Prvek 2 období - Period 2 element

2. perioda je jeden z chemických prvků v druhé řadě (nebo doby ) v periodické tabulce chemických prvků . Periodická tabulka je uspořádána v řádcích pro ilustraci opakujících se (periodických) trendů v chemickém chování prvků při zvyšování jejich atomového čísla ; nový řádek se spustí, když se začne opakovat chemické chování, čímž se vytvoří sloupce prvků s podobnými vlastnostmi.

Druhé období obsahuje prvky lithium , berylium , bór , uhlík , dusík , kyslík , fluor a neon . V kvantově mechanickém popisu atomové struktury toto období odpovídá naplnění druhého ( $n = 2$ ) obalu , konkrétněji jeho 2s a 2p subshell. Prvky období 2 (uhlík, dusík, kyslík, fluor a neon) dodržují oktetové pravidlo v tom, že k dokončení valenčního obalu potřebují osm elektronů (lithium a beryllium dodržují duetové pravidlo , bór má nedostatek elektronů .), Kde může maximálně osm elektronů být ubytováni: dva na orbitálu 2s a šest v subshell 2p.

Periodické trendy

Vypočítané atomové poloměry prvků periody 2 v pikometrech.

Období 2 je první období v periodické tabulce, ze kterého lze čerpat periodické trendy . Období 1 , které obsahuje pouze dva prvky ( vodík a helium ), je příliš malé na to, abychom z něj vyvodili nějaké přesvědčivé trendy, zejména proto, že se tyto dva prvky nechovají jako jiné prvky s-bloku. Období 2 má mnohem přesvědčivější trendy. U všech prvků v období 2, jak se atomové číslo zvyšuje, atomový poloměr prvků klesá, zvyšuje se elektronegativita a zvyšuje se ionizační energie .

Období 2 obsahuje pouze dva kovy (lithium a beryllium) s osmi prvky, méně než v jakémkoli následujícím období, jak počtem, tak proporcemi. Má také největší počet nekovů, konkrétně pět, ze všech období. Prvky v období 2 mají často nejextrémnější vlastnosti v příslušných skupinách; například fluor je nejreaktivnějším halogenem , neon je nejinertnějším vzácným plynem a lithium je nejméně reaktivním alkalickým kovem .

Všechny prvky období 2 zcela dodržují pravidlo Madelung ; v období 2 vyplňuje lithium a berylium subshell 2s a bór, uhlík, dusík, kyslík, fluor a neon plní subshell 2p . Období sdílí tento znak s obdobími 1 a 3 , z nichž žádná neobsahuje přechodové prvky ani vnitřní přechodové prvky , které se často liší od pravidla.

Chemický prvek			Blok	Konfigurace elektronů
3	Li	Lithium	s-blok	[On] 2 s ¹
4	Být	Beryllium	s-blok	[On] 2s ²
5	B	Boron	p-blok	[On] 2s ² 2p ¹
6	C	Uhlík	p-blok	[He] 2s ² 2p ²
7	N.	Dusík	p-blok	[On] 2s ² 2p ³
8	Ó	Kyslík	p-blok	[He] 2s ² 2p ⁴
9	F	Fluor	p-blok	[He] 2s ² 2p ⁵
10	Ne	Neon	p-blok	[He] 2s ² 2p ⁶

Lithium

Kovový lithium plovoucí na parafinovém oleji

Lithium (Li) je alkalický kov s atomovým číslem 3, který se přirozeně vyskytuje ve dvou izotopech : ⁶ Li a ⁷ Li. Ti dva tvoří veškerý přirozený výskyt lithia na Zemi, přestože byly syntetizovány další izotopy . V iontových sloučeninách lithium ztrácí elektron, aby se stal kladně nabitým, za vzniku kationtu Li ⁺ . Lithium je první alkalický kov v periodické tabulce a první kov jakéhokoli druhu v periodické tabulce. Při standardní teplotě a tlaku je lithium měkký, stříbrně bílý, vysoce reaktivní kov . S hustotou 0,564 g⋅cm ⁻³ je lithium nejlehčím kovem a nejméně hustým pevným prvkem.

