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 () 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.

 주기적 성질 
섬네일|피코미터로 나타낸 2주기 원소의 계산된 원자 반지름이다.

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.

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 

섬네일|left|150px|파라핀 오일에 떠 있는 리튬 금속

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.

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.

 베릴륨 

섬네일|left|150px|베릴륨 덩어리

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.

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.

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.

 붕소 

섬네일|left|150px|붕소 덩어리

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.
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.

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.

 탄소 

섬네일|left|150px|탄소의 두 가지 다른 동소체인 다이아몬드와 흑연

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.

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.

 질소 

섬네일|left|150px|액체 질소를 붓는 모습

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 분자를 분해하는 데 생명체와 산업 모두에게 어려움을 초래하지만, 동시에 화합물이 연소하거나 폭발하거나 질소 가스로 다시 분해될 때 종종 유용한 다량의 에너지를 방출한다.

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.

 산소 
산소는 원자 번호 8번의 화학 원소로, 대부분 16O로 존재하지만, 17O와 18O도 존재한다.

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.

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.

 플루오린 

섬네일|left|150px|앰플에 담긴 액체 플루오린

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.

 네온 

섬네일|left|150px|네온 방전관

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.

 내용주 

 각주 

 외부 링크 

분류:주기율표 주기