第一部：化学と物質構造・原子の構造

　原子核周りの負の電荷を持つ電子の挙動は，正の電荷を持つ原子核による静電ポテンシャル（ 3次元）の中でのシュレディンガー方程式（量子力学の波動関数）で説明される。これにより，原子のみならず分子中の電子の挙動を検討できる。
　詳細は，量子化学の専門書を参照してもらうこことし，結論を言うと，電子は不連続のエネルギー順位で規定される電子軌道に分配される。

　電子の取り得る軌道は，主量子数（ main quantum number ）　 n ，方位量子数（ azimuthal quantum number ）　 l （エル） ，磁気量子数（ magnetic quantum number ）　 m で指定される。
　主量子数 n
　軌道の大きさとエネルギーを決定し，1, 2 , 3 , …の整数値をとる。これは，電子殻　K 殻（ n=1 ）, L 殻（ n=2 ）, M 殻（ n=3 ）, … に対応する。
　方位量子数 l
　軌道の形を決定し，0 , 1, 2 , … n-1の整数値をとる。これは，s 軌道（ l=0 ），p 軌道（ l=1 ），d 軌道（ l=2 ），f 軌道（ l=3 ），h 軌道（ l=4 ）に対応する。すなわち，K 殻 ( 主量子数 n=1 ) では l = 1 - 1 = 0となり，s 軌道しかとりえないが， M 殻 ( 主量子数 n=3 ) では l = 0，1，n-1=2 ，すなわち s 軌道（ l=0 ），p 軌道（ l=1 ），d 軌道（ l=2 ）をとることができる。
　磁気量子数 m
　各軌道を決定し，0 , ± 1, ± 2 , … ± l の整数値をとる。従って，s 軌道は， l = 0, m = 0 で 1 つの軌道を，p 軌道は l = 1 , m = -1 , 0 , 1 で 3 つの軌道を，d 軌道は l = 2 , m = -2 , -1 , 0 , 1 , 2 となり 5つの軌道を持つことができる。
　一般に電子軌道は，1 s , 2 s , 2p , 3s , 3p , 3d, …のように，主量子数 n ＋軌道の形で表記される。

　電子は，フェルミ粒子のため，パウリの排他原理により， 1 つの軌道には異なるスピン角運動量（ spin wave function ：上向きのスピン，下向きのスピン）の2つの電子しか入れない。
　従って，s 軌道に 2 個，p 軌道で 6 個，d 軌道は 10 個，f 軌道には 14 個の電子しか収容できない。
　電子殻に収容される最大の電子数は，2n²となるが，通常の状態では，電子はエネルギー順位の低い軌道から収容される。
　軌道のエネルギー順位は，概ねで， 1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p ・・・・，である。（注目点 ： d 軌道，f 軌道と s 軌道の順位）

　【参考】
　電子状態（ electronic structure, electronic state, electronic property ）
　電子構造ともいい，原子，分子における電子の状態をいう。ある電子状態が別の状態に変わることを電子遷移（ electronic transition ）という。
　フェルミ粒子（ fermion ）
　スピン角運動量の大きさが半整数（ 1/2 , 3/2 , 5/2 , … ）倍の量子力学的粒子，その代表が電子。
　パウリの排他原理（ Pauli principle ）
　2つ以上のフェルミ粒子は，同一の量子状態を占めることはできない。
　電子軌道（ electron orbital ）
　当初の原子モデル（惑星モデル）では，電子の運動を“orbital”と考え，軌道と訳されているため，電車の軌道，衛星軌道などのように，一定の法則に従って運動するときの筋道と錯覚されるが，最新の原子モデルでは，electron（電子の）orbital（軌道のようなもの）は，電子の状態を波動関数（wave function）で表したもので，雲のように広がった連続的分布をしていると考えられている。この電子の分布は，電子雲（electron cloud）ともいわれる。
　下図には，参考のため，第 4 周期で最外殻となりうる電子軌道の計算例を示す。この軌道の形（電子雲ともいう）が，化学結合の形式や結合角に大きく影響する。

　原子核に含まれる陽子の数は，元素の種類により一義的に決まる。さらに，電気的に中性な原子では，原子核の周りを陽子の数と同じ数の電子が取り巻く。
　陽子の数はその元素の原子番号と同じになる。すなわち，元素の原子番号（ atomic number ）が分かれば，陽子の数が分かり，電気的に中性の場合の電子数が分かることになる。

　　　原子番号 ＝ 陽子の数 ＝ 電気的中性な場合の電子の数

　「元素と周期表」で解説したように，周期表は，単体や化合物の性質で元素を分類し，原子量の順番で整理したものである。その後の研究で，原子を取り巻く電子の構造が明らかになり，電子構造と周期表の相関が明白になった。
　すなわち，原子の性質は，電子状態（電子構造）に依存することが明白になった。
　
　
　主な元素（周期表の 4 周期まで）の電子配置（ electron configuration ）を下図に示す。

　第 1 周期は，主量子数 1 （ K 殻）なので，電子軌道は 1 s 軌道のみで最大で 2個の電子しか収容できず，水素とヘリウムの 2元素のみとなる。
　第 2 周期の元素は，主量子数 2 （L 殻）なので，電子軌道は 1 s 軌道，2 s 軌道，2 p 軌道をとる。従って，収容できる電子数は，最大で 10 個（ 10 元素）となり，全て典型元素である。
　第 3 周期までは， s 軌道，p 軌道の順に電子が収容される。
　しかし，3 d 軌道より，4 s 軌道のエネルギー順位が低いため，先に 4 s 軌道に電子が収容される。このため，主量子数 3 の 3 d 軌道はまだ空の状態であるが，第4周期に分類される。典型元素と遷移元素にみられる特性の違いは，3 d 軌道の状態の違いによる。
　まとめると，原子周りの電子は，エネルギー順位の低い軌道から収容され，その元素の化学的性質は，完全に電子で埋まっていない最も外側の軌道にある電子（最外殻電子： outermost electron ）に依存する。実際に，周期表の族（縦の列）は，上図の「原子の電子配置」で示されるように，最外殻電子の配置が同じになっている。
　なお，ヘリウム ( He )，ネオン ( Ne )，アルゴン ( Ar )，クリプトン ( Kr ) など 18 族（希ガス類という）は，最外殻の軌道が電子で満たされている。これが，原子の安定に寄与し，一般的な条件で単原子分子として存在できる理由である。