Elektronenbesetzung und Familien
Schalen, Unterschalen und Orbitale unterscheiden und die äußere Besetzung mit chemischen Familien verbinden.
Vorwissen: Aus Kapitel 1: Protonenzahl, neutrales Atom, Gruppe und Periode.
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Na und Mg: Was unterscheidet die Besetzung?
In Kapitel 1 hast du Na, Mg und Al in derselben Periode gefunden. Vergleiche nun die neutralen Atome im Grundzustand: neutral heißt gleich viele Protonen wie Elektronen; Grundzustand heißt der energetisch niedrigste Zustand des Atoms.
Die Elektronenhülle lässt sich nach Hauptschalen ordnen. Wir nummerieren sie mit 1, 2, 3 und so weiter. Eine höhere Schalennummer bedeutet bei unseren Vergleichsatomen einen räumlich weiter ausgedehnten äußeren Zustand. Schalen sind dabei keine festen Wände.
Vorhersage: Mg steht direkt rechts von Na. Erwartest du eine weitere besetzte Schale oder ein weiteres Elektron in derselben äußeren Schale? Lies zunächst die Elektronenzahlen; die Buchstaben unter den Kästen entschlüsseln wir im nächsten Schritt.
Ein neutrales Magnesiumatom besitzt gegenüber einem neutralen Natriumatom ein Proton und ein Elektron mehr. Die äußeren Elektronen gehören weiterhin zur dritten Hauptschale. Mg hat daher nicht eine Schale mehr als Na. Es hat ein äußeres Elektron mehr.
Schalen ordnen, Orbitale zählen, Besetzung sehen
Du musst keine Buchstabenfolge als Ganzes auswendig lernen. Lies sie wie eine Adresse mit einer Anzahl: Die erste Zahl nennt die Schale, der Buchstabe die Unterschale, die Hochzahl die Elektronenzahl.
Die Einteilung hat drei Ebenen: Schale → Unterschale → Orbital. Die Besetzung ist keine vierte Behälterart; sie sagt, wie viele Elektronen wir den Zuständen zuordnen. In der Zeichnung lässt sich das unmittelbar zählen.
Ein Ausdruck wird zum Bild
Für diese gleichwertigen p-Orbitale gilt im Grundzustand die Hundsche Regel: Zuerst wird jedes Orbital einzeln mit parallelen Spins besetzt, danach kommen Paare hinzu. Das Pauli-Prinzip begrenzt jedes räumliche Orbital auf zwei Elektronen mit entgegengesetzten Spinprojektionen. Das beschreibt die Verteilung im Grundzustand, keinen gefilmten zeitlichen Einfüllvorgang.
Merksatz: Die Adresse sagt, welche Zustände gemeint sind. Kästchen zählen Orbitale, Pfeile zählen Elektronen. Leere Kästchen bleiben mögliche Zustände.
Fachliche Vorlage zur Kästchenschreibweise: OpenStax, Chemistry 2e, Abschnitt 6.4. Weitere grafische Lehrideen: Royal Society of Chemistry: How to teach electron configurations. Die Grafiken hier sind eigene Darstellungen für diese Lernhilfe.
Warum gerade 1, 3, 5 und 7 Orbitale? Die Zahlenregel dahinter
Die Hauptquantenzahl n bezeichnet die Schale. In ihr sind Unterschalen mit der Nebenquantenzahl l von 0 bis n−1 erlaubt. Die Buchstaben s, p, d und f stehen für l = 0, 1, 2 und 3. Jede Unterschale besitzt 2l+1 räumliche Orbitale. So entstehen die Zahlen 1, 3, 5 und 7. Für alle Unterschalen einer Schale zusammen erhält man n² Orbitale und höchstens 2n² Elektronen.
Die drei p-Orbitale lassen sich als pₓ, pᵧ und pz mit unterschiedlichen räumlichen Orientierungen darstellen. Das sind drei Zustände, keine drei Teile eines Elektrons. Die Grafik ordnet Zustände; ihre räumlichen Verteilungen können sich überlappen. Die Wasserstoffbilder in Kapitel 4 zeigen diese räumliche Bedeutung.
