第2周期の元素

リチウム（Li）は原子番号3のアルカリ金属で、天然には^6Liと^7Liの2つの同位体が存在します。これら2つが地球上の天然リチウムのすべてを占めていますが、さらに同位体が合成されています。イオン化合物では、リチウムは電子を失って正に帯電し、陽イオンLi ⁺を形成します。リチウムは周期表の最初のアルカリ金属であり^{[注1 ]}、周期表で最初に登場した金属でもあります^{[注2 ]} 。標準温度と圧力 では、リチウムは柔らかく、銀白色で、反応性の高い金属です。密度は0.564 g⋅cm ⁻³で、リチウムは最も軽い金属であり、最も密度の低い固体元素です^{[ 6 ] 。}

リチウムはビッグバンで合成された数少ない元素の1つです。リチウムは地球上で31番目に豊富な元素であり^{[ 7 ]}、重量比で20～70ppmの濃度で存在しますが^{[ 8 ]}、反応性が高いため、自然界では化合物としてのみ存在します^{[ 8 ]}。

リチウム塩は、薬理学業界で気分安定薬として使用されています。^{[ 9 ] [ 10 ]}これらは双極性障害の治療に使用され、うつ病や躁病の_治療に役立ち、自殺の可能性を減らす可能性があります_。 [ ₁₁ ]最も^一般的に使用される化合物は、炭酸リチウム、Li2CO3、クエン酸リチウム、Li3C6H5O7、硫酸リチウム、Li2SO4、および_{オロチン酸}リチウム、LiC5H3N2O4・H2Oです_{。リチウム}は電池_{のアノードとして}も使用さ_{れ、アルミニウム}、カドミウム、銅、マンガンとの合金は、航空機の高性能部品、特にスペースシャトルの外部燃料タンクの製造に使用されます。^{[ 6 ]}

^{ベリリウム (Be) は原子番号 4 の化学元素で、 9Be}の形で存在します。標準温度と圧力では、ベリリウムは強度が高く、鋼灰色で、軽量で、脆い、二価のアルカリ土類金属で、密度は 1.85 g⋅cm ⁻³です。^{[ 12 ]}また、すべての軽金属の中で最も高い融点の 1 つでもあります。ベリリウムの最も一般的な同位体は^9Beで、陽子 4 個と中性子 5 個を含みます。これは、天然に存在するすべてのベリリウムのほぼ 100% を占め、唯一の安定同位体ですが、他の同位体も合成されています。イオン化合物では、ベリリウムは 2 つの価電子を失って陽イオン Be ²⁺を形成します。

ビッグバンでは少量のベリリウムが合成されましたが、そのほとんどは崩壊したり、さらに反応して炭素、窒素、酸素などのより大きな原子核を生成しました。ベリリウムは、ベルトランダイト(Be ₄ Si ₂ O ₇ (OH) ₂₎、ベリル(Al ₂ Be ₃ Si ₆ O ₁₈ )、クリソベリル(Al ₂ BeO ₄₎、フェナカイト(Be ₂ SiO ₄ )など、4000 種類の既知の鉱物のうち 100 種類の構成成分です。ベリルの貴重な形態としては、アクアマリン、レッドベリル、エメラルドなどがあります。商業的に最も一般的に使用されているベリリウムの供給源はベリルとベルトランダイトで、その製造には、マグネシウム金属によるフッ化ベリリウムの還元、または塩化ナトリウムを含む溶融塩化ベリリウムの電気分解が含まれます。塩化ベリリウムは電気伝導性が低いためです。^{[ 12 ]}

