Los electrones de un átomo se organizan en niveles de energía, subniveles y orbitales. La configuración electrónica describe esta organización y se representa mediante una serie de números y letras: por ejemplo, 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ corresponde al kriptón. El número indica el nivel de energía principal, la letra el tipo de subnivel y el superíndice la cantidad de electrones en dicho subnivel.

Las reglas para el llenado de orbitales son sencillas. El principio de Aufbau establece que los electrones llenan primero los orbitales de menor energía. El principio de exclusión de Pauli indica que cada orbital puede contener un máximo de dos electrones con espines opuestos. La regla de Hund establece que, dentro de un subnivel, los electrones ocupan orbitales separados con espines paralelos antes de aparearse. Estas reglas predicen la configuración electrónica de la mayoría de los elementos.

La configuración electrónica determina las propiedades químicas. Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración electrónica de valencia, por lo que se comportan de manera similar. El sodio tiene un electrón de valencia en el orbital 3s. El potasio tiene uno en el orbital 4s. Ambos son metales alcalinos que reaccionan vigorosamente con el agua. La configuración también explica las tendencias periódicas en el radio atómico, la energía de ionización y la electronegatividad.

Existen excepciones a las reglas en los metales de transición y algunos elementos más pesados. El cromo y el cobre, por ejemplo, presentan configuraciones que se desvían del orden previsto, ya que un subnivel d semilleno o completamente lleno resulta más estable. Estas excepciones son importantes para comprender la química de los metales de transición.