Baseret på eksperimentelle data, er det bevist af kemiske reaktioner kun involverer elektronerne i atomerne. Faktisk er det sådan, at det kun er nogle af elektronerne der kan indgå. Fordi de kemiske egenskaber er periodiske (grundstofferne i hver gruppe har lignende kemiske egenskaber), må der derfor også være hinanden lignende karakteristika ved elektronerne for grundstofferne i samme gruppe. Denne karakteristik er måden hvorpå elektronerne er arrangeret i atomerne. Elektronerne er i konstant bevægelse omkring atomernes kerner. De har både kinetisk og potentiel energi og deres totale mængde energi er summen af de to. Den samlede energi er kvantiseret; det vil sige at der er helt bestemte værdier af total energi som atomare elektroner kan besidde. Disse energistadier kan visualiseres som cirkulære skaller omkring kernen, adskilt af ”forbudte” zoner hvor elektroner ikke kan eksistere i stabil tilstand. Denne form for arrangement af elektronerne er afbildet i nogle eksempler i figur 1.

Figur 1:

I diagrammet herover, repræsenterer de grå cirkler elektronskyens baner, også kaldet elektronskaller. De grå punkter
repræsenterer selve elektronerne i hver skal

Der tales sædvanligvis om elektronskaller omkring atomkernen og skallerne bliver benævnt med et nummer. Den første, eller nummer 1, skal er den der er tættest på kernen. Skal nummer 2 er den næste, den tredje er nummer 3 og så videre i numerisk rækkefølge. Generelt har de elektroner der er tættest på kernen et lavere energitilstand. Atomare elektroner, søger altid at få den laveste energitilstand tilgængelig.

Elektronskallerne repræsenterer de større energitilstande som elektronerne kan have. Hver skal indeholder en eller flere underskaller kaldet orbitaler, hver med en anelse anderledes energitilstand. Ordnet efter energitilstand, med den laveste tilstand benævnt først, er orbitalerne navngivet med disse små bogstaver: s, p, d, f, g og h.

Ingen af elektronskallerne indeholder det samme antal orbitaler. Den første skal indeholder kun en orbital, en s orbital. Den anden skal indeholder s og p orbitaler. Generelt kan det siges, at hver ny skal indeholder en ny type orbitaler.

• Den første skal indeholder en s orbital.
• Den anden skal indeholder s og p orbitaler.
• Den tredje skal indeholder s, p og d orbitaler.
• Den fjerde skal indeholder s, p, d og f orbitaler osv.

Hver orbital kan kun indeholde et bestemt maksimalt antal af elektroner. Ter er også en øvre grænse for hvor mange elektroner hver skal kan indeholde og denne grænse bliver højere ved hver skal man bevæger sig op i. Antallet af elektroner der kan indeholdes i hver skal og orbital, kan ses herunder i tabel 1.

Tabel 1:

En mere specifik erklæring, kan nu laves omkring hvilke elektroner der er inddraget i kemiske reaktioner. Kemiske reaktioner inddrager primært elektronerne i den yderste skal i et givent atom. Definitionen ”den yderste skal” refererer til den elektronskal der befinder sig længst fra atomets kerne, og indeholder en eller flere elektroner. Nogle atomer har en eller flere delvist fyldte elektronskaller. Alle de delvist fyldte elektronskaller har en effekt på den kemiske adfærd, men den yderste har den største effekt. Den yderste elektronskal kaldes for valensskallen og elektronerne i denne skal kaldes for valenselektroner. Betegnelsen valens (af et atom) er defineret som det antal elektroner et grundstof modtager eller afgiver, eller det antal elektronpar som deles når grundstoffet interagerer med andre grundstoffer.

Det Periodiske System er arrangeret således, at man nemt kan fastslå et atoms valens. For grundstofferne i A-grupperne i Det Periodiske System (I – VII (1, 2, 13-18)) er antallet af valenselektroner, det samme som gruppenummeret. For eksempel er kul (C) i Gruppe IVA og har fire valenselektroner. Ædelgasserne (Gruppe 0 (18)) har otte elektroner i deres valensskal, med undtagelse af helium (He), som kun har to.

Elektronarrangementet hvor den yderste skal enten er helt fyldt op (som ved helium og neon) eller indeholder otte elektroner (som ved neon, argon, krypton, xenon og radon) bliver kaldet for ædelgaskonfigurationen og er energimæssigt usædvanligt stabil, hvilket er det der gør at ædelgasserne er de mindst reaktive af alle grundstofferne.

Det første grundstof i Det Periodiske System, hydrogen, har ikke nogle egenskaber, så det tilfredsstillende kan placeres i nogen gruppe. Hydrogen har to unikke egenskaber: (a) den elektronskal med den højeste energitilstand, kan kun indeholde en elektron, i kontrast til alle andre grundstoffer (med undtagelse af helium), der kan indeholde otte eller flere elektroner. (b) når hydrogen mister sin elektron, dannes ionen H⁺, som kun består af en atomkerne. En H⁺ ion er meget lille i forhold til alle andre grundstoffers ioner, som stadig indeholder elektroner omkring atomkernen. Hydrogen kan enten modtage eller afgive en elektron. Hydrogen har nogle egenskaber, der ligner Gruppe IA (1) grundstoffer, og nogle der ligner grundstoffer fra Gruppe VIIA (17).

Antallet af elektroner i den yderste, eller valens-, elektronskal afgør den relative reaktivitet af grundstoffet. Grundstofferne er arrangeret i Det Periodiske System således, at grundstoffer fra den samme gruppe, har det samme antal elektroner i den yderste skal (undtaget er overgangsmetallerne). Måden elektronerne er arrangeret på, forklarer hvorfor nogle grundstoffer er meget reaktive, nogle er noget reaktive og andre igen er ikke-reaktive. Generelt kan det siges, at jo færre elektroner et grundstof kan afgive, modtage eller dele for at opnå en stabil elektronskals-konfiguration, desto mere reaktive er grundstoffet. Sandsynligheden for at et grundstof vil indgå i en kemisk forbindelse er stærkt påvirket af valensskallen og stabiliteten af det dannede molekyle. Jo mere stabilt molekylet er, desto større er sandsynligheden for at et sådan molekyle dannes.