Diferenca kryesore – 1s vs orbital 2s
Atomi është njësia më e vogël e materies. Me fjalë të tjera, e gjithë lënda përbëhet nga atome. Një atom përbëhet nga grimca nënatomike, kryesisht protone, elektrone dhe neutrone. Protonet dhe elektronet krijojnë bërthamën, e cila ndodhet në qendër të atomit. Por elektronet janë të pozicionuara në orbitale (ose nivele të energjisë) të cilat ndodhen jashtë bërthamës së një atomi. Është gjithashtu e rëndësishme të theksohet se orbitalet janë koncepte hipotetike që përdoren për të shpjeguar vendndodhjen më të mundshme të një atomi. Ka orbitale të ndryshme që rrethojnë bërthamën. Ka edhe nënorbitale si s, p, d, f etj. Nën-orbitalja s është në formë sferike kur konsiderohet si një strukturë 3D. Orbitalja s ka probabilitetin më të lartë për të gjetur një elektron rreth bërthamës. Një nën-orbitale numërohet përsëri si 1s, 2s, 3s, etj. sipas niveleve të energjisë. Dallimi kryesor midis orbitaleve 1s dhe 2s është energjia e secilës orbitale. Orbitalja 1s ka një energji më të ulët se orbitalja 2s.
Çfarë është 1s Orbital?
Orbitalja
1s është orbitalja që është më afër bërthamës. Ka energjinë më të ulët midis orbitaleve të tjera. Është gjithashtu forma më e vogël sferike. Prandaj, rrezja e orbitales s është e vogël. Mund të ketë vetëm 2 elektrone në orbitalën s. Konfigurimi i elektroneve mund të shkruhet si 1s1, nëse ka vetëm një elektron në orbitalën s. Por nëse ka një çift elektronesh, ai mund të shkruhet si 1s2 Pastaj dy elektronet në orbitalin s lëvizin në drejtime të kundërta për shkak të zmbrapsjes që ndodh për shkak të së njëjtës elektrike ngarkesat e dy elektroneve. Kur ka një elektron të paçiftuar, ai quhet paramagnetik. Kjo për shkak se mund të tërhiqet nga një magnet. Por nëse orbitalja është e mbushur dhe një palë elektrone janë të pranishme, elektronet nuk mund të tërhiqen nga një magnet; kjo njihet si diamagnetike.
Çfarë është 2s Orbital?
Orbitalja 2s është më e madhe se orbitalja 1s. Prandaj, rrezja e saj është më e madhe se ajo e orbitalës 1s. Është orbitalja tjetër e dollapit në bërthamë pas orbitales 1s. Energjia e tij është më e lartë se orbitalja 1s, por është më e ulët se orbitalet e tjera në një atom. Orbitalja 2s gjithashtu mund të mbushet vetëm me një ose dy elektrone. Por orbitali 2s mbushet me elektrone vetëm pas përfundimit të orbitalës 1s. Ky quhet parimi Aufbau, i cili tregon rendin e mbushjes së elektroneve në nën-orbitale.
Figura 01: Orbitalja 1s dhe 2s
Cili është ndryshimi midis Orbitaleve 1s dhe 2s?
1s vs 2s Orbital |
|
| Orbitalja 1s është orbitalja më e afërt me bërthamën. | Orbitalja 2s është orbitalja e dytë më e afërt me bërthamën. |
| Niveli i Energjisë | |
| Energjia e orbitalës 1s është më e ulët se ajo e orbitalës 2s. | 2s ka energji relativisht më të lartë. |
| Rrezja e Orbitale | |
| Rrezja e orbitales 1s është më e vogël. | Rrezja e orbitales 2s është relativisht e madhe. |
| Madhësia e Orbitalit | |
| Orbitalja 1s ka formën më të vogël sferike. | Orbitalja 2s është më e madhe se orbitalja 1s. |
| Mbushje Elektroni | |
| Elektronet mbushen fillimisht në orbitalin 1s. | Orbitalja 2s mbushet vetëm pas plotësimit të elektroneve në orbitalin 1s. |
Përmbledhje – 1s vs 2s Orbital
Një atom është një strukturë 3D që përmban një bërthamë në qendër të rrethuar nga orbitale me forma të ndryshme të niveleve të ndryshme të energjisë. Këto orbitale ndahen përsëri në nën-orbitale sipas diferencave të vogla të energjisë. Elektronet, e cila është një grimcë kryesore nënatomike e një atomi ndodhet në këto nivele të energjisë. Nën-orbitalet 1 dhe 2s janë më afër bërthamës. Dallimi kryesor midis orbitaleve 1s dhe 2s është diferenca e nivelit të tyre të energjisë, që është, orbitalja 2s është një nivel më i lartë energjie se orbitalja 1s.