Lithium je jedním z mála prvků syntetizovaných ve Velkém třesku . Lithium je 33. nejhojnějším prvkem na Zemi, vyskytuje se v koncentracích mezi 20 a 70 ppm hmotnostních, ale díky své vysoké reaktivitě se přirozeně vyskytuje pouze ve sloučeninách .

Soli lithia se používají ve farmakologickém průmyslu jako léky stabilizující náladu . Používají se při léčbě bipolární poruchy , kde hrají roli při léčbě deprese a mánie a mohou snížit šance na sebevraždu . Nejčastěji používanými sloučeninami jsou uhličitan lithný , Li ₂ CO ₃ , lithium citrát , Li ₃ C ₆ H ₅ O ₇ , síran lithný , Li ₂ SO ₄ a lithium orotát , LiC ₅ H ₃ N ₂ O ₄ · H ₂ O . Lithium je také používán v bateriích jakožto anodou a jeho slitin s hliníkovým , kadmia , mědi a manganu se používají k výrobě vysoce výkonné díly pro letadla , především vnější nádrže z raketoplánu .

Beryllium

Velký kus berylia

Beryllium (Be) je chemický prvek s atomovým číslem 4, který se vyskytuje ve formě ⁹ Be. Při standardní teplotě a tlaku je berylium silný, ocelově šedý, lehký, křehký , bivalentní kov alkalických zemin , s hustotou 1,85 g⋅cm ⁻³ . Má také jednu z nejvyšších teplot tání ze všech lehkých kovů . Nejběžnějším izotopem berýlia je ⁹ Be, který obsahuje 4 protony a 5 neutronů. Tvoří téměř 100% veškerého přirozeně se vyskytujícího berylia a je jeho jediným stabilním izotopem; nicméně byly syntetizovány jiné izotopy . V iontových sloučeninách berylium ztrácí své dva valenční elektrony za vzniku kationtu Be ²⁺ .

Během Velkého třesku bylo syntetizováno malé množství berylia , ačkoli většina z nich se rozpadla nebo reagovala dále a vytvořila větší jádra, jako je uhlík, dusík nebo kyslík. Beryllium je součástí 100 ze 4000 známých minerálů , jako je bertrandit , Be ₄ Si ₂ O ₇ (OH) ₂ , beryl , Al ₂ Be ₃ Si ₆ O ₁₈ , chrysoberyl , Al ₂ BeO ₄ a fenakit , Be ₂ SiO ₄ . Vzácnými formami berylu jsou akvamarín , červený beryl a smaragd . Nejčastější zdroje beryllium komerčně používají, jsou beryl a bertrandite a výroba to zahrnuje redukci z berylia fluoridu s hořčíku kovu nebo elektrolýzou roztaveného berylia, chlorid , obsahující určité množství chloridu sodného jako beryllium chlorid je špatný vodič elektřiny .

Díky své tuhosti, nízké hmotnosti a rozměrové stabilitě v širokém teplotním rozsahu se kov berylia používá jako konstrukční materiál v letadlech, raketách a komunikačních satelitech . Používá se jako legovací činidlo v měďnatém beryliu , které se díky vysoké elektrické a tepelné vodivosti používá k výrobě elektrických součástek. Listy berylia se používají v rentgenových detektorech k odfiltrování viditelného světla a propouštění pouze rentgenových paprsků. Používá se jako moderátor neutronů v jaderných reaktorech, protože lehká jádra jsou při zpomalení neutronů účinnější než těžká jádra. Nízká hmotnost a vysoká tuhost berýlia je také užitečná při stavbě výškových reproduktorů v reproduktorech .

