Belangrijk verschil – 1s vs 2s Orbital
Atoom is de kleinste eenheid van materie. Met andere woorden, alle materie bestaat uit atomen. Een atoom is samengesteld uit subatomaire deeltjes, voornamelijk protonen, elektronen en neutronen. Protonen en elektronen vormen de kern, die zich in het midden van het atoom bevindt. Maar elektronen zijn gepositioneerd in orbitalen (of energieniveaus) die zich buiten de kern van een atoom bevinden. Het is ook belangrijk op te merken dat orbitalen hypothetische concepten zijn die worden gebruikt om de meest waarschijnlijke locatie van een atoom te verklaren. Er zijn verschillende orbitalen rond de kern. Er zijn ook suborbitalen zoals s, p, d, f, enz. De s-suborbitaal is bolvormig wanneer beschouwd als een 3D-structuur. De s-orbitaal heeft de grootste kans om een elektron rond de kern te vinden. Een suborbitaal wordt opnieuw genummerd als 1s, 2s, 3s, etc. volgens de energieniveaus. Het belangrijkste verschil tussen 1s en 2s orbitaal is de energie van elke orbitaal. 1s-orbitaal heeft een lagere energie dan de 2s-orbitaal.
Wat is 1s Orbital?
De orbitaal van
1 is de orbitaal die zich het dichtst bij de kern bevindt. Het heeft de laagste energie onder andere orbitalen. Het is ook de kleinste bolvorm. Daarom is de straal van s orbitaal klein. Er kunnen slechts 2 elektronen in de s-orbitaal zijn. De elektronenconfiguratie kan worden geschreven als 1s1, als er maar één elektron in de s-orbitaal is. Maar als er een elektronenpaar is, kan het worden geschreven als 1s2 Dan bewegen de twee elektronen in de baan van s naar de tegenovergestelde richtingen vanwege de afstoting die optreedt als gevolg van dezelfde elektrische ladingen van de twee elektronen. Als er een ongepaard elektron is, wordt dit paramagnetisch genoemd. Dat komt omdat het kan worden aangetrokken door een magneet. Maar als de orbitaal gevuld is en er een elektronenpaar aanwezig is, kunnen de elektronen niet door een magneet worden aangetrokken; dit staat bekend als diamagnetisch.
Wat is 2s Orbital?
De 2s-orbitaal is groter dan de 1s-orbitaal. Daarom is de straal groter dan die van de 1s-orbitaal. Het is de volgende kastorbitaal naar de kern na 1s orbitaal. Zijn energie is hoger dan 1s orbitaal, maar is lager dan andere orbitalen in een atoom. 2s orbitaal kan ook alleen worden gevuld met een of twee elektronen. Maar 2s-orbitaal is pas gevuld met elektronen na voltooiing van 1s-orbitaal. Dit wordt het Aufbau-principe genoemd, dat de volgorde aangeeft van het vullen van elektronen in sub-orbitalen.
Figuur 01: 1s en 2s Orbital
Wat is het verschil tussen 1s en 2s Orbital?
1s vs 2s Orbital |
|
| De baan van 1 is de baan die het dichtst bij de kern staat. | 2s orbitaal is de tweede dichtstbijzijnde baan bij de kern. |
| Energieniveau | |
| Energie van 1s-orbitaal is lager dan die van 2s-orbitaal. | 2s heeft een relatief hogere energie. |
| Radius van orbitaal | |
| De straal van 1s orbitaal is kleiner. | De straal van 2s orbitaal is relatief groot. |
| Grootte van orbitaal | |
| 1s orbitaal heeft de kleinste bolvorm. | 2s orbitaal is groter dan de 1s orbitaal. |
| Elektronenvulling | |
| Elektronen worden eerst gevuld in de 1s orbitaal. | 2s orbitaal wordt pas gevuld na voltooiing van elektronen in de 1s orbitaal. |
Samenvatting – 1s vs 2s Orbital
Een atoom is een 3D-structuur met een kern in het midden, omringd door verschillend gevormde orbitalen met verschillende energieniveaus. Deze orbitalen worden weer onderverdeeld in sub-orbitalen volgens kleine verschillen in energie. Elektronen, een belangrijk subatomair deeltje van een atoom, bevinden zich in deze energieniveaus. 1s en 2s suborbitalen zijn het dichtst bij de kern. Het belangrijkste verschil tussen 1s- en 2s-orbitalen is het verschil in hun energieniveau, dat wil zeggen, 2s-orbitaal is een hoger energieniveau dan 1s-orbitaal.
