Dieses Quiz als Battle spielen: Deutsch, Klasse 9-10, G-Niveau

Das Orbitalmodell - Chemie

Einleitung

Das Orbitalmodell beschreibt die Atomhülle mit den Regeln der Quantenmechanik. Es ersetzt die Vorstellung, Elektronen würden den Atomkern auf festen Kreisbahnen umfliegen. Stattdessen beschreibt ein Atomorbital einen möglichen Zustand eines Elektrons und seine räumliche Aufenthaltswahrscheinlichkeit.

Du lernst in diesem aiMOOC, wie Orbitale dargestellt werden, welche Bedeutung die vier Quantenzahlen haben und wie Elektronen nach Aufbauprinzip, Pauli-Prinzip und Hundscher Regel verteilt werden. Danach kannst Du einfache Elektronenkonfigurationen aufstellen und Zusammenhänge zum Periodensystem und zu chemischen Bindungen erklären.

Wichtig: Die farbigen Flächen oder Wolken sind keine festen Hüllen. Sie veranschaulichen Bereiche unterschiedlicher Aufenthaltswahrscheinlichkeit. Farben können außerdem das Vorzeichen beziehungsweise die Phase der Wellenfunktion kennzeichnen.

Lernziele

Nach der Bearbeitung kannst Du:

Orbitale von klassischen Elektronenbahnen unterscheiden.
Quantenzahlen benennen und ihre Bedeutung erklären.
Die Formen und Kapazitäten von s-, p-, d- und f-Unterschalen zuordnen.
Elektronen mit Aufbauprinzip, Pauli-Prinzip und Hundscher Regel verteilen.
Einfache Elektronenkonfigurationen und Kästchenschemata erstellen.
Verbindungen zwischen Orbitalbesetzung, Periodensystem und chemischen Eigenschaften herstellen.

Vom Schalenmodell zum Orbitalmodell

Das anschauliche, aber begrenzte Bahnmodell

Im Bohrschen Atommodell werden Elektronen bestimmten Schalen mit festen Energien zugeordnet. Dieses Modell erklärt einige Beobachtungen am Wasserstoffatom und ist für einen ersten Überblick nützlich. Die oft gezeichneten Kreisbahnen dürfen jedoch nicht als reale Flugbahnen verstanden werden.

Einordnung des Bildes: Die planetenartige Darstellung ist ein Symbolbild. Das moderne Orbitalmodell beschreibt keine genau festgelegte Bahn eines Elektrons.

Die quantenmechanische Sicht

In der Quantenmechanik wird ein Elektron durch eine Wellenfunktion $ψ$ beschrieben. Die Größe $| ψ (\vec{r}) |^{2}$ liefert eine Wahrscheinlichkeitsdichte für den Aufenthaltsort. Ein Orbital ist damit ein quantenmechanischer Ein-Elektronen-Zustand, der Energie, räumliche Verteilung und weitere Eigenschaften beschreibt.

Für das Wasserstoffatom lassen sich die Orbitale aus der Schrödingergleichung berechnen. Bei Atomen mit mehreren Elektronen ist die Zuordnung einzelner Elektronen zu Orbitalen eine sehr nützliche Näherung. Wechselwirkungen und Korrelationen zwischen den Elektronen machen die tatsächliche Atomhülle komplizierter.

Merksatz: Ein Orbital ist kein Behälter und keine Bahn. Es ist ein mathematisch beschriebener Elektronenzustand.

Wahrscheinlichkeitswolken und Grenzflächen

Orbitalbilder zeigen häufig eine Wolke oder eine geschlossene Grenzfläche. Eine solche Grenzfläche wird so gewählt, dass sie einen großen Anteil der Aufenthaltswahrscheinlichkeit einschließt, häufig ungefähr 90 Prozent. Außerhalb der gezeichneten Fläche ist die Wahrscheinlichkeit nicht plötzlich null.

Dunklere oder dichtere Bereiche können eine höhere Wahrscheinlichkeitsdichte anzeigen. Zwei verschiedene Farben kennzeichnen bei vielen Bildern die unterschiedliche Phase der Wellenfunktion. Diese Phase ist besonders wichtig, wenn Atomorbitale zu Molekülorbitalen kombiniert werden.

