
Turkish: 
Ben profesör Dave, hadi şu kuantum sayılarını öğrenelim!
Şimdi elektronların hem parçacık hem de dalga olduğunu anladığımıza göre,
elektronların bir atomun içinde nasıl düzenlendiğini öğrenmeye hazırız.
Bir atomda bulunan tüm elektronların konumu ve enerjisi
farklı atomik yörüngeleri ifade eden 4 adet kuantum sayı seti tarafından belirlenir.
Orbital, bir elektronun bulunabileceği olasılık bölgesidir.
s, d, p ve f olmak üzere farklı şekillerde orbitaller vardır
ve böyle gözükürler
Unutmayın ki, bu şekiller elektronları değil, sadece uzayda elektronların bulunabileceği bölgeleri temsil eder
ve her biri iki elektrona kadar barındırabilir.
Bir atomun ne kadar çok elektronu varsa, hepsini barındırabilmesi için, o kadar çok orbitale ihtiyacı vardır.
ilk kuantum sayısı, herhangi bir pozitif tamsayı değerine sahip olabilecek olan temel kuantum sayısı n'dir.
Bohr modelini öğrendiğimizde bunu görmüştük,
elektronun enerji seviyesini temsil eder.

German: 
Professor Dave hier, lasst uns Quantenzahlen verstehen
da wir nun verstehen, dass Elektronen sowohl Teilchen, als auch Wellen sind, sind wir bereit, zu lernen, wie
Elektronen in einem Atom angeordnet sind. Der Aufenthaltsort und die Energie jedes Elektrons
in einem Atom wird von einem Satz von vier Quantenzahlen bestimmt, die verschiedene
Atomorbitale beschreiben. Ein Orbital ist ein Bereich, in dem ein Elektron gefunden werden kann
es gibt s-, d-, p- und f-Orbitale mit verschiedenen Formen und sie sehen wie folgt aus:
Zur Erinnerung: diese Formen sind keine Elektronen, sondern Raumbereiche, in denen sich Elektronen
aufhalten können und jeder kann bis zu zwei Elektronen beherbergen. Je mehr Elektronen ein Atom
hat, desto mehr dieser Orbitale wird es benötigen, um sie alle unterzubringen. Die erste
Quantenzahl ist die Hauptquantenzahl n, die Werte jeder positiven ganzen Zahl annehmen kann
Wir haben das beim Atommodell von Bohr gesehen. Sie

French: 
Ici Professeur Dave, appenons en sur les nombres quantiques
maintenant que nous avons compris que les electrons sont à la fois ondes et particules nous sommes prêt à apprendre la façon dont
les électrons sont arrangés dans un atome.
La localisation et l'énergie
d'un atome est caracterisée par un groupe de quatre nombres quantiques qui décrivent différentes
orbitales atomiques. 
Une orbitale est une zone de probabilité où un electron peut
être. Il existe des orbitales s, d, p & f de différentes formes, et elles ressemblent à cela.
Souvenez vous: ce sont des formes PAS des électrons, c'est juste une zone spatiale où les électrons
peuvent être. Et chacune peuvent contenir jusqu'à deux electrons. Plus un atome
possède d'électrons, plus il aura besoin d'orbitales afin de tous les accueillir. Le premier
nombre quantique est le nombre quantique principal "n", n étant un
entiers naturels. Nous l'avons appris lorsque nous avons vu le modèle de Bohr,

Chinese: 
我是戴夫教授
讓我們來了解一下量子數
我們已經知道電子既是粒子也是波動
我們就可以了解電子如何分布在原子中
每個電子在原子中的位置與能量由一組4個的"量子數"決定
它用來描述不同的原子軌域
原子軌域是電子可能在一個區域被發現的機率
有著不同形狀的s、d、p和f軌域
它們看起來像這樣
要記住 這些形狀不是電子
而是電子的在空間中可能出現的位置
每個軌域最多可以容納兩個電子
原子擁有越多電子 它就需要更多軌域來容納所有的電子
第一個量子數是主量子數n
它可以是任何的正整數
我們在學波耳氫原子模型的時候已經見過它了
他代表了電子的能階。

Arabic: 
بروفسور ديف هنا، هيا نتعلم عن الأعداد الكمية
نحن ندرك الآن أن الإلكترونات عبارة عن جسيمات وموجات في آن واحد، ومستعدين لتعلم كيف
تنتظم الإلكترونات داخل الذرة. موقع وطاقة كل إلكترون
داخل الذرة يُحدد بمجموعة من أربعة أعداد كمية تصف
مدارات ذرية مختلفة. المدار هو منطقة احتمال تواجد الإلكترون
المدارات هي  s ,d ,p,f بأشكال مختلفة
وهي تبدو هكذا
تذكر هذه الأشكال ليست الإلكترونات وإنما المنطقة في الفراغ التي يمكن إيجاد الإلكترون فيها
وكل مدار يمكنه أن يصل لإلكترونين. كلما زاد عدد الإلكترونات التي تحملها الذرة
زاد عدد المدارات لتتسع لجميع الالكترونات.
أول عدد كمي هو "عدد الكم الرئيسي" الذي بإمكانه أن يتخذ قيمة أي عدد صحيح موجب
رأينا هذا عندما تعلمنا عن نموذج بور

English: 
professor Dave here, let's learn about
quantum numbers
now that we understand that electrons are both
particles and waves we are ready to learn about how
electrons are arranged in an atom. the
location and energy of every electron
in an atom is determined by a set of 4
quantum numbers that describe different
atomic orbitals. an orbital is a region
of probability where an electron can be
found. there are s, d, p, and f orbitals with
different shapes and they look like this
remember these shapes are not electrons,
just regions in space where electrons
can be and each one can hold up to two
electrons. the more electrons an atom
has the more of these orbitals it will
need to accommodate them all. the first
quantum number is the principal quantum
number n, which can have any positive
integer value. we saw this when we
learned about the Bohr model, it

Spanish: 
Aquí el profesor Dave, vamos a aprender sobre los números cuánticos
Ahora que entendemos que los electrones son tanto partículas como ondas estamos listos para aprender cómo
los electrones se organizan en el átomo. La localización y energía de cada electrón
en un átomo se determina por un set de 4 números cuánticos que describen diferentes
orbitales atómicos. Un orbital atómico es una región de probabilidad donde un electrón puede
ser encontrado. Hay orbitales tipo s, d , p y f con diferentes formas y se ven así
Solo recuerda que estas formas no son electrones, solo regiones en el espacio donde los electrones
se pueden encontrar y cada una puede ocupar hasta dos electrones. Mientras más electrones tiene un átomo
más de estos orbitales necesitará para acomodarlos todos. El primer
número cuántico es el número cuántico principal (n), que puede ser cualquier número entero
positivo. Vimos esto cuando aprendimos sobre el model de Bohr, este

