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원자는 몇 종류의 단순입자들이 어떤 규정된 방식으로 조합되어 생성된다.

사실상 원자의 모든 질량은 원자핵에 집중되어 있으며, 원자핵은 양전하를 띠고 있는 양성자와 전기적으로 중성인 중성자로 구성되어 있다. 이 원자핵 주위를 전자구름이 둘러싸고 있는데 전자는 질량이 매우 작으며 음전하를 띠고 있다. 가벼운 원소들(양성자의 수와 전자의 수가 적은 것들)의 행동에 관한 연구로부터, 전자는 원자핵으로부터 다양한 거리만큼 떨어져 있는 껍질 위를 돌고 있는 것을 알 수 있다. 전자는 궤도함수라는 공간상의 영역을 차지하는데 이 궤도함수들은 모양·방향·원자핵으로부터 평균거리 등이 서로 다르다.

하나의 궤도함수는 2개의 전자를 수용할 수 있으며, 원자핵으로부터 먼 거리에 있는 껍질일수록 더 많은 궤도함수를 포함한다. 원자 내의 전자는 원자핵과 모든 전자들 사이의 인력, 각각의 전자와 나머지 전자들 사이의 척력간의 균형을 맞출 수 있도록 궤도함수 내에 분포되어 있다. 어떤 원자에서든 가장 바깥쪽의 껍질을 차지하는 전자(최외각전자)는 원자핵에 가장 약하게 결합되어 있기 때문에 다른 원자가 가까이 오면 영향을 받게 된다.

다시 말해 이 최외각전자(원자가전자)들이 화학반응과의 결합형성에 관여한다.

원자들이 어떤 특정 배열을 갖게 되면 다른 원자보다 더 안정해진다. 전자를 얻거나, 전자를 잃거나, 또는 인접한 원자와 전자를 공유하는 등 어떤 식으로든 원자의 최외각 껍질이 가질 수 있는 최대 전자를 가지게 될 때 원자는 가장 안정해진다. 예를 들어 원자번호 2인 헬륨 원자는 2개의 전자를 가지고 있다.

헬륨 원자는 화합물을 형성하지 않기 때문에 이런 배열은 분명히 매우 안정할 것이다. 하지만 원자번호 3인 리튬 원자는 3개의 전자를 가지고 있으므로 쉽게 전자를 하나 잃고 양전하를 띤 안정된 단위를 형성한다. 알려진 원소들을 원자번호(원자핵의 양성자 수) 순으로 나열하면 그 물리적·화학적 성질들이 주기성을 띤다. 즉 나열된 원자들 성질의 유사성이 규칙적인 간격을 두고 나타나게 된다.

원소들을 주기별로 아래로 한칸씩 수평으로 놓으면 동일 열상의 원소들은 유사한 성질을 가질 것이다. 이는 원자가 커지고 무거워지면서 내부구조의 유사성이 재현되기 때문이다. 전자는 껍질 속에 배열되며, 각 껍질이 최대로 수용할 수 있는 전자의 수는 정해져 있다. 최외각전자를 얻거나 잃는(총에너지의 변화가 생김) 성향이 이온 결합의 기본이다.

금속과 같은 원소들은 쉽게 전자를 잃고 양전하를 띠게 되며, 여기서 생기게 되는 입자는 원자라기보다는 이온이며 양성자의 수보다 전자의 수가 더 적다.

비금속 원소들은 전자친화력이 강해서 전자를 받아들여 음전하를 띠게 되며, 이때 생기는 이온은 양성자의 수보다 더 많은 전자를 가진다. 반대전하를 띤 이온들은 서로 끌어당기게 되며, 각 이온이 주어진 격자상에서 고정된 위치를 차지하는 결정성 화합물을 형성한다. 이런 구조에서 존재하는 이온 결합은 특정 이온쌍을 연결해주는 것이 아니라 모든 방향으로 똑같이 작용한다.

이런 화합물들의 조성은 각 이온들의 비를 나타내는 화학식으로 표현된다. 예를 들어 염화나트륨(식염)은 같은 수의 나트륨 이온(원소기호에 전하를 위첨자로 써서 Na^＋로 나타냄)과 염소 이온(Cl^－)으로 이루어져 있으며, 화학식은 NaCl이다.

여러 개의 전자를 얻거나 잃어야만 이온으로 바뀔 수 있는 원자들은 종종 공유결합으로 화합물을 형성한다.

