1. Prinsip Aufbau : elektron-elektron mulai mengisi orbital dengan tingkat energi terendah dan seterusnya.
Contoh pengisian elektron-elektron dalam orbital beberapa unsur:
Atom H : mempunyai 1 elektron, konfigurasinya 1s1
Atom C : mempunyai 6 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p2
Atom K : mempunyai 19 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p6 3S2 3p6 4s1

2. Prinsip Pauli : tidak mungkin di dalam atom terdapat 2 elektron dengan keempat bilangan kuantum yang sama.
Hal ini berarti, bila ada dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth dan magnetik yang sama, maka bilangan kuantum spinnya harus berlawanan.

3. Prinsip Hund : cara pengisian elektron dalam orbital pada suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.
Contoh:

- Atom C dengan nomor atom 6, berarti memiliki 6 elektron dan cara Pengisian orbitalnya adalah:

- LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN A

Lambang Golongan Nama Golongan Konfigurasi Elektron Orbital Terluar
I – A Alkali ns1
II – A Alkali tanah ns2
III – A Boron ns2 – np1
IV – A Karbon – Silikon ns2 – np2
V – A Nitogen – Posphor ns2 – np3
VI – A Oksigen ns2 – np4
VII – A Halogen ns2 – np5
VIII – A Gas mulia ns2 – np6

- LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN B

Konfigurasi Elektron Lambang Golongan
(n – 1) d1 ns2 III – B
(n – 1) d2 ns2 IV – B
(n – 1) d3 ns2 V – B
(n – 1) d4 ns2 VI – B
(n – 1) d5 ns2 VII – B
(n – 1) d6-8 ns2 VIII
(n – 1) d9 ns2 I – B
(n – 1) d10 ns2 II – B

- GOLONGAN LANTANIDA DAN AKTINIDA, DIBERI LAMBANG nS2 (n-2)f1-14

Jika :

n = 6 adalah lantanida
n = 7 adalah aktinida

IKATAN HIDROGEN

Ikatan ini merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama.

Contoh:
- moleku
- molekul हफ