Galvenā atšķirība - 1 s pret 2 s orbitālu
Atoms ir mazākā matērijas vienība. Citiem vārdiem sakot, visa matērija sastāv no atomiem. Atoms sastāv no subatomiskām daļiņām, galvenokārt protoniem, elektroniem un neitroniem. Protoni un elektroni veido kodolu, kas atrodas atoma centrā. Bet elektroni atrodas orbitālēs (vai enerģijas līmeņos), kas atrodas ārpus atoma kodola. Ir arī svarīgi atzīmēt, ka orbitāles ir hipotētiski jēdzieni, ko izmanto, lai izskaidrotu visticamāko atoma atrašanās vietu. Ap kodolu atrodas dažādas orbitāles. Ir arī suborbitāles, piemēram, s, p, d, f utt. S-suborbitālei ir sfēriska forma, ja to uzskata par 3D struktūru. S orbitālei ir vislielākā varbūtība atrast elektronu ap kodolu. Suborbitāle atkal tiek numurēta kā 1s, 2s, 3s utt. atbilstoši enerģijas līmeņiem. Galvenā atšķirība starp 1s un 2s orbitāli ir katras orbitāles enerģija. 1s orbitālei ir mazāka enerģija nekā 2s orbitālei.
Kas ir 1s Orbital?
1s orbitāle ir orbitāle, kas atrodas vistuvāk kodolam. Tam ir viszemākā enerģija starp citām orbitālēm. Tā ir arī mazākā sfēriskā forma. Tāpēc s orbitāles rādiuss ir mazs. S orbitālē var būt tikai 2 elektroni. Elektronu konfigurāciju var uzrakstīt kā 1s1, ja s orbitālē ir tikai viens elektrons. Bet, ja ir elektronu pāris, to var uzrakstīt kā 1s2 Tad divi elektroni s orbitālē pārvietojas pretējos virzienos atgrūšanas dēļ, kas rodas vienas un tās pašas elektriskās divu elektronu lādiņi. Ja ir nepāra elektrons, to sauc par paramagnētisku. Tas ir tāpēc, ka to var piesaistīt magnēts. Bet, ja orbitāle ir piepildīta un ir elektronu pāris, elektronus nevar piesaistīt magnēts; to sauc par diamagnētisku.
Kas ir 2s Orbital?
2s orbitāle ir lielāka par 1s orbitāli. Tādējādi tā rādiuss ir lielāks nekā 1s orbitālei. Tā ir nākamā skapja orbitāle uz kodolu pēc 1s orbitāles. Tā enerģija ir lielāka par 1s orbitāli, bet ir zemāka nekā citām atoma orbitālēm. 2s orbitāli arī var piepildīt tikai ar vienu vai diviem elektroniem. Bet 2s orbitāle ir piepildīta ar elektroniem tikai pēc 1s orbitāles pabeigšanas. To sauc par Aufbau principu, kas norāda elektronu aizpildīšanas secību suborbitālēs.
Attēls 01: 1s un 2s Orbital
Kāda ir atšķirība starp 1s un 2s Orbital?
1s pret 2s Orbital |
|
| 1s orbitāle ir kodolam tuvākā orbitāle. | 2s orbitāle ir otrā tuvākā orbitāle kodolam. |
| Enerģijas līmenis | |
| 1s orbitāles enerģija ir mazāka nekā 2s orbitālei. | 2s ir salīdzinoši lielāka enerģija. |
| Orbitālās rādiuss | |
| 1s orbitāles rādiuss ir mazāks. | 2s orbitāles rādiuss ir salīdzinoši liels. |
| Orbitāles izmērs | |
| 1s orbitālei ir vismazākā sfēriskā forma. | 2s orbitāle ir lielāka par 1s orbitāli. |
| Elektronu pildījums | |
| Elektronus vispirms iepilda 1s orbitālē. | 2s orbitāle tiek aizpildīta tikai pēc elektronu pabeigšanas 1s orbitālē. |
Kopsavilkums - 1s vs 2s Orbital
Atoms ir 3D struktūra, kuras centrā atrodas kodols, ko ieskauj dažādas formas dažādu enerģijas līmeņu orbitāles. Šīs orbitāles atkal tiek sadalītas suborbitālēs atbilstoši nelielām enerģijas atšķirībām. Elektroni, kas ir galvenā atoma subatomiskā daļiņa, atrodas šajos enerģijas līmeņos. 1s un 2s suborbitāles atrodas vistuvāk kodolam. Galvenā atšķirība starp 1s un 2s orbitālēm ir to enerģijas līmeņa atšķirība, proti, 2s orbitāle ir augstāks enerģijas līmenis nekā 1s orbitāle.
