Põhivahe – 1s vs 2s orbitaal
Aatom on aine väikseim ühik. Teisisõnu, kogu aine koosneb aatomitest. Aatom koosneb subatomilistest osakestest, peamiselt prootonitest, elektronidest ja neutronitest. Prootonid ja elektronid moodustavad tuuma, mis asub aatomi keskel. Kuid elektronid paiknevad orbitaalidel (või energiatasemetel), 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. Samuti on olemas alamorbitaalid nagu s, p, d, f jne. S-suborbitaal on sfäärilise kujuga, kui seda pidada 3D-struktuuriks. s-orbitaalil on suurim tõenäosus leida elektron tuuma ümber. Suborbitaal nummerdatakse jällegi vastav alt energiatasemetele 1-deks, 2-ks, 3-ks jne. Peamine erinevus 1s ja 2s orbitaali vahel on iga orbitaali energia. 1s orbitaalil on väiksem energia kui 2s orbitaalil.
Mis on 1s Orbital?
1s orbitaal on orbitaal, mis on tuumale kõige lähemal. Sellel on teistest orbitaalidest madalaim energia. See on ka väikseim sfääriline kuju. Seetõttu on s orbitaali raadius väike. S-orbitaalil võib olla ainult 2 elektroni. Elektronkonfiguratsiooni saab kirjutada kujul 1s1, kui s-orbitaalil on ainult üks elektron. Aga kui elektronide paar on olemas, võib selle kirjutada järgmiselt: 1s2 Siis liiguvad s-orbitaalil olevad kaks elektroni sama elektri tõttu tekkiva tõuke tõttu vastupidises suunas. kahe elektroni laengud. Kui on paaritu elektron, nimetatakse seda paramagnetiliseks. Seda seetõttu, et seda saab magnetiga ligi tõmmata. Aga kui orbitaal on täidetud ja elektronide paar on olemas, ei saa magnet elektrone ligi tõmmata; seda nimetatakse diamagnetiliseks.
Mis on 2s Orbital?
2 s orbitaal on suurem kui 1 s orbitaal. Seega on selle raadius suurem kui 1s orbitaalil. See on pärast 1 s orbitaali järgmine kapiorbitaal tuuma suhtes. 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 täitub elektronidega alles pärast 1s orbitaali valmimist. Seda nimetatakse Aufbau printsiibiks, mis näitab elektronide täitumise järjekorda suborbitaalidele.
Joonis 01: 1s ja 2s orbitaal
Mis vahe on 1s ja 2s Orbitaalil?
1s vs 2s Orbital |
|
| 1 orbitaal on tuumale lähim orbitaal. | 2s orbitaal on tuumale lähim orbitaal. |
| Energitustase | |
| 1 s orbitaali energia on väiksem kui 2 s orbitaali energia. | 2s on suhteliselt suurema energiaga. |
| Orbitaali raadius | |
| 1s orbitaali raadius on väiksem. | 2s orbitaali raadius on suhteliselt suur. |
| Orbitaali suurus | |
| 1s orbitaalil on väikseim sfääriline kuju. | 2s orbitaal on suurem kui 1s. |
| Elektrooniline täitmine | |
| Elektronid täidetakse esm alt 1s orbitaalil. | 2s orbitaal täidetakse alles pärast elektronide täitumist 1s orbitaalil. |
Kokkuvõte – 1s vs 2s orbitaal
Aatom on 3D-struktuur, mille keskel on tuum, mida ümbritsevad erineva kujuga erineva energiatasemega orbitaalid. Need orbitaalid jagatakse jällegi alamorbitaalideks vastav alt väikestele energiaerinevustele. Nendel energiatasemetel asuvad elektronid, mis on aatomi peamine subatomaarne osake. 1s ja 2s suborbitaalid on tuumale kõige lähemal. Peamine erinevus 1s ja 2s orbitaalide vahel on nende energiataseme erinevus, st 2s orbitaal on kõrgem energiatase kui 1s orbitaal.
