Orbital molekularny (inaczej: cząsteczkowy, skrót: MO) jest funkcją, opisującą stan elektronu w cząsteczce, w ramach teorii orbitali molekularnych. Zwykle przedstawia się go jako kombinację orbitali atomowych – "zwykłych" bądź zhybrydyzowanych.

Orbitale molekularne dzieli się głównie na:

• zlokalizowane, np. H-O w H₂O

• zdelokalizowane, np. w cząsteczce benzenu C₆H₆

Jednakże każdą funkcję falową elektronów w cząsteczce można przedstawić jako wyznacznik Slatera orbitali totalnie zdelokalizowanych lub całkiem zlokalizowanych.

Zarówno jedne, jak i drugie mogą być:

• wiążące (stabilizują cząsteczkę)

• antywiążące (destablilizują cząsteczkę, są oznaczane gwiazdką [*])

• niewiążące (są obojętne przy oznaczaniu trwałości cząsteczki)

Przykłady orbitali molekularnych:

• σ_s-s – wszystkie MO utworzone z orbitali s to wiązania σ

• σ_s-p – wiązanie powstałe przez czołowe nakładanie się orbitali s i p

• σ_s-sp³ – wiązanie pomiędzy orbitalem s, a hybrydą sp³, jak np. w CH₄ – metanie

• π_p-p – wiązanie π może występować tylko z orbitalami innymi niż s, czyli p, d i f.

• π_p-p* antywiążący orbital π

• δ – orbital powstały przez boczne nakładanie się dwóch orbitali d, lub orbitalu d z orbitalem π*, posiada dokładnie dwie płaszczyzny węzłowe zawierające oś wiązania

W wiązaniu σ występuje czołowe nakladanie się orbitali, a w wiązaniach π i δ – boczne.

Orbital antywiążący – orbital molekularny destabilizujący cząsteczkę, w którym elektrony mają wyższą energię niż gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych. Orbitale antywiążące są oznaczane gwiazdką, np. σ* lub π*^[1].

Funkcja falowa opisująca orbital antywiążący cząsteczki AB jest wynikiem odejmowania funkcji falowych Ψ_A i Ψ_B izolowanych atomów A i B^[2]:

Ψ−AB = c_AΨ_A − c_BΨ_B

gdzie c_A i c_B to współczynniki o wartościach właściwych dla najniższej energii orbitalu

W orbitalach antywiążących prawdopodobieństwo znalezienia elektronu pomiędzy oddziałującymi atomami jest niskie, np. w cząsteczce H₂ jest ono zerowe w połowie odległości między jądrami