب الشحنة ، مكونًا رابطة أيونية. وخير مثال على ذلك هو كلوريد الصوديوم ، والذي يُعرف أيضًا باسم ملح الطعام.