Turkish: 
Her yörünge bir n değerine sahiptir ve n değeri ne kadar büyükse yörünge çekirdekten o kadar uzaktır.
sonraki kuantum sayısı, açısal momentum kuantum sayısı l'dir
Bu 0'dan (n-1)'e kadar herhangi bir değere sahip olabilir.
Örneğin,bir elektronun n değeri 3 ise, l değeri sıfır, bir veya iki olabilir
çünkü 3-1=2'dir
L değeri yörüngenin şeklini ortaya koyar.
L 0'a eşit olduğunda, her enerji seviyesi başına bir tane olmak üzere, küresel s yörüngelerinden bahsediyoruz.
L değeri 1 e eşit olduğunda, üç eksende dışa doğru uzanan loblar halindeki p yörüngelerini tanımlıyoruz.
Bunlardan enerji seviyesi başına 3 tane vardır.
L değeri 2 ye eşit olduğunda enerji seviyesi başına 5 tane olan, garip görünüşlü d yörüngelerini tanımlıyoruz
L değeri 3'e eşit olduğunda, enerji seviyesi başına 7 tane olan ve daha da garip görünen f orbitallerine sahip oluruz
Bir de manyetik kuantum sayısı m alt l'imiz vardır.

Spanish: 
representa el nivel de energía del electrón. Cada orbital tendrá "n"
valores y mientras más grandes son, más se alejan del núcleo. El
siguiente número cuántico es el número cuántico del momentum angular (l), que puede tener
cualquier valor desde 0 hasta (n-1). Por ejemplo, si un electrón tiene un valor n
de 3, entonces puede tener un valor l de 0, 1 o 2, porque 2 es
igual a (n-1). El valor de l describe la forma del orbital. Cuando l=0 estamos
describiendo el orbital "s", que es esférico, y hay uno de estos por nivel
de energía. Cuando l=1 estamos describiendo el orbital "p", los cuáles son lóbulos
que se extienden hacia afuera en tres ejes. Hay tres de estos por nivel de energía. Cuando
l=2 estamos describiendo el orbital "d", que tiene forma rara. Hay 5 de estos
por nivel de energía. Y cuando l=3 obtenemos el orbital "f", que es aún
más raro. Hay 7 por nivel de energía. Ahora tenemos el número cuántico magnético "m sub l" .

Chinese: 
每個軌道都會有一個n值
n的值越大 它就離原子核越遠
下一個量子數是角量子數ℓ(L的小寫草書)
它可以是0到n-1之間的任何整數
例如 如果電子的主量子數n值為3
則它的角量子數ℓ可以是0、1或2  因為2是3-1
ℓ值描述的是軌域的形狀。
當ℓ等於0時，描述的是球形的s軌域
這個軌域只有一個能階
當ℓ等於1時
說的是啞鈴形的p軌道
分別朝著三個軸向外延伸
每個能階中有三種軌域
ℓ等於2時 描述的是形狀長得奇怪的d軌域
有五種軌域
當ℓ等於3，描述的是形狀更詭異的f軌域
有七種軌域

English: 
represents the energy level of the
electron. each orbital will have an n
value and the larger the value of n the
further away from the nucleus it is. the
next quantum number is the angular
momentum quantum number l, this can have
any value from 0 to n minus one. for
example if an electron has an n value
of three it can have an L value of
either zero, one, or two because two is
3-1. the L value describes the shape of
the orbital. when l equal 0 we are
describing s orbitals which are
spherical, just one of these per energy
level. when l equals one we are
describing P orbitals which are lobes
that extend outwards on three axes. there
are three of these per energy level. when
l=2 we are describing d
orbitals which are weird looking, five of
these per energy level. and when l equals
three we get f orbitals, which are even
weirder looking, 7 per energy level. next
we have the magnetic quantum number m sub l.

Arabic: 
وهو يوضح مستويات الطاقة للإلكترون. كل مدار سيملك قيمة n
وكلما كانت قيمة n أكبر، كان المدار أبعد عن النواة.
العدد الكمي التالي هو "عدد الكم الزخم الزاوي"(أسماء أخرى: عدد الكم السمتي، الزاوي ، الثانوي، المداري)
يمكن أن يملك أي قيمة من الصفر وحتى n-1.
مثلا، إذا كان الإلكترون يملك قيمة n تساوي 3
فإن قيمة l قد تكون صفر أو واحد أو اثنان، لأن اثنين هي 3-1
قيمة L  تصف شكل المدار. عندما تساوي L=صفر
نحن نصف مدارات S الكروية، فقط مدار واحد لكل مستوى طاقة
عندما L تساوي واحد،  نحن نصف مدارات p الفلقية
التي تتمدد خارجا بثلاث محاور. يوجد ثلاث مدارات منها لكل مستوى طاقة
عندما L تساوي اثنين، نحن نصف مدارات d غريبة الشكل ، خمس منها
لكل مستوى طاقة. وعندما L تساوي ثلاثة، نحصل على مدارات f التي تبدو أكثر غرابة،
سبعة منها لكل مسوى طاقة. بعد ذلك لدينا العدد الكمي المغناطيسي ml

German: 
repräsentiert das Energieniveau des Elektrons. Jedes Orbital hat einen Wert für n
und je größer dieser Wert ist, desto weiter entfernt vom Kern ist es.
Die nächste Quantenzahl ist die Drehimpulsquantenzahl l. Diese kann
Werte von 0 bis (n-1) annehmen. Wenn ein Elektron zum Beispiel einen n-Wert von
3 hat, kann es einen l-Wert von entweder 0, 1 oder 2 haben, denn 2 ist gleich
3-1. Der l-Wert beschreibt die Form des Orbitals. Wenn l = 0, dann
handelt es sich um s-Orbitale, die kugelsymmetrisch sind und von denen es nur eines je Energieniveau gibt.
Wenn l = 1, handelt es sich um p-Orbitale, die keulenförmige Gebilde darstellen
die sich entlang der drei Raumrichtungen erstrecken. Es gibt drei von ihnen je Energielevel
Mit l=2 beschreiben wir d-Orbitale, die seltsam aussehen mit je fünf ihrer Sorte
je Energielevel und wenn l=3, haben wir f-Obitale, die sogar noch
seltsamer aussehen. Sieben je Energielevel. Als Nächstes haben wir die Magnetquantenzahl ml.

