Diferència clau: orbital 1s vs 2s
L'àtom és la unitat més petita de la matèria. En altres paraules, tota la matèria està feta d'àtoms. Un àtom està format per partícules subatòmiques, principalment protons, electrons i neutrons. Els protons i els electrons formen el nucli, que es troba al centre de l'àtom. Però els electrons es situen en orbitals (o nivells d'energia) que es troben fora del nucli d'un àtom. També és important tenir en compte que els orbitals són conceptes hipotètics que s'utilitzen per explicar la ubicació més probable d'un àtom. Hi ha diversos orbitals al voltant del nucli. També hi ha suborbitals com s, p, d, f, etc. El suborbital s té forma esfèrica quan es considera com una estructura 3D. L'orbital s té la probabilitat més alta de trobar un electró al voltant del nucli. Un suborbital es torna a numerar com 1s, 2s, 3s, etc. segons els nivells d'energia. La diferència clau entre els orbitals 1s i 2s és l'energia de cada orbital. L'orbital 1s té una energia més baixa que l'orbital 2s.
Què és 1s Orbital?
L'orbital
1s és l'orbital més proper al nucli. Té l'energia més baixa entre altres orbitals. També és la forma esfèrica més petita. Per tant, el radi de l'orbital s és petit. Només hi pot haver 2 electrons a l'orbital s. La configuració electrònica es pot escriure com 1s1, si només hi ha un electró a l'orbital s. Però si hi ha un parell d'electrons, es pot escriure com 1s2 Aleshores els dos electrons de l'orbital s es mouen en direccions oposades a causa de la repulsió que es produeix a causa de la mateixa electricitat. càrregues dels dos electrons. Quan hi ha un electró no aparellat, s'anomena paramagnètic. Això és perquè pot ser atret per un imant. Però si l'orbital està ple i hi ha un parell d'electrons presents, els electrons no poden ser atrets per un imant; això es coneix com a diamagnètic.
Què és 2s Orbital?
L'orbital 2s és més gran que l'orbital 1s. Per tant, el seu radi és més gran que el de l'orbital 1s. És el següent orbital més proper al nucli després de l'orbital 1s. La seva energia és superior a l'orbital 1s però és inferior a la dels altres orbitals d'un àtom. L'orbital 2s també es pot omplir només amb un o dos electrons. Però l'orbital 2s s'omple d'electrons només després de completar l'orbital 1s. Això s'anomena principi d'Aufbau, que indica l'ordre d'ompliment d'electrons en suborbitals.
Figura 01: orbital 1s i 2s
Quina diferència hi ha entre 1s i 2s Orbital?
1s vs 2s orbital |
|
| L'orbital 1s és l'orbital més proper al nucli. | L'orbital 2s és el segon orbital més proper al nucli. |
| Nivell d'energia | |
| L'energia de l'orbital 1s és inferior a la de l'orbital 2s. | 2s té una energia comparativament més alta. |
| Radi de l'orbital | |
| El radi de l'orbital 1s és més petit. | El radi de l'orbital 2s és relativament gran. |
| Mida de l'orbital | |
| L'orbital 1s té la forma esfèrica més petita. | L'orbital 2s és més gran que l'orbital 1s. |
| Ompliment d'electrons | |
| Els electrons s'omplen primer a l'orbital 1s. | L'orbital 2s només s'omple després de completar els electrons a l'orbital 1s. |
Resum: orbital 1s vs 2s
Un àtom és una estructura 3D que conté un nucli al centre envoltat d'orbitals de diferents formes i diferents nivells d'energia. Aquests orbitals es divideixen de nou en suborbitals segons lleus diferències d'energia. Els electrons, que és una partícula subatòmica important d'un àtom, es troben en aquests nivells d'energia. Els suborbitals 1s i 2s són els més propers al nucli. La diferència principal entre els orbitals 1s i 2s és la diferència del seu nivell d'energia, és a dir, l'orbital 2s és un nivell d'energia més alt que l'orbital 1s.
