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낫과 망치
낫과 망치(러시아어: Серп и молот, ☭)는 공산주의와 공산당, 공산주의 국가를 상징하는 기호이다. 이 기호에서 낫은 농민을, 망치는 무산계급 노동자를 상징한다.
이 기호는 붉은 별과 함께 소비에트 사회주의 공화국 연방의 국기에 사용되었으며 다른 공산주의 국가의 국기에도 많이 사용되었다.
낫과 망치 소비에트 연방
소비에트 연방은 국기를 "낫과 망치가 그려진 붉은 깃발"로 정했으며 국장은 "지구 위에 그려진 낫과 망치"로 정했다.
낫과 망치 기타 국가
소비에트 사회주의 공화국 연방이 아닌 공산당 일당제 국가에서는 "낫과 망치"를 당 깃발로하여 "낫과 망치" 이외의 디자인을 국기로 하는 국가도 있다. 중화인민공화국(국기: 오성홍기)와 루마니아 인민 공화국 (국기: 삼색기 가운데에 붉은 별과 국장), 조선민주주의인민공화국의 인민공화국기가 예제에 해당한다.
낫과 망치 금지 운동
소비에트 연방과 공산당 지배에 억압되어 온 발트 삼국와 동유럽에서는 "낫과 망치"에 대한 혐오 정서도 강하다. 소비에트 연방 붕괴 이후 (1991년 이후) 동유럽 국가 가운데 소비에트 연방과 공산주의의 표장인 "낫과 망치"를 금지하는 나라도 있다.
1993년 헝가리, 2007년 에스토니아, 2008년 리투아니아과 라트비아, 2009년 폴란드가 각각 공산주의를 상징하는 "낫과 망치"의 사용을 금지하였다.
디날리 국립공원
디날리 국립공원(Denali National Park and Preserve)은 미국 알래스카주 내부에 있는 국립공원이다. 북아메리카에서 가장 긴 디날리 산 (매킨리 산)을 포함한다. 공원의 면적은 24,585 km2이다.
알래스카에 있는 국립공원 중 글래이셔 배이 국립공원과 함께 가장 많은 관광객을 유치하는 이 공원은 맥킨리 봉과 그 주위의 산, 빙하, 그리고 야생동물로 유명하다. 가장 많이 관찰되는 야생동물은 곰, 순록, 염소등이며 다른 동물들도 가끔씩 보이기도 한다.
디날리 국립공원 개요
디날리는 원주민 애서배스카 족의 언어로 "The high one, 높은 것"을 의미하며 산맥 그 자체를 언급한다. 1897년 지역 탐험가 윌리엄 A. 딕키가 대통령 윌리엄 맥킨리의 이름을 따서 맥킨리로 명명하였다.
찰스 먼로 셸던은 그 지역 토착 종인 돌산양에 관심을 가졌고, 인간의 잠식이 돌산양을 위협할지도 모를 가능성에 대해 걱정하게 되었다. 그의 1907년 ~ 1908년 방문 뒤에, 알래스카 주민과 의회에 돌산양을 보존해 주도록 탄원했었다. (그 방문의 그의 설명은 사후에 "The Wilderness of Denali"로서 출판되었다). 공원은 1917년 2월 26일 마운트 맥킨리 국립공원으로서 설립되었다.
디날리 국립공원 야생
디날리는 다양한 알래스카의 새와 회색곰과 아메리카흑곰의 풍부한 개체수를 포함하는 포유동물의 서식지이다. 순록 떼가 공원 도처를 돌아다닌다. 돌산양이 산허리에서 목격되며, 말코손바닥사슴은 조그만 호수와 늪의 수상 식물을 먹이로 한다.
케나이 피오르드 국립공원
케나이 국립공원(Kenai Fjords National Park)은 앵커리지에서 남쪽으로 3시간 거리에 위치한 공원이다. 이 공원은 빙하와 각종 해양 동물들로 유명하다. 대표적인 동물로는 휜고래, 물개, 바다사자, 해달 등이 있다. 공원의 대부분은 차로 접근할 수 없기 때문에 배가 가장 흔히 쓰이는 교통수단이다. 차로 접근할 수 있는 부분은 엑싯 빙하(Exit glacier)와 그 주위를 둘러싸는 하딩 빙원(Harding icefield)이다.
케나이 피오르드 국립공원 역사
케나이 피오르드 국립공원은 1980년 ANILCA(Alaska National Interest Lands Conservation Act)에 의해 설립되었다.
석사동
석사동(碩士洞)은 대한민국 강원특별자치도 춘천시에 있는 동이다.
석사동 역사와 현재
원래 돌과 모래가 많다는 석사(石沙)리였다. 춘천사범학교(춘천교육대학교의 전신)가 들어서면서 한자를 바꿨다.
춘천의 동남부에 위치하여 효자동과 퇴계동, 후평동과 경계를 마주하고 있으며, 현재 춘천종합고용지원센터와 춘천교육대학교 등이 자리잡고 있다. 중앙고속도로의 시점이 위치하며, 퇴계동과 함께 2000년대부터 본격적인 개발이 진행되었다. 주로 아파트 등 주거 시설이 많아 춘천시에서 퇴계동과 함께 인구(15,183 가구, 39,580명 거주) 또한 많은 지역 중 하나이다.
∞
∞는 무한을 나타내는 상징이다. 숫자 8을 90도 회전한 것처럼 보인다. 로마 숫자의 1000인 ↀ (CIƆ)을 기초로 만들어진 것으로 알려져있다. 존 월리스는 1655년 저서 De sectionibus conicis에서 무한대에 기호를 사용하였다. 그리스 문자의 마지막 문자인 WM을 기반으로 하고 있다고도 한다
수학에서의 무한은 여러가지의 종류가 있다.
가산 무한(countably infinite) 가산무한은 자연수처럼 셀 수 있는 무한이고
비가산 무한(uncountably infinite)는 실수처럼 셀 수 없는 무한이다
자유국민연립
자유국민연립(영어: Liberal–National Coalitionl), 줄여서 연립(영어: Coalition)은 오스트레일리아의 정파로 보수우파 세력을 대표한다.
자유국민연립 투표 성향
소선거구 선호투표제에서, 보수연립 지지층은 다음과 같은 투표성향을 보인다.
최고선호자 순서대로 번호를 정하는데, 자유당 지지자의 경우 자유당(후보) 1번, 국민당 2번, 기타 선호정당의 순으로 투표한다.(국민당 지지자의 경우에는 국민당 1번, 자유당 2번, 이하 동일.)
자유국민연립 구성
모두 보수주의를 표방하나, 출범의 바탕을 비롯하여 추구하려는 강도와 방향에서 접근법이 약간 다를 뿐이며, 최근들어 각 당의 정책적 차이는 그리 크지 않다.
오스트레일리아 자유당(The Liberal Party of Australia, 1944~ )보수적 자유주의를 바탕으로 하는 대중정당으로, 주로 시장경제에서의 더 많은 자유를 강조하는 정책들을 추진한다.존 하워드 행정부 초반에는 전통적인 중도우파 정책들을 펴왔으나, 2001년 조지 W 부시정권 출범 이후에는 앞장서서 신자유주의를 추구하고 이라크 전쟁에 적극적 협조(파병)하는 등 우익성향을 강화하였다.
자유국민연립 주요 정치인 명단
왼쪽 숫자는 취임연도이다. 이 당의 지도자가 수시로 바뀌었던 점을 감안했다.
2주기 원소
2주기 원소는 주기율표의 두 번째 행(또는 주기)에 있는 화학 원소이다. 주기율표는 원자 번호가 증가함에 따라 원소의 화학적 거동에서 반복되는 (주기적인) 경향을 보여주기 위해 행으로 배열되어 있다. 화학적 거동이 반복되기 시작하면 새로운 행이 시작되어 유사한 속성을 가진 원소의 열이 생성된다.