Quantenzahlen

Vier Quantenzahlen beschreiben einen Elektronenzustand im Atom. Keine zwei Elektronen eines Atoms dürfen in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen.

Quantenzahl	Symbol	Mögliche Werte	Bedeutung
Hauptquantenzahl	$n$	1, 2, 3, ...	Schale, typische Größe und Energie
Nebenquantenzahl	$l$	0 bis $n - 1$	Unterschale und Grundform des Orbitals
Magnetische Quantenzahl	$m_{l}$	$- l$ bis $+ l$	räumliche Orientierung
Spinquantenzahl	$m_{s}$	$- \frac{1}{2}$ oder $+ \frac{1}{2}$	zwei mögliche Spinrichtungen

Hauptquantenzahl n

Die Hauptquantenzahl $n$ ordnet ein Orbital einer Schale zu. Mit wachsendem $n$ werden Orbitale im Allgemeinen größer. Beim Wasserstoffatom hängt die Energie nur von $n$ ab. In Mehrelektronenatomen beeinflussen auch die Orbitalform, Abschirmung und gegenseitige Abstoßung der Elektronen die Energie.

Die maximale Zahl von Elektronen, die rechnerisch zu einer Hauptschale gehört, beträgt $2 n^{2}$ . Diese Formel sagt jedoch nicht direkt, in welcher Reihenfolge die Orbitale verschiedener Schalen energetisch besetzt werden.

Nebenquantenzahl l und Orbitaltypen

Die Nebenquantenzahl $l$ bestimmt den Orbitaltyp:

$l$	Bezeichnung	Zahl der Orbitale $2 l + 1$	Maximale Elektronenzahl
0	s	1	2
1	p	3	6
2	d	5	10
3	f	7	14

Eine Unterschale kann höchstens $2 (2 l + 1)$ Elektronen enthalten, weil jedes Orbital maximal zwei Elektronen aufnehmen kann.

Formen der Atomorbitale

s-Orbitale

s-Orbitale sind kugelsymmetrisch. Das 1s-Orbital besitzt keinen radialen Knoten. Höhere s-Orbitale besitzen Bereiche, in denen die Aufenthaltswahrscheinlichkeit null ist. Diese kugelförmigen Knotenflächen werden in einfachen Vollkörperbildern oft nicht sichtbar.

p-Orbitale

Eine p-Unterschale besteht aus drei räumlich unterschiedlich orientierten Orbitalen. Sie werden häufig als $p_{x}$ , $p_{y}$ und $p_{z}$ bezeichnet. Jedes p-Orbital besitzt zwei Hauptbereiche auf entgegengesetzten Seiten des Kerns und eine Knotenebene durch den Kern.

Die beiden Farben bedeuten nicht zwei Elektronen. Sie zeigen meist zwei Phasen der Wellenfunktion.

d- und f-Orbitale

Die fünf d-Orbitale haben komplexere Formen. Vier werden häufig kleeblattartig dargestellt; das $d_{z^{2}}$ -Orbital besitzt zwei längliche Bereiche und einen ringförmigen Anteil. Die sieben f-Orbitale sind noch komplexer. Für viele schulische Aufgaben genügt es, Anzahl, Kapazität und grundsätzliche Bedeutung zu kennen.

Achtung: Die Form eines Orbitals ist eine Darstellung der mathematischen Wellenfunktion. Sie ist kein starres Objekt mit einer Oberfläche.

Energie und Besetzung der Orbitale

Energetische Reihenfolge

Elektronen besetzen im Grundzustand bevorzugt energetisch günstige Orbitale. Für viele neutrale Atome wird im Schulmodell folgende Reihenfolge verwendet:

$1 s < 2 s < 2 p < 3 s < 3 p < 4 s < 3 d < 4 p < 5 s < 4 d < 5 p < 6 s$

Bei einigen Elementen, besonders im Bereich der Übergangsmetalle, treten Abweichungen von einer rein schematischen Reihenfolge auf. Auch bei der Bildung von Ionen kann sich die energetische Reihenfolge ändern. Das Aufbau-Schema ist daher ein leistungsfähiges Schulmodell, aber keine ausnahmslose Naturregel.

Aufbauprinzip

Nach dem Aufbauprinzip wird zuerst das noch freie Orbital mit der niedrigsten Energie besetzt. Erst danach folgen energetisch höhere Orbitale.

