अवधि 2 तत्व

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एक अवधि 2 तत्व (period 2 element) आवर्त सारणी की दूसरी पंक्ति (या अवधि) में स्थित रासायनिक तत्वों में से एक है। आवर्त सारणी को पंक्तियों में व्यवस्थित किया गया है ताकि तत्वों के परमाणु क्रमांक बढ़ने के साथ उनके रासायनिक व्यवहार में आने वाले आवर्ती (periodic) रुझानों को दर्शाया जा सके; जब रासायनिक व्यवहार दोहराना शुरू होता है तो एक नई पंक्ति शुरू होती है, जिससे समान गुणों वाले तत्वों के स्तंभ बनते हैं।

दूसरी अवधि में लिथियम, बेरिलियम, बोरोन, कार्बन, नाइट्रोजन, ऑक्सीजन, फ्लोरीन और नियॉन तत्व शामिल हैं। परमाणु संरचना के क्वांटम यांत्रिक विवरण में, यह अवधि दूसरे (1=n = 2) कोश के भरने के अनुरूप है, विशेष रूप से इसके 2s और 2p उपकोशों के। अवधि 2 के तत्व (कार्बन, नाइट्रोजन, ऑक्सीजन, फ्लोरीन और नियॉन) अष्टक नियम का पालन करते हैं क्योंकि उन्हें अपने संयोजकता कोश को पूरा करने के लिए आठ इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है (लिथियम और बेरिलियम द्विक नियम का पालन करते हैं, बोरोन इलेक्ट्रॉन न्यून है।), जहाँ अधिकतम आठ इलेक्ट्रॉन समाहित हो सकते हैं: दो 2s कक्षक में और छह 2p उपकोश में।

आवर्ती रुझान

अवधि 2 आवर्त सारणी की पहली अवधि है जिससे आवर्ती रुझान निकाले जा सकते हैं। अवधि 1, जिसमें केवल दो तत्व (हाइड्रोजन और हीलियम) हैं, इतनी छोटी है कि इससे कोई निर्णायक रुझान नहीं निकाला जा सकता है, विशेष रूप से इसलिए क्योंकि ये दो तत्व अन्य s-ब्लॉक तत्वों की तरह व्यवहार नहीं करते हैं।[1][2] अवधि 2 में कहीं अधिक निर्णायक रुझान हैं। अवधि 2 के सभी तत्वों के लिए, जैसे-जैसे परमाणु क्रमांक बढ़ता है, तत्वों की परमाणु त्रिज्या घटती है, विद्युत ऋणात्मकता बढ़ती है, और आयनन ऊर्जा बढ़ती है।[3]

अवधि 2 में आठ तत्वों में से केवल दो धातु (लिथियम और बेरिलियम) हैं, जो संख्या और अनुपात दोनों के आधार पर किसी भी बाद की अवधि की तुलना में कम है। इसमें सभी अवधियों में सबसे अधिक अधातुएं, यानी पांच, भी हैं। अवधि 2 के तत्वों के गुण अक्सर अपने संबंधित समूहों में सबसे चरम होते हैं; उदाहरण के लिए, फ्लोरीन सबसे अधिक प्रतिक्रियाशील हैलोजन है, नियॉन सबसे अक्रिय उत्कृष्ट गैस है,[4] और लिथियम सबसे कम प्रतिक्रियाशील क्षार धातु है।[5]

अवधि 2 के सभी तत्व पूरी तरह से माडेलुंग नियम का पालन करते हैं; अवधि 2 में, लिथियम और बेरिलियम 2s उपकोश को भरते हैं, और बोरोन, कार्बन, नाइट्रोजन, ऑक्सीजन, फ्लोरीन और नियॉन 2p उपकोश को भरते हैं। यह अवधि इस विशेषता को अवधि 1 और 3 के साथ साझा करती है, जिनमें से किसी में भी संक्रमण तत्व या आंतरिक संक्रमण तत्व नहीं होते हैं, जो अक्सर नियम से भिन्न होते हैं।[5]

रासायनिक तत्व ब्लॉक इलेक्ट्रॉन विन्यास
3 Li लिथियम s-ब्लॉक [He] 2s1
4 Be बेरिलियम s-ब्लॉक [He] 2s2
5 B बोरोन p-ब्लॉक [He] 2s2 2p1
6 C कार्बन p-ब्लॉक [He] 2s2 2p2
7 N नाइट्रोजन p-ब्लॉक [He] 2s2 2p3
8 O ऑक्सीजन p-ब्लॉक [He] 2s2 2p4
9 F फ्लोरीन p-ब्लॉक [He] 2s2 2p5
10 Ne नियॉन p-ब्लॉक [He] 2s2 2p6

लिथियम

मुख्य लेख: लिथियम

लिथियम (Li) परमाणु क्रमांक 3 वाली एक क्षार धातु है, जो प्राकृतिक रूप से दो समस्थानिकों: 6Li और 7Li में पाई जाती है। ये दोनों पृथ्वी पर लिथियम की सभी प्राकृतिक उपस्थिति बनाते हैं, हालांकि अन्य समस्थानिकों को संश्लेषित किया गया है। आयनिक यौगिकों में, लिथियम धनावेशित होने के लिए एक इलेक्ट्रॉन खो देता है, जिससे धनायन Li+ बनता है। लिथियम आवर्त सारणी में पहली क्षार धातु है,[note 1] और आवर्त सारणी में किसी भी प्रकार की पहली धातु है।[note 2] मानक तापमान और दबाव पर, लिथियम एक नरम, चांदी-सफेद, अत्यधिक प्रतिक्रियाशील धातु है। 0.564 g⋅cm−3 के घनत्व के साथ, लिथियम सबसे हल्की धातु और सबसे कम घनत्व वाला ठोस तत्व है।[6]

