تتوزع إلكترونات الذرة في مستويات طاقة ومستويات فرعية ومدارات. يصف التوزيع الإلكتروني هذا الترتيب، ويُكتب على شكل سلسلة من الأرقام والحروف: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰، على سبيل المثال، 4p⁶ هو الكريبتون. يُمثل الرقم مستوى الطاقة الرئيسي، والحرف نوع المستوى الفرعي، والرقم العلوي عدد الإلكترونات في ذلك المستوى الفرعي.

قواعد ملء المدارات واضحة ومباشرة. ينص مبدأ أوفباو على أن الإلكترونات تملأ المدارات ذات الطاقة الأدنى أولاً. وينص مبدأ استبعاد باولي على أن كل مدار يستوعب إلكترونين كحد أقصى، لهما دوران مغزلي متعاكس. أما قاعدة هوند فتنص على أنه ضمن المستوى الفرعي الواحد، تشغل الإلكترونات مدارات منفصلة ذات دوران مغزلي متوازٍ قبل أن تتزاوج. وتتنبأ هذه القواعد بالتوزيع الإلكتروني لمعظم العناصر.

يُحدد التوزيع الإلكتروني الخصائص الكيميائية. تمتلك العناصر في المجموعة نفسها نفس التوزيع الإلكتروني في غلاف التكافؤ، ولذلك تتشابه في سلوكها. يحتوي الصوديوم على إلكترون تكافؤ واحد في المدار 3s، بينما يحتوي البوتاسيوم على إلكترون واحد في المدار 4s. وكلاهما من الفلزات القلوية التي تتفاعل بشدة مع الماء. كما يُفسر التوزيع الإلكتروني التغيرات الدورية في نصف القطر الذري، وطاقة التأين، والكهرسلبية.

توجد استثناءات لهذه القواعد في الفلزات الانتقالية وبعض العناصر الأثقل. فالكروم والنحاس، على سبيل المثال، لهما توزيع إلكتروني يختلف عن الترتيب المتوقع لأن مستوى d الفرعي نصف الممتلئ أو الممتلئ بالكامل يكون أكثر استقرارًا. هذه الاستثناءات مهمة لفهم كيمياء الفلزات الانتقالية.