Das Orbitalmodell ist ein quantenmechanisches Atommodell.
Es wurde entwickelt, da sich einige Eigenschaften oder Verhaltensweisen von Molekülen nicht mit dem Bohrschen Atommodell erklären lassen. Dazu stellt man sich die Elektronen nicht mehr als um den Kern kreisende Teilchen vor, sondern als Teilchen, die sich in einem dreidimensionalen Körper (Orbital) bewegen.
Grundlage zur Beschreibung jedes Elektrons ist die Quantelung (Zerteilung) der Elektronen in vier Quantenzahlen (Hauptquantenzahl, Nebenquantenzahl, Magnetquantenzahl und Spinquantenzahl). Mit diesen vier Zahlen lässt sich jedes Elektron in einem Atom genau beschreiben. Es gibt in einem Atom keine zwei Elektronen, die in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen.
Sie entspricht im Lewis-Bild den Schalen, auf denen die Elektronen mit unterschiedlichem Kernabstand kreisen und kann die Werte n=1,2,3... annehmen. Die Hauptquantenzahl n=1 entspricht der K-Schale, n=2 der L-Schale usw. (vergleichbar mit den Perioden im Periodensystem).
Mit steigender Hauptquantenzahl werden die Abstände zum Kern immer größer, die Form der Orbitale bleibt jedoch unverändert.
Sie beschreibt die Gestalt der Orbitale und kann Werte von 0 bis n-1 annehmen. Für Elektronen mit der Hauptquantenzahl n=1 ist somit nur die Nebenquantenzahl l=0 möglich, für n=2 sind schon l=0 und l=1 mögliche Nebenquantenzahlen.
Orbitale der Form l=0 werden s-Orbitale genannt und sind immer kugelförmig. Orbitale der Form l=1 heißen p-Orbitale und besitzen eine Hantelform, die in die Raumrichtung, die im Index des Orbitals angegeben ist (z.B. px, py, pz), ausgerichtet ist. l=2 sind d-Orbitale und l=3 f-Orbitale.
Je nachdem, welcher Hauptquantenzahl ein s-Orbital zugeordnet wird, wird es 1s, 2s, 3s (usw.) Orbital genannt. Die Hauptquantenzahl wird immer als Zahl vor die Nebenquantenzahl gestellt. So kann es beispielsweise 1s, 2s oder 2p heißen.
Für jedes Elektron kann in der Quantenchemie eine eigene Funktion definiert werden. Wie man anhand der p-Orbitale erkennen kann, besitzen die entsprechenden Funktionen hier einen Nulldurchgang. Das bedeutet zum einen, dass die Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons an diesem Punkt gleich null ist, zum anderen bedeutet es eine Änderung des Vorzeichens der Funktion. Später werden wir noch sehen, dass für eine chemische Bindung die Gleichheit der Vorzeichen von großer Bedeutung ist, da sonst eine Abstoßung der Orbitale entsteht.
Außer den s-Orbitalen können alle Orbitale im Raum unterschiedlich ausgerichtet werden. Die räumliche Ausrichtung der Orbitale wird mit der Magnetquantenzahl ml beschrieben. Sie kann Werte von -l (l steht hierbei für die Nebenquantenzahl l) über 0 bis +l besitzen. Ein Beispiel hierfür sind die p-Orbitale, die sowohl auf der x-, y-, oder z-Achse liegen können. Da p-Orbitale erst ab der zweiten Periode (n=2) ausgebildet werden können, ist die Nebenquantenzahl 1 und ml kann die Werte -1, 0, 1 annehmen, was dann die Richtung der p-Orbitale darstellt. Sie werden dann mit px, py oder pz bezeichnet.
Elektronen drehen sich permanent um sich selbst. Sie besitzen eine Eigenrotation, die auch Spin genannt wird. In jedem Orbital können sich maximal 2 Elektronen befinden. Dies ist aber nur möglich, indem sie mit unterschiedlichem Spin rotieren. In einem Orbital können sich niemals zwei Elektronen mit gleichem Spin befinden. Diese Regel wird Pauli-Prinzip genannt. Der Elektronenspin wird oftmals mit einem Pfeil nach oben oder unten abgekürzt (↑oder↓).