Beispiel Lithium: Lithium besitzt drei Elektronen. Zwei besetzen das 1s-Orbital, das dritte Elektron besetzt das 2s-Orbital. Die Elektronenkonfiguration lautet 1s² 2s¹.

Pauli-Prinzip

Nach dem Pauli-Prinzip können sich in einem Orbital höchstens zwei Elektronen befinden. Ihre Spinquantenzahlen müssen verschieden sein. Im Kästchenschema werden sie als entgegengesetzte Pfeile dargestellt: ↑↓.

Das Pauli-Prinzip erklärt, warum ein Orbital nicht beliebig viele Elektronen aufnehmen kann und warum die Elektronenhüllen der Elemente eine geordnete Struktur besitzen.

Hundsche Regel

Mehrere Orbitale gleicher Energie werden zunächst einzeln mit Elektronen gleichen Spins besetzt. Erst danach beginnt die Paarung. Für eine p-Unterschale bedeutet das:

richtig bei p⁴:   [↑↓] [↑] [↑]
nicht günstig:    [↑↓] [↑↓] [ ]

Die schulische Hundsche Regel hilft Dir, die Grundzustandsbesetzung entarteter Orbitale korrekt darzustellen.

Elektronenkonfigurationen

Die Elektronenkonfiguration gibt an, wie die Elektronen auf die Orbitale verteilt sind. Hochgestellte Zahlen zeigen die Elektronenzahl einer Unterschale.

Element	Ordnungszahl	Elektronenkonfiguration	Außenelektronen
Wasserstoff	1	1s¹	1
Helium	2	1s²	2
Lithium	3	1s² 2s¹	1
Kohlenstoff	6	1s² 2s² 2p²	4
Sauerstoff	8	1s² 2s² 2p⁴	6
Neon	10	1s² 2s² 2p⁶	8
Natrium	11	1s² 2s² 2p⁶ 3s¹	1
Chlor	17	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵	7

Vorgehen bei einer Elektronenkonfiguration

Bestimme mit der Ordnungszahl die Elektronenzahl des neutralen Atoms.
Ordne die Orbitale nach steigender Energie.
Trage die Elektronen nach dem Aufbauprinzip ein.
Beachte das Pauli-Prinzip für jedes Orbital.
Beachte die Hundsche Regel bei gleichenergetischen Orbitalen.
Kontrolliere, ob die Summe aller hochgestellten Zahlen stimmt.

Beispiel Kohlenstoff

Kohlenstoff besitzt sechs Elektronen:

$1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{2}$

Im Kästchenschema:

1s       2s       2p
[↑↓]     [↑↓]     [↑] [↑] [ ]

Die beiden 2p-Elektronen befinden sich nach der Hundschen Regel in verschiedenen p-Orbitalen. Dadurch besitzt das freie Kohlenstoffatom zwei ungepaarte Elektronen im Grundzustand.

Beispiel Sauerstoff

Sauerstoff besitzt acht Elektronen:

$1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{4}$

1s       2s       2p
[↑↓]     [↑↓]     [↑↓] [↑] [↑]

Im freien Sauerstoffatom sind zwei 2p-Elektronen ungepaart. Für die besonderen magnetischen Eigenschaften des Sauerstoffmoleküls $O_{2}$ benötigt man jedoch die weiterführende Molekülorbitaltheorie.

Orbitalmodell und Periodensystem

Die Struktur des Periodensystems spiegelt die Besetzung der Unterschalen wider. Deshalb spricht man von s-, p-, d- und f-Blöcken.

Block	zuletzt aufgefüllte Unterschale	typische Position
s-Block	s	erste zwei Gruppen und Helium
p-Block	p	Gruppen 13 bis 18 ohne Helium
d-Block	d	Übergangsmetalle
f-Block	f	Lanthanoide und Actinoide

Elemente einer Gruppe besitzen häufig ähnliche Valenzelektronenkonfigurationen. Dadurch ähneln sich ihre chemischen Eigenschaften. Alkalimetalle besitzen beispielsweise meist ein einzelnes s-Elektron in der äußersten Schale, Halogene meist sieben Außenelektronen.

