Die Elektronen eines Atoms sind in Energieniveaus, Unterniveaus und Orbitalen angeordnet. Die Elektronenkonfiguration beschreibt diese Anordnung. Sie wird als Folge von Zahlen und Buchstaben geschrieben: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ steht beispielsweise für Krypton. Die Zahl gibt das Hauptenergieniveau an, der Buchstabe den Unterniveautyp und der hochgestellte Index die Anzahl der Elektronen in diesem Unterniveau.

Die Regeln für die Besetzung von Elektronenorbitalen sind einfach. Das Aufbauprinzip besagt, dass Elektronen zuerst die energieärmsten Orbitale besetzen. Das Pauli-Prinzip besagt, dass jedes Orbital maximal zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin aufnehmen kann. Die Hundsche Regel besagt, dass Elektronen innerhalb eines Unterniveaus zunächst getrennte Orbitale mit parallelem Spin besetzen, bevor sie sich paaren. Mithilfe dieser Regeln lässt sich die Elektronenkonfiguration der meisten Elemente vorhersagen.

Die Elektronenkonfiguration bestimmt die chemischen Eigenschaften. Elemente derselben Gruppe besitzen die gleiche Valenzelektronenkonfiguration und verhalten sich daher ähnlich. Natrium hat ein Valenzelektron im 3s-Orbital, Kalium im 4s-Orbital. Beide sind Alkalimetalle und reagieren heftig mit Wasser. Die Konfiguration erklärt auch die periodischen Trends von Atomradius, Ionisierungsenergie und Elektronegativität.

Ausnahmen von den Regeln treten bei Übergangsmetallen und einigen schwereren Elementen auf. Chrom und Kupfer beispielsweise weisen Konfigurationen auf, die von der vorhergesagten Reihenfolge abweichen, da ein halb oder vollständig besetztes d-Unterniveau stabiler ist. Diese Ausnahmen sind wichtig für das Verständnis der Chemie der Übergangsmetalle.