Mehr über Orbitale und Elektronenkonfiguration

Mehr Gespür für Orbitale bekommen. Elektronenkonfiguration kurz anreissen.

In den letzten Videos lernten wir, dass

die Elektronenkonfiguration in einem Atom keine einfache, klassische

Newtonsche Umlaufbahn ist.

Und dass im Bohrschen Atommodell der Elektronen

-zur Wiederholung -

-weil es wichtig ist -

der Kern nur ein winziger,

Punkt im ganzen Volumen des Atoms ist.

Und dass das Elektron nicht in Umlaufbahnen verläuft

wie ein Planet um die Sonne.

Statt Umlaufbahnen haben wir

Orbitale, diese Wahrscheinlichkeitsdichtefunktionen.

So ein Orbital -- angenommen, dass hier ist der Kern,

und wenn ihr irgendeinen Punkt im Raum um den Kern nehmt

würde die Wahrscheinlichkeit beschreiben, das Elektron vorzufinden.

Genau genommen könnte es einem beliebigen Volumen des

Raums um den Kern herum sein mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit

das Elektron vorzufinden.

Wenn wir eine Reihe von Schnappschüssen

des 1s Orbitals machen

würde es so aussehen.

Man kann es kaum sehen, aber es ist eine Kugel um den Kern

im niedrigste Energiezustand eines Elektrons.

Wenn ihr nun einige

Schnappschüsse vom Helium macht,

das 2 Elektronen hat,

beide im 1s Orbital,

würde es so aussehen.

Wenn Du eine Aufnahme machst, ist es vielleicht hier

im nächsten Moment vielleicht hier

dann ist das Elektron dort.

Dann wiederum dort.

Dann wäre es hier

Wenn Du weiter Aufnahmen machst

wären einige davon ziemlich nahe dran

Nach aussen hin wird es immer dünner

wenn Du immer weiter wegkommst.

Aber es ist viel wahrscheinlicher, dass ihr

das Elektron näher am Atomkern findet als ausserhalb.

Obwohl ihr das Elektron vielleicht

hier ganz aussen beobachtet habt, oder hier,

könnte es sich überall befinden.

Aber wenn Du viele Beobachtungen machst,

wirst Du sehen, was die Wahrscheinlichkeitsfunktion beschreibt.

Sie sagt, es gibt eine geringere Wahrscheinlichkeit, dass

das Elektron in diesem kleinen Raumvolumen ist

als in jenem Raumvolumen.

Und wenn ihr dieses Diagramme eines Orbitals seht,

sieht es ähnlich wie eine Kugel aus.

Ich versuche es mal in 3D.

Das ist die Aussenseiten, und der Kern

sitzt irgendwo auf der Innenseite.

Es besagt also bloß,

wo kann ich das Elektron zu 90% der Zeit finden.

Also OK,

ich kann das Elektron 90% der Zeit in diesem Kreis finden.

Wenn ich einen Querschnitt machen.

Aber hin und wieder kann das Elektron außerhalb sein

mit einer gewissen Wahrscheinlichkeit.

Dies kann einfach passieren.

Ihr könnt das Elektron immer noch hier finden,

wenn das das Orbital ist, über das wir reden.

Korrekt?

Iim letzten Video haben wir gesagt

dass die Elektron die Orbitale füllen

vom niedrigsten Energiezustand zum höchsten.

Ihr könntet es euch so vorstellen.

Wenn ich Tetris spiele

oder wen ich die Würfel stapele, lege ich den ersten Würfel mit niedriger Energie

unten hin, dann setze ich den nächsten Würfel drauf

auf diesen niedrigen Energiezustand

Aber ich habe nur soviel Raum zur Verfügung.

Den dritten Würfel setze ich auf den nächsten Energiezustand

In diesem Fall wäre es potentielle Energie

richtig?

Das ist klassische Newtonsche Physik.

Aber mit den Elektronen ist es das selbe.

Wenn ich zwei Elektronen im 1s Orbital habe

zum Beispiel die Elektronenkonfiguration von Helium ist 1s2

kann ich das Dritte Elektron nicht mehr hier hineinsetzen

weil nur Platz für 2 Elektronen ist.

Diese zwei Elektronen werden nun das

Dritte abstoßen,

also muss ich zum 2s-Orbital gehen.

Wenn ich das 2s Orbital hier oben drauf zeichne

würde es ungefähr so aussehen.

Hier habe ich eine hohe Wahrscheinlichkeit, die Elektronen zu finden

in dieser Schale, die um das 1s Orbital herum liegt.

Wenn ich es mit Lithium zu tun habe,

Habe ich nur ein extra Elektron.

Dieses extra Elektron, könnte ich vielleicht

hier beobachten.

Aber hin- und wieder könnte es dort auftauchen

oder dort oder dort auftauchen, aber die

höchste Wahrscheinlichkeit wäre hier.

Wo hält es sich in 90% der Zeit auf?

Es wäre in dieser Schale, das das Zentrum umgibt.

