Bentuk Orbital

Bilangan kuantum ini diperoleh dari suatu persamaan matematika yang mengandung trigonometri (sinus dan cosinus). Akibatnya, bentuk orbital ditentukan oleh bentuk trigonometri dalam ruang.

Orbital-s

Orbital-s memiliki bilangan kuantum azimut, l= 0 dan m= 0. Oleh karena nilai m sesungguhnya suatu tetapan (tidak mengandung trigonometri) maka orbital-s tidak memiliki orientasi dalam ruang sehingga orbital-s ditetapkan berupa bola simetris di sekeliling inti. Permukaan bola menyatakan peluang terbesar ditemukannya elektron dalam orbital-s. Hal ini bukan berarti semua elektron dalam orbital-s berada di permukaan bola, tetapi pada permukaan bola itu peluangnya tertinggi (≈ 99,99%), sisanya boleh jadi tersebar di dalam bola.

Orbital-p

Orbital-p memiliki bilangan kuantum azimut, l= 1 dan m= 0, ±l. Oleh karena itu, orbital-p memiliki tiga orientasi dalam ruang sesuai dengan bilangan kuantum magnetiknya. Oleh karena nilai m sesungguhnya mengandung sinus maka bentuk orbital-p menyerupai bentuk sinus dalam ruang, seperti ditunjukkan pada gambar berikut.

Ketiga orbital-p memiliki bentuk yang sama, tetapi berbeda dalam orientasinya. Orbital-p_x memiliki orientasi ruang pada sumbu-x, orbital-p_y memiliki orientasi pada sumbu-y, dan orbital-p_z memiliki orientasi pada sumbu-z. Makna dari bentuk orbital-p adalah peluang terbesar ditemukannya elektron dalam ruang berada di sekitar sumbu x, y, dan z. Adapun pada bidang xy, xz, dan yz, peluangnya terkecil.

Orbital-d

Orbital-d memiliki bilangan kuantum azimut l = 2 dan m = 0, ±1, ±2. Akibatnya, terdapat lima orbital-d yang melibatkan sumbu dan bidang, sesuai dengan jumlah bilangan kuantum magnetiknya. Orbital-d terdiri atas orbital-d_x2, orbital-d_xz , orbital-d_xy , orbital-d_yz , dan orbital-d_x2_-y2.

Orbital d_xy, d_xz, d_yz, dan d_x2 _{− y}2 memiliki bentuk yang sama, tetapi orientasi dalam ruang berbeda. Orientasi orbital-d_xy berada dalam bidang xy, demikian juga orientasi orbital-orbital lainnya sesuai dengan tandanya. Orbital d_x2 _{− y}2 memiliki orientasi pada sumbu x dan sumbu y. Adapun orbital  d_z2 memiliki bentuk berbeda dari keempat orbital yang lain. Orientasi orbital ini berada pada sumbu z dan terdapat “donat” kecil pada bidang-xy.

Makna dari orbital-d adalah, pada daerah-daerah sesuai tanda dalam orbital (xy, xz, yz, x²–y², z²) menunjukkan peluang terbesar ditemukannya elektron, sedangkan pada simpul-simpul di luar bidang memiliki peluang paling kecil.

Bentuk orbital-f dan yang lebih tinggi dapat dihitung secara matematika, tetapi sukar untuk digambarkan atau diungkapkan kebolehjadiannya sebagaimana orbital-s, p, dan d. Kesimpulan umum dari hasil penyelesaian persamaan Schrodinger dapat dirangkum sebagai berikut.

Setiap orbital dicirikan oleh tiga bilangan kuantum n, l , dan m yang memiliki ukuran, bentuk, dan orientasi tertentu dalam ruang kebolehjadian. Elektron-elektron yang menghuni orbital memiliki spin berlawanan sesuai temuan Stern-Gerlach.

Secara lengkap, peluang keberadaan elektron dalam atom dapat sobat lihat pada tabel berikut.

n	l	m	orbital	s	Jumlah maksimum elektron
1	0	0	1s	+½, –½	2
2	0 1	0 –1, 0, +1	2s 2p	+½, –½ +½, –½	2 6
3	0 1 2	0 –1, 0, +1 –2,–1, 0, +1, +2	3s 3p 3d	+½, –½ +½, –½ +½, –½	2 6 10
4	0 1 2 3	0 –1, 0, +1 –2,–1, 0, +1, +2 –3, –2,–1, 0, +1, +2, +3	4s 4p 4d 4f	+½, –½ +½, –½ +½, –½ +½, –½	2 6 10 14