Galvenā atšķirība - 1s pret 2s Orbital
Atoms ir mazākā matērijas vienība. Citiem vārdiem sakot, visa matērija ir veidota no atomiem. Atomu veido subatomiskās daļiņas, galvenokārt, protoni, elektroni un neitroni. 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, kurus izmanto, lai izskaidrotu visticamāko atoma atrašanās vietu. Kodolu ieskauj dažādas orbitāles. Ir arī tādas apakšorbītas kā s, p, d, f utt. S apakšbitāla forma ir sfēriska, ja to uzskata par 3D struktūru. Orbitālai ir vislielākā varbūtība atrast elektronu ap kodolu. Apakšorbitālu pēc enerģijas līmeņiem atkal numurē kā 1s, 2s, 3s utt. Galvenā atšķirība starp 1s un 2s orbītu ir katras orbitāles enerģija. 1s orbītas enerģija ir mazāka nekā 2s orbītā.
SATURS
1. Pārskats un galvenās atšķirības
2. Kas ir 1s Orbital
3. Kas ir 2s Orbital
4. Blakus salīdzinājums - 1s vs 2s Orbital
5. Kopsavilkums
Kas ir 1s Orbital?
1s orbitāle ir orbitāle, kas ir vistuvāk kodolam. Tam ir vismazākā enerģija starp citām orbitālēm. Tā ir arī mazākā sfēriskā forma. Tāpēc s orbitāles rādiuss ir mazs. Orbitālē var būt tikai 2 elektroni. Elektronu konfigurāciju var rakstīt kā 1s 1, ja s orbitālē ir tikai viens elektrons. Bet, ja ir elektronu pāris, to var uzrakstīt kā 1s 2. Tad divi s orbitāles elektroni pārvietojas pretējos virzienos, jo ir atgrūšanās, kas rodas divu elektronu vienādu elektrisko lādiņu dēļ. Ja ir nepāra elektrons, to sauc par paramagnētisku. Tas ir tāpēc, ka to var piesaistīt ar magnētu. Bet, ja orbitāle ir piepildīta un tajā atrodas elektronu pāris, elektronus nevar piesaistīt ar magnētu; tas ir pazīstams kā diamagnētisks.
Kas ir 2s Orbital?
2s orbitāle ir lielāka par 1s orbitālu. Tādējādi tā rādiuss ir lielāks nekā 1s orbītas rādiuss. Tas ir nākamais skapja orbīts kodolam pēc 1s orbitāles. Tās enerģija ir augstāka par 1 s orbitālo, bet zemāka par citām orbītām atomā. 2s orbitālo var piepildīt tikai ar vienu vai diviem elektroniem. Bet 2s orbīta tiek piepildīta ar elektroniem tikai pēc 1s orbitāles pabeigšanas. To sauc par Aufbau principu, kas norāda elektronu iepildīšanas kārtību apakšorbitālēs.
01. attēls: 1s un 2s Orbital
Kāda ir atšķirība starp 1s un 2s Orbital?
Atšķirīgs raksts vidū pirms tabulas
1s pret 2s Orbital |
|
| 1s orbitāle ir vistuvākā orbitāle kodolam. | 2s orbitāle ir otra tuvākā orbitāle kodolam. |
| Enerģijas līmenis | |
| 1s orbītas enerģija ir mazāka nekā 2s orbītas enerģija. | 2s ir salīdzinoši augstāka enerģija. |
| Orbītas rādiuss | |
| 1s orbītas rādiuss ir mazāks. | 2s orbītas rādiuss ir salīdzinoši liels. |
| Orbital izmērs | |
| 1s orbitālai ir mazākā sfēriskā forma. | 2s orbitāle ir lielāka par 1s orbītu. |
| Elektronu pildīšana | |
| Elektroni vispirms tiek aizpildīti 1s orbītā. | 2s orbitāle tiek piepildīta tikai pēc elektronu pabeigšanas 1s orbitālā. |
Kopsavilkums - 1s pret 2s Orbital
Atoms ir 3D struktūra, kuras centrā ir kodols, ko ieskauj dažādu formu orbītas ar dažādu enerģijas līmeni. Šīs orbitāles atkal tiek sadalītas apakšbitālēs atbilstoši nelielām enerģijas atšķirībām. Elektroni, kas ir galvenā atoma subatomiskā daļiņa, atrodas šajos enerģijas līmeņos. 1s un 2s apakšorbitāles ir vistuvāk kodolam. Galvenā atšķirība starp 1s un 2s orbitālēm ir to enerģijas līmeņa starpība, tas ir, 2s orbitāle ir augstāks enerģijas līmenis nekā 1s orbitāle.
