2. perioda hemijskih elemenata

S Vikipedije, slobodne enciklopedije

Druga perioda u periodnom sistemu
Vodonik Helijum
Litijum Berilijum Bor Ugljenik Azot Kiseonik Fluor Neon
Natrijum Magnezijum Aluminijum Silicijum Fosfor Sumpor Hlor Argon
Kalijum Kalcijum Skandijum Titanijum Vanadijum Hrom Mangan Gvožđe Kobalt Nikl Bakar Cink Galijum Germanijum Arsen Selen Brom Kripton
Rubidijum Stroncijum Itrijum Cirkonijum Niobijum Molibden Tehnecijum Rutenijum Rodijum Paladijum Srebro Kadmijum Indijum Kalaj Antimon Telur Jod Ksenon
Cezijum Barijum Lantan Cerijum Prazeodijum Neodijum Prometijum Samarijum Evropijum Gadolinijum Terbijum Disprozijum Holmijum Erbijum Tulijum Iterbijum Lutecijum Hafnijum Tantal Volfram Renijum Osmijum Iridijum Platina Zlato Živa Talijum Olovo Bizmut Polonijum Astat Radon
Francijum Radijum Aktinijum Torijum Protaktinijum Uranijum Neptunijum Plutonijum Americijum Kirijum Berklijum Kalifornijum Ajnštajnijum Fermijum Mendeljevijum Nobelijum Lorencijum Raderfordijum Dubnijum Siborgijum Borijum Hasijum Majtnerijum Darmštatijum Rendgenijum Kopernicijum Nihonijum Flerovijum Moskovijum Livermorijum Tenesin Oganeson
Deo serije članaka o
periodnom sistemu
Formati periodnog sistema
Istorija periodnog sistema
Setovi elemenata
po strukturi sistema:
po (ne)metalnim osobinama:
po ostalim karakteristikama:
Elementi
Spiskovi elemenata
Svojstva elemenata
{{}} = u šablonu periodnog sistema
Stranice sa podacima

Druga perioda u sebi sadrži jedan alkalni metal, jedan zemljani alkalni metal, jedan metaloid, tri nemetala, jedan halogeni element i jedan plemeniti gas. Drugoj periodi pripadaju elementi : litijum, berilijum, bor, ugljenik, azot, kiseonik, fluor i neon. Ovi elementi imaju atomske brojeve između 3 i 10. U ovoj periodi ukupno se nalazi 8 hemijskih elemenata.

Periodni trendovi[uredi | uredi izvor]

Izračunati atomski radijusi elemenata druge periode u pikometrima.

Perioda 2 je prva perioda u periodnom sistemu iz koje se mogu formulisati periodni trendovi. Perioda 1, koja sadrži samo dva elementa (vodonik i helijum), suviše je mala da bi se iz nje proizveli bilo kakvi konačni trendovi, posebno zato što se ta dva elementa ne ponašaju nalik na druge elemente s-bloka.[1][2] Perioda 2 ima mnogo uočljivije trendove. Za sve elemente u periodi 2, kako se atomski broj povećava, atomski radijus elemenata se smanjuje, elektronegativnost raste, i energija jonizacije raste.[3]

Perioda 2 ima samo dva metala (litijum i berilijum) od osam elemenata, manje nego u bilo kojoj narednoj periodi, po broju i po proporcijama. Takođe ima najveći broj nemetala, odnosno pet, među svim periodima. Elementi u periodi 2 često imaju najekstremnija svojstva u svojim grupama; na primer, fluor je najreaktivniji halogen, neon je najinertniji plemeniti gas,[4] a litijum je najmanje reaktivan alkalni metal.[5]

Svi elementi periode 2 su u potpunoj saglasnoti sa Madelungovim pravilom; u periodi 2, litijum i berilijum ispunjavaju 2s podljusku, a bor, ugljenik, azot, kiseonik, fluor i neon ispunjavaju 2p podljusku. Ova perioda deli ovu osobinu sa periodima 1 i 3, od kojih nijedna ne sadrži prelazne elemente ili unutrašnje prelazne elemente, koji se često odstupaju od pravila.[5]

Hemijski element Blok Konfiguracija elektrona
3 Li Litimum s-blok [He] 2s1
4 Be Berilijum s-blok [He] 2s2
5 B Bor p-blok [He] 2s2 2p1
6 C Ugljenik p-blok [He] 2s2 2p2
7 N Azot p-blok [He] 2s2 2p3
8 O Kiseonik p-blok [He] 2s2 2p4
9 F Fluor p-blok [He] 2s2 2p5
10 Ne Neon p-blok [He] 2s2 2p6