2주기에는 리튬, 베릴륨, 붕소, 탄소, 질소, 산소, 플루오린, 네온 원소가 있다. 양자역학적 원자 구조 설명에서 이 주기는 두 번째 (n = 2) 껍질, 특히 2s 및 2p 하위 껍질이 채워지는 원소에 해당한다. 2주기 원소(탄소, 질소, 산소, 플루오린, 네온)는 8개의 전자가 원자가 껍질을 채워야 옥텟 규칙을 따르며(리튬과 베릴륨은 이중선 규칙을 따르고, 붕소는 전자가 부족하다.), 2s 오비탈에 2개, 2p 하위 껍질에 6개까지 총 8개의 전자를 수용할 수 있다.
2주기 원소 주기적 성질
2주기는 주기율표에서 주기적 성질을 도출할 수 있는 첫 번째 주기이다. 두 개의 원소(수소와 헬륨)만을 포함하는 1주기는 너무 작아 어떤 결정적인 경향도 도출할 수 없으며, 특히 두 원소가 다른 s-구역 원소와 전혀 다르게 행동하기 때문이다. 2주기는 훨씬 더 결정적인 경향을 가지고 있다. 2주기의 모든 원소에서 원자 번호가 증가함에 따라 원소의 원자 반지름은 감소하고, 전기 음성도는 증가하며, 이온화 에너지는 증가한다.
2주기는 8개의 원소 중 두 개의 금속(리튬과 베릴륨)만을 포함하며, 이는 숫자와 비율 모두에서 어떤 후속 주기보다 적다. 또한 모든 주기 중에서 가장 많은 비금속인 5개를 가지고 있다. 2주기 원소는 해당 족에서 가장 극단적인 특성을 보이는 경우가 많다. 예를 들어, 플루오린은 가장 반응성이 높은 할로젠이고 네온은 가장 비활성인 비활성 기체이며, 리튬은 가장 반응성이 낮은 알칼리 금속이다.
2주기 원소 주기적 성질
모든 2주기 원소는 쌓음 원리를 완전히 따른다. 2주기에서는 리튬과 베릴륨이 2s 하위 껍질을 채우고 붕소, 탄소, 질소, 산소, 플루오린, 네온이 2p 하위 껍질을 채운다. 이 주기는 규칙에서 벗어나는 경우가 많은 전이 금속 또는 내부 전이 원소를 포함하지 않는 1주기 및 3주기와 이 특성을 공유한다.
리튬(Li)은 원자 번호 3번의 알칼리 금속으로, 6Li과 7Li의 두 가지 동위 원소 형태로 자연적으로 존재한다. 이 두 동위 원소는 지구상에 존재하는 모든 천연 리튬을 구성하며, 다른 동위 원소도 합성되었다. 이온성 화합물에서 리튬은 전자를 잃고 양전하를 띠어 양이온 Li+를 형성한다. 리튬은 주기율표에서 첫 번째 알칼리 금속이자 모든 종류의 금속 중 첫 번째 금속이다. 표준 온도 압력에서 리튬은 부드러운 은백색의 반응성이 높은 금속이다. 밀도가 0.564 g⋅cm−3인 리튬은 가장 가벼운 금속이자 밀도가 가장 낮은 고체 원소이다.
리튬은 대폭발에서 합성된 몇 안 되는 원소 중 하나이다. 리튬은 지구상에서 31번째로 풍부한 원소이며, 무게 기준으로 20~70 Ppm의 농도로 존재하지만 반응성이 높아 자연에서는 화합물 형태로만 발견된다.
2주기 원소 주기적 성질
리튬 염은 기분 안정제 의약품으로 약학 산업에서 사용된다. 이들은 양극성 장애 치료에 사용되며, 우울증과 조증을 치료하는 역할을 하고 자살 가능성을 줄일 수 있다. 가장 일반적으로 사용되는 화합물은 탄산 리튬, Li2CO3, 구연산 리튬, Li3C6H5O7, 황산 리튬, Li2SO4, 오로트산 리튬, LiC5H3N2O4·H2O이다. 리튬은 리튬 전지의 애노드로도 사용되며, 알루미늄, 카드뮴, 구리, 망가니즈와의 합금은 항공기의 고성능 부품, 특히 우주왕복선의 우주왕복선 외부 연료 탱크를 만드는 데 사용된다.
2주기 원소 주기적 성질
베릴륨(Be)은 원자 번호 4번의 화학 원소로, 9Be 형태로 존재한다. 표준 온도 압력에서 베릴륨은 강하고 강철 회색을 띠는 가벼운 취성, 2가 알칼리 토금속이며, 밀도는 1.85 g⋅cm−3이다. 또한 모든 경금속 중에서 가장 높은 녹는점을 가진다. 베릴륨의 가장 흔한 동위 원소는 4개의 양성자와 5개의 중성자를 포함하는 9Be이다. 이 동위 원소는 자연적으로 발생하는 모든 베릴륨의 거의 100%를 구성하며 유일한 안정 동위 원소이다. 그러나 다른 동위 원소도 합성되었다. 이온 화합물에서 베릴륨은 두 개의 원자가 전자를 잃고 양이온 Be2+를 형성한다.
2주기 원소 주기적 성질
소량의 베릴륨은 대폭발 동안 합성되었지만, 대부분은 핵붕괴하거나 탄소, 질소, 산소와 같은 더 큰 핵을 생성하기 위해 추가로 반응했다. 베릴륨은 베르트란다이트, Be4Si2O7(OH)2, 녹주석, Al2Be3Si6O18, 금록석, Al2BeO4, 페나카이트, Be2SiO4와 같이 알려진 4000가지 광물 중 100가지의 구성 성분이다. 녹주석의 귀한 형태로는 아쿠아마린, 적색 녹주석 및 에메랄드가 있다. 상업적으로 사용되는 베릴륨의 가장 일반적인 원료는 녹주석과 베르트란다이트이며, 생산에는 플루오린화 베릴륨을 마그네슘 금속으로 환원하거나, 염화 베릴륨이 전기 전도성이 좋지 않기 때문에 일부 염화 나트륨을 포함하는 용융 염화 베릴륨의 전기 분해가 포함된다.
2주기 원소 주기적 성질
베릴륨 금속은 강성, 경량, 넓은 온도 범위에서 치수 안정성 덕분에 항공기, 미사일 및 통신 위성의 구조 재료로 사용된다. 높은 전기 및 열 전도성으로 인해 전기 부품을 만드는 데 사용되는 베릴륨구리의 합금제로 사용된다. 베릴륨 시트는 엑스선 검출기에서 가시광선을 걸러내고 엑스선만 통과시키기 위해 사용된다. 가벼운 핵이 무거운 핵보다 중성자를 감속시키는 데 더 효과적이기 때문에 원자로에서 중성자 감속재로 사용된다. 베릴륨의 낮은 무게와 높은 강성은 스피커의 트위터를 만드는 데에도 유용하다.
베릴륨과 베릴륨 화합물은 국제 암 연구 기관에서 [[IARC 1군 발암 물질]로 분류되어 있으며, 동물과 인간 모두에게 발암성을 지니고 있다. 만성 베릴륨증은 베릴륨 노출로 인해 발생하는 폐 및 전신성 육아종성 질환이다. 사람들의 1%~15%는 베릴륨에 민감하며, 만성 베릴륨증 또는 베릴륨증이라고 불리는 호흡계 및 피부의 염증 반응을 일으킬 수 있다. 신체의 면역계는 베릴륨을 이물질로 인식하여 주로 호흡으로 유입되는 폐에서 공격한다. 이는 발열, 피로, 쇠약, 야간 발한 및 호흡 곤란을 유발할 수 있다.
