Orbitaldiagramm erstellen
Orbitaldiagramme in Kästchenschreibweise für jedes Element und Ion, von Sauerstoff bis Eisen, Chrom und Fe³⁺, mit Kästchen in Besetzungsreihenfolge, Pfeilen nach der Hundschen Regel und der Elektronenkonfiguration darunter. Für den Chemieunterricht.
Orbitaldiagramm: Beispiele
Vier Orbitaldiagramme: Sauerstoff mit seinen zwei ungepaarten 2p-Elektronen, Eisen mit vier ungepaarten 3d-Elektronen, Chrom mit erwarteter und tatsächlicher Besetzung übereinander und ein einfaches Stickstoffdiagramm zur Hundschen Regel. Jedes Bild stammt aus dem Prompt daneben; ein Klick setzt genau diesen Prompt ins Eingabefeld oben.
Orbitaldiagramm zeichnen: Schwefel Schritt für Schritt
Das beschriftete Bild zeigt Schwefel mit 16 Elektronen, die Energie steigt nach oben. Mit denselben vier Schritten entsteht das Orbitaldiagramm jedes Atoms.
- 1
Elektronen zählen
Schwefel hat die Ordnungszahl 16, also 16 Pfeile; bei einem Ion die Ladung abziehen oder addieren.
- 2
Kästchen nach dem Aufbauprinzip füllen
1s, 2s, 2p, 3s, 3p von unten nach oben, zwei entgegengesetzte Pfeile pro Kästchen (Pauli).
- 3
3p-Elektronen zuerst verteilen
Ein Pfeil in jedes 3p-Kästchen, erst der vierte paart sich im ersten Kästchen (Hundsche Regel).
- 4
Konfiguration notieren
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ oder [Ne] 3s² 3p⁴, mit 2 ungepaarten Elektronen.
![Ausnahme im Orbitaldiagramm von Chrom: erwartet [Ar] 4s2 3d4 mit vier ungepaarten Elektronen, tatsächlich [Ar] 4s1 3d5 mit sechs](/imgs/examples/topic-diagrams/orbital-diagram-3.webp)
Warum das Orbitaldiagramm von Chrom aus der Reihe fällt
Nach der Besetzungsreihenfolge hätte Chrom [Ar] 4s² 3d⁴. Im gemessenen Grundzustand rückt ein Elektron nach oben, und beide Unterschalen sind halb besetzt.
- 1
Erwartet: 4 ungepaart
4s trägt ein Paar, vier der fünf 3d-Kästchen je einen Pfeil; das fünfte bleibt leer.
- 2
Tatsächlich: 6 ungepaart
Ein 4s-Elektron wechselt nach 3d: [Ar] 4s¹ 3d⁵, alle sechs Pfeile einzeln und parallel.
- 3
Kupfer macht es genauso
[Ar] 4s¹ 3d¹⁰ statt 4s² 3d⁹: eine volle 3d-Unterschale schlägt ein volles 4s-Kästchen.
Orbitaldiagramme Element für Element, mit dem Aufbauschema
Die Diagramme der Elemente, nach denen am häufigsten gesucht wird, zusammengefasst, wo sich das Pfeilmuster wiederholt. Jeder Eintrag nennt die Elektronenzahl, die Kästchen, die Lage der Pfeile und die Zahl der ungepaarten Elektronen.
Orbitaldiagramm von Wasserstoff, Helium, Lithium und Beryllium
Die kleinsten Diagramme und der richtige Ort für das Pauli-Prinzip. Wasserstoff (1): 1s¹, ein Pfeil nach oben in einem Kästchen. Helium (2): 1s², ein Pfeil nach oben und einer nach unten im selben Kästchen. Lithium (3): 1s² 2s¹, das erste Atom mit einer zweiten Schale, 1 ungepaart. Beryllium (4): 1s² 2s², alle Pfeile gepaart.
Orbitaldiagramm von Stickstoff
7 Elektronen: 1s² 2s² 2p³. Paare in 1s und 2s, dann je ein Pfeil nach oben in den drei 2p-Kästchen und keine Paarung, denn nach der Hundschen Regel wird jedes Kästchen einer Unterschale zuerst einfach besetzt. 3 ungepaarte Elektronen: Die halb besetzte 2p-Unterschale erklärt, warum die erste Ionisierungsenergie von Stickstoff höher ist als die von Sauerstoff.
