Elemento del periodo 2

Un elemento del periodo 2 es uno de los elementos químicos de la segunda fila (o periodo ) de la tabla periódica de los elementos químicos . La tabla periódica está organizada en filas para ilustrar tendencias recurrentes (periódicas) en el comportamiento químico de los elementos a medida que aumenta su número atómico ; se inicia una nueva fila cuando el comportamiento químico comienza a repetirse, creando columnas de elementos con propiedades similares.

El segundo período contiene los elementos litio , berilio , boro , carbono , nitrógeno , oxígeno , flúor y neón . En una descripción mecánico cuántica de la estructura atómica , este período corresponde al llenado de la segunda capa ( n = 2 ) , más específicamente sus subcapas 2s y 2p . Los elementos del período 2 (carbono, nitrógeno, oxígeno, flúor y neón) obedecen la regla del octeto en el sentido de que necesitan ocho electrones para completar su capa de valencia (el litio y el berilio obedecen la regla del dúo , el boro es deficiente en electrones ), donde se pueden acomodar como máximo ocho electrones: dos en el orbital 2s y seis en la subcapa 2p.

El período 2 es el primer período de la tabla periódica del que se pueden extraer tendencias periódicas . El período 1 , que solo contiene dos elementos ( hidrógeno y helio ), es demasiado pequeño para extraer tendencias concluyentes, especialmente porque los dos elementos no se comportan como otros elementos del bloque s. ^{[1] [2]} El período 2 tiene tendencias mucho más concluyentes. Para todos los elementos del período 2, a medida que aumenta el número atómico, el radio atómico de los elementos disminuye, la electronegatividad aumenta y la energía de ionización aumenta. ^[3]

El período 2 solo tiene dos metales (litio y berilio) de ocho elementos, menos que en cualquier período posterior tanto en número como en proporción. También tiene el mayor número de no metales, concretamente cinco, entre todos los períodos. Los elementos del período 2 a menudo tienen las propiedades más extremas en sus respectivos grupos; por ejemplo, el flúor es el halógeno más reactivo, el neón es el gas noble más inerte ^[4] y el litio es el metal alcalino menos reactivo ^[5] .

Todos los elementos del período 2 obedecen completamente la regla de Madelung ; en el período 2, el litio y el berilio llenan la subcapa 2s , y el boro, el carbono, el nitrógeno, el oxígeno, el flúor y el neón llenan la subcapa 2p . El período comparte este rasgo con los períodos 1 y 3 , ninguno de los cuales contiene elementos de transición o elementos de transición interna , que a menudo varían de la regla. ^[5]

Elemento químico			Bloquear	Configuración electrónica
3	Li	Litio	bloque s	[Él] 2s 1
4	Ser	Berilio	bloque s	[Él] 2s 2
5	B	Boro	bloque p	[Él] 2s 2 2p 1
6	do	Carbón	bloque p	[Él] 2s 2 2p 2
7	norte	Nitrógeno	bloque p	[Él] 2s 2 2p 3
8	Oh	Oxígeno	bloque p	[Él] 2s 2 2p 4
9	F	Flúor	bloque p	[Él] 2s 2 2p 5
10	Nordeste	Neón	bloque p	[Él] 2s 2 2p 6

El litio (Li) es un metal alcalino con número atómico 3, que se presenta de forma natural en dos isótopos : ⁶ Li y ⁷ Li. Los dos constituyen toda la presencia natural de litio en la Tierra, aunque se han sintetizado más isótopos . En los compuestos iónicos , el litio pierde un electrón para cargarse positivamente, formando el catión Li ⁺ . El litio es el primer metal alcalino en la tabla periódica, ^{[nota 1]} y el primer metal de cualquier tipo en la tabla periódica. ^{[nota 2]} A temperatura y presión estándar , el litio es un metal blando, blanco plateado y altamente reactivo . Con una densidad de 0,564 g⋅cm ⁻³ , el litio es el metal más ligero y el elemento sólido menos denso. ^[6]

