Orbital

Was ist ein Orbital?

Ein Orbital ist eine räumliche Darstellung des Ortes, an dem sich ein Elektron um ein oder mehrere Atomkerne aufhalten kann. Die Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons im Orbital beträgt etwa 90 %. Der Aufenthaltsraum wird durch die Form des jeweiligen Orbitals beschrieben.

Die Orbitale sind ein wesentlicher Bestandteil des Orbitalmodells , welches eine Erweiterung zum Schalenmodell darstellt. Denn die Elektronen bewegen sich nicht in festen Kreisen um den Atomkern, sondern in dreidimensionalen Strukturen — den sogenannten Orbitalen. Ähnlich zum Schalenmodell steigt auch das Energieniveau der Orbitale von Periode zu Periode.

Orbitale sind bezüglich ihrer räumlichen Form symmetrisch und können maximal zwei Elektronen aufnehmen. Die beiden Elektronen in einem Orbital unterscheiden sich in ihrem Spin.

Je mehr Elektronen ein Atom hat, desto mehr Orbitale benötigt es also, um die Elektronen zu verteilen.

Orbitale Arten

Die Elektronen eines Atoms sind auf mehrere Orbitale aufgeteilt, die sich hauptsächlich in ihrer Form unterscheiden. Die Anzahl der Atomorbitale nimmt mit steigender Elektronenanzahl zu.

s Orbital

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Das einfachste Orbital ist ein s-Orbital. s-Orbitale sind kugelsymmetrisch.

Pro Energieniveau, das bedeutet pro Periode, hat ein Atom ein s-Orbital. Die s-Orbitale sowie alle anderen Orbitale kennzeichnest du entsprechend ihrer Energieniveaus bzw. Periode.

Zum Beispiel stehen Wasserstoff (H) und Helium (He) in der ersten Periode. Das Elektron im Wasserstoff bzw. die beiden Elektronen des Heliumatoms befinden sich in einem s-Orbital. Demnach nennst du es 1s-Orbital. Das Element Lithium (Li) steht dagegen in der zweiten Periode und verteilt seine drei Elektronen in zwei verschiedene Orbitale. Das 1s- und das 2s-Orbital.

p Orbital

Auf die s-Orbitale folgen die p-Orbitale. Ein p-Orbital ist hantelförmig.

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p-Orbitale werden erst in der zweiten Periode ab dem Element Bor (B) mit Elektronen besetzt. Die Atome der Elemente von Wasserstoff (H) bis Beryllium (Be) besitzen dagegen nur s-Orbitale.

Ab Bor gilt: Pro Energieniveau, also pro Periode, hat ein Atom drei p-Orbitale. Sie unterscheiden sich in ihrer räumlichen Ausrichtung (Achsen). Deswegen nennst du sie:

• x-Achse: p_x-Orbital
• y-Achse: p_y-Orbital
• z-Achse: p_z-Orbital

Dabei stehen die drei p-Orbitale jeweils senkrecht aufeinander.

d Orbitale

Die d-Orbitale folgen auf die p-Orbitale. d-Orbitale sind rosettenförmig.

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Es gibt fünf verschiedene d-Orbitale. Sie sind im Periodensystem vor allem für die Nebengruppenelemente wichtig.

Orbitalbesetzung

Für die Besetzung von Orbitalen eines Atoms gibt es drei wichtige Regeln:

1. Du besetzt freie Orbitale in energetischer Reihenfolge, also von niedriger zu hoher Energie. Die Reihenfolge wird im Madelung-Schema beschrieben.
   
   
2. Pauli-Prinzip : Die Elektronen, die sich in einem Orbital befinden, müssen sich in ihrem Spin unterscheiden. Dadurch, dass es zwei Orientierungen des Elektronenspins gibt, kann ein Orbital maximal zwei Elektronen aufnehmen. Die Richtung des Spins kennzeichnest du mit einem Pfeil nach oben oder unten.
   
   
3. HUNDsche Regel : Orbitale, die energetisch gleich sind, werden zunächst alle einfach mit einem Elektron besetzt. Erst wenn alle energetisch gleichen Orbitale einfach besetzt sind, wird ein Orbital mit einem zweiten Elektron gefüllt.
   

Beispiel Orbitalbesetzung

Betrachten wir für die Besetzungsregeln der Orbitale ein Beispiel, das Kohlenstoffatom (C). Dafür findest du hier den relevanten Teil des Madelung-Schemas.

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Das Kohlenstoffatom hat sechs Elektronen. Demnach brauchst du mindestens drei Orbitale, um die sechs Elektronen zu verteilen.

Wie du im Schema siehst, beginnst du bei dem 1s-Orbital. Das besetzt du direkt mit zwei Elektronen, da es kein weiteres energiegleiches Orbital gibt. Die Spins der Elektronen sind jedoch unterschiedlich. Wenn das 1s-Orbital gefüllt ist, ist das 2s-Orbital das energetisch höherliegende. Auch hier kannst du wie bei dem 1s-Orbital vorgehen: Besetzung mit zwei Elektronen (unterschiedlicher Spin). Somit hast du schon vier Elektronen verteilt.

Auf das 2s-Orbital folgen die 2p-Orbitale. Hier gehst du jetzt leicht verändert vor: Da die p-Orbitale (x, y, z) energetisch gleich sind, besetzt du zwei von drei jeweils mit einem Elektron. Beispielsweise das p_x– und das p_y-Orbital. 

Nun hast du alle Elektronen nach den drei Regeln richtig verteilt.

Darstellung Orbitalbesetzung

Du kannst die Besetzung der verschiedenen Orbitale allgemein auf zwei Weisen darstellen. Du unterscheidest zwischen der Elektronenkonfiguration und der Kästchenschreibweise.

Elektronenkonfiguration

Bei der Elektronenkonfiguration schreibst du zunächst die besetzten Orbitale in energetischer Reihenfolge auf und fügst die Anzahl der Elektronen im jeweiligen Orbital in den Exponenten ein. Für das Beispiel (C) lautet die Elektronenkonfiguration: 1s² 2s² 2p²

Du siehst, dass die energiegleichen Orbitale (p_x,p_y,p_z) zusammengefasst werden.

Kästchenschreibweise

Die Kästchenschreibweise ist eine grafische Darstellung der Orbitalbesetzung. Dabei steht ein Kästchen für ein Orbital. Die Elektronen werden anhand ihres Spins in Form von Pfeilen dargestellt. Zusätzlich wird auch die Energie die Orbitale durch eine vertikale Achse berücksichtigt. Für das Kohlenstoffatom sieht die Kästchenschreibweise folgendermaßen aus:

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Du siehst, dass hier die einfache Besetzung der energiegleichen p-Orbitale anschaulich dargestellt wird.

Orbitalmodell

Du hast jetzt die Grundlagen der Orbitale kennengelernt. Wenn du mehr über sie und ihre Eigenschaften wissen willst, schau dir unser Video zum Orbitalmodell an!