Vlastnosti určitého prvku jsou ovlivněny zejména stavbou elektronového obalu jeho atomů.

Elektrony mají dle kvantově mechanického modelu charakter vlny i částice (to se označuje jako dualizmus). Nelze např. současně určit jejich polohu a hybnost, lze určit jen pravděpodobnost, s níž se budou vyskytovat v určitém prostoru. Oblast s určitou pravděpodobností výskytu elektronu (obvykle >95 %) se nazývá orbital.

Stav elektronu lze popsat pomocí kvantových čísel:

• Hlavní kvantové číslo () je přirozené číslo, udává energii elektronu.
• Vedlejší kvantové číslo () udává typ orbitalu, spočítá se dle vztahu . Podle vedlejšího kvantového čísla se orbitaly označují písmeny: 0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f.
• Magnetické kvantové číslo () udává prostorovou orientaci (degenerovaného) orbitalu, nabývá celočíselných hodnot od do (včetně 0).
• Spinové kvantové číslo () charakterizuje spin elektronu, nabývá hodnoty či .

Elektronová konfigurace znázorňuje rozmístění elektronů v orbitalech. Příklad různě uvedené elektronové konfigurace lithia:

V rámci elektronové konfigurace platí:

• Pauliho princip výlučnosti – V atomu není více elektronů, které by měly stejná všechna kvantová čísla. V jednom orbitalu mohou být nanejvýš dva elektrony lišící se spinovým číslem.
• Hundovo pravidlo – Degenerované orbitaly (orbitaly se stejnou energií) se nejprve zaplňují vždy jedním elektronem, až po zaplnění dvěma. Příklad na orbitalu p se 3 elektrony: , se 4 elektrony: .
• výstavbový princip – Orbitaly s nižší energií se zaplňují dříve než orbitaly s vyšší energií (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s…).

Při excitaci atomu elektron či elektrony přijmou energii a dostávají se do orbitalu s vyšší energií (poruší výstavbový princip). Níže je příklad elektronové konfigurace atomu C a excitovaného atomu C.