2주기 원소 주기적 성질
붕소(B)는 원자 번호 5번의 화학 원소로, 10B와 11B로 존재한다. 표준 온도 압력에서 붕소는 여러 동소체를 가진 3가 준금속이다. 비정질 붕소는 많은 화학 반응의 생성물로 형성되는 갈색 분말이다. 결정질 붕소는 매우 단단하고 검은색 물질로 높은 녹는점을 가지며 여러 다형으로 존재한다. α-붕소와 β-붕소는 각각 마름모꼴 단위 세포에 12개와 106.7개의 원자를 포함하는 두 가지 마름모꼴 형태이며, 50개 원자로 구성된 정방정계 붕소가 가장 흔하다. 붕소의 밀도는 2.34−3이다. 붕소의 가장 흔한 동위 원소는 80.22%를 차지하는 11B로, 5개의 양성자와 6개의 중성자를 포함한다. 다른 흔한 동위 원소는 19.78%를 차지하는 10B로, 5개의 양성자와 5개의 중성자를 포함한다. 이들은 붕소의 유일한 안정 동위 원소이며, 다른 동위 원소도 합성되었다. 붕소는 다른 비금속과 공유 결합을 형성하며, 산화수는 1, 2, 3, 4이다.
2주기 원소 주기적 성질
붕소는 자유 원소로 자연에서 발생하지 않지만, 붕산염과 같은 화합물 형태로 존재한다. 붕소의 가장 흔한 원료는 전기석, 붕사, Na2B4O5(OH)4·8H2O, 케르나이트, Na2B4O5(OH)4·2H2O이다. 순수한 붕소를 얻기는 어렵다. 이는 삼산화 붕소, B2O3의 마그네슘 환원을 통해 만들 수 있다. 이 산화물은 붕사에서 얻은 붕산, B(OH)3을 녹여 만든다. 소량의 순수한 붕소는 뜨거운 탄탈럼 와이어 위에서 브롬화 붕소, BBr3를 수소 가스에서 열분해하여 만들 수 있으며, 이때 탄탈럼 와이어는 촉매 역할을 한다. 붕소의 가장 상업적으로 중요한 원료는 다음과 같다. 절연 유리섬유와 과붕산 나트륨 표백제 제조에 대량으로 사용되는 오수화물 테트라보레이트 나트륨, Na2B4O7 · 5H2O; 군인과 경찰관을 위한 방탄복 등 갑옷 재료를 만드는 데 사용되는 세라믹 재료인 탄화 붕소; 섬유 유리섬유 및 평면 패널 디스플레이 생산에 사용되는 정붕산, H3BO3 또는 붕산; 접착제 생산에 사용되는 십수화물 테트라보레이트 나트륨, Na2B4O7 · 10H2O 또는 붕사; 핵 반응기 제어, 핵 방사선 차폐, 중성자 탐지 기기에 사용되는 붕소-10 동위 원소.
2주기 원소 주기적 성질
붕소는 세포벽 강도 및 발달, 세포 분열, 씨앗 및 과일 발달, 설탕 운반 및 호르몬 발달에 필요한 필수 식물 미량영양소이다. 그러나 토양 농도가 1.0 Ppm을 초과하면 잎에 괴사가 발생하고 성장이 좋지 않을 수 있다. 0.8 ppm만큼 낮은 수준에서도 특히 붕소에 민감한 식물에서 이러한 증상이 나타날 수 있다. 대부분의 식물은 토양 내 붕소에 내성이 있는 식물조차도 붕소 수준이 1.8ppm을 초과하면 붕소 독성 증상을 보인다. 동물에게 붕소는 극미량 원소이다. 인간 식단에서 일일 섭취량은 체중 1kg당 2.1~4.3mg의 붕소/일이다. 또한 골다공증 및 관절염 예방 및 치료를 위한 보충제로도 사용된다.
2주기 원소 주기적 성질
탄소는 원자 번호 6번의 화학 원소로, 12C, 13C 및 14C로 존재한다. 표준 온도 압력에서 탄소는 고체이며, 여러 가지 동소체로 존재하며, 그 중 가장 흔한 것은 흑연, 다이아몬드, 풀러렌 및 비정질 탄소이다. 흑연은 부드럽고 육방정계 결정성의 불투명한 검은색 반금속으로, 매우 우수한 전도성과 열역학적으로 안정한 특성을 가지고 있다. 그러나 다이아몬드는 매우 투명하고 무색의 입방정계 결정으로, 전도성이 좋지 않으며, 알려진 천연 광물 중 가장 단단하고 모든 보석 중에서 가장 높은 굴절률을 가진다. 다이아몬드와 흑연의 결정격자 구조와 달리, 풀러렌은 리처드 버크민스터 풀러의 건축물을 닮은 이름의 분자이다. 여러 종류의 풀러렌이 있으며, 가장 널리 알려진 것은 "버키볼" C60이다. 풀러렌에 대해서는 알려진 바가 적으며, 현재 연구 주제이다. 또한 결정 구조가 없는 탄소인 비정질 탄소도 있다. 광물학에서는 이 용어가 그을음과 석탄을 지칭하는 데 사용되지만, 이들은 소량의 흑연이나 다이아몬드를 포함하고 있기 때문에 진정한 의미에서 비정질은 아니다. 탄소의 가장 흔한 동위 원소는 98.9%를 차지하는 12C로, 양성자 6개와 중성자 6개를 가진다. 13C도 안정하며, 양성자 6개와 중성자 7개로 1.1%를 차지한다. 미량의 14C도 자연적으로 발생하지만, 이 동위 원소는 방사성이며 5730년의 반감기를 가지고 붕괴한다. 이는 방사성 탄소 연대 측정에 사용된다. 다른 탄소 동위 원소도 합성되었다. 탄소는 다른 비금속과 공유 결합을 형성하며, 산화수는 -4, -2, +2 또는 +4이다.
2주기 원소 주기적 성질
탄소는 우주에서 수소, 헬륨, 산소 다음으로 질량 기준으로 네 번째로 풍부한 원소이며 산소 다음으로 인체에서 질량 기준으로 두 번째로 풍부한 원소이자, 원자 수 기준으로는 세 번째로 풍부한 원소이다. 탄소는 C-C 결합의 길고 안정적인 사슬을 형성하는 능력 때문에 거의 무한한 수의 탄소 함유 화합물을 형성한다. 가장 간단한 탄소 함유 분자는 탄소와 수소를 포함하는 탄화수소이지만, 때로는 작용기에 다른 원소를 포함하기도 한다. 탄화수소는 화석 연료로 사용되며 플라스틱과 석유화학 제품을 제조하는 데 사용된다. 생명에 필수적인 모든 유기 화합물은 적어도 하나의 탄소 원자를 포함한다. 산소 및 수소와 결합하면 탄소는 설탕, 리그난, 키틴, 알코올, 지방, 방향족 에스터, 카로티노이드 및 테르펜을 포함한 많은 중요한 생물학적 화합물 그룹을 형성할 수 있다. 질소와 결합하면 알칼로이드를 형성하고, 황이 추가되면 항생제, 아미노산, 고무 제품을 형성한다. 이들 다른 원소에 인이 추가되면 생명의 화학적 암호 운반체인 DNA와 RNA, 모든 살아있는 세포에서 가장 중요한 에너지 전달 분자인 아데노신 삼인산(ATP)을 형성한다.
