Już od czasów starożytnych panował pogląd, że świat składa się z maleńkich drobinek zwanych atomami i różnorodność świata wynika właśnie z bogactwa kształtów i liczby atomów. Pierwsze doniesienia odnoszące się do czegoś co dziś nazywa się atomami pochodzą z IV wieku przed naszą erą. Odkryto je w Chinach. Po raz pierwszy w tych pismach została zapostulowana granica podzielności materii. Poglądy te nie przyjęły się jednak w Europie. Dopiero w XIX wieku teoria atomistyczna zastała dokładnie sformułowana przez Daltona. Uczony wprowadził również rozróżnienie między atomem a cząsteczką. Nie od razu natomiast zaczęto zastanawiać się nad rozmiarami atomów. Postulowano tylko, że są niewielkie natomiast nie było narzędzia do ich wyznaczenia.

Atomy rzeczywiście są bardzo małych rozmiarów, średnica mieści się w zakresie 10- 10m. Natomiast późniejsze badania dowiodły, że atom nie jest niepodzielny, jak postulował Dalton. Składa się bowiem z jądra i rozmieszczonych w chmurze elektronowej elektronów. Rozmiary jądra to około 10m.

Jądro zbudowane jest z nukleonów. Nazwą tą określa się neutrony i protony. Ich masy są zbliżone. Natomiast jeśli chodzi o ładunki to neutron jest elektrycznie obojętny, a proton obdarzony jest ładunkiem dodatnim. Z tego powodu jądro również jest dodatnio naładowane, a ładunek ilościowo równy jest ładunkowi protonów. Liczbie protonów w jądrze równa jest ilość elektronów w chmurze elektronowej. Ponieważ elektrony obdarzone są ładunkiem ujemnym, co do wartości równym ładunkowi protonów, więc atom jest elektrycznie obojętny.

Ponieważ masa elektronu jest około 1840 razy mniejsza od masy protonu czy neutronu przyjmuje się, że cała masa atomu skupiona jest w jądrze.

Jednostką masy atomowej jest tzw. atomowa jednostka masy - u. Jest ona równa masie 1/ 12 masy atomu izotopu węgla C12. Jest więc równa: 1 u = 1.66 · 10 kg. Można ją również przedstawić w jednostkach energii.

Do określenia liczności materii zostało wprowadzone pojęcie mola. Jeden mol zawiera taką liczbę atomów ile atomów znajduje się w 12 gramach izotopu węgla C12. W jednym molu znajduje się ok. 6.02 × 10 cząsteczek, atomów, jonów, elektronów lub innych cząstek. Liczba ta jest nazywana liczbą Avogadra. Masa jednego mola jest liczbowo równa masie atomowej lub cząsteczkowej, ale wyrażona jest w gramach. Jest to wygodne we wszelkiego rodzaju obliczeniach.

Liczbę nukleonów w jądrze nazywa się liczbą masową, natomiast liczba protonów i zarazem liczba elektronów to liczba atomowa. Liczba atomowa decyduje o położeniu pierwiastka w układzie okresowym.

Atomy tego samego pierwiastka różniące się liczbą neutronów w jądrze nazywa się izotopami. Przykładem mogą być izotopy wodoru: prot, deuter i tryt.

Natomiast atomy pierwiastków różniące się liczbą atomową, ale o tej samej liczbie masowej noszą nazwę izobarów. Izobarami są np. potas40 i wapń40.

Kolejną grupę zwaną izotonami stanowią pierwiastki o różnych liczbach atomowych, ale zawierające jednakową ilość neutronów w jądrach.

Liczba masowa atomu jest liczbą całkowitą i co charakterystyczne nie jest równa masie atomowej. Decydują o tym dwa zjawiska. Po pierwsze ani masa protonu ani masa neutronu nie jest dokładnie równa 1u, tylko większa. Po drugie występuje zjawisko zwane defektem masy. Suma mas cząstek bowiem, z których zbudowane jest jądro jest zawsze większa od rzeczywistej masy jądra. Wynika to z faktu, iż podczas syntezy jądra wydziela się energia, którą można obliczyć ze słynnego wzoru Einsteina dotyczącego równoważności masy i energii.

Wielkość tego defektu jest równa energii wiązania nukleonów w jądrze. Energia wiązania przypadająca na jeden nukleon zawiera się w przedziale [1.5 - 8.8 MeV] w zależności od pierwiastka.