轨道是原子核外电子最有可能驻留的区域。它们的特点是具有不同的能级、形状和三维方向。电子的位置通常由壳层或主能级来描述，然后是每个壳层内的亚壳层，最后是子壳层内发现的单个轨道。
第一个壳层最靠近原子核，它只有一个子壳层，有一个称为 1s 轨道的球形轨道。这个轨道可以容纳两个电子。下一个壳层总共有八个电子：两个在球形 2s 轨道上，两个在三个哑铃形 2p 轨道中。能级较高的是最外层的轨道——那些在 d 和 f 子壳层中发现的轨道——它们的形状更复杂。五个 d 轨道内总共可以容纳 10 个电子，七个 f 轨道内总共可以容纳 14 个电子。s subshell 的能量最低。p 子壳层中的电子具有更高的能量，如果存在，则其次是 d 和 f 子壳层。轨道图可用于可视化原子中每个电子的位置和相对能级。
轨道的概念是由玻尔模型引入的。1913 年，尼尔斯·玻尔 （Niels Bohr） 能够通过实验确定当电子用单个电子改变氢原子和其他离子原子中的轨道时，获得和损失了多少能量。将他的实验结果与欧内斯特·卢瑟福 （Ernest Rutherford） 工作中关于带正电的原子核的先验知识相结合，玻尔开发了第一个电子轨道模型。当电子获得能量时，它们会进入激发态并跃升到更高的轨道。能量可以以热或光的形式添加到电子中，当它们迅速失去能量时，它们会从更高的轨道上落回并发射一种称为光子的光粒子。发射光子的颜色对应于光谱仪可以量化的特定能量。
玻尔的电子轨道模型假设电子以固定的圆形路径绕原子核运行。虽然他的实验对氢和具有单个电子的类氢离子是准确的，但他无法预测其他元素的电子构型。1926 年，埃尔温·薛定谔 （Erwin Schrödinger） 扩展了玻尔的能级模型，并开发了至今仍被接受的原子轨道模型。薛定谔还考虑了科学家在 1920 年代初期做出的关于电子物理行为的许多其他发现。他的量子力学模型准确预测了具有多个电子的元素的电子构型。薛定谔模型的一个根本变化是假设电子以波运动传播，该波运动受原子核的正电荷影响。正因为如此，我们今天所说的轨道是最有可能找到电子的云状区域，而不是玻尔提出的固定圆形路径。
