Visi atomai susideda iš teigiamai įkrauto branduolio, apsupto neigiamai įkrautų elektronų. Atokiausi elektronai - valentiniai elektronai - gali sąveikauti su kitais atomais ir, priklausomai nuo to, kaip tie elektronai sąveikauja su kitais atomais, susidaro arba joninė, arba kovalentinė jungtis, o atomai susijungia ir sudaro molekulė.
Elektronų apvalkalai
Kiekvieną elementą supa tam tikras skaičius elektronų, kurie apgyvendina elektronų orbitales. Kiekvienai orbitai reikia dviejų elektronų, kad jie būtų stabilūs, o orbitos yra suskirstytos į apvalkalus, kurių kiekviena paskesnė apvalkalo energija yra aukštesnė nei ankstesnės. Žemiausiame apvalkale yra tik viena elektronų orbita - 1S, todėl tam, kad būtų stabilūs, reikia tik dviejų elektronų. Antrame apvalkale (ir visuose tolesniuose) yra keturios orbitos - 2S, 2Px, 2Py ir 2Pz (po vieną kiekvienai ašiai: x, y, z) - ir norint, kad aštuoni elektronai būtų stabilūs.
Einant žemyn periodinės elementų lentelės eilutėmis, aplink kiekvieną elementą yra naujas 4 elektronų orbitalių apvalkalas su tokia pačia sąranga kaip ir antrasis apvalkalas. Pavyzdžiui, pirmoje eilutėje esantis vandenilis turi tik pirmąjį apvalkalą su viena orbita (1S), o trečioje eilėje esantis chloras pirmasis apvalkalas (1S orbita), antrasis apvalkalas (2S, 2Px, 2Py, 2Pz orbitalės) ir trečiasis apvalkalas (3S, 3Px, 3Py, 3Px orbitos).
Pastaba: Skaičius prieš kiekvieną S ir P orbitą rodo apvalkalą, kuriame gyvena ta orbita, o ne kiekį.
Valence Electrons
Bet kurio konkretaus elemento išorinio apvalkalo elektronai yra jo valentiniai elektronai. Kadangi visi elementai nori turėti pilną išorinį apvalkalą (aštuonis elektronus), tai yra tie elektronai, kuriuos jis turi yra pasirengęs arba dalytis su kitais elementais, kad susidarytų molekulės, arba visiškai pasiduoti, kad taptų jonų. Kai elementai dalijasi elektronais, susidaro stipri kovalentinė jungtis. Kai elementas atiduoda išorinį elektroną, gaunami priešingai įkrauti jonai, kuriuos kartu laiko silpnesnis joninis ryšys.
Joninės obligacijos
Visi elementai prasideda nuo subalansuoto įkrovimo. Tai yra, teigiamai įkrautų protonų skaičius yra lygus neigiamai įkrautų elektronų skaičiui, todėl gaunamas bendras neutralus krūvis. Tačiau kartais elementas, turintis tik vieną elektroną elektronų apvalkale, tą elektroną atiduos kitam elementui, kurio apvalkalui užbaigti reikia tik vieno elektrono.
Kai taip atsitinka, pradinis elementas nukrinta iki pilno apvalkalo, o antrasis elektronas užbaigia viršutinį apvalkalą; abu elementai dabar yra stabilūs. Tačiau, kadangi elektronų ir protonų skaičius kiekviename elemente nebėra lygus, tai elementas gautas elektronas dabar turi grynąjį neigiamą krūvį, o elementas, atsisakęs elektrono, turi grynąjį teigiamą mokestis. Priešingi krūviai sukelia elektrostatinę trauką, kuri tvirtai sujungia jonus į kristalų darinį. Tai vadinama jonine jungtimi.
To pavyzdys yra tai, kai natrio atomas atsisako vienintelio 3S elektrono, kad užpildytų paskutinį chloro atomo apvalkalą, kurio stabilumui reikalingas tik dar vienas elektronas. Tai sukuria jonus Na- ir Cl +, kurie susijungia ir sudaro NaCl arba bendrą valgomąją druską.
Kovalentinės obligacijos
Užuot atidavę ar gavę elektronus, du (ar daugiau) atomai taip pat gali dalytis elektronų poromis, kad užpildytų savo išorinius apvalkalus. Tai sudaro kovalentinį ryšį, o atomai susilieja į molekulę.
To pavyzdys yra tada, kai du deguonies atomai (šeši valentiniai elektronai) susiduria su anglimi (keturi valentiniai elektronai). Kadangi kiekvienas atomas nori, kad jo išorinis apvalkalas turėtų aštuonis elektronus, anglies atomas dalijasi dviem savo valentiniais elektronais kiekvienas deguonies atomas, užbaigdamas savo apvalkalus, o kiekvienas deguonies atomas dalijasi dviem elektronais su anglies atomu, kad užbaigtų jo apvalkalas. Gauta molekulė yra anglies dioksidas arba CO2.