Electron Configuration in the Periodic Table

00:01 Wenden wir dies nun auf etwas viel Interessanteres oder vielleicht praktisches an.

00:04 Etwas, das Sie schon gesehen haben, ist das Periodensystem.

00:06 Das Tolle an diesen 4 Quantenzahlen, die die vier unterschiedlichen möglichen Formen der Orbitale, die L-Quantum Zahl, beinhalten, ist, dass nur diese 4 Zahlen die gesamte Form des Periodensystems beschreiben und warum es so aussieht, wie es aussieht.

00:23 Werfen Sie also einen Blick auf das Periodensystem, das wir hier geschrieben haben.

00:26 Vergessen Sie nicht, dass in unserer Notation der Elektronenkonfiguration, die wir hier auf der linken Seite geschrieben haben, Sie das Energieniveau und die Form des Energieniveaus L immer mitschreiben.

00:36 Und dann gibt man die Anzahl der Elektronen an, die sich in dieser Form befinden, mit einer kleinen Superschrift über dem l, dem spd oder f.

00:43 Wenn man sich das Periodensystem ansieht, kann man genau diese Zahlen, die wir gerade beschrieben haben, erkennen.

00:48 So sehen wir zum Beispiel in der Spalte ganz links diese beiden blauen Spalten.

00:53 Und davon gibt es zwei, denn dies ist unser "S"-Orbital, dieses perfekt kugelförmige Orbital.

00:59 In die Spalte ganz links passen also nur zwei Elektronen.

01:04 Denn nochmals, in das sphärische Orbital, kann nur ein Spin-Up-Elektron und ein Spin-Down-Elektron passen.

01:08 Weiter zum nächsten Abschnitt, der sich ganz rechts im Periodensystems befindet, das ist der rosa Bereich.

01:14 Wir haben die "p"-Orbitale.

01:16 Die Lappenstruktur.

01:18 Jetzt können Sie sehen, warum es sich in diesem Abschnitt des Periodensystems um feste Spalten handelt.

01:22 Wir haben, wie gesagt, 6 Spalten und können 6 Elektronen in der p-Form unterbringen.

01:28 Und so haben wir 6 Zeilen oder 6 Spalten im rosa Bereich haben.

01:32 Wir haben 2 Spalten im blauen Bereich.

01:34 Und wir haben jetzt auch den "d"-Abschnitt, die d-Orbitalform.

01:38 Und das ist in Gelb, genau in der Mitte.

01:40 Und jetzt haben wir schon gesagt, dass wir 10 Spalten haben werden.

01:43 weil diese Atome, oder besser gesagt dieses bestimmte Orbital 10 Elektronen aufnehmen kann.

01:49 Und wieder Spin-Up und Spin-Down-Elektronen für jede unterschiedliche Ausrichtung.

01:52 Schließlich, hier gewissermaßen in einem Tiefdruck geschrieben, ist diese grüne Reihe.

01:57 Hier haben wir die f-Orbitale.

01:59 Die höchste Orbitalform, die wir im Periodensystem erlebt haben.

02:03 Und wie wir bereits gesehen haben, ist die Anzahl der Elektronen, die man unterbringen kann 14.

02:08 Und das können Sie sich wieder selbst ausrechnen, und zwar so wie wir gerade beschrieben haben.

02:12 Indem Sie sich also dieses Periodensystem anschauen, können wir die elektronische Struktur für jedes Atom beschreiben, das im Periodensystem erscheint.

02:18 Zuallererst sollte ich also auf etwas hinweisen, nämlich dass es hier eine gewisse Unstimmigkeit zu geben scheint, nämlich, dass das Helium ganz rechts so aussieht, als wäre es ganz links in der blauen Spalte.

02:33 Und der Grund dafür, dass es ganz rechts steht, ist eine Konvention, die mit den Edelgasen zu tun hat, die ich in einer Minute besprechen werde.

02:38 Aber für diese Struktur der Tabelle, die wir gerade beschrieben haben, können Sie sich vorstellen, dass das Helium in Bezug auf die elektronische Struktur in der Spalte ganz links steht.

02:46 Aber zählen wir doch mal die Elektronen im Heliumatom.

02:48 Die Art und Weise, wie wir die Anzahl der Elektronen im Heliumatom beschreiben ist 1, wobei 1 für das Energieniveau steht, das uns sagt, in welche Zeile des Periodensystems, in dem wir uns befinden.