2주기 원소 주기적 성질
질소는 원자 번호 7번, 원소 기호 N, 원자 질량 14.00674 u의 화학 원소이다. 원소 질소는 표준 조건에서 무색, 무취, 무미의 대부분 비활성 이원자 기체이며, 지구 대기 부피의 78.08%를 구성한다. 질소 원소는 1772년 스코틀랜드 의사 대니얼 러더퍼드가 공기의 분리 가능한 성분으로 발견했다. 질소는 질소-14와 질소-15의 두 가지 동위 원소 형태로 자연적으로 존재한다.
암모니아, 질산, 유기 질산염 (추진제 및 폭발물), 사이안화물과 같이 산업적으로 중요한 많은 화합물은 질소를 포함한다. 원소 질소의 극히 강한 결합은 질소 화학을 지배하며, 유용한 화합물로 N2 분자를 분해하는 데 생명체와 산업 모두에게 어려움을 초래하지만, 동시에 화합물이 연소하거나 폭발하거나 질소 가스로 다시 분해될 때 종종 유용한 다량의 에너지를 방출한다.
2주기 원소 주기적 성질
질소는 모든 생명체에 존재하며, 질소의 순환은 원소가 공기에서 생물권 및 유기 화합물로 이동한 다음 다시 대기로 돌아가는 과정을 설명한다. 합성 생산된 질산염은 산업용 비료의 핵심 성분이며, 수계의 부영양화를 유발하는 핵심 오염원이기도 하다. 질소는 아미노산의 구성 원소이며, 따라서 단백질 및 핵산 (DNA 및 RNA)의 구성 원소이다. 질소는 거의 모든 신경전달물질의 화학 구조에 존재하며, 많은 생명체에서 생산되는 생물학적 분자인 알칼로이드의 결정적인 구성 요소이다.
산소는 원자 번호 8번의 화학 원소로, 대부분 16O로 존재하지만, 17O와 18O도 존재한다.
2주기 원소 주기적 성질
산소는 우주에서 질량 기준으로 세 번째로 흔한 원소이다(탄소 원자가 더 많지만, 각 탄소 원자는 더 가볍다). 산소는 전기 음성도가 높고 비금속성이며, 매우 낮은 온도까지는 일반적으로 이원자 기체이다. 비금속 원소 중 플루오린만이 더 반응성이 높다. 산소는 완전한 옥텟을 이루는 데 두 개의 전자가 부족하며, 다른 원소로부터 쉽게 전자를 얻는다. 실온에서 알칼리 금속과 백린과 격렬하게 반응하며, 마그네슘보다 무거운 알칼리 토금속과는 덜 격렬하게 반응한다. 더 높은 온도에서는 대부분의 다른 금속과 많은 비금속(수소, 탄소, 황 포함)을 연소시킨다. 많은 산화물은 물, 이산화 탄소, 알루미나, 실리카, 철 산화물(후자는 종종 녹으로 나타남)처럼 분해하기 어려운 매우 안정한 물질이다. 산소는 금속 및 산소 함유 산의 일부 염(따라서 질산염, 황산염, 인산염, 규산염, 탄산염)으로 가장 잘 설명되는 물질의 일부이다.
2주기 원소 주기적 성질
산소는 모든 생명에 필수적이다. 식물과 식물성 플랑크톤은 햇빛이 있는 곳에서 물과 이산화탄소(모두 산화물)를 광합성하여 산소를 방출하며 설탕을 형성한다. 이 설탕은 셀룰로스 및 (질소와 종종 황과 함께) 단백질 및 기타 생명에 필수적인 물질로 전환된다. 동물뿐만 아니라 균류와 박테리아도 궁극적으로 광합성하는 식물과 식물성 플랑크톤에 식량과 산소를 의존한다.
불은 산소를 사용하여 탄소 및 수소 화합물을 물과 이산화탄소로 산화시킨다(다른 원소가 관련될 수도 있음). 이는 건물과 숲을 파괴하는 통제되지 않은 화재이든, 엔진 내부의 통제된 화재이든, 터빈에서 전기 에너지를 공급하거나 건물을 따뜻하게 유지하기 위한 열을 공급하거나 차량을 움직이는 동력을 공급하는 화재이든 마찬가지이다.
산소는 지구 대기의 약 21%를 구성한다. 이 모든 산소는 광합성의 결과이다. 순수한 산소는 호흡 곤란이 있는 사람들의 의료 치료에 사용된다. 과도한 산소는 독성을 지닌다.
산소는 원래 산의 형성과 관련이 있었지만, 나중에 일부 산에는 산소가 없다는 것이 밝혀졌다. 산소는 특히 비금속과 함께 산을 형성하는 것으로 이름이 붙여졌다. 일부 비금속의 산화물은 매우 산성인데, 예를 들어 삼산화 황은 물과 접촉하면 황산을 형성한다. 금속과 함께 형성된 대부분의 산화물은 알칼리성이며, 산화 칼륨과 같이 극히 알칼리성인 것도 있다. 일부 금속 산화물은 산화 알루미늄과 같이 양쪽성이어서 산과 염기 모두와 반응할 수 있다.
산소는 일반적으로 이원자 기체이지만, 오존이라는 동소체를 형성할 수 있다. 오존은 산소보다 훨씬 반응성이 높은 삼원자 기체이다. 일반적인 이원자 산소와 달리 오존은 독성 물질이며 일반적으로 오염 물질로 간주된다. 상층 대기에서는 일부 산소가 오존을 형성하여 오존층 내에서 위험한 자외선을 흡수하는 특성을 가진다. 오존층이 형성되기 전에는 육상 생물이 불가능했다.
플루오린은 원자 번호 9번의 화학 원소이다. 유일하게 안정된 형태인 19F로 자연적으로 존재한다.
플루오린은 일반적인 조건과 매우 낮은 온도에서도 연한 노란색의 이원자 기체이다. 각 원자에 고도로 안정적인 옥텟을 이루는 데 전자 하나가 부족하여 플루오린 분자는 쉽게 끊어질 만큼 불안정하며, 자유 플루오린 원자는 거의 모든 다른 원소에서 단일 전자를 빼앗으려는 경향이 있다. 플루오린은 모든 원소 중에서 가장 반응성이 높으며, 심지어 많은 산화물도 공격하여 산소를 플루오린으로 대체한다. 플루오린은 강산 운반에 선호되는 재료 중 하나인 실리카도 공격하며, 석면을 태운다. 가장 안정한 화합물 중 하나인 일반적인 소금을 공격하여 염소를 방출한다. 자연에서 단독으로 발견되는 경우는 없으며, 단독으로 오랫동안 존재하지도 않는다. 수소와 플루오린 중 어느 하나가 액체 또는 기체 상태이면 절대 영도에 가까운 온도에서도 동시에 연소한다. 어떤 화합물에서든 분리하기가 극도로 어려우며, 단독으로 유지하는 것은 더 어렵다.
플루오린 가스는 거의 모든 유기 물질, 심지어 살아있는 살점까지 공격하기 때문에 극히 위험하다. 플루오린이 형성하는 많은 이원자 화합물(플루오린화물이라 불림) 자체도 독성이 강하며, 용해성 플루오린화물과 특히 플루오린화 수소가 그렇다. 플루오린은 많은 원소와 매우 강한 결합을 형성한다. 황과 함께 극히 안정하고 화학적으로 비활성인 육플루오린화 황을 형성할 수 있으며, 탄소와 함께 주방 용기와 비옷의 뛰어난 안감으로 사용될 만큼 높은 녹는점과 매우 낮은 마찰 계수를 가진 안정하고 불연성 고체인 놀라운 물질인 테플론을 형성할 수 있다. 플루오린-탄소 화합물에는 일부 독특한 플라스틱이 포함된다.
또한 치약 제조에 반응물로 사용된다.
네온은 원자 번호 10번의 화학 원소로, 20Ne, 21Ne 및 22Ne로 존재한다.