French: 
n représente le niveau d'énergie d'un électron. 
Chaque orbital possedera une valeur n
et plus la valeur de n sera importante plus l'électron sera eloigné du noyau. Le
prochain nombre quantique est le nombre quantique secondaire "l"  (quantifie le moment angulaire de l'orbitale), il peut prendre
une quelconque valeur allant de 0 à n-1.
Par exemple, si un electron possède une valeur n=3
il pourra prendre une des valeurs parmi, 0, 1 ou 2, 
car 2 = 3-1.  (n=3 => lmax=3-1=2)
La valeur l décrit la FORME de l'orbitale. 
Lorsque l = 0 on
décrit les orbitales s qui sont sphériques.
Il n'y en a qu'UNE par niveau d'energie.
Lorsque l = 1 on décrit les orbitales p, 
en forme de lobes
qui s'étendent vers l'exterieur des trois axes. 
Il y en a 3 par niveau d'énergie. 
Lorsque
l=2 on parle d'orbitales d'apparences étranges.
Il en existe 5
par niveau d'énergie . Et quand l = 3 l'on a les orbitales f, qui sont encores plus
étranges visuellement. 
Elles sont 7 par niveau d'énergie. Ensuite, nous avons le nombre quantique magnétique

French: 
m indice l qui peut prendre des allants de - l à l
donc si l = 2
m indice l peut être -2, -1, 1, 0, 1, ou 2. 
Ce nombre quantique fixe
le nombre d'orbitales qu'il y a par niveau d'énergie,
et décrit par conséquent une orbitale spécifique parmi un ensemble distinct. Lorsque l = 0
m indice l doit aussi être égal à 0 ,
et c'est pour cela qu'il n'existe qu'UNE seule orbitale S par
niveau d'énergie. Lorsque l = 1,  m indice l peut prendre 3 valeurs, c'est pour cela
qu'il existe 3 orbitales de niveau d'énergie.
Si la valeur l= 2 cela nous donne
 5 valeurs pour m indice l
et 5 orbitales d, et une valeur l = 3 nous donne les 7 orbitales f.
Le dernier nombre quantique est simple, c'est le spin. 
m indice s
Celui ci sera soit : +1/2 ou - 1/2 quoiqu'il en soit. Donc
si chaque electron possède un unique groupement de nombres quantiques,
aucun électrons
d'un atome peuvent avoir précisemment les mêmes quatres nombres quantiques. Et ceux

Spanish: 
Este puede tener cualquier valor desde -l a +l, así que si l es
2, m sub l puede ser -2, -1, 0 1 o 2. Este número cuántico determina
cuántos orbitales hay por nivel de energía
y por lo tanto describe un orbital específico entre un set particular. Cuando I
es 0 m sub l también debe ser 0, y por eso solo hay un orbital s por
nivel de energía. Cuándo l=1 m sub l puede tener tres valores y por eso hay
tres orbitales "p" por nivel de energía. Un valor de l=2 nos da 5 valores de m sub l
y 5 orbitales d, y un valor de l=3 nos da 7 orbitales f.
El último número cuántico es uno fácil. Es el número cuántico del "spin" (m sub s).
Este va a ser +1/2 o -1/2, no importa que. Entonces
todo electrón en un átomo tiene un set único de números cuánticos, y ningún par  de electrones
en un átomo puede tener precisamente los mismos cuatro números cuánticos, como dice el

Arabic: 
يمكن أن يمتلك أي قيمة بين L- و L+  
لذا إذا كانت قيمة L =2
فإن mlيمكن أن تكون -2, -1 , 0, 1 ,2
العدد الكمي هذا يحدد
كم عدد المدارات الموجودة للنوع لكل مستوى طاقة
لذلك تصف مدار  محدد  بين مجموعة معينة
 
 
 
 
 
 
 
 

English: 
this could have a value of
anywhere from negative L to L so if L is
2 m sub l can be -2, -1
1, 0, 1 or 2. this quantum number determines
how many orbitals there are of a type
per energy level
and therefore describes a specific
orbital amongst a particular set. when l
is zero m sub l must also be 0 and
that's why there's only one s orbital per
energy level. when l is one m sub l can
have three values which is why there are
three P orbital energy level. an L value
of two gives us five values for m sub l
and five d orbitals, and an L value of
three gives us the seven f orbitals
the last quantum number is an easy one,
it's the spin quantum number m sub s.
this one will be either one half or
negative one-half no matter what. so
every electron in an atom has a unique
set of quantum numbers, no two electrons
in an atom can have precisely the same
four quantum numbers as stated by the

Chinese: 
接下來 我們有磁量子數mℓ (m下標ℓ)
這可以是-ℓ到ℓ間的任何整數
所以如果ℓ是2
mℓ可以是-2,-1,0,1或2
這個量子數決定每個能階有多少種的軌域
因此它具體的描述了一個特定組合的軌道
當ℓ為零mℓ也必須為0和
這就是為什麼這個能階只有一個軌道的原因
當ℓ是1 mℓ可以有三個值
這就是為什麼有每個能階中有三個p軌域
當ℓ值是2時
mℓ提供了五個值與五個d軌域
ℓ值為3時
則給了我們七個f軌域
最後一個量子數比較單純
它是自旋量子數ms (m下標s)
這個數字無論如何都會是+1/2或-1/2其中之一
所以原子中的每個電子都有一個獨特的量子數組
一個原子中沒有兩個電子可以有完全相同的四個量子數

German: 
Diese kann Werte von -l bis +l annehmen. Wenn also l=2
dann kann ml die Werte -2, -1, 0, 1, 2 annehmen. Diese Quantenzahl bestimmt,
wieviele Orbitale eines Typs es je Energieniveau gibt.
und beschreibt daher ein spezifisches Orbital innerhalb eines bestimmten Satzes [von Orbitalen]. Wenn l=0
muss ml auch Null sein und daher gibt es nur ein s-Orbital je
Enegieniveau. Wenn l=1, kann ml drei Werte annehmen, weshalb es
drei p-Orbitale je Energieniveau gibt. Ein l-Wert von 2 gibt uns fünf Werte für ml
und fünf d-Orbitale und ein l-Wert von 3 gibt uns sieben f-Orbitale
Die letzte Quantenzahl ist eine leichte. Es ist die Spinquantenzahl ms.
Sie ist entweder 1/2 oder -1/2. Somit hat
jedes Elektron eines Atoms einen spezifischen Satz von Quantenzahlen; keine zwei Elektronen
eines Atoms können genau dieselben vier Quantenzahlen haben, wie es auch durch das

