Orbitale, Quantenzahlen & Kästchenschreibweise

Orbitale sind dreidimensionale Räume, in denen sich Elektronen mit hoher Wahrscheinlichkeit aufhalten. Sie haben unterschiedliche Formen: s-Orbitale sind kugelförmig, p-Orbitale hantelförmig, d-Orbitale rosettenartig und f-Orbitale noch komplexer. In jedem Orbital können maximal zwei Elektronen sein.

Die Anordnung der Elektronen folgt drei wichtigen Prinzipien: Das Pauli-Prinzip besagt, dass in jedem Orbital höchstens zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin sein können. Nach der Hund'schen Regel werden energetisch gleichwertige Orbitale erst einzeln besetzt, bevor eine Doppelbesetzung erfolgt. Das Aufbauprinzip legt fest, dass Orbitale in der Reihenfolge steigender Energie aufgefüllt werden.

Quantenzahlen beschreiben die Eigenschaften der Elektronen. Die Hauptquantenzahl n bestimmt die Energie und räumliche Ausdehnung (Schalen: K, L, M, N). Die Nebenquantenzahl l gibt die Form des Orbitals an (s, p, d, f) und kann Werte von 0 bis n-1 annehmen. Der Spin (±½) beschreibt die Drehrichtung des Elektrons.

💡 Die Reihenfolge der Orbitalbesetzung folgt dieser Energiereihe: 1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d-6p-7s-5f-6d. Bei Chrom und Kupfer gibt es Anomalien!

Die Kästchenschreibweise stellt Orbitale als Kästchen dar, in denen Elektronen als Pfeile eingezeichnet werden. Ein Beispiel: Chlor (17 Elektronen) wird so dargestellt: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵, wobei die hochgestellten Zahlen die Anzahl der Elektronen im jeweiligen Orbital angeben. In der Kästchenschreibweise sieht man, dass die 3p-Orbitale nicht vollständig gefüllt sind.