Configuraciones electrónicas
Cada electrón es "manejado" por una función de onda que lleva asociada una determinada energía y es dependiente de los cuatro números cuánticos; ahora bien, los números cuánticos que definen la probabilidad de encontrar al electrón en un punto o zona del espacio son sólo tres (n, l, m) y con ellos se concretan las funciones de onda de Schrödinger, llamadas también orbitales atómicos de Schrödinger, funciones orbitales o simplemente orbitales. Para cada orbital de Schrödinger existen dos funciones de onda, correspondientes a dos electrones que poseen el cuarto número cuántico, de spin, opuesto. En lenguaje vulgar se dice que en cada orbital "caben" dos electrones y éstos han de tener los spines opuestos, según el Principio de Exclusión de Pauli. De lo contrario no los podríamos distinguir.

Teniendo en cuenta el Principio de Exclusión de Pauli, y considerando además la regla de Hund según la cual en conjuntos de orbitales degenerados los electrones "prefieren" colocarse en distintas zonas del espacio; es decir, en distintos orbitales, evitando así, en lo posible, la repulsión de apareamiento, y presentando el máximo spin total posible; y conociendo el orden de energía de los orbitales es fácil establecer la configuración electrónica de cualquier elemento químico.

Las configuraciones se determinan experimentalmente a partir de los espectros de emisión de los átomos, y son fáciles de recordar, por lo regulares, las que corresponden a los grupos mal llamados principales, es decir las de los elementos de los bloques s y p.

Es conveniente, para los elementos de los bloques d y f, marcar sobre la tabla periódica aquellos elementos que son excepciones a la regularidad esperada

En la siguiente tabla se han marcado con "x" las excepciones del tipo ns¹, (llamo aquí a las marcadas con x "excepciones" porque cabría esperar que fuesen ns² ; en cambio no tiene nada de excepcional o extraño que el grupo del cobre -Cu, Ag, Au- sean ns¹) que son las más abundantes, y con "xx" la del tipo ns⁰, del Pd.
 

Como puede observarse, el Cr constituye la única excepción en la serie 3d, y el Pt es asimismo la única excepción en la serie 5d. El Tc es dudoso. El Pd es el único elemento que prefiere ubicar todos los electrones más externos en orbitales d. El Pt es el único elemento que posee 9 electrones d.

El grupo constituido por Ni, Pd y Pt es el más asimétrico desde el punto de vista de la configuración electrónica de sus elementos: El Ni es 3 d⁸ 4s², el Pd es 4d¹⁰, y el Pt es 5d⁹6s¹.

En los lantánidos y actínidos, las excepciones lo son porque algún electrón que se esperaba en un orbital nf "prefiere ubicarse" en (n+1)d. Son excepciones las del Gd en la serie 4f, y las del Th (6d²), Pa, U y Cm en la serie 5f. Son dudosas las correspondientes al Ce , Np y Bk

El tamaño o radio de los elementos, supuestos esféricos, viene dado por las funciones de distribución de densidad radial que corresponde a los electrones más externos. No tiene mucho sentido si no se fija, a priori, el porcentaje cubierto de probabilidad total de encontrar al electrón.

En la práctica se define el radio como la mitad de la distancia a que quedan dos átomos del mismo elemento cuando se tocan; va a depender de la fuerza del enlace.

El radio de un elemento va a depender de su carga, aumentando a medida que aumenta la carga negativa y disminuyendo cuando aumenta la carga positiva, es decir, a medida que se van perdiendo los electrones más externos.

Si se escriben los orbitales por orden creciente de los números cuánticos, la ionización ocurre siempre de derecha a izquierda. Naturalmente, en el caso de los lantánidos y actínidos el orden en que "pierden" electrones los orbitales es :

s>(d, si los hay)>f

Es decir, los primeros electrones que se pierden son los 6s² en el caso de los lantánidos y los 7s² en el de los actínidos. Se pierden luego, si los hay, los electrones d de la capa anterior, y posteriormente los electrones f. Comoquiera que los estados de oxidación más frecuentes para estos elementos son el +2 y el +3, como mucho se perderá un electrón f al ionizar, y ello en el caso de que se lleve al elemento hasta un estado trivalente y no sea dicho elemento una de las excepciones.

Propiedades periódicas y no periódicas
Muchas de las propiedades físicas de los elementos, y en especial aquellas que son fundamentales en su reactividad, son funciones periódicas del número de orden, siendo la razón de ello la "repetición" de lo esencial de la configuración cada cierto número de elementos. Son marcadamente periódicos los volúmenes atómicos, potenciales de ionización, radios, afinidades electrónicas, electronegatividades; algo menos marcada la periodicidad de los puntos de fusión, densidad, etc.

La masa es, junto a la frecuencia de Moseley, una propiedad no periódica, y el fenómeno de la isotopía que aparece al considerar la masa de los átomos es de un interés enorme en la dilucidación del mecanismo de reacción y, sobretodo, en  la determinación de la estructura de los compuestos (que es, a fin de cuentas, su propiedad más importante).

Se conocen más de 1000 isótopos, si bien sólo son naturales unos 50.

En general se afectan por la isotopía tanto la cinética como la propia termodinámica de la reacción, siendo en los elementos más ligeros, como el hidrógeno,  más acusado el efecto isotópico debido a la mayor variación relativa de la masa. Cuando se pasa por ejemplo de protio a deutorio la masa atómica se multiplica por dos. Ello afecta, entre otros, a las frecuencias de los diversos tipos de vibraciones, que ocurren en la zona del infrarrojo, entre átomos enlazados. La frecuencia de vibración disminuye a medida que aumenta la masa atómica.

Distintos isótopos de un mismo elemento poseen distinto número de neutrones en el núcleo atómico, y el spin nuclear que corresponde a la configuración nuclear concreta (que depende tanto del número de protones como del de neutrones desapareados en los niveles energéticos correspondientes), es diferente para cada isótopo. La técnica de resonancia magnética nuclear hace amplio uso del "marcado" de compuestos con isótopos sensibles a los campos magnéticos (spin nuclear distinto de cero) tanto para dilucidar el mecanismo de una reacción como para la determinación de la propia estructura de los compuestos.

La necesidad de separar y concentrar determinados isótopos de interés médico (C-14, Co-60, I-131, Pu-238, etc) , energético(U-235), u otro, ha dado lugar al desarrollo de procedimientos basados en la difusión gaseosa, centrifugación (actualmente se enriquece así el ²³⁵U, fisionable con neutrones de baja energía, de una mezcla de exafluoruro de uranio que contiene una parte del isótopo 235 por 140 partes del isótopo 238), difusión térmica (separación de los isótopos 35 y 37 del Cl), separación electromagnética (separa iones positivos de diferentes isótopos), por destilación molecular (Hg), por métodos químicos (N), cromatografía gaseosa (Ne, H) , y migración iónica(Li).

Los átomos con número atómico par son más estables, y para cada elemento hay una relación de protones a neutrones que representa la máxima estabilidad. Normalmente el isótopo más estable es también el más abundante en la Tierra. El argón es una excepción, ya que el terrestre, Ar-40, proviene de la desintegración del K-40, constituyendo el 99.6%. En el universo los otros dos isótopos estables, el Ar-36 y Ar-38 representan prácticamente el 100% del elemento.