Turkish: 
-l'den +l e kadar herhangi bir değere sahip alabilir.
l değeri 2 ise m alt l değeri -2,-1,0,1 veya 2 olabilir.
Bu kuantum sayısı enerji seviyesi başına bir türden kaç tane yörünge olduğunu belirler
ve bu nedenle, belirli bir grup içerisindeki belirli yörüngeleri tanımlar.
L sıfır olduğunda m alt l de 0 olmalıdır ve bu yüzden enerji seviyesi başına sadece bir s yörüngesi düşer.
L 1 olduğunda m alt l 3 değere sahip olabilir ve bu yüzden enerji seviyesi başına 3 tane p yörüngesi vardır.
L=2 değeri bize m alt l için 5 değer ve 5 d yörüngesi verir
ve L=3 değeri bize yedi f yörüngesi verir.
Son kuantum sayısı kolay olan spin kuantum sayısı m alt s'tir.
Bu da her durumda ya 1/2 ya da -1/2 olacaktır.
Yani bir atomdaki her elektronun kendine özgü bir kuantum sayı kümesi vardır

German: 
Ausschlussprinzip von Pauli gefordert ist. Das liegt daran, dass ein Orbital lediglich bis zu
zwei Elektronen beinhalten kann und sogar die beiden Elektronen desselben Orbitals haben
unterschiedliche Spinquantenzahlen. Versuchen wir also, unterschiedliche Kombinationen von Quantenzahlen
und ihre Bedeutung zu beschreiben. Wenn n=1, muss l=0 gelten und ml muss
ebenfall Null sein; das bedeutet, wir beschreiben das 1s-Orbital. Es kann zwei
Elektronen fassen, die Spins [Spinquantenzahlen] von 1/2, bzw. -1/2 haben werden
Das ist das niedrigstenergetische Orbital. Daher wird jedes Atom des Periodensystems
dieses Orbital zuerst auffüllen. Die Elektronen im Wasserstoff und Helium besetzen dieses
Orbital, da es von ihnen nur eines [im Wassestoffatom], bzw. zwei [im Heliumatom] gibt. Wenn n=2 gilt,
kann l=0 gelten, was uns das 2s-Orbital liefern würde oder l kann auch 1 sein, was bedeutet
ml könnte -1, 0 oder 1, was uns zu den 2p-Orbitale führen würde. Die äußersten
Elektronen [der Elemente] der zweiten Periode des Periodensystems werden diese

Turkish: 
Pauli'nin dışlanma prensibinde belirtildiği gibi, bir atomdaki hiçbir iki elektron, aynı dört kuantum sayısına sahip olamaz.
Bunun nedeni, herhangi bir yörüngenin yalnızca iki elektron tutabilmesi
ve aynı yörüngedeki iki elektronun bile birbirlerine zıt dönüş değerlerine sahip olmasıdır.
Öyleyse farklı kuantum sayı kümelerini ve ne anlama geldiklerini tanımlamaya çalışalım.
n=1 olduğunda, l sıfır olmalı ve m alt l de sıfır olmalıdır.
Bu, bir s yörüngesini tanımladığımız anlamına gelir.
O da sırasıyla +1/2 ve -1/2 dönüşe sahip iki elektronu barındırabilir.
Bu en düşük enerji yörüngesidir, bu nedenle periyodik tablodaki her bir atom ilk önce bu yörüngeyi dolduracaktır.
Hidrojen ve Helyumdaki elektronlar, sırasıyla sadece bir ve iki elektrona sahip olduklarından, bu yörüngeyi doldururlar.
n = 2 olduğunda l sıfırdır, bu bize 2s yörüngesi verir
veya l=1 olabilir, böylece m alt l, -1, 0 veya 1 olabilir, bu da bize 2p yörüngesi verir.

Arabic: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

French: 
d'après le principe d'exclusion de Pauli. Parce que tout orbitale ne peut juste soutenir qu'un maximum de
deux électrons, et même dans une seule et même orbitale, deux électrons possèderont
des valeurs de spin différentes (=/=). 
Donc essayons de décrire différents ensembles de nombres quantiques
et ce qu'elles expriment. Lorsque n =1, l se doit d'être 0 et m indice l doit aussi être
égale a 0, cela signifie que l'on décrit une orbitale 1s. Qui pourra accueillir deux
electrons qui auront respectivement des spins de : +1/2 & - 1/2.
C'est l'orbitale de niveau energétique le plus faible, donc n'importe quel atome du tableau périodique remplira
cette orbitale en premier. Les électrons de l'Hydrogène et de l'Helium occupe cette
orbitale puisqu'elles n'ont respectivement que 1 et 2 électrons. Lorsque n =2
l peut prendre la valeur 0, ce qui peut nous donner l'orbitale 2 s ou l peut être égale à 1. Ce qui signifie
que m indice l pourra être  -1, 0 ou 1. 
Ce qui nous donne les orbitales 2p.  Les électrons au bout de la
seconde rangée de la table périodique occuperont ces

English: 
Pauli exclusion principle. this is
because any orbital can only hold up to
two electrons and even the two electrons
in the same exact orbital will have
opposite spin values. so let's try to
describe different sets of quantum
numbers and what they mean. when n equals
1, l must be zero and m sub l must
also be 0, that means we are describing
the 1s orbital. it can accommodate two
electrons which will have spins of half
and negative one-half respectively
this is the lowest energy orbital so any
atom on the periodic table will fill
this orbital first. the electrons in
hydrogen and helium occupy this
orbital since they have only one and two
electrons respectively. when n=2
l can be zero which would give us the
2s orbital or l can be 1 meaning
m sub l could be -1, 0 or 1 giving
us the 2p orbitals. the outermost
electrons in the second row of the
periodic table will occupy these

Spanish: 
principio de exclusión de Pauli. Esto es porque todo orbital puede tener solo hasta
dos electrones, e incluso estos dos electrones en el mismo exacto orbital tendrán
valores opuestos del "spin". Ahora tratemos de describir diferentes sets de números
cuánticos y lo que significan. Cuando n=1, l tiene que ser 0 y m sub l también
tiene que ser 0. Esto significa que estamos describiendo el orbital 1s. Este puede acomodar dos
electrones que tendrán "spines" de +1/2 y -1/2 respectivamente.
Este es el orbital de menor energía, por lo que cualquier átomo en la tabla periódica llenará
este orbital primero. Los electrones en el hidrógeno y el helio ocupan este
orbital, pues solo tiene uno y dos electrones respectivamente. Cuando n=2
l puede ser 0, lo que nos daría el orbital 2s, o l puede ser 1, lo que significa que
m sub l puede ser -1, 0 o 1, lo que nos da los orbitales 2p. Los electrones
de más afuera de la segunda fila de la tabla periódica ocupan estos

