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2026-07-26T16:55:49Z

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{{T}}
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= Elektronenkonfiguration - Chemie =

{{BR}}
= Einleitung =

Die '''Elektronenkonfiguration''' beschreibt, wie die Elektronen eines Atoms auf [[Elektronenschale|Schalen]], Unterschalen und [[Atomorbital|Atomorbitale]] verteilt sind. Sie verbindet den Aufbau eines Atoms mit seiner Stellung im [[Periodensystem]] und mit vielen chemischen Eigenschaften. Besonders wichtig sind die Elektronen der äußersten besetzten Schale: die [[Valenzelektron|Valenzelektronen]].

Ein Orbital ist keine feste Kreisbahn. Es beschreibt einen Raumbereich, in dem sich ein Elektron mit hoher Wahrscheinlichkeit aufhält. Für den Einstieg kannst Du zunächst mit dem Schalenmodell arbeiten und danach zur genaueren Orbitalschreibweise wechseln.

[[Datei:Electron orbitals.svg|500px|rahmenlos|center]]

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=QyAXA1APmoM |500|center}}

{{BR}}
== Lernziele ==

Nach diesem aiMOOC kannst Du die Elektronenzahl eines neutralen Atoms aus der [[Ordnungszahl]] bestimmen, Elektronenkonfigurationen einfacher Atome notieren, das Aufbauprinzip sowie das Pauli-Prinzip und die Hundsche Regel anwenden, Valenzelektronen erkennen und einfache Ionenkonfigurationen erklären.

{{BR}}
= Vom Schalenmodell zum Orbitalmodell =

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== Elektronen und Ordnungszahl ==

Die Ordnungszahl <math>Z</math> gibt die Zahl der Protonen im Kern an. Ein neutrales Atom besitzt ebenso viele Elektronen wie Protonen. Natrium hat zum Beispiel die Ordnungszahl 11 und deshalb 11 Elektronen. Bei Ionen unterscheidet sich die Elektronenzahl von der Protonenzahl, weil Elektronen abgegeben oder aufgenommen wurden.

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== Schalenmodell ==

Im vereinfachten [[Schalenmodell]] werden Elektronen auf die Schalen K, L, M und N verteilt. Für die maximal mögliche Elektronenzahl einer Schale mit der Hauptquantenzahl <math>n</math> gilt:

<math>N_{\mathrm{max}} = 2n^2</math>

Für viele Schulaufgaben mit den ersten zwanzig Elementen ist die Verteilung 2, 8, 8, 2 besonders hilfreich. Sauerstoff besitzt beispielsweise die Schalenbelegung 2|6, Natrium 2|8|1 und Calcium 2|8|8|2. Das Orbitalmodell erklärt genauer, warum die Besetzung bei größeren Atomen nicht einfach Schale für Schale erfolgt.

[[Datei:Electron shell 008 Oxygen - no label.svg|400px|rahmenlos|center]]

{{BR}}
== Schalen, Unterschalen und Orbitale ==

Jede Schale enthält eine oder mehrere Unterschalen. Diese werden mit s, p, d und f bezeichnet. Eine s-Unterschale enthält ein Orbital, eine p-Unterschale drei, eine d-Unterschale fünf und eine f-Unterschale sieben Orbitale. Da jedes Orbital höchstens zwei Elektronen aufnehmen kann, ergeben sich die folgenden Kapazitäten:

{| class="wikitable" style="margin:auto"
! Unterschale
! Zahl der Orbitale
! Maximale Elektronenzahl
|-
| s
| 1
| 2
|-
| p
| 3
| 6
|-
| d
| 5
| 10
|-
| f
| 7
| 14
|}

[[Datei:Orbitale s px py pz.svg|500px|rahmenlos|center]]