Diese Einteilung sagt noch nicht, in welcher Reihenfolge die Unterschalen in den Grundzuständen verschiedener Atome besetzt sind. Dazu müssen ihre Energien und die Wechselwirkungen zwischen Elektronen berücksichtigt werden.
Ein Kästchen zeigt ein räumliches Orbital, Pfeile zeigen seine Besetzung. Das Schema ist keine vollständige Beschreibung aller Eigenschaften des quantenmechanischen Gesamtzustands.
Die Schreibweise anwenden: Magnesium
Ordne jetzt selbst zu: 1s² 2s² 2p⁶ 3s². Addiere die Hochzahlen und fasse die Elektronen je Hauptschale zusammen.
Welche Zahlenfolge ergibt sich für die Hauptschalen? — Lösung aufklappen
2 | 8 | 2. Die Hochzahlen summieren sich zu zwölf Elektronen; zur zweiten Schale gehören sowohl 2s² als auch 2p⁶.
Besetzung und Kapazität vergleichen
Diese zweite Grafik zeigt die maximale Besetzung von s und p. Bei Magnesium ist 3p im Grundzustand leer.
Warum Li, Na und K eine Familie bilden
Bei Li, Na und K unterscheiden sich die Gesamtzahlen stark: 3, 11 und 19 Elektronen. Außen sitzt aber jeweils genau eines. Solche äußeren Elektronen heißen bei diesen Hauptgruppenelementen Valenzelektronen. Sie sind für viele Bindungs- und Reaktionsmuster besonders wichtig.
Die übrigen Elektronen nennen wir innere Elektronen oder Rumpfelektronen. Bei Na sind das zehn. Die ähnliche äußere Besetzung erklärt, warum Li, Na und K häufig einfach positiv geladene Ionen bilden: Nach Abgabe eines Elektrons bleibt die Besetzung des vorhergehenden Edelgases zurück. Bei Ne und Ar sind dessen äußere s- und p-Unterschalen vollständig besetzt; bei He genügt 1s². Das bedeutet nicht, dass sämtliche nach der Schalennummer erlaubten Orbitale besetzt sind.
Das ist noch keine vollständige Reaktionserklärung. Ein Elektron aus einem freien Atom zu entfernen kostet Energie. Ob eine Reaktion insgesamt günstig ist, hängt auch davon ab, was der Reaktionspartner und die entstehenden Bindungen beitragen. Atome „wollen“ keine volle Schale.
Die Gruppennummer als Hilfe
| Gruppe | Äußere Elektronen bei neutralen Hauptgruppenatomen | Beispiel |
|---|---|---|
| 1 / 2 | 1 / 2 | Na: 3s¹ / Mg: 3s² |
| 13 / 14 / 15 | 3 / 4 / 5 | Al: 3s²3p¹ → 3 |
| 16 / 17 / 18 | 6 / 7 / 8 | Cl: 3s²3p⁵ → 7 |
| Sonderfall He | 2; erste Schale voll | 1s² |
Für die Hauptgruppen 13–18 liefert „Gruppennummer minus 10“ meist die Zahl der Valenzelektronen. Helium ist die wichtige Ausnahme. Übertrage diese Rechenhilfe nicht einfach auf die Übergangsmetalle.
Warum freie Plätze leer bleiben
Ein erlaubter Zustand ist noch kein besetzter Zustand. Die Kästchen zeigen, welche Orbitale es in einer Schale geben kann. Im Grundzustand zählt jedoch die niedrigste Gesamtenergie des Atoms. Eine kleinere Schalennummer bedeutet bei Atomen mit mehreren Elektronen nicht automatisch eine niedrigere Energie jedes zugehörigen Orbitals.
Die Elektronen werden vom Kern angezogen und stoßen einander ab. Innere Elektronen schirmen die Kernladung teilweise ab. Außerdem reichen die räumlichen Verteilungen verschiedener Unterschalen unterschiedlich stark in die Nähe des Kerns hinein. Deshalb hängt die energetisch günstigste Besetzung auch vom Unterschalentyp und von den übrigen Elektronen ab.
Beispiel Kalium: 3s und 3p sind voll, 3d bleibt leer, aber 4s ist schon besetzt: [Ar]4s¹. Bei Calcium sind es [Ar]4s²; bei Scandium kommt 3d¹ hinzu. Die dritte Schale muss also nicht erst ihre möglichen 18 Elektronen enthalten. „4s kommt vor 3d“ ist hier eine Merkhilfe, keine unveränderliche Energieordnung für alle Atome und Ionen.