완전히 전자를 얻거나 잃는 대신 두 원자가 서로 가까운 위치에 놓여 공유된 전자에 의해 안정하게 결합된 형태로 연결된다. 각 원자는 하나, 둘 또는 세 개의 전자를 제공하여 단일, 이중 또는 삼중결합을 형성한다. 이렇게 결합된 것을 분자라고 한다. 공유결합을 한 화합물의 화학식은 이온 화합물의 경우처럼 그 속에 존재하는 원소들의 비를 나타내는 것이 아니라, 분자 내에 존재하는 다양한 원소들의 원자수를 정확히 표시한다.

예를 들어 탄소(C) 원자 2개와 수소(H) 원자 4개를 포함하고 있는 에틸렌 분자는 C₂H₄로 표시한다. 공유화합물에는 이온이 포함되지 않으며, 같은 수의 동일한 원자들로 이루어진 유사한 공유화합물(예를 들어 메틸아세틸렌과 알렌은 둘 다 C₃H₄의 분자식을 가짐)일지라도 물리적·화학적 성질이 다를 수 있다. 조성은 같으나 성질이 다른 화합물을 이성질체라고 하며, 이는 원자배열이 서로 다르기 때문이다.

가장 중요한 화학결합 형태가 이온 결합과 공유결합이지만 몇몇 분자들에서는 수소결합, 금속결합, 결정 내에서의 결합 등 다른 중요한 결합 형태도 볼 수 있다.

분자 내의 수소원자가 여분의 약한 양전하를 띠고 있고, 다른 분자 내의 원자가 약한 음전하를 띠거나 고립전자쌍을 가지고 있을 때 수소결합이 생긴다. 수소결합은 물분자의 수소원자가 다른 물분자의 산소원자 쪽으로 배향되어 있는 형태로 두 물분자가 결합되어 있는 것에서 볼 수 있듯이 분자간 결합일 수도 있고, 1-클로로페놀에서 히드록시기의 수소가 인접한 염소원자의 고립전자쌍의 인력을 받는 것처럼 분자내 결합일 수도 있다.

수소결합으로 인해 액체의 경우 점성이 커지거나 끓는점이 높아지게 되며, 단백질 같은 유기분자들을 비롯하여 얼음이나 옥살산 등의 결정구조에서도 수소결합은 중요한 역할을 하기도 한다. 금속이나 합금에서의 결합은 또 다른 형태의 핵간결합으로서, 이 경우에는 원자가전자들이 상당히 비편재화되어 있다. 고체금속에서 나열되어 있는 원자들의 궤도함수의 중첩에 의해 에너지 준위의 띠가 생기게 되며, 이 띠를 이루는 궤도함수들은 부분적으로만 채워진다. 전기전도성 같은 금속의 성질은 이러한 원리를 통해 올바로 이해되어왔다.

고체와 액체에서 전기적으로 중성인 원자나 분자라도 인접한 원자들 사이에는 반데르발스 힘이라고 하는 순간적인 편극력이 유도된다. 이 힘에 의해 공유화합물의 결정에 응집력이 생기게 되며, 분자 내에서 결합을 하고 있지 않은 원자들 사이의 상호작용에도 이 힘이 중요한 역할을 한다. 하지만 반데르발스 힘은 일반적으로 화학결합으로 인식되는 결합은 만들지 않는다.

모든 물질이 뚜렷한 분자단위로 되어 있는 것은 아니다.

예를 들어 염화나트륨은 나트륨 이온과 염소 이온이 격자구조 내에서 배열되어 있는데, 각 나트륨 이온은 같은 거리에 있는 6개의 염소 이온으로 둘러싸여 있고, 각 염소 이온은 같은 거리에 있는 6개의 나트륨 이온으로 둘러싸여 있다. 나트륨 이온과 그에 인접한 염소 이온 사이에 작용하는 힘은 모두 똑같기 때문에 염화나트륨 분자로 구분될 수 있는 특정 집합체는 존재하지 않는다. 결과적으로 염화나트륨이나 이와 비슷한 형태를 갖는 모든 고체(일반적으로 모든 염)에서 분자라는 개념은 의미가 없게 된다.

따라서 이런 화합물들에서 화학식은 예를 들어 NaCl이라고 하는 것처럼 원자들의 가장 간단한 비로 나타낸다.