Wenn es in 3D wäre ist, würdet ihr

es verdecken.

Dann wäre es diese Schale.

So wie es hier steht.

Sie sagen 1s.

Dies ist bloß eine rote Schale.

Und dann die 2s.

Die zweite Energieschale ist diese blaue Schale darüber.

Und ihr könnt es ein wenig besser sehen,

in den höheren Energieorbits, den höheren Energieschalen,

z. B. die siebte Energieschale ist Rot dargestellt.

Dann habt ihr Blau und dann Rot und dann die Blaue

Jetzt habt ihr eine Vorstellung davor, dass es Energieschalen gibt.

So überlagern sich die s-Energieschalen um die Anderen.

Das seht ihr hier.

Das allgemeine Prinzip ist, dass

die Elektronen die Orbitale auffüllen,

von der niedrigsten Energieschale zur höheren Energieschale.

Zuerst wird das 1s-Orbital aufgefüllt.

Dies ist die 1.

Dies ist das s.

So dies ist das 1s.

Es kann 2 Elektronen unterbringen.

Als Nächstes das 2s.

Es kann noch zwei Elektronen aufnehmen.

Und dann das Nächste,

ist das 2 p-Orbitale.

Und das ist dies, genau hier.

Das 2p Orbital.

Die p-Orbitale haben eine Unterschale z, x und y.

Was heißt das?

Die p-Orbitale sehen wie eine Hantel aus.

Das sieht ein wenig unnatürlich aus, aber demnächst

werden wir euch zeigen, dass das wie eine stehende Welle ist.

Es gibt es drei verschiedene Möglichkeiten

wie ihr diese Hanteln anordnen könnt.

Eine in Z-Richtung, oben und unten.

Eine in der X-Richtung, links oder rechts.

Und dann eine in der Y-Richtung,

nach vorne und nach hinten.

Wenn ihr nun die p-Orbitale

zeichnet.

Wenn ihr sie als nächstes auffüllt.

dann füllt ihr ein Elektron hier auf, ein anderes

Elektron hier und noch ein anderes Elektron dort.

Dann füllt ihr ein anderes Elektron auf.

Über Spin und so werden wir in der Zukunft reden.

Aber, dort, dort und dort.

Und das bezeichnet man als Hundsche Regel.

Vielleicht mache ich ein Video über diese Regel,

ist aber so nicht wichtig, für die Chemie hier.

Aber es füllt sich nach dieser Regel auf, und ich

wollte, dass ihr eine Gespür dafür bekommt, wie es aussieht.

Schaut her!

Soweit man so etwas Abstraktes

überhaupt sehen kann.

Aber wenn ihr die p-Orbitale sehen wollt,

oder die Elektronenkonfiguration

für beispielsweise Kohlenstoff,

dann sieht es so aus: Die ersten beiden

Elektronen gehen ins 1s1 und 1s2.

So und dann wird ---

1s2 aufgefüllt , das ist die Kohlenstoff-Konfiguration.

Erst 1s1 dann 1s2.

Und dies entspricht der Konfiguration von Helium.

Und danach kommt es zur zweiten Schale,

welche die zweite Periode darstellt, richtig?

Deshalb heisst es Periodensystem.

Über Perioden und Gruppen werden wir noch sprechen.

Und danach füllt ihr ....

die 2s auf.

In der zweiten Periode.

Das ist die zweite Periode.

Eins, zwei.

Jetzt könnt ihr alles sehen.

So es füllt diese zwei auf.

Die 2s2.

Dann werden die p-Orbitale aufgefüllt.

So es fängt daraufhin an 1 p und danach 2 p aufzufüllen.

Und wir sind immer noch auf der zweiten Schale, so 2s2, 2p2.

Wie sähe es nun aus, wenn wir nur

dieses Orbital sehen möchten,

genau dies hier, die p-Orbitale?

So wir haben 2 Elektronen.

So ein Elektron wird hier in eine -

ich zeichne einmal ein paar Achsen -

- das ist zu dünn.

Ich zeichne die Achsen nun

Dreidimensional.

Wenn ich nun eine Reihe von Beobachtungen mache,

von den Elektronen in den p-Orbitalen,

angenommen in der pz-Dimension

dann wäre es manchmal hier,

manchmal dort , manchmal dort.

Wenn ihr weiter beobachtet,

bekommt ihr so etwas ähnliches wie diese Hantelform,

diese Hantelform genau hier.

Und für das andere Elektron, in der x Richtung

machst Du nun auch Beobachtungen.

Ich stelle das in einer anderen Farbe dar.

Es würde so aussehen.

Ihr macht weiter Beobachtungen und stellt fest

es ist wahrscheinlicher dieses Elektron

in dieser Hantelform vorzufinden.

Aber ihr könnt es auch dort draussen vorfinden.

Oder hier ...

oder dort.

Es ist lediglich eine wahrscheinlicher

es hier zu finden als hier draußen.

Und dies ist die beste Art das anschaulich zu machen.

