2주기 원소
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1. 개요
2주기 원소는 주기율표의 두 번째 줄에 위치한 원소로, 리튬(Li)부터 네온(Ne)까지 8개의 원소로 구성된다. 2주기 원소는 원자 반지름 감소, 전기 음성도 증가, 이온화 에너지 증가의 주기적 경향을 보이며, s-블록과 p-블록 원소로 구성된다. 이들은 해당 족에서 극단적인 성질을 나타내는 경우가 많으며, 마델룽 규칙을 따른다. 2주기 원소 목록에는 리튬, 베릴륨, 붕소, 탄소, 질소, 산소, 플루오린, 네온이 포함되며, 각 원소는 고유한 특성과 용도를 갖는다.
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| 2주기 원소 | |
|---|---|
| 2주기 원소 | |
| 개요 | 2주기 원소는 주기율표의 두 번째 주기에 있는 원소들을 말한다. |
| 원자 번호 | 3 (리튬)에서 10 (네온)까지의 원소들을 포함한다. |
| 전자 껍질 | 이 주기 원소들은 2개의 전자 껍질을 가지고 있다. |
| 전자 배치 | 1s 껍질은 항상 2개의 전자로 채워져 있고, 2s 또는 2p 껍질에 전자가 추가된다. |
| 성질 변화 | 2주기 원소들의 성질은 리튬에서 네온으로 갈수록 금속에서 비금속으로 변한다. |
| 원소 목록 | |
| 3 | Li (알칼리 금속) |
| 4 | Be (알칼리 토금속) |
| 5 | B (준금속) |
| 6 | C (비금속) |
| 7 | N (비금속) |
| 8 | O (비금속) |
| 9 | F (할로젠) |
| 10 | Ne (비활성 기체) |
2. 주기적 경향
2주기는 주기율표에서 주기적 성질을 도출할 수 있는 첫 번째 주기이다. 1주기 원소는 수소와 헬륨 두 원소만 포함되어 결론적인 경향을 도출하기 어렵고, 이 두 원소는 다른 s-블록 원소와 전혀 다르게 행동한다.[1][2] 반면, 2주기는 훨씬 더 결정적인 경향을 보인다. 2주기의 모든 원소에 대해 원자 번호가 증가함에 따라 원자 반지름은 감소하고, 전기 음성도는 증가하며, 이온화 에너지는 증가한다.[3]
2주기는 8개의 원소 중 두 개의 금속(리튬과 베릴륨)만 가지고 있는데, 이는 숫자와 비율 면에서 그 이후의 어떤 주기보다 적다. 또한 모든 주기 중에서 가장 많은 비금속 원소 5개를 포함하고 있다. 2주기 원소는 종종 해당 족에서 가장 극단적인 성질을 갖는다. 예를 들어, 플루오린은 가장 반응성이 큰 할로젠 원소이고, 네온은 가장 비활성인 비활성 기체이며,[4] 리튬은 가장 반응성이 작은 알칼리 금속이다.[5]
2. 1. 전자 배치
2주기 원소들은 마델룽 규칙을 따른다. 2주기에서 리튬과 베릴륨은 2s 부껍질을 채우고, 붕소, 탄소, 질소, 산소, 플루오린, 네온은 2p 부껍질을 채운다.[5] 2주기 원소의 전자 배치는 다음과 같다.| 화학 원소 | 블록 | 전자 배치 | ||
|---|---|---|---|---|
| 3 | Li | 리튬 | s-블록 | [He] 2s1 |
| 4 | Be | 베릴륨 | s-블록 | [He] 2s2 |
| 5 | B | 붕소 | p-블록 | [He] 2s2 2p1 |
| 6 | C | 탄소 | p-블록 | [He] 2s2 2p2 |
| 7 | N | 질소 | p-블록 | [He] 2s2 2p3 |
| 8 | O | 산소 | p-블록 | [He] 2s2 2p4 |
| 9 | F | 플루오린 | p-블록 | [He] 2s2 2p5 |
| 10 | Ne | 네온 | p-블록 | [He] 2s2 2p6 |
3. 2주기 원소 목록
2주기에는 8개의 원소가 있으며, 리튬과 베릴륨 2개의 금속과 붕소, 탄소, 질소, 산소, 플루오린, 네온 6개의 비금속으로 구성되어 있다. 2주기 원소는 1주기 원소와 달리 주기적 성질을 도출할 수 있다. 2주기의 모든 원소에 대해, 원자 번호가 증가함에 따라 원소의 원자 반지름은 감소하고, 전기 음성도는 증가하며, 이온화 에너지는 증가한다.[3]
