Orbitaali on atomiin tai molekyyliin sisältyvä alue, jolla elektroni todennäköisimmin liikkuu. Yhdelle orbitaalille voi sijoittua korkeintaan kaksi elektronia eli elektronipari, jonka elektroneilla on vastakkainen spin. Orbitaalin muoto ja koko lasketaan Schrödingerin aaltoyhtälön pohjalta. Todennäköisyyttä käytetään, koska elektronin täsmällistä sijaintia on mahdoton määrittää. Orbitaalia ei voida kokeellisesti havaita. Elektronitiheys sen sijaan voidaan mitata. Suuri elektronitiheys jossakin atomin tai molekyylin osassa merkitsee suurta elektronin esiintymistodennäköisyyttä.

Hiilen elektroniverho ja orbitaalit

Orbitaalien muoto			Mikä orbitaali on?
Pääkvanttilukuun 2 (L-kuoreen) liittyviä orbitaaleja on 4. Alin energia on 2s-orbitaalilla.
Värit: sininen positiivinen faasi, punainen negatiivinen faasi			Leikkaus 2s-orbitaalista Sisällä on solmupinta.
		2s-orbitaali
	px-orbitaali	py-orbitaali	pz-orbitaali

Hiiliatomin muodostaessa sidoksia sen elektroniorbitaalit hybridisoituvat. Hybridiorbitaalit muodostavat molekyyliorbitaaleja toisten atomien orbitaalien kanssa. Molekyyliorbitaalien suuntautuminen ja muoto kuvaavat molekyylin muotoa ja samalla selittävät molekyylin kemiallisia ja fysikaalisia ominaisuuksia.

Hiilen hybridiorbitaalien muoto
2s + 2px + 2py + 2px	sp3	Yksinkertaiset sidokset
Atomin ydin sijoittuu keltaisen pisteen kohdalle.		Hybridiorbitaalit sijoittuvat tetraedrin kärkiin ja osittain päällekkäin. Kuvassa orbitaalit on piirretty liioitellun etäälle. Lopputulos on ulospäin lähes pallomainen.
2s + 2px + 2py	sp2	Kaksoissidokset
2pz on kohtisuorassa kuvan tasoa vastaan.		Hybridiorbitaalit sijoittuvat tasasivuisen kolmion kärkiin. Punaiset alueet osittain päällekkäin (kuvassa liioitellun etäällä).
2s + 2px	sp1	Kolmoissidokset
2py ja 2pz ovat kohtisuorassa toisiaan vastaan. 2py on kohtisuorassa kuvan tasoa vastaan.		Orbitaalit sijoittuvat atomiytimiä yhdistävälle akselille punaiset alueet päällekkäin ja osittain sinisten sisään.
Osoitteesta Orbitron, http://www.shef.ac.uk/chemistry/orbitron/ löydät kuvia (myös animoituja) orbitaaleista sekä hyvän linkkikokoelman.

Molekyyliorbitaalit

Sidoksen muodostuessa atomien ytimet tulevat riittävän lähelle toisiaan, jotta orbitaalit osuvat osittain päällekkäin (overlap). Seurauksena on molekyyliorbitaalien syntyminen. Matemaattisesti tulkiten molekyyliorbitaalit ovat todennäköisyysfunktioiden lineaarikombinaatioita. Molekyyliorbitaaleja on kahta tyyppiä: sitovat ja ei-sitovat orbitaalit (bonding ja anti-bonding), joista sitovilla orbitaaleilla on matalampi energia.

Sitova orbitaali voidaan tulkita siten, että se kuvaa tilannetta, jossa elektronit liikkuvat erittäin todennäköisesti atomien ytimien välisessä tilassa. Lyhyyden vuoksi puhutaan usein sitovien molekyyliorbitaalien sijasta vain - ja -sidoksista.

Koska ei-sitova orbitaalin (anti-bonding) energia on suurempi, molekyylin virittyessä elektroneja siirtyy ei-sitoville orbitaaleille, mikä mahdollistaa kemiallisen reaktion. Viritystila saattaa purkautua tosin myös siten, että molekyyli lähettää sähkömagneettista säteilyä (väri!).

Molekyyliorbitaalit
-orbitaalien muoto riippuu siitä, mitkä orbitaalit yhdistyvät ja millainen on sidoksen muodostavien atomien elektronegatiivisuus. Ohessa on vain yksi esimerkki.

Orbitaalien yhdistyminen tapahtuu ideaalitapauksessa symmetria-akselin s suunnassa siten, että muodostuva molekyyliorbitaali on myös symmetrinen. Syntyvä sidos sallii atomien kiertymisen sidosakselin ympäri sidoksen rikkoutumatta

Molekyyliorbitaalit
-orbitaalien muotoon vaikuttavat yhdistyvien orbitaalien muoto ja koko sekä atomien elektronegatiivisuus. Ohessa on kahden samanlaisen p_y-orbitaalin tuottamat -orbitaalit.

Orbitaalien yhdistyminen tapahtuu koordinaattiakselia (tässä esimerkissä y-akselia) vastaan kohtisuorasti sivusuunnassa, joten -orbitaali ei siedä atomien kiertymistä rikkoutumatta.

Hiilivetyjen sidosrakenne Ch+	Sykloheksaanin konformaatiot Ch++
Funktionaalisten ryhmien elektronirakenteita	Elektronegatiivisuus ja osittaisvaraukset