Litijum[uredi | uredi izvor]

Glavni članak: Litijum
Metalni litijum pluta na parafinskom ulju

Litijum (Li) je alkalni metal sa atomskim brojem 3, koji se prirodno javlja u dva izotopa: 6Li i 7Li. Ova dva izotopa čine sav prirodni litijum na Zemlji, iako su bili sintetisani dalji izotopi. U jonskim jedinjenjima, litijum gubi elektron da bi postao pozitivno naelektrisan, formirajući katjon Li+. Litijum je prvi alkalni metal u periodnom sistemu[note 1] i prvi metal bilo koje vrste u periodnom sistemu.[note 2] Na standardnoj temperaturi i pritisku, litijum je mek, srebrno-beli, visoko reaktivan metal. Sa gustinom od 0,564 g⋅cm−3, litijum je najlakši metal i najmanje gust čvrsti element.[6]

Litijum je jedan od retkih elemenata sintetizovanih u Velikom prasku. Litijum je 33. element po zastupljenosti na zemlji,[7] koji se javlja u koncentracijama između 20 i 70 ppm po težini,[8] ali zbog svoje visoke reaktivnosti se prirodno nalazi samo u jedinjenjima.[8]

Litijumove soli se koriste u farmakološkoj industriji kao lekovi za stabilizaciju raspoloženja.[9][10] Oni se koriste u lečenju bipolarnog poremećaja, gde imaju ulogu u lečenju depresije i manije i mogu da smanje šanse pojave samoubistva.[11] Najčešće korišćena jedinjenja su litijum karbonat, Li2CO3, litijum citrat, Li3C6H5O7, litijum sulfat, Li2SO4 i litijum orotat, LiC5H3N2O4·H2O. Litijum se takođe koristi u baterijama kao anoda, a njegove legure sa aluminijumom, kadmijumom, bakrom i manganom se koriste za pravljenje delova visokih performansi za avione, pre svega spoljašnjeg rezervoara Spejs-šatla.[6]

Berilijum[uredi | uredi izvor]

Glavni članak: Berilijum
Veliki komad berilijuma

Berilijum (Be) je hemijski element sa atomskim brojem 4, koji se javlja u obliku 9Be. Na standardnoj temperaturi i pritisku, berilijum je jak, čelično siv, lagan, krt, dvovalentni zemnoalkalni metal, sa gustinom od 1,85 g⋅cm−3.[12] Takođe ima jednu od najviših tačaka topljenja od svih lakih metala. Najčešći izotop berilijuma je 9Be, koji sadrži 4 protona i 5 neutrona. On čini skoro 100% ukupnog berilijuma koji se pojavljuje u prirodi i njegov je jedini stabilni izotop; međutim, drugi izotopi su sintetisani. U jonskim jedinjenjima, berilijum gubi svoja dva valentna elektrona da bi formirao katjon, Be2+.

Male količine berilijuma su sintetisane tokom Velikog praska, iako se većina raspada ili dalje reaguje da bi stvorila veća jezgra, poput ugljenika, azota ili kiseonika. Berilijum je komponenta 100 od 4000 poznatih minerala, kao što su bertrandit, Be4Si2O7(OH)2, beril, Al2Be3Si6O18, hrizoberil, Al2BeO4 i fenakit, Be2SiO4. Dragoceni oblici berila su akvamarin, crveni beril i smaragd. Najčešći izvori berilijuma koji se komercijalno koriste su beril i bertrandit i njegova proizvodnja uključuje redukciju berilijum fluorida metalnim magnezijumom ili elektrolizu rastopljenog berilijum hlorida, koji sadrži nešto natrijum hlorida, jer je berilijum hlorid loš provodnik struje.[12]

Zbog svoje krutosti, male težine i stabilnosti dimenzija u širokom temperaturnom opsegu, metal berilijum se koristi kao konstrukcioni materijal u avionima, projektilima i komunikacionim satelitima.[12] Koristi se kao legirno sredstvo u berilijum bakru, koji se koristi za izradu električnih komponenti zbog svoje visoke električne i toplotne provodljivosti.[13] Listovi berilijuma se koriste u rendgenskim detektorima za filtriranje vidljive svetlosti i propuštanje samo rendgenskih zraka.[12] On se koristi kao moderator neutrona u nuklearnim reaktorima, jer su laka jezgra efikasnija u usporavanju neutrona od teških jezgara.[12] Mala težina i velika krutost berilijuma takođe ga čine korisnim u konstrukciji visokotonaca u zvučnicima.[14]

