Pagrindinis skirtumas – 1s vs 2s Orbital
Atomas yra mažiausias materijos vienetas. Kitaip tariant, visa medžiaga sudaryta iš atomų. Atomas susideda iš subatominių dalelių, daugiausia protonų, elektronų ir neutronų. Protonai ir elektronai sudaro branduolį, esantį atomo centre. Tačiau elektronai yra išdėstyti orbitose (arba energijos lygiuose), esančiose už atomo branduolio. Taip pat svarbu pažymėti, kad orbitos yra hipotetinės sąvokos, naudojamos paaiškinti labiausiai tikėtiną atomo vietą. Branduolį supa įvairios orbitos. Taip pat yra suborbitalių, tokių kaip s, p, d, f ir kt. S suborbitalė yra sferinės formos, kai laikoma 3D struktūra. S orbitalė turi didžiausią tikimybę rasti elektroną aplink branduolį. Suborbita vėl sunumeruojama kaip 1s, 2s, 3s ir tt pagal energijos lygius. Pagrindinis skirtumas tarp 1s ir 2s orbitos yra kiekvienos orbitos energija. 1s orbitalės energija yra mažesnė nei 2s orbitalės.
Kas yra 1s Orbital?
1s orbita yra arčiausiai branduolio esanti orbitalė. Ji 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 parašyti kaip 1s1, jei s orbitoje yra tik vienas elektronas. Bet jei yra elektronų pora, ją galima parašyti kaip 1s2 Tada du elektronai s orbitoje juda priešingomis kryptimis dėl atstūmimo, atsirandančio dėl tos pačios elektrinės dviejų elektronų krūviai. Kai yra nesuporuotas elektronas, jis vadinamas paramagnetiniu. Taip yra todėl, kad jį gali pritraukti magnetas. Bet jei orbita užpildyta ir yra elektronų pora, elektronų negali pritraukti magnetas; tai žinoma kaip diamagnetinė.
Kas yra 2s Orbital?
2s orbita yra didesnė nei 1s orbitalė. Taigi jo spindulys yra didesnis nei 1s orbitos. Tai kita spintos orbitalė į branduolį po 1s orbitos. Jo energija yra didesnė nei 1s orbitalės, bet mažesnė nei kitų atomo orbitalių. 2s orbita taip pat gali būti užpildyta tik vienu ar dviem elektronais. Bet 2s orbitalė užpildoma elektronais tik baigus 1s orbitalę. Tai vadinama Aufbau principu, kuris nurodo elektronų užpildymo į suborbitales tvarką.
01 pav.: 1s ir 2s Orbital
Kuo skiriasi 1s ir 2s Orbital?
1s vs 2s Orbital |
|
| 1s orbita yra arčiausiai branduolio esanti orbita. | 2s orbita yra antra arčiausiai branduolio esanti orbita. |
| Energijos lygis | |
| 1 s orbitos energija yra mažesnė nei 2 s orbitos energija. | 2s turi palyginti didesnę energiją. |
| Orbitos spindulys | |
| 1s orbitos spindulys yra mažesnis. | 2s orbitos spindulys yra palyginti didelis. |
| Orbitos dydis | |
| 1s orbita turi mažiausią sferinę formą. | 2s orbita yra didesnė nei 1s orbitalė. |
| Elektroninis užpildymas | |
| Elektronai pirmiausia užpildomi 1s orbitoje. | 2s orbita užpildoma tik užbaigus elektronus 1s orbitoje. |
Santrauka – 1s vs 2s Orbital
Atomas yra 3D struktūra, kurios centre yra branduolys, apsuptas įvairių formų skirtingų energijos lygių orbitų. Šios orbitalės vėl skirstomos į suborbitales pagal nedidelius energijos skirtumus. Šiuose energijos lygiuose yra elektronai, kurie yra pagrindinė subatominė atomo dalelė. 1s ir 2s suborbitalės yra arčiausiai branduolio. Pagrindinis skirtumas tarp 1s ir 2s orbitalių yra jų energijos lygio skirtumas, ty 2s orbita yra aukštesnis energijos lygis nei 1s orbitalė.
