1秒(1s)和2s轨道(2s orbital)的区别

原子是物质的最小单位。换句话说，所有物质都是由原子构成的。原子由亚原子粒子组成，主要是质子、电子和中子。质子和电子使原子核位于原子中心。但是电子被定位在位于原子核外的轨道（或能级）。另外，还必须注意，轨道是用来解释原子最可能位置的假设概念。围绕核有各种轨道。也有s、p、d、f等子轨道，s子轨道在被视为三维结构时呈球形。s轨道在核周围发现电子的概率最高。子轨道又根据能量水平被编号为1s、2s、3s等。1s和2s轨道的关键区别是每个轨道的能量。1s轨道的能量比2s轨道低。

内容1。概述和主要区别2。什么是1s轨道。什么是2s轨道4。并排比较——1s与2s轨道5。摘要

什么是1s轨道(1s orbital)？

1s轨道是离原子核最近的轨道。它的能量是其他轨道中最低的。它也是最小的球形。因此，s轨道的半径很小。在s轨道上只能有2个电子。如果s轨道上只有一个电子，则电子构型可以写成1s1。但是如果有一对电子，可以写成1s2。然后，s轨道上的两个电子，由于两个电子的相同电荷所产生的斥力，向相反的方向移动。当有一个不成对的电子时，它被称为顺磁性。那是因为它可以被磁铁吸引。但是，如果轨道被填满并且有一对电子存在，电子就不能被磁铁吸引，这就是所谓的反磁性。

什么是2s轨道(2s orbital)？

2s轨道大于1s轨道。因此，它的半径大于1s轨道的半径。它是继1s轨道后，下一个接近核的秘密轨道。它的能量高于1s轨道，但低于原子的其他轨道。2s轨道也只能填充一个或两个电子。但2s轨道只有在1s轨道完成后才充满电子。这就是所谓的Aufbau原理，它表示电子填充到子轨道的顺序。

图01:1s和2s轨道