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Das Schalenmodell und das quantenmechanische Orbitalmodell strukturieren die Elektronenhülle in diskrete Energieniveaus. Die Quantenzahlen (n, l, m, s) und die Besetzungsregeln (Pauli, Hund, Energieminimum) erklären den Aufbau der Orbitale und die Elektronenkonfiguration. Die Valenzelektronen der äußersten Schale bestimmen die chemische Reaktivität, die über Symbole und Summenformeln präzise dargestellt wird.
Das Schalenmodell ist eine vereinfachte, aber für den MedAT essenzielle Vorstellung der Atomhülle. Man kann sich das Atom wie eine Zwiebel vorstellen: Der Kern sitzt im Zentrum, und die Elektronen bewegen sich auf konzentrischen Schalen um ihn herum. Jede Schale entspricht einem bestimmten Energieniveau. Je weiter eine Schale vom Kern entfernt ist, desto energiereicher sind die Elektronen, die sich dort aufhalten.
Die Schalen werden von innen nach außen mit Zahlen (Hauptquantenzahl n = 1, 2, 3...) oder Buchstaben (K, L, M, N...) bezeichnet. Die Kapazität einer Schale ist begrenzt. Die maximale Anzahl an Elektronen, die eine Schale aufnehmen kann, lässt sich mit der Formel 2n² berechnen. Demnach passen in die K-Schale (n=1) maximal 2 Elektronen, in die L-Schale (n=2) 8 Elektronen und in die M-Schale (n=3) theoretisch 18 Elektronen.
Besonders wichtig für die Chemie sind die Elektronen auf der äußersten Schale, die sogenannten Valenzelektronen. Die äußerste Schale selbst wird als Valenzschale bezeichnet. Diese Elektronen sind für die Ausbildung chemischer Bindungen verantwortlich. Atome streben in der Regel danach, ihre Valenzschale voll zu besetzen (meist 8 Elektronen), was als Oktettregel oder Edelgaskonfiguration bezeichnet wird.
Das Schalenmodell nach Bohr ist eine hilfreiche Vereinfachung, stößt jedoch bei der Erklärung vieler Beobachtungen an Grenzen. Im modernen quantenmechanischen Atommodell werden Elektronen nicht mehr als Teilchen auf festen Bahnen betrachtet, sondern ihre Aufenthaltswahrscheinlichkeit wird durch Orbitale beschrieben. Orbitale sind durch vier Quantenzahlen charakterisiert: Die Hauptquantenzahl n (ganze positive Zahlen 1,2,3...) bestimmt das Energieniveau und den durchschnittlichen Abstand vom Kern (entspricht den Schalen K, L, M, N...). Die Nebenquantenzahl l (Werte 0 bis n-1) gibt die Form des Orbitals an. Die Magnetquantenzahl m (ganzzahlig von -l bis +l) beschreibt die räumliche Orientierung. Die Spinquantenzahl s (+½ oder -½) steht für den Eigendrehimpuls des Elektrons, dargestellt als Pfeil ↑ oder ↓. Einprägsam: „nmls“.
Die Nebenquantenzahl l legt die Orbitalform fest: l=0 entspricht einem s-Orbital (kugelsymmetrisch, ein Orbital), l=1 einem p-Orbital (hantelförmig, drei Orbitale: m = -1,0,+1), l=2 einem d-Orbital (gekreuzte Doppelhantel, fünf Orbitale) und l=3 einem f-Orbital (rosettenförmig, sieben Orbitale). Die Anzahl der Orbitale pro Typ beträgt allgemein 2l+1. Jedes Orbital kann maximal 2 Elektronen aufnehmen, die sich in ihrer Spinquantenzahl unterscheiden müssen (Pauli-Prinzip).
Beim Auffüllen der Orbitale mit Elektronen gelten drei wichtige Regeln: 1. Energieminimum-Prinzip: Es werden stets die energetisch tiefstliegenden Orbitale zuerst besetzt. 2. Hundsche Regel: Energetisch gleichwertige Orbitale (z. B. die drei p-Orbitale) werden zunächst einfach mit parallelem Spin besetzt, bevor eine Doppelbesetzung stattfindet. 3. Pauli-Prinzip: Keine zwei Elektronen eines Atoms dürfen in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen; daher besetzen maximal zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin (↑↓) dasselbe Orbital.
Die Besetzung der Orbitale gibt man als Elektronenkonfiguration an, z. B. 1s² 2s² 2p⁶. Die erste Zahl steht für die Hauptquantenzahl n, der Buchstabe für das Orbital (s, p, d, f) und die Hochzahl für die Anzahl der Elektronen in diesen Orbitalen. Für grössere Atome kürzt man die Konfiguration ab, indem man das jeweils vorangehende Edelgas in eckige Klammern setzt, z. B. [Ne] 3s². Die energetische Reihenfolge der Orbitale lautet: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, … (Merkhilfe: bei gleicher Summe n+l wird das kleinere n zuerst besetzt). Die Kenntnis dieser Regeln ist essenziell, um den Aufbau des Periodensystems und das chemische Verhalten der Elemente zu verstehen.
Um chemische Sachverhalte kurz und präzise zu notieren, nutzen wir chemische Symbole. Ein Symbol besteht aus einem Großbuchstaben (z. B. C für Kohlenstoff) oder einem Groß- und einem Kleinbuchstaben (z. B. Na für Natrium). Die Ordnungszahl (Anzahl der Protonen) wird dabei links unten, die Massenzahl (Protonen + Neutronen) links oben am Symbol notiert.
Die Formelschreibweise (Summenformel) gibt an, aus welchen Elementen eine Verbindung besteht und in welchem Zahlenverhältnis diese zueinander stehen. Eine kleine Zahl rechts unten neben einem Symbol, der sogenannte Index, gibt die Anzahl der jeweiligen Atome in einem Molekül an. Steht dort keine Zahl, ist die '1' implizit gemeint (z. B. besteht H₂O aus zwei Wasserstoffatomen und einem Sauerstoffatom).
Klammern in Summenformeln werden verwendet, um Gruppen von Atomen zusammenzufassen, die als Einheit fungieren. Ein Index außerhalb der Klammer bezieht sich auf alle Atome innerhalb der Klammer. In Al₂(SO₄)₃ befinden sich also 2 Aluminiumatome, 3 Schwefelatome und 12 Sauerstoffatome (3 mal 4).