02:57 Wir befinden uns also in der ersten Reihe, im ersten Energieniveau für unsere Elektronen.

03:01 In der s-orbitalen Form.

03:03 Da das Helium gewissermaßen in die erste Spalte steht, befindet es sich immer noch in dieser kreisförmigen Umlaufbahn.

03:09 Und dann haben wir zwei Elektronen, denn anstatt in dieser blauen Spalte von zwei, anstatt Hydrogen zu sein, da würde das erste 1 Elektron haben, befindet sich Helium in der nächsten Spalte, hat also zwei Elektronen.

03:21 Die Elektronenstruktur für Helium ist also 1s2.

03:25 Wir können weitergehen und dieselbe Art von Analyse für höhere Elementzahlen verwenden.

03:29 Für Fluor hier zum Beispiel, wir haben eine Struktur, die 1s2 ist, Wir zählen also mit.

03:35 Wir lesen es einfach wie ein Buch.

03:37 Sie beginnen oben links.

03:38 Sie lesen nach rechts und gehen dann in die nächste Zeile.

03:40 Sie beginnen oben rechts und gehen dann zur nächsten Reihe und so weiter.

03:45 Wenn wir dies für Fluor tun, beginnen wir oben links bei Wasserstoff, wir lesen mit und wir haben die 1s2.

03:49 So wie wir es bei Helium hatten.

03:52 Und dann gehen wir in die nächste Reihe.

03:53 Und wir machen weiter, bis wir bei Fluor ankommen.

03:55 In der nächsten Zeile müssen wir dann die nächste Zeile der blauen Spalte zählen.

03:59 Das ist ein 2s2.

04:00 2, denn wir befinden uns jetzt auf dem zweiten Energieniveau.

04:03 S, weil wir immer noch in dieser blauen Form sind, den s-Orbitalen, oder Kreisbahnen.

04:07 Und 2, weil die Größe dieser beiden Spalten zwei Elektronen entspricht.

04:11 Und dann lesen wir einfach durch, wir übergehen den gesamten Abschnitt D, weil wir nicht tief genug in unseren Energieniveaus gegangen sind um dort anzugelangen, Wir lesen also den ganzen Weg hinüberweg durch und springen zu den p-Orbitalen, der rosa Bereich.

04:23 Und fangen einfach an zu zählen, wie viele Elektronen wir haben bis wir zu Fluor kommen.

04:27 P könnte im Prinzip 60 Elektronen aufnehmen, aber wir gehen noch nicht den ganzen Weg nach rechts im Periodensystem.

04:34 Wir zählen nur bis zu Fluor.

04:36 Wir zählen also nur fünf unterschiedliche Kästchen oder 5 Elektronen.

04:40 Wenn Sie also genau diese Methode anwenden, können Sie einfach durch das Lesen des Periodensystems die elektronische Struktur von Fluor finden, genau wie geschrieben.

04:47 1s2s2 2p5.

04:51 Wenn wir weitergehen, können wir einen Weiteren sehen.

04:53 So können wir zum Beispiel bei Phosphor hinuntergehen.

04:55 Und wir werden genau dieselbe Zählmethode anwenden, die wir beschrieben haben.

04:58 Wir beginnen oben, gehen nach links, gehen nach unten und wir bauen unsere Orbitalen weiter auf.

05:01 Wir haben 2s2 und dann 2p6.

05:04 Und dann gehen wir eine weitere Reihe hinunter und haben die drei Ebenen die 3s2.

05:07 Und dann kommen wir zu den 3 p.

05:09 Wir gehen den ganzen Weg hinüber zum Rosa.

05:11 Aber wir haben nur wenige dieser Elektronen im p-Bereich.

05:14 Das Problem dabei ist, dass man sich vorstellen muss, was passiert, wenn wir weitermachen.

05:17 Die Sache wird einfach immer größer und größer und größer.

05:19 Wir sind im Periodensystem immer tiefer und tiefer gegangen, die Länge unserer Elektronenkonfigurationsschreibweise wird völlig unpraktisch werden.

05:28 Wir haben also einen Trick.

05:29 Was wir nun tun, ist das vorherige Edelgas anzuschauen.

05:32 Das ist also das Edelgas, von dem ich gesprochen habe.

05:35 Das Edelgas, das Sie ganz rechts im Periodensystem sehen können, ist als die Spalten ganz rechts definiert, was bedeutet, dass die Elektronen-Orbitale gefüllt sind.

