สารเคมี

ตัวอย่างเช่น อะตอมของธาตุในกลุ่มที่ 1 ของตารางธาตุล้วนมีเวเลนต์อิเล็กตรอนหนึ่งตัว อะตอมของธาตุในกลุ่มที่ 2 มีเวเลนต์อิเล็กตรอนสองตัว เรื่อยไปจนถึงหมู่ที่ 18 ซึ่งมีธาตุที่มีเวเลนต์อิเล็กตรอนแปดตัว ถึง. กฎที่ง่ายและสำคัญที่สุดในการทำนายว่าอะตอมก่อตัวเป็นสารประกอบได้อย่างไรคือ อะตอมมีแนวโน้มที่จะรวมกันในลักษณะที่ทำให้พวกมันหมดเปลือกเวเลนซ์หรือทำให้สมบูรณ์ (เช่น เติมให้เต็ม) ในกรณีส่วนใหญ่มีอิเล็กตรอนทั้งหมดแปดตัว . ธาตุทางด้านซ้ายของตารางธาตุมักจะสูญเสียเวเลนต์อิเล็กตรอนในปฏิกิริยา สารเคมี ตัวอย่างเช่น โซเดียม (ในกลุ่ม 1) มีแนวโน้มที่จะสูญเสียเวเลนซ์อิเล็กตรอนเดี่ยวไปเพื่อสร้างไอออนที่มีประจุ +1 โซเดียมแต่ละอะตอมมีอิเล็กตรอน 11 ตัว (e−) แต่ละตัวมีประจุ −1 เพื่อให้สมดุลกับประจุ +11 บนนิวเคลียส การสูญเสียอิเล็กตรอน 1 ตัวจะทำให้มีประจุลบ 10 ประจุและประจุบวก 11 ประจุเพื่อให้มีประจุ +1 สุทธิ: Na → Na+ + e− โพแทสเซียมซึ่งอยู่ใต้โซเดียมโดยตรงในกลุ่ม 1 ยังสร้างไอออน +1 (K+) ในปฏิกิริยา เช่นเดียวกับสมาชิกที่เหลือของกลุ่ม 1 ได้แก่ รูบิเดียม (Rb) ซีเซียม (Cs) และแฟรนเซียม (Fr) อะตอมของธาตุที่อยู่ทางด้านขวาสุดของตารางธาตุมีแนวโน้มที่จะเกิดปฏิกิริยาต่างๆ เช่น พวกมันได้รับ (หรือแบ่งปัน) อิเล็กตรอนมากพอที่จะทำให้เปลือกเวเลนต์สมบูรณ์ ตัวอย่างเช่น ออกซิเจนในกลุ่ม 16 มีเวเลนต์อิเล็กตรอน 6 ตัว ดังนั้นจึงต้องการอิเล็กตรอนอีก 2 ตัวเพื่อให้เปลือกชั้นนอกสุดสมบูรณ์