ベリリウム金属は、その剛性、軽量性、広い温度範囲での寸法安定性から、航空機、ミサイル、通信衛星の構造材料として使用されています。^{[ 12 ]}ベリリウム銅の合金剤としても使用され、ベリリウム銅は高い電気伝導率と熱伝導率を持つため、電気部品の製造に使用されます。^{[ 13 ]}ベリリウムのシートは、 X線検出器で可視光を遮断し、X線のみを透過させるために使用されます。^{[ 12 ]}ベリリウムは、原子炉で中性子減速材として使用されます。これは、軽い原子核は重い原子核よりも中性子を減速させるのに効果的であるためです。^{[ 12 ]}ベリリウムの軽量性と高い剛性は、スピーカーのツイーターの製造にも役立ちます。^{[ 14 ]}

ベリリウムおよびベリリウム化合物は、国際がん研究機関によってグループ1の発がん性物質に分類されており、動物とヒトの両方に対して発がん性があります。^{[ 15 ]}慢性ベリリウム症は、ベリリウムへの曝露によって引き起こされる肺および全身の肉芽腫性疾患です。1%～15%の人がベリリウムに敏感で、呼吸器系と皮膚に炎症反応を起こすことがあり、これを慢性ベリリウム症またはベリリウム症と呼びます。体の免疫系はベリリウムを異物として認識し、通常は吸入される肺で攻撃を開始します。これにより、発熱、疲労、脱力感、寝汗、呼吸困難などが起こることがあります。^{[ 16 ]}

ホウ素（B）は原子番号5の化学元素で、10Bと11Bとして存在します。^標準温度^と圧力では、ホウ素はいくつかの異なる同素体を持つ3価の半金属です。非晶質ホウ素は、多くの化学反応の生成物として形成される茶色の粉末です。結晶性ホウ素は、融点が高く非常に硬い黒色の物質で、多くの多形が存在します。菱面体単位格子にそれぞれ12個と106.7個の原子を含む2つの菱面体形、α-ホウ素とβ-ホウ素、および50個の原子からなる正方晶ホウ素が最も一般的です。ホウ素の密度は2.34 ⁻³です。^{[ 17 ]}ホウ素の最も一般的な同位体は80.22%の^11Bで、5個の陽子と6個の中性子を含んでいます。もう一つの一般的な同位体は¹⁰ B で、19.78% を占め、陽子 5 個と中性子 5 個を含んでいます。^{[ 18 ]}これらはホウ素の唯一の安定同位体ですが、他の同位体も合成されています。ホウ素は他の非金属と共有結合を形成し、酸化状態は 1、2、3、4 です。^{[ 19 ] [ 20 ] [ 21 ]} ホウ素は自然界では単体として存在せず、ホウ酸塩などの化合物として存在します。ホウ素の最も一般的な供給源は、トルマリン、ホウ砂、Na ₂ B ₄ O ₅ (OH) ₄ ·8H ₂ O、およびカーナイト、Na ₂ B ₄ O ₅ (OH) ₄ ·2H ₂ Oです。 ^{[ 17 ]}純粋なホウ素を得ることは困難です。ホウ素は、三酸化ホウ素B ₂ O ₃のマグネシウム還元によって作ることができます。この酸化物は、ホウ酸B(OH) _{3 を}溶融することによって作られ、ホウ酸はホウ砂から得られます。少量の純粋なホウ素は、触媒として作用する高温のタンタル線上で、水素ガス中で臭化ホウ素 BBr _3を熱分解することによって作ることができます。^{[ 17 ]}ホウ素の商業的に最も重要な供給源は次のとおりです。断熱グラスファイバーや過ホウ酸ナトリウム漂白剤の製造に大量に使用されるテトラホウ酸ナトリウム五水和物、Na ₂ B ₄ O ₇ · 5H _{2 O。}セラミック材料である炭化ホウ素は、特に兵士や警察官の防弾チョッキなどの装甲材料の製造に使用される。繊維グラスファイバーやフラットパネルディスプレイの製造に使用されるオルトホウ酸、H ₃ BO ₃またはホウ酸。接着剤の製造に使用されるテトラホウ酸ナトリウム十水和物、Na ₂ B ₄ O ₇ · 10H ₂ O またはホウ砂。同位体ホウ素10は、原子炉の制御、核放射線の遮蔽、および中性子検出に使用される機器に使用される。^{[ 18 ]}

