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Veranschaulichung der Elektronen in den einzelnen Schalen eines Atoms. Die obere Grafik zeigt das Kern-Hülle-Modell und die untere Grafik das weiterführende Schalenmodell.

Das Orbitalmodell ist eine Weiterführung des Schalenmodells (Bohrisches Atommodell), welches die meisten Schüler noch aus der Sekundarstufe I kennen oder aus den Anfängen der Oberstufe (Bild rechts). Gut auf dem Bild zu erkennen ist die Entwicklung vom Kern-Hülle-Modell zum Schalenmodell. Glaubte man damals noch die Elektronen würden einfach irgendwo in der Hülle herumschwirren, so hatte Bohr die Idee das sich die Elektronen auf bestimmten Bahnen bewegen. Die Anzahl der möglichen Elektronen in einer Schale ist begrenzt, in der ersten sind es nur 2 Elektronen und in den weiteren Schalen immer max. 8 Elektronen. Dieses Modell ist das heute bekannteste der Welt und wird vielseitig im Unterricht verwendet.

Das Orbitalmodell stellt eine Weiterentwicklung des Schalenmodells dar, so wie das Schalenmodell eine Weiterentwicklung des Kern-Hülle-Modells war. Die neue Vorstellung von der räumlichen Anordnung von Atomen ist auf die Quantenphysik zurückzuführen die sich mit den kleinsten Teilen der Welt beschäftigt. (Mit den Atomen, Quarks, Elementarteilchen etc.)

Grundlagen des Orbitalmodells

Es gibt insgesamt 3 wichtige Grundlagen, auf denen das gesamte Orbitalmodell beruht.

Der Welle-Teilchen-Dualismus der Elektronen: Man fand heraus dass sich Elektronen und andere kleine Teilchen nicht nur wie Materie verhalten können, sondern auch wie eine Welle. In der Physik beschreibt der Begriff "Welle" jedoch nichts stoffliches, vielmehr ist eine Welle in der Physik eine mathematische Darstellung einer Wahrscheinlichkeitskurfe. Diese Wahrscheinlichkeitskurfe, die die wahrscheinliche Position eines Elektrons angibt ist die gleiche wie jene Sinuskurfe, die den Impuls eines Elektrons beschreibt. Es offenbart sich also ein Zusammenhang zwischen Impuls und Ort.

Heisenbergsche Unschärferelation: Heisenberg fand heraus, dass das Ergebnis einer Messung eines Ereignisses, so wie es bei physikalischen Experimenten häufig der Fall ist, bereits das Ergebnis verfälscht. Daraus resultierte ein Universalgesetz der Quantenphysik. "Ort und Impuls eines Elektrons lassen sich nicht gleichzeitig erfassen." Misst man den Impuls eines Elektrons wird der Wert für den wahrscheinlichen Ort des Elektrons unschärfer, d.h. zunehmend ungenauer, während wenn man den Ort eines Elektrons misst, der Wert des Impulses unscharf und deswegen ungenau wird.

Schrödingergleichung: Die Schrödingergleichung besagt das man von einem Elektron oder anderen kleinen Teilchen lediglich eine Wahrscheinlichkeit der Position angeben kann. Es erweist sich also als schlichtweg unmöglich die genaue Position eines Elektrons zu bestimmen. Mann kann nur eine Wahrscheinlichkeit angeben, mit der sich das Elektron an einem bestimmten Ort aufhält. Dieser wahrscheinliche Ort ist in der Chemie das Orbital.

Wenn ihr genauer wissen wollt wie dies funktioniert lest euch den Artikel zum Doppelspalt Experiment durch.

4 Quantenzahlen zur Beschreibung eines Orbitals

Auf die Chemie übertragen beschreiben so 4 Quantenzahlen, die als Bezeichnung dienen die Position eines Orbitals.

Hauptquantenzahl: n (n = 1,2,3,4 n={natürliche Zahl}) Die Hauptquantenzahl gibt das Hauptenergieniveau an und entspricht der damaligen Schalenzuordnung {K,L,M...}

Nebenquantenzahl: L (L = 0 bis L = n - 1) Die Nebenquantenzahl gibt die Gestallt bzw. die Form des Orbiatles an. Die Tabelle veranschaulicht dies grob.

Name	ausgeschrieben	Wert von l	Aussehen
s-Orbital	sharp	l = 0	radialsymmetrisch
p-Orbital	principal	l = 1	hantelförmig in den drei Raumachsen
d-Orbital	diffuse	l = 2	gekreuzte Doppelhantel
f-Orbital	fundamental	l = 3	rosettenförmig