El litio es uno de los pocos elementos sintetizados en el Big Bang . Es el 31.º elemento más abundante en la Tierra, ^[7] presentándose en concentraciones de entre 20 y 70 ppm en peso, ^[8] pero debido a su alta reactividad solo se encuentra de forma natural en compuestos . ^[8]

Las sales de litio se utilizan en la industria farmacológica como fármacos estabilizadores del estado de ánimo . ^{[9] [10]} Se utilizan en el tratamiento del trastorno bipolar , donde tienen un papel en el tratamiento de _la depresión y la manía y pueden reducir las posibilidades de _suicidio . [ ^11] Los compuestos más comunes utilizados son el carbonato de litio _{, Li2CO3} , _el citrato de litio _, Li3C6H5O7 _{, el} sulfato de litio , _{Li2SO4 ,} y el orotato de litio , LiC5H3N2O4 · _H2O . El litio _también se utiliza en baterías como ánodo y sus aleaciones con aluminio , cadmio , cobre y _{manganeso se} utilizan para fabricar piezas de alto rendimiento para aeronaves , en particular el tanque externo del transbordador espacial . ^[6]

El berilio (Be) es un elemento químico de número atómico 4 que se presenta en forma de ⁹ Be. A temperatura y presión estándar, el berilio es un metal alcalinotérreo bivalente , ligero, frágil y de color gris acerado , con una densidad de 1,85 g⋅cm ⁻³ . ^[12] También tiene uno de los puntos de fusión más altos de todos los metales ligeros . El isótopo más común del berilio es ^{el 9} Be, que contiene 4 protones y 5 neutrones. Constituye casi el 100% de todo el berilio natural y es su único isótopo estable; sin embargo, se han sintetizado otros isótopos . En los compuestos iónicos, el berilio pierde sus dos electrones de valencia para formar el catión, Be ²⁺ .

Se sintetizaron pequeñas cantidades de berilio durante el Big Bang , aunque la mayor parte se desintegró o reaccionó aún más para crear núcleos más grandes, como el carbono, el nitrógeno o el oxígeno. El berilio es un componente de 100 de los 4000 minerales conocidos _{, como la bertrandita, Be4Si2O7 (} OH ) 2 , el _berilo , _Al2Be3Si6O18 , el crisoberilo _, Al2BeO4 _, y la _{fenaquita ,} Be2SiO4 . Las formas _preciosas de berilo son la aguamarina , el berilo rojo y la esmeralda _{. Las} fuentes más comunes de berilio utilizadas _{comercialmente son el berilo y la} bertrandita y su producción implica la reducción del fluoruro de berilio con magnesio metálico o la electrólisis del cloruro de berilio fundido , que contiene algo de cloruro de sodio , ya que el cloruro de berilio es un mal conductor de la electricidad . ^[12]

Debido a su rigidez, peso ligero y estabilidad dimensional en un amplio rango de temperaturas, el berilio metálico se utiliza como material estructural en aviones, misiles y satélites de comunicación . ^[12] Se utiliza como agente de aleación en el cobre-berilio , que se utiliza para fabricar componentes eléctricos debido a su alta conductividad eléctrica y térmica. ^[13] Las láminas de berilio se utilizan en detectores de rayos X para filtrar la luz visible y dejar pasar solo los rayos X. ^[12] Se utiliza como moderador de neutrones en reactores nucleares porque los núcleos ligeros son más eficaces para ralentizar los neutrones que los núcleos pesados. ^[12] El bajo peso y la alta rigidez del berilio también lo hacen útil en la construcción de tweeters en altavoces . ^[14]