Berilijum i jedinjenja berilijuma su klasifikovani od strane Međunarodne agencije za istraživanje raka kao kancerogeni grupe 1; oni su kancerogeni za životinje i za ljude.[15] Hronična berilioza je plućna i sistemska granulomatozna bolest uzrokovana izlaganjem berilijumu. Između 1% i 15% ljudi je osetljivo na berilijum i može razviti inflamatornu reakciju u svom respiratornom sistemu i koži, koja se naziva hronična berilijumska bolest ili berilioza. Imunski sistem tela prepoznaje berilijum kao strane čestice i pokreće napad na njih, obično u plućima gde se udiše. To može izazvati groznicu, umor, slabost, noćno znojenje i otežano disanje.[16]

Bor[uredi | uredi izvor]

Glavni članak: Bor (hemijski element)
Komadi bora

Bor (B) je hemijski element sa atomskim brojem 5, koji se javlja kao 10B i 11B. Na standardnoj temperaturi i pritisku, bor je trovalentni metaloid koji ima nekoliko različitih alotropa. Amorfni bor je smeđi prah nastao kao proizvod mnogih hemijskih reakcija. Kristalni bor je veoma tvrd, crni materijal sa visokom tačkom topljenja i postoji u mnogim polimorfima: dva romboedarska oblika, α-bor i β-bor koji sadrže 12 odnosno 106,7 atoma u romboedarskoj jediničnoj ćeliji, i 50-atomski tetragonalni bor su najčešći. Bor ima gustinu od 2,34−3.[17] Najčešći izotop bora je 11B sa 80,22%, koji sadrži 5 protona i 6 neutrona. Drugi uobičajeni izotop je 10B sa 19,78%, koji sadrži 5 protona i 5 neutrona.[18] Ovo su jedini stabilni izotopi bora; međutim i drugi izotopi su sintetisani. Bor formira kovalentne veze sa drugim nemetalima i ima oksidaciona stanja 1, 2, 3 i 4.[19][20][21]

Bor se ne javlja u prirodi kao slobodan element, već u jedinjenjima kao što su borati. Najčešći izvori bora su turmalin, boraks, Na2B4O5(OH)4·8H2O i kernit, Na2B4O5(OH)4·2H2O.[17] Teško je dobiti čist bor. On se može izdvojiti magnezijumskom redukcijom bor trioksida, B2O3. Ovaj oksid nastaje topljenjem borne kiseline, B(OH)3, koja se zauzvrat dobija iz boraksa. Male količine čistog bora mogu se dobiti termičkim razlaganjem bor bromida, BBr3, u gasovitom vodoniku preko vruće žice od tantala, koja deluje kao katalizator.[17] Komercijalno najvažniji izvori bora su: natrijum-tetraborat pentahidrat, Na2B4O7 · 5H2O, koji se koristi u velikim količinama za izradu izolacionih fiberglasa i izbeljivača natrijum perborata; bor karbid, keramički materijal, koristi se za izradu oklopnih materijala, posebno u pancirima za vojnike i policajce; ortoborna kiselina, H3BO3 ili borna kiselina, koja se koristi u proizvodnji tekstilnog fiberglasa i ravnih displeja; natrijum tetraborat dekahidrat, Na2B4O7 · 10H2O ili boraks, koji se koristi u proizvodnji lepkova; i izotop bor-10 se koristi kao kontrola za nuklearne reaktore, kao štit za nuklearno zračenje i u instrumentima koji se koriste za detekciju neutrona.[18]

Bor je esencijalni biljni mikronutrijent, neophodan za snagu i razvoj ćelijskog zida, deobu ćelija, razvoj semena i plodova, transport šećera i razvoj hormona.[22] Međutim, visoke koncentracije u zemljištu od preko 1,0 ppm mogu izazvati nekrozu listova i slab rast. Nivoi od samo 0,8 ppm mogu izazvati pojavu ovih simptoma kod biljaka posebno osetljivih na bor. Većina biljaka, čak i onih tolerantnih na bor u zemljištu, pokazaće simptome borne toksičnosti kada su nivoi bora veći od 1,8 ppm.[18] Kod životinja, bor je element u ultra tragovima; u ljudskoj išrani, dnevni unos se kreće od 2,1 do 4,3 mg bora/kg telesne težine (tt)/dan.[23] Takođe se koristi kao dodatak za prevenciju i lečenje osteoporoze i artritisa.[24]

Napomene[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Vodonik se povremeno naziva alkalnim metalom, iako je to retko.
  2. ^ Vidi napomenu 1.

