Starpība starp 1 un 2 orbitāli

Galvenā atšķirība - 1s pret 2s Orbital
 

Atoms ir mazākā matērijas vienība. Citiem vārdiem sakot, visa matērija ir veidota no atomiem. Atoms sastāv no subatomiskām daļiņām, galvenokārt, protoniem, elektroniem un neitroniem. Protoni un elektroni veido kodolu, kas atrodas atoma centrā. Bet elektroni ir izvietoti 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 tādi suborbitāli kā s, p, d, f utt. S sub-orbitāle ir sfēriskas formas, ja to uzskata par 3D struktūru. S orbitālei ir visaugstākā varbūtība atrast elektronu ap kodolu. Sub-orbitāli atkal numurē kā 1s, 2s, 3s utt. Pēc enerģijas līmeņiem. Galvenā atšķirība starp 1s un 2s orbitāli ir katras orbītas enerģija. 1s orbitālei ir zemāka enerģija nekā 2s orbitālei.

SATURS
1. Pārskats un galvenās atšķirības
2. Kas ir 1s orbīta
3. Kas ir 2s orbitāle
4. Salīdzinājums blakus - 1s pret 2s Orbital
5. Kopsavilkums

Kas ir 1s orbitāle?

1s orbitāla ir orbitāle, kas ir vistuvāk kodolam. Tajā ir zemākā enerģija starp citām orbītām. Tā ir arī mazākā sfēriskā forma. Tāpēc s orbītas 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, jo rodas atgrūšanās, kas rodas abu elektronu vienādu elektrisko lādiņu dēļ. Kad ir nepāra elektrons, to sauc par paramagnētisku. Tas ir tāpēc, ka to var piesaistīt magnēts. Bet, ja orbitāle ir piepildīta un ir klāt elektronu pāris, elektroni nevar piesaistīt ar magnētu; to sauc par diamagnētisku.

Kas ir 2s orbitāle?

2s orbitāle ir lielāka par 1s orbitāli. Tādējādi tā rādiuss ir lielāks nekā 1s orbitālei. Tas ir nākamais skapis, kas orbitāli atrodas kodolā pēc 1s orbītas. Tās enerģija ir augstāka par 1 s orbitāli, bet ir zemāka par citām atoma orbītām. Arī 2s orbitāli var piepildīt tikai ar vienu vai diviem elektroniem. Bet 2s orbitāli piepilda ar elektroniem tikai pēc 1s orbitālas pabeigšanas. To sauc par Aufbau principu, kas norāda elektronu piepildīšanas kārtību suborbitālēs.

Attēls 01: 1s un 2s orbitāle

Kāda ir atšķirība starp 1s un 2s Orbital?

1s pret 2s Orbital
1s orbitāle ir vistuvākā kodola orbitāle.	2s orbitāle ir otrā tuvākā kodola orbitāle.
Enerģijas līmenis
1 s orbītas enerģija ir zemāka nekā 2 s orbitālai.	2s ir salīdzinoši augstāka enerģija.
Orbītas rādiuss
1s rādiuss ir mazāks.	2s rādiuss ir salīdzinoši liels.
Orbītas izmērs
1s orbitālei ir vismazākā sfēriskā forma.	2s orbitāle ir lielāka nekā 1s orbitāle.
Elektronu piepildīšana
Elektroni vispirms tiek piepildīti 1s orbitālē.	2s orbitāli piepilda tikai pēc elektronu pabeigšanas 1s orbitālē.

Kopsavilkums - 1s vs 2s Orbital

Atoms ir 3D struktūra, kuras centrā ir kodols, kuru ieskauj dažādas formas orbitāles ar dažādu enerģijas līmeni. Šīs orbitāles atkal tiek sadalītas suborbitālēs pēc nelielām enerģijas atšķirībām. Elektroni, kas ir galvenā atoma subatomiskā daļiņa, atrodas šajos enerģijas līmeņos. Kodoliem vistuvāk atrodas 1s un 2s sub-orbitāles. Galvenā atšķirība starp 1s un 2s orbitāli ir to enerģijas līmeņa atšķirība, tas ir, 2s orbitāle ir augstāks enerģijas līmenis nekā 1s orbitāle.

Atsauce:
1. Libreteksti. “Atomu orbitāli.” Ķīmija LibreTexts. Libretexts, 2015. gada 3. novembris. Web. 2017. gada 26. maijs. .
2. Atomi, elektroni un orbitāles. N.p., n.d. Web. 2017. gada 26. maijs. .

Attēla pieklājība:
1. “S orbitāles” (apgriezts) Autors: CK-12 Foundation - Fails: High School Chemistry.pdf, 265. lpp. (CC BY-SA 3.0), izmantojot Commons Wikimedia