Orbitale und chemische Bindungen

Überlappung von Atomorbitalen

Eine kovalente Bindung kann entstehen, wenn sich Atomorbitale zweier Atome überlappen und Elektronendichte zwischen den Kernen aufgebaut wird. Die räumliche Ausrichtung der Orbitale beeinflusst daher Bindungsrichtung und Molekülgestalt.

Bei einer Sigma-Bindung erfolgt die Überlappung entlang der Kernverbindungsachse. Bei einer Pi-Bindung überlappen zwei p-Orbitale seitlich. Eine Doppelbindung besteht im einfachen Modell aus einer Sigma- und einer Pi-Bindung.

Hybridisierung als erweitertes Modell

Die Hybridisierung kombiniert rechnerisch Atomorbitale eines Atoms zu gleichwertigen Hybridorbitalen. Sie hilft, Bindungswinkel und räumliche Strukturen zu erklären.

Hybridisierung	idealisierte Anordnung	typischer Winkel	Beispiel
sp	linear	180°	Kohlenstoffdioxid
sp²	trigonal-planar	120°	Ethen
sp³	tetraedrisch	ungefähr 109,5°	Methan

Die Hybridisierung ist ein Modell der Valenzbindungstheorie. In der Molekülorbitaltheorie werden Elektronen dagegen durch Orbitale beschrieben, die über das gesamte Molekül verteilt sein können.

Aussagekraft und Grenzen

Das Orbitalmodell erklärt viele Zusammenhänge der Chemie: Elektronenkonfigurationen, Aufbau des Periodensystems, Bindungsrichtungen, Magnetismus und Spektren. Dennoch ist es ein Modell.

Ein Orbital ist keine beobachtbare klassische Bahn.
Grenzflächenbilder hängen von der gewählten Darstellungsgrenze ab.
Für Mehrelektronenatome ist die Zuordnung einzelner Elektronen zu Orbitalen eine Näherung.
Bei Übergangsmetallen und Ionen können einfache Besetzungsregeln Ausnahmen zeigen.
Für Moleküle sind häufig Molekülorbitale oder andere quantenchemische Modelle nötig.

Zentrale Idee: Das Orbitalmodell ist erfolgreich, weil es nicht versucht, eine unbekannte Elektronenbahn zu zeichnen. Es beschreibt stattdessen erlaubte Zustände, Energien und Wahrscheinlichkeiten.

Interaktive Aufgaben

Quiz: Teste Dein Wissen

Was beschreibt ein Atomorbital im modernen Modell? (Einen quantenmechanischen Elektronenzustand) (!Eine feste Kreisbahn des Elektrons) (!Eine Schicht aus Materie um den Kern) (!Die genaue Fluggeschwindigkeit eines Elektrons)

Welche Größe beschreibt die Aufenthaltswahrscheinlichkeitsdichte? (Das Quadrat des Betrags der Wellenfunktion) (!Nur die Hauptquantenzahl) (!Die Kernladungszahl ohne weitere Information) (!Der Abstand zweier Atomkerne)

Welche Grundform besitzt ein s-Orbital? (Kugelsymmetrisch) (!Hantelförmig) (!Ringförmig ohne weitere Bereiche) (!Würfelförmig)

Wie viele Orbitale gehören zu einer p-Unterschale? (Drei) (!Eins) (!Fünf) (!Sieben)

Wie viele Elektronen kann eine p-Unterschale maximal aufnehmen? (Sechs) (!Zwei) (!Acht) (!Zehn)

Was fordert das Pauli-Prinzip für zwei Elektronen im selben Orbital? (Sie müssen entgegengesetzte Spins besitzen) (!Sie müssen dieselbe Spinrichtung besitzen) (!Sie müssen verschiedene Hauptschalen besetzen) (!Sie müssen immer ungepaart bleiben)

Wie werden gleichenergetische Orbitale nach der Hundschen Regel zunächst besetzt? (Einzeln mit parallelen Spins) (!Paarweise von links nach rechts) (!Nur mit Elektronen entgegengesetzter Ladung) (!Zuerst mit drei Elektronen pro Orbital)

Welches Orbital wird nach dem Aufbauprinzip zuerst besetzt? (Das energetisch niedrigste freie Orbital) (!Das räumlich größte Orbital) (!Das Orbital mit der höchsten Energie) (!Immer ein d-Orbital)

Welche Elektronenkonfiguration besitzt Kohlenstoff im Grundzustand? (1s² 2s² 2p²) (!1s² 2s⁴) (!1s² 2p⁴) (!1s¹ 2s² 2p³)