Beryllium a sloučeniny berylia jsou klasifikovány Mezinárodní agenturou pro výzkum rakoviny jako karcinogeny skupiny 1 ; jsou karcinogenní pro zvířata i pro lidi. Chronická berylióza je plicní a systémové granulomatózní onemocnění způsobené expozicí beryliu. Mezi 1% - 15% lidí je citlivých na berylium a může se u nich vyvinout zánětlivá reakce v dýchacím systému a kůži , která se nazývá chronická beryliová nemoc nebo berylióza . Imunitní systém těla rozpozná berylium jako cizí částice a zaútočí proti nim, obvykle v plicích, kde jsou vdechnuty. To může způsobit horečku, únavu, slabost, noční pocení a potíže s dýcháním.

Boron

Kousky bóru

Bor (B) je chemický prvek s atomovým číslem 5, vyskytující se jako ¹⁰ B a ¹¹ B. Při standardní teplotě a tlaku je bór trojmocný metaloid, který má několik různých alotropů . Amorfní bor je hnědý prášek, který vzniká jako produkt mnoha chemických reakcí. Krystalický bór je velmi tvrdý, černý materiál s vysokou teplotou tání a existuje v mnoha polymorfech : Dvě romboedrické formy, α-bor a β-bor obsahující 12 a 106,7 atomů v romboedrické jednotkové buňce, respektive 50 atomový tetragonální bor nejčastější. Bor má hustotu 2,34 ⁻³ . Nejběžnějším izotopem boru je ¹¹ B na 80,22%, který obsahuje 5 protonů a 6 neutronů. Druhý běžný izotop je ¹⁰ B na 19,78%, který obsahuje 5 protonů a 5 neutronů. Toto jsou jediné stabilní izotopy bóru; nicméně byly syntetizovány jiné izotopy . Bor vytváří kovalentní vazby s jinými nekovy a má oxidační stavy 1, 2, 3 a 4. Bor se nevyskytuje přirozeně jako volný prvek, ale ve sloučeninách, jako jsou boráty . Nejčastějšími zdroji boru jsou turmalín , borax , Na ₂ B ₄ O ₅ (OH) ₄ · 8H ₂ O a kernit , Na ₂ B ₄ O ₅ (OH) ₄ · ₂ H ₂ O. je obtížné získat čistý bór. To může být provedeno prostřednictvím hořčíku snížení z boru oxid , B ₂ O ₃ . Tento oxid se vyrábí tavením kyseliny borité , B (OH) ₃ , která se zase získává z boraxu. Malé množství čistého boru lze vyrobit tepelným rozkladem bromidu boritého, BBr ₃ , v plynném vodíku přes horký tantalový drát, který působí jako katalyzátor . Komerčně nejdůležitějšími zdroji boru jsou: pentahydrát tetraboritanu sodného , Na ₂ B ₄ O ₇ · 5H ₂ O, který se používá ve velkých množstvích při výrobě izolačních skelných vláken a bělidla perboritanu sodného ; karbid boru , keramický materiál, se používá k výrobě pancéřových materiálů, zejména v neprůstřelných vestách pro vojáky a policisty; kyselina orthoborová , H ₃ BO ₃ nebo kyselina boritá, používané při výrobě textilních sklolaminátových a plochých panelových displejů ; dekahydrát tetraboritanu sodného, Na ₂ B ₄ O ₇ · 10H ₂ O nebo borax, používané při výrobě lepidel; a izotop bor-10 se používá jako kontrola pro jaderné reaktory, jako štít pro jaderné záření a v přístrojích používaných pro detekci neutronů.

Bor je základní rostlinnou mikroživinou , nezbytnou pro sílu a vývoj buněčné stěny, dělení buněk, vývoj semen a plodů, transport cukru a vývoj hormonů. Vysoká koncentrace půdy nad 1,0 ppm však může způsobit nekrózu listů a špatný růst. Úrovně již od 0,8 ppm mohou způsobit, že se tyto příznaky objeví u rostlin zvláště citlivých na bór. Většina rostlin, dokonce i těch, které jsou tolerantní k boru v půdě, bude vykazovat příznaky toxicity bóru, pokud jsou hladiny boru vyšší než 1,8 ppm. U zvířat je bór ultratrace prvek ; v lidské stravě se denní příjem pohybuje od 2,1 do 4,3 mg bóru/kg tělesné hmotnosti (tělesné hmotnosti)/den. Používá se také jako doplněk k prevenci a léčbě osteoporózy a artritidy.