ホウ素は植物の必須微量栄養素であり、細胞壁の強度と発達、細胞分裂、種子と果実の発達、糖の輸送、ホルモンの発達に必要です。^{[ 22 ]}しかし、土壌中の濃度が1.0 ppmを超えると、葉の壊死や生育不良を引き起こす可能性があります。0.8 ppmという低い濃度でも、特にホウ素に敏感な植物ではこれらの症状が現れる可能性があります。土壌中のホウ素に耐性のある植物であっても、ホウ素濃度が1.8 ppmを超えると、ほとんどの植物でホウ素中毒の症状が現れます。^{[ 18 ]}動物では、ホウ素は超微量元素 です。人間の食事では、1日の摂取量は体重1kgあたり2.1～4.3mgのホウ素です。 ^{[ 23 ]}また、骨粗鬆症や関節炎の予防と治療のためのサプリメントとしても使用されています。^{[ 24 ]}

炭素は原子番号6の化学元素で、^12C、^13C、^14Cとして存在します。^{[ 25 ]}標準温度と圧力では、炭素は固体で、多くの異なる同素体として存在し、最も一般的なものはグラファイト、ダイヤモンド、フラーレン、非晶質炭素です。^{[ 25 ]}グラファイトは、柔らかい六方晶系の不透明な黒色の半金属で、非常に優れた導電性と熱力学的に安定した特性を持っています。一方、ダイヤモンドは、非常に透明な無色の立方晶で、導電性は劣りますが、天然に存在する鉱物の中で最も硬く、すべての宝石の中で最も高い屈折率を持っています。ダイヤモンドとグラファイトの結晶格子構造とは対照的に、フラーレンは分子であり、その構造が似ているリチャード・バックミンスター・フラーにちなんで名付けられました。フラーレンにはいくつかの種類があり、最も広く知られているのは「バッキーボール」C60です_。フラーレンについてはほとんど知られておらず、現在研究中です。^{[ 25 ]}結晶構造を持たない炭素である非晶質炭素も存在する。^{[ 26 ]}鉱物学では、この用語はすすや石炭を指すのに使われるが、これらは少量のグラファイトやダイヤモンドを含むため、真の非晶質ではない。^{[ 27 ] [ 28 ]}炭素の最も一般的な同位体は、陽子6個と中性子6個からなる^{12 Cで、98.9%を占める。 [ 29 ]}陽子6個と中性子7個からなる^{13 Cも安定しており、1.1%を占める。 [ 29 ]}微量の¹⁴ Cも自然界に存在するが、この同位体は放射性であり、半減期5730年で崩壊する。放射性炭素年代測定に用いられる。^{[ 30 ]}炭素の他の同位体も合成されている。炭素は、−4、−2、+2、または+4の酸化状態を持つ他の非金属と共有結合を形成する。^{[ 25 ]}

炭素は、質量で水素、ヘリウム、酸素に次いで宇宙で4番目に豊富な元素であり^{[ 31 ]} 、質量で酸素に次いで人体で2番目に豊富な元素であり^{[ 32 ]}、原子数では3番目に豊富である^{[ 33 ]} 。炭素はC-C結合の長く安定した鎖を形成する能力があるため、炭素を含む化合物はほぼ無限に存在する[ ^{34 ] [ 35 ] 。}最も単純な炭素含有分子は炭化水素であり、炭素と水素を含むが^{[ 34 ]} 、官能基に他の元素を含む場合もある。炭化水素は化石燃料として、またプラスチックや石油化学製品の製造に使用される。生命に不可欠なすべての有機化合物は、少なくとも1つの炭素原子を含む。^{[ 34 ] [ 35 ]}酸素や水素と結合すると、炭素は糖類、リグナン、キチン、アルコール、脂肪、芳香族エステル、カロテノイド、テルペンなど、多くの重要な生物学的化合物群を形成できます。 ^{[ 35 ]}窒素と結合するとアルカロイドを形成し、硫黄を加えると抗生物質、アミノ酸、ゴム製品も形成します。これらの他の元素にリンを加えると、生命の化学コードキャリアであるDNAとRNA、そしてすべての生細胞で最も重要なエネルギー伝達分子であるアデノシン三リン酸（ATP）を形成します。^{[ 35 ]}