Welche Aussage über Orbitalbilder ist richtig? (Die gezeichnete Fläche ist eine gewählte Wahrscheinlichkeitsgrenze) (!Außerhalb der Fläche kann sich niemals ein Elektron befinden) (!Die Farben zeigen immer zwei verschiedene Elektronen) (!Das Orbital besitzt eine feste materielle Außenhaut)

Memory

Orbital	Wahrscheinlichkeitsraum
Hauptquantenzahl	Schale
Nebenquantenzahl	Orbitaltyp
Magnetquantenzahl	Raumorientierung
Spinquantenzahl	Spinrichtung
Pauli-Prinzip	Gegenläufige Spins
Hundsche Regel	Einzelbesetzung
Aufbauprinzip	Energiefolge

Drag and Drop

Ordne die richtigen Begriffe zu.	Thema
s-Unterschale	ein Orbital
p-Unterschale	drei Orbitale
d-Unterschale	fünf Orbitale
f-Unterschale	sieben Orbitale
Aufbauprinzip	energieärmstes freies Orbital zuerst
Pauli-Prinzip	höchstens zwei Elektronen mit Gegen-Spin
Hundsche Regel	gleichenergetische Orbitale zuerst einzeln

...

Kreuzworträtsel

Orbital	Wie heißt ein quantenmechanisch beschriebener Elektronenzustand?
Pauli	Welcher Physiker gab dem Ausschlussprinzip seinen Namen?
Hund	Nach welchem Forscher ist die Regel zur Einzelbesetzung benannt?
Spin	Welche Eigenschaft wird im Kästchenschema durch Pfeilrichtungen dargestellt?
Wellenfunktion	Welche mathematische Funktion wird häufig mit dem griechischen Buchstaben Psi bezeichnet?
Unterschale	Wie heißt die durch s, p, d oder f bezeichnete Gliederung innerhalb einer Schale?

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Lückentext

Das Orbitalmodell beschreibt Elektronen nicht auf festen Bahnen, sondern durch quantenmechanische

. Die Aufenthaltswahrscheinlichkeitsdichte wird aus dem Betragsquadrat der

gewonnen. Die Hauptquantenzahl kennzeichnet vor allem die

. Die Nebenquantenzahl legt den

fest. Eine p-Unterschale enthält drei verschiedene

. In einem einzelnen Orbital dürfen höchstens

Elektronen vorkommen. Diese Elektronen müssen nach dem Pauli-Prinzip entgegengesetzte

besitzen. Gleichenergetische Orbitale werden nach der Hundschen Regel zunächst

besetzt. Nach dem Aufbauprinzip wird zuerst ein Orbital niedriger

gefüllt. Die Elektronenkonfiguration verbindet das Orbitalmodell mit dem Aufbau des

. Seitliche Überlappung von p-Orbitalen kann eine

bilden. Gezeichnete Orbitalflächen sind gewählte Grenzen der

.

Offene Aufgaben

Leicht

Orbital-Skizze: Zeichne ein s-Orbital und drei p-Orbitale. Beschrifte Kern, Knotenebene und räumliche Orientierung.
Modellvergleich: Erstelle eine Tabelle mit drei Unterschieden zwischen Bohrschem Atommodell und Orbitalmodell.
Begriffsnetz: Verbinde die Begriffe Orbital, Wellenfunktion, Wahrscheinlichkeit, Quantenzahl und Elektronenkonfiguration in einer Mindmap.
Kästchenschema: Stelle die Elektronenkonfigurationen von Wasserstoff, Helium, Lithium und Kohlenstoff als Kästchenschemata dar.

Standard

Periodensystem-Analyse: Markiere auf einem Periodensystem die s-, p-, d- und f-Blöcke und erkläre ihre Namen.
Fehlerdiagnose: Erfinde drei fehlerhafte Orbitalbesetzungen. Tausche sie mit einer Partnerperson und begründet die Korrekturen.
Erklärvideo: Produziere ein zweiminütiges Video, das Aufbauprinzip, Pauli-Prinzip und Hundsche Regel an Sauerstoff erklärt.
Orbitalmodell bauen: Fertige aus Papier, Draht oder Modelliermasse ein räumliches Modell von s- und p-Orbitalen an und dokumentiere die Grenzen des Modells.