Orbitaldiagramm von Sauerstoff
8 Elektronen: 1s² 2s² 2p⁴. Das vierte 2p-Elektron muss sich paaren, also enthält das erste 2p-Kästchen ↑↓ und die beiden anderen je einen Pfeil: 2 ungepaarte Elektronen. Die Abstoßung in diesem einen gepaarten Kästchen erklärt, warum Sauerstoff ein Elektron leichter abgibt als Stickstoff.
Orbitaldiagramm von Kohlenstoff
6 Elektronen: 1s² 2s² 2p². Die beiden 2p-Elektronen sitzen in getrennten Kästchen mit parallelem Spin, 2 ungepaart, nie gepaart in einem Kästchen. Ein Diagramm, das ein 2s-Elektron nach 2p anhebt und vier Einzelpfeile zeigt, ist der angeregte Zustand des Kohlenstoffs, gezeichnet zur Erklärung der sp³-Hybridisierung, nicht sein Orbitaldiagramm im Grundzustand.
Orbitaldiagramm von Bor, Aluminium und Silicium
Bor (5): 1s² 2s² 2p¹, ein Pfeil im ersten 2p-Kästchen und zwei leere 2p-Kästchen. Aluminium (13): [Ne] 3s² 3p¹, dasselbe Muster eine Periode tiefer. Silicium (14): [Ne] 3s² 3p², zwei einzelne 3p-Pfeile wie bei Kohlenstoff. Die leeren p-Kästchen gehören mit ins Bild: Eine p-Unterschale hat drei Kästchen, ob sie besetzt sind oder nicht.
Orbitaldiagramm von Schwefel und Phosphor
Eine Periode unter Sauerstoff und Stickstoff, mit demselben äußeren Muster nach einem vollen Neon-Kern. Phosphor (15): [Ne] 3s² 3p³, drei einzelne 3p-Pfeile, 3 ungepaart. Schwefel (16): [Ne] 3s² 3p⁴, ein 3p-Paar und zwei Einzelpfeile, 2 ungepaart. Das vollständige Diagramm zeigt darunter die zehn Rumpfelektronen in 1s, 2s und 2p.
Orbitaldiagramm von Chlor, Fluor und Brom
Halogenen fehlt ein Elektron zur vollen p-Unterschale, ns² np⁵. Fluor (9): 1s² 2s² 2p⁵. Chlor (17): [Ne] 3s² 3p⁵. Brom (35): [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁵, mit voller 3d-Unterschale zwischen 4s und 4p. Jeweils tragen zwei p-Kästchen ein Paar und das dritte einen Pfeil: 1 ungepaartes Elektron.
Orbitaldiagramm von Natrium, Magnesium, Kalium und Calcium
Natrium (11): [Ne] 3s¹, ein Pfeil in 3s. Magnesium (12): [Ne] 3s², gepaart, keine ungepaarten Elektronen. Kalium (19): [Ar] 4s¹ und Calcium (20): [Ar] 4s². Keines von beiden hat 3d-Kästchen: 4s liegt bis zum Scandium unter 3d, deshalb geht das 19. Elektron nach 4s und nicht nach 3d.
Orbitaldiagramm von Eisen
26 Elektronen: [Ar] 4s² 3d⁶. 4s ist gepaart; in die fünf 3d-Kästchen kommen die ersten fünf Elektronen einzeln, das sechste paart sich im ersten Kästchen: 4 ungepaarte Elektronen, Eisenatome sind also paramagnetisch. Fe²⁺ ist [Ar] 3d⁶, die beiden 4s-Elektronen gehen zuerst, weiterhin 4 ungepaart; Fe³⁺ ist [Ar] 3d⁵, ein Pfeil in jedem 3d-Kästchen, 5 ungepaart.
