De elektronen van een atoom zijn gerangschikt in energieniveaus, subniveaus en orbitalen. De elektronenconfiguratie beschrijft die rangschikking. Deze wordt weergegeven als een reeks getallen en letters: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶, bijvoorbeeld, is krypton. Het getal is het hoofdenergieniveau. De letter is het type subniveau. Het superscript geeft het aantal elektronen in dat subniveau aan.

De regels voor het vullen van orbitalen zijn eenvoudig. Het Aufbau-principe stelt dat elektronen eerst de orbitalen met de laagste energie vullen. Het Pauli-uitsluitingsprincipe zegt dat elk orbitaal maximaal twee elektronen met tegengestelde spins kan bevatten. De regel van Hund stelt dat elektronen binnen een subniveau afzonderlijke orbitalen met parallelle spins bezetten voordat ze paren vormen. Deze regels voorspellen de elektronenconfiguratie van de meeste elementen.

De elektronenconfiguratie bepaalt de chemische eigenschappen. Elementen in dezelfde groep hebben dezelfde valentie-elektronenconfiguratie, waardoor ze zich op vergelijkbare wijze gedragen. Natrium heeft één valentie-elektron in het 3s-orbitaal. Kalium heeft er één in het 4s-orbitaal. Beide zijn alkalimetalen die heftig reageren met water. De configuratie verklaart ook periodieke trends in atoomstraal, ionisatie-energie en elektronegativiteit.

Uitzonderingen op de regels komen voor bij overgangsmetalen en sommige zwaardere elementen. Chroom en koper hebben bijvoorbeeld configuraties die afwijken van de voorspelde volgorde, omdat een halfgevuld of volledig gevuld d-subniveau stabieler is. Deze uitzonderingen zijn belangrijk voor het begrijpen van de chemie van overgangsmetalen.