Voorbeelden van elementen zonder een stabiele elektronenconfiguratie

Een atoom bestaat uit een kern met daarin positief geladen deeltjes omgeven door een wolk van negatief geladen elektronen. Elektronen in atomen zitten in een reeks "schillen" rond de kern en elke schaal kan een vast aantal elektronen bevatten. Elementen met een volledige buitenste schil zouden een stabiele elektronenconfiguratie hebben. Elementen met stabiele elektronenconfiguraties komen alleen voor binnen een enkele kolom (groep 8) van het periodiek systeem. Daarom heeft de overgrote meerderheid van de elementen in het periodiek systeem onstabiele elektronenconfiguraties.

Waterstof is het eenvoudigste element in het periodiek systeem en bestaat uit een enkel proton en een enkel elektron. Het enkele elektron bevindt zich in de 1s-schil, die twee elektronen kan hebben. De waterstofelektronische configuratie is daarom niet stabiel. Om de 1s-schil te vullen, combineren twee waterstofatomen en delen het tweede elektron. Dit staat bekend als covalente binding en leidt in dit geval tot de vorming van een waterstofmolecuul.

Natrium zit in groep 1 van het periodiek systeem en elk atoom bevat 11 elektronen. Een enkel elektron bevindt zich in de buitenste 3s-schil, die in staat is om 2 elektronen vast te houden. Omdat dit een onstabiele elektronenconfiguratie is, verliest natrium vaak zijn buitenste 3s-elektron, waardoor een positief geladen ion wordt geproduceerd. Positief en negatief geladen ionen combineren om moleculen te vormen. Dit staat bekend als een ionische binding en leidt in natrium tot een verscheidenheid aan moleculen, waaronder natriumchloride.

Koolstof zit in groep 6 van het periodiek systeem en heeft in totaal zes elektronen. De buitenste 2p elektronenschil wordt ingenomen door twee elektronen. Aangezien 2p-schillen zes elektronen kunnen bevatten, bevindt koolstof zich niet in een stabiele elektronenconfiguratie. Om ervoor te zorgen dat koolstof een stabiele elektronenconfiguratie krijgt, moet het nog vier elektronen delen via covalente bindingen. Het is dit proces dat leidt tot de grote hoeveelheid koolstofverbindingen, zoals methaan.

Chloor zit in groep 7 van het periodiek systeem en heeft 17 elektronen. De buitenste 3p-schil wordt ingenomen door vijf elektronen en heeft daarom nog een elektron nodig om een ​​stabiele configuratie te hebben. Chloor krijgt dit extra elektron vaak ten koste van een negatief geladen ion. Dit betekent dat chloor kan combineren met elk positief geladen ion, waardoor een ionische binding wordt gevormd. Een goed voorbeeld is natriumchloride, ook wel keukenzout genoemd.