Kõik aatomid koosnevad positiivselt laetud tuumast, mida ümbritsevad negatiivselt laetud elektronid. Äärmised elektronid - valentselektronid - suudavad suhelda teiste aatomitega ja olenevalt nende aatomitest elektronid suhtlevad teiste aatomitega, moodustub kas ioonne või kovalentne side ja aatomid sulanduvad kokku, moodustades molekul.
Elektronkestad
Iga elementi ümbritseb kindel arv elektrone, mis asustavad elektronide orbitaale. Iga orbitaal vajab stabiilsena kahte elektroni ja orbitaalid on organiseeritud kestadeks, kusjuures iga järgnev kest on eelmisest kõrgema energiatasemega. Madalaim kest sisaldab ainult ühte elektronorbiiti 1S ja seega vajab stabiilsus ainult kahte elektroni. Teine kest (ja kõik järgnevad) sisaldab nelja orbitaali - 2S, 2Px, 2Py ja 2Pz (üks P kummalegi teljele: x, y, z) - ja selleks on vaja, et stabiilsus oleks kaheksa elektroni.
Elementide perioodilise tabeli ridadest allapoole minnes on iga elemendi ümber uus neljast elektronorbitaalist koosnev kest, sama seadistusega kui teine kest. Näiteks on esimese rea vesinikul ainult esimene orbiidiga kest (1S), samas kui kolmandas reas on kloor esimene kest (1S orbitaal), teine kest (2S, 2Px, 2Py, 2Pz orbitaalid) ja kolmas kest (3S, 3Px, 3Py, 3Px orbiidid).
Märkus: iga S- ja P-orbiidi ees olev number tähistab kesta, milles see orbiit asub, mitte kogust.
Valence elektronid
Mis tahes antud elemendi väliskesta elektronid on selle valentselektronid. Kuna kõik elemendid soovivad, et neil oleks täielik väliskest (kaheksa elektroni), on need elektronid on valmis kas jagama teiste elementidega, et moodustada molekule, või loobuda täielikult, et saada ioon. Kui elemendid jagavad elektrone, moodustub tugev kovalentne side. Kui element annab ära välise elektroni, tekivad sellest vastandlikult laetud ioonid, mida hoiab koos nõrgem iooniline side.
Joonised võlakirjad
Kõik elemendid algavad tasakaalustatud laenguga. See tähendab, et positiivselt laetud prootonite arv võrdub negatiivselt laetud elektronide arvuga, mille tulemuseks on üldine neutraalne laeng. Kuid mõnikord loob element, mille elektronkihis on ainult üks elektron, loovutada selle elektroni teisele elemendile, mis vajab kesta moodustamiseks ainult ühte elektroni.
Kui see juhtub, langeb algne element alla kogu kestani ja teine elektron lõpetab oma ülemise kesta; mõlemad elemendid on nüüd stabiilsed. Kuna aga iga elemendi elektronide ja prootonite arv ei ole enam võrdne, siis see element saanud elektronil on nüüd negatiivne netolaeng ja elemendil, mis elektronist loobus, positiivne tasuta. Vastupidised laengud põhjustavad elektrostaatilist tõmmet, mis tõmbab ioonid tihedalt kokku kristallide moodustiseks. Seda nimetatakse ioonsidemeks.
Selle näiteks on see, kui naatriumiaatom loobub kloori aatomi viimase kesta täitmiseks oma ainsast 3S-elektronist, mille stabiilseks saamiseks on vaja veel ainult ühte elektroni. See loob ioonid Na- ja Cl +, mis seovad omavahel NaCl või tavalise lauasoola.
Kovalentsed sidemed
Elektroonide kinkimise või vastuvõtmise asemel võivad kaks (või enam) aatomit jagada oma väliskestade täitmiseks ka elektronipaare. See moodustab kovalentse sideme ja aatomid sulandatakse kokku molekuliks.
Selle näiteks on see, kui kaks hapniku aatomit (kuus valentselektroni) kohtuvad süsinikuga (neli valentselektroni). Kuna iga aatomi väliskestas soovib olla kaheksa elektroni, jagab süsinikuaatom kahte valentselektroni iga hapniku aatom, täites oma kestad, samal ajal kui iga hapniku aatom jagab süsinikuaatomiga kahte elektroni, et see täielikult täita kest. Saadud molekul on süsinikdioksiid ehk CO2.