窒素は、原子番号7、記号N、原子量14.00674  uの化学元素です。元素窒素は、標準状態では無色、無臭、無味で、ほとんど不活性な二原子ガスであり、地球の大気の体積の78.08%を占めています。元素窒素は、 1772年にスコットランドの医師ダニエル・ラザフォードによって空気の分離可能な成分として発見されました。^{[ 36 ]}窒素は、窒素14と窒素15の2つの同位体の形で自然界に存在します。^{[ 37 ]}

アンモニア、硝酸、有機硝酸塩（推進剤や爆薬）、シアン化物など、工業的に重要な多くの化合物は窒素を含んでいる。元素窒素の極めて強い結合は窒素化学を支配しており、生物にとっても産業界にとっても、窒素を変換するためにこの結合を切断することは困難である。₂分子を有用な化合物が、同時に、化合物が燃焼、爆発、または窒素ガスに分解する際に、多くの場合有用な大量のエネルギーを放出する。

窒素はすべての生物に存在し、窒素循環とは、この元素が空気から生物圏や有機化合物へ移動し、その後大気中へ戻る過程を指します。合成硝酸塩は工業用肥料の主要成分であり、水系の富栄養化を引き起こす主要な汚染物質でもあります。窒素はアミノ酸、ひいてはタンパク質、そして核酸（DNAとRNA ）の構成要素です。ほぼすべての神経伝達物質の化学構造に存在し、多くの生物によって生成される生体分子であるアルカロイドの決定的な構成要素でもあります。 ^{[ 38 ]}

酸素は原子番号8の化学元素であり、主に^16Oとして存在するが、^17Oや^18Oとしても存在する。

酸素は、宇宙で質量比で3番目に多い元素です（炭素原子の数の方が多いですが、炭素原子はそれぞれ軽いため）。非常に電気陰性度が高く、非金属で、極低温まで通常は二原子分子の気体です。非金属元素の中で、酸素よりも反応性が高いのはフッ素だけです。酸素はオクテット則を満たすのに2個の電子が不足しており、他の元素から容易に電子を奪います。室温ではアルカリ金属や白リンと激しく反応し、マグネシウムより重いアルカリ土類金属とはそれほど激しく反応しません。高温では、他のほとんどの金属や多くの非金属（水素、炭素、硫黄など）を燃焼させます。多くの酸化物は、水、二酸化炭素、アルミナ、シリカ、酸化鉄（後者はしばしば錆として現れます）のように、分解しにくい非常に安定した物質です。酸素は、金属塩や酸素含有酸（硝酸塩、硫酸塩、リン酸塩、ケイ酸塩、炭酸塩）として最もよく説明される物質の一部です。

酸素はあらゆる生命にとって不可欠です。植物や植物プランクトンは、太陽光の下で二酸化炭素と水という2つの酸化物を光合成し、酸素を放出しながら糖を生成します。生成された糖は、セルロースや（窒素、そして多くの場合硫黄を含む）タンパク質、その他の生命に不可欠な物質へと変化します。動物はもちろんのこと、菌類や細菌も、最終的には光合成を行う植物や植物プランクトンから食物と酸素を得ています。

火は、酸素を利用して、通常は炭素と水素からなる化合物を酸化して水と二酸化炭素にする（ただし、他の元素が関与することもある）。これは、建物や森林を破壊する制御不能な大火災の場合もあれば、エンジン内部の制御された火災、タービンから電気エネルギーを供給する火災、建物を暖めるための熱を供給する火災、車両を駆動する動力源となる火災の場合もある。

