Elektronen umkreisen den Atomkern nicht wie Planeten die Sonne. Sie befinden sich in Orbitalen, Bereichen im Raum, in denen sie sich mit hoher Wahrscheinlichkeit aufhalten. Ein Orbital beschreibt eine Wahrscheinlichkeitsverteilung, keine festgelegte Bahn. Die Form eines Orbitals hängt vom Energieniveau und Unterniveau des Elektrons ab. Das s-Orbital ist kugelförmig. Die p-Orbitale sind hantelförmig. Die d- und f-Orbitale sind komplexer.

Jedes Orbital kann maximal zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin aufnehmen. Das Pauli-Prinzip verbietet es zwei Elektronen im selben Orbital, den gleichen Spin zu haben. Die Anzahl der Orbitale in einem Unterniveau bestimmt, wie viele Elektronen es aufnehmen kann. Ein s-Unterniveau hat ein Orbital und kann zwei Elektronen aufnehmen. Ein p-Unterniveau hat drei Orbitale und kann sechs Elektronen aufnehmen. Ein d-Unterniveau hat fünf Orbitale und kann zehn Elektronen aufnehmen. Ein f-Unterniveau hat sieben Orbitale und kann vierzehn Elektronen aufnehmen.

Die Form der Atomorbitale bestimmt, wie Atome Bindungen eingehen und Moleküle entstehen. Die Überlappung von Orbitalen führt zu kovalenten Bindungen. Die Ausrichtung der Orbitale bestimmt die Molekülgeometrie. Die Energie der Orbitale bestimmt die Farben des Lichts, das Atome absorbieren und emittieren. Die Spektroskopie untersucht diese Übergänge.

Das Konzept des Orbitals stammt aus der Quantenmechanik. Es wurde in den 1920er Jahren von Erwin Schrödinger, Werner Heisenberg und anderen entwickelt und ersetzte das Bohrsche Atommodell fester Bahnen. Das Orbital ist eine mathematische Funktion, hat aber eine physikalische Bedeutung. Es beschreibt, wo sich das Elektron mit hoher Wahrscheinlichkeit aufhält.