Pagrindinis skirtumas - 1s ir 2s Orbital
Atomas yra mažiausias materijos vienetas. Kitaip tariant, visa materija yra sudaryta iš atomų. Atomą sudaro subatominės dalelės, daugiausia protonai, elektronai ir neutronai. Protonai ir elektronai sudaro branduolį, esantį atomo centre. Tačiau elektronai yra orbitose (arba energijos lygiuose), esančiuose už atomo branduolio. Taip pat svarbu pažymėti, kad orbitos yra hipotetinės sąvokos, vartojamos paaiškinant labiausiai tikėtiną atomo vietą. Branduolį supa įvairios orbitos. Taip pat yra sub-orbitalių, tokių kaip s, p, d, f ir kt. S sub-Orbita yra sferinės formos, jei laikoma 3D struktūra. S orbitoje yra didžiausia tikimybė rasti elektroną aplink branduolį. Pagal energijos lygius subbitalas vėl sunumeruojamas kaip 1s, 2s, 3s ir kt. Pagrindinis skirtumas tarp 1s ir 2s orbitos yra kiekvienos orbitos energija. 1s orbitos energija yra mažesnė nei 2s orbitos.
TURINYS
1. Apžvalga ir pagrindinis skirtumas
2. Kas yra „1s Orbital“
3. Kas yra „2s Orbital“
4. Palyginimas vienas šalia kito - „1s“ir „2s Orbital“
5. Santrauka
Kas yra „1s Orbital“?
1s orbita yra orbita, kuri yra arčiausiai branduolio. Jis turi mažiausią energiją tarp kitų orbitų. Tai taip pat mažiausia sferinė forma. Todėl s orbitos spindulys yra mažas. S orbitoje gali būti tik 2 elektronai. Elektronų konfigūraciją galima užrašyti kaip 1s 1, jei s orbitoje yra tik vienas elektronas. Bet jei yra elektronų pora, tai gali būti parašyta kaip 1s 2. Tada du elektronai s orbitoje juda priešingomis kryptimis dėl atstūmimo, kuris įvyksta dėl tų pačių elektronų dviejų elektronų krūvių. Kai yra nesuporuotas elektronas, jis vadinamas paramagnetiniu. Taip yra todėl, kad jį gali pritraukti magnetas. Bet jei orbita užpildyta ir yra elektronų pora, magnetas negali jų pritraukti; tai vadinama diamagnetine.
Kas yra „2s Orbital“?
2s orbita yra didesnė nei 1s orbita. Vadinasi, jo spindulys yra didesnis nei 1s orbitos. Tai yra sekanti spintelės orbita prie branduolio po 1s orbitos. Jo energija yra didesnė nei 1s orbitos, bet yra mažesnė nei kitų atomo orbitalių. 2s orbitą taip pat galima užpildyti tik vienu ar dviem elektronais. Bet 2s orbita užpildoma elektronais tik baigus 1s orbitą. Tai vadinama Aufbau principu, kuris nurodo elektronų užpildymo į sub-orbitales tvarką.
01 paveikslas: 1s ir 2s Orbital
Kuo skiriasi 1s ir 2s Orbital?
Skirtingas straipsnis viduryje prieš lentelę
1s ir 2s Orbital |
|
| 1s orbita yra arčiausiai branduolio esanti orbita. | 2s orbita yra antra artimiausia orbita prie branduolio. |
| Energijos lygis | |
| 1s orbitos energija yra mažesnė nei 2s orbitos. | 2s turi palyginti didesnę energiją. |
| Orbitalio spindulys | |
| 1s orbitos spindulys yra mažesnis. | 2s orbitos spindulys yra palyginti didelis. |
| Orbitalio dydis | |
| 1s orbita turi mažiausią sferinę formą. | 2s orbita yra didesnė nei 1s orbita. |
| Elektronų užpildymas | |
| Pirmiausia elektronai užpildomi 1s orbita. | 2s orbita užpildoma tik užbaigus elektronus 1s orbitoje. |
Santrauka - 1s ir 2s Orbital
Atomas yra 3D struktūra, kurios centre yra branduolys, apsuptas įvairių formų orbitalių, turinčių skirtingą energijos lygį. Pagal nedidelius energijos skirtumus šios orbitos vėl skirstomos į sub-orbitales. Šiuose energijos lygiuose yra elektronai, kurie yra pagrindinė atomo subatominė dalelė. 1s ir 2s subbitalai yra arčiausiai branduolio. Pagrindinis skirtumas tarp 1s ir 2s orbitalių yra jų energijos lygio skirtumas, tai yra, 2s orbita yra aukštesnis energijos lygis nei 1s orbita.