Ein s-Orbital wird meist kugelförmig dargestellt. Die drei p-Orbitale sind hantelförmig und unterschiedlich im Raum ausgerichtet. Solche Bilder zeigen Aufenthaltswahrscheinlichkeiten, keine harten Begrenzungsflächen.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=lZlX7ff73Jw |500|center}}

{{BR}}
= Regeln der Orbitalbesetzung =

{{BR}}
== Aufbauprinzip ==

Im Grundzustand werden zunächst die energetisch günstigeren Orbitale besetzt. Die für Schulaufgaben wichtigste Reihenfolge lautet:

<math>1s \rightarrow 2s \rightarrow 2p \rightarrow 3s \rightarrow 3p \rightarrow 4s \rightarrow 3d \rightarrow 4p \rightarrow 5s</math>

Dabei wird das 4s-Orbital bei neutralen Atomen vor dem 3d-Orbital besetzt. Das Diagonalschema hilft Dir, die Reihenfolge abzulesen.

[[Datei:Atomic orbital energy levels de.svg|500px|rahmenlos|center]]

[[Datei:Atomic orbital diagonal rule.svg|500px|rahmenlos|center]]

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== Pauli-Prinzip ==

Nach dem [[Pauli-Prinzip]] können sich in einem Orbital höchstens zwei Elektronen befinden. Sie müssen entgegengesetzten Spin besitzen. In der Kästchenschreibweise werden sie deshalb als zwei entgegengesetzte Pfeile dargestellt: ↑↓.

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== Hundsche Regel ==

Gleichwertige Orbitale derselben Unterschale werden zuerst einzeln mit Elektronen gleichen Spins besetzt. Erst danach werden Elektronen gepaart. Für eine p-Unterschale mit vier Elektronen ergibt sich daher:

<math>\mathrm{p^4:}\quad [\uparrow\downarrow]\,[\uparrow]\,[\uparrow]</math>

Diese Verteilung ist energetisch günstiger als eine vorzeitige Paarung.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=fcuo5E_I_AE |500|center}}

{{BR}}
= Elektronenkonfigurationen schreiben =

{{BR}}
== Bedeutung der Schreibweise ==

In <math>3p^5</math> bezeichnet die 3 die Hauptschale, p die Unterschale und die hochgestellte 5 die Zahl der Elektronen in dieser Unterschale. Die Summe aller hochgestellten Zahlen muss bei einem neutralen Atom der Ordnungszahl entsprechen.

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== Vorgehen ==

# [[Ordnungszahl bestimmen]]: Ermittle die Zahl der Elektronen.
# [[Besetzungsreihenfolge nutzen]]: Beginne mit dem energetisch niedrigsten Orbital.
# [[Kapazitäten beachten]]: Verteile höchstens 2 Elektronen auf s, 6 auf p, 10 auf d und 14 auf f.
# [[Elektronenzahl prüfen]]: Addiere am Ende alle Exponenten.
# [[Valenzelektronen erkennen]]: Betrachte bei Hauptgruppenelementen die Elektronen der äußersten besetzten Schale.

{{BR}}
== Beispiele ==

{| class="wikitable" style="margin:auto"
! Element
! Ordnungszahl
! Elektronenkonfiguration
! Schalenbelegung
|-
| [[Wasserstoff]]
| 1
| <math>1s^1</math>
| 1
|-
| [[Helium]]
| 2
| <math>1s^2</math>
| 2
|-
| [[Kohlenstoff]]
| 6
| <math>1s^2\,2s^2\,2p^2</math>
| 2, 4
|-
| [[Sauerstoff]]
| 8
| <math>1s^2\,2s^2\,2p^4</math>
| 2, 6
|-
| [[Natrium]]
| 11
| <math>1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1</math>
| 2, 8, 1
|-
| [[Chlor]]
| 17
| <math>1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5</math>
| 2, 8, 7
|-
| [[Calcium]]
| 20
| <math>1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^2</math>
| 2, 8, 8, 2
|}

