Každá látka je složena z mikroskopických částic zvaných atomy, které už nelze chemickými metodami dělit. Atomy se skládají z kladně nabitého jádra a záporně nabitého obalu.

JÁDRO ATOMU
Jádro atomu tvoří kladně nabité protony a neutrony bez náboje. Hmotnost protonu a neutronu je přibližně stejná. Počet protonů v jádře bývá označován jako protonové číslo Z. Zapisuje se před chemickou značku prvku pomocí dolního indexu. Počet neutronů v jádře značí neutronové číslo N. U značky prvku se neuvádí.
Protony a neutrony se souhrnně označují jako nukleony (jádro=nukleon). Jejich počet se značí číslem A. Součet protonového a neutronového čísla dá číslo nukleonové, které se zapisuje jako horní index chemické značky prvku.

Z + N = A

Skupina atomů, která má stejné protonové a neutronové číslo se nazývá nuklid. Množina atomů tvořená pouze atomy se stejným protonovým číslem se nazývá prvek. Všechny atomy daného prvku mohou mít stejné protonové číslo, mohou se ale lišit hodnotou čísla nukleonového. Atomy prvku, které se od sebe liší počtem neutronů v jádře, se nazývají izotopy.

Např.: Cl, Cl

H - lehký vodík - protium

H - težký vodík - deuterium

H - radioaktivní vodík - tritium

OBAL ATOMU
Obal atomu je tvořen částicemi se záporným nábojem - elektrony. Jejich hmotnost je asi 1840x menší než hmotnost protonů nebo neutronů. Na stavbě elektronového obalu závisí chemické vlastnosti prvku.
Pro popis vlastní stavby elektronu nelze využít klasickou fyziku, neboť přesně stanoví pojmy částice a vlnění. Při různých experimentech se elektron choval různě. V závislosti na charakteru pokusu má elektron povahu buď částicovou nebo vlnovou - má dualistickou povahu. Spojuje vlastnosti vlnění i hmotných částic.
Bylo potřebné určit prostor v atomovém obalu, kde se elektrony vyskytují. Tento prostor-orbital charakterizují tzv. kvantová čísla a elektrony se zde vyskytují s 95% pravděpodobností.
Počet kladně nabitých protonů v jádře a záporně nabitých elektronů v obalu je stejný. Proto vystupuje atom navenek jako elektroneutrální.

KVANTOVÁ ČÍSLA
Elektrony se v elektronovém obalu atomu nacházejí v několika hladinách, jejichž energie roste se vzdáleností od jádra. Hlavní kvantové číslo n popisuje hladinu, ve které se elektron nachází. Nabývá hodnot celých kladných čísel různých od nuly (n=1, 2, 3 ...).Tato čísla se někdy nahrazují písmeny (1=K, 2=L, 3=M...). Čím větší je vzdálenost elektronu od jádra, tím má vyšší energii a tím je větší hodnota hlavního kvantového čísla.
Vedlejší kvantové číslo l určuje typ orbitalů a nabývá hodnot od 0 až po n-1. Př.: pro n=2 je l=0 a 1.
Orientace jednotlivých orbitalů v prostoru se určuje vzhledem k trojrozměrnému systému souřadnic a vyjadřuje se magnetickým kvantovým číslem m . Nabývá hodnot od -1 do +1.
Spinové kvantové číslo m nabývá hodnot +1/2 a -1/2, popisuje tzv. vnitřní moment hybnosti.
Souborem čtyř kvantových čísel je možno jednoznačně charakterizovat jakýkoliv elektron v obalu atomu. Pauliho princip výlučnosti - v atomu nemohou existovat dva elektrony, které by měly stejná všechny čtyři kvantová čísla.

TVARY A PROSTOROVÁ ORIENTACE ORBITALU
Tvar orbitalu určuje vedlejší kvantové číslo l. Orbital s má l=0, má tvar koule, jejíž poloměr se s rostoucí hodnotou n zvětšuje. Každá hladina elektronového obalu obsahuje pouze jeden orbital s. Pro orbital p je l=1. Tento orbital se vyskytuje v každé hladině obalu 3x, vyplývá to z počtu hodnot magnetického kvantového čísla (m=-1, 0, 1). Všechny tři typy orbitalu p mají sice stejnou energii, ale magnetické kvantové číslo rozhoduje o jejich orientaci v prostoru (orbitaly p , p , p ). Takovéto orbitaly jsou degenerované. Orbital d má l=2, čemuž odpovídá pět hodnot m . Proto se také v jednotlivých hladinách atomu vyskytuje pět orbitalů typu d. Také jsou degenerované. Orbitaly f mají hodnotu l=3, m nabývá sedmi různých hodnot.

ZNÁZORŇOVÁNÍ ORBITALU
Znázorňování orbitalů prostorovými tvary je velice zdlouhavé a náročně. Proto byl zaveden jednodušší způsob.

