Үндсэн ялгаа – 1сек ба 2 секундын орбитал
Атом бол бодисын хамгийн жижиг нэгж юм. Өөрөөр хэлбэл бүх бодис атомаас бүрддэг. Атом нь субатомын бөөмс, гол төлөв протон, электрон, нейтронуудаас тогтдог. Протон ба электронууд атомын төвд байрладаг цөмийг үүсгэдэг. Гэхдээ электронууд нь атомын цөмийн гадна байрладаг тойрог замд (эсвэл энергийн түвшинд) байрладаг. Орбиталууд нь атомын хамгийн их магадлалтай байршлыг тайлбарлахад ашигладаг таамаглал юм гэдгийг анхаарах нь чухал юм. Цөмийг тойрсон янз бүрийн тойрог замууд байдаг. Мөн s, p, d, f гэх мэт дэд тойрог замууд байдаг.s дэд тойрог зам нь 3D бүтэц гэж үзвэл бөмбөрцөг хэлбэртэй байдаг. s орбитал нь цөмийн эргэн тойронд электрон олох магадлал хамгийн өндөр байдаг. Дэд тойрог замд энергийн түвшний дагуу дахин 1s, 2s, 3s гэх мэтээр дугаарлана. 1s ба 2s орбитал хоорондын гол ялгаа нь тойрог бүрийн энерги юм. 1s орбитал нь 2s орбиталаас бага энергитэй.
1s Orbital гэж юу вэ?
1s орбитал нь цөмд хамгийн ойр орбитал юм. Энэ нь бусад тойрог замуудын дунд хамгийн бага энергитэй байдаг. Энэ нь мөн хамгийн жижиг бөмбөрцөг хэлбэр юм. Тиймээс s орбиталын радиус бага байна. s орбиталд зөвхөн 2 электрон байж болно. Хэрэв s орбиталд зөвхөн нэг электрон байгаа бол электроны тохиргоог 1s1 гэж бичиж болно. Харин хос электрон байвал 1s2 гэж бичиж болно. Дараа нь s орбитал дахь хоёр электрон ижил цахилгааны түлхэлтээс болж эсрэг чиглэлд шилжинэ. хоёр электроны цэнэг. Хослогдоогүй электрон байгаа тохиолдолд үүнийг парамагнит гэж нэрлэдэг. Учир нь энэ нь соронзонд татагдах чадвартай байдаг. Гэвч хэрэв тойрог зам дүүрч, хос электрон байвал электронууд соронзоор татагдах боломжгүй; Үүнийг диамагнит гэж нэрлэдэг.
2s Orbital гэж юу вэ?
2s орбитал нь 1s орбиталаас том. Тиймээс түүний радиус нь 1s тойрог замын радиусаас том байна. Энэ нь 1s орбиталаас хойшхи цөмд хүрэх дараагийн орбитал юм. Түүний энерги нь 1s орбиталаас их боловч атом дахь бусад орбиталуудаас бага байдаг. 2s орбиталыг зөвхөн нэг эсвэл хоёр электроноор дүүргэх боломжтой. Харин 1s орбитал дууссаны дараа л 2s орбитал электроноор дүүрдэг. Үүнийг Ауфбау зарчим гэж нэрлэдэг бөгөөд энэ нь дэд тойрог замд электрон дүүргэх дарааллыг заадаг.
Зураг 01: 1с ба 2с Орбитал
1s болон 2s Orbital-ийн ялгаа нь юу вэ?
1s vs 2s Orbital |
|
| 1s орбитал нь цөмд хамгийн ойр орбитал юм. | 2s орбитал нь цөмд хамгийн ойрхон хоёр дахь тойрог зам юм. |
| Эрчим хүчний түвшин | |
| 1s орбиталын энерги 2s орбиталаас бага байна. | 2с харьцангуй өндөр энергитэй. |
| Орбиталын радиус | |
| 1s орбиталын радиус бага. | 2s орбиталын радиус харьцангуй том. |
| Орбиталын хэмжээ | |
| 1s тойрог зам нь хамгийн жижиг бөмбөрцөг хэлбэртэй. | 2s орбитал нь 1s орбиталаас том байна. |
| Электрон дүүргэлт | |
| Электронууд эхлээд 1s тойрог замд дүүрдэг. | 2s орбитал нь зөвхөн 1s орбитал дахь электронууд дууссаны дараа дүүрдэг. |
Товч мэдээлэл – 1s vs 2s Orbital
Атом гэдэг нь янз бүрийн энергийн түвшний янз бүрийн хэлбэртэй орбиталуудаар хүрээлэгдсэн төвд цөм агуулсан 3 хэмжээст бүтэц юм. Эдгээр орбиталууд нь энергийн бага зэргийн ялгааны дагуу дахин дэд тойрог замд хуваагддаг. Атомын субатомын гол бөөмс болох электронууд эдгээр энергийн түвшинд байрладаг. 1s ба 2s дэд орбиталууд нь цөмд хамгийн ойр байдаг. 1s ба 2s орбиталуудын гол ялгаа нь тэдний энергийн түвшний ялгаа бөгөөд энэ нь 2s орбитал нь 1s орбиталаас өндөр энергийн түвшин юм.