Orbitaldiagramm von Chrom und Kupfer
Die beiden Ausnahmen der ersten Übergangsreihe. Chrom (24): [Ar] 4s¹ 3d⁵ statt 4s² 3d⁴, sechs Einzelpfeile. Kupfer (29): [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ statt 4s² 3d⁹, eine volle 3d-Unterschale und 1 ungepaartes Elektron. Wer die Ausnahme nennt, bekommt die gemessene Besetzung; wer erwartete und tatsächliche zusammen anfragt, bekommt die zwei Zeilen des Chrom-Beispiels oben.
Orbitaldiagramm von Titan, Mangan, Cobalt, Nickel und Zink
Nach 4s erhalten die 3d-Kästchen erst je einen Pfeil, bevor sich Paare bilden. Titan (22): [Ar] 4s² 3d², 2 ungepaart. Mangan (25): [Ar] 4s² 3d⁵, 5 ungepaart. Cobalt (27): [Ar] 4s² 3d⁷, 3 ungepaart. Nickel (28): [Ar] 4s² 3d⁸, 2 ungepaart. Zink (30): [Ar] 4s² 3d¹⁰, keines, Zink ist also diamagnetisch.
Orbitaldiagramm von Neon und Argon
Edelgase füllen jedes Kästchen, das sie haben. Neon (10): 1s² 2s² 2p⁶, fünf Kästchen und zehn gepaarte Pfeile. Argon (18): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶, neun Kästchen, alle gepaart. Ohne ungepaarte Elektronen sind beide diamagnetisch, und ihre Konfigurationen werden zu den Kernen [Ne] und [Ar], mit denen die verkürzten Diagramme der folgenden Elemente beginnen.
Aufbauschema (Besetzungsreihenfolge)
Kein einzelnes Atom, sondern die Reihenfolge, in der jedes Atom besetzt wird: die Unterschalen zeilenweise nach Schalen geschrieben (1s; 2s 2p; 3s 3p 3d; 4s 4p 4d 4f …) und von Diagonalpfeilen gekreuzt, die 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s ergeben. Dahinter steht die n + l-Regel (Madelung-Regel): Kleineres n + l wird zuerst besetzt, bei Gleichstand das kleinere n, deshalb kommt 4s (4 + 0) vor 3d (3 + 2).
Energieniveauschema der Orbitale
Dieselben Kästchen, aber entlang einer Energieachse übereinander statt in einer Reihe, wie im Schwefel-Bild oben: jede Unterschale auf ihrer eigenen Höhe, die drei p- oder fünf d-Kästchen nebeneinander auf einer Stufe, weil sie entartet sind. Diese Fassung zeigt, warum 4s bei Kalium unter 3d liegt und wie weit die letzte besetzte und die erste leere Unterschale auseinanderliegen.
Orbitalbesetzung und ungepaarte Elektronen, Wasserstoff bis Brom
Grundzustandskonfigurationen wie in Lehrbüchern der Allgemeinen Chemie, mit den Pfeilen der zuletzt besetzten Unterschale (□ ist ein leeres Kästchen). Die Zahl der ungepaarten Elektronen ist die Zahl der Einzelpfeile im ganzen Diagramm.
| Element | Elektronen | Verkürzte Konfiguration | Kästchen der letzten Unterschale | Ungepaarte Elektronen |
|---|---|---|---|---|
| H | 1 | 1s¹ | 1s: ↑ | 1 |
| He | 2 | 1s² | 1s: ↑↓ | 0 |
| Li | 3 | [He] 2s¹ | 2s: ↑ | 1 |
| B | 5 | [He] 2s² 2p¹ | 2p: ↑ □ □ | 1 |
| C | 6 | [He] 2s² 2p² | 2p: ↑ ↑ □ | 2 |
| N | 7 | [He] 2s² 2p³ | 2p: ↑ ↑ ↑ | 3 |
| O | 8 | [He] 2s² 2p⁴ | 2p: ↑↓ ↑ ↑ | 2 |
| F | 9 | [He] 2s² 2p⁵ | 2p: ↑↓ ↑↓ ↑ | 1 |
| Ne | 10 | [He] 2s² 2p⁶ | 2p: ↑↓ ↑↓ ↑↓ | 0 |
| Na | 11 | [Ne] 3s¹ | 3s: ↑ | 1 |
| Mg | 12 | [Ne] 3s² | 3s: ↑↓ | 0 |
| Al | 13 | [Ne] 3s² 3p¹ | 3p: ↑ □ □ | 1 |