2주기 원소는 종종 해당 그룹에서 가장 극단적인 성질을 갖는다. 예를 들어, 플루오린은 가장 반응성이 큰 할로젠이고, 네온은 가장 비활성인 비활성 기체이며,[4] 리튬은 가장 반응성이 작은 알칼리 금속이다.[5]
모든 2주기 원소는 마델룽 규칙을 따른다. 2주기에서 리튬과 베릴륨은 2s 부껍질을 채우고, 붕소, 탄소, 질소, 산소, 플루오린, 네온은 2p 부껍질을 채운다.[5]
2주기 원소의 특징은 다음과 같다.화학 원소 블록 전자 배치 3 Li 리튬 s-블록 [He] 2s1 4 Be 베릴륨 s-블록 [He] 2s2 5 B 붕소 p-블록 [He] 2s2 2p1 6 C 탄소 p-블록 [He] 2s2 2p2 7 N 질소 p-블록 [He] 2s2 2p3 8 O 산소 p-블록 [He] 2s2 2p4 9 F 플루오린 p-블록 [He] 2s2 2p5 10 Ne 네온 p-블록 [He] 2s2 2p6
3. 1. [[리튬 (Li)]]
리튬(Li)은 원자 번호 3번인 알칼리 금속이며, 자연적으로 두 가지 동위 원소인 6Li와 7Li로 존재한다. 이 두 동위 원소는 지구상에 존재하는 모든 자연 발생 리튬을 구성하며, 추가적인 동위 원소도 합성되었다. 이온 화합물에서 리튬은 전자를 잃어 양전하를 띠며, 양이온 Li+를 형성한다. 리튬은 주기율표에서 첫 번째 알칼리 금속[6]이자 모든 금속 중 첫 번째 금속이다.[7] 표준 온도 및 압력에서 리튬은 부드럽고 은백색을 띠며 반응성이 매우 높은 금속이다. 밀도가 0.564 g/cm3인 리튬은 가장 가벼운 금속이자 가장 밀도가 낮은 고체 원소이다.[8]
리튬은 빅뱅 핵합성에서 빅뱅 때 합성된 몇 안 되는 원소 중 하나이다. 지구상에서 31번째로 풍부한 원소[9]이며, 무게 기준으로 20~70 ppm 농도로 존재하지만,[10] 반응성이 높아 화합물 형태로만 자연적으로 발견된다.[10]
리튬 염은 기분 안정제 약물로서 제약 산업에서 사용된다.[11][12] 이는 양극성 장애 치료에 사용되며, 우울증과 조증 치료에 기여하고 자살 위험을 줄일 수 있다.[13] 가장 흔히 사용되는 화합물은 탄산 리튬, Li2CO3, 구연산 리튬, Li3C6H5O7, 황산 리튬, Li2SO4, 오로트산 리튬, LiC5H3N2O4·H2O이다. 리튬은 전지의 음극으로 사용되며, 알루미늄, 카드뮴, 구리, 망가니즈와의 합금은 항공기용 고성능 부품, 특히 우주왕복선의 외부 탱크를 만드는 데 사용된다.[8]
3. 2. [[베릴륨 (Be)]]
베릴륨(Be)은 원자 번호 4번인 화학 원소로, 강하고 강철 회색을 띠며 가볍고 취성을 가지는 알칼리 토금속이다. 밀도는 1.85g⋅cm−3이며,[14] 모든 경금속 중에서 가장 높은 녹는점 중 하나를 가지고 있다.
베릴륨 금속은 강성, 경량, 넓은 온도 범위에서의 치수 안정성으로 인해 항공기, 미사일 및 통신 위성의 구조 재료로 사용된다.[14] 높은 전기 및 열 전도성으로 인해 전기 부품을 만드는 데 사용되는 베릴륨 구리 합금의 재료로도 사용된다.[15] 베릴륨 시트는 X-선 감지기에서 가시광선을 걸러내고 X-선만 통과시키는 데 사용된다.[14] 가벼운 핵이 무거운 핵보다 중성자를 늦추는 데 더 효과적이므로 원자로에서 중성자 감속재로 사용된다.[14] 베릴륨의 가벼운 무게와 높은 강성은 스피커의 트위터 제작에도 유용하다.[16]
베릴륨과 베릴륨 화합물은 국제 암 연구소에 의해 그룹 1 발암 물질로 분류된다.[17] 만성 베릴리움증은 베릴륨 노출로 인한 폐 및 전신 순환 육아종성 질환이다. 사람의 1% – 15%는 베릴륨에 민감하며, 호흡기와 피부에 만성 베릴륨 질환 또는 베릴리움증이라고 하는 염증 반응이 나타날 수 있다.