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Michael Laing (2006). „Where to Put Hydrogen in a Periodic Table?”. Foundations of Chemistry. 9 (2): 127—137. S2CID 93781427. doi:10.1007/s10698-006-9027-5. 
  2. ^ „International Union of Pure and Applied Chemistry > Periodic Table of the Elements”. IUPAC. Pristupljeno 2011-05-01. 
  3. ^ Masterson, William; Hurley, Cecile (2009). Chemistry: Principles and reactionsSlobodan pristup ograničen dužinom probne verzije, inače neophodna pretplata (sixth izd.). Belmont, CA: Brooks/Cole Cengage Learning. str. 24–42. ISBN 978-0-495-12671-3. 
  4. ^ Grochala, Wojciech (1. 11. 2017). „On the position of helium and neon in the Periodic Table of Elements”. Foundations of Chemistry. 20 (3): 191—207. doi:10.1007/s10698-017-9302-7 Slobodan pristup. 
  5. ^ a b Gray, Theodore (2009). The Elements: A Visual Exploration of Every Known Atom in the UniverseNeophodna slobodna registracija. New York: Black Dog & Leventhal Publishers. ISBN 978-1-57912-814-2. 
  6. ^ a b Lithium at WebElements.
  7. ^ Krebs, Robert E. (2006). The History and Use of Our Earth's Chemical Elements: A Reference GuideSlobodan pristup ograničen dužinom probne verzije, inače neophodna pretplata. Westport, Conn.: Greenwood Press. str. 47–50. ISBN 0-313-33438-2. 
  8. ^ a b Kamienski, Conrad W.; McDonald, Daniel P.; Stark, Marshall W.; Papcun, John R. (2004). „Lithium and Lithium Compounds”. Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. ISBN 9780471484943. doi:10.1002/0471238961.1209200811011309.a01.pub2. 
  9. ^ Cade J. F. J. (1949). „Lithium salts in the treatment of psychotic excitement” (PDF). Medical Journal of Australia. 2 (10): 349—52. PMC 2560740 Slobodan pristup. PMID 18142718. doi:10.1080/j.1440-1614.1999.06241.x. 
  10. ^ P. B. Mitchell; D. Hadzi-Pavlovic (2000). „Lithium treatment for bipolar disorder” (PDF). Bulletin of the World Health Organization. 78 (4): 515—7. PMC 2560742 Slobodan pristup. PMID 10885179. 
  11. ^ Baldessarini RJ, Tondo L, Davis P, Pompili M, Goodwin FK, Hennen J (oktobar 2006). „Decreased risk of suicides and attempts during long-term lithium treatment: a meta-analytic review”. Bipolar Disorders. 8 (5 Pt 2): 625—39. PMID 17042835. doi:10.1111/j.1399-5618.2006.00344.x Slobodan pristup. 
  12. ^ a b v g d Beryllium at WebElements.
  13. ^ Standards and properties of beryllium copper.
  14. ^ Information about beryllium tweeters.
  15. ^ „IARC Monograph, Volume 58”. International Agency for Research on Cancer. 1993. Pristupljeno 2008-09-18. 
  16. ^ Information about chronic beryllium disease.
  17. ^ a b v Boron at WebElements.
  18. ^ a b v Properties Arhivirano na sajtu Wayback Machine (26. septembar 2018) of boron.
  19. ^ W.T.M.L. Fernando; L.C. O'Brien; P.F. Bernath. „Fourier Transform Spectroscopy: B4Σ−−X4Σ−” (PDF). University of Arizona, Tucson. Pristupljeno 2007-12-10. 
  20. ^ K.Q. Zhang; B.Guo; V. Braun; M. Dulick; P.F. Bernath. „Infrared Emission Spectroscopy of BF and AIF” (PDF). Pristupljeno 2007-12-10. 
  21. ^ „Compound Descriptions: B2F4”. Landol Börnstein Substance/Property Index. Arhivirano iz originala 29. 10. 2021. g. Pristupljeno 2007-12-10. 
  22. ^ Blevins, Dale G.; Lukaszewski, Krystyna M. (1998). „Functions of Boron in Plant Nutrition”. Annual Review of Plant Physiology and Plant Molecular Biology. 49: 481—500. PMID 15012243. doi:10.1146/annurev.arplant.49.1.481. 
  23. ^ Zook EG, Lehman J (1965). „850-5”. J. Assoc. Off Agric. Chem. 48. 
  24. ^ „Boron”. PDRhealth. Arhivirano iz originala 11. 10. 2007. g. Pristupljeno 2008-09-18. 

Spoljašnje veze[uredi | uredi izvor]

Preuzeto iz „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=2._периода_хемијских_елемената&oldid=27394762”