Schwer

Ausnahmen untersuchen: Recherchiere die Elektronenkonfigurationen von Chrom und Kupfer und erkläre, warum das einfache Auffüllschema nicht vollständig ausreicht.
Bindungsanalyse: Vergleiche Einfach-, Doppel- und Dreifachbindung mithilfe von Sigma- und Pi-Überlappungen.
Magnetismus-Projekt: Untersuche den Zusammenhang zwischen ungepaarten Elektronen und paramagnetischem Verhalten an mindestens drei Beispielen.
Modellkritik: Verfasse einen argumentativen Text darüber, was Orbitalbilder zeigen, was sie nicht zeigen und warum sie trotzdem nützlich sind.

Lernkontrolle

Transfer auf Ionen: Leite die Elektronenkonfigurationen von Natriumion und Chloridion her und erkläre, weshalb beide eine Edelgaskonfiguration erreichen.
Regeln anwenden: Eine p-Unterschale enthält vier Elektronen. Zeichne alle naheliegenden Besetzungen und begründe mit Pauli-Prinzip und Hundscher Regel den Grundzustand.
Periodizität erklären: Begründe mit Valenzelektronenkonfigurationen, warum Lithium und Natrium ähnliche Reaktionen zeigen.
Modellgrenze beurteilen: Bewerte die Aussage „Ein Elektron befindet sich innerhalb der gezeichneten Orbitalfläche“. Formuliere eine fachlich präzisere Aussage.
Bindungsgeometrie übertragen: Nutze p-Orbitale und Hybridisierung, um die unterschiedlichen Strukturen von Ethen und Ethin zu erklären.
Darstellung vergleichen: Vergleiche Elektronenkonfiguration, Kästchenschema und räumliches Orbitalbild. Erkläre, welche Information jede Darstellung liefert und welche jeweils fehlt.

Lernnachweis

Für einen Lernnachweis zu diesem Thema ist wichtig, dass Du:

den Begriff Orbital fachlich korrekt und ohne klassische Bahnvorstellung erklärst.
die vier Quantenzahlen und ihre Wertebereiche zuordnest.
Zahl und maximale Elektronenbelegung von s-, p-, d- und f-Unterschalen bestimmst.
Aufbauprinzip, Pauli-Prinzip und Hundsche Regel sicher anwendest.
Elektronenkonfigurationen und Kästchenschemata einfacher Atome erstellst.
die Beziehung zwischen Elektronenkonfiguration und Periodensystem erläuterst.
Orbitalüberlappung auf Sigma- und Pi-Bindungen überträgst.
Möglichkeiten und Grenzen des Orbitalmodells reflektierst.

