Alle Atome bestehen aus einem positiv geladenen Kern, der von negativ geladenen Elektronen umgeben ist. Die äußersten Elektronen – die Valenzelektronen – können mit anderen Atomen wechselwirken, und je nachdem, wie diese Elektronen wechselwirken mit anderen Atomen, entweder wird eine ionische oder kovalente Bindung gebildet, und die Atome verschmelzen zu einem Molekül.
Elektronenhüllen
Jedes Element ist von einer bestimmten Anzahl von Elektronen umgeben, die Elektronenorbitale bevölkern. Jedes Orbital benötigt zwei Elektronen, um stabil zu sein, und die Orbitale sind in Schalen organisiert, wobei jede nachfolgende Schale ein höheres Energieniveau hat als die vorherige. Die unterste Schale enthält nur ein Elektronenorbital, 1S, und benötigt daher nur zwei Elektronen, um stabil zu sein. Die zweite Schale (und alle folgenden) enthält vier Orbitale – 2S, 2Px, 2Py und 2Pz (ein P für jede Achse: x, y, z) – und benötigt acht Elektronen, um stabil zu sein.
Wenn man die Reihen des Periodensystems der Elemente hinuntergeht, existiert um jedes Element eine neue Schale aus 4 Elektronenorbitalen mit dem gleichen Aufbau wie die zweite Schale. Zum Beispiel hat Wasserstoff in der ersten Reihe nur die erste Schale mit einem Orbital (1S), während Chlor in der dritten Reihe hat die erste Schale (1S-Orbital), die zweite Schale (2S, 2Px, 2Py, 2Pz-Orbitale) und eine dritte Schale (3S, 3Px, 3Py, 3Px Orbitale).
Hinweis: Die Zahl vor jedem S- und P-Orbital ist ein Hinweis auf die Schale, in der sich dieses Orbital befindet, nicht auf die Menge.
Valenzelektronen
Die Elektronen in der äußeren Schale eines beliebigen Elements sind seine Valenzelektronen. Da alle Elemente eine vollständige äußere Hülle haben wollen (acht Elektronen), sind dies die Elektronen, die es ist bereit, entweder mit anderen Elementen zu teilen, um Moleküle zu bilden, oder ganz aufzugeben, um ein Ion. Wenn Elemente Elektronen teilen, wird eine starke kovalente Bindung gebildet. Wenn ein Element ein äußeres Elektron abgibt, entstehen entgegengesetzt geladene Ionen, die durch eine schwächere Ionenbindung zusammengehalten werden.
Ionische Bindungen
Alle Elemente beginnen mit einer ausgewogenen Ladung. Das heißt, die Anzahl der positiv geladenen Protonen entspricht der Anzahl der negativ geladenen Elektronen, was zu einer neutralen Gesamtladung führt. Manchmal gibt ein Element mit nur einem Elektron in einer Elektronenhülle dieses Elektron jedoch an ein anderes Element ab, das nur ein Elektron benötigt, um eine Hülle zu vervollständigen.
Wenn das passiert, fällt das ursprüngliche Element zu einer vollen Schale und das zweite Elektron vervollständigt seine obere Schale; beide Elemente sind jetzt stabil. Da jedoch die Anzahl der Elektronen und Protonen in jedem Element nicht mehr gleich ist, ist das Element, das Das Elektron hat nun eine negative Nettoladung und das Element, das das Elektron aufgegeben hat, hat eine positive Nettoladung aufladen. Die gegensätzlichen Ladungen bewirken eine elektrostatische Anziehung, die die Ionen zu einer Kristallformation zusammenzieht. Dies wird als Ionenbindung bezeichnet.
Ein Beispiel dafür ist, wenn ein Natriumatom sein einziges 3S-Elektron abgibt, um die letzte Hülle eines Chloratoms zu füllen, das nur ein weiteres Elektron braucht, um stabil zu werden. Dabei entstehen die Ionen Na- und Cl+, die sich zu NaCl oder Kochsalz verbinden.
Kovalente Bindungen
Anstatt Elektronen abzugeben oder aufzunehmen, können sich zwei (oder mehr) Atome auch Elektronenpaare teilen, um ihre äußere Hülle zu füllen. Dadurch entsteht eine kovalente Bindung, und die Atome werden zu einem Molekül verschmolzen.
Ein Beispiel dafür ist, wenn zwei Sauerstoffatome (sechs Valenzelektronen) auf Kohlenstoff (vier Valenzelektronen) treffen. Da jedes Atom acht Elektronen in seiner äußeren Schale haben möchte, teilt sich das Kohlenstoffatom zwei seiner Valenzelektronen mit jedes Sauerstoffatom vervollständigt seine Hüllen, während jedes Sauerstoffatom zwei Elektronen mit dem Kohlenstoffatom teilt, um seine Schale. Das resultierende Molekül ist Kohlendioxid oder CO2.