3. 3. [[붕소 (B)]]
'''붕소'''(B)는 원자 번호가 5인 화학 원소이며, 10B와 11B의 두 가지 동위 원소로 존재한다. 표준 온도 및 압력에서 붕소는 여러 다른 동소체를 갖는 3가 금속 반쪽체이다. 비정질 붕소는 많은 화학 반응의 생성물로 형성되는 갈색 분말이다. 결정질 붕소는 매우 단단하고 검은 물질로, 녹는점이 높고, 많은 다형성으로 존재한다. 능면체 형태인 α-붕소와 β-붕소는 각각 능면체 단위 세포에 12개와 106.7개의 원자를 포함하며, 50개의 원자로 이루어진 사방정계 붕소가 가장 흔하다. 붕소의 밀도는 2.34−3이다.[19]
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.[20] 이들은 붕소의 유일한 안정 동위 원소이지만, 다른 동위 원소도 합성되었다. 붕소는 다른 비금속과 공유 결합을 형성하며, 산화수는 1, 2, 3, 4이다.[21][22][23]
붕소는 자연에서 자유 원소로는 존재하지 않고, 붕산염과 같은 화합물로 존재한다. 붕소의 가장 흔한 공급원은 전기석, 붕사(Na2B4O5(OH)4·8H2O) 및 커나이트(Na2B4O5(OH)4·2H2O)이다.[19] 순수한 붕소를 얻는 것은 어렵다. 붕소는 산화 붕소(B2O3)의 마그네슘 환원을 통해 만들 수 있다. 이 산화물은 붕산(B(OH)3)를 녹여서 만들어지며, 붕산은 붕사로부터 얻어진다. 소량의 순수한 붕소는 뜨거운 탄탈럼 선 위에서 수소 가스 중의 붕소 브로마이드(BBr3)의 열 분해를 통해 만들 수 있으며, 이는 촉매 역할을 한다.[19]
붕소의 가장 상업적으로 중요한 공급원은 다음과 같다.
붕소는 세포벽 강도 및 발달, 세포 분열, 종자 및 과일 발달, 당 수송 및 호르몬 발달에 필요한 필수 식물 미량 영양소이다.[24] 그러나 이상의 높은 토양 농도는 잎의 괴사 및 성장 부진을 유발할 수 있다. 0.8ppm 정도로 낮은 수준에서도 붕소에 민감한 식물에서 이러한 증상이 나타날 수 있다. 대부분의 식물은 토양 내 붕소에 내성이 있는 경우에도 붕소 수준이 1.8ppm보다 높으면 붕소 독성 증상을 보인다.[20] 동물에서 붕소는 초미량 원소이다. 인간의 식단에서 일일 섭취량은 체중 1kg당 2.1~4.3 mg 붕소이다.[25] 또한 골다공증 및 관절염의 예방 및 치료를 위한 보충제로 사용된다.[26]
3. 4. [[탄소 (C)]]
탄소는 원자 번호 6번의 화학 원소로, 12C, 13C, 14C 형태로 존재한다.[27] 표준 온도와 압력에서 탄소는 고체이며, 흑연, 다이아몬드, 풀러렌, 비정질 탄소 등 다양한 동소체로 존재한다.[27] 흑연은 부드럽고 육방정계 결정 구조를 가진 불투명한 검은색 반금속으로, 전기 전도성이 매우 우수하며 열역학적 평형 특성을 갖는다. 반면 다이아몬드는 투명도가 높은 무색의 입방정계 결정으로, 전도성이 낮고 가장 단단한 천연 광물이며 모든 보석 중 굴절률이 가장 높다. 풀러렌은 리처드 버크민스터 풀러의 이름을 따서 명명되었으며, 분자 형태를 띤다. 풀러렌은 여러 종류가 있는데, 가장 잘 알려진 것은 "버키볼" C60이다. 풀러렌은 현재 연구가 진행 중이며, 알려진 바가 많지 않다.[27] 결정 구조가 없는 비정질 탄소도 존재한다.[28] 광물학에서 비정질 탄소라는 용어는 그을음과 석탄을 지칭하지만, 소량의 흑연이나 다이아몬드를 포함하고 있어 엄밀한 의미에서 비정질은 아니다.[29][30]
