No núcleo (centro) do átomo estão os protões e os neutrões, enquanto que os eletrões giram em seu redor. Na figura ao lado está representada a nuvem eletrónica de um átomo. Esta nuvem representa a probabilidade de encontrar os eletrões num determinado local do espaço.

Os principais cientistas responsáveis por esta proposta foram Heisenberg, Schrödinger e Dirac. No entanto houve também outras contribuições importantes que permitiram que chegássemos ao modelo que hoje consideramos como válido.

Sugerindo que os elementos, poderiam ser arranjados num modelo periódico de oitavas, ou grupos de oito, ordenando de forma crescente as suas massas atómicas.

Esta lei era no entanto ineficaz para os elementos químicos a partir do cálcio e, por isso, o trabalho de Newlands não foi aceite pela comunidade científica.

Nenhuma regra numérica foi encontrada para que se pudesse organizar completamente os elementos químicos numa forma consistente, com as propriedades químicas e suas massas atómicas. A base teórica na qual os elementos químicos estão arranjados atualmente - número atómico e teoria quântica - era desconhecida naquela época e permaneceu assim por várias décadas.

A organização da tabela periódica, foi desenvolvida não teoricamente, mas com base na observação química de seus compostos, por Dimitri Ivanovich Mendeleev. Foi ele o primeiro a criar um esquema organizador que contemplava todos os elementos químicos descobertos, prevendo ainda a existência de outros ainda não conhecidos, deixando para isso espaços por preencher na sua Tabela Periódica. Consulta a tabela de Mendeleev, se não a conheces.

Moseley usou essa ideia para o número atómico de cada átomo. Quando os átomos foram ordenados por ordem crescente do seu número atómico, os problemas existentes na tabela de Mendeleev desapareceram.

Devido ao trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna está baseada no número atómico dos elementos químicos. A tabela atual é bastante diferente da de Mendeleev.

Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados, como as descobertas de novos elementos ou um número mais preciso na massa atómica, e rearranjando os existentes, sempre em função dos conceitos originais.

A partir da descoberta do plutónio em 1940, Seaborg descobriu todos os elementos transurânicos (do número atómico 94 até ao 102).

Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actinídeos abaixo da série dos lantanídios.

Em 1951, Seaborg recebeu o Prémio Nobel em química, pelo seu trabalho.

O elemento 106 tabela periódica é chamado Seabórgio, em sua homenagem. O sistema de numeração dos grupos da tabela periódica, usados atualmente, são recomendados pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC).

A numeração é feita em algarismos arábicos de 1 a 18, começando a numeração da esquerda para a direita, sendo o grupo 1, o dos metais alcalinos e o 18, o dos gases nobres.

São classificadas em: ligação iônica, ligação covalente, ligação covalente dativa e ligação metálica.

Na Teoria do Octeto, criada por Gilbert Newton Lewis (1875-1946), químico estadunidense e Walter Kossel (1888-1956), físico alemão, surgiu a partir da observação de alguns gases nobres e algumas características como por exemplo, a estabilidade desse elementos preenchidas por 8 elétrões na Camada de Valência.

A partir disso, a "Teoria ou Regra do Octeto" postula que um átomo adquire estabilidade quando possui 8 elétrões na camada de valência (camada eletrônica mais externa), ou 2 elétrões quando possui apenas uma camada.

Para tanto, o átomo procura sua estabilidade doando ou compartilhando elétrões com outros átomos, donde surgem as ligações químicas.

Os Íons são átomos que possuem uma carga elétrica por adição ou perda de um ou mais elétrons, portanto um ânião, de carga elétrica negativa, se une com um cátião de carga positiva formando um composto iônico por meio da interação eletrostática existente entre eles.

Além disso, os pares eletrônicos é o nome dado aos elétrões cedido por cada um dos núcleos, figurando o compartilhamento dos elétrões das ligações covalentes.

Isso ocorre porque é estabelecida uma dupla ligação do enxofre com um dos oxigênios a fim a de atingir sua estabilidade eletrônica e, além disso, o enxofre doa um par de seus elétrões para o outro oxigênio para que ele fique com oito elétrões na sua camada de valência.

A partir disso, os elétrões liberados na ligação metálica formam uma "nuvem eletrônica", também chamada de "mar de elétrões" que produz uma força fazendo com que os átomos do metal permaneçam unidos. Exemplos de metais: Ouro (Au), Cobre (Cu), Prata(Ag), Ferro (Fe), Níquel (Ni), Alumínio (Al), Chumbo (Pb), Zinco (Zn), entre outros.

As ondas se propagam à velocidade da luz e, com exceção da luz visível, são todas invisíveis a olho nu.

O espectro eletromagnético descreve todos os comprimentos de onda da luz.