Bei Argon sind 3s² und 3p⁶ besetzt. Das ist eine Edelgaskonfiguration, obwohl 3d leer bleibt. „Erlaubt“ beschreibt die möglichen Zustände; „besetzt“ beschreibt den Grundzustand des konkreten Atoms.
Vorhersagen statt wiedererkennen
1. Vorhersage: Gallium (Ga) steht in Gruppe 13, Periode 4. Wie viele äußere Elektronen erwartest du, und in welcher Unterschale sitzt das am leichtesten entfernbare? Prüfe anschließend im Elementexplorer. — Lösung aufklappen
Gruppe 13 bedeutet bei Hauptgruppen 13 − 10 = 3 äußere Elektronen; Periode 4 bedeutet die vierte Hauptschale: 4s²4p¹. Das am leichtesten entfernbare Elektron sitzt in 4p. Der Explorer bestätigt [Ar]3d¹⁰4s²4p¹ — die gefüllte 3d-Unterschale liegt darunter und zählt hier nicht zu den äußeren Elektronen. Wer die Rechenhilfe auf Gruppe 3 bis 12 überträgt, kommt dagegen auf ein falsches Ergebnis.
2. Hat Magnesium mehr Schalen als Natrium? — Lösung aufklappen
Nein. Beide haben drei besetzte Hauptschalen. Na besitzt außen ein Elektron, Mg zwei. Der zusätzlichen Protonenzahl müssen wir in Kapitel 3 ebenfalls Rechnung tragen.
3. Was bleibt von der Elektronenbesetzung bei Na⁺ übrig? — Lösung aufklappen
Aus 2 | 8 | 1 wird 2 | 8. Der Kern behält elf Protonen. Elf positive Ladungen stehen zehn negativen gegenüber: die Gesamtladung beträgt +1.
4. Warum ist Calcium eher mit Magnesium als mit Kalium verwandt? — Lösung aufklappen
Ca und Mg stehen in Gruppe 2 und haben außen jeweils zwei Elektronen: Ca 4s², Mg 3s². K steht zwar unmittelbar vor Ca, besitzt außen aber nur ein Elektron, 4s¹.
5. Was bedeutet die 6 in 2p⁶? — Lösung aufklappen
Sechs Elektronen in der p-Unterschale der zweiten Hauptschale. Es sind weder sechs Schalen noch sechs Protonen.
5. Warum bleibt bei Kalium 3d leer, während 4s besetzt ist? — Lösung aufklappen
Die niedrigste Gesamtenergie entscheidet. Bei Kalium ist [Ar]4s¹ energetisch günstiger; die Reihenfolge nach Schalennummer ist keine allgemeine Energieleiter.
Dein nächster Schritt
Gleiche äußere Besetzung erklärt Gemeinsamkeiten. Warum Kalium sein Außenelektron trotzdem leichter abgibt als Natrium, erklären nun Abstand und Abschirmung.
Alle 118 Elemente frei erkunden · Zum Lernweg Quantenmodell: räumliche Orbitale
Quellen & Einordnung
Eigene deutschsprachige Erklärung und neu konstruierte SVGs auf Grundlage der folgenden Fachquellen. Die Bilder zeigen Modelle; sie sind keine Aufnahmen von Atomen.
- OpenStax, Chemistry 2e: 6.2 Bohr-Modell und seine Grenzen
- OpenStax, Chemistry 2e: 6.3 Quantenmodell
- OpenStax, Chemistry 2e: 6.4 Elektronenkonfigurationen
Stand: 8. September 2026. Die OpenStax-Referenzen sind unter CC BY-NC-SA 4.0 zugänglich. Diese darauf aufbauenden Lerntexte und Grafiken werden ebenfalls unter CC BY-NC-SA 4.0 bereitgestellt. Fachliche Grundlage: OpenStax / Rice University; Ausarbeitung: KI-gestützt für diese Lernhilfe. Vollständige Referenzsammlung und Modellhinweise.
Der Elementexplorer hat eine eigene Seite.