Was wir hier machen,

heisst Elektronenkonfiguration.

Und die Art es darzustellen -- und es gibt einige -

die im Chemieunterricht verwendet werden,

aber ich mag diese,

Ihr nehmt das Periodensystem nehmt und ihr sagt,

diese Gruppen, genauer diese Spalten

füllen die s-Unterschale oder die s-Orbitale.

Ihr könnt S hier oben hinschreiben,

Diese füllen die p-Orbitale.

Lasst mich das Helium rausnehmen.

Die p-Orbitale.

Lasst mich dies machen.

Lasst mich Helium rausnehmen.

Diese nehme die p-Orbitale.

Und genau genommen, solltet ihr

Helium hier rüber nach rechts nehmen.

Richtig?

Das Periodensystem organisiert die Elemente, aber

damit sie einen Sinn ergeben und um Orbitale zu verstehen,

könntet ihr Helium nehmen.

Ich mache das so ....

Der Zauber von Computern.

Schneidet es aus und fügt dort drüben ein,

Richtig?

Und jetzt seht ihr, im Helium, das 1s1 und 2s1

also die Helium-Konfiguration ist -

1s1 und 1s2.

Wir sind in der ersten Schale.

Richtig?

Die Konfiguration von Wasserstoff ist 1s1.

Ihr habt nur ein Elektron in der S-Unterschale der ersten

Die Konfiguration von Helium ist 1s2.

Und danach füllt ihr die zweite Energieschale auf..

Die Konfiguration von Lithium ist 1s2.

Dort kommen die ersten 2 Elektronen hin.

Das Dritte kommt in 2s1.

Ich glaube, jetzt erkennt ihr fangt an das Muster..

Beim Stickstoff kommen

drei Elektronen in die p-Unterschale.

Ihr könnt auch von hinten anfangen.

So wir sind gerade in der Periode zwei,

Dies ist 2p3

Ich schreibe das einmal auf..

So ich könnte dies zuerst notieren. 2p3.

Die letzten drei Elektronen gehen ins P-Orbital.

Diese zwei kommen in das 2s2-Orbital.

Die ersten beiden auf dem niedrigsten

Energieniveau werden 1s2 sein.

Das ist die Elektronenkonfiguration von Stickstoff

und um sicher zu sein, dass ihr es richtig gemacht habt,

müsst ihr die Elektronen zählen.

2 plus 2 = 4 plus 3 = 7.

Wir sprechen über neutrale Atome.

Die Anzahl der Elektronen und Protonen ist gleich.

Die Atomzahl ist die Anzahl der Protonen.

Das ist in Ordnung.

Sieben Protonen.

Wir reden nur von den s- und p-Orbitalen

dies ist ziemlich eindeutig.

Wenn ich die Konfiguration von Silizium wissen möchte,

Wie wäre diese denn?

Wir sind in der dritten Periode.

Eins, zwei, drei.

Das wäre die dritte Reihe.

Und dies hier ist der p-Block.

Dies ist die zweite Reihe mit dem p-Block.

Ein, zwei, drei, vier, fünf, sechs.

Richtig.

Wir sind in der zweiten Reihe des p-Blocks,

also beginnen mit 3p2.

Und dann haben wir 3s2.

Und wenn alles im p-Block aufgefüllt ist.

Dann ist es 2p6.

Und dann wäre hier 2s2

Und dann füllt es die erste Schale

bevor es diese anderen Schalen auffüllt.

Also 1s2.

Dies ist die Elektronenkonfiguration von Silizium.

Und wir können bestätigen, dass wir 14 Elektronen haben sollten.

2 plus 2 ist 4, plus 6 ist 10.

10 plus 2 ist 12; plus 2 ist 14.

So das ist das mit Silizium.

Ich glaube meine Zeit ist jetzt um,

im nächsten Video werden wir uns damit zu befassen, was passiert, wenn Ihr zu

diesen Elementen kommt bzw. dem d-Block.

Und Ihr könnt eigentlich schon erraten, was passieren wird.

Wir werden diese d-Orbitale auffüllen, die

noch bizarrere Formen haben.

Und die Art und Weise, wie ich darüber denke, um nicht zu viel

Zeit damit zu verschwenden, ist, dass wenn Ihr weiter und weiter

vom Kern wegkommt, dass es mehr Platz zwischen dem unteren

und den bizarr-geformten Orbitalen gibt

Dies ist jedoch eine Art des Gleichgewichtes -- Ich werde über

die stehenden Wellen in der Zukunft sprechen -- jedoch diese sind

in einem Gleichgewicht zwischen dem Versuch sich an den Kern anzunähern und den

Protonen und deren positiver Ladung,

und der positiven Ladung der Elektronen.

Weil die Elektronen durch ihre Ladung angezogen werden,

während gleichzeitig den anderen Elektronenladungen ausgewichen wird, oder zumindest deren

Massenverteilung.

Nichts für ungut, ich sehe Euch im nächsten Video.