Elektronenkonfiguration bezieht sich normalerweise auf die Anordnung von Elektronen um den Kern eines Atoms im Grundzustand, dem Zustand, in dem alle Elektronen des Atoms auf dem niedrigstmöglichen Energieniveau vorliegen. Die unterschiedlichen Energieniveaus der Elektronen werden oft als Hüllen bezeichnet, die den Atomkern umgeben. Jede Schale wird mit einer ganzen Zahl bezeichnet, beginnend mit 1. Je höher die Zahl der Schale, desto größer ist ihr Abstand zum Atomkern. Die Elektronen in jeder Schale existieren in Regionen, die Orbitale oder Unterschalen genannt werden und als s, p, d und f bezeichnet werden.
Jede Elektronenschale kann mit maximal 2n2 Elektronen besetzt sein, wobei „n“ für die Schalennummer steht. Die erste Schale, die dem Kern am nächsten ist, enthält also nur zwei Elektronen, die zweite acht, die dritte 18 und so weiter. Innerhalb einer Schale darf jedes Orbital mit maximal zwei Elektronen besetzt sein.
Jede Schale enthält die gleiche Art von Orbitalen wie in der vorherigen Schale und auch eine neue Art von Orbital. Die erste Schale enthält nur ein s-Orbital, aber die zweite Schale enthält ein s-Orbital und drei p-Orbitale; jedes dieser p-Orbitale kann zwei Elektronen aufnehmen, sodass die kombinierten p-Orbitale innerhalb einer Schale bis zu sechs Elektronen aufnehmen können. Die dritte Schale hat ein s-Orbital, drei p-Orbitale und fünf d-Orbitale. Die sieben f-Orbitale treten zuerst in der vierten Schale auf, die auch ein s-Orbital, drei p-Orbitale und fünf d-Orbitale enthält. Orbitale jenseits der f-Orbitale existieren, werden aber selten diskutiert.
Ein Elektronenkonfigurationsdiagramm zeigt die Reihenfolge, in der die Orbitale innerhalb der Schalen gefüllt sind. Zum Beispiel ist die Elektronenkonfiguration für das Element Natrium 1s2 2s2 2p6 3s1, was bedeutet, dass sich die 11 Elektronen von Natrium in der ersten, zweiten und dritten Elektronenschale befinden. Die s-Orbitale der ersten und zweiten Schale enthalten jeweils zwei Elektronen, das p-Orbital der zweiten hat sechs Elektronen. Das s-Orbital der dritten Schale enthält nur ein Elektron; seine drei p-Orbitale und fünf d-Orbitale sind unbesetzt.
Bei der Notation der Elektronenkonfiguration darf der hochgestellte Buchstabe, der einen Orbitaltyp angibt, niemals höher sein als die maximale Anzahl von Elektronen, die diesen Orbitaltyp besetzen können. Die hochgestellten Zeichen für s, p, d und f werden nie höher als 2, 6, 10 bzw. 14 sein.
Schalen und Orbitale mit niedrigerer Energie werden vor solchen mit einem höheren Energieniveau gefüllt. Dies bedeutet jedoch nicht, dass eine Schale vollständig gefüllt ist, bevor die Elektronen beginnen, die nächste Schale zu besetzen. Ein Konfigurationsdiagramm zeigt, dass das 4s-Orbital vor den 3d-Orbitalen besetzt ist. Dies geschieht, weil mit zunehmender Elektronenzahl die Elektronen miteinander wechselwirken und Bedingungen schaffen, in denen das höhere Orbital den niedrigsten Energiezustand für das nächste Elektron darstellt.
Das Verständnis der Elektronenkonfiguration ist für das Studium der Chemie besonders wichtig. Dies liegt daran, dass chemische Reaktionen im Allgemeinen in den Valenz- oder Außenschalenelektronen ablaufen. Die Elektronenkonfiguration der Valenzschale liefert wichtige Informationen darüber, wie jedes Element mit den anderen reagiert.