네온은 단원자 기체이다. 외부 전자가 완벽하게 옥텟을 이루고 있어 전자를 제거하기 매우 어려우며, 어떤 물질로부터도 전자를 받을 수 없다. 네온은 일반적인 온도와 압력에서 어떤 정상적인 화합물도 형성하려는 경향이 없으며, 사실상 비활성이다. 네온은 소위 "비활성 기체" 중 하나이다.
네온은 대기의 미량 성분이며 생물학적 역할은 없다.
3주기 원소
3주기 원소는 주기율표의 세 번째 행(주기)에 있는 화학 원소 중 하나이다. 주기율표는 원자 번호가 증가함에 따라 원소의 화학적 행동에서 반복되는(주기적인) 경향을 보여주기 위해 행으로 배열된다. 화학적 행동이 반복되기 시작할 때 새로운 행이 시작되며, 이는 유사한 행동을 가진 원소가 같은 수직 열에 속함을 의미한다. 3주기에는 나트륨, 마그네슘, 알루미늄, 규소, 인, 황, 염소, 아르곤의 8개 원소가 포함된다. 처음 두 원소인 나트륨과 마그네슘은 주기율표의 S-구역에 속하며, 다른 원소들은 P-구역에 속한다. 모든 3주기 원소는 자연에서 발견되며 적어도 하나 이상의 안정 동위 원소를 가지고 있다.
3주기 원소 원자 구조
양자역학적 원자 구조 설명에서 이 주기는 세 번째 (n = 3) 껍질의 전자 축적, 더 구체적으로 3s 및 3p 부껍질 채우기에 해당한다. 3d 부껍질이 있지만, 쌓음 원리에 따라 4주기까지는 채워지지 않는다. 이는 이 여덟 가지 원소가 정확히 같은 순서로 2주기 원소의 유사체임을 의미한다. 옥텟 규칙은 3d 부껍질이 일반적으로 비활성이기 때문에 2주기 원소와 같은 방식으로 3주기 원소에도 일반적으로 적용된다.
3주기 원소 원소
나트륨(기호 Na)은 부드러운 은백색의 반응성이 높은 금속이며 알칼리 금속에 속한다. 유일한 안정 동위 원소는 23Na이다. 장석, 소달라이트, 암염과 같은 수많은 광물에 존재하는 풍부한 원소이다. 많은 나트륨 염은 물에 매우 잘 녹기 때문에 지구의 수역, 특히 염화 나트륨 형태로 해양에 상당한 양으로 존재한다.
비누 제조용 수산화 나트륨(양잿물), 제빙제 및 영양소로 사용되는 염화 나트륨과 같이 많은 나트륨 화합물은 유용하다. 같은 이온은 질산 나트륨과 같은 많은 광물의 구성 성분이기도 하다.
자유 금속인 원소 나트륨은 자연에 존재하지 않으며 나트륨 화합물로부터 제조되어야 한다. 원소 나트륨은 1807년 험프리 데이비가 수산화 나트륨의 전기 분해로 처음 분리했다.
3주기 원소 원소
마그네슘(기호 Mg)은 알칼리 토금속이며 일반적인 산화수는 +2이다. 지구의 지각에서 여덟 번째로 풍부한 원소이며 알려진 우주 전체에서는 아홉 번째로 풍부하다. 마그네슘은 지구 전체에서 네 번째로 흔한 원소(철, 산소, 규소 다음)로 지구 질량의 13%를 차지하며 지구의 맨틀의 상당 부분을 구성한다. 이것은 탄소(세 개의 헬륨 핵으로 만들어짐)에 세 개의 헬륨 핵을 연속적으로 추가함으로써 초신성 별에서 쉽게 생성되기 때문에 비교적 풍부하다. 마그네슘 이온의 높은 용해도로 인해 바닷물에 세 번째로 풍부하게 용해된 원소이다.
3주기 원소 원소
자유 원소(금속)는 지구상에서 자연적으로 발견되지 않는데, 이는 반응성이 매우 높기 때문이다(하지만 일단 생성되면 얇은 산화물 층으로 덮여 [[[부동태화]] 참조], 이 반응성을 부분적으로 가린다). 자유 금속은 특유의 밝은 흰색 빛을 내며 타므로 플레어에 유용한 성분이다. 이 금속은 현재 주로 고염수에서 얻은 마그네슘 염의 전기 분해를 통해 얻어진다. 상업적으로 이 금속의 주요 용도는 알루미늄-마그네슘 합금을 만드는 합금제로, 때로는 "마그날륨" 또는 "마그네륨"이라고 불린다. 마그네슘은 알루미늄보다 밀도가 낮기 때문에 이 합금은 상대적인 가벼움과 강도로 높이 평가된다.
마그네슘 이온은 신맛이 나며, 낮은 농도에서는 신선한 광천수에 자연적인 신맛을 부여하는 데 도움이 된다.
3주기 원소 원소
알루미늄(기호 Al)은 은백색의 붕소족 화학 원소이며, 일부 화학자들은 이를 전이후 금속으로 분류하는 P-구역 금속이다. 일반적인 환경에서는 물에 녹지 않는다. 알루미늄은 지구 지각에서 산소와 규소 다음으로 세 번째로 풍부한 원소이자 금속 중 가장 풍부한 원소이다. 지구 고체 표면 무게의 약 8%를 차지한다. 알루미늄 금속은 화학적으로 너무 반응성이 높아 자연 상태로 존재하지 않는다. 대신 270가지 이상의 다양한 광물에 결합된 형태로 발견된다. 알루미늄의 주요 광석은 보크사이트이다.
알루미늄은 낮은 밀도와 부동태화 현상으로 인한 부식 저항 능력으로 주목할 만하다. 알루미늄 및 그 합금으로 만들어진 구조 부품은 항공우주 산업에 필수적이며, 다른 교통 및 구조 재료 분야에서도 중요하다. 무게를 기준으로 할 때 알루미늄의 가장 유용한 화합물은 산화물과 황산염이다.
3주기 원소 원소
규소(기호 Si)는 14족 준금속이다. 주기율표에서 바로 위에 있는 탄소보다 반응성이 낮지만, 바로 아래에 있는 저마늄보다는 반응성이 높다. 규소의 특성에 대한 논란은 발견 시점부터 시작되었다. 규소는 1824년에 순수한 형태로 처음 제조되고 특성화되었으며, 금속을 암시하는 -ium 접미사가 붙어 실리슘(라틴어: silicis, 부싯돌에서 유래)이라는 이름이 붙여졌다. 그러나 1831년에 제안된 최종 이름은 화학적으로 더 유사한 원소인 탄소와 붕소를 반영한다.
규소는 질량 기준으로 우주에서 여덟 번째로 흔한 원소이지만, 자연에서 순수한 자유 원소로는 거의 발견되지 않는다. 주로 먼지, 모래, 소행성체, 행성에서 다양한 형태의 이산화 규소(실리카) 또는 규산염으로 널리 분포한다. 지구 지각의 90% 이상은 규산염 광물로 구성되어 있으며, 규소는 산소 다음으로 지구 지각에서 두 번째로 풍부한 원소(질량 기준으로 약 28%)이다.
3주기 원소 원소
대부분의 규소는 분리되지 않고, 종종 자연 상태의 화합물을 거의 가공하지 않은 상태로 상업적으로 사용된다. 여기에는 점토, 실리카 모래, 돌의 직접적인 산업 건축 사용이 포함된다. 실리카는 세라믹 벽돌에 사용된다. 규산염은 모르타르와 스투코용 포틀랜드 시멘트에 들어가고, 실리카 모래 및 자갈과 결합하여 콘크리트를 만든다. 규산염은 도자기와 같은 백색 도자기 및 전통적인 석영 기반 소다회 유리에도 포함된다. 탄화 규소와 같은 더 현대적인 규소 화합물은 연마제와 고강도 세라믹을 형성한다. 규소는 유비쿼터스 합성 규소 기반 중합체인 실리콘의 기초이다.
