Igal ajahetkel võib elektroni leida tuumast ükskõik millisel kaugusel ja mis tahes suunas vastavalt Heisenbergi ebakindluse põhimõte. s orbitaal on sfäärikujuline piirkond, mis kirjeldab teatud tõenäosuse piires elektroni leidmise piirkonda. Orbitaali kuju sõltub kvantarvud seotud energeetilise olekuga. Kõigil s orbitaalidel on l = m = 0, kuid n väärtus võib varieeruda.
Kui orbitaalarvud (nt n = 1, 2, 3) tähistavad elektroni energiataset, siis tähed (s, p, d, f) tähistavad orbitaali kuju. S orbitaal on aatomituuma ümbritsev kera. Sfääri sees on kestad, milles elektron on mingil ajahetkel tõenäolisem. Väikseim kera on 1s. 2s orbitaal on suurem kui 1 s; 3s orbitaal on suurem kui 2s.
P orbitaalil on tobeda kuju ja see on suunatud konkreetses suunas. Mis tahes energiatasandil on kolm ekvivalentset p-orbitaali, mis on suunatud üksteise suhtes täisnurga all (px, py, pz). Sarnaselt s-orbitaaliga kirjeldab p-orbitaal tuuma ümbritsevas ruumis piirkonda, milles elektron võib leida suurima tõenäosusega.