Chinese: 
這就是包立利不相容原理(Pauli exclusion principle)
這是因為任何軌道最多都只能擁有兩個電子
而且即使兩個電子都在一模模一樣樣的軌道上
也會有正負相反的自旋量子數ms
所以讓我們試著描述不同的量子數組合與他們的意義
當n等於1，ℓ必須為0而且mℓ也必須為0
這意味著我們正在描述1s軌道
它可以容納兩個電子
分別以+1/2與-1/2自旋
這是最低能量的軌道
所以任何週期表上的原子都會先填滿這個軌域
氫和氦中的電子佔據了這個軌域
因為它們分別只有一個和兩個電子
當n等於2時
ℓ可以為零 這會給我們帶來2s軌道
或者ℓ可以是1代表mℓ可以是-1,0或1
帶給我們2p軌道

German: 
Orbitale besetzen
Wenn n=3, könnte l=0 gelten, was das 3s-Orbital liefert.  l könnte auch 1 sein, was uns die 3p-Orbitale
liefert oder l könnte auch 2 sein, was auf die 3d-Orbitale führt. Ein großes Atom wird
all diese Orbitale und mehr nutzen müssen, um all seine Elektronen zu beherbergen. Das "Aufbauprinzip"
sagt uns, in welcher Reihenfolge ein Atom  seine Orbitale auffüllen wird.
Das ist durch deren relative Energien bestimmt. Orbitale, die weiter
vom Kern entfernt sind, haben eine höhere potentielle Energie. Daher fängt es bei 1s an, dann 2s
dann 2p, 3s, 3p und so weiter. Wir können dies nutzen, um die
Elektronenkonfiguration eines Atoms zu bestimmen. Zum Beispiel hat ein neutrales Chlor-Atom 17
Elektronen. Betrachten wir die Orbitale, von denen jedes zwei Elektronen aufnehmen kann und fangen wir an
sie aufzufüllen - beginnend bei der niedrigsten Energie und von dort aufsteigend. Das 1s
Orbital bekommt zwei Elektronen; eines mit "Spin up" [ms=1/2], das andere mit "Spin down" [ms= -1/2]. Dann das 2s, dann

Turkish: 
Periyodik tablonun ikinci satırında en dıştaki elektronlar bu yörüngeleri işgal eder.
n=3 olduğunda, l bize 3s yörüngesini veren 0'a, 3p yörüngesini veren 1'e veya 3d yörüngesini veren 2'ye eşit olabilir.
Büyük bir atom, tüm elektronlarını barındırmak için tüm bu orbitalleri ve daha fazlasını kullanmak zorunda kalır.
Aufbau prensibi bize bir atomun yörüngelerini doldurma sırasını söyler,
Bu da yörüngelerin göreceli enerjileri tarafından belirlenir.
Çekirdekten daha uzak olan yörüngeler daha yüksek potansiyel enerjiye sahiptir.
bu yüzden önce 1s, sonra 2s, 2p, 3s, 3p şeklinde gidecektir.
Bu yöntemi herhangi bir atomun elektron konfigürasyonunu belirlemek için kullanabiliriz.
Örneğin nötr bir klor atomu 17 elektrona sahiptir
her biri iki elektron tutabilen yörüngelere bakalım
en düşük enerjide onlardan başlayarak dolduralım ve sonra yukarı doğru tırmanalım.
ilk yörünge 2 elektron alır, biri yukarı diğeri aşağı doğru döner.

English: 
orbitals
when n equals 3, l could be zero, giving us the 3s
orbital, l can be a giving us the 3p
orbitals or l can be 2, giving us the
3d orbitals. a large atom will have to
use all of these orbitals and more to
house all of its electrons. the Aufbau
principle tells us the order in
which an atom will fill up its orbitals
this is determined by their relative
energies. orbitals that are further away
from the nucleus have higher potential
energy so it'll be 1s first, then 2s
then 2p, 3s, 3p and so forth.
we can use this to determine the
electron configuration of any atom. for
example a neutral chlorine atom has 17
electrons. looking at the orbitals, each
of which can hold two electrons, let's
fill them up starting at the lowest
energy and then climb upwards. the 1s
orbital gets two electrons, one spin up
the other spin down, then the 2s then

French: 
orbitales.
lorsque n=3, l peut être zéro, ce qui nous donne l'orbitale 3s, si l=1 on obtient l'orbitale 3p
ou l peut être égale à 2, ce qui nous donnera les orbitales 3d. Un grand atome devra
se servir de toutes ses orbitales, et même plus, afin de pouvoir héberger tout ses électrons.
 Le principe d'Aufbau
nous indique l'ordre dans lequel les atomes rempliront leurs orbitales.
Cela est determinée par leurs énergies relatives. Les orbitales les plus excentrées (eloignées)
du noyau ont un potentiel d'énergie plus important. Donc ce sera l'orbitale 1s en premeir, puis 2s
puis 2p, 3s, 3p et ainsi de suite. On peut utiliser cela pour décrire
la configuration électronique de n'importe quel atome. Par exemple, un atome de Chlore neutre possède 17
électrons. Si on regarde ses orbitales, chacunes peuvant contenir deux électrons
remplissons les en partant du niveau d'énergie le plus faible puis on montera. L'orbitale 1s
aura deux électrons, 1 spin vers le haut, un autre vers le bas, ensuite les 2s,

Chinese: 
在元素週期表第二列的元素最外層的電子將佔據這些軌域
當n等於3時，ℓ可以為0，給我們3s軌域
也可以是1 給我們3p軌域
或者ℓ可以是2 給我們3d軌道
一個大原子將不得不使用所有這些軌道以及更多
容納它的所有電子
遞建原理(Aufbau principle)會告訴我們電子填入軌域的順序
這由他們的相對能量決定
離原子核越遠的軌域有比較大的位能
因此位能油低往高排首先會是1s，然後是2s
接著2p，3s，3p...等等
我們可以用它來決定任何原子的電子組態
例如 中性氯原子有17電子
還記得每個軌域最多可以容納兩個電子嗎?
現在讓我們從能量最低點開始往上填滿它們
1s軌道得到兩個電子，一個上自旋 
另一個下自旋

