Diferència clau: 1s vs 2s Orbital
 

L’àtom és la unitat de matèria més petita. En altres paraules, tota la matèria es compon d’àtoms. Un àtom es compon de partícules subatòmiques, principalment, protons, electrons i neutrons. Els protons i els electrons fan que el nucli estigui situat al centre de l’àtom. Però els electrons es situen en orbitals (o nivells d'energia) situats 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 sub-orbitals com s, p, d, f, etc. El sub-orbital és de forma esfèrica quan es considera una estructura 3D. L’orbital s té la probabilitat més alta de trobar un electró al voltant del nucli. Un sub-orbital es torna a numerar com a 1s, 2s, 3s, etc. segons els nivells d'energia. La diferència clau entre 1s i 2s orbital és l'energia de cada orbital. 1 orbital té una energia inferior a la dels 2s orbital.

CONTINGUTS
1. Visió general i diferència de clau
2. Què és 1s Orbital
3. Què és 2s Orbital
4. Comparació de costat a costat - Orbital 1s vs 2s
5. Resum

Què és 1s Orbital?

1s orbital és l'orbital que es troba més a prop del nucli. Té l’energia més baixa entre d’altres orbitals. També és la forma esfèrica més petita. Per tant, el radi de l’orbital s petit. Només hi pot haver 2 electrons a l’orbital s. La configuració d’electrons es pot escriure com a 1s1, si només hi ha un electró a l’orbital s. Però si hi ha un parell d’electrons, es pot escriure com a 1s2. A continuació, els dos electrons de l’orbital s es mouen a les direccions contràries a causa de la repulsió que es produeix a causa de la mateixa càrrega elèctrica dels dos electrons. Quan hi ha un electró no aparellat, s’anomena paramagnètic. Això és perquè pot atraure un imant. Però si l’orbital s’omple i hi ha un parell d’electrons, 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 d’1s. Per tant, el seu radi és més gran que el de l'orbital de la 1ª. És el següent orbital de l’armari al nucli després d’1 orbital. La seva energia és superior a 1s orbital, però és inferior a la d’altres orbitals d’un àtom. Els orbitals 2s també es poden omplir només amb un o dos electrons. Però els orbitals 2 s omplen d’electrons només després de l’acabament de 1s orbital. A això s’anomena principi Aufbau, que indica l’ordre d’ompliment d’electrons en sub-orbitals.

Quina diferència hi ha entre 1s i 2s Orbital?

Resum: 1s vs 2s Orbital

Un àtom és una estructura 3D que conté un nucli al centre envoltat de orbitals amb diferents formes d’energia. Aquests orbitals es tornen a dividir en sub-orbitals segons lleugeres diferències d’energia. Els electrons, que és una partícula subatòmica principal d’un àtom es troben en aquests nivells d’energia. Les sub-orbitals 1s i 2s estan més a prop del nucli. La diferència principal entre els orbitals 1s i 2s és la diferència del seu nivell energètic, és a dir, els orbitals 2s són un nivell energètic superior a 1s orbital.

Referència:
1. Libretexts. "Orbitals atòmics". Química LibreTexts. Libretexts, 03 de novembre de 2015. Web. 26 de maig de 2017. .
2. Àtoms, electrons i orbitals. N.p., n.d. Web 26 de maig de 2017. .

Imatge de cortesia:
1. "S orbitals" (retallats) per la fundació CK-12 - Fitxer: High School Chemistry.pdf, pàgina 265 (CC BY-SA 3.0) a través de Wikimedia Commons