05:44 Was wir damit meinen, ist, wenn Sie den ganzen Weg bis rechts gegangen sind, und Sie alle Elektronen gezählt haben, die in ein bestimmtes Orbital passen.

05:53 Wir haben das vor kurzem bei Fluor gesehen, wie wir es entlang des p-Orbitals gezählt haben und mehr und mehr Elektronen hinzugefügt haben.

05:58 Aber wir hielten an, bevor wir ganz rechts ankamen.

06:00 Denn Fluor war nicht weit genug weg.

06:03 Die Edelgase sind das Gegenteil.

06:05 Die edlen Gase sind immer, nachdem Sie alle Ihre Elektronen gezählt haben.

06:08 Und so sagen wir, dass die Edelgase ihr äußeres Orbital ihre äußere Schale mit Elektronen gefüllt haben.

06:13 Und das ist die Konvention, die ich mit Helium erwähnt habe.

06:16 Der Grund, warum wir Helium ganz nach rechts schreiben, obwohl es sich um ein blaues Kästchen handelt und in diesem Periodensystem blau ist, ist, dass Helium auch ein Edelgas ist.

06:24 Die äußere Schale, die s-Schale, ist vollständig gefüllt.

06:27 Helium verhält sich also auch wie ein Edelgas.

06:30 Anhand dieser Edelgase wissen wir also, dass zum Beispiel, wenn ich bis zum Phosphor hochzähle, ich wieder von von links nach rechts, von oben nach unten, lesen würde, immer weiter.

06:40 Und kurz bevor ich zur Phosphorreihe gehe, als ich noch in der zweiten Reihe bin, weiß ich, dass ich, da ich um zu Phosphor zu gelangen, über die gesamte Reihe lesen muss.

06:48 Was ich also tun kann, anstatt die gesamte elektronische Struktur für den Phosphor wieder von vorne zu zählen, und diesen großen, langen Ausdruck zu zählen, ich könnte stattdessen einfach mit dem vorherigen Bezugspunkt beginnen, wenn Sie so wollen.

07:00 Wir schreiben es so.

07:01 Sie sehen, dass Neon das Edelgas ist, das kurz vor Phosphor ist.

07:06 Wir wissen auch, wie die elektronische Struktur von Neon aussehen würde, weil wir im Periodensystem bis zu diesem Punkt weiterzählen.

07:12 Was wir also für Phosphor tun, ist, dieses Neon einfach in Klammern zu setzten, was die gesamte elektronische Struktur für Neon darstellt.

07:19 Es ist also eine Art abgekürzter Sprungpunkt, ein abgekürzter Ausgangspunkt.

07:24 Denn wir wissen sehr genau, was die elektronische Struktur für Neon ist, wir können es zählen.

07:28 Und wir können alle unsere Orbitale aufschreiben.

07:30 Alles, was wir tun, ist, bei Neon anzufangen und dann weiterzulesen.

07:34 Also in die nächste Reihe zu gehen.

07:36 Fangen Sie an, diese 3s-Orbitale zu lesen, springen Sie den ganzen Weg hinüber und lesen Sie die 3p-Orbitale bis zum Phosphor.

07:43 Also noch ein Beispiel, damit wir diese Neonstruktur verstehen, also diese Edelgasstruktur.

07:47 Versuchen Sie es mal mit diesem.

07:48 Nehmen wir an, es handelt sich um Titan.

07:50 Wie Sie hier sehen können, befindet sich Titan jetzt in der D-Ebene.

07:54 Sie könnten, wenn Sie möchten, auf das vorherige Edelgas verweisen und versuchen die elektronische Struktur für Titan aufzuschreiben.

08:01 Ich werde es gleich hier zeigen Ich würde also empfehlen, eine Pause einzulegen.

08:04 Versuchen Sie es doch einmal mit genau diesen Konventionen, die wir gerade eingeführt haben.

08:08 Wenn Sie dies getan haben, sieht es hoffentlich so aus.

08:11 Man beginnt mit Argon, dem früheren Edelgas, direkt vor dem Titan.

08:16 Und dann lesen Sie weiter.

08:17 Sie gehen in die nächste Reihe.

08:19 Sie lesen durch diese Reihe zu den zwei der 4. Elektronen-Energieniveaus in dieser Konfiguration, diesen s.

08:28 Und dann geht es direkt in die D-Struktur.

08:29 Aber alleine diese beiden ersten Elektronen in der d-Struktur ergeben die 4s2 3d2, um die Elektronenstruktur des Titans zu erhalten.