Orbitais são as áreas fora do núcleo atómico onde é mais provável que os eletrões residam. Elas são caracterizadas por diferentes níveis de energia, formas e orientações tridimensionais.
A localização dos eletrões é descrita mais geralmente por uma camada eletrónica ou nível de energia principal, em seguida, por uma subcamada dentro de cada camada eletrónica, e finalmente, por orbitais individuais encontradas dentro das subcamadas. A primeira camada é a mais próxima do núcleo, e tem apenas uma subcamada com uma única orbital esférica, chamada de orbital 1s, que pode conter dois eletrões. A camada seguinte contém oito eletrões no total: dois na orbital esférica de 2s e dois em cada uma das três orbitais em forma de haltere 2p. Em níveis de energia mais altos, as orbitais mais externas—aquelas encontradas nas subcamadas d e f—assumem formas mais complexas. Um total de 10 eletrões podem existir dentro das cinco orbitais d, e 14 eletrões no total cabem dentro das sete orbitais f.
Diagramas orbitais podem ser usados para visualizar a localização e os níveis relativos de energia de cada eletrão em um átomo. Dentro de cada camada energética, os eletrões têm um nível crescente de energia. A subcamada s tem a menor quantidade de energia. Eletrões na subcamada p têm uma energia um pouco maior, seguidos das subcamadas d e f se estiverem presentes.
Vimos que eletrões em diferentes orbitais têm diferentes níveis de energia. Como sabemos que há energia nos eletrões de todo, ou que os eletrões podem ter diferentes quantidades de energia? Em 1913, Niels Bohr foi capaz de determinar experimentalmente quanta energia foi adquirida e perdida quando eletrões mudaram de orbitais em um átomo de hidrogénio e outros iões com um único eletrão. Combinando os resultados das suas experiências com o conhecimento prévio de um núcleo carregado positivamente a partir do trabalho de Ernest Rutherford, Bohr desenvolveu o primeiro modelo de orbitais de eletrões.
Quando os eletrões ganham energia, entram em um estado excitado e saltam para orbitais mais altas. A energia pode ser adicionada aos eletrões na forma de calor ou luz, e quando perdem essa energia rapidamente, eles recuam da orbital superior e emitem uma partícula de luz chamada fotão. A cor do fotão emitido corresponde a uma quantidade específica de energia pelo que pode ser quantificada por um espectroscópio.
Bohr foi capaz de determinar a energia contida nos principais níveis de energia—também chamados de camadas energéticas—aquecendo o hidrogénio. A energia térmica adicional forçou o eletrão a saltar do primeiro nível de energia para níveis mais altos. Bohr mediu então o comprimento de onda da luz que foi emitida quando os átomos arrefeceram novamente.
O modelo de orbitais de eletrões de Bohr assumiu que os eletrões orbitavam o núcleo em caminhos circulares fixos. Embora as suas experiências fossem precisas para iões de hidrogénio e semelhantes a hidrogénio com um único eletrão, ele não podia prever as configurações eletrónicas de outros elementos. Tinha de haver fatores adicionais a influenciar a física das partículas subatómicas.
Em 1926, Erwin Schrödinger expandiu o modelo de níveis de energia de Bohr e desenvolveu o modelo de orbitais atómicas que ainda é aceite hoje em dia. Schrödinger teve em consideração uma série de outras descobertas sobre o comportamento físico dos eletrões que foram feitas por cientistas no início da década de 1920. O seu modelo mecânico quântico prevê com precisão as configurações eletrónicas de elementos com múltiplos eletrões. Uma mudança fundamental no modelo de Schrödinger é a suposição de que os eletrões viajam em um movimento ondulatório que é afetado pela carga positiva do núcleo. Por causa disso, as orbitais de que falamos hoje são áreas semelhantes a nuvens onde os eletrões são mais propensos a serem encontrados em vez de caminhos circulares fixos como Bohr propôs. Outra distinção crítica é a divisão dos níveis de energia de Bohr—camadas energéticas—em categorias menores—subcamadas e orbitais.
