電子排布，也即電子構型，是指電子在原子、分子或其他物理結構中的每一層電子層上的排序及排列形態(tài)。電子遵從量子物理學，具有波粒二象性。根據(jù)量子物理學中的《哥本哈根詮釋》，電子的確切位置無法確定，直到偵測活動進行使電子被偵測到。在空間中，測量將檢測到電子在某一特定點的概率，與這一點上的波函數(shù)的絕對值的平方成正比。電子能夠通過吸收或發(fā)射一個量子的能量從一個能級移動到另一個能級，其形式是一個光子。由于泡利不相容原理，沒有兩個以上的電子可以存在于某個原子軌域，因此一個電子只能跨越到有空缺位置的軌域。不同原子的電子構型有助于了解元素周期表中的元素的結構，這個概念也用于描述約束原子的多個化學鍵。原子軌道的種類取決于主量子數(shù)(n)、角量子數(shù)(l)和磁量子數(shù)(ml)。其中，主量子數(shù)相當于電子層，角量子數(shù)相當于亞層，磁量子數(shù)決定了原子軌道的伸展方向。每個原子軌道里都可以填充兩個電子，因此需要再加一個自旋量子數(shù)(ms)，共有四個量子數(shù)。n可以取任意正整數(shù)。在n取一定值時，l可以取小于n的自然數(shù)，ml可以取±l。不論什么軌道，ms都只能取±1/2，兩個電子自旋相反。因此，s軌道（l=0）上只能填充2個電子，p軌道（l=1）上能填充6個，一個軌道填充的電子數(shù)為4l+2。具有角量子數(shù)0、1、2、3的軌道分別叫做s軌道、p軌道、d軌道、f軌道。之后的軌道名稱，按字母順序排列，如l=4時叫g軌道。電子的排布遵循以下三個規(guī)則：構造原理，整個體系的能量越低越好。一般來說，新填入的電子都是填在能量最低的空軌道上的。洪特規(guī)則，電子盡可能占據(jù)不同軌道，自旋方向相同。泡利不相容原理，在同一體系中，沒有兩個電子的四個量子數(shù)是完全相同的。同一亞層中的各個軌道是簡并的，所以電子一般都是先填滿能量較低的亞層，再填能量稍高一點的亞層。各亞層之間有能級交錯現(xiàn)象。幾個原子的排布不完全遵守上述規(guī)則，如鉻：[Ar]3d54s1。這是因為同一亞層中，全充滿、半充滿、全空的狀態(tài)是最穩(wěn)定的。這種方式的整體能量比3d44s2要低，因為所有亞層均處于穩(wěn)定狀態(tài)。以鉻為例，鉻原子核外有24個電子，可以填滿1s至4s所有的軌道，還剩余4個填入3d軌道：1s22s22p63s23p64s23d4。由于半充滿更穩(wěn)定，排布發(fā)生變化：1s22s22p63s23p64s13d5。除了6個價電子之外，其余的電子一般不發(fā)生化學反應，于是簡寫為：[Ar]4s13d5。這里，具有氬的電子構型的那18個電子稱為“原子實”。一般把主量子數(shù)小的寫在前面：[Ar]3d54s1。電子構型對性質的影響顯著。為了達到全充滿、半充滿、全空的穩(wěn)定狀態(tài)，不同的原子選擇不同的方式。具有同樣價電子構型的原子，理論上得或失電子的趨勢是相同的，這就是同一族元素性質相近的原因；同一族元素中，周期越高，價電子的能量就越高，就越容易失去。元素周期表中的區(qū)塊是根據(jù)價電子構型的顯著區(qū)別劃分的。不同區(qū)的元素性質差別顯著：如s區(qū)元素只能形成簡單的離子，而d區(qū)的過渡金屬可以形成配合物。