Bir atomun elektronları enerji seviyelerinde, alt seviyelerde ve orbitallerde düzenlenmiştir. Elektron konfigürasyonu bu düzenlemeyi tanımlar. Bir dizi sayı ve harf olarak yazılır: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6, örneğin, kriptondur. Sayı, ana enerji seviyesini gösterir. Harf, alt seviye tipini gösterir. Üst simge, o alt seviyedeki elektron sayısını belirtir.

Orbitallerin doldurulması kuralları basittir. Aufbau ilkesi, elektronların önce en düşük enerjili orbitalleri doldurduğunu söyler. Pauli dışlama ilkesi, her orbitalin en fazla iki zıt spinli elektron tutabileceğini belirtir. Hund kuralı ise, bir alt seviye içinde elektronların eşleşmeden önce paralel spinli ayrı orbitalleri işgal ettiğini söyler. Bu kurallar, çoğu elementin elektron konfigürasyonunu tahmin eder.

Elektron dizilimi kimyasal özellikleri belirler. Aynı gruptaki elementler aynı değerlik elektron dizilimine sahiptir, bu nedenle benzer şekilde davranırlar. Sodyumun 3s orbitalinde bir değerlik elektronu vardır. Potasyumun ise 4s orbitalinde bir değerlik elektronu vardır. Her ikisi de su ile şiddetli reaksiyona giren alkali metallerdir. Dizilim ayrıca atom yarıçapı, iyonlaşma enerjisi ve elektronegatiflikteki periyodik eğilimleri de açıklar.

Geçiş metallerinde ve bazı ağır elementlerde kurallara istisnalar görülür. Örneğin, krom ve bakırın konfigürasyonları, yarı dolu veya tamamen dolu bir d alt seviyesinin daha kararlı olması nedeniyle tahmin edilen sıradan sapar. Bu istisnalar, geçiş metallerinin kimyasını anlamak için önemlidir.