Elektronskal: definition, kvanttalen och elektronkonfiguration

Lär dig allt om elektronskal, kvanttalen och elektronkonfiguration — tydliga definitioner, regler och hur elektroner fördelas i atomens skal.

Författare: Leandro Alegsa

05-02-2026 00:26

Ett elektronskal är den yttre delen av en atom runt atomkärnan. Det är där elektronerna i genomsnitt befinner sig och motsvarar en samling atomära orbitaler med samma värde på det huvudsakliga kvanttalet n. Elektronskalen beskriver alltså hur elektronerna är fördelade i olika energinivåer runt kärnan och bildar tillsammans en atoms elektronkonfiguration.

Varje elektronskal kan innehålla ett eller flera underskal eller undernivåer. Dessa undernivåer karakteriseras av det vinkelmomentkvantum som betecknas l och består av en eller flera orbitaler med samma l-värde. Antalet orbitaler i en undernivå bestäms av det magnetiska kvanttalet m_l, och varje orbital kan rymma högst två elektroner (med olika elektronspinn).

Kvanttal och kapacitet

De fyra kvanttalen som används för att beskriva en elektron i en atom är:

Huvudsakligt kvanttalet n = 1, 2, 3, ... — anger skalet och i stora drag energinivån.
Azimutalt kvanttalet l = 0, 1, ..., n−1 — bestämmer underskalets typ (s, p, d, f ...).
Magnetiska kvanttalet m_l = −l, ..., 0, ..., +l — anger enskilda orbitaler inom ett underskal.
Spinnkvanttalet m_s = +1/2 eller −1/2 — beskriver elektronens spinn.

Antalet orbitaler i ett skal är summan av orbitalerna i alla dess underskal, och eftersom varje orbital rymmer två elektroner blir det maximala antalet elektroner i ett skal lika med 2 n 2 {\displaystyle 2n^{2}} $2n^{2}$ .

Praktiska exempel på kapacitet per skal:

n = 1 (K-skal): 1s — max 2 elektroner.
n = 2 (L-skal): 2s, 2p — max 8 elektroner.
n = 3 (M-skal): 3s, 3p, 3d — max 18 elektroner.
n = 4 (N-skal): 4s, 4p, 4d, 4f — max 32 elektroner.

Underskal och orbitaltyper

Underskalen benämns med bokstäver beroende på l-värdet:

l = 0 → s (sfärisk orbital)
l = 1 → p (dumbbell-formade orbitaler)
l = 2 → d
l = 3 → f

Varje underskal innehåller 2(2l+1) elektroner totalt (exempelvis innehåller p-underskalet tre orbitaler × 2 = 6 elektroner). Orbitalernas former och riktningar bestämmer sannolikhetsfördelningen för var elektronerna kan påträffas.

Elektronkonfiguration och regler

För att skriva en atoms elektronkonfiguration används notationen t.ex. 1s2 2s2 2p6 ... där siffran före bokstaven är n, bokstaven är underskalet och upphöjningen är antal elektroner i det underskalet. När elektroner fyller nivåer följer de huvudsakligen tre principer:

Aufbauprincipen — elektroner fyller lägst möjliga energinivå först.
Paulis uteslutningsprincip — inga två elektroner i en atom kan ha samma fyra kvanttalsvärden, vilket begränsar till två elektroner per orbital med motsatt spinn.
Hunds regel — i ett underskal med flera orbitaler fyller elektroner först var och en i varsin orbital med parallellt spinn innan de parar ihop sig.

Det finns dock kända undantag, särskilt bland övergångsmetaller och vissa tungmetaller, där närliggande orbitaler (t.ex. 4s och 3d) har energier som gör att elektronfördelningen blir avvikande (ett känt exempel är krom: [Ar] 4s1 3d5 i stället för 4s2 3d4, och koppar: [Ar] 4s1 3d10).

Relation till periodiska systemet och kemiska egenskaper

Perioderna i det periodiska systemet motsvarar i huvudsak utfyllnaden av ett huvudkvanttal n (ett skal). Antalet valenselektroner — de elektroner som finns i atomens yttersta elektronskal — avgör i hög grad grundämnets kemiska egenskaper och bindningsbeteende.

