Microsoft Word chapter doc

Classes of elements
Left/bottom corner: metals. These are almost all solids at room temperature. They are 
shiny and conduct electricity well.
Right/top corner: non-metals. These are more often gas or liquid than solid; non-
conductors. The last group on the right, labelled VIII, contains the noble gases. These almost 
never react and do not form useful materials. 
Along the diagonal division: semi-metals. These have properties that are intermediate 
between those of metals and nonmetals. They are shiny, but too brittle to make wires. Their 
most useful property is that they are semiconductors. This means that they conduct electricity 
under controlled conditions.
Valence electrons 
The chemical properties of an element are determined by number of electrons available 
for reactions. The theory called quantum mechanics explains that electrons are arranged in shells 

---

1 - 12 
around each atomic nucleus. If a shell is completely filled, the electrons very stable. It is hard 
to remove or add any. Noble gases have filled shells, so rarely undergo chemical reactions.
Elements from other groups will undergo reactions to gain or lose electrons.
The reactive electrons are called valence electrons. The number of valence electrons for 
a main group element is the same as its group number, I through VIII. If we know an element’s 
valence, we can predict how it is likely to react to fill the shell: lose, gain, or share electrons. We 
will see later that the valence electron concept does not work as well for transition metals.
Ions 
If energy is available, an atom can lose or gain electrons until it matches the closest noble 
gas (achieve a filled shell). The name of the atom is unchanged; since it has the same number of 
protons as before, it is still the same element. No chemical process can change the number of 
protons in a nucleus. However the positive charge of the nucleus is no longer exactly cancelled 
by negative electrons. An ion is a particle for which the number of protons is not equal to the 
number of electrons.
We write the chemical symbol with a superscript showing the ion's charge. 
Example. Na has 1 valence electron; remove it to match Ne. 
Na
+
11 p
+
, 10 e- 
Na could add 7 electrons to match Ar, but that large a change would require too much energy. In 
general, elements on the left of the periodic table (metals) form positive ions. 
Elements on the right side of the periodic table (nonmetals) usually form negative ions.
Example. O has 6 valence electrons; we can add 2 to match Ne. 
O
2-
8 p
+
, 10 e- 
Losing 6 electrons to match He would be too difficult. 
The most common ionic compound, table salt, has the chemical name sodium chloride. It 
contains equal numbers of sodium ions (Na
+
) and chloride ions (Cl
-
) and is known by the 
formula NaCl. No superscripts for charges appear in the compound's chemical formula because 
the total compound is neutral. The charges on the cations cancel out the charges on the anions.
When we read the formula we must remember that a compound composed of a metal and a 
nonmetal is always ionic.