Et atoms elektroner er arrangeret i energiniveauer, underniveauer og orbitaler. Elektronkonfigurationen beskriver denne ordning. Den skrives som en række tal og bogstaver: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 er for eksempel krypton. Tallet er det primære energiniveau. Bogstavet er underniveautypen. Hævet skrift er antallet af elektroner i det pågældende underniveau.

Reglerne for udfyldning af orbitaler er ligetil. Aufbau-princippet siger, at elektroner fylder de orbitaler med den laveste energi først. Paulis udelukkelsesprincip siger, at hver orbital indeholder maksimalt to elektroner med modsatte spins. Hunds regel siger, at elektroner inden for et underniveau optager separate orbitaler med parallelle spins, før de parres. Disse regler forudsiger elektronkonfigurationen af ​​de fleste elementer.

Elektronkonfigurationen bestemmer kemiske egenskaber. Grundstoffer i samme gruppe har den samme valenselektronkonfiguration, hvilket er grunden til, at de opfører sig ens. Natrium har én valenselektron i 3s-orbitalen. Kalium har én i 4s-orbitalen. Begge er alkalimetaller, der reagerer kraftigt med vand. Konfigurationen forklarer også periodiske tendenser i atomradius, ioniseringsenergi og elektronegativitet.

Undtagelser fra reglerne forekommer i overgangsmetaller og nogle tungere grundstoffer. Krom og kobber har for eksempel konfigurationer, der afviger fra den forudsagte rækkefølge, fordi et halvt eller fuldt fyldt d-underniveau er mere stabilt. Disse undtagelser er vigtige for at forstå kemien i overgangsmetaller.