Beispiele für Elemente ohne stabile Elektronenkonfiguration

Ein Atom besteht aus einem Kern, der positiv geladene Teilchen enthält, die von einer Wolke aus negativ geladenen Elektronen umgeben sind. Elektronen innerhalb von Atomen sitzen in einer Reihe von "Schalen" um den Kern herum, und jede Hülle kann eine feste Anzahl von Elektronen enthalten. Elemente mit einer vollen Außenschale werden als stabile Elektronenkonfiguration bezeichnet. Elemente mit stabilen Elektronenkonfigurationen kommen nur innerhalb einer einzigen Spalte (Gruppe 8) des Periodensystems vor. Daher haben die allermeisten Elemente des Periodensystems instabile Elektronenkonfigurationen.

Wasserstoff ist das einfachste Element im Periodensystem und besteht aus einem einzelnen Proton und einem einzelnen Elektron. Das einzelne Elektron befindet sich in der 1s-Schale, die zwei Elektronen besitzen kann. Die elektronische Wasserstoffkonfiguration ist daher nicht stabil. Um die 1s-Schale zu füllen, verbinden sich zwei Wasserstoffatome und teilen sich das zweite Elektron. Dies wird als kovalente Bindung bezeichnet und führt in diesem Fall zur Bildung eines Wasserstoffmoleküls.

Natrium ist in Gruppe 1 des Periodensystems und jedes Atom enthält 11 Elektronen. Ein einzelnes Elektron befindet sich in der äußeren 3s-Schale, die 2 Elektronen aufnehmen kann. Da dies eine instabile Elektronenkonfiguration ist, verliert Natrium oft sein äußeres 3s-Elektron, wodurch ein positiv geladenes Ion entsteht. Positiv und negativ geladene Ionen verbinden sich zu Molekülen. Dies ist als Ionenbindung bekannt und führt in Natrium zu einer Vielzahl von Molekülen, einschließlich Natriumchlorid.

Kohlenstoff gehört zur Gruppe 6 des Periodensystems und besitzt insgesamt sechs Elektronen. Die äußere 2p-Elektronenschale wird von zwei Elektronen besetzt. Da 2p-Schalen sechs Elektronen enthalten können, befindet sich Kohlenstoff nicht in einer stabilen Elektronenkonfiguration. Damit Kohlenstoff eine stabile Elektronenkonfiguration erhält, muss er sich über kovalente Bindungen weitere vier Elektronen teilen. Es ist dieser Prozess, der zu der großen Menge an Kohlenstoffverbindungen wie Methan führt.

Chlor gehört zur Gruppe 7 des Periodensystems und besitzt 17 Elektronen. Die äußere 3p-Schale ist mit fünf Elektronen besetzt und benötigt daher ein weiteres Elektron, um eine stabile Konfiguration zu haben. Chlor gewinnt dieses zusätzliche Elektron oft auf Kosten eines negativ geladenen Ions. Dies bedeutet, dass sich Chlor mit jedem positiv geladenen Ion verbinden kann und eine Ionenbindung bildet. Ein gutes Beispiel ist Natriumchlorid, das auch als Kochsalz bekannt ist.