탄소의 동위원소 중 가장 흔한 것은 12C (98.9%)로, 양성자 6개와 중성자 6개를 가진다.[31] 13C는 양성자 6개와 중성자 7개를 가지며, 안정 동위원소로 1.1%를 차지한다.[31] 14C는 미량 존재하며 방사성 동위원소로 반감기는 5730년이다. 14C는 방사성 탄소 연대 측정법에 사용된다.[32] 이 외에도 다른 탄소 동위원소들이 합성되었다. 탄소는 -4, -2, +2, +4의 산화 상태에서 다른 비금속과 공유 결합을 형성한다.[27]
탄소는 수소, 헬륨, 산소 다음으로 우주에서 질량 기준 네 번째로 풍부한 원소이다.[33] 인체에서는 산소 다음으로 질량 기준 두 번째로 풍부하며,[34] 원자 수 기준으로는 세 번째로 풍부하다.[35] 탄소는 C-C 결합의 긴 사슬을 형성할 수 있어 탄소 화합물은 거의 무한하다.[37][36] 가장 단순한 탄소 함유 분자는 탄소와 수소로 구성된 탄화수소이며,[37] 작용기에 다른 원소가 포함되기도 한다. 탄화수소는 화석 연료로 사용되며 플라스틱 및 석유화학 제품 제조에 사용된다. 생명에 필수적인 모든 유기 화합물은 적어도 하나의 탄소 원자를 포함한다.[37][36] 탄소는 산소, 수소와 결합하여 설탕, 리그닌, 키틴, 알코올, 지방, 방향족 에스터, 카로티노이드, 테르펜 등 중요한 생물학적 화합물을 형성한다.[36] 질소와 결합하면 알칼로이드를, 황과 결합하면 항생제, 아미노산, 고무 제품을 형성한다. 인이 추가되면 생명의 화학적 암호 전달체인 DNA와 RNA, 그리고 모든 살아있는 세포에서 에너지 전달 분자인 아데노신 삼인산 (ATP)을 형성한다.[36]
3. 5. [[질소 (N)]]
질소는 원자 번호 7, 기호 '''N'''이며 원자 질량 14.00674 u인 화학 원소이다. 원소 질소는 무색, 무취, 무미이며 주로 불활성 이원자 기체로, 지구 대기 부피의 78.08%를 차지한다. 질소 원소는 1772년 스코틀랜드 의사 다니엘 러더퍼드에 의해 공기의 분리 가능한 성분으로 발견되었다.[38] 질소는 질소-14와 질소-15의 두 가지 동위원소 형태로 자연적으로 발생한다.[39]
암모니아, 질산, 유기 질산염(추진제 및 폭발물), 시안화물과 같은 많은 산업적으로 중요한 화합물에는 질소가 포함되어 있다. 원소 질소의 매우 강한 결합은 질소 화학을 지배하며, 생물체와 산업 모두에서 분자를 유용한 화합물로 전환하기 위해 결합을 끊는 데 어려움을 겪게 하지만, 동시에 화합물이 연소, 폭발 또는 질소 가스로 다시 분해될 때 많은 양의 유용한 에너지를 방출하게 한다.
