Klíčový rozdíl - 1s vs 2s Orbital
Atom je nejmenší jednotka hmoty. Jinými slovy, veškerá hmota je tvořena atomy. Atom se skládá z subatomárních částic, hlavně protonů, elektronů a neutronů. Protony a elektrony tvoří jádro, které se nachází ve středu atomu. Ale elektrony jsou umístěny na orbitálech (nebo energetických úrovních), které jsou umístěny mimo jádro atomu. Je také důležité si uvědomit, že orbitaly jsou hypotetické koncepty, které se používají k vysvětlení nejpravděpodobnější polohy atomu. Okolo jádra jsou různé orbitaly. Existují také suborbitály jako s, p, d, f atd. Suborbitál s má sférický tvar, když je považován za 3D strukturu. Orbitál má nejvyšší pravděpodobnost nalezení elektronu kolem jádra. Suborbitál je podle energetických úrovní opět očíslován jako 1s, 2s, 3s atd. Klíčovým rozdílem mezi orbitálem 1 s a 2 s je energie každého orbitálu. Orbitál 1 s má nižší energii než orbitál 2 s.
OBSAH
1. Přehled a hlavní rozdíl
2. Co je to 1s Orbital
3. Co je to 2s Orbital
4. Porovnání vedle sebe - 1s vs 2s Orbital
5. Shrnutí
Co je 1s Orbital?
1s orbital je orbitál, který je nejblíže jádru. Má nejnižší energii mezi ostatními orbitály. Je to také nejmenší sférický tvar. Poloměr orbitálu je proto malý. Na orbitálu mohou být pouze 2 elektrony. Konfiguraci elektronů lze zapsat jako 1 s 1, pokud je v orbitálu pouze jeden elektron. Pokud ale existuje pár elektronů, lze jej zapsat jako 1s 2. Poté se dva elektrony v orbitálu přesunou do opačných směrů kvůli odporu, ke kterému dochází v důsledku stejných elektrických nábojů obou elektronů. Když existuje nepárový elektron, nazývá se to paramagnetický. Je to proto, že jej může přitahovat magnet. Pokud je ale orbitál naplněn a je přítomný pár elektronů, elektrony nemohou být přitahovány magnetem; toto je známé jako diamagnetické.
Co je 2s Orbital?
Orbitál 2 s je větší než orbitál 1 s. Proto je jeho poloměr větší než poloměr oběžné dráhy 1 s. Jedná se o další skříň obíhající k jádru po 1s oběžné dráhy. Jeho energie je vyšší než 1 s na oběžné dráze, ale je nižší než u jiných orbitalů v atomu. 2s orbital lze také vyplnit pouze jedním nebo dvěma elektrony. Ale orbitál 2 s je naplněn elektrony až po dokončení orbitálu 1 s. Toto se nazývá Aufbauův princip, který označuje pořadí plnění elektronů do suborbitálů.
Obrázek 01: 1s a 2s Orbital
Jaký je rozdíl mezi 1s a 2s Orbital?
Rozdílný článek uprostřed před tabulkou
1s vs 2s Orbital |
|
| 1s orbital je nejbližší orbitál k jádru. | 2s orbital je druhý nejbližší orbitál k jádru. |
| Úroveň energie | |
| Energie orbitálu 1 s je nižší než energie orbitálu 2 s. | 2s má poměrně vyšší energii. |
| Poloměr orbitálu | |
| Poloměr oběžné dráhy 1 s je menší. | Poloměr oběžné dráhy 2 s je poměrně velký. |
| Velikost orbitálu | |
| 1s orbital má nejmenší sférický tvar. | 2s orbital je větší než 1s orbital. |
| Plnění elektronů | |
| Elektrony jsou nejprve vyplněny na orbitálu 1 s. | 2s orbital je naplněn až po dokončení elektronů v 1s orbitalu. |
Shrnutí - 1s vs 2s Orbital
Atom je 3D struktura obsahující jádro uprostřed obklopené různě tvarovanými orbitaly různých energetických úrovní. Tyto orbitaly jsou opět rozděleny na suborbitály podle mírných energetických rozdílů. V těchto energetických úrovních se nacházejí elektrony, což je hlavní subatomární částice atomu. 1s a 2s suborbitály jsou nejblíže jádru. Hlavní rozdíl mezi orbitály 1 s a 2 s je rozdíl v jejich energetické úrovni, což znamená, že 2s orbital je vyšší energetická úroveň než 1s orbital.