Uhlík

Diamant a grafit, dvě různé allotropy uhlíku

Uhlík je chemický prvek s atomovým číslem 6, který se vyskytuje jako ¹² C, ¹³ C a ¹⁴ C. Při standardní teplotě a tlaku je uhlík pevná látka, vyskytující se v mnoha různých allotropech , z nichž nejběžnější jsou grafit , diamant , fullereny a amorfní uhlík . Grafit je měkký, hexagonální krystalický , neprůhledný černý semimetal s velmi dobrými vodivými a termodynamicky stabilními vlastnostmi. Diamant je však vysoce transparentní bezbarvý krychlový krystal se špatnými vodivými vlastnostmi, je nejtvrdším známým přirozeně se vyskytujícím minerálem a má nejvyšší index lomu ze všech drahých kamenů . Na rozdíl od krystalové mřížkové struktuře diamantu a grafitu, že fullereny jsou molekuly , pojmenoval Richard Buckminster plnější , jehož architektura molekuly podobají. Existuje několik různých fullerenů, nejznámější je „buckeyball“ C ₆₀ . O fullerenech je známo jen málo a jsou aktuálním předmětem výzkumu. Existuje také amorfní uhlík, což je uhlík bez jakékoli krystalické struktury. V mineralogii se tento termín používá k označení sazí a uhlí , ačkoli tyto nejsou ve skutečnosti amorfní, protože obsahují malé množství grafitu nebo diamantu. Nejběžnějším izotopem uhlíku na 98,9% je ¹² ° C se šesti protony a šesti neutrony. ¹³ C je také stabilní, se šesti protony a sedmi neutrony, na 1,1%. Stopové množství ¹⁴ C se také vyskytuje přirozeně, ale tento izotop je radioaktivní a rozpadá se s poločasem rozpadu 5730 let; používá se pro radiokarbonové seznamování . Byly také syntetizovány další izotopy uhlíku . Uhlík vytváří kovalentní vazby s jinými nekovy s oxidačním stavem −4, −2, +2 nebo +4.

Uhlík je po vodíku , héliu a kyslíku čtvrtým nejhojnějším prvkem ve vesmíru a po kyslíku je druhým nejhojnějším prvkem v lidském těle , podle počtu atomů třetím nejhojnějším. Existuje téměř nekonečný počet sloučenin, které obsahují uhlík díky schopnosti uhlíku vytvářet dlouhé stabilní řetězce vazeb C - C. Nejjednodušší molekuly obsahující uhlík jsou uhlovodíky , které obsahují uhlík a vodík, i když někdy obsahují další prvky ve funkčních skupinách . Uhlovodíky se používají jako fosilní paliva a k výrobě plastů a petrochemie . Všechny organické sloučeniny , ty nezbytné pro život, obsahují alespoň jeden atom uhlíku. V kombinaci s kyslíkem a vodíkem může uhlík tvořit mnoho skupin důležitých biologických sloučenin, včetně cukrů , lignanů , chitinů , alkoholů , tuků a aromatických esterů , karotenoidů a terpenů . S dusíkem tvoří alkaloidy a s přídavkem síry také antibiotika , aminokyseliny a gumárenské výrobky. S přídavkem fosforu k těmto dalším prvkům tvoří DNA a RNA , nosiče chemického kódu života, a adenosintrifosfát (ATP), nejdůležitější molekulu přenosu energie ve všech živých buňkách.

