Diferență cheie – orbital 1s vs 2s
Atomul este cea mai mică unitate de materie. Cu alte cuvinte, toată materia este făcută din atomi. Un atom este compus din particule subatomice, în principal, protoni, electroni și neutroni. Protonii și electronii formează nucleul, care este situat în centrul atomului. Dar electronii sunt poziționați în orbitali (sau niveluri de energie) care se află în afara nucleului unui atom. De asemenea, este important să rețineți că orbitalii sunt concepte ipotetice care sunt folosite pentru a explica locația cea mai probabilă a unui atom. Există diferiți orbiti în jurul nucleului. Există și suborbitali precum s, p, d, f etc. Suborbitalul s are formă sferică atunci când este considerat ca o structură 3D. Orbitalul s are cea mai mare probabilitate de a găsi un electron în jurul nucleului. Un suborbital este din nou numerotat ca 1s, 2s, 3s etc. în funcție de nivelurile de energie. Diferența cheie dintre orbitalul 1s și 2s este energia fiecărui orbital. Orbitalul 1s are o energie mai mică decât orbitalul 2s.
Ce este 1s Orbital?
Orbitalul
1s este orbitalul care este cel mai apropiat de nucleu. Are cea mai scăzută energie dintre alți orbiti. Este, de asemenea, cea mai mică formă sferică. Prin urmare, raza orbitalului s este mică. În orbitalul s pot fi doar 2 electroni. Configurația electronică poate fi scrisă ca 1s1, dacă există un singur electron în orbital s. Dar dacă există o pereche de electroni, aceasta poate fi scrisă ca 1s2 Atunci cei doi electroni din orbitalul s se deplasează în direcții opuse din cauza repulsiei care are loc din cauza aceluiași electroni. sarcinile celor doi electroni. Când există un electron nepereche, acesta se numește paramagnetic. Asta pentru că poate fi atras de un magnet. Dar dacă orbitalul este umplut și sunt prezenți o pereche de electroni, electronii nu pot fi atrași de un magnet; aceasta este cunoscută sub numele de diamagnetic.
Ce este orbitalul 2s?
Orbitalul 2s este mai mare decât orbitalul 1s. Prin urmare, raza sa este mai mare decât cea a orbitalului 1s. Este următorul orbital de dulap la nucleu după orbital 1s. Energia sa este mai mare decât orbital 1s, dar este mai mică decât alți orbitali dintr-un atom. De asemenea, orbitalul 2s poate fi umplut doar cu unul sau doi electroni. Dar orbitalul 2s este umplut cu electroni numai după finalizarea orbitalului 1s. Acesta se numește principiul Aufbau, care indică ordinea umplerii electronilor în suborbitali.
Figura 01: orbital 1s și 2s
Care este diferența dintre 1s și 2s Orbital?
1s vs 2s orbital |
|
| Orbitalul 1s este cel mai apropiat orbital de nucleu. | Orbitalul 2s este al doilea cel mai apropiat orbital de nucleu. |
| Nivel de energie | |
| Energia orbitalului 1s este mai mică decât a orbitalului 2s. | 2s are o energie comparativ mai mare. |
| Raza orbitală | |
| Raza orbitalei 1s este mai mică. | Raza orbitalei 2s este relativ mare. |
| Dimensiunea orbitalului | |
| Orbitalul 1s are cea mai mică formă sferică. | Orbitalul 2s este mai mare decât orbitalul 1s. |
| Umplere cu electroni | |
| Electronii sunt mai întâi umpluți în orbital 1s. | Orbitalul 2s este umplut numai după completarea electronilor în orbitalul 1s. |
Rezumat – orbital 1s vs 2s
Un atom este o structură 3D care conține un nucleu în centru înconjurat de orbitali de diferite forme de diferite niveluri de energie. Acești orbitali sunt din nou împărțiți în suborbitali în funcție de mici diferențe de energie. Electronii, care este o particulă subatomică majoră a unui atom, se află în aceste niveluri de energie. Suborbitalii 1s și 2s sunt cei mai apropiati de nucleu. Principala diferență dintre orbitalii 1s și 2s este diferența dintre nivelul lor de energie, adică orbitalul 2s este un nivel de energie mai mare decât orbitalul 1s.