원소 규소 또한 현대 세계 경제에 큰 영향을 미친다. 대부분의 자유 규소는 철강 정제, 알루미늄 주조, 정밀 화학 산업(종종 흄드 실리카를 만드는 데 사용됨)에 사용되지만, 반도체 전자 제품에 사용되는 매우 고순도 규소의 비교적 작은 부분(10% 미만)은 훨씬 더 중요할 수 있다. 대부분의 컴퓨터의 기초인 집적 회로에 규소가 널리 사용되기 때문에 많은 현대 기술이 여기에 의존한다.
3주기 원소 원소
인(기호 P)은 다원자가 비금속으로, 질소족에 속한다. 광물로서 인은 거의 항상 최대로 산화된(5가) 상태로, 무기 인산염 광물 형태로 존재한다. 원소 인은 두 가지 주요 형태(백린과 적린)로 존재하지만, 높은 반응성 때문에 인은 지구상에서 자유 원소로 발견되지 않는다.
최초로 생산된 원소 인(1669년의 백린)은 산소에 노출되면 희미한 빛을 내는데, 이는 그리스 신화에서 "빛을 가져오는 자"를 의미하는 Φωσφόρος(라틴어: 루시퍼)에서 유래한 이름이다. 이는 행성 금성을 가리키는 "새벽별"을 의미한다. "인광"이라는 용어는 인의 이 특성에서 유래했지만, 인의 빛은 백린(적린은 제외)의 산화에서 발생하므로 화학발광이라고 불러야 한다. 또한 옥텟 규칙의 안정적인 예외를 쉽게 생성하는 가장 가벼운 원소이다.
인의 화합물 대부분은 비료로 소비된다. 다른 응용 분야로는 유기 인 화합물이 세제, 농약, 신경작용제 및 성냥에서 하는 역할이 있다.
3주기 원소 원소
황(기호 S)은 풍부한 다원자가 비금속으로, 16족 원소에 속한다. 표준 온도 압력에서 황 원자는 화학식 S8의 고리형 팔원자 분자를 형성한다. 원소 황은 실온에서 밝은 노란색의 결정성 고체이다. 화학적으로 황은 산화제 또는 환원제로 반응할 수 있다. 대부분의 금속과 탄소를 포함한 여러 비금속을 산화시켜 대부분의 유기황 화합물에서 음전하를 띠게 되지만, 산소와 플루오린과 같은 여러 강한 산화제를 환원시킨다.
3주기 원소 원소
자연에서 황은 순수 원소 형태로, 그 외 황화물 및 황산염 광물 형태로 발견될 수 있다. 원소 황 결정은 밝은 색의 다면체 모양 때문에 광물 수집가들에게 흔히 인기가 있다. 자연 상태에서 풍부하게 발견되는 황은 고대 그리스, 중국, 고대 이집트에서 사용된 기록이 있을 정도로 고대에 알려져 있었다. 황 연기는 훈증제로 사용되었고, 황 함유 약용 혼합물은 연고 및 기생충 제거제로 사용되었다. 황은 성경에서 영어로 유황으로 언급되며, 이 이름은 여러 비과학적 용어에서 여전히 사용된다. 황은 그 자체의 연금술 기호를 받을 만큼 중요하게 여겨졌다. 최고 품질의 흑색화약을 만드는 데 필요했으며, 밝은 노란색 가루는 연금술사가 금의 특성을 일부 포함하고 있어 그것으로부터 금을 합성하려고 시도했다는 가설이 세워졌다. 1777년, 앙투안 라부아지에는 황이 화합물이 아닌 기본 원소임을 과학계에 확신시키는 데 기여했다.
3주기 원소 원소
원소 황은 한때 솔트 돔에서 추출되었는데, 그곳에서 거의 순수한 형태로 발견되기도 했지만, 이 방법은 20세기 후반 이후로 사용되지 않는다. 오늘날 거의 모든 원소 황은 천연가스 및 석유에서 황 함유 오염 물질을 제거하는 부산물로 생산된다. 이 원소의 상업적 용도는 주로 비료에 사용되는데, 이는 식물이 황을 상대적으로 많이 필요로 하기 때문이며, 주요 산업 화학 물질인 황산 제조에도 사용된다. 이 원소의 다른 잘 알려진 용도는 성냥, 살충제, 살진균제이다. 많은 황 화합물은 냄새가 나며, 냄새가 나는 천연가스, 스컹크의 분비물, 자몽, 마늘의 냄새는 황 화합물 때문이다. 살아있는 유기체가 생산하는 황화 수소는 썩은 달걀 및 기타 생물학적 과정에서 특유의 냄새를 부여한다.
염소(기호 Cl)는 두 번째로 가벼운 할로젠이다. 이 원소는 표준 조건에서 이원자 분자인 이염소를 형성한다. 모든 원소 중 가장 높은 전자 친화도와 가장 높은 전기 음성도 중 하나를 가지고 있다. 따라서 염소는 강한 산화제이다.
염소의 가장 흔한 화합물인 염화 나트륨(식탁염)은 고대부터 알려져 있었지만, 1630년경 벨기에의 화학자이자 의사인 얀 바프티스트 판 헬몬트가 염소 기체를 얻었다. 원소 염소의 합성 및 특성화는 1774년 스웨덴의 화학자 카를 빌헬름 셸레가 이루었는데, 그는 염소 기체를 "탈플로지스톤화된 염산 공기"라고 불렀다. 당시 산은 반드시 산소를 포함해야 한다고 여겼기 때문에 염산에서 얻은 산화물을 합성했다고 생각했기 때문이다. 클로드 베르톨레를 포함한 여러 화학자들은 셸레의 "탈플로지스톤화된 염산 공기"가 산소와 아직 발견되지 않은 원소의 결합일 것이라고 제안했고, 셸레는 이 산화물 내의 가상의 새 원소를 염산염소라고 명명했다. 이 새로 발견된 기체가 단순한 원소라는 제안은 1809년 조제프 루이 게이뤼삭과 루이 자크 테나르가 이루었다. 이는 1810년 험프리 데이비 경이 확인했고, 그는 그리스어 χλωρός(chlōros, "녹황색"을 의미)에서 따와 염소(chlorine)라고 명명했다.
염소는 다른 많은 화합물의 구성 요소이다. 지구 지각에서 두 번째로 풍부한 할로젠이자 21번째로 풍부한 원소이다. 염소의 강력한 산화력은 표백 및 살균 용도로 이어졌으며, 화학 산업에서 필수적인 시약이 되었다. 일반적인 소독제로서 염소 화합물은 수영장을 깨끗하고 위생적으로 유지하는 데 사용된다. 상층 대기에서는 클로로플루오로카본과 같은 염소 함유 분자들이 오존홀에 연루되어 있다.
아르곤(기호 Ar)은 18족인 비활성 기체의 세 번째 원소이다. 아르곤은 지구 대기에서 세 번째로 흔한 기체로 0.93%를 차지하며, 이산화 탄소보다 더 흔하다. 이 아르곤의 거의 대부분은 지구 지각의 칼륨-40 붕괴에서 유래한 방사성 생성 아르곤-40이다. 우주에서는 아르곤-36이 가장 흔한 아르곤 동위 원소이며, 항성 핵합성에 생성되는 선호되는 아르곤 동위 원소이다.
"아르곤"이라는 이름은 그리스어 중성 형용사 ἀργόν에서 유래했으며, 이는 "게으른" 또는 "비활성적인 것"을 의미한다. 이 원소는 화학 반응을 거의 일으키지 않기 때문이다. 바깥 원자 껍질의 완전한 옥텟(8개의 전자)은 아르곤을 안정적이고 다른 원소와의 결합에 저항하게 만든다. 삼중점 온도는 83.8058 K으로, 국제온도눈금 1990의 정의된 고정점이다.
아르곤은 액화 공기의 분별 증류를 통해 산업적으로 생산된다. 아르곤은 주로 용접 및 기타 고온 산업 공정에서 비활성 차폐 가스로 사용되는데, 이러한 공정에서는 일반적으로 비활성 물질도 반응성이 있게 된다. 예를 들어, 흑연 전기로에서는 흑연이 타는 것을 방지하기 위해 아르곤 분위기가 사용된다. 아르곤 가스는 백열등, 형광등 및 다른 종류의 기체 방전관에도 사용된다. 아르곤은 독특한 청록색 기체 레이저를 만든다.
3주기 원소 생물학적 역할
나트륨은 모든 동물과 일부 식물에 필수적인 원소이다. 동물에서 나트륨 이온은 칼륨 이온에 대항하여 세포막에 전하를 축적하는 데 사용되며, 이 전하가 소실될 때 신경 자극의 전달을 가능하게 한다. 따라서 나트륨은 식이 무기 거대 미네랄로 분류된다.
마그네슘은 인체에서 질량 기준으로 11번째로 풍부한 원소이다. 마그네슘 이온은 모든 살아있는 세포에 필수적이며, ATP, DNA, RNA와 같은 중요한 생물학적 폴리인산염 화합물을 조작하는 데 중요한 역할을 한다. 따라서 수백 개의 효소가 기능하기 위해 마그네슘 이온을 필요로 한다. 마그네슘은 또한 엽록소의 중심에 있는 금속 이온이며, 따라서 비료에 흔히 첨가된다. 마그네슘 화합물은 일반적인 완하제, 제산제(예: 마그네시아 밀크)로, 비정상적인 신경 흥분 및 혈관 경련의 안정화가 필요한 여러 상황(예: 자간전증 치료)에서 의약품으로 사용된다.
환경에 널리 퍼져 있음에도 불구하고 알루미늄염은 어떤 형태의 생명체에도 사용되지 않는 것으로 알려져 있다. 그 널리 퍼짐에 따라 식물과 동물에게 잘 내성이 있다. 그 보급률 때문에 알루미늄 화합물의 잠재적인 유익한(또는 다른) 생물학적 역할은 계속적인 관심사이다.
3주기 원소 생물학적 역할
규소는 생물학에 필수적인 원소이지만 동물에게는 아주 미미한 양만 필요한 것으로 보인다. 다양한 바다 해면은 구조를 갖기 위해 규소를 필요로 한다. 식물, 특히 많은 풀의 신진대사에 훨씬 더 중요하며, 규산 (실리카의 일종)은 미세한 돌말류의 놀라운 보호 껍질 배열의 기초를 형성한다.
인은 생명에 필수적이다. 인산염으로서 DNA, RNA, ATP의 구성 요소이며, 모든 세포막을 형성하는 인지질의 구성 요소이기도 하다. 인과 생명 사이의 연관성을 보여주듯이, 원소 인은 역사적으로 처음 인간의 소변에서 분리되었고, 뼈 재는 중요한 초기 인산염 공급원이었다. 인산염 광물은 화석이다. 낮은 인산염 수치는 일부 수생 시스템에서 성장의 중요한 제한 요소이다. 오늘날 인 기반 화학 물질의 가장 중요한 상업적 용도는 식물이 토양에서 제거하는 인을 대체하기 위한 비료 생산이다.
3주기 원소 생물학적 역할
황은 모든 생명체에 필수적인 원소이며, 생화학적 과정에 널리 사용된다. 대사 반응에서 황 화합물은 단순 유기체의 연료 및 호흡(산소 대체) 물질 역할을 한다. 유기 형태의 황은 비타민 바이오틴과 티아민에 존재하며, 후자는 황에 대한 그리스어에서 이름을 따왔다. 황은 많은 효소와 글루타티온 및 티오레독신과 같은 항산화 분자의 중요한 부분이다. 유기적으로 결합된 황은 아미노산인 시스테인과 메티오닌으로서 모든 단백질의 구성 요소이다. 이황화물 결합은 외부 피부, 머리카락, 깃털에서 발견되는 단백질 케라틴의 기계적 강도와 불용성에 크게 기여하며, 이 원소는 연소 시 특유의 강한 냄새를 유발한다.
원소 염소는 모든 생명체에 극도로 위험하고 독성이 있으며, 화학전에서 폐기제로 사용된다. 그러나 염소는 염화 이온 형태로 인간을 포함한 대부분의 생명체에 필요하다.
아르곤은 생물학적 역할이 없다. 산소를 제외한 다른 기체와 마찬가지로 아르곤은 질식제이다.
4주기 원소
4주기 원소는 화학 원소 주기율표의 네 번째 행(또는 주기)에 있는 화학 원소 중 하나이다. 주기율표는 원자 번호가 증가함에 따라 원소의 화학적 행동에서 반복되는(주기적인) 경향을 보여주기 위해 행으로 배열된다. 새로운 행은 화학적 행동이 반복되기 시작할 때 시작되며, 이는 유사한 행동을 가진 원소가 같은 수직 열에 속함을 의미한다. 4주기에는 칼륨으로 시작하여 크립톤으로 끝나는 18개의 원소가 포함되어 있으며, 18개 족 각각에 하나씩의 원소가 있다. 이 주기에서는 d-구역 (이는 전이 금속을 포함한다)이 주기율표에 처음 나타난다.
4주기 원소 특성
모든 4주기 원소는 안정적이며, 많은 원소가 지구의 지각 및 지구의 핵에 극히 흔하게 존재한다. 불안정한 원소가 없는 마지막 주기이다. 이 주기의 많은 전이 금속은 매우 강력하여, 특히 철과 함께 공업에서 흔하게 사용된다. 일부는 독성을 띠며, 알려진 바나듐 화합물은 모두 독성이 있고, 비소는 가장 잘 알려진 독 중 하나이며, 브로민은 독성 액체이다. 반대로, 많은 원소가 인간 생존에 필수적이며, 예를 들어 칼슘은 뼈의 주요 구성 요소이다.
원자 번호가 증가함에 따라 쌓음 원리에 따라 이 주기의 원소는 전자를 4s, 3d, 4p 부껍질에 순서대로 배치한다. 그러나 크로뮴과 같은 예외도 있다. 처음 12개 원소인 K, Ca, 및 전이 금속은 각각 1개에서 12개의 원자가 전자를 가지며, 이들은 4s와 3d에 배치된다.
4주기 원소 특성
아르곤의 전자 배열을 넘어서 12개의 전자는 아연의 전자 배열인 3d10 4s2에 도달한다. 이 원소 이후로 채워진 3d 부껍질은 화학적으로 거의 관여하지 않으며, 이후의 경향은 2주기와 3주기의 경향과 매우 유사하게 나타난다. 4주기의 p-구역 원소는 네 번째 (n = 4) 껍질의 4s와 4p 부껍질로 구성된 원자가 껍질을 가지며 옥텟 규칙을 따른다.
양자화학에 있어서 이 주기는 단순화된 전자 껍질 패러다임에서 다르게 생긴 부껍질 연구로의 전환을 보여준다. 이들의 에너지 준위 상대적인 배열은 다양한 물리적 효과의 상호작용에 따라 결정된다. 이 주기의 s-구역 금속은 명목상 더 낮은 n = 3 상태에 빈자리가 있음에도 불구하고 4s에 차별 전자를 배치한다 – 이는 더 가벼운 원소에서는 볼 수 없는 현상이다. 반대로, 갈륨부터 크립톤까지의 여섯 원소는 원자가 껍질 아래의 모든 전자 껍질이 완전히 채워진 가장 무거운 원소이다. 이는 n = 4부터 시작하는 f-부껍질의 존재로 인해 이후의 주기에서는 더 이상 가능하지 않다.
4주기 원소 s-구역 원소
칼륨 (K)은 나트륨 아래, 루비듐 위에 위치한 알칼리 금속이며, 4주기의 첫 번째 원소이다. 가장 반응성이 높은 화학 원소 중 하나로, 주로 화합물 형태로 발견된다. 은색 금속으로 공기 중의 산소에 노출되면 빠르게 변색되며, 이는 산화된다. 칼륨은 칼로 자를 수 있을 정도로 부드러우며 두 번째로 밀도가 낮은 원소이다. 칼륨은 녹는점이 비교적 낮아 작은 불꽃에도 녹는다. 또한 물보다 밀도가 낮아 원칙적으로 물에 뜰 수 있다 (단, 물과 접촉하면 반응한다).
칼슘 (Ca)은 이 주기의 두 번째 원소이다. 알칼리 토금속이며, 자연 상태의 칼슘은 물과 반응하기 때문에 거의 발견되지 않는다. 모든 동물과 일부 식물에서 가장 잘 알려진 생물학적 역할을 하며, 뼈와 이빨 같은 구조적 요소를 구성한다. 또한 세포 내에서 세포 과정에 대한 신호와 같은 응용도 있다. 인체에서 가장 풍부한 광물로 간주된다.
4주기 원소 d-구역 원소
스칸듐 (Sc)은 이 주기의 세 번째 원소이며, 주기율표에서 첫 번째 전이 금속이다. 스칸듐은 자연에서 상당히 흔하지만, 그 화학적 특성이 다른 희토류 원소 화합물과 매우 유사하여 분리하기 어렵다. 스칸듐은 상업적 용도가 거의 없으며, 주요 예외는 알루미늄 합금이다.
타이타늄 (Ti)은 4족의 원소이다. 타이타늄은 밀도가 가장 낮은 금속 중 하나이면서 가장 강하고 부식에 강한 금속 중 하나이다. 따라서 특히 철과 같은 다른 원소와의 합금에서 많은 용도를 가진다. 비행기, 골프채, 그리고 강하면서도 가벼워야 하는 다른 물건에 흔히 사용된다.
바나듐 (V)은 5족의 원소이다. 바나듐은 자연에서 순수한 형태로 발견되지 않지만, 화합물 형태로 흔히 발견된다. 바나듐은 타이타늄과 여러 면에서 유사하며, 매우 부식에 강하지만 타이타늄과 달리 실온에서도 공기 중에서 산화된다. 모든 바나듐 화합물은 최소한 어느 정도의 독성을 가지며, 일부는 극히 독성이 강하다.
4주기 원소 d-구역 원소
크로뮴 (Cr)은 6족의 원소이다. 크로뮴은 앞서 타이타늄과 바나듐처럼 극히 부식에 강하며, 실제로 스테인리스강의 주요 구성 요소 중 하나이다. 크로뮴은 또한 많은 색깔 있는 화합물을 가지며, 따라서 크롬 그린과 같은 안료에 매우 흔하게 사용된다.
망가니즈 (Mn)은 7족의 원소이다. 망가니즈는 종종 철과 함께 발견된다. 망가니즈는 앞서 크로뮴처럼 스테인리스강의 중요한 구성 요소이며, 철이 녹스는 것을 방지한다. 망가니즈는 또한 크로뮴처럼 안료에도 자주 사용된다. 망가니즈는 또한 독성이 있으며, 충분히 흡입되면 돌이킬 수 없는 신경 손상을 일으킬 수 있다.
철 (Fe)은 8족의 원소이다. 철은 이 주기 원소 중 지구에서 가장 흔하며, 아마도 가장 잘 알려진 원소일 것이다. 강철의 주요 구성 요소이다. 철-56은 어떤 원소의 어떤 동위 원소 중에서도 가장 낮은 에너지 밀도를 가지며, 이는 초거성 항성에서 생성될 수 있는 가장 무거운 원소임을 의미한다. 철은 또한 인체 내에서도 몇 가지 용도를 가지는데, 헤모글로빈의 일부는 철이다.
4주기 원소 d-구역 원소
코발트 (Co)는 9족의 원소이다. 코발트는 많은 코발트 화합물이 파란색이기 때문에 안료에 흔히 사용된다. 코발트는 또한 많은 자성 및 고강도 합금의 핵심 구성 요소이다. 유일한 안정 동위 원소인 코발트-59는 비타민 B12의 중요한 구성 요소이며, 코발트-60은 핵 낙진의 구성 요소로 방사능 때문에 충분히 많은 양에서는 위험할 수 있다.
니켈 (Ni)은 10족의 원소이다. 니켈은 주로 공기 중의 산소와 반응하기 때문에 지구 지각에는 희귀하며, 지구상의 대부분의 니켈은 니켈 철 운석에서 온다. 그러나 니켈은 지구의 핵에 매우 풍부하며, 철과 함께 두 가지 주요 구성 요소 중 하나이다. 니켈은 스테인리스강과 많은 초합금의 중요한 구성 요소이다.
구리 (Cu)는 11족의 원소이다. 구리는 금, 오스뮴, 세슘 외에는 흰색이나 회색이 아닌 몇 안 되는 금속 중 하나이다. 구리는 수천 년 동안 인간이 많은 물체에 붉은 색조를 제공하기 위해 사용해 왔으며, 심지어 인간에게 필수 영양소이기도 하지만, 너무 많으면 독성이 있다. 구리는 또한 목재 방부제나 살진균제로 흔히 사용된다.
아연 (Zn)은 12족의 원소이다. 아연은 기원전 10세기부터 사용된 황동의 주요 구성 요소 중 하나이다. 아연은 또한 인간에게 엄청나게 중요하며, 전 세계적으로 거의 20억 명의 사람이 아연 결핍을 겪고 있다. 그러나 너무 많은 아연은 구리 결핍을 유발할 수 있다. 아연은 종종 탄소-아연 전지라고 불리는 배터리에 사용되며, 아연은 매우 부식에 강하기 때문에 많은 도금에서 중요하다.
4주기 원소 p-구역 원소
갈륨 (Ga)은 13족의 원소이며, 알루미늄 아래에 있다. 갈륨은 켈빈 약 303도, 즉 거의 실온에서 녹는점을 가진다는 점이 주목할 만하다. 예를 들어, 일반적인 봄날에는 고체이지만 더운 여름날에는 액체 상태가 될 것이다. 갈륨은 주석과 함께 갈린스탄 합금의 중요한 구성 요소이다. 갈륨은 또한 반도체에서 발견될 수 있다.
저마늄 (Ge)은 14족의 원소이다. 저마늄은 위에 있는 규소와 마찬가지로 중요한 반도체이며, 종종 비소와 함께 다이오드와 트랜지스터에 흔히 사용된다. 저마늄은 지구상에서 상당히 희귀하여 비교적 늦게 발견되었다. 저마늄은 화합물 형태로 때때로 눈, 피부 또는 폐를 자극할 수 있다.
비소 (As)는 15족 원소인 질소족 원소이다. 위에서 언급했듯이, 비소는 종종 저마늄과의 합금에서 반도체에 사용된다. 비소는 순수한 형태와 일부 합금에서 모든 다세포 생명체에 엄청나게 유독하며, 따라서 살충제의 일반적인 성분이다. 비소는 독성이 발견되기 전에는 일부 안료에도 사용되었다.