Orbitalmodell einfach erklärt: s-, p- und d-Orbitale

Im Bohr-Modell kreisen Elektronen wie Planeten auf festen Bahnen um den Kern. Das Bild ist anschaulich und erklärt das Spektrum des Wasserstoffatoms gut. Bei Atomen mit mehreren Elektronen versagt es jedoch, und es verstößt gegen ein Grundprinzip der Quantenmechanik: Man kann Ort und Impuls eines Elektrons nicht gleichzeitig genau kennen. Das ist die Heisenbergsche Unschärferelation von 1927.

Deshalb beschreibt das Orbitalmodell, das auf der Schrödinger-Gleichung von 1926 beruht, kein Teilchen auf einer Bahn. Es gibt nur an, mit welcher Wahrscheinlichkeit sich ein Elektron irgendwo aufhält. Ein Orbital ist der Raumbereich, in dem man das Elektron zu etwa 90 Prozent findet. Man zeichnet ihn als Wolke oder als Körper mit einer bestimmten Form.

Wichtig: Das Orbitalmodell ersetzt das Bohr-Modell nicht, weil Bohr falsch war, sondern weil es nur bei Wasserstoff gut passt. In der Schule nutzt du beide: das Schalenmodell, um die Anzahl der Außenelektronen zu zählen, das Orbitalmodell, um Bindungen und Formen zu verstehen.

Jedes Orbital ist durch Quantenzahlen festgelegt. Die Hauptquantenzahl n (1, 2, 3, ...) bestimmt die Schale und damit Größe und Energie. Die Nebenquantenzahl l bestimmt die Form: l = 0 ist ein s-Orbital, l = 1 ein p-Orbital, l = 2 ein d-Orbital, l = 3 ein f-Orbital. Die magnetische Quantenzahl m gibt die Ausrichtung im Raum an. Für das Elektron selbst kommt der Spin hinzu, der nur die Werte plus oder minus 1/2 annimmt.

Ein s-Orbital ist kugelförmig. Es gibt in jeder Schale genau eins. Ein p-Orbital sieht aus wie eine Hantel. Es gibt davon drei, die entlang der x-, y- und z-Achse ausgerichtet sind und gleich viel Energie haben, man nennt sie px, py und pz. Ab der dritten Schale gibt es fünf d-Orbitale mit kleeblattartiger Form, ab der vierten sieben f-Orbitale.

Das Pauli-Prinzip legt fest: In einem Orbital finden höchstens zwei Elektronen Platz, und sie haben entgegengesetzten Spin. Daraus folgt, wie viele Elektronen in jede Schale passen: In der ersten Schale zwei, in der zweiten acht, in der dritten achtzehn, in der vierten zweiunddreißig. Allgemein sind es 2 mal n hoch 2.

Die Elektronenkonfiguration zeigt, wie die Elektronen eines Atoms auf die Orbitale verteilt sind. Du schreibst sie mit dem Orbitaltyp und der Elektronenzahl als Hochzahl, zum Beispiel 1s2 für zwei Elektronen im 1s-Orbital. Zuerst bestimmst du die Elektronenzahl: Bei einem neutralen Atom ist sie gleich der Ordnungszahl.

Dann füllst du die Orbitale in der Reihenfolge ihrer Energie auf, das ist das Aufbauprinzip: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s. Beachte, dass 4s vor 3d gefüllt wird, weil es etwas energieärmer ist. Jedes Orbital nimmt höchstens zwei Elektronen auf. Bei mehreren gleichwertigen Orbitalen, etwa den drei p-Orbitalen, gilt die Hundsche Regel: Zuerst besetzt man jedes Orbital einzeln mit gleichem Spin, erst danach bildet man Paare.

Zum Schluss prüfst du die Summe: Die Hochzahlen müssen zusammen die Ordnungszahl ergeben. Für Sauerstoff mit acht Elektronen ergibt sich 1s2 2s2 2p4. Die vier Elektronen im 2p-Unterniveau verteilen sich so, dass ein p-Orbital voll ist und zwei andere je ein ungepaartes Elektron tragen.

Der erste Fehler ist, ein Orbital als Bahn zu verstehen. Ein Orbital ist ein Raumbereich mit Aufenthaltswahrscheinlichkeit. Das Elektron läuft nicht auf der Linie der Wolke entlang, sondern kann überall in diesem Bereich sein, mit unterschiedlicher Wahrscheinlichkeit.

Der zweite Fehler passiert beim Aufbauprinzip. Viele füllen 3d vor 4s, weil 3 kleiner als 4 ist. Tatsächlich hat 4s in neutralen Atomen eine etwas niedrigere Energie und wird zuerst besetzt. Ein weiterer Fehler ist die Besetzung der p-Orbitale: Erst werden alle drei einzeln besetzt, dann kommen die Paare. Wer 2p4 als zwei volle Orbitale und ein leeres schreibt, hat die Hundsche Regel nicht beachtet.

Ein dritter Fehler: Orbital und Schale werden verwechselt. Eine Schale, etwa die zweite, enthält mehrere Orbitale, nämlich ein 2s und drei 2p. Ein Orbital fasst maximal zwei Elektronen, eine Schale deutlich mehr. Rechne stets nach, ob die Summe der Hochzahlen der Ordnungszahl entspricht.

Das Orbitalmodell erklärt Dinge, die du aus dem Alltag und dem Chemieunterricht kennst. Die Anordnung des Periodensystems folgt der Orbitalbesetzung: Die Hauptgruppen links bilden den s-Block, rechts den p-Block, in der Mitte stehen die d-Metalle. Auch warum Edelgase so reaktionsträge sind, erklärt das Modell: Ihre äußeren s- und p-Orbitale sind voll besetzt.

Bindungen entstehen, wenn sich Orbitale überlappen. Die Form von Molekülen, etwa der gewinkelte Bau des Wassers, ergibt sich aus der Ausrichtung der p-Orbitale und ihrer Hybridisierung. Farbe und Magnetismus von Stoffen hängen ebenfalls von der Besetzung der d-Orbitale ab. Warum ein Eisennagel vom Magneten angezogen wird, haben die ungepaarten Elektronen in 3d zur Ursache.

Die Technik nutzt dieses Wissen: Halbleiter, LEDs und Laser beruhen auf Elektronenübergängen zwischen Energieniveaus. Moderne Chemie berechnet Orbitale am Computer, um neue Medikamente und Materialien zu entwerfen.