OERs zum Thema

Verknüpfte Lernbereiche

Das Orbitalmodell - Chemie

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Schulfach+

Prüfungsliteratur 2026
Bundesland	Bücher	Kurzbeschreibung
Baden-Württemberg	Abitur Der zerbrochne Krug - Heinrich von Kleist Heimsuchung - Jenny Erpenbeck Mittlere Reife Der Markisenmann - Jan Weiler oder Als die Welt uns gehörte - Liz Kessler Ein Schatten wie ein Leopard - Myron Levoy oder Pampa Blues - Rolf Lappert	Abitur Dorfrichter-Komödie über Wahrheit/Schuld; Roman über einen Ort und deutsche Geschichte. Mittlere Reife Wahllektüren (Roadtrip-Vater-Sohn / Jugendroman im NS-Kontext / Coming-of-age / Provinzroman).
Bayern	Abitur Der zerbrochne Krug - Heinrich von Kleist Heimsuchung - Jenny Erpenbeck	Abitur Lustspiel über Machtmissbrauch und Recht; Roman als Zeitschnitt deutscher Geschichte an einem Haus/Grundstück.
Berlin/Brandenburg	Abitur Der zerbrochne Krug - Heinrich von Kleist Woyzeck - Georg Büchner Der Biberpelz - Gerhart Hauptmann Heimsuchung - Jenny Erpenbeck	Abitur Gerichtskomödie; soziales Drama um Ausbeutung/Armut; Komödie/Satire um Diebstahl und Obrigkeit; Roman über Erinnerungsräume und Umbrüche.
Bremen	Abitur Nach Mitternacht - Irmgard Keun Mario und der Zauberer - Thomas Mann Emilia Galotti - Gotthold Ephraim Lessing oder Miss Sara Sampson - Gotthold Ephraim Lessing	Abitur Roman in der NS-Zeit (Alltag, Anpassung, Angst); Novelle über Verführung/Massenpsychologie; bürgerliche Trauerspiele (Moral, Macht, Stand).
Hamburg	Abitur Der zerbrochne Krug - Heinrich von Kleist Das kunstseidene Mädchen - Irmgard Keun	Abitur Justiz-/Machtkritik als Komödie; Großstadtroman der Weimarer Zeit (Rollenbilder, Aufstiegsträume, soziale Realität).
Hessen	Abitur Der zerbrochne Krug - Heinrich von Kleist Woyzeck - Georg Büchner Heimsuchung - Jenny Erpenbeck Der Prozess - Franz Kafka	Abitur Gerichtskomödie; Fragmentdrama über Gewalt/Entmenschlichung; Erinnerungsroman über deutsche Brüche; moderner Roman über Schuld, Macht und Bürokratie.
Niedersachsen	Abitur Der zerbrochene Krug - Heinrich von Kleist Das kunstseidene Mädchen - Irmgard Keun Die Marquise von O. - Heinrich von Kleist Über das Marionettentheater - Heinrich von Kleist	Abitur Schwerpunkt auf Drama/Roman sowie Kleist-Prosatext und Essay (Ehre, Gewalt, Unschuld; Ästhetik/„Anmut“).
Nordrhein-Westfalen	Abitur Der zerbrochne Krug - Heinrich von Kleist Heimsuchung - Jenny Erpenbeck	Abitur Komödie über Wahrheit und Autorität; Roman als literarische „Geschichtsschichtung“ an einem Ort.
Saarland	Abitur Heimsuchung - Jenny Erpenbeck Furor - Lutz Hübner und Sarah Nemitz Bahnwärter Thiel - Gerhart Hauptmann	Abitur Erinnerungsroman an einem Ort; zeitgenössisches Drama über Eskalation/Populismus; naturalistische Novelle (Pflicht/Überforderung/Abgrund).
Sachsen (berufliches Gymnasium)	Abitur Der zerbrochne Krug - Heinrich von Kleist Woyzeck - Georg Büchner Irrungen, Wirrungen - Theodor Fontane Der gute Mensch von Sezuan - Bertolt Brecht Heimsuchung - Jenny Erpenbeck Der Trafikant - Robert Seethaler	Abitur Mischung aus Klassiker-Drama, sozialem Drama, realistischem Roman, epischem Theater und Gegenwarts-/Erinnerungsroman; zusätzlich Coming-of-age im historischen Kontext.
Sachsen-Anhalt	Abitur (keine fest benannte landesweite Pflichtlektüre veröffentlicht; Themenfelder)	Abitur Schwerpunktsetzung über Themenfelder (u. a. Literatur um 1900; Sprache in politisch-gesellschaftlichen Kontexten), ohne feste Einzeltitel.
Schleswig-Holstein	Abitur Der zerbrochne Krug - Heinrich von Kleist Heimsuchung - Jenny Erpenbeck	Abitur Recht/Gerechtigkeit und historische Tiefenschichten eines Ortes – umgesetzt über Drama und Gegenwartsroman.
Thüringen	Abitur (keine fest benannte landesweite Pflichtlektüre veröffentlicht; Orientierung am gemeinsamen Aufgabenpool)	Abitur In der Praxis häufig Orientierung am gemeinsamen Aufgabenpool; landesweite Einzeltitel je nach Vorgabe/Handreichung nicht einheitlich ausgewiesen.
Mecklenburg-Vorpommern	Abitur (Quelle aktuell technisch nicht abrufbar; Beteiligung am gemeinsamen Aufgabenpool bekannt)	Abitur Land beteiligt sich am länderübergreifenden Aufgabenpool; konkrete, veröffentlichte Einzeltitel konnten hier nicht ausgelesen werden.
Rheinland-Pfalz	Abitur (keine landesweit einheitliche Pflichtlektüre; schulische Auswahl)	Abitur Keine landesweite Einheitsliste; Auswahl kann schul-/kursbezogen erfolgen.