Dusík

Nalije se kapalný dusík

Dusík je chemický prvek s atomovým číslem 7, symbolem N a atomovou hmotností 14,00674 u. Elementární dusík je za standardních podmínek bezbarvý, bez zápachu, bez chuti a většinou inertní diatomický plyn , který tvoří 78,08% objemu zemské atmosféry . Element dusíku objevil jako oddělitelnou složku vzduchu skotský lékař Daniel Rutherford v roce 1772. Vyskytuje se přirozeně ve formě dvou izotopů: dusíku-14 a dusíku-15.

Mnoho průmyslově důležitých sloučenin, jako je čpavek , kyselina dusičná , organické dusičnany ( hnací látky a výbušniny ) a kyanidy , obsahuje dusík. Extrémně silná vazba v elementárním dusíku dominuje v dusíkové chemii, což způsobuje problém jak organismu, tak průmyslu narušit vazbu při převodu N
₂molekuly na užitečné sloučeniny , ale současně způsobující uvolnění velkého množství často užitečné energie, když sloučeniny hoří, explodují nebo se rozpadají zpět na plynný dusík.

Dusík se vyskytuje ve všech živých organismech a dusíkový cyklus popisuje pohyb prvku ze vzduchu do biosféry a organických sloučenin a poté zpět do atmosféry. Synteticky vyráběné dusičnany jsou klíčovými složkami průmyslových hnojiv a také klíčovými znečišťujícími látkami, které způsobují eutrofizaci vodních systémů. Dusík je základním prvkem aminokyselin a tedy proteinů a nukleových kyselin ( DNA a RNA ). Je umístěn v chemické struktuře téměř všech neurotransmiterů a je určující složkou alkaloidů , biologických molekul produkovaných mnoha organismy.

Kyslík

Kyslík je chemický prvek s atomovým číslem 8, který se vyskytuje převážně jako ¹⁶ O, ale také ¹⁷ O a ¹⁸ O.

Kyslík je třetím nejběžnějším hmotnostním prvkem ve vesmíru (ačkoli existuje více atomů uhlíku, každý atom uhlíku je lehčí). Je vysoce elektronegativní a nekovový, obvykle dvouatomový, až do velmi nízkých teplot. Pouze fluor je mezi nekovovými prvky reaktivnější. K plnému oktetu chybí dva elektrony a snadno odebírá elektrony z jiných prvků. Prudce reaguje s alkalickými kovy a bílým fosforem při pokojové teplotě a méně prudce s kovy alkalických zemin těžšími než hořčík. Při vyšších teplotách spaluje většinu ostatních kovů a mnoho nekovů (včetně vodíku, uhlíku a síry). Mnoho oxidů jsou extrémně stabilní látky, které se obtížně rozkládají - jako voda , oxid uhličitý , oxid hlinitý , oxid křemičitý a oxidy železa (ty se často jeví jako rez ). Kyslík je součástí látek nejlépe popsaných jako některé soli kovů a kyselin obsahujících kyslík (tedy dusičnany, sírany, fosfáty, křemičitany a uhličitany.

Kyslík je nezbytný pro celý život. Rostliny a fytoplankton fotosyntetizují vodu a oxid uhličitý a vodu, oba oxidy, za přítomnosti slunečního světla za vzniku cukrů s uvolňováním kyslíku. Z cukrů se pak stanou látky jako celulóza a (s dusíkem a často sírou) bílkoviny a další základní látky života. Zvláště zvířata, ale také houby a bakterie nakonec závisí na potravě a kyslíku na fotosyntetizujících rostlinách a fytoplanktonu.

Oheň používá kyslík k oxidaci sloučenin typicky uhlíku a vodíku na vodu a oxid uhličitý (i když se mohou podílet i další prvky), ať už v nekontrolovaných požárech, které ničí budovy a lesy nebo řízený oheň v motorech nebo které dodávají elektrickou energii z turbín, teplo pro udržení teplé budovy nebo hybná síla, která pohání vozidla.