ZÁPIS POMOCÍ RÁMEČKU
n všechny orbitaly se znázorňují pomocí stejně velkých rámečků
n u degenerovaných orbitalů se příslušný počet rámečků spojí
n elektrony se znázorňují šipkami umístěnými v odpovídajících rámečcích (jestliže jsou v jednom orbitalu dva elektrony, liší se spinem. Značí se proto opačně orientovanými šipkami)

ZÁPIS POMOCÍ HLAVNÍHO A VEDLEJŠÍHO KVANTOVÉHO ČÍSLA
n hlavní kvantové číslo n se zapisuje velkou arabskou číslicí před malým písmenem značícím typ orbitalu
n počet elektronů v orbitalu se zapisuje pomocí exponentu.

PRAVIDLA O ZAPLŇOVÁNÍ ORBITALU
Pauliho princip výlučnosti - v jednom orbitalu mohou být maximálně dva elektrony, lišící se hodnotou spinového kvantového čísla.
Hundovo pravidlo - V degenerovaných orbitalech vznikají elektronové páry teprve po zaplnění každého orbitalu jedním elektronem. Všechny nespárované elektrony mají stejný spin.
Orbitaly s energií nižší se zaplňují dříve než orbitaly s energií vyšší.

PERIODICKÁ SOUSTAVA PRVKU

HISTORIE VZNIKU
Periodickou soustavu prvků (PSP) sestavil podle jistých pravidel ruský vědec Mendělejev. Podle něj se periodická soustava nazývá někdy Mendělejevova. Prvky s podobnými vlastnostmi seřadil vertikálně a tak vznikly skupiny. Pro některé (tehdy ještě neznámé prvky) vynechal místa, jeho následovníci je postupem času zaplnili, a tak se PSP vyvíjela až do dnešní podoby.
Periodický zákon - vlastnosti prvků se periodicky mění v závislosti na vzrůstajícím protonovém čísle. Stavba elektronového obalu atomu souvisí s jeho polohou v PSP a určuje jeho chemické vlastnosti.

PERIODY
Vodorovné řady v PSP se nazývají periody. Pořadové číslo periody je totožné s hlavním kvantovým číslem valenční vrstvy.
První perioda (n=1) - nacházejí se zde pouze dva prvky - vodík a helium. Je tomu tak proto, že první vrstva el. obalu obsahuje pouze jeden orbital s a k jeho úplnému obsazení jsou potřeba dva elektrony.
Druhá perioda (n=2) - obsahuje celkem osm prvků. Mají zcela zaplněnou první vrstvu a zbývající elektrony jsou umístěny ve vrstvě druhé (poslední).
Třetí perioda (n=3) - osm prvků této skupiny má své elektrony v orbitalech 1s, 2s, 2p, 3s a 3p. Orbitaly 3p a 3s jsou součástí třetí vrstvy.
Čtvrtá perioda (n=4) - obsahuje 18 prvků. Draslík a vápník zaplňují elektrony orbitaly 4s, ale elektrony následujících deseti prvků zaplňují orbitaly 3d. Tyto d-prvky doplňují elektrony do předposlední vstvy el. obalu a označují se jako přechodné. Posledních šest prvků se chová opět normálně.
Pátá perioda (n=5) - viz. čtvrtá perioda.

Šestá a sedmá perioda (n=6, n=7) - kromě přechodných prvků obsahuje i prvky
vnitřně přechodné, které doplňují elektrony do orbitalů f (f - prvky). V každé periodě jich je 14. V šesté periodě se řadí za lanthan a nazývají se proto lanthanoidy a v sedmé periodě se řadí za aktinium a nazývají se proto aktinoidy. Pro větší přehlednost jsou tyto prvky vyčleněny mimo samotnou tabulku.
Kromě prvků přechodých a vnitřně přechodných existují i prvky nepřechodné. Jejich elektrony obsazují orbitaly s.

SKUPINY
Svisle je PSP rozdělená do osmnácti skupin. V každé skupině jsou pod sebou seřazeny prvky, které mají stejné počty elektronů v poslední, případně v předposlední vrstvě elektronového obalu, což má za následek podobné chemické vlastnosti těchto prvků, ty jsou určeny zejména tzv. valenčními elektrony.
Jednotlivé skupiny se nazývají buď podle svého čísla nebo názvy skupinovými.
n alkalické kovy (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
n kovy alkalických zemin (Ca, Sr, Ba, Ra)
n chalkogeny (O, S, Se, Te, Po)
n halogeny (F, Cl, Br, I, At)
n vzácné plyny (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)

Poslední vrstva elektronového obalu může obsahovat maximálně 8 elektronů. Zcela zaplněná poslední vrstva je charakteristická vysokou stabilitou. Tyto prvky jsou nereaktivní a jsou to vzácné plyny.

ZKRÁCENÝ ZÁPIS EL. KONFIGURACE
Uvádí se obsazení jen těch orbitalů, které má daný atom navíc proti atomům předcházejícího vzácného plynu.

Nezkrácený zápis: Ca: 1s 2s 2p 3s 3p 4s
Zkrácený zápis: Ca: Ar 4s