Chemické vlastnosti určitého prvku jsou ovlivněny zejména stavbou elektronového obalu jeho atomů.

Elektrony, orbitaly

Elektrony mají dle kvantově mechanického modelu charakter vlny i částice (to se označuje jako dualizmus). Nelze např. současně určit jejich polohu a hybnost, lze určit jen pravděpodobnost, s níž se budou vyskytovat v určitém prostoru. Oblast s určitou pravděpodobností výskytu elektronu (obvykle >95 %) se nazývá orbital.

Kvantová čísla

Stav elektronu lze popsat pomocí kvantových čísel:

• Hlavní kvantové číslo (n) je přirozené číslo. Souvisí s energií elektronů a velikostí orbitalů (čím větší n, tím se elektrony mohou nacházet dále od jádra).
• Vedlejší kvantové číslo (l) udává typ orbitalu, spočítá se dle vztahu l = n - 1. Podle vedlejšího kvantového čísla se orbitaly označují písmeny: 0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f.

Tvary orbitalů, souvislosti

a – příklad orbitalu s

b – příklad orbitalu p

c – příklady orbitalů d

d – příklady orbitalů f

• Orbitaly s mají tvar koule. Orbitaly p se podobají dvěma lalokům. Tvary orbitalů d a f jsou komplexnější.
• Orbital d obsazují přechodné kovy, orbital f vnitřně přechodné kovy (lanthanoidy, aktinoidy). Prvky obsazující orbital g zatím nebyly objeveny.

• Magnetické kvantové číslo (m) udává prostorovou orientaci orbitalu, nabývá celočíselných hodnot od -l do l (včetně 0). Počet magnetických kvantových čísel pro určité vedlejší kvantové číslo souvisí s počtem případných degenerovaných orbitalů (orbitaly, které mají při stejné energii různou prostorovou orientaci), v grafickém znázornění např. l = 1\;(\mathrm{p}) \Rightarrow m = -1, 0, 1: \boxed{\phantom{\uparrow \downarrow} }\,\boxed{\phantom{\uparrow \downarrow} }\,\boxed{\phantom{\uparrow \downarrow} }
• Spinové kvantové číslo (s) charakterizuje spin elektronu, nabývá hodnoty \frac{1}{2} či - \frac{1}{2}. V grafickém znázornění šipka značí elektron, spin se vyjadřuje směrem šipky (např. \boxed{\uparrow \downarrow }).

Valenční elektrony

Za chemické vlastnosti atomů zodpovídají zejména valenční elektrony, ty se nacházejí v orbitalech s nejvyšším hlavním kvantovým číslem (u přechodných kovů i s druhým nejvyšším). Mohou tedy být nejdále od jádra a mají nejvyšší energii.

Částice nepřechodných prvků jsou obvykle stabilní, když jejich valenční vrstva odpovídá valenční vrstvě vzácného plynu (neboli obsahuje nejčastěji 8 elektronů = oktet). To je důvodem, proč některé prvky ochotně tvoří ionty (např. \mathrm{O^{2-}}, \mathrm{F^{-}}, \mathrm{Na^{+}}, \mathrm{Mg^{2+}} mají 8 valenčních elektronů jako neon).

Elektronová konfigurace

Elektronová konfigurace popisuje uspořádání elektronů v orbitalech. U zkráceného textového zápisu se zahrnuje předchozí vzácný plyn, explicitně jsou tedy vypsány jen valenční elektrony:

V rámci elektronové konfigurace platí:

• Pauliho princip výlučnosti – V atomu není více elektronů, které by měly všechna kvantová čísla stejná. V jednom orbitalu mohou být nanejvýš dva elektrony lišící se spinovým číslem (např. \boxed{\uparrow \downarrow }).
• Hundovo pravidlo – Degenerované orbitaly (orbitaly se stejnou energií) se nejprve zaplňují vždy nejprve jedním elektronem, pak až dvěma. Příklad na orbitalu p se 3 elektrony: \boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }, se 4 elektrony: \boxed{\uparrow\downarrow}\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }.
• výstavbový princip – Orbitaly s nižší energií se zaplňují dříve než orbitaly s vyšší energií (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s…).

Excitovaný stav

Při excitaci atomu elektron či elektrony přijmou energii a dostávají se do orbitalu s vyšší energií (poruší výstavbový princip). Níže je příklad elektronové konfigurace atomu \mathrm{C} a excitovaného atomu \mathrm{C}. \mathrm{C\!: 1s\,\boxed{\uparrow\downarrow}\;2s\,\boxed{\uparrow\downarrow}\;2p\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\phantom{\uparrow}\ }}

\mathrm{C^*\!: 1s\,\boxed{\uparrow\downarrow}\;2s\,\boxed{\uparrow\ }\;2p\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }}