Druhé období periodického systému

Druhá perioda periodického systému zahrnuje prvky druhé řady (nebo druhé periody ) periodického systému chemických prvků . Struktura periodické tabulky je založena na řádcích, které ilustrují opakující se (periodické) trendy v chemických vlastnostech prvků při zvyšování atomového čísla : nový řádek začíná, když se chemické vlastnosti opakují, což znamená, že prvky s podobnými vlastnostmi spadají do stejného svislého sloupce. Druhá perioda obsahuje více prvků než předchozí , zahrnuje: lithium , berylium , bor , uhlík , dusík, kyslík , fluor a neon . Tato pozice je vysvětlena moderní teorií struktury atomu .

Prvky

Lithium

Lithium (Li) je chemický prvek s atomovým číslem 3, který se nachází ve dvou izotopech: 6 Li a 7 Li. Za normální teploty a tlaku je lithium stříbřitě bílý, vysoce reaktivní měkký alkalický kov . Jeho hustota je 0,564 g/cm³. Lithium je nejlehčí ze všech kovů a nejméně husté ze všech pevných prvků. [1] Nejběžnějším izotopem v přírodě je lithium-7, označované jako 7 Li, které tvoří 92,5 % veškerého lithia. Takový izotop se skládá ze tří protonů a čtyř neutronů . Izotop lithium-6, označený jako 6 Li, je také stabilní, obsahuje tři protony a tři neutrony. Tyto dva izotopy tvoří veškeré přirozeně se vyskytující lithium na Zemi, ačkoli další izotopy byly také uměle syntetizovány. V iontových sloučeninách lithium ztrácí elektron a stává se kladně nabitým kationtem Li + .

Podle teorie je Li jedním z mála prvků syntetizovaných v důsledku velkého třesku , v důsledku čehož je zahrnut do seznamu prvotních prvků . Lithium je 33. nejrozšířenější prvek na Zemi [3] , vyskytuje se v hmotnostních koncentracích od 20 do 70 ppm [4] , ale díky své vysoké reaktivitě se přirozeně vyskytuje pouze jako sloučeniny . Nejbohatším zdrojem sloučenin obsahujících lithium jsou granitové pegmatity , stejně jako spodumen a petalit , které jsou komerčně nejživotaschopnějšími zdroji prvku. [4] Kov je izolován elektrolyticky ze směsi chloridu lithného a chloridu draselného .

Lithné soli se používají ve farmaceutickém průmyslu jako lék stabilizující náladu . [5] [6] Používají se také při léčbě bipolární poruchy , kde hrají roli při léčbě deprese a mánie a mohou snížit šance na sebevraždu . [7] Nejčastěji používané sloučeniny lithia jsou uhličitan lithný Li 2 CO 3 , citrát lithný Li 3 C 6 H 5 O 7 , síran lithný Li 2 SO 4 a orotát lithný LiC 5 H 3 N 2 O 4 H 2 O. Lithium se také používá jako anoda v lithiových bateriích a jeho slitiny s hliníkem, kadmiem, mědí a manganem se používají pro vysokopevnostní díly letadel a kosmických lodí, jako je externí palivová nádrž raketoplánu . [jeden]

Berylium

Berylium (Be) je chemický prvek s atomovým číslem 4, existující jako 9 Be. Za normální teploty a tlaku je berylium tvrdý, lehký, křehký , ocelově šedý dvojmocný kov alkalických zemin s hustotou 1,85 g/cm³. [8] Má jeden z nejvyšších bodů tání ze všech lehkých kovů. Nejběžnějším izotopem berylia je 9 Be, který obsahuje 4 protony a 5 neutronů. Tvoří téměř 100 % veškerého přírodního berylia a je jediným stabilním izotopem, ale další izotopy byly uměle syntetizovány. V iontových sloučeninách ztrácí berylium dva valenční elektrony za vzniku kationtu Be 2+ .

Během Velkého třesku bylo syntetizováno malé množství atomů berylia , ačkoli většina z nich se rozpadla nebo se podílela na dalších atomových reakcích za účelem vytvoření větších jader, jako je uhlík, dusík a kyslík. Berylium je jednou ze složek ve 100 z více než 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 . Nejběžnějšími zdroji komerčně používaného berylia jsou beryl a bertrandit a při jeho výrobě se využívá redukční reakce fluoridu beryllitého s kovem hořčíku nebo elektrolýza roztaveného chloridu beryllitého obsahujícího trochu chloridu sodného , ​​protože chlorid beryllitý je špatný vodič elektřiny . [osm]

Díky své vysoké tuhosti, nízké hmotnosti a rozměrové stabilitě v širokém teplotním rozsahu se berylium používá jako konstrukční materiál v letectví, raketové technice a satelitní komunikaci . [8] Používá se jako legovací činidlo v beryliovém bronzu, který se používá v elektrických součástkách díky své vysoké elektrické a tepelné vodivosti. [9] Berylliové listy se používají v rentgenových detektorech k filtrování viditelného světla a propouštějí pouze rentgenové záření. [8] Používá se jako moderátor neutronů v jaderných reaktorech , protože lehká jádra jsou při zpomalování neutronů účinnější než těžká. [8] Díky nízké hmotnosti a vysoké tuhosti je Beryllium užitečné ve vysokofrekvenčních reproduktorech (výškových reproduktorech). [deset]

Berylium a jeho sloučeniny jsou klasifikovány Mezinárodní agenturou pro výzkum rakoviny jako karcinogen skupiny 1 . Jsou karcinogenní pro lidi i zvířata. [11] Chronická beryllióza je plicní granulomatózní onemocnění systémové cirkulace způsobené expozicí beryliu. Přibližně 1 % až 15 % lidí je citlivých na berylium a může se u nich rozvinout zánětlivá reakce dýchacího systému a kůže zvaná chronické onemocnění beryllium nebo beryllióza. Imunitní systém těla rozpozná berylium jako cizí částice a zaútočí proti nim, obvykle v plicích, kterými jsou částice vdechovány. Tato reakce může způsobit horečku, únavu, slabost, noční pocení a potíže s dýcháním. [12]

Bor

Bor (B) je chemický prvek s atomovým číslem 5, existující jako 10 B a 11 B. Za normální teploty a tlaku je bor trojmocný metaloid , který má několik alotropních forem. Amorfní bor je hnědý prášek vznikající jako produkt mnoha chemických reakcí. Krystalický bor je velmi tvrdý, černý materiál s vysokým bodem tání, který existuje v mnoha polymorfech . Nejběžnější jsou dvě rhomboedrické modifikace: α-bor a β-bor obsahující 12 a 106,7 atomů v romboedrické buňce a 50-atomový bor s tetragonální mřížkou. Bór má hustotu 2,34 g/cm³. [13] Nejběžnějším izotopem boru v přírodě je 11 B (80,22 % celkového boru), obsahující 5 protonů a 6 neutronů. Další vyskytující se izotop 10 B (19,78 %) obsahuje 5 protonů a 5 neutronů. [14] Ale to jsou pouze stabilní izotopy a další byly uměle syntetizovány. Bór tvoří kovalentní vazby s jinými nekovy a má oxidační stavy 1, 2, 3 a 4. [15] [16] [17] Bór se v přírodě nevyskytuje ve volné formě, ale vyskytuje se ve sloučeninách, jako jsou boritany. Nejběžnějšími 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 2H 2 O. [13] Získání čistého boru je poměrně obtížné. Toho lze dosáhnout redukcí hořčíkem z oxidu boritého B 2 O 3 . Tento oxid se získává tavením kyseliny borité B (OH) 3 , která se zase získává z boraxu. Malé množství čistého boru lze získat tepelným rozkladem bromidu boritého BBr 3 v plynném vodíku přes horký drát z wolframu nebo tantalu ; ty druhé působí jako katalyzátory . [13] Komerčně nejvýznamnějšími zdroji boru jsou: tetraboritan sodný pentahydrát Na 2 B 4 O 7 · 5H 2 O, který se používá ve velkém množství při výrobě izolačních skleněných vláken a bělidla perboritan sodný; karbid boru , keramický materiál používaný k výrobě obrněných předmětů, zejména neprůstřelných vest pro vojáky a policisty; kyselina orthoboritá H 3 BO 3 a kyselina boritá používané při výrobě textilních skleněných vláken a plochých panelových displejů; tetraboritan sodný dekahydrát Na 2 B 4 O 7 10H 2 O a borax používaný při výrobě lepidel; konečně se izotop boru-10 používá při řízení jaderných reaktorů jako štít proti jadernému záření a v nástrojích pro detekci neutronů. [čtrnáct]

Bór je jedním z nejdůležitějších stopových prvků v rostlinách, nezbytný pro tvorbu a růst pevných buněčných membrán, buněčné dělení, vývoj semen a plodů, transport cukrů a vývoj hormonů. [18] [19] Nicméně koncentrace v půdě nad 1,0 ppm může způsobit nekrózu listů a špatný růst. Hladiny kolem 0,8 ppm mohou způsobit tytéž příznaky u rostlin, které jsou zvláště citlivé na bór. U většiny rostlin, i když nejsou příliš citlivé na přítomnost boru v půdě, se známky otravy bórem objevují při hladinách nad 1,8 ppm. [14] Bór je u zvířat ultrarozlišitelný prvek . V lidské stravě je denní příjem 2,1-4,3 mg bóru denně na kilogram tělesné hmotnosti. [20] Používá se také jako doplněk k prevenci a léčbě osteoporózy a artritidy. [21]

Carbon

Uhlík (C) je chemický prvek s atomovým číslem 6, přirozeně se vyskytující jako 12 C, 13 C a 14 C. [22] Za normální teploty a tlaku je uhlík pevnou látkou, která existuje v různých alotropních formách, nejběžnějších což jsou grafit , diamant , fullereny a amorfní uhlík . [22] Grafit je měkký, matně černý polokov s šestihrannou krystalovou mřížkou, s velmi dobrými vodivými a termodynamicky stabilními vlastnostmi. Diamant má vysoce průhledné , bezbarvé, krychlové krystaly se špatnými vodivými vlastnostmi, je nejtvrdším známým přírodním minerálem a má nejvyšší index lomu ze všech drahokamů . Na rozdíl od struktur krystalové mřížky diamantu a grafitu jsou fullereny, pojmenované po Richardu Buckminster Fullerovi , látky, jejichž architektura připomíná molekuly. Existuje několik různých fullerenů, z nichž nejznámější je "buckminsterfulleren" C 60 , který je také pojmenován po Richardu Buckminsteru Fullerovi. Prostorová struktura tohoto fullerenu připomíná geodetickou kopuli vynalezenou Fullerem. O fullerenech se toho ví málo, jsou předmětem intenzivního výzkumu. [22] Existuje také amorfní uhlík, který nemá krystalickou strukturu. [23] V mineralogii se tento termín používá k označení sazí a dřevěného uhlí , i když nejsou přísně amorfní, protože obsahují malá množství grafitu nebo diamantu. [24] [25] Nejběžnějším izotopem uhlíku je 12 C se šesti protony a šesti neutrony (98,9 % z celku). [26] Izotop 13 C je také stabilní se šesti protony a sedmi neutrony (1,1 %). [26] Stopy 14 C se také vyskytují přirozeně, ale tento izotop je radioaktivní a rozpadá se s poločasem rozpadu 5730 let. Používá se v metodě radiokarbonového datování . [27] Jiné izotopy uhlíku byly také uměle syntetizovány . Uhlík tvoří kovalentní vazby s jinými nekovy s oxidačním stavem -4, -2, +2 a +4. [22]

Uhlík je čtvrtým nejrozšířenějším prvkem ve vesmíru z hlediska hmotnosti po vodíku, heliu a kyslíku [28] , druhým v lidském těle z hlediska hmotnosti po kyslíku [29] a třetím z hlediska počtu atomů. [30] Existuje téměř nekonečný počet sloučenin obsahujících uhlík, díky schopnosti uhlíku tvořit stabilní vazbu C-C. [31] [32] Nejjednoduššími molekulami obsahujícími uhlík jsou uhlovodíky , [31] které zahrnují uhlík a vodík. , i když někdy obsahují ve funkčních skupinách a další prvky. Uhlovodíky se používají jako palivo, pro výrobu plastů a v petrochemii. Všechny organické sloučeniny nezbytné pro život obsahují alespoň jeden atom uhlíku. [31] [32] V kombinaci s kyslíkem a vodíkem může uhlík tvořit mnoho skupin důležitých biologických sloučenin, [32] včetně cukrů , lignanů , chitinů , alkoholů , tuků a aromatických esterů , karotenoidů a terpenů . S dusíkem tvoří alkaloidy , s přídavkem síry tvoří antibiotika , aminokyseliny a kaučuk . S přidáním fosforu k těmto prvkům uhlík tvoří DNA a RNA , chemické kódy pro nosiče života, a adenosintrifosfáty (ATP), které jsou nejdůležitějšími nosiči energie pro molekuly ve všech živých buňkách. [32]

Dusík

Dusík (N) je chemický prvek s atomovým číslem sedm a atomovou hmotností 14,00674. Za standardních podmínek je dusík v přírodě inertní dvouatomový plyn bez barvy, chuti a zápachu, který tvoří 78,08 % objemu zemské atmosféry . Dusík byl objeven jako složka vzduchu skotským lékařem Danielem Rutherfordem v roce 1772. [33] Přirozeně se vyskytuje jako dva izotopy, dusík-14 a dusík-15. [34]

Mnoho látek důležitých pro průmysl, jako je amoniak , kyselina dusičná , organické dusičnany ( pohonné látky , výbušniny ) a kyanidy , obsahují dusík. Chemii elementárního dusíku dominuje extrémně silná chemická vazba, což ztěžuje jak organismům, tak průmyslu tuto vazbu přerušit při přeměně molekuly N2 na užitečné sloučeniny. Ale zároveň taková úspěšná přeměna pak způsobí uvolnění velkého množství energie, pokud takové sloučeniny shoří, explodují nebo jinak převedou zpět do plynného dvouatomového stavu.

Dusík je přítomen ve všech živých organismech a cyklus dusíku popisuje pohyb prvku ze vzduchu do biosféry a organických sloučenin a poté zpět do atmosféry. Uměle vyrobené dusičnany jsou klíčovou složkou průmyslových hnojiv a hlavní znečišťující látkou při eutrofizaci vodních systémů. Dusík je složkou aminokyselin , a tedy proteinů a nukleových kyselin ( DNA a RNA ). Nachází se v chemické struktuře prakticky všech neurotransmiterů a je určující složkou alkaloidů a biologických molekul produkovaných mnoha organismy. [35]

Kyslík

Kyslík (O) je chemický prvek s atomovým číslem 8, přirozeně se vyskytující jako 16O , 17O a 18O , z nichž 16O je nejběžnějším izotopem [36] .

Fluor

Fluor (F) je chemický prvek s atomovým číslem 9, mající jediný stabilní izotop 19 F. [37] Extrémně reaktivní nekov a silné oxidační činidlo.

Neon

Neon (Ne) je chemický prvek s atomovým číslem 10, přirozeně se vyskytující jako 20 Ne, 21 Ne a 22 Ne. [38]

Poznámky

1. ↑ 1 2 Lithium Archivováno 17. října 2017 na Wayback Machine na WebElements.
2. ↑ Krebs, Robert E. Historie a využití chemických prvků naší Země: Referenční  příručka . - Westport, Connecticut: Greenwood Press , 2006. - S.  47-50 . - ISBN 0-313-33438-2 .
3. ↑ 1 2 Kamienski a kol. „Lithium a sloučeniny lithia“. Kirk-Othmer Encyklopedie chemické technologie . John Wiley & Sons Inc. Publikováno online 2004 . doi : 10.1002/0471238961.1209200811011309.a01.pub2
4. ↑ Cade JFJ Lithiové soli v léčbě psychotického vzrušení   // Medical Journal of Australia : deník. - 1949. - Sv. 2 , ne. 10 . - str. 349-352 . — PMID 18142718 .
5. ↑ PB Mitchell, D. Hadži Pavlovič. Léčba bipolární poruchy lithiem  //  Bulletin Světové zdravotnické organizace. - Světová zdravotnická organizace , 2000. - Sv. 78 , č. 4 . - str. 515-517 . — PMID 10885179 .
6. ↑ Baldessarini RJ, Tondo L., Davis P., Pompili M., Goodwin FK, Hennen J. Snížené riziko sebevražd a pokusů během dlouhodobé léčby lithiem: metaanalytický přehled  //  Bipolární poruchy: časopis. - 2006. - říjen ( roč. 8 , č. 5 Pt 2 ). - str. 625-639 . - doi : 10.1111/j.1399-5618.2006.00344.x . — PMID 17042835 .
7. ↑ 1 2 3 4 5 Beryllium Archivováno 13. května 2011 na Wayback Machine na WebElements .
8. ↑ Standardy a vlastnosti Archivováno 24. prosince 2012 na Wayback Machine z beryliové mědi.
9. ↑ Informace archivované 28. května 2013 na Wayback Machine o beryliových výškových reproduktorech.
10. ↑ Monografie IARC, svazek 58 . Mezinárodní agentura pro výzkum rakoviny (1993). Archivováno z originálu 31. července 2012. (neurčitý)
11. ↑ Informace archivované 31. března 2001 na Wayback Machine o chronické nemoci beryllium.
12. ↑ 1 2 3 Boron Archivováno 13. května 2011 na Wayback Machine na WebElements .
13. ↑ 1 2 3 Vlastnosti Archivovány 26. září 2018 na Wayback Machine of boron.
14. ↑ WTML Fernando, LC O'Brien, PF Bernath. Spektroskopie Fourierovy transformace: B 4 Σ − −X 4 Σ − (PDF). University of Arizona, Tucson. Archivováno z originálu 31. července 2012. (neurčitý)
15. ↑ KQ Zhang, B. Guo, V. Braun, M. Dulick, P. F. Bernath. Infračervená emisní spektroskopie BF a AIF (PDF). University of Waterloo, Waterloo, Ontario. Archivováno z originálu 31. července 2012. (neurčitý)
16. ↑ Popis sloučenin: B 2 F 4 . Landol Bornstein index látek/vlastností. Získáno 26. března 2022. Archivováno z originálu dne 29. října 2021. (neurčitý)
17. ↑ Funkce bóru ve výživě rostlin (PDF)  (odkaz není k dispozici) . Archivováno z originálu 18. srpna 2003, US Borax Inc. (neurčitý)
18. ↑ Blevins, Dale G.; Lukaszewski, Krystyna M. Funkce bóru ve výživě  rostlin // Fyziologie rostlin  : časopis  . - Americká společnost rostlinných biologů , 1998. - Sv. 49 . - S. 481-500 . - doi : 10.1146/annurev.arplant.49.1.481 . — PMID 15012243 .
19. ↑ Zook EG a Lehman J. 850-5 // J. Assoc. Mimo Agric. Chem. - 1965. - T. 48 .
20. ↑ Bór . PDRhealth. Získáno 18. září 2008. Archivováno z originálu 24. května 2008. (neurčitý)
21. ↑ 1 2 3 4 Carbon Archivováno 13. května 2011 na Wayback Machine na WebElements .
22. ↑ Amorfní uhlík // IUPAC Compendium of Chemical Terminology. — 2. - Mezinárodní unie čisté a aplikované chemie, 1997.
23. ↑ Vander Wal, R. Materiál prekurzoru sazí: Prostorové umístění pomocí simultánního zobrazování a charakterizace LIF-LII pomocí TEM  //  Zpráva dodavatele NASA : časopis. - 1996. - Květen ( č. 198469 ). Archivováno z originálu 17. července 2009. Archivovaná kopie (nedostupný odkaz) . Získáno 16. května 2011. Archivováno z originálu 17. července 2009. (neurčitý) 
24. ↑ uhlíkové filmy podobné diamantu // IUPAC Compendium of Chemical Terminology. — 2. - Mezinárodní unie čisté a aplikované chemie, 1997.
25. ↑ 1 2 Prezentace o izotopech od Mahanandy Dasgupty z katedry jaderné fyziky na Australian National University.
26. ↑ Plastino, W.; Kaihola, L.; Bartholomei, P.; Bella, F. Cosmic Background Reduction in the Radiocarbon Measurement by Scintillation Spectrometry at the Underground Laboratory Of Gran Sasso  //  Radiocarbon: journal. - 2001. - Sv. 43 , č. 2A . - S. 157-161 . Archivováno z originálu 27. května 2008. Archivovaná kopie (nedostupný odkaz) . Získáno 16. května 2011. Archivováno z originálu 27. května 2008. (neurčitý) 
27. ↑ Deset nejhojnějších prvků ve vesmíru, převzato z Top 10 všeho , 2006, Russell Ash, strana 10. Archivováno z originálu 10. února 2010.
28. ↑ Chang, Raymond. Chemie, deváté vydání. - McGraw-Hill Education , 2007. - S. 52. - ISBN 0-07-110595-6 .
29. ↑ Freitas Jr., Robert A. Nanomedicína,  (italsky) . — Landes Bioscience, 1999. - S. Tabulky 3-1 a 3-2. — ISBN 1570596808 .
30. ↑ 1 2 3 Struktura a nomenklatura uhlovodíků . Purdue University. Archivováno z originálu 31. července 2012. (neurčitý)
31. ↑ 1 2 3 4 Alberts, Bruce; Alexander Johnson, Julian Lewis, Martin Raff, Keith Roberts, Peter Walter. Molekulární biologie buňky . — Garland Science.
32. ↑ Lavoisier, Antoine Laurent. Prvky chemie v novém systematickém pořadí: obsahující všechny moderní objevy  (anglicky) . - Courier Dover Publications , 1965. - S. 15. - ISBN 0486646246 .
33. ↑ Dusík archivován 28. září 2013 na Wayback Machine na WebElements .
34. ↑ Rakov, Vladimír A.; Uman, Martin A. Blesk: Fyzika a efekty . - Cambridge University Press , 2007. - S. 508. - ISBN 9780521035415 .
35. ↑ Kyslíkové nuklidy / izotopy . EnvironmentalChemistry.com. Archivováno z originálu 18. srpna 2020. (neurčitý)
36. ↑ Národní centrum jaderných dat. Databáze NuDat 2.1 - fluor-19 . Brookhaven National Laboratory . Archivováno z originálu 31. července 2012. (neurčitý)
37. ↑ Neon: Izotopy . Softencias. Archivováno z originálu 31. července 2012. (neurčitý)

Odkazy