Das Orbitalmodell

Obwohl das Bohrsche Atommodell mit der Quantisierung schon Züge der Quantenmechanik hatte, stellte sich Bohr die Elektronen noch als winzige Kügelchen vor, die einen festen Ort und eine feste Geschwindigkeit haben. Dieses Modell ist nach heutiger Erkenntnis falsch.

Quantenmechanisch kann man den Elektronen nur einen verschmierten Bereich zuordnen, in denen man sie finden kann. Dieser Erkenntnis trägt das Orbitalmodell Rechnung. Obwohl sich der Name des Orbitalmodells von "Orbit"="Bahn" herleitet, gibt man es hier völlig auf, den Elektronen Bahnen zuzuordnen.

Die Elektronenhülle eines einzelnen Atoms ist, wenn es nicht von außen gestört wird, kugelförmig. Es gibt keine Richtung, in der sich die Elektronen bevorzugt aufhalten. Dennoch kann man die Elektronen in Klassen einteilen, die bestimmte Eigenschaften haben. Solche Klassen sind die Orbitale. Die Elektronen der Atomhülle werden nach ihrer Rotation um den Kern und ihrer örtlichen Lage sortiert.

Hauptschalen

In den Kapiteln Schalenmodell und Valenzbindungen habe ich schon erwähnt, dass die Elektronen in Schalen um den Kern liegen. Diese Sicht wird durch das Orbitalmodell verfeinert. In jeder Hauptschale können sich mehrere verschiedene Orbitale befinden. Je weiter außen die Schale liegt, desto mehr unterschiedliche Orbitale können aufgenommen werden. So kann die erste Schale nur ein S-Orbital aufnehmen. Die zweite Schale fasst ein S-Orbital und drei P-Orbitale. Bei der dritten Schale kommen fünf D-Orbitale dazu u.s.f.

Quantenzahlen

In welchem Orbital sich ein Elektron aufhält gibt man in Form von Quantenzahlen an. Die Hauptquantenzahl gibt dabei die Nummer der Hauptschale an, in der sich das Elektron befindet. Die Nebenquantenzahl wird auch Drehimpuls-Quantenzahl genannt und gibt den Drehimpuls des Elektrons an. Eine Drehimpuls-Quantenzahl von Null entspricht einem s-Orbital. Ein Drehimpuls-Quant hat das p-Orbital und das d-Orbital hat zwei Drehimpuls-Quanten.

Nur zwei Elektronen pro Orbital

In jedes der erwähnten Orbitale passen genau zwei Elektronen. Das liegt daran, dass nach dem sogenannten Pauliprinzip zwei Elektronen immer durch mindestens eine Eigenschaft unterscheidbar sein müssen. Die Orbitale geben aber schon alle möglichen Bewegungseigenschaften der Elektronen an. Als weitere Eigenschaft bleibt nur noch der Elektronenspin, der nur zwei Werte annehmen kann.

So erklären sich die unterschiedlichen Bindungszahlen der Atome, wie ich sie im Kapitel über die Valenzbindungen beschrieben habe. Jedes nur halb besetzte Orbital stellt eine solche Bindung dar. So hat das Wasserstoffatom H- genau ein Elektron, womit nur ein Orbital (ein S-Orbital) halb besetzt ist. Das Sauerstoffatom -O- hat acht Elektronen. Zwei davon befinden sich in dem S-Orbital der untersten Elektronenschale. Diese Schale hat nur ein S-Orbital, die weiteren sechs Elektronen müssen also in die nächste, zweite Schale ausweichen. Hier belegen die ersten beiden Elektronen das S-Orbital. Die Verbleibenden vier könen sich auf drei P-Orbitale aufteilen. Dabei wird ein Orbital ganz gefüllt, die anderen beiden nur halb.

Wasser H-O-H kann nun entstehen, indem die halb gefüllten P-Orbitale des Sauerstoffs mit dem halb vollen S-Orbital je eines Wasserstoffatoms verschmelzen. Die verschmolzenen Bindungsorbitale sind gefüllt und damit sehr stabil.

 

Letzte Änderung: 29.10.2001