El berilio y sus compuestos están clasificados por la Agencia Internacional para la Investigación sobre el Cáncer como carcinógenos del Grupo 1 ; son cancerígenos tanto para los animales como para los seres humanos. ^[15] La beriliosis crónica es una enfermedad granulomatosa pulmonar y sistémica causada por la exposición al berilio. Entre el 1% y el 15% de las personas son sensibles al berilio y pueden desarrollar una reacción inflamatoria en el sistema respiratorio y la piel , llamada enfermedad crónica por berilio o beriliosis . El sistema inmunológico del cuerpo reconoce el berilio como partículas extrañas y organiza un ataque contra ellas, generalmente en los pulmones, donde se inhalan. Esto puede causar fiebre, fatiga, debilidad, sudores nocturnos y dificultad para respirar. ^[16]

El boro (B) es el elemento químico con número atómico 5, que se presenta como ¹⁰ B y ¹¹ B. A temperatura y presión estándar, el boro es un metaloide trivalente que tiene varios alótropos diferentes . El boro amorfo es un polvo marrón formado como producto de muchas reacciones químicas. El boro cristalino es un material negro muy duro con un alto punto de fusión y existe en muchos polimorfos : dos formas romboédricas , α-boro y β-boro que contienen 12 y 106,7 átomos en la celda unitaria romboédrica respectivamente, y el boro tetragonal de 50 átomos son los más comunes. El boro tiene una densidad de 2,34 ⁻³ . ^[17] El isótopo más común del boro es ¹¹ B al 80,22%, que contiene 5 protones y 6 neutrones. El otro isótopo común es ^{el 10} B al 19,78%, que contiene 5 protones y 5 neutrones. ^[18] Estos son los únicos isótopos estables del boro; sin embargo, se han sintetizado otros isótopos . El boro forma enlaces covalentes con otros no metales y tiene estados de oxidación de 1, 2, 3 y 4. ^{[19] [20] [21] El boro no se presenta de forma natural como} _un elemento libre, sino en compuestos como los boratos . Las fuentes más comunes de boro son _la turmalina , _el bórax , _Na2B4O5 (OH) ₄ ·8H2O , y la _kernita , Na2B4O5 ₍ OH) ₄ ·2H2O _. [ ^17] Es difícil obtener boro puro. Se puede fabricar mediante _la reducción de _magnesio del trióxido de _boro , B2O3 . Este óxido se obtiene fundiendo ácido bórico , B(OH) ₃ , que a su vez se obtiene a partir del bórax. Se pueden obtener pequeñas cantidades de boro puro mediante la descomposición térmica del bromuro de boro, BBr ₃ , en gas hidrógeno sobre alambre de tantalio caliente , que actúa como catalizador . ^[17] Las fuentes de boro más importantes desde el punto de vista comercial son: tetraborato de sodio pentahidratado, Na ₂ B ₄ O ₇ · 5H ₂ O, que se utiliza en grandes cantidades para fabricar fibra de vidrio aislante y blanqueador de perborato de sodio ; carburo de boro , un material cerámico , se utiliza para fabricar materiales de blindaje, especialmente en chalecos antibalas para soldados y agentes de policía; ácido ortobórico , H ₃ BO ₃ o ácido bórico, utilizado en la producción de fibra de vidrio textil y pantallas planas ; tetraborato de sodio decahidratado, Na ₂ B ₄ O ₇ · 10H ₂ O o bórax, utilizado en la producción de adhesivos; y el isótopo boro-10 se utiliza como control para reactores nucleares, como escudo para la radiación nuclear y en instrumentos utilizados para detectar neutrones. ^[18]

El boro es un micronutriente esencial para las plantas , necesario para la fortaleza y el desarrollo de las paredes celulares, la división celular, el desarrollo de semillas y frutos, el transporte de azúcar y el desarrollo de hormonas. ^[22] Sin embargo, altas concentraciones en el suelo de más de 1,0 ppm pueden causar necrosis en las hojas y un crecimiento deficiente. Niveles tan bajos como 0,8 ppm pueden hacer que estos síntomas aparezcan en plantas particularmente sensibles al boro. La mayoría de las plantas, incluso aquellas tolerantes al boro en el suelo, mostrarán síntomas de toxicidad por boro cuando los niveles de boro sean superiores a 1,8 ppm. ^[18] En los animales, el boro es un elemento ultra traza ; en las dietas humanas, la ingesta diaria varía de 2,1 a 4,3 mg de boro/kg de peso corporal (pc)/día. ^[23] También se utiliza como suplemento para la prevención y el tratamiento de la osteoporosis y la artritis. ^[24]