Spanish: 
orbitales.
cuando n=3, l puede ser 0, lo que nos da el orbital 3s, l puede darnos los orbitales
3p, o l puede ser 2, lo que nos da los orbitales 3d. Un átomo grande deberá
usar todos estos orbitales y más para albergar todos sus electrones. El principio
de Aufbau no dice el orden en que un átomo llena sus orbitales.
Esto es determinado por sus energías relativas. Los orbitales más alejados
del núcleo tendrán más energía potencial, así que será el 1s primero, después 2s
luego 2p, 3s, 3p, etc. Podemos usar esto para determinar la
configuración electrónica de cualquier átomo. Por ejemplo, un átomo neutro de cloro tiene 17
electrones. Viendo los orbitales, cada uno puede tener hasta dos electrones. Vamos
a llenarlos, comenzando por el nivel de energía más bajo, y llendonos para arriba. El orbital
1s tiene dos electrones, uno con spin para arriba y el otro con spin para abajo. Luego el 2s, después

Arabic: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

English: 
the 2p's, then the 3s and the last
five will go in these 3p orbitals
Hund's rule says that for electrons of the
same energy you put one electron in each
orbital first before doubling them up, so
one two three four and five gives us a
total of 17 electrons for chlorine. that
means chlorine has an electron
configuration of one 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. the numbers before the letters
are the n value for the orbital, the
numbers after the letters tell you how
many electrons sit in each type of
orbital
if you want a quicker way to determine
electron configurations just know which
areas of the periodic table correspond
to which types of orbitals. this area is
called the s block this is the p block
here's the d block and then the f block
when we are determining the electron
configuration for an atom of a given

Turkish: 
sonra 2s, sonra 2p, sonra 3s dolar ve son kalan 5 elektronu da 3p yörüngesi alır.
Hund kuralı, aynı enerjili elektronlar için, sayılarını iki katına çıkarmadan önce her bir yörüngeye bir elektron koyulmasını söyler.
Yani, bir iki üç dört ve beş, bize klor için toplamda 17 elektron verir
Bu da klorun 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5' elektron konfigürasyonuna sahip olduğu anlamına gelir.
Harflerden önceki sayılar, yörüngenin n değeridir,
harflerden sonraki sayılar, her bir yörünge türünde kaç elektronun bulunduğunu gösterir.
Elektron konfigürasyonunu belirlemek için daha hızlı bir yol istiyorsanız,
sadece periyodik tablonun hangi alanlarının hangi tür yörüngelere karşılık geldiğini bilmeniz yeterlidir.
Bu alan s bloğu olarak adlandırılır.
Bu, p bloğudur.
İşte bu da d bloğu ve sonra f bloğu.
Belirli bir elemente ait bir atomun elektron konfigürasyonunu tespit etmenin en kolay yolu,

Spanish: 
los 2p, luego el 3s y los últimos cinco en los orbitales 3p.
La regla de Hund dice que para electrones de la misma energía, se pone un electrón en cada
orbital primero, antes de doblarlos, para uno, dos, tres, cuatro y cinco nos da un
total de 17 electrones para el cloro. Esto significa que el cloro tiene una configuración
electrónica de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Los números antes que las letras
son el valor de n para el orbital; los números después nos dicen cuántos
electrones hay en cada tipo de orbital.
Si se quisiera una manera más rápida de determinar la configuración electrónica solo debes saber cuales
áreas de la tabla periódica corresponden a cada tipo de orbital. Esta área se
llama el bloque s, este es el bloque p, aquí está el bloque d, y aquí el bloque f.
cuando estamos determinando la configuración electrónica de un átomo de un elemento

French: 
2p, ensuite les 3s et les 5 derniers iront dans les orbitales 3p
La règle de Hund stipule que pour des électrons d'un même niveau d'énergie, l'on met d'abord un électron
dans chaque orbitale, puis on les apparies, donc 1, 2, 3, 4 & 5 nous donne un
total de 17 electrons pour le chlore.
 Cela signifie que le chlore a une configuration électronique
de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. 
Les nombres Avant/les lettres
sont les valeurs de n pour les orbitales, et les nombres Après/les lettres nous indiquent
le nombre d'électrons qui habite dans chaque type d'orbitales.
Si vous voulez une façon plus simple d'établir les configurations électronique. Connaisser juste
la correspondance entre zones du tableau périodique et le types d'orbitales. Cette zone
est appellée le block s, là c'est le block p, ici le block d, et enfin le block f
Lorsque l'on détermine la configuration électronique d'un atome d'un élement donné

Chinese: 
然後是2s、2p 然後是3s
最後剩下的五個將填入3p軌道
洪德定則(Hund's rule)說，在軌域中排放有同樣能量的電子時
要先以同樣的自旋方式排完再考慮另一個自旋方式
所以，1,2,3,4,5...
氯的總共17個電子
也就是氯的電子組態是1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5
字母前的數字是軌域的主量子數n值
字母後面的數字告訴你在這個軌域中有多少顆電子
如果你想要一個更快的方法來知道電子組態
你只需要知道週期表對應的區塊是哪種類型的軌域
這區稱為s區(s block)，
這是p區(p block)，
這是d區(d block)，
最後這是f區(f block)
當我們在對已知的元素決定原子的電子組態時
最簡單的方法就是-

German: 
die 2p-Orbitale, dann das 3s und die letzten fünf gehen in die 3p-Orbitale
Die Hund´sche Regel besagt, dass Elektronen derselben Energie, zunächst unterschiedliche
Orbitale besetzen, bevor sie gepaart werden. Daher: 1, 2, 3, 4, und 5 ergibt
insgesamt 17 Elektronen für Chlor. Das bedeutet, Chlor hat eine Elektronenkonfiguration
von 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5. Die Zahlen vor den Buchstaben
sind die n-Werte des Orbitals. Die Zahlen hinter den Buchstaben geben an,
wieviele Elektronen in jedem Orbitaltyp "sitzen".
Wenn du einen schnelleren Weg möchtest, eine Elektronenkonfiguration zu bestimmen, mache dir nur klar, welche
Bereiche des Periodensystems mit welchem [Valenz-]Orbital-Typ korrespondieren. Dieser Bereich wird der
s-Block genannt; das ist der p-Block, hier ist der d-Block und dann der f-Block
Wenn wir die Elektronenkonfiguration für ein Atom eines gegebenen

