* octetregel: Niet -metalen streven, zoals de meeste elementen, naar een volledige buitenste schaal van acht elektronen (behalve voor waterstof en helium, die er maar twee nodig hebben). Deze opstelling wordt als stabiel en energetisch gunstig beschouwd.

* elektronegativiteit: Niet -metalen hebben een hoge elektronegativiteit, wat betekent dat ze een sterke aantrekkingskracht hebben op elektronen.

* ionische binding: Wanneer een niet -metaal een metaal tegenkomt, kan het elektronen van het metaal stelen. Dit creëert negatief geladen ionen (anionen) van de niet -metalen en positief geladen ionen (kationen) uit het metaal. Deze tegengesteld geladen ionen trekken elkaar vervolgens aan en vormen een ionische binding, zoals in het geval van natriumchloride (NaCl).

* Covalente binding: Wanneer twee niet -metalen elkaar ontmoeten, delen ze elektronen om een ​​volledige buitenschaal te bereiken. Dit delen van elektronen vormt een covalente binding, zoals in het geval van water (H₂o).

Voorbeelden:

* zuurstof (O): Zuurstof heeft zes elektronen in de buitenste schaal. Het moet nog twee elektronen krijgen om een ​​octet te bereiken. Het kan dit doen door covalente bindingen te vormen met twee waterstofatomen, wat resulteert in water (H₂o).

* chloor (CL): Chloor heeft zeven elektronen in zijn buitenste schaal. Het moet één elektron winnen om een ​​octet te bereiken. Het kan dit doen door een ionische binding te vormen met natrium (Na), wat resulteert in natriumchloride (NaCl).

Samenvattend: Niet -metalen bereiken stabiliteit door elektronen te verkrijgen door ionische of covalente binding, waardoor ze hun buitenste elektronenschaal kunnen voltooien en een stabielere, lagere energietoestand kunnen bereiken.