Materie ist aus Atomen aufgebaut, welche wiederum aus Atomkern und Atomhülle bestehen. Der Großteil der für unseren Alltag relevanten Wechselwirkungen wird durch die Hüllelektronen vermittelt, d.h. Aussehen, Farbe, Festigkeit, Leitfähigkeit von Objekten usw.

Atome können Bindungen eingehen, wodurch größere Strukturen wie z.B. Moleküle entstehen. Dies können kovalente bzw. Elektronenpaarbindungen, ionische, metallische oder schwache Bindungen sein. Grundsätzlich entstehen Bindungen, wenn sich die Atomhüllen bzw. die Orbitale der bindenden Atome überlappen, d.h. Elektronen zwischen den bindenden Atomen geteilt werden (siehe Abbildung).

Verschiedene Elemente unterscheiden sich in ihrem Bestreben, die Bindungselektronen an sich zu ziehen (Elektronegativität). Ist die Elektronegativtät zweier Bindungspartner sehr ähnlich, bildet sich eine unpolare Bindung. Zieht ein Partner die Elektronen stärker zu sich, entsteht eine polare Bindung. Im Extremfall werden ein oder mehrere Elektronen vollständig zu einem der Bindungspartner gezogen, was eine ionische oder Salzbindung zur Folge hat (siehe Abbildung).

Bilden Atome kovalente Bindungen aus, überlappen die Elektronenhüllen der Bindungspartner. Durch die geteilten Elektronen entstehen sogenannte Molekülorbitale. Dadurch spalten sich die Energieniveaus der Atomorbitale auf (siehe Abbildung).

In einem metallischen Festkörper überlappen sich sehr viele Energieniveaus, so dass sogenannte Energiebänder entstehen. Das äußerste von Elektronen besetzte Band nennt man Valenzband. In Metallen läuft der obere Teil des Valenzbandes durch den gesamten Festkörper, d.h. die entsprechenden Elektronen werden zwischen allen Atomen des Kristalls geteilt und sind somit frei beweglich (Elektronengas). Dieser unbesetzte Teil ist das sogenannte Leitungsband, welches für die gute elektrische Leitfähigkeit von Metallen verantwortlich ist, da die Elektronen ohne signifikanten Energieaufwand in das Leitungsband wechseln können (siehe Abbildung).

Schwache Bindungen wie Wasserstoffbrücken- oder Van-der-Waals-Bindungen entstehen durch permanente oder spontane, influierte Dipole in Molekülen. Dabei werden keine Hüllelektronen zwischen den Partnern geteilt, sondern es wirken allein die Anziehungskräfte der elektrischen Teilladungen (siehe Abbildung).

Aufgrund der breiten Energiebänder in Metallen sind praktisch alle elektronischen Übergänge möglich, d.h. Metalle absorbieren sämtliche elektromagnetische Strahlung, sind also grundsätzlich intransparent (abgesehen von sehr hochenergetischer Strahlung wie Röntgen- oder Gammastrahlung). Da das Elektronengas sich auch an der Oberfläche des Metalls befindet, wird die gesamte Strahlung bereits dort absorbiert und direkt wieder emittiert. Daher rührt der metallische Glanz, also das gute Reflexionsvermögen von Metallen,

Auch der Aggregatzustand und die Temperatur beeinflussen die elektronische Struktur der Orbitale und damit die spektralen Eigenschaften des Materials. In einem Gas kann man Atome als einzeln betrachten, d.h. sie beeinflussen sich kaum und weisen daher scharfe Spektrallinien auf, da ihre Hüllen einander nicht stören. In einer Flüssigkeit dagegen wechselwirken die Teilchen direkt miteinander, d.h. die Hüllelektronen beeinflussen sich durch ihre elektrischen Kräfte gegenseitig auf vielfältige Art und Weise. Dadurch verschieben sich die Energieniveaus leicht, was zu verbreiterten Spektrallinien oder Banden führt. Bei hohen Temperaturen sind die (Stoß-)Wechselwirkungen entsprechend stärker, was eine weitere Verbreiterung zur Folge hat.