Atome bestehen aus einem schweren Kern, der von leichten Elektronen umgeben ist. Das Verhalten der Elektronen richtet sich nach den Regeln der Quantenmechanik. Diese Regeln ermöglichen es Elektronen, bestimmte Regionen, die Orbitale genannt werden, zu besetzen. Die Wechselwirkungen der Atome erfolgen fast ausschließlich über ihre äußersten Elektronen, daher wird die Form dieser Orbitale sehr wichtig. Wenn beispielsweise Atome nebeneinander gebracht werden und sich ihre äußersten Orbitale überlappen, können sie eine starke chemische Bindung herstellen; Daher ist ein gewisses Wissen über die Form der Orbitale wichtig, um atomare Wechselwirkungen zu verstehen.
Quantenzahlen und Orbitale
Physiker fanden es praktisch, die Eigenschaften von Elektronen in einem Atom mit Kurzform zu beschreiben. Die Abkürzung ist in Quantenzahlen ausgedrückt; diese Zahlen können nur ganze Zahlen sein, keine Brüche. Die Hauptquantenzahl n hängt mit der Energie des Elektrons zusammen; dann gibt es noch die Bahnquantenzahl l und die Drehimpulsquantenzahl m. Es gibt andere Quantenzahlen, die jedoch nicht direkt mit der Form der Orbitale zusammenhängen. Orbitale sind keine Umlaufbahnen im Sinne von Bahnen um den Kern; Stattdessen stellen sie die Positionen dar, an denen das Elektron am wahrscheinlichsten zu finden ist.
S-Orbitale
Für jeden Wert von n gibt es ein Orbital, bei dem sowohl l als auch m gleich Null sind. Diese Orbitale sind Kugeln. Je höher der Wert von n ist, desto größer ist die Kugel – das heißt, desto wahrscheinlicher ist es, dass sich das Elektron weiter vom Kern entfernt befindet. Die Kugeln sind nicht überall gleich dicht; sie sind eher wie verschachtelte Muscheln. Aus historischen Gründen wird dies als s-Orbital bezeichnet. Aufgrund der Regeln der Quantenmechanik müssen die Elektronen mit der niedrigsten Energie mit n=1 sowohl l als auch m gleich Null haben, sodass das einzige Orbital, das für n=1 existiert, das s-Orbital ist. Das s-Orbital existiert auch für jeden anderen Wert von n.
P-Orbitale
Wenn n größer als eins ist, eröffnen sich mehr Möglichkeiten. L, die Orbitalquantenzahl, kann einen beliebigen Wert bis zu n-1 annehmen. Wenn l gleich eins ist, wird das Orbital als p-Orbital bezeichnet. P-Orbitale sehen aus wie Hanteln. Für jedes l geht m in Einser-Schritten von positivem zu negativem l. Für n=2, l=1 kann m also gleich 1, 0 oder -1 sein. Das bedeutet, dass es drei Versionen des p-Orbitals gibt: eine mit der Hantel nach oben und unten, eine andere mit der Hantel von links nach rechts und eine andere mit der Hantel im rechten Winkel zu den beiden anderen. P-Orbitale existieren für alle Hauptquantenzahlen größer als eins, obwohl sie eine zusätzliche Struktur haben, wenn n größer wird.
D-Orbitale
Wenn n=3, dann kann l gleich 2 sein, und wenn l=2, kann m gleich 2, 1, 0, -1 und -2 sein. Die l=2 Orbitale werden d-Orbitale genannt, und es gibt fünf verschiedene, die den unterschiedlichen Werten von m entsprechen. Das n=3, l=2, m=0 Orbital sieht auch aus wie eine Hantel, aber mit einem Donut in der Mitte. Die anderen vier d-Orbitale sehen aus wie vier Eier, die an den Enden in einem quadratischen Muster gestapelt sind. Bei den verschiedenen Versionen zeigen die Eier nur in unterschiedliche Richtungen.
F-Orbitale
Die n=4, l=3 Orbitale werden f-Orbitale genannt und sind schwer zu beschreiben. Sie haben mehrere komplexe Funktionen. Zum Beispiel ist n=4, l=3, m=0; m=1; und m=-1 Orbitale sind wieder wie Hanteln geformt, aber jetzt mit zwei Donuts zwischen den Enden der Hantel. Die anderen m-Werte sehen aus wie ein Bündel von acht Ballons, bei denen alle Knoten in der Mitte zusammengebunden sind.
Visualisierungen
Die Mathematik der Elektronenorbitale ist ziemlich komplex, aber es gibt viele Online-Ressourcen, die grafische Darstellungen der verschiedenen Orbitale bieten. Diese Werkzeuge sind sehr hilfreich, um das Verhalten von Elektronen um Atome herum zu visualisieren.