Zerlegt man das Licht einer glühenden Lampe mit einem Prisma, entsteht ein durchgehendes Farbband. Das Licht eines leuchtenden Gases besteht dagegen nur aus einzelnen Farblinien, einem Linienspektrum. Jedes Element hat sein eigenes Linienspektrum und lässt sich daran erkennen (Spektralanalyse).

Niels Bohr erklärte das 1913 für das Wasserstoffatom. Das Elektron hat nur bestimmte Energien $E_n$ mit $n = 1, 2, 3, \dots$ und läuft ohne Energieverlust auf der zugehörigen Kreisbahn. Springt es von einer höheren Stufe $n_2$ auf eine tiefere Stufe $n_1$, sendet das Atom ein Lichtteilchen (Photon) mit genau der Energiedifferenz aus. Je größer der Sprung, desto kürzer die Wellenlänge $\lambda$. Für Wasserstoff gilt, mit Energien in Elektronenvolt (eV) und $h \cdot c \approx 1240\ \mathrm{eV \cdot nm}$ (Planck-Konstante mal Lichtgeschwindigkeit):

Das Bohr'sche Modell gilt nur für Atome mit einem Elektron. Auch Bahnen gibt es streng genommen nicht: Nach der Quantenmechanik lassen sich Ort und Geschwindigkeit eines Elektrons nicht zugleich beliebig genau angeben. Das Orbitalmodell beschreibt deshalb nur, wo sich ein Elektron mit welcher Wahrscheinlichkeit aufhält.

Ein Orbital ist der Raumbereich um den Kern, in dem sich ein Elektron mit hoher Wahrscheinlichkeit aufhält (üblich gezeichnet: 90 %). Ein Orbital fasst höchstens zwei Elektronen. s-Orbitale sind kugelförmig. Die drei p-Orbitale sind hantelförmig und zeigen entlang der drei Raumachsen ($p_x$, $p_y$, $p_z$). Die fünf d-Orbitale und die sieben f-Orbitale haben Formen mit mehreren Keulen. Bei gleicher Form wird das Orbital mit wachsendem $n$ größer.

Jedes Orbital und jedes Elektron wird durch Quantenzahlen beschrieben:

Zu einer Unterstufe gehören $2l + 1$ Orbitale (s: 1, p: 3, d: 5, f: 7), also Platz für 2, 6, 10 und 14 Elektronen. Auf der Stufe $n$ gibt es $n$ Unterstufen, $n^2$ Orbitale und $2n^2$ Elektronen.

Im Grundzustand, dem Zustand niedrigster Energie, entsteht die Elektronenhülle nach drei Regeln.

• Aufbauprinzip: Die Orbitale werden von der niedrigsten Energie an besetzt: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p. Merkhilfe: nach wachsender Summe $n + l$ ordnen, bei gleicher Summe zuerst das kleinere $n$.
• Pauli-Prinzip: In einem Atom stimmen keine zwei Elektronen in allen vier Quantenzahlen überein. Ein Orbital enthält also höchstens zwei Elektronen, und sie haben entgegengesetzten Spin ($\uparrow\downarrow$).
• Hund'sche Regel: Orbitale gleicher Energie, etwa die drei 2p-Orbitale, werden zuerst einzeln mit Elektronen gleichen Spins besetzt. Erst danach bilden sich Paare, denn zwei Elektronen im selben Orbital stoßen sich stärker ab.

Die Konfiguration schreibt man wie in der Mittelstufe, zum Beispiel $1s^2\,2s^2\,2p^3$. Elektronen ohne Partner im Orbital heißen ungepaart.

Das Periodensystem ordnet die Elemente nach der Ordnungszahl. Die Periode ist die Hauptquantenzahl der äußersten Schale (bei Palladium, $[\mathrm{Kr}]\,4d^{10}$, weicht das ab: Periode 5, aber höchstes besetztes $n = 4$). Der Block nennt die Unterstufe, die zuletzt aufgefüllt wird:

Die Länge der Perioden folgt aus dem Aufbauprinzip. Periode 2 und 3: s und p, $2 + 6 = 8$. Periode 4 und 5: s, d und p, $2 + 10 + 6 = 18$ (4s, 3d, 4p). Periode 6 und 7: s, f, d und p, $2 + 14 + 10 + 6 = 32$ (6s, 4f, 5d, 6p). Die Hauptgruppen sind s- und p-Block, ihre Valenzelektronen sind die s- und p-Elektronen der äußersten Stufe.