[[Datei:Electron configuration diagrams from H to Ne.svg|600px|rahmenlos|center]]

[[Datei:Electron configuration sodium.svg|350px|rahmenlos|center]]

[[Datei:Electron configuration chlorine.svg|350px|rahmenlos|center]]

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== Edelgasschreibweise ==

Voll besetzte innere Schalen können durch das Symbol des vorherigen [[Edelgas|Edelgases]] abgekürzt werden. Natrium wird so als <math>[\mathrm{Ne}]\,3s^1</math> geschrieben. Für Chlor gilt <math>[\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^5</math>, für Calcium <math>[\mathrm{Ar}]\,4s^2</math>. Die eckige Klammer steht für die vollständige Elektronenkonfiguration des genannten Edelgases.

{{BR}}
= Elektronenkonfiguration und Periodensystem =

Das Periodensystem ist eng mit der Elektronenkonfiguration verbunden. Die Periodennummer entspricht der höchsten besetzten Hauptschale. Bei Hauptgruppenelementen lässt sich aus der Gruppe die Zahl der Valenzelektronen ableiten. Der zuletzt besetzte Unterschalentyp bestimmt den s-, p-, d- oder f-Block.

[[Datei:Periodic table blocks spdf (32 column).svg|700px|rahmenlos|center]]

{| class="wikitable" style="margin:auto"
! Bereich
! Typische Endung
! Bedeutung
|-
| s-Block
| <math>ns^1</math> oder <math>ns^2</math>
| Die äußersten Elektronen besetzen eine s-Unterschale.
|-
| p-Block
| <math>ns^2\,np^1</math> bis <math>ns^2\,np^6</math>
| Die p-Unterschale wird aufgefüllt.
|-
| d-Block
| <math>(n-1)d^1</math> bis <math>(n-1)d^{10}</math>
| Die d-Unterschale der vorherigen Hauptschale wird aufgefüllt.
|-
| f-Block
| <math>(n-2)f^1</math> bis <math>(n-2)f^{14}</math>
| Eine f-Unterschale wird aufgefüllt.
|}

{{BR}}
== Valenzelektronen und Reaktivität ==

Atome mit gleicher Zahl an Valenzelektronen zeigen häufig ähnliche chemische Eigenschaften. Alkalimetalle besitzen ein Valenzelektron und geben es meist leicht ab. Halogene besitzen sieben Valenzelektronen und nehmen häufig ein Elektron auf. Edelgase besitzen eine voll besetzte Außenschale und sind deshalb besonders reaktionsträge.

{{BR}}
= Elektronenkonfiguration von Ionen =

Ein positiv geladenes [[Ion|Kation]] entsteht durch Elektronenabgabe, ein negativ geladenes [[Ion|Anion]] durch Elektronenaufnahme. Natrium gibt sein 3s-Elektron ab:

<math>\mathrm{Na:}\ [Ne]\,3s^1 \rightarrow \mathrm{Na^+:}\ [Ne]</math>

Chlor nimmt ein Elektron auf:

<math>\mathrm{Cl:}\ [Ne]\,3s^2\,3p^5 \rightarrow \mathrm{Cl^-:}\ [Ar]</math>

Beide Ionen besitzen danach eine Edelgaskonfiguration. Bei Übergangsmetallen werden bei der Ionenbildung zuerst die Elektronen der äußersten Hauptschale entfernt. Beim Eisen werden daher die 4s-Elektronen vor den 3d-Elektronen abgegeben.

[[Datei:NaCl Formation Lewis.svg|500px|rahmenlos|center]]

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=2_9tC-mYs0k |500|center}}

{{BR}}
= Besonderheiten und Grenzen =

Das Aufbauprinzip liefert für viele Atome die richtige Grundkonfiguration, besitzt aber Ausnahmen. Zwei bekannte Beispiele sind Chrom mit <math>[\mathrm{Ar}]\,3d^5\,4s^1</math> und Kupfer mit <math>[\mathrm{Ar}]\,3d^{10}\,4s^1</math>. Halb oder vollständig besetzte d-Unterschalen sind hier besonders günstig.

Modelle vereinfachen die Wirklichkeit. Elektronen bewegen sich nicht auf gezeichneten Bahnen, und Orbitalflächen sind Wahrscheinlichkeitsdarstellungen. Für Schulaufgaben genügt meist die angegebene Besetzungsreihenfolge; in der Quantenchemie werden Energie, Spin und Wechselwirkungen noch genauer beschrieben.

[[Datei:Electron Configuration Table.jpg|600px|rahmenlos|center]]

{{BR}}
= Interaktive Aufgaben =

{{BR}}
== Quiz: Teste Dein Wissen ==

{{MC}}

'''Was beschreibt die Elektronenkonfiguration?'''
(Die Verteilung der Elektronen auf Schalen und Orbitale)
(!Die Verteilung der Protonen im Atomkern)
(!Die Masse eines einzelnen Elektrons)
(!Die Zahl der Neutronen in einem Isotop)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wie viele Elektronen passen höchstens in ein Orbital?'''
(Zwei)
(!Eines)
(!Vier)
(!Acht)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Unterschale kann maximal sechs Elektronen aufnehmen?'''
(p)
(!s)
(!d)
(!f)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welches Orbital wird nach dem 3p-Orbital besetzt?'''
(4s)
(!3d)
(!4p)
(!5s)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Regel fordert zunächst die Einzelbesetzung gleichwertiger Orbitale?'''
(Hundsche Regel)
(!Pauli-Prinzip)
(!Oktettregel)
(!Massenerhaltung)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wie lautet die Elektronenkonfiguration von Helium?'''
(1s2)
(!1s1)
(!2s2)
(!1s2 2s1)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wie viele Elektronen besitzt ein neutrales Natriumatom?'''
(Elf)
(!Zehn)
(!Zwölf)
(!Siebzehn)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Kurzschreibweise gehört zu Natrium?'''
(Ne 3s1)
(!Ar 4s1)
(!He 2s2)
(!Ne 3p1)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Was entsteht, wenn ein Atom Elektronen abgibt?'''
(Ein Kation)
(!Ein Anion)
(!Ein Neutron)
(!Ein Isotop)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welcher Block des Periodensystems wird durch das Auffüllen von d-Unterschalen gebildet?'''
(d-Block)
(!s-Block)
(!p-Block)
(!f-Block)

{{E}}
<br>

{{BR}}
== Memory ==

<div class="memo-quiz">
{|
|-
| Aufbauprinzip || Energiearme Orbitale zuerst
|-
| Pauli-Prinzip || Höchstens zwei Elektronen je Orbital
|-
| Hundsche Regel || Erst Einzelbesetzung gleichwertiger Orbitale
|-
| Valenzelektron || Elektron der äußersten besetzten Schale
|-
| Kation || Positiv geladenes Ion
|-
| Anion || Negativ geladenes Ion
|-
| s-Unterschale || Ein Orbital
|-
| p-Unterschale || Drei Orbitale
|}
{{E}}
<br>

{{BR}}
== Drag and Drop ==

<div class="lueckentext-quiz">

{| class="wikitable"
! Ordne die richtigen Begriffe zu.
! Elektronenkonfiguration
|-
| '''Aufbauprinzip'''
| Besetzung nach steigender Energie
|-
| '''Pauli-Prinzip'''
| Gegenläufiger Spin im selben Orbital
|-
| '''Hundsche Regel'''
| Einzelbesetzung vor Paarung
|-
| '''Edelgasschreibweise'''
| Abkürzung innerer Elektronenschalen
|-
| '''Valenzschale'''
| Äußerste besetzte Hauptschale

|}
{{E}}

<br>
Ordne anschließend für ein selbst gewähltes Hauptgruppenelement die Begriffe Ordnungszahl, Elektronenzahl, Valenzschale und Edelgaskonfiguration in einer eigenen Übersicht zu.
<br />

{{BR}}
== Kreuzworträtsel ==

<div class="kreuzwort-quiz">
{|
|-
| Orbital || Wie heißt ein Raumbereich mit hoher Aufenthaltswahrscheinlichkeit für ein Elektron?
|-
| Valenzelektron || Wie heißt ein Elektron der äußersten besetzten Schale?
|-
| Edelgas || Welche Elementgruppe besitzt eine voll besetzte Außenschale?
|-
| Aufbauprinzip || Welche Regel verlangt die Besetzung energiearmer Orbitale zuerst?
|-
| Pauli || Welcher Name gehört zum Prinzip mit höchstens zwei Elektronen je Orbital?
|-
| Hundregel || Welche Regel verlangt die Einzelbesetzung gleichwertiger Orbitale?
|}
{{E}}
<br>

{{BR}}
== LearningApps ==

<iframe> https://learningapps.org/index.php?s=Elektronenkonfiguration+-+Chemie </iframe>

{{BR}}
== Lückentext ==

<quiz display=simple>
{'''Vervollständige den Text.'''<br>
|type="{}"}
Die Verteilung der Elektronen in einem Atom heißt { Elektronenkonfiguration }. Bei einem neutralen Atom entspricht die Elektronenzahl der { Ordnungszahl }. Ein Orbital kann höchstens { zwei } Elektronen aufnehmen. Die energetisch günstigsten Orbitale werden nach dem { Aufbauprinzip } zuerst besetzt. Gleichwertige Orbitale werden nach der { Hundschen Regel } zunächst einzeln besetzt. Die s-Unterschale enthält genau ein { Orbital }. Die äußersten besetzten Elektronen heißen { Valenzelektronen }. Ein positiv geladenes Ion wird als { Kation } bezeichnet. Die Kurzschreibweise mit einem Edelgassymbol heißt { Edelgasschreibweise }. Der zuletzt aufgefüllte Unterschalentyp bestimmt den { Block } im Periodensystem.
</quiz>

<br>

{{BR}}
= Offene Aufgaben =

{{BR}}
=== Leicht ===

# [[Schalenmodell zeichnen]]: Zeichne die Schalenbelegung von Sauerstoff, Natrium und Calcium und markiere jeweils die Valenzelektronen.
# [[Elektronenzahlen prüfen]]: Wähle fünf Elemente aus den ersten drei Perioden und kontrolliere, ob die Summe der Exponenten ihrer Elektronenkonfiguration zur Ordnungszahl passt.
# [[Orbital-Karten]]: Gestalte vier Lernkarten zu s-, p-, d- und f-Unterschalen mit Orbitalzahl und maximaler Elektronenzahl.
# [[Periodensystem markieren]]: Kennzeichne in einer Kopie des Periodensystems den s-Block und den p-Block und erläutere die Farbwahl.

{{BR}}
=== Standard ===

# [[Kästchenschema erstellen]]: Zeichne für Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff die Orbitalbelegung und wende die Hundsche Regel sichtbar an.
# [[Edelgasschreibweise vergleichen]]: Stelle die vollständige und die verkürzte Elektronenkonfiguration von Natrium, Chlor und Calcium gegenüber.
# [[Ionenmodell bauen]]: Erstelle mit Papierkreisen oder digitalen Symbolen ein Modell für die Bildung von Natrium- und Chlorid-Ionen.
# [[Erklärvideo planen]]: Produziere ein ein- bis zweiminütiges Lernvideo, in dem Du die Konfiguration eines selbst gewählten Hauptgruppenelements herleitest.

{{BR}}
=== Schwer ===

# [[Fehleranalyse Elektronenkonfiguration]]: Erfinde drei typische Fehlkonfigurationen und erkläre jeweils, welche Besetzungsregel verletzt wurde.
# [[Übergangsmetalle untersuchen]]: Vergleiche die Elektronenkonfigurationen von Eisen, Eisen zwei plus und Eisen drei plus und begründe die Reihenfolge der Elektronenabgabe.
# [[Ausnahmen recherchieren]]: Untersuche Chrom und Kupfer und entwickle eine anschauliche Erklärung für ihre besonderen Grundkonfigurationen.
# [[Modellkritik Atommodell]]: Vergleiche Schalenmodell und Orbitalmodell in einem Poster oder Podcast und bewerte Nutzen und Grenzen beider Modelle.

{{:Offene Aufgabe - MOOC erstellen}}

{{BR}}
= Lernkontrolle =

# [[Unbekanntes Element bestimmen]]: Ein neutrales Atom besitzt die Konfiguration <math>1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^4</math>. Bestimme Element, Periode, Block und Zahl der Valenzelektronen und begründe jeden Schritt.
# [[Reaktivität erklären]]: Vergleiche Natrium und Neon mithilfe ihrer Elektronenkonfigurationen und leite daraus ihre unterschiedliche Reaktivität ab.
# [[Ionenkonfiguration übertragen]]: Erkläre, warum Magnesiumionen und Oxidionen dieselbe Elektronenzahl besitzen, obwohl sie aus verschiedenen Elementen entstehen.
# [[Regeln anwenden]]: Prüfe das Kästchenschema <math>2p^4:[\uparrow\downarrow][\uparrow\downarrow][\,]</math> und korrigiere es unter Anwendung der Hundschen Regel.
# [[Periodensystem deuten]]: Begründe, warum der p-Block sechs Spalten und der d-Block zehn Spalten umfasst.
# [[Modellgrenzen beurteilen]]: Erkläre, weshalb die Aussage Elektronen kreisen auf festen Bahnen für das Orbitalmodell ungeeignet ist.

<br>
<br>

{{BR}}
= Lernnachweis =

Für einen Lernnachweis solltest Du zeigen, dass Du Elektronenzahlen aus Ordnungszahlen ableiten, Schalen- und Orbitalschreibweisen unterscheiden, die Besetzungsreihenfolge anwenden, Elektronenkonfigurationen kontrollieren, Valenzelektronen im Periodensystem erkennen, einfache Ionen bilden und Deine Ergebnisse fachsprachlich begründen kannst. Ein geeigneter Lernnachweis verbindet eine schriftliche Herleitung mit einem Kästchenschema, einer kurzen Erklärung zur Stellung im Periodensystem und einer Transferaufgabe zur Ionenbildung.

<br>
<br>

{{BR}}
= OERs zum Thema =

<iframe> https://de.m.wikipedia.org/wiki/Elektronenkonfiguration </iframe>

<br>

{{BR}}
= Verknüpfte Lernbereiche =

{| align=center
{{:D-Tab}}
'''[[Elektronenkonfiguration]]'''
# [[Atombau]]
# [[Atomorbital]]
# [[Schalenmodell]]
# [[Periodensystem]]
# [[Valenzelektron]]
# [[Chemische Bindung]]
# [[Ionenbindung]]
# [[Quantenchemie]]
|}

[[Kategorie:Chemie]]
[[Kategorie:Atombau]]
[[Kategorie:Periodensystem]]
[[Kategorie:Elektronenkonfiguration]]
[[Kategorie:Sekundarstufe I]]
[[Kategorie:Sekundarstufe II]]
[[Kategorie:Schule]]
[[Kategorie:Interaktive Aufgabe]]

{{BR}}
= aiMOOC-Projekte =
[[Kategorie:AI_MOOC]] [[Kategorie:GPT aiMOOC]]
{{MT}}

Elektronenkonfiguration - Chemie - Versionsgeschichte

Glanz: aiMOOC über GPT aiMOOC Action erstellt