El carbono es el elemento químico con número atómico 6, que se presenta como ¹² C, ¹³ C y ¹⁴ C. ^[25] A temperatura y presión estándar, el carbono es un sólido, que se presenta en muchos alótropos diferentes , los más comunes de los cuales son el grafito , el diamante , los fulerenos y el carbono amorfo . ^[25] El grafito es un semimetal negro opaco , cristalino, hexagonal y blando con muy buenas propiedades conductoras y termodinámicamente estables . Sin embargo, el diamante es un cristal cúbico incoloro altamente transparente con malas propiedades conductoras, es el mineral natural más duro conocido y tiene el índice de refracción más alto de todas las piedras preciosas . En contraste con la estructura de red cristalina del diamante y el grafito, los fulerenos son moléculas , llamadas así por Richard Buckminster Fuller, cuya arquitectura se asemeja a las moléculas. Hay varios fulerenos diferentes, siendo el más conocido el "buckeyball" C _60. Se sabe poco sobre los fulerenos y son un tema de investigación actual. ^[25] También existe el carbono amorfo, que es carbono sin ninguna estructura cristalina. ^[26] En mineralogía , el término se utiliza para referirse al hollín y al carbón , aunque estos no son verdaderamente amorfos ya que contienen pequeñas cantidades de grafito o diamante. ^{[27] [28]} El isótopo más común del carbono al 98,9% es ^{el 12} C, con seis protones y seis neutrones. ^{[29] El 13} C también es estable, con seis protones y siete neutrones, al 1,1%. ^[29] También se producen trazas de ¹⁴ C de forma natural, pero este isótopo es radiactivo y se desintegra con una vida media de 5730 años; se utiliza para la datación por radiocarbono . ^[30] También se han sintetizado otros isótopos del carbono . El carbono forma enlaces covalentes con otros no metales con un estado de oxidación de −4, −2, +2 o +4. ^[25]

El carbono es el cuarto elemento más abundante en el universo por masa después del hidrógeno , el helio y el oxígeno ^[31] y es el segundo elemento más abundante en el cuerpo humano por masa después del oxígeno, ^[32] el tercero más abundante por número de átomos. ^[33] Hay un número casi infinito de compuestos que contienen carbono debido a la capacidad del carbono para formar largas cadenas estables de enlaces C — C. ^{[34] [35]} Las moléculas más simples que contienen carbono son los hidrocarburos , que contienen carbono e hidrógeno, ^[34] aunque a veces contienen otros elementos en grupos funcionales . Los hidrocarburos se utilizan como combustibles fósiles y para fabricar plásticos y petroquímicos . Todos los compuestos orgánicos , aquellos esenciales para la vida, contienen al menos un átomo de carbono. ^{[34] [35]} Cuando se combina con oxígeno e hidrógeno, el carbono puede formar muchos grupos de compuestos biológicos importantes ^[35] incluyendo azúcares , lignanos , quitinas , alcoholes , grasas y ésteres aromáticos , carotenoides y terpenos . Con el nitrógeno forma alcaloides , y con la adición de azufre también forma antibióticos , aminoácidos y productos de caucho . Con la adición de fósforo a estos otros elementos, forma ADN y ARN , los portadores del código químico de la vida, y trifosfato de adenosina (ATP), la molécula de transferencia de energía más importante en todas las células vivas. ^[35]

