电子能级轨道中1S,2S指的是什么，有什么区别

一、原子轨道不同：

1s 2s 是亚层，不是轨道。1s和2s是不同的原子轨道。

一个电子亚层可能只有一个原子轨道(s亚层），也可能有多条原子轨道，p亚层有3条原子轨道，d亚层有5条原子轨道，f亚层有7条原子轨道。

二、轨道用途不同：

如果一个原子有5个电子，那么，它是硼原子，它的电子在1s轨道中排2个，在2s轨道中排2个，在2px轨道上排1个，2py和2pz则为空轨道，不需要用到3s轨道，每个s轨道都只能容纳2个电子。、

电子的自旋是电子运动状态的一种描述方式，微观粒子的运动与宏观物质不同，比较抽象，自旋向上和向下是其本身的状态，不是受什么其它物质影响的，向上和向下也可以相互转变，不过需要足够大的能量突破自旋禁阻。

三、形状不同：

主量子数和角量子数都相同才能算同一能级。就是数字和字母必须都一样才行。

电子在原子核外的原子轨道中绕原子旋转，1S轨道最靠近原子核，2S轨道在1S外层，1S轨道和2S轨道的形状都是球形，只是2S轨道中有节点。

扩展资料：

在多电子原子中，当价电子进入原子实内部时，内层电子对原子核的屏蔽作用减小，相当于原子实的有效电荷数增大，也就是说电子所受到的引力增大，原子的体系能量下降，所以由此可以容易得出，当主量子数n相同时，不同的轨道角动量数l所对应的原子轨道形状不一样，即当价电子处于不同的轨道时，原子的能量降低的幅度也不一样，轨道贯穿的效果越明显，能量降低的幅度越大。

s，p，d，f能级的能量有大小之分，这种现象称为“能级分裂”，屏蔽效应产生的主要原因是核外电子间静电力的相互排斥，减弱了原子核对电子的吸引：s能级的电子排斥p能级的电子，把p电子“推”离原子核，p、d、f之间也有类似情况。

参考资料来源：百度百科-原子轨道

1.填充原子轨道的是原子的所有电子。2.如果一个原子有5个电子，那么，它是硼原子，它的电子在1s轨道中排2个，在2s轨道中排2个，在2px轨道上排1个，2py和2pz则为空轨道，不需要用到3s轨道，每个s轨道都只能容纳2个电子。3.电子的自旋是电子运动状态的一种描述方式，微观粒子的运动与宏观物质不同，比较抽象，自旋向上和向下是其本身的状态，不是受什么其它物质影响的，向上和向下也可以相互转变，不过需要足够大的能量突破自旋禁阻。spdf的不同有能层、能级、形状、大小的不同，其中s轨道是从第一能层开始就有的，也就是1s，2s，3s…而p轨道是从第二能层开始的，也就是2p，3p，4p…而d轨道是从第三能层开始才有的，也就是3d，4d，5d…而f是从第四能层开始的，也就是4f，5f，6f…元素周期表前七周期元素用到的原子轨道的能级顺序是1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s，4f，5d，6p，7s，5f，6d，7p…

1s和2s是指电子在原子的能级轨道中所处的位置。

在原子中，电子分布在不同的能级上，每个能级可以容纳一定数量的电子。能级按照主量子数（n）进行编号，主量子数n越大，能级越高。

1s和2s分别属于主量子数为1和2的s轨道。s轨道是球对称的，能容纳的电子数为2。1s轨道是最靠近原子核的轨道，主要分布在原子核周围。2s轨道则位于较远离原子核的位置，电子密度较低。

区别在于位置和能级。1s轨道的电子能量较低，接近原子核，而2s轨道的电子能量较高，远离原子核。另外，它们所属的主量子数和轨道形状也不同。