Peamine erinevus - 1s vs 2s Orbital
Aatom on aine väikseim ühik. Teisisõnu, kogu aine koosneb aatomitest. Aatom koosneb subatomaatilistest osakestest, peamiselt prootonitest, elektronidest ja neutronitest. Prootonid ja elektronid moodustavad tuuma, mis asub aatomi keskel. Kuid elektronid paiknevad orbitaalides (või energiatasanditel), mis asuvad väljaspool aatomi tuuma. Samuti on oluline märkida, et orbitaalid on hüpoteetilised mõisted, mida kasutatakse aatomi kõige tõenäolisema asukoha selgitamiseks. Tuuma ümbritsevad erinevad orbitaalid. On ka alam-orbitaale nagu s, p, d, f jne. S-ala-orbitaal on 3D-struktuurina sfääriline. Orbiidil on kõige suurem tõenäosus leida tuuma ümber elektron. Alamorbiit nummerdatakse energiatasemete järgi jälle 1s, 2s, 3s jne.1s ja 2s orbiidi peamine erinevus on iga orbiidi energia. 1s orbiidil on väiksem energia kui 2s orbitaalil.
SISU
1. Ülevaade ja peamine erinevus
2. Mis on 1s Orbital
3. Mis on 2s Orbital
4. Kõrvuti võrdlus - 1s vs 2s Orbital
5. Kokkuvõte
Mis on 1s Orbital?
1s orbitaal on tuumale kõige lähemal asuv orbitaal. Sellel on teiste orbitaalide seas kõige vähem energiat. See on ka väikseim sfääriline kuju. Seetõttu on s orbiidi raadius väike. Orbiidil võib olla ainult 2 elektroni. Elektroni konfiguratsiooni saab kirjutada kui 1 s 1, kui s orbitaalis on ainult üks elektron. Kuid kui on paar elektrone, võib selle kirjutada kui 1s 2. Seejärel liiguvad s orbiidil olevad kaks elektroni vastassuundadesse, kuna tõukejõud toimub kahe elektroni samade elektrilaengute tõttu. Kui on paardumata elektron, nimetatakse seda paramagnetiliseks. Seda seetõttu, et seda saab tõmmata magnetiga. Kuid kui orbitaal on täidetud ja elektronide paar on olemas, ei saa elektronid magnetiga meelitada; seda nimetatakse diamagneetiliseks.
Mis on 2s Orbital?
2s orbitaal on suurem kui 1s orbitaal. Seega on selle raadius suurem kui orbiidi 1s raadius. See on tuuma järgmine kapi orbitaal pärast 1s orbitaali. Selle energia on suurem kui 1 s orbitaal, kuid on madalam kui teistel aatomi orbitaalidel. 2s orbitaali saab täita ka ainult ühe või kahe elektroniga. Kuid 2s orbitaal täidetakse elektronidega alles pärast 1s orbitaali lõppu. Seda nimetatakse Aufbau printsiibiks, mis näitab elektronide täitmise järjekorda alamorbiitidesse.
Joonis 01: 1s ja 2s Orbital
Mis vahe on 1s ja 2s Orbitalil?
Erinev artikkel keskel enne tabelit
1s vs 2s Orbital |
|
| 1s orbitaal on tuumale lähim orbitaal. | 2s orbitaal on tuumale lähim teine orbitaal. |
| Energiatase | |
| 1s orbitaali energia on väiksem kui 2s orbitaali energia. | 2s on suhteliselt suurema energiaga. |
| Orbitaali raadius | |
| 1s orbiidi raadius on väiksem. | 2s orbiidi raadius on suhteliselt suur. |
| Orbitaali suurus | |
| 1s orbitaalil on väikseim sfääriline kuju. | 2s orbitaal on suurem kui 1s orbitaal. |
| Elektronide täitmine | |
| Elektronid täidetakse kõigepealt orbiidil 1s. | 2s orbitaal täidetakse alles pärast elektronide lõppu 1s orbiidil. |
Kokkuvõte - 1s vs 2s Orbital
Aatom on 3D-struktuur, mille keskmes on tuum, mida ümbritsevad erineva kujuga erineva energitasemega orbitaalid. Need orbitaalid jagunevad jälle väikeste energiaerinevuste järgi ala-orbitaalideks. Nendel energiatasanditel asuvad elektronid, mis on aatomi peamine subatoomiline osake. Tuumale on kõige lähemal 1s ja 2s alamorbitaalid. Peamine erinevus 1s ja 2s orbitaalide vahel on nende energiataseme erinevus, see tähendab, et 2s orbitaal on kõrgem energiatase kui 1s orbitaal.