El nitrógeno es un elemento químico de número atómico 7, símbolo N y masa atómica 14,00674 u. El nitrógeno elemental es un gas diatómico incoloro, inodoro, insípido y en su mayor parte inerte en condiciones estándar , que constituye el 78,08% en volumen de la atmósfera terrestre . El elemento nitrógeno fue descubierto como un componente separable del aire por el médico escocés Daniel Rutherford en 1772. ^[36] Se presenta de forma natural en forma de dos isótopos: nitrógeno-14 y nitrógeno-15. ^[37]

Muchos compuestos de importancia industrial, como el amoníaco , el ácido nítrico , los nitratos orgánicos ( propulsores y explosivos ) y los cianuros , contienen nitrógeno. El enlace extremadamente fuerte en el nitrógeno elemental domina la química del nitrógeno, lo que provoca dificultades tanto para los organismos como para la industria a la hora de romper el enlace para convertir el nitrógeno en nitrógeno.
₂molécula en compuestos útiles , pero al mismo tiempo provoca la liberación de grandes cantidades de energía, a menudo útil, cuando los compuestos se queman, explotan o se descomponen nuevamente en gas nitrógeno.

El nitrógeno se encuentra en todos los organismos vivos, y el ciclo del nitrógeno describe el movimiento del elemento desde el aire a la biosfera y a los compuestos orgánicos, y luego de regreso a la atmósfera. Los nitratos producidos sintéticamente son ingredientes clave de los fertilizantes industriales , y también contaminantes clave que causan la eutrofización de los sistemas hídricos. El nitrógeno es un elemento constituyente de los aminoácidos y, por lo tanto, de las proteínas , y de los ácidos nucleicos ( ADN y ARN ). Reside en la estructura química de casi todos los neurotransmisores , y es un componente definitorio de los alcaloides , moléculas biológicas producidas por muchos organismos. ^[38]

El oxígeno es el elemento químico con número atómico 8, que se presenta principalmente como ¹⁶ O, pero también como ¹⁷ O y ¹⁸ O.

El oxígeno es el tercer elemento más común por masa en el universo (aunque hay más átomos de carbono, cada átomo de carbono es más ligero). Es un gas altamente electronegativo y no metálico, generalmente diatómico, hasta temperaturas muy bajas. Solo el flúor es más reactivo entre los elementos no metálicos. Le faltan dos electrones para completar un octeto y toma fácilmente electrones de otros elementos. Reacciona violentamente con metales alcalinos y fósforo blanco a temperatura ambiente y menos violentamente con metales alcalinotérreos más pesados ​​que el magnesio. A temperaturas más altas, quema la mayoría de los demás metales y muchos no metales (incluidos el hidrógeno, el carbono y el azufre). Muchos óxidos son sustancias extremadamente estables y difíciles de descomponer, como el agua , el dióxido de carbono , la alúmina , la sílice y los óxidos de hierro (este último a menudo aparece como óxido ). El oxígeno forma parte de sustancias que se describen mejor como algunas sales de metales y ácidos que contienen oxígeno (por lo tanto, nitratos, sulfatos, fosfatos, silicatos y carbonatos).

El oxígeno es esencial para toda la vida. Las plantas y el fitoplancton realizan la fotosíntesis de agua y dióxido de carbono y agua, ambos óxidos, en presencia de la luz solar para formar azúcares con la liberación de oxígeno. Los azúcares luego se convierten en sustancias como la celulosa y (con nitrógeno y a menudo azufre) proteínas y otras sustancias esenciales para la vida. Los animales en particular, pero también los hongos y las bacterias, dependen en última instancia de las plantas fotosintéticas y el fitoplancton para alimentarse y obtener oxígeno.

El fuego utiliza oxígeno para oxidar compuestos típicamente de carbono e hidrógeno a agua y dióxido de carbono (aunque pueden estar involucrados otros elementos), ya sea en conflagraciones no controladas que destruyen edificios y bosques o en el fuego controlado dentro de motores o que suministran energía eléctrica desde turbinas, calor para mantener calientes los edificios o la fuerza motriz que impulsa los vehículos.