Arabic: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

German: 
Elements bestimmen, ist der einfachste Weg, das zu tun, einfach im Periodensystem von links nach rechts und von oben nach unten
zu wandern, bis du bei dem Element ankommst, da jedes Element ein Elektron mehr
hat als das vorangegangene. Für Chlor bedeutet das: die erste Reihe [Periode] steht für das
1s-Orbital. Das ist besetzt - daher 1s2. In der zweiten Reihe, wo n=2 gilt,
füllen wir das 2s-Orbital auf, welches zwei Elektronen fasst; daher zwei
Elemente, für die 2p-Orbitale, die sechs Elektronen fassen, stehen die nächsten sechs Elemente; in der
nächsten Reihe darunter, füllen wir das 3s-Orbital und zuletzt gelangen wir zu den  3p-Orbitalen
und zählen 1, 2, 3, 4, 5. 3p5. Eine übliche Abkürzung ist es, das Edelgas der vorherigen
Reihe zu nutzen und es in eckigen Klammern anzuführen. Das wäre als die
Grundzustands-Elektronenkonfiguration von Neon zu lesen. Zusätzlich führt man dann nur
die Valenzelektronen des Elements oder diejenigen, die mit der Periode des Elements korrespondieren, an.
Wir können Orbitaldiagramme benutzen, um uns visuell zu veranschaulichen, wie die Orbitale
befüllt werden und sie sehen so aus. Vergiss nicht die Hund´sche Regel: jeden Satz zunächst nur halb füllen,

French: 
la façon la plus simple de faire est simplement de cheminer de gauche à droite et de haut en bas de
la table jusqu'à aller jusqu'à l'élement, puisque chaque élément puisque chaque élément a un electron de plus que
le dernier. Si l'on reprend l'exemple du chlore la première rangée est juste
l'orbitale 1s, c'est complet donc 1s2, si l'on va au second rang ou n =2
l'on remplit l'orbitale 2s qui peut contenir deux electrons, et donc deux
éléments, les orbitales 2p qui peuvent contenir jusqu'à 6 electrons l'on passe donc 6 élements, ensuite
on remplit la rangée succesive du bas on remplit l'orbitale 3s, et enfin on arrive aux 3p
et l'on compte 1,2,3,4,5. 3p5. 
Une des abbréviations courrantes se fait en utilisant les gazs nobles
de la rangée du dessus et de les mettres entre crochets cela sera lu avec Neon en tant que "base"
et cela indique  que la configuration électronique fondamentale sera comme celle du Neon.
 Ensuite l'on a juste a listé
les électrons de valences de l'élément ou ceux correspondant à la rangée dans laquelle
ils sont. On peut utiliser des diagrammes d'orbitales afin de décrire visuellement la façont dont les orbitales atomiques sont
remplies et elles ressemblent à cela. N'oublier pas la règle de Hund. D'abord remplir les groupes a moitié

Arabic: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Chinese: 
在週期表上從左到右，從上到下直到抵達那個元素
因為每個元素都比上一個多出一個電子
讓我們再次來看氯元素
第一列只有1s軌域就滿了 所以記作1s^2
再來進到第二列，當n=2時
我們填滿了可以容納2顆電子的2s軌域 因此有2種元素
2p軌道可以容納6個 所以我們經過了六個元素
再下一行我們填滿了3s軌域
最後我們到達3p
然後數1,2,3,4,5。3p^5。
縮寫時通常把上一列的惰性氣體用括號表示寫在前面
這代表了"氖核心"
它表示了氖的基態電子組態
那你就只需要列出元素的價電子或那一列對應的電子就可以了
我們可以使用軌域圖來
直觀地描繪了軌道是如何填入的
他們看起來像這樣
別忘了洪德定則：先填入相同能量的每一個軌域各一顆電子直到半滿，再考慮相反的自旋方向

Turkish: 
elemente ulaşana kadar tablo üzerinde soldan sağa ve yukarıdan aşağıya doğru hareket etmektir.
çünkü bu yönlerde her element son yörüngesinde öncekine göre bir fazla elektron içerir.
Yine klora bakıldığında en üst sıra sadece 1s yörüngesidir, yani 1s2 doludur.
n'in 2'ye eşit olduğu ikinci satıra giderken, 2 elektron ve iki elemet tutan 2s yörüngesini doldururuz
2p yörüngesi 6 elektron tuttuğundan da 6 element geçeriz.
Bir alttaki satırdan 3s yörüngesini dolduruyoruz ve son olarak 3p'ye ulaşıp 1, 2, 3, 4, 5 sayarız. 3p5.
Yaygın bir kısaltma, üst satırdaki soy gazın kullanılması ve parantez içinde listelenmesidir.
Yani neon çekirdeği alınır
ve neonun temel durum elektron konfigürasyonunu belirtilir.
ve sadece elementin değerlik elektronları veya içinde bulunduğu satıra karşılık gelen elektronları listelenir.
Yörüngelerin nasıl doldurulduğunu görselleştirerek anlamak için yörünge diyagramlarını kullanabiliriz,
onlar da böyle görünür.
Hund'un kuralını unutmayın. Sayı iki katına çıkmadan önce her bir seti yarıya kadar doldurun.

English: 
element the easiest way to do it is just
travel left to right and up to down on
the table until you get to the element,
since each element has one more
electrons in the last. looking at
chlorine again the top row is just the
1s orbital, that's full so 1s2. going to the second row where n
equals two we fill the 2s orbital
which holds two electrons, hence two
elements, the 2p orbitals which hold
six so we pass six elements, then the
next row down we fill the 3s
orbital and lastly we get to the 3p's
and count 1, 2, 3, 4, 5. 3p5. a common
abbreviation is to use the noble gas
from the row above and list it in
brackets. this would be read as neon core
and it implies the ground state electron
configuration of neon. then you just list
the valence electrons of the element or
the ones that correspond to the row it
is in. we can use orbital diagrams to
visually depict how the orbitals are
filled and they look like this. don't
forget Hund's rule. fill each set halfway

Spanish: 
dado, la manera más fácil de hacerlo es solamente ir de izquierda a derecha y de arriba a abajo en
la tabla periódica hasta que encuentres el elemento, ya que cada elemento tiene uno o más
electrones en el último nivel. Si vemos al átomo de cloro nuevamente, la fila de arriba es solamente
el orbital 1s. Este está lleno así que 1s2. Si vemos la segunda fila donde n=2
llenamos el orbital 2s, que tiene dos electrones, por lo tanto dos
elementos, y los orbitales 2p que tienen 6 electrones, por lo que pasamos 6 elementos, luego la
siguiente fila, llenamos el orbital 3s y por último llegamos a los 3p
y contamos 1, 2, 3, 4, 5. 3p5. Una abreviatura común es usar el gas noble
de la fila de arriba y colocarlos en corchetes. Esto se lee como "neón"
implica que el estado fundamental de la configuración electrónica  es del neón. Lugo solo se escriben
los electrones de valencia del elemento o los que corresponden a los de su misma
fila. Podemos utilizar diagramas de orbitales para representar visualmente cómo se llenan
los orbitales y se ven así. No olvides la regla de Hund. Llena cada set a medias

