En atoms elektroner är arrangerade i energinivåer, undernivåer och orbitaler. Elektronkonfigurationen beskriver detta arrangemang. Den skrivs som en serie siffror och bokstäver: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 är till exempel krypton. Siffran är den huvudsakliga energinivån. Bokstaven är undernivåtypen. Upphöjd skrift är antalet elektroner i den undernivån.

Reglerna för att fylla orbitaler är enkla. Aufbau-principen säger att elektroner fyller de orbitaler med lägst energi först. Paulis uteslutningsprincip säger att varje orbital innehåller maximalt två elektroner med motsatta spinn. Hunds regel säger att inom en undernivå upptar elektroner separata orbitaler med parallella spinn innan de parar ihop sig. Dessa regler förutsäger elektronkonfigurationen för de flesta element.

Elektronkonfigurationen avgör kemiska egenskaper. Element i samma grupp har samma valenselektronkonfiguration, vilket är anledningen till att de beter sig på liknande sätt. Natrium har en valenselektron i 3s-orbitalen. Kalium har en i 4s-orbitalen. Båda är alkalimetaller som reagerar kraftigt med vatten. Konfigurationen förklarar också periodiska trender i atomradie, joniseringsenergi och elektronegativitet.

Undantag från reglerna förekommer i övergångsmetaller och vissa tyngre element. Krom och koppar har till exempel konfigurationer som avviker från den förutspådda ordningen eftersom en halvfylld eller helt fylld d-undernivå är mer stabil. Dessa undantag är viktiga för att förstå kemin hos övergångsmetaller.