Elektron valensi
Dalam ilmu kimia, elektron valensi adalah elektron pada kelopak terluar yang terhubung dengan suatu atom, dan dapat berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia jika kelopak terluar belum penuh. Dalam ikatan kovalen tunggal, kedua atom yang berikatan menymbangkan satu elektron valensi untuk membentuk pasangan bersama. Kehadiran elektron valensi dapat
menentukan sifat kimia unsur, seperti valensinya-yang menentukan apakah dapat berikatan dengan unsur lain dan, jika dapat, seberapa cepat dan seberapa banyak ia dapat berikatan. Untuk unsur golongan utama, elektron valensi hanya dapat ada di kelopak elektron terluar; pada logam transisi, elektron valensi dapat juga berada di kelopak dalam.
Sebuah atom dengan kelopak elektron valensi tertutup (sesuai dengan konfigurasi elektron sp) cenderung bersifat lembam secara kimia. Atom dengan satu atau dua elektron valensi lebih banyak daripada yang dibutuhkan untuk kelopak "tertutup" sangat reaktif karena alasan berikut: Serupa dengan elektron pada kelopak bagian dalam, elektron valensi memiliki kemampuan untuk
menyerap maupun melepaskan energi dalam bentuk foton. Penyerapan energi dapat memicu elektron untuk berpindah (melompat) ke kelopak yang lebih luar; hal ini dikenal sebagai eksitasi atom. Atau elektron dapat terlepas dari kelopak valensinya meninggalkan atom; ini yang disebut sebagai ionisasi membentuk ion positif. Ketika elektron kehilangan energinya (yang menyebabkan emisi foton), ia dapat berpindah ke kelopak bagian dalam yang belum terisi penuh.
Tingkat energi valensi sesuai dengan bilangan kuantum utama ("n" = 1, 2, 3, 4, 5,...) atau diberi label alfabetis dengan huruf yang digunakan dalam notasi sinar-X (K, L, M,...).
Jumlah elektron valensi suatu unsur dapat ditentukan berdasarkan golongan tabel periodik (kolom vertikal) dimana unsur tersebut dikategorikan. Selain golongan 3-12 (logam transisi), unit digit nomor golongan menandakan jumlah elektron valensi yang terkait dengan atom netral suatu unsur yang terdafatar dalam kolom tersebut.
Elektron yang menentukan cara atom bereaksi kimia adalah yang memiliki jarak rata-rata paling jauh dari inti atom; yaitu, yang memiliki energi terbesar.
Untuk unsur golongan utama, elektron valensi didefinisikan sebagai elektron-elektron yang berada pada kelopak elektron dengan bilangan kuantum utama, n, tertinggi. Oleh sebab itu, jumlah elektron valensi yang dimiliki suatu atom, sederhananya, bergantung pada konfigurasi elektronnya. Sebagai contoh, konfigurasi elektron fosforus (P) adalah 1s 2s 2p 3s 3p sehingga
terdapat 5 elektron valensi (3s 3p), sesuai dengan valensi maksimum untuk P yaitu 5 seperti pada molekul PF; konfigurasi ini jamak disingkat sebagai [Ne] 3s 3p, dengan [Ne] menunjukkan elektron utama yang konfigurasinya identik dengan gas mulia neon.
Namun, unsur transisi memiliki tingkat energi ("n"  1) yang sebagian terisi, yaitu sangat dekat dengan energi tingkat "n"s. Berlawanan dengan unsur golongan utama, elektron valensi untuk logam transisi didefinisikan sebagai elektron yang berada di luar konfigurasi inti gas mulia. Sehingga, secara umum elektron pada logam transisi berperilaku sebagai elektron valensi meskipun mereka tidak berada
pada kelopak valensi. Sebagai contoh, mangan (Mn) memiliki konfigurasi 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d; yang disingkat [Ar] 4s 3d, dengan [Ar] menandakan konfigurasi inti yang identik dengan gas mulia argon. Dalam atom ini, elektron 3d memiliki energi yang mirip dengan elektron 4s, dan lebih tinggi daripada elektron 3s atau 3p. Akibatnya, terdapat 7 elektron
valensi (4s 3d) yang mungkin di luar inti seperti argon; ini konsisten dengan fakta kimia bahwa mangan dapat memiliki tingkat oksidasi hingga +7 (dalam ion permanganat:).
