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Eine Orbitalbelegung ist umso stabiler, je höher die Symmetrie ist, die daraus resultieren kann. Im Klartext heißt dies, dass gänzlich gefüllten oder gänzlich geleerten Orbitalen eine besondere Stabilität zukommen muss. Nach der Hundschen Regel werden zunächst alle Plätze eines Niveaus einfach mit Elektronen belegt, und erst wenn ein Orbital keine leeren Niveaus mehr aufweist, erfolgt die Komplettierung mit einem zweiten Elektron. Daraus folgert, dass es auch einen Orbitalzustand gibt, bei welchem alle Plätze mit einem Elektron befüllt werden - d.h. halbbesetzt sind. Auch solche halbbesetzten Orbitale haben eine gewisse Symmetrie und damit Stabilität. Die stabilste Elektronenanordnung überhaupt stellt ein befülltes 1s-Orbital (Helium-Schale) dar. Die nächst beständigere Anordnung sind komplettierte p-Orbitale (ns2 np6-Konfigurationen), die Grundzustände der EDELGASE. Etwas weniger inert sind komplettierte d-Orbitale (ns2 md10-Konfiguration, m=n-1), deren Stabilität dadurch zum Ausdruck kommt, dass sie den edelsten Metallen im Grundzustand zueigen ist (Palladium und Platin). In Anwesenheit komplettierter d- und f-Orbitale nimmt mit steigender Schalen-Nummer (Hauptquantenzahl) auch die Stabilität der s-Schale zu, wenn teilbesetzte p-Orbitale zugegen sind. Dadurch erklärt sich, warum innerhalb der Hauptgruppen-Elemente die niedrigeren Oxidationsstufen bei den schweren Homologen stabiler sind, und umgekehrt auch die Stabilität hoher Oxidationsstufen (komplette Leerung der s- und p-Orbitale) bei den Startgliedern der Hauptgruppen. Demgemäß sind Orbitalbelegungen immer dann besonders INSTABIL, wenn ihnen nur ein einzelnes Elektron zum Erreichen eines energetisch günstigen (voll-, teil- oder unbesetzen) Orbitalzustandes fehlt. Je stabiler dieser zu erreichende Zustand ist, desto reaktiver ist das Teilchen im Endeffekt. Die bekanntesten Beispiel hierfür sind die Alkalimetalle und Halogene (ein Elektron zuviel bzw. zuwenig, um eine Edelgaskonfiguration, ns2 np6 zu erreichen). Damit erklärt sich aber auch, warum z.B. manche Ionen von Übergangselementen (d-Block) sich relativ leicht oxideren oder reduzieren lassen, während wiederum andere Ionen inerter gegüber Redox-Prozessen sind. Ein Beispiel wäre das Eisen(III)-Ion; welches eine d5-Konfiguration besitzt. (Auch das Mangan(II)-Ion ist ähnlich stabil; auch dieses besitzt jene d5-Konfiguration). Umgekehrt sind die Metalle Mangan (4s2 3d5) und Eisen (4s2 3d6) stark bestrebt, durch Elektronenabgabe den stabilen d5-Zustand zu erreichen (4s0 3d5). Daher sind diese beiden Metalle auch so unedel, vergleicht man sie mit den Nachbarelementen Chrom bzw. Kobalt.