Bohrs modell och modern kvantmekanisk tolkning

Benämningen elektronskal kommer från Bohrs modell, där man föreställde sig att elektronerna färdades i bestämda cirkulära banor runt kärnan på vissa tillåtna avstånd, så att deras banor bildade "skal". Idén presenterades av den danske fysikern Niels Henrik David Bohr. I dagens kvantmekaniska modell har begreppet utvecklats: elektronerna beskrivs inte längre som partiklar på fasta banor utan som vågfunktioner och sannolikhetsfördelningar i olika orbitaler. Trots det lever termen "elektronskal" kvar som ett praktiskt sätt att tala om energinivåer och elektronfördelning.

Sammanfattningsvis är elektronskal ett centralt begrepp för att förstå hur elektroner är organiserade i atomen, hur de bestämmer grundämnens kemiska egenskaper och hur kvantmekaniska kvanttalsregler styr uppbyggnaden av elektronkonfigurationer.

Exempel på en natriumelektronskalmodell med tre skal.

Valensskal

Valensskalet är det yttersta skalet hos en atom i okombinerat tillstånd, som innehåller de elektroner som troligen är mest sannolika för karaktären hos alla reaktioner där atomen är inblandad och för de bindningsinteraktioner som den har med andra atomer. Man måste vara försiktig med att notera att det yttersta skalet hos en jon inte brukar kallas valensskal. Elektroner i valensskalet kallas för valenselektroner.

I en ädelgas tenderar en atom att ha åtta elektroner i sitt yttre skal (utom helium, som bara kan fylla sitt skal med två elektroner). Detta tjänar som modell för oktettregeln som främst är tillämplig på huvudgruppens grundämnen i andra och tredje perioden. När det gäller atomorbitaler är elektronerna i valensskalet fördelade med 2 i den enda s-orbitalen och 2 vardera i de tre p-orbitalen.

För samordningskomplex som innehåller övergångsmetaller består valensskalet av elektroner i dessa s- och p-orbitaler samt upp till 10 ytterligare elektroner, fördelade som 2 i var och en av 5 d-orbitaler, vilket ger totalt 18 elektroner i ett komplett valensskal för en sådan förening. Detta kallas för regeln om arton elektroner.

Möjligt antal elektroner i skal 1-5
Shell	Elektroner
1	2
2	8
3	18
4	32
5	32
6	18
7	8

Underskal

Elektronernas underskal identifieras med bokstäverna s, p, d, f, g, h, i etc., vilket motsvarar de azimutala kvanttalen (l-värden) 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 etc. Varje skal kan innehålla upp till 2, 6, 10, 14 och 18 elektroner, eller 2(2l + 1) elektroner i varje underskal. Notationerna "s", "p", "d" och "f" har sitt ursprung i ett nu diskrediterat system för att kategorisera spektrallinjer som "skarpa", "huvudsakliga", "diffusa" eller "grundläggande", baserat på deras observerade finstruktur. När de fyra första typerna av orbitaler beskrevs förknippades de med dessa typer av spektrallinjer, men det fanns inga andra namn. Beteckningarna "g", "h" och så vidare härleddes genom att följa den alfabetiska ordningen.

Frågor och svar

F: Vad är ett elektronskal?

S: Ett elektronskal, eller huvudenerginivå, är den del av en atom där elektroner befinner sig i omloppsbana runt atomkärnan.

F: Hur många elektroner kan finnas i ett visst skal?

S: Antalet elektroner som kan finnas i ett visst skal är lika med 2n2.

Fråga: Vad säger Bohrmodellen om elektroner?

Svar: Bohrmodellen säger att elektronerna kretsar kring kärnan på vissa avstånd så att deras banor bildar "skal".

F: Vem presenterade denna term?

S: Denna term presenterades av Niels Henrik David Bohr.

F: Vad utgör elektronkonfigurationen i en atom?

S: Elektronskalen utgör en atoms elektronkonfiguration.

Fråga: Består alla atomer av ett eller flera elektronskal?

S: Ja, alla atomer har ett eller flera elektronskal.

F: Har alla elektronskal olika antal elektroner?

Svar: Ja, alla elektronskal har ett varierande antal elektroner.

Sök