En atomorbital er en kvantetilstand som beskrives med en bølgefunksjon. Den er ikke en bane elektronet følger rundt kjernen. De vanlige orbitalfigurene viser områder knyttet til sannsynlighetsfordelingen som følger av bølgefunksjonen.
Orbitaler gir den romlige og energetiske rammen for elektronkonfigurasjon, kjemisk binding og spektroskopi. Betegnelsene s, p, d og f hører til ulike verdier av orbitalt dreieimpulsmoment og ulike knutemønstre.
Se på orbitalfigurer som visualiseringer av en kvantetilstand, ikke som små rom der et elektron er innestengt. Formen sier noe om sannsynlighet og knuter.
Sammenlign et s- og et p-underskall: hvor mange orbitaler finnes i hvert, og hvordan følger antallet av mₗ?
En vanlig feil er å tegne en orbital og deretter tolke overflaten som en fast grense. Elektronets sannsynlighetsfordeling stopper ikke brått ved den tegnede flaten.
Et s-underskall har én orbital, p har tre, d fem og f sju. Antallene følger av de tillatte mₗ-verdiene. Orbitaler i samme underskall har samme l-verdi, men ulik mₗ; ytre felt og elektron–elektron-vekselvirkning kan påvirke energiene.
For 2p er l = 1, så mₗ kan være −1, 0 eller +1. Det gir tre orbitaler. Hver kan ha to elektroner med motsatt spinnprojeksjon, og et fullt 2p-underskall skrives derfor 2p⁶.
Oppgi antall orbitaler og maksimal elektronkapasitet for 3s og 3d. Angi deretter hvilket kvantetall som skiller s fra d.
3s har l = 0, én orbital og plass til 2 elektroner. 3d har l = 2, fem orbitaler og plass til 10 elektroner. Underskalltypen bestemmes av l.
Radiale og vinkelavhengige knuter er områder der bølgefunksjonen er null. Antallet knuter endres systematisk med kvantetallene og er en viktig del av orbitalens struktur.
I hydrogenlignende atomer er energimønsteret enklere enn i fler-elektronatomer. Skjerming og elektron–elektron-frastøting gjør at orbitalenergiene i virkelige mange-elektronatomer får en mer sammensatt rekkefølge.