Semakin ke dalam deret logam transisi, semakin rendah energi elektronnya dalam subkelopak d dan elektronnya semakin kurang bersifat sebagai elektron valensi. Oleh karena itu meskipun atom nikel secara prinsip memiliki sepuluh elektron valensi (4s 3d), keadaan oksidasinya tidak pernah lebih dari empat. Untuk seng, subkelopak 3d sudah lengkap dan berperilaku seperti elektron inti.
Oleh karena sulit memperkirakan jumlah elektron valensi yang berpartisipasi nyata dalam reaksi kimia, konsep elektron valensi kurang bermanfaat untuk logam transisi daripada unsur golongan utama; hitungan elektron d adalah panduan alternatif dalam memahami kimia logam transisi.
Jumlah elektron dalam kelopak valensi terluar mengatur perilaku ikatannya. Oleh karena itu, unsur-unsur yang atomnya memiliki jumlah elektron valensi yang sama dikelompokkan bersama dalam tabel periodik unsur kimia. Sesuai aturan umum, unsur golongan utama (kecuali hidrogen dan helium) cenderung bereaksi untuk membentuk kelopak tertutup, sesuai konfigurasi
elektron sp. Kecenderungan ini disebut aturan oktet, karena masing-masing atom yang berikatan memiliki delapan elektron valensi termasuk elektron yang digunakan bersama.
Unsur logam yang paling reaktif adalah logam alkali Golongan 1 (misalnya, natrium atau kalium); hal ini karena atom golongan ini hanya memiliki elektron valensi tunggal; selama pembentukan ikatan ionik yang menyediakan energi ionisasi yang diperlukan, satu elektron valensi ini mudah sekali dilepaskan membentuk ion positif (kation) dengan kelopak tertutup
(misalnya Na atau K). Logam alkali tanah Golongan 2 (misalnya magnesium) kurang reaktif (dibandingkan logam alkali), karena masing-masing atom harus kehilangan dua elektron valensi untuk membentuk kation dengan kelopak tertutup (misalnya Mg).
Dalam masing-masing golongan (kolom tabel periodik) logam, semakin ke bawah reaktivitas semakin meningkat (dari unsur ringan ke unsur yang lebih berat), karena unsur yang lebih berat memiliki kelopak elektron lebih banyak daripada unsur yang lebih ringan; elektron valensi unsur yang lebih berat berada pada bilangan kuantum utama yang lebih tinggi (mereka lebih jauh dari inti atom, sehingga energi potensialnya juga lebih tinggi, yang berarti kurang terikat kuat).
Atom nonlogam cenderung untuk menarik elektron valensi tambahan agar kelopak valensinya terisi penuh; hal ini dapat dicapai melalui salah satu dari dua cara berikut: Sebuah atom dapat berbagi elektron dengan atom tetangganya (membentuk ikatan kovalen), atau menarik elektron dari atom lain (membentuk ikatan ionik). Unsur nonlogam yang paling reaktif adalah halogen (misalnya
fluor (F) atau klorin (Cl)). Atom semacam ini memiliki konfigurasi elektron sp; ini hanya memerlukan satu elektron valensi tambahan untuk membentuk kelopak tertutup. Untuk membentuk ikatan ionik, atom halogen dapat menarik elektron dari atom lain membentuk suatu anion (misalnya, F, Cl, dll.). Untuk membentuk ikatan kovalen, satu elektron dari halogen dan
satu elektron dari atom lain membentuk pasangan bersama (misalnya, dalam molekul H-F, garis mewakili elektron valensi yang digunakan bersama, satu dari H dan satu dari F).
Dalam setiap golongan nonlogam, semakin ke bawah (dari unsur ringan ke unsur berat) dalam tabel periodik, reaktivitas semakin menurun karena elektron valensi mengalami peningkatan energi secara progresif sehingga kurang terikat kuat. Faktanya, oksigen (unsur paling ringan dalam Golongan 16) adalah nonlogam paling reaktif setelah fluorin, meskipun oksigen tidak termasuk halogen, karena kelopak valensi halogen berada pada bilangan kuantum utama yang lebih tinggi.
Dalam kasus sederhana ini dimana aturan oktet dipatuhi, valensi suatu atom sama dengan jumlah elektron yang diperoleh, hilang, atau digunakan bersama untuk membentuk oktet yang stabil. Namun, banyak juga molekul yang menyimpang dari aturan oktet, sehingga valensinya tidak dapat didefinisikan dengan jelas.
Elektron valensi juga bertanggung jawab terhadap konduktivitas listrik suatu unsur; akibatnya, unsur dapat diklasifikasikan sebagai logam, nonlogam, atau semikonduktor (atau metaloid).