Kyslík tvoří zhruba 21% zemské atmosféry; veškerý tento kyslík je výsledkem fotosyntézy. Čistý kyslík se používá v lékařství u lidí, kteří mají dýchací potíže. Přebytek kyslíku je toxický .

Kyslík byl původně spojován s tvorbou kyselin - dokud se ukázalo, že některé kyseliny v sobě nemají kyslík. Kyslík je pojmenován pro svou tvorbu kyselin, zejména u nekovů. Některé oxidy některých nekovů jsou extrémně kyselé, například oxid sírový , který při kontaktu s vodou vytváří kyselinu sírovou . Většina oxidů s kovy je zásaditá, některé extrémně, jako oxid draselný . Některé oxidy kovů jsou amfoterní, jako oxid hlinitý, což znamená, že mohou reagovat s kyselinami i zásadami.

Ačkoli kyslík je normálně diatomický plyn, kyslík může tvořit allotrop známý jako ozón . Ozon je triatomický plyn, který je ještě reaktivnější než kyslík. Na rozdíl od běžného diatomického kyslíku je ozon toxický materiál, který je obecně považován za znečišťující látku. V horních vrstvách atmosféry tvoří určitý kyslík ozon, který má schopnost absorbovat nebezpečné ultrafialové paprsky v ozonové vrstvě . Před vytvořením ozonové vrstvy nebyl život na souši možný.

Fluor

Tekutý fluor v ampulce

Fluor je chemický prvek s atomovým číslem 9. Přirozeně se vyskytuje ve své jediné stabilní formě ¹⁹ F.

Fluor je za normálních podmínek a až do velmi nízkých teplot světle žlutý diatomický plyn. Krátké jeden elektron vysoce stabilního oktetu v každém atomu, molekuly fluoru jsou dostatečně nestabilní, aby se snadno přichytily, přičemž volné atomy fluoru mají tendenci zachytit jednotlivé elektrony z téměř jakéhokoli jiného prvku. Fluor je ze všech prvků nejreaktivnější a dokonce napadá mnoho oxidů, aby nahradil kyslík fluorem. Fluor dokonce napadá oxid křemičitý, jeden z oblíbených materiálů pro přepravu silných kyselin, a spaluje azbest. Útočí na běžnou sůl , jednu z nejstabilnějších sloučenin, za uvolňování chloru. V přírodě se nikdy nezdá nekombinovaný a téměř nikdy nezůstane dlouho nekombinovaný. Současně spaluje vodík, je -li kapalný nebo plynný - dokonce i při teplotách blízkých absolutní nule. Je extrémně obtížné izolovat se od jakýchkoli sloučenin, natož držet nekombinované.

Fluorový plyn je extrémně nebezpečný, protože napadá téměř veškerý organický materiál, včetně živého masa. Mnoho binárních sloučenin, které tvoří (nazývané fluoridy), je samo o sobě vysoce toxických, včetně rozpustných fluoridů a zejména fluorovodíku . Fluor vytváří velmi silné vazby s mnoha prvky. Se sírou může tvořit extrémně stabilní a chemicky inertní hexafluorid síry ; s uhlíkem může tvořit pozoruhodný materiál teflon, který je stabilní a nehořlavou pevnou látkou s vysokým bodem tání a velmi nízkým součinitelem tření, což z něj činí vynikající vložku do pánví a pláštěnek. Sloučeniny fluoru a uhlíku zahrnují některé jedinečné plasty. používá se také jako reaktant při výrobě zubní pasty.

Neon

Neonová výbojka

Neon je chemický prvek s atomovým číslem 10, který se vyskytuje jako ²⁰ Ne, ²¹ Ne a ²² Ne.

Neon je monatomický plyn. S úplným oktetem vnějších elektronů je vysoce odolný vůči odstranění jakéhokoli elektronu a nemůže přijmout elektron z ničeho. Neon nemá tendenci za normálních teplot a tlaků vytvářet normální sloučeniny; je účinně inertní. Je to jeden z takzvaných „vzácných plynů“.

Languages

In other projects