French: 
avant de les apparier. Pour donner une rapide définition les  atomes ayant des électrons seuls
dans leurs diagrammes orbitales sont appellés PARAMAGNÉTIQUE et subissent l'attractrion d'un
champ magnétique. Les atomes ayant chacun de leurs électrons appariés sont DIAMAGNÉTIQUE et ne sont pas soumis
à un champs magnétique. 
Donc pour résumer, n nous donne le niveau d'energie
l le type d'orbitale, m indice l spécifie le type d'orbitales parmi
un ensemle et m indice s nous donne le spin. 
Chaque électron d'un atome possède
un unique ensemble de nombres quantiques et un atome remplira ses orbitales
en obeïssant au principe d'Aufbau, jusqu'à ce que ces électrons aient une place
où s'établir.
c'est un concept complexe, donc si vous êtes confus essayer de regarder la vidéo une deuxième fois à partir
du début, sinon, vérifions votre compréhension

Spanish: 
antes de doblarlo. Para una definición rápida, los átomos con electrones no apareados
en su diagrama de orbitales se llaman paramagnéticos y son atraídos por un
campo magnético. Los átomos con todos sus electrones apareados son diamagnéticos y no
son afectados por un campo magnético. Para concluir, "n" nos dice el nivel de energía
"l" nos dice que tipo de orbital es, "m sub l" nos dice que orbital específico de entre
un set, y "m sub s" nos dice el spin. Cada electrón en un átomo tiene un único
set de números cuánticos y un átomo llena sus orbitales con electrones
de acuerdo al principio de Aufbau hasta que todos sus electrones tengan un lugar
para estar.
Este es un concepto difícil, así que si estás confundido trata de ver el video una vez más
desde el principio. De lo contrario, chequemos la comprensión.

English: 
before doubling up. for a quick
definition, atoms with unpaired electrons
in their orbital diagrams are called
paramagnetic and are attracted by a
magnetic field. atoms with all of their
electrons paired are diamagnetic and are
not affected by a magnetic field. so to
summarize, n tells us the energy level
L tells us what type of orbital, m sub l
tells us which specific orbital amongst
a set, and m sub s tells us the spin.
each electron in an atom has a unique
set of quantum numbers and an atom will
fill up orbitals with electrons
according to the Aufbau principle
until all of its electrons have a place
to stay
this is a tricky concept, if you feel
confused try watching one more time from
the top, otherwise let's check
comprehension

Chinese: 
接著我們簡單的介紹"順磁性的(paramagnet)" 和"反磁性(diamagnetic)"的定義，原子的軌域圖中具有不成對電子的原子，此種原子會受到磁場吸引
而全部電子都成對的原子則是"反磁性(diamagnetic)"的
不到受磁場影響
所以總結一下，n告訴我們能階
ℓ告訴我們軌域的類型
mℓ告訴我們一組類型的軌域中具體的軌域
而ms告訴我們自旋的方向
原子中的每個電子都有獨特的一個量子數組
以及原子會根據遞建原理填入電子
直到它所有的電子都有自己的位置
這是一個複雜的概念
所以如果你覺得你弄混了
你可以試著從頭再看一次
要不然 讓我們來確定你理解了
上：下列各量子數組何者是不存在的、為什麼？
下：請寫出基態鈣原子(Ca)的電子組態

Turkish: 
Hızlı bir tanım daha; yörünge diyagramlarında eşlenmemiş elektronlara sahip atomlara paramanyetik denir ve manyetik bir alan tarafından etkilenirler.
Tüm elektronlarının eşleştirildiği atomlar diamanyetiktir ve manyetik alandan etkilenmezler.
Özetleyecek olursak, n bize enerji seviyesini anlatır, L yörünge tipini anlatır,
m alt l bize bir set içindeki özel yörüngeyi gösterir, m alt s ise bize dönüşü söyler.
Bir atomdaki her elektronun kendine özgü bir kuantum sayı kümesi vardır
ve bir atom tüm elektronlarının bir yeri olana kadar Aufbau ilkesine göre elektronlarla yörüngelerini dolduracaktır.
Bu zor bir kavramdır, kafanız karıştıysa en baştan bir kez daha izlemeye çalışın,
aksi halde anlaşılmış mı kontrol edelim.
Tüm kuantum sayı kümeleri için, hangisinin geçersiz olduğunu ve nedenini belirtin.
Kalsiyumun temel haldeki elektron konfigürasyonu nedir?

Arabic: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

German: 
bevor Paarung erfolgt. Als schnelle Definition: Atome mit ungepaarten Elektronen
in ihren Orbitaldiagrammen, werden "paramagnetisch" genannt und werden von einem
Magnetfeld angezogen ; Atome mit ausschließlich gepaarten Elektronen sind "diamagnetisch" und werden von einem
Magnetfeld nicht beeinflusst. Um es nochmal zusammenzufassen: n verrät uns das Energieniveau
l benennt den Orbitaltyp. ml benennt ein spezifisches Orbital innerhalb
eines Satzes und ms verrät uns den Spin. Jedes Elektron hat einen individuellen
Satz von Quantenzahlen und ein Atom füllt Orbitale mit Elektronen
gemäß des Aufbauprinzips auf bis all seine Elektronen einen Platz bekommen haben.
 
Das ist ein schwieriges Konzept. Wenn Du verwirrt bist, schau es Dir nochmal von
vorne an. Ansonsten: überprüfen wir nochmal das Verständnis

Chinese: 
謝謝你們的觀看
訂閱我的頻道以獲取更多教學
一如既往，歡迎隨時發信給我

French: 
Merci d'avoir visionner abonnez vous a ma chaine pour plus de tutorials et comme toujours
prenez la liberté de m'envoyer un e-mail.
 
Translation : Isabelle Chen

Arabic: 
 
 

Turkish: 
İzlediğiniz için teşekkürler millet, daha fazla içerik için kanalıma abone olun ve her zaman olduğu gibi bana mail göndermekten çekinmeyin.

German: 
Danke fürs Zuschauen, Leute. Abonniert meinen Kanal für weitere Tutorien und - wie immer -
schreibt mir eine email, wenn ihr möchtet.

English: 
thanks for watching guys subscribe to my
channel for more tutorials and as always
feel free to email me

Spanish: 
Gracias por ver el video, amigos. Suscribanse a mi canal para más tutoriales y como siempre
sientanse libres de mandarme un correo.