A radiação é a energia que viaja e se espalha à medida que vai – a luz visível que vem de uma lâmpada em sua casa e as ondas de rádio que vêm de uma estação de rádio são dois tipos de radiação eletromagnética.

A radiação eletromagnética pode ser descrita como um fluxo de fótons, cada um viajando em um padrão de onda, transportando energia e se movendo à velocidade da luz.

A única diferença entre ondas de rádio, luz visível e raios gama é a energia dos fótons. As ondas de rádio possuem fótons com as energias mais baixas. As microondas têm um pouco mais de energia que as ondas de rádio. O infravermelho tem ainda mais, seguido pelos raios ultravioleta, raios X e gama visíveis.

Existem situações em que os espectros são descontínuos:

 Espectro de emissão contínuo - podemos obter um espectro com todas as cores emitidas.

 Espectro de emissão de riscas - um espectro com fundo negro e que possui riscas coloridas que dizem qual o tipo de radiação dada pela desexcitação do elemento do átomo.

As soluções verdadeiras são homogêneas, isto é, conseguimos observar (a olho nu ou com um microscópio) uma única fase, pois o tamanho das partículas dispersas são menores que 1 nm. Além disso, não é possível separar seus componentes por meio de processos físicos, como uma filtração.

O oposto total são as suspensões, que são heterogêneas. Observamos duas fases ou mais, sendo que o tamanho das partículas dispersas é acima de 1000 nm e é possível separar seus componentes usando processos físicos, essas partículas podem ser retidas por um filtro.

As soluções podem ser classificadas de acordo com os estados físicos que elas apresentam, como: soluções sólidas, soluções líquidas e soluções gasosas.

Muitas soluções contêm gases dissolvidos em líquidos, como, por exemplo, o refrigerante ou a água com gás, que possuem gás carbônico dissolvido em água. Além disso, no caso da água em aquários é necessário que haja gás oxigênio dissolvido, para que os peixes absorvam e assim sobrevivam.

Todos os componentes são líquidos. Exemplo: álcool etílico comercializado em farmácias, supermercados e como etanol combustível, cuja constituição é etanol dissolvido em água.   

A grande maioria das soluções do cotidiano e principalmente as usadas em laboratórios de química é constituída de solutos sólidos dissolvidos e líquidos (na maioria das vezes a água).

Um exemplo é a água do mar, que possui vários sais, incluindo o cloreto de sódio (sal de cozinha) dissolvidos na água.

Além disso, em razão do tamanho das partículas dispersas, essas misturas não podem ser separadas por meio de técnicas físicas, como a filtração , a decantação e a centrifugação , mas somente por meio de técnicas químicas, como a destilação . Assim, as partículas não se sedimentam com o passar do tempo, mas ficam suspensas ao longo de toda a sua extensão.

A solubilidade do Cloreto de Sódio (NaCl), por exemplo, em água, é de 36 g a cada 100 mL de água a 20 oC. Logo, se adicionarmos, por exemplo, 72 g de cloreto de sódio em 150 mL de água, não haverá sua dissolução total. Porém, se mantivermos as quantidades de NaCl e água e modificarmos apenas a temperatura, favoreceremos a completa dissolução.

Por exemplo, a 20°C, a quantidade máxima de sal de cozinha (Cloreto de Sódio – NaCl) que se dissolve em 100 gramas de água é 36 g. Logo, dizemos que o coeficiente de solubilidade do NaCl é: 36g NaCl/100 g de água a 20ºC.

Por exemplo, se dissolvermos apenas 15 g de sal em 100 g de água a 20ºC, teremos uma solução insaturada, pois ainda faltam 21 g para atingir a quantidade máxima de soluto a ser dissolvido nessas condições.

Se misturarmos 50g de sal em 100 g de água a 20ºC, veremos que os 36g irão se dissolver e o restante (14g) irá precipitar, formando corpo de fundo. Nesse caso teremos então uma solução saturada com corpo de fundo. Porém, se quisermos apenas a solução saturada, basta realizar uma filtração simples para separar o precipitado da solução saturada.

Por exemplo, se pegarmos a solução saturada com corpo de fundo, citada anteriormente, que possui 36g de sal dissolvidos e 14 g no corpo de fundo, e a aquecermos, notaremos que os 14 g que estavam precipitados irão se dissolver. Isso acontece porque com o aumento da temperatura o coeficiente de solubilidade, nesse e na maioria dos casos, também aumenta. Posteriormente, deixamos essa solução em repouso para que volte à temperatura inicial, que era de 20°C. Ao fazermos isso, os 50g continuam dissolvidos na água. Desse modo, haverá mais soluto dissolvido (50g) do que deveria ter (36g) naquela temperatura e pressão. É, portanto, um caso de solução supersaturada.