Elektrony atomu jsou uspořádány v energetických hladinách, podhladinách a orbitalech. Elektronová konfigurace popisuje toto uspořádání. Zapisuje se jako řada čísel a písmen: 1s², 2s², 2p6, 3s², 3p6, 4s², 3d10, 4p6 je například krypton. Číslo označuje hlavní energetickou hladinu. Písmeno označuje typ podhladiny. Horní index označuje počet elektronů v dané podhladině.

Pravidla pro obsazování orbitalů jsou jednoduchá. Aufbauův princip říká, že elektrony nejprve obsazují orbitaly s nejnižší energií. Pauliho vylučovací princip říká, že každý orbital obsahuje maximálně dva elektrony s opačnými spiny. Hundovo pravidlo říká, že v rámci podúrovně elektrony obsazují oddělené orbitaly s paralelními spiny, než se spárují. Tato pravidla předpovídají elektronovou konfiguraci většiny prvků.

Elektronová konfigurace určuje chemické vlastnosti. Prvky ve stejné skupině mají stejnou valenční elektronovou konfiguraci, a proto se chovají podobně. Sodík má jeden valenční elektron na 3s orbitalu. Draslík má jeden na 4s orbitalu. Oba jsou alkalické kovy, které energicky reagují s vodou. Konfigurace také vysvětluje periodické trendy v atomovém poloměru, ionizační energii a elektronegativitě.

Výjimky z pravidel se vyskytují u přechodných kovů a některých těžších prvků. Například chrom a měď mají konfigurace, které se odchylují od předpokládaného uspořádání, protože z poloviny nebo plně zaplněná podhladina d je stabilnější. Tyto výjimky jsou důležité pro pochopení chemie přechodných kovů.