El oxígeno constituye aproximadamente el 21% de la atmósfera de la Tierra; todo este oxígeno es el resultado de la fotosíntesis. El oxígeno puro se utiliza en el tratamiento médico de personas con dificultades respiratorias. El exceso de oxígeno es tóxico .

El oxígeno se asoció originalmente con la formación de ácidos, hasta que se demostró que algunos ácidos no contenían oxígeno. El oxígeno recibe su nombre por su capacidad para formar ácidos, especialmente con no metales. Algunos óxidos de algunos no metales son extremadamente ácidos, como el trióxido de azufre , que forma ácido sulfúrico al entrar en contacto con el agua. La mayoría de los óxidos con metales son alcalinos, algunos extremadamente alcalinos, como el óxido de potasio . Algunos óxidos metálicos son anfóteros, como el óxido de aluminio, lo que significa que pueden reaccionar tanto con ácidos como con bases.

Aunque el oxígeno es normalmente un gas diatómico, el oxígeno puede formar un alótropo conocido como ozono . El ozono es un gas triatómico aún más reactivo que el oxígeno. A diferencia del oxígeno diatómico normal, el ozono es un material tóxico que generalmente se considera un contaminante. En la atmósfera superior, parte del oxígeno forma ozono, que tiene la propiedad de absorber los peligrosos rayos ultravioleta dentro de la capa de ozono . La vida terrestre era imposible antes de la formación de la capa de ozono.

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El flúor es el elemento químico con número atómico 9. Se presenta de forma natural en su única forma estable, ^{el 19} F. ^[39]

El flúor es un gas diatómico de color amarillo pálido en condiciones normales y hasta temperaturas muy bajas. Si le falta un electrón del octeto altamente estable de cada átomo, las moléculas de flúor son lo suficientemente inestables como para romperse fácilmente, y los átomos de flúor sueltos tienden a agarrar electrones individuales de casi cualquier otro elemento. El flúor es el más reactivo de todos los elementos e incluso ataca a muchos óxidos para reemplazar el oxígeno por flúor. El flúor incluso ataca a la sílice, uno de los materiales preferidos para transportar ácidos fuertes, y quema el amianto. Ataca la sal común , uno de los compuestos más estables, con la liberación de cloro. Nunca aparece sin combinar en la naturaleza y casi nunca permanece sin combinar durante mucho tiempo. Quema hidrógeno simultáneamente si es líquido o gaseoso, incluso a temperaturas cercanas al cero absoluto. ^[40] Es extremadamente difícil aislarlo de cualquier compuesto, y mucho menos mantenerlo sin combinar.

El gas de flúor es extremadamente peligroso porque ataca a casi todo el material orgánico, incluida la carne viva. Muchos de los compuestos binarios que forma (llamados fluoruros) son en sí mismos altamente tóxicos, incluidos los fluoruros solubles y especialmente el fluoruro de hidrógeno . El flúor forma enlaces muy fuertes con muchos elementos. Con el azufre puede formar el hexafluoruro de azufre extremadamente estable y químicamente inerte ; con el carbono puede formar el notable material teflón , que es un sólido estable e incombustible con un alto punto de fusión y un coeficiente de fricción muy bajo que lo convierte en un excelente revestimiento para ollas de cocina e impermeables. Los compuestos de flúor y carbono incluyen algunos plásticos únicos. También se utiliza como reactivo en la fabricación de pasta de dientes.

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El neón es el elemento químico con número atómico 10 y se presenta como ²⁰ Ne, ²¹ Ne y ²² Ne. ^[41]

El neón es un gas monoatómico. Con un octeto completo de electrones externos, es muy resistente a la extracción de cualquier electrón y no puede aceptar un electrón de ningún elemento. El neón no tiene tendencia a formar compuestos normales en condiciones normales de temperatura y presión; es prácticamente inerte. Es uno de los llamados "gases nobles".

El neón es un componente traza de la atmósfera sin ninguna función biológica.

• Medios relacionados con la tabla periódica fila 2 en Wikimedia Commons