Elektrony atomu są ułożone w poziomach energetycznych, podpoziomach i orbitalach. Konfiguracja elektronowa opisuje to ułożenie. Jest ona zapisywana jako ciąg cyfr i liter: na przykład 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 to krypton. Liczba oznacza główny poziom energetyczny. Litera oznacza typ podpoziomu. Indeks górny oznacza liczbę elektronów na tym podpoziomie.

Zasady zapełniania orbitali są proste. Zasada Aufbaua mówi, że elektrony najpierw zapełniają orbitale o najniższej energii. Zasada wykluczenia Pauliego mówi, że każdy orbital może pomieścić maksymalnie dwa elektrony o przeciwnych spinach. Reguła Hunda mówi, że w obrębie podpoziomu elektrony zajmują oddzielne orbitale o równoległych spinach, zanim połączą się w pary. Reguły te przewidują konfigurację elektronową większości pierwiastków.

Konfiguracja elektronowa determinuje właściwości chemiczne. Pierwiastki z tej samej grupy mają taką samą konfigurację elektronów walencyjnych, dlatego zachowują się podobnie. Sód ma jeden elektron walencyjny na orbitalu 3s. Potas ma jeden na orbitalu 4s. Oba pierwiastki są metalami alkalicznymi, które silnie reagują z wodą. Konfiguracja wyjaśnia również okresowe trendy promienia atomowego, energii jonizacji i elektroujemności.

Wyjątki od tych reguł występują w metalach przejściowych i niektórych cięższych pierwiastkach. Na przykład chrom i miedź mają konfiguracje odbiegające od przewidywanej kolejności, ponieważ podpoziom d, częściowo lub całkowicie wypełniony, jest bardziej stabilny. Te wyjątki są istotne dla zrozumienia chemii metali przejściowych.