Obwohl das Bohrsche Atommodell mit der Quantisierung schon Züge der Quantenmechanik hatte, stellte sich Bohr die Elektronen zu der Zeit noch als winzige Kügelchen vor, die einen festen Ort und eine feste Geschwindigkeit haben. Dieses Modell stellte sich sehr bald als falsch heraus.
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 Atomkern und ihrer örtlichen Lage sortiert.
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.
In welchem Orbital sich ein Elektron aufhält gibt man mit Hilfe 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. Orbitale mit drei Drehimpuls-Quanten heißen f-Orbitale. weitere Orbitale werden nach dem Alphabet g,h,... durchnummeriert.
In jedes der erwähnten Orbitale passen genau zwei Elektronen. Das liegt daran, dass nach dem Pauli-Prinzip 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 
genau ein Elektron,
womit nur ein Orbital (ein s-Orbital) halb besetzt ist.
Das Sauerstoffatom 
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.
(Mehr Informationen über die Anzahl der einzelnen Orbitale gibt es
auf der Seite zum Drehimpuls.)
Wasser 
kann nun entstehen,
indem die halb gefüllten
p-Orbitale des Sauerstoffs mit dem halb vollen s-Orbital je eines
Wasserstoffatoms verschmelzen. Die verschmolzenen Bindungsorbitale
(Molekülorbitale)
sind gefüllt und damit sehr stabil.
Die hier genannte klassifizierung ist sinnvoll, wenn der Drehimpuls der Elektronen eine Erhaltungsgröße ist. In chemischen Bindungen ist das nicht immer der Fall. Dort werden oft Hybridorbitale betrachtet.
Was versteht man unter Aufenthaltswahrscheinlichkeit?
Bewegen sich die Elektronen im Orbital?
Warum verschmelzen die Elektronen nicht mit dem Atomkern?
Woher haben die Orbitale ihre Bezeichnungen?
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Letzte Änderung: 21.10.2005