Et atoms elektroner er ordnet i energinivåer, undernivåer og orbitaler. Elektronkonfigurasjonen beskriver denne ordningen. Den skrives som en serie med tall og bokstaver: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 er for eksempel krypton. Tallet er hovedenerginivået. Bokstaven er undernivåtypen. Hevet skrift er antall elektroner i det undernivået.

Reglene for å fylle orbitaler er enkle. Aufbau-prinsippet sier at elektroner fyller orbitalene med lavest energi først. Paulis eksklusjonsprinsipp sier at hver orbital inneholder maksimalt to elektroner med motsatte spinn. Hunds regel sier at innenfor et undernivå okkuperer elektroner separate orbitaler med parallelle spinn før de pares. Disse reglene forutsier elektronkonfigurasjonen til de fleste grunnstoffer.

Elektronkonfigurasjonen bestemmer kjemiske egenskaper. Elementer i samme gruppe har samme valenselektronkonfigurasjon, og det er derfor de oppfører seg likt. Natrium har ett valenselektron i 3s-orbitalen. Kalium har ett i 4s-orbitalen. Begge er alkalimetaller som reagerer kraftig med vann. Konfigurasjonen forklarer også periodiske trender i atomradius, ioniseringsenergi og elektronegativitet.

Unntak fra reglene forekommer i overgangsmetaller og noen tyngre elementer. Krom og kobber har for eksempel konfigurasjoner som avviker fra den forutsagte rekkefølgen fordi et halvfylt eller fullstendig fylt d-undernivå er mer stabilt. Disse unntakene er viktige for å forstå kjemien til overgangsmetaller.