| Si | 14 | [Ne] 3s² 3p² | 3p: ↑ ↑ □ | 2 |
| P | 15 | [Ne] 3s² 3p³ | 3p: ↑ ↑ ↑ | 3 |
| S | 16 | [Ne] 3s² 3p⁴ | 3p: ↑↓ ↑ ↑ | 2 |
| Cl | 17 | [Ne] 3s² 3p⁵ | 3p: ↑↓ ↑↓ ↑ | 1 |
| Ar | 18 | [Ne] 3s² 3p⁶ | 3p: ↑↓ ↑↓ ↑↓ | 0 |
| K | 19 | [Ar] 4s¹ | 4s: ↑ | 1 |
| Ca | 20 | [Ar] 4s² | 4s: ↑↓ | 0 |
| Ti | 22 | [Ar] 4s² 3d² | 3d: ↑ ↑ □ □ □ | 2 |
| Cr | 24 | [Ar] 4s¹ 3d⁵ (Ausnahme) | 4s: ↑, 3d: ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ | 6 |
| Mn | 25 | [Ar] 4s² 3d⁵ | 3d: ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ | 5 |
| Fe | 26 | [Ar] 4s² 3d⁶ | 3d: ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ | 4 |
| Co | 27 | [Ar] 4s² 3d⁷ | 3d: ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ | 3 |
| Ni | 28 | [Ar] 4s² 3d⁸ | 3d: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ | 2 |
| Cu | 29 | [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ (Ausnahme) | 4s: ↑, 3d: fünf Paare | 1 |
| Zn | 30 | [Ar] 4s² 3d¹⁰ | 3d: fünf Paare | 0 |
| Br | 35 | [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁵ | 4p: ↑↓ ↑↓ ↑ | 1 |
Scandium bis Zink besetzen 3d nach 4s, und nur Chrom und Kupfer tanzen aus der Reihe. Scandium ([Ar] 4s² 3d¹, 1 ungepaart) und Vanadium ([Ar] 4s² 3d³, 3 ungepaart) folgen dem Muster. Bei einem Kation werden die Elektronen zuerst aus dem höchsten n entfernt: Cu⁺ und Zn²⁺ sind beide [Ar] 3d¹⁰.
Orbitaldiagramm, Elektronenkonfiguration und Bohrsches Atommodell
Alle drei beschreiben dieselben Elektronen. Die Elektronenkonfiguration schreibt sie als Textzeile (1s² 2s² 2p⁴), das Orbitaldiagramm zeichnet jedes Orbital mit seinen Pfeilen, und das Bohrsche Atommodell zeigt nur Schalen als Ringe, ohne Unterschalen und ohne Spin. Die Kästchenschreibweise ist die Form aus Kästchen und Pfeilen, und die meisten Kurse verwenden sie als anderen Namen für das Orbitaldiagramm.
| Orbitaldiagramm | Elektronenkonfiguration | Bohrsches Atommodell | |
|---|---|---|---|
| Was es zeigt | Jedes Orbital als Kästchen, jedes Elektron als Pfeil | Unterschalen mit hochgestellter Elektronenzahl | Schalen als Ringe, Elektronen als Punkte |
| Sauerstoff | 1s ↑↓, 2s ↑↓, 2p ↑↓ ↑ ↑ | 1s² 2s² 2p⁴ oder [He] 2s² 2p⁴ | 2 Punkte auf dem ersten Ring, 6 auf dem zweiten |
| Spin | Durch Pfeile nach oben und unten dargestellt | Nicht dargestellt | Nicht dargestellt |
| Ungepaarte Elektronen | Einzelpfeile zählen | Mit der Hundschen Regel erschließen | Nicht ablesbar |
| Unterschalen (s, p, d) | Gruppen aus 1, 3 und 5 Kästchen | Geschrieben als 1s, 2p, 3d … | Keine, nur Schalen |
| Im Vergleich zum MO-Diagramm | Ein Atom; ein MO-Diagramm setzt die Orbitale zweier Atome in die Außenspalten und kombiniert sie | Moleküle erhalten stattdessen MO-Konfigurationen, geschrieben σ2s² σ*2s² … | Keine Entsprechung für Moleküle |
Das Orbitaldiagramm zeichnen, wenn es um Spin oder Magnetismus geht. „Wie viele ungepaarte Elektronen hat Eisen?“ verlangt die fünf ausgezeichneten 3d-Kästchen; „Wie lautet die Elektronenkonfiguration von Eisen?“ verlangt nur [Ar] 4s² 3d⁶.