酸素は地球の大気のおよそ21%を占めており、この酸素はすべて光合成によって生成されます。純粋な酸素は、呼吸困難を抱える人々の治療に用いられます。過剰な酸素は有毒です。

酸素はもともと酸の生成に関係していると考えられていましたが、酸素を含まない酸も存在することが明らかになりました。酸素は、特に非金属との反応で酸を生成することからその名が付けられました。一部の非金属の酸化物は、水と接触すると硫酸を生成する三酸化硫黄のように、非常に強い酸性を示します。金属の酸化物のほとんどはアルカリ性で、酸化カリウムのように非常に強いものもあります。酸化アルミニウムのように、酸と塩基の両方と反応できる両性金属酸化物もあります。

酸素は通常二原子分子の気体ですが、オゾンと呼ばれる同素体を形成することがあります。オゾンは三原子分子の気体で、酸素よりもさらに反応性が高いです。通常の二原子酸素とは異なり、オゾンは有毒物質であり、一般的に汚染物質とみなされています。上層大気では、酸素の一部がオゾンを形成し、オゾン層内で有害な紫外線を吸収する性質を持っています。オゾン層が形成される以前は、陸上生物は存在できませんでした。

フッ素は原子番号9の化学元素です。自然界では安定な形態^19Fとしてのみ存在します。^{[ 39 ]}

フッ素は、通常の状態から極低温まで淡黄色の二原子ガスです。各原子の非常に安定した八重項電子のうち1つが不足しているため、フッ素分子は不安定で簡単に切断され、遊離したフッ素原子は他のほとんどすべての元素から単一の電子を奪い取ろうとします。フッ素はすべての元素の中で最も反応性が高く、多くの酸化物を攻撃して酸素をフッ素に置き換えます。フッ素は、強酸の輸送に好まれる材料の1つであるシリカを攻撃し、アスベストを燃焼させます。最も安定した化合物の1つである食塩を攻撃し、塩素を放出します。フッ素は自然界で単体で存在することはなく、単体で長く存在することはほとんどありません。液体または気体のいずれかが水素の場合、絶対零度に近い温度でも同時に燃焼します。^{[ 40 ]}化合物から分離することは極めて困難であり、ましてや単体で保持することはさらに困難です。

フッ素ガスは、生きた肉を含むほぼすべての有機物を侵食するため、非常に危険です。フッ素が形成する多くの二元化合物（フッ化物と呼ばれる）は、可溶性フッ化物や特にフッ化水素など、それ自体が非常に毒性が強いものです。フッ素は多くの元素と非常に強い結合を形成します。硫黄とは、極めて安定で化学的に不活性な六フッ化硫黄を形成します。炭素とは、融点が高く摩擦係数が非常に低い、安定で不燃性の固体であるテフロンという優れた素材を形成します。テフロンは、調理鍋やレインコートの裏地として最適です。フッ素と炭素の化合物には、いくつかの特殊なプラスチックが含まれます。また、歯磨き粉の製造における反応物としても使用されます。

ネオンは原子番号10の化学元素で、自然界には^20Ne、^21Ne、^22Neの3つの安定同位体が存在する。^{[ 41 ]}

ネオンは単原子ガスです。最外殻電子が8個揃っており、電子の除去に非常に強く、容易に電子を受け入れないため、実質的に不活性です。希ガスの一つに分類されます。

ネオンは地球上では比較的希少だが、宇宙では5番目に豊富な元素であり、恒星内部のアルファ過程で生成される。地球上では、液体空気の分留によって得られ、大気中には体積比で約18ppmの濃度で存在する。ネオンには既知の生物学的役割はない。

ネオンは、低圧放電管やネオン看板で見られる独特のオレンジがかった赤色の発光で最もよく知られており、これは1910年にジョルジュ・クロードによって初めて実証されました。ネオンはまた、高電圧表示器、避雷器、プラズマスクリーン、極低温冷凍（沸点が低いため）、そして一部のレーザーの構成要素としても使用されています。