Klíčový rozdíl – 1s vs. 2s orbitální
Atom je nejmenší jednotka hmoty. Jinými slovy, veškerá hmota se skládá z atomů. Atom se skládá ze subatomárních částic, hlavně protonů, elektronů a neutronů. Protony a elektrony tvoří jádro, které se nachází ve středu atomu. Ale elektrony jsou umístěny v orbitalech (nebo energetických hladinách), které jsou umístěny mimo jádro atomu. Je také důležité poznamenat, že orbitaly jsou hypotetické koncepty, které se používají k vysvětlení nejpravděpodobnějšího umístění atomu. Kolem jádra jsou různé orbitaly. Existují také suborbitály jako s, p, d, f atd. Suborbital s má kulový tvar, pokud je považován za 3D strukturu. Orbital s má největší pravděpodobnost nalezení elektronu kolem jádra. Suborbital je opět číslován jako 1s, 2s, 3s atd. podle energetických hladin. Klíčovým rozdílem mezi 1s a 2s orbitalem je energie každého orbitalu. 1s orbital má nižší energii než 2s orbital.
Co je 1s Orbital?
1s orbital je orbital, který je nejblíže jádru. Má nejnižší energii mezi ostatními orbitaly. Je to také nejmenší kulovitý tvar. Proto je poloměr orbitalu s malý. V orbitalu s mohou být pouze 2 elektrony. Elektronovou konfiguraci lze zapsat jako 1s1, pokud je v orbitalu s pouze jeden elektron. Ale pokud existuje pár elektronů, lze to zapsat jako 1s2 Pak se dva elektrony na orbitálu s pohybují do opačných směrů kvůli odpuzování, ke kterému dochází v důsledku stejného elektrického proudu. náboje dvou elektronů. Když existuje nepárový elektron, nazývá se paramagnetický. Může totiž být přitahován magnetem. Ale pokud je orbital naplněn a je přítomen pár elektronů, elektrony nemohou být přitahovány magnetem; toto je známé jako diamagnetické.
Co je 2s Orbital?
2s orbital je větší než 1s orbital. Jeho poloměr je tedy větší než poloměr orbitálu 1s. Je to další komorový orbitál k jádru po 1s orbitálu. Jeho energie je vyšší než 1s orbital, ale je nižší než ostatní orbitaly v atomu. 2s orbital může být také naplněn pouze jedním nebo dvěma elektrony. Ale 2s orbital se zaplní elektrony až po dokončení 1s orbitalu. Toto se nazývá Aufbauův princip, který udává pořadí elektronového plnění do suborbitalů.
Obrázek 01: 1s a 2s Orbital
Jaký je rozdíl mezi 1s a 2s Orbital?
1s vs 2s Orbital |
|
| 1s orbital je orbitál nejblíže k jádru. | 2s orbital je druhý nejbližší orbitál k jádru. |
| Úroveň energie | |
| Energie 1s orbitalu je nižší než 2s orbitalu. | 2s má srovnatelně vyšší energii. |
| Radius of Orbital | |
| Poloměr 1s orbitalu je menší. | Poměr 2s orbitálu je poměrně velký. |
| Velikost orbitalu | |
| 1s orbital má nejmenší kulový tvar. | 2s orbital je větší než 1s orbital. |
| Elektronová náplň | |
| Elektrony jsou nejprve vyplněny v 1s orbitalu. | 2s orbital se zaplní až po dokončení elektronů v 1s orbitalu. |
Shrnutí – 1s vs. 2s orbitální
Atom je 3D struktura obsahující jádro ve středu obklopené různě tvarovanými orbitaly různých energetických úrovní. Tyto orbitaly se opět dělí na suborbitaly podle nepatrných rozdílů energie. V těchto energetických hladinách se nachází elektrony, což je hlavní subatomární částice atomu. 1s a 2s suborbitaly jsou nejblíže k jádru. Hlavní rozdíl mezi 1s a 2s orbitaly je rozdíl v jejich energetické hladině, což znamená, 2s orbital je vyšší energetická hladina než 1s orbital.