Was ist ein Orbitaldiagramm?
Ein Orbitaldiagramm (auch Kästchenschreibweise oder Kästchenschema genannt) zeigt, wo die Elektronen eines Atoms sitzen: ein Kästchen oder Strich pro Orbital, gruppiert zu Unterschalen (1s, 2s, 2p, 3s …) in Besetzungsreihenfolge, jedes Elektron als Halbpfeil, dessen Richtung für seinen Spin steht. Es enthält dieselbe Zählung wie die Elektronenkonfiguration, 1s² 2s² 2p⁴ bei Sauerstoff, und dazu, was die Konfiguration verschweigt: welche Orbitale ein Paar enthalten und welche ein einzelnes, ungepaartes Elektron.
Kernfakten
- Drei Regeln setzen jeden Pfeil. Aufbauprinzip: zuerst die energieärmste Unterschale füllen. Pauli-Prinzip: höchstens zwei Elektronen pro Orbital, mit entgegengesetztem Spin. Hundsche Regel: In energiegleichen Orbitalen kommt erst in jedes ein Elektron, alle mit gleichem Spin, bevor sich Paare bilden.
- 4s wird vor 3d besetzt und auch vor 3d geleert. Kalium und Calcium legen ihre äußeren Elektronen in 4s, mit Scandium beginnt 3d. Bildet ein Übergangsmetall ein Kation, gibt es zuerst die 4s-Elektronen ab: Fe ist [Ar] 4s² 3d⁶, Fe²⁺ ist [Ar] 3d⁶.
- s-, p-, d- und f-Unterschalen haben 1, 3, 5 und 7 Orbitale. Eine s-Unterschale fasst also 2 Elektronen, p 6, d 10 und f 14, und deshalb sind die Blöcke des Periodensystems 2, 6, 10 und 14 Elemente breit.
- Ungepaarte Elektronen machen ein Atom paramagnetisch. Man zählt die Einzelpfeile: Stickstoff hat 3, Sauerstoff 2, Eisen 4, Chrom 6. Ein Atom mit ausschließlich gepaarten Pfeilen, etwa Neon oder Zink, ist diamagnetisch.
- Chrom und Kupfer durchbrechen die einfache Reihenfolge. Cr ist [Ar] 4s¹ 3d⁵ und Cu ist [Ar] 4s¹ 3d¹⁰: Eine halb oder ganz besetzte 3d-Unterschale liegt energetisch tiefer als die Konfiguration, die die Besetzungsreihenfolge vorhersagt. Molybdän und Silber direkt darunter tun dasselbe mit 5s und 4d.
Fragen zum Orbitaldiagramm
Wie zeichnet man ein Orbitaldiagramm?
Elektronen zählen, die Unterschalen in Besetzungsreihenfolge (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d …) mit einem Kästchen pro Orbital zeichnen und die Kästchen von unten füllen: zwei entgegengesetzte Pfeile pro Kästchen und ein Pfeil in jedes Kästchen einer p- oder d-Unterschale, bevor sich eines davon paart. Aufhören, wenn die Pfeile der Ordnungszahl entsprechen, die Konfiguration darunter schreiben und die Einzelpfeile zählen, um die ungepaarten Elektronen zu erhalten.
Was ist die Kästchenschreibweise?
Die Kästchenschreibweise ist die Elektronenkonfiguration als Kästchen oder Striche, eines pro Orbital und mit seiner Unterschale beschriftet, jedes Elektron als Pfeil nach oben oder unten. Sauerstoff in Kästchenschreibweise ist 1s ↑↓, 2s ↑↓, 2p ↑↓ ↑ ↑. Lehrbücher, die den Begriff verwenden, reservieren „Elektronenkonfiguration“ oder „spdf-Schreibweise“ für die geschriebene Form 1s² 2s² 2p⁴.