질소는 모든 생물체에서 발생하며, 질소 순환은 공기에서 생물권 및 유기 화합물로, 그리고 다시 대기로의 원소의 이동을 설명한다. 합성적으로 생산된 질산염은 산업용 비료의 핵심 성분이며, 또한 부영양화를 일으키는 주요 오염 물질이다. 질소는 아미노산, 따라서 단백질의 구성 요소이며, 핵산 (DNA 및 RNA)의 구성 요소이다. 또한 거의 모든 신경전달물질의 화학 구조에 존재하며, 많은 유기체에 의해 생성되는 생물학적 분자인 알칼로이드의 정의적 구성 요소이다.[40]
3. 6. [[산소 (O)]]
산소는 원자 번호 8번의 화학 원소로, 주로 16O로 존재하지만 17O와 18O로도 존재한다.[1]
산소는 우주에서 질량 기준으로 세 번째로 흔한 원소이다. 전기 음성도가 매우 높고 비금속성이며, 일반적으로 매우 낮은 온도까지 이원자 기체 상태로 존재한다. 비금속 원소 중에서는 플루오린만이 산소보다 더 반응성이 높다. 산소는 완전한 옥텟에서 두 개의 전자가 부족하여 다른 원소로부터 전자를 쉽게 얻는다.[1]
산소는 모든 생명체에 필수적이다. 식물과 식물성 플랑크톤은 햇빛이 있는 상태에서 물과 이산화 탄소를 광합성하여 산소를 방출하며 당을 형성한다. 동물, 곰팡이, 박테리아는 광합성하는 식물과 식물성 플랑크톤에 의존하여 음식과 산소를 얻는다.[1]
불은 산소를 사용하여 탄소와 수소의 화합물을 물과 이산화 탄소로 산화시킨다.[1]
산소는 지구 대기의 약 21%를 차지하며, 이 모든 산소는 광합성의 결과이다. 순수한 산소는 호흡 곤란이 있는 사람의 의료 치료에 사용된다. 과도한 산소는 독성이 있다.[1]
산소는 원래 산의 형성과 관련이 있었으며, 특히 비금속과의 산 형성을 위해 명명되었다.[1]
산소는 일반적으로 이원자 기체이지만, 오존으로 알려진 동소체를 형성할 수 있다. 오존은 산소보다 훨씬 더 반응성이 높은 삼원자 기체이다. 일반적인 이원자 산소와 달리 오존은 오염 물질로 간주되는 유독 물질이다. 대기 상층에서 일부 산소는 오존을 형성하며, 이는 오존층 내에서 위험한 자외선을 흡수하는 특성을 가지고 있다. 오존층이 형성되기 전에는 육상 생물이 존재할 수 없었다.[1]
3. 7. [[플루오린 (F)]]
플루오린은 원자 번호가 9인 화학 원소로, 유일하게 안정적인 형태인 19F로 자연에 존재한다.[41]
플루오린은 정상적인 조건이나 매우 낮은 온도에서 옅은 황색의 2원자 기체 상태를 보인다. 각 원자는 안정적인 옥텟에서 전자를 하나씩 잃은 상태이기 때문에, 플루오린 분자는 쉽게 부서질 정도로 불안정하다. 느슨한 플루오린 원자는 거의 모든 다른 원소에서 단일 전자를 빼앗는 경향이 있다. 플루오린은 모든 원소 중에서 반응성이 가장 커서, 많은 산화물을 공격하여 산소를 플루오린으로 대체하기도 한다. 또한 강산을 운반하는 데 사용되는 이산화 규소를 공격하고, 석면을 태우며, 가장 안정적인 화합물 중 하나인 소금을 공격하여 염소를 방출한다. 플루오린은 자연 상태에서 결합되지 않은 형태로 나타나지 않으며, 결합되지 않은 상태로 오래 유지되지도 않는다. 액체 또는 기체 상태의 수소와는 절대 영도에 가까운 온도에서도 동시에 연소한다.[42] 이처럼 반응성이 매우 크기 때문에 어떤 화합물로부터 플루오린을 분리하는 것은 극히 어렵고, 결합되지 않은 상태로 유지하는 것은 더욱 어렵다.
플루오린 기체는 살아있는 살점을 포함하여 거의 모든 유기 물질을 공격하므로 매우 위험하다. 플루오린이 형성하는 많은 이원 화합물(플루오린화물)은 가용성 플루오린화물, 특히 플루오린화 수소를 포함하여 그 자체로 독성이 매우 강하다. 플루오린은 여러 원소와 매우 강한 결합을 형성하는데, 황과 결합하면 매우 안정적이고 화학적으로 비활성인 육불화 황을, 탄소와 결합하면 높은 융점과 매우 낮은 마찰 계수를 가진 안정적이고 불연성 고체인 테플론을 형성한다. 테플론은 프라이팬과 레인코트의 우수한 라이너로 사용된다. 플루오린-탄소 화합물에는 몇 가지 독특한 플라스틱이 포함되며, 치약 제조에도 반응물로 사용된다.
3. 8. [[네온 (Ne)]]
네온은 원자 번호 10번의 화학 원소로, 20Ne, 21Ne 및 22Ne의 형태로 존재한다.[43] 단원자 기체이며, 최외각 전자가 옥텟을 이루고 있어 전자를 잃거나 얻는 데 매우 저항적이다. 통상적인 온도와 압력에서 어떠한 일반적인 화합물도 형성하지 않는 비활성 기체이다. 대기 중에 미량 존재하며, 생물학적 역할은 없다.
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Softciências
2011-05-01
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