Was ist der Unterschied zwischen Orbitaldiagramm und Elektronenkonfiguration?
Die Elektronenkonfiguration sagt, wie viele Elektronen jede Unterschale enthält; das Orbitaldiagramm zeigt zusätzlich, wie sie darin verteilt sind. Beide ergeben 2p⁴ für Sauerstoff, aber nur das Diagramm zeigt ein gepaartes 2p-Orbital und zwei mit je einem Elektron, und daher kommen die 2 ungepaarten Elektronen des Sauerstoffs.
Was ist ein Aufbauschema?
Ein Aufbauschema ist die Übersicht der Reihenfolge, in der die Unterschalen besetzt werden: die Unterschalen zeilenweise nach Schalen geschrieben und von Diagonalpfeilen gekreuzt, gelesen 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s und so weiter. Es folgt der n + l-Regel. Es ist das Werkzeug, mit dem man ein Orbitaldiagramm aufbaut, kein Diagramm eines bestimmten Atoms.
Warum wird 4s vor 3d besetzt?
Weil 4s bei Kalium und Calcium energetisch unter 3d liegt: Sein n + l ist 4, bei 3d dagegen 5. Sobald 3d ab Scandium besetzt wird, sinken die 3d-Orbitale unter 4s, und deshalb verlieren Kationen der Übergangsmetalle zuerst ihre 4s-Elektronen: Fe²⁺ ist [Ar] 3d⁶, nicht [Ar] 4s² 3d⁴.
Warum sind Chrom und Kupfer Ausnahmen?
Eine halb oder ganz besetzte 3d-Unterschale ist stabiler als die Konfiguration, die die Besetzungsreihenfolge vorhersagt, deshalb wechselt ein 4s-Elektron nach 3d. Chrom ist [Ar] 4s¹ 3d⁵ statt 4s² 3d⁴, Kupfer [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ statt 4s² 3d⁹. Die Energien von 4s und 3d liegen dort so nah beieinander, dass die zusätzliche Stabilität der parallelen 3d-Spins den Ausschlag gibt.
Wie viele ungepaarte Elektronen hat Eisen?
Vier. Eisen ist [Ar] 4s² 3d⁶: 4s ist gepaart, und von den sechs 3d-Elektronen gehen die ersten fünf in getrennte Kästchen, das sechste paart sich mit einem davon, sodass vier Einzelpfeile bleiben. Fe³⁺, [Ar] 3d⁵, hat fünf, eines in jedem 3d-Kästchen.
Wie zeichnet man das Orbitaldiagramm eines Ions?
Vom Diagramm des neutralen Atoms ausgehen und je nach Ladung Pfeile hinzufügen oder entfernen. Anionen nehmen die zusätzlichen Elektronen im nächsten freien Kästchen auf: Cl⁻ ist [Ne] 3s² 3p⁶. Kationen verlieren sie zuerst aus dem höchsten n, Übergangsmetalle also 4s vor 3d: Fe³⁺ ist [Ar] 3d⁵, fünf Einzelpfeile und kein 4s-Kästchen.
Was zeigt ein Orbitaldiagramm der Valenzelektronen?
Nur die äußere Schale: die s- und p-Kästchen des höchsten n, der Rumpf als Edelgassymbol. Bei Schwefel ist das [Ne], gefolgt von 3s ↑↓ und 3p ↑↓ ↑ ↑, seine 6 Valenzelektronen und 2 ungepaarten. Bei Übergangsmetallen werden die 3d-Kästchen meist mitgezeichnet, weil diese Elektronen an Bindungen beteiligt sind.
Warum zeigen die beiden Pfeile in einem Kästchen in entgegengesetzte Richtungen?
Wegen des Pauli-Prinzips: Zwei Elektronen im selben Orbital müssen entgegengesetzten Spin haben, +½ und −½, gezeichnet als ein Pfeil nach oben und einer nach unten. Kein Orbital kann ein drittes Elektron aufnehmen, ein Kästchen enthält also nie mehr als zwei Pfeile.
Quellen
- 5.17: Hund's Rule and Orbital Filling Diagrams, Introductory Chemistry (CK-12) — LibreTexts
- Orbital Diagrams, General Chemistry — Chemistry Steps
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