लिथियम बिग बैंग में संश्लेषित कुछ तत्वों में से एक है। लिथियम पृथ्वी पर 31वां सबसे प्रचुर तत्व है,[7] जो वजन के अनुसार 20 से 70 ppm के बीच सांद्रता में पाया जाता है,[8] लेकिन अपनी उच्च प्रतिक्रियाशीलता के कारण यह प्राकृतिक रूप से केवल यौगिकों में पाया जाता है।[8]

लिथियम लवणों का उपयोग फार्माकोलॉजी उद्योग में मूड को स्थिर करने वाली औषधियों के रूप में किया जाता है।[9][10] इनका उपयोग बाइपोलर डिसऑर्डर के उपचार में किया जाता है, जहाँ इनकी भूमिका अवसाद और उन्माद के इलाज में होती है और ये आत्महत्या की संभावनाओं को कम कर सकते हैं।[11] उपयोग किए जाने वाले सबसे सामान्य यौगिक लिथियम कार्बोनेट, Li2CO3, लिथियम साइट्रेट, Li3C6H5O7, लिथियम सल्फेट, Li2SO4, और लिथियम ओरोटेट, LiC5H3N2O4·H2O हैं। लिथियम का उपयोग बैटरियों में एनोड के रूप में भी किया जाता है और एल्युमीनियम, कैडमियम, कॉपर और मैंगनीज के साथ इसके मिश्र धातु का उपयोग विमान के लिए उच्च प्रदर्शन वाले पुर्जे बनाने के लिए किया जाता है, विशेष रूप से स्पेस शटल के बाहरी टैंक के लिए।[6]

बेरिलियम

मुख्य लेख: बेरिलियम

बेरिलियम (Be) परमाणु क्रमांक 4 वाला रासायनिक तत्व है, जो 9Be के रूप में पाया जाता है। मानक तापमान और दबाव पर, बेरिलियम एक मजबूत, स्टील-ग्रे, हल्के वजन वाली, भंगुर, द्विसंयोजक क्षारीय मृदा धातु है, जिसका घनत्व 1.85 g⋅cm−3 है।[12] इसमें सभी हल्की धातुओं में सबसे अधिक गलनांक में से एक है। बेरिलियम का सबसे सामान्य समस्थानिक 9Be है, जिसमें 4 प्रोटॉन और 5 न्यूट्रॉन होते हैं। यह प्राकृतिक रूप से पाए जाने वाले सभी बेरिलियम का लगभग 100% बनाता है और इसका एकमात्र स्थिर समस्थानिक है; हालांकि अन्य समस्थानिकों को संश्लेषित किया गया है। आयनिक यौगिकों में, बेरिलियम धनायन, Be2+ बनाने के लिए अपने दो संयोजकता इलेक्ट्रॉन खो देता है।

बिग बैंग के दौरान बेरिलियम की थोड़ी मात्रा संश्लेषित की गई थी, हालांकि इसका अधिकांश हिस्सा क्षय हो गया या कार्बन, नाइट्रोजन या ऑक्सीजन जैसे बड़े नाभिक बनाने के लिए आगे प्रतिक्रिया की। बेरिलियम 4000 ज्ञात खनिजों में से 100 का एक घटक है, जैसे बर्ट्रैंडाइट, Be4Si2O7(OH)2, बेरिल, Al2Be3Si6O18, क्राइसोबेरिल, Al2BeO4, और फेनाइट, Be2SiO4। बेरिल के कीमती रूप एक्वामरीन, लाल बेरिल और पन्ना हैं। व्यावसायिक रूप से उपयोग किए जाने वाले बेरिलियम के सबसे सामान्य स्रोत बेरिल और बर्ट्रैंडाइट हैं और इसके उत्पादन में मैंगनीज धातु के साथ बेरिलियम फ्लोराइड का अपचयन या पिघले हुए बेरिलियम क्लोराइड का विद्युत अपघटन शामिल है, जिसमें कुछ सोडियम क्लोराइड होता है क्योंकि बेरिलियम क्लोराइड विद्युत का खराब सुचालक है।[12]

अपनी कठोरता, हल्के वजन और व्यापक तापमान सीमा पर आयामी स्थिरता के कारण, बेरिलियम धातु का उपयोग विमान, मिसाइलों और संचार उपग्रहों में एक संरचनात्मक सामग्री के रूप में किया जाता है।[12] इसका उपयोग बेरिलियम कॉपर में एक मिश्र धातु एजेंट के रूप में किया जाता है, जिसका उपयोग इसकी उच्च विद्युत और ताप चालकता के कारण विद्युत घटक बनाने के लिए किया जाता है।[13] बेरिलियम की चादरों का उपयोग एक्स-रे डिटेक्टरों में दृश्य प्रकाश को फ़िल्टर करने और केवल एक्स-रे को गुजरने देने के लिए किया जाता है।[12] इसका उपयोग परमाणु रिएक्टरों में न्यूट्रॉन मॉडरेटर के रूप में किया जाता है क्योंकि हल्के नाभिक भारी नाभिक की तुलना में न्यूट्रॉन को धीमा करने में अधिक प्रभावी होते हैं।[12] बेरिलियम का कम वजन और उच्च कठोरता इसे लाउडस्पीकर में ट्वीटर के निर्माण में भी उपयोगी बनाती है।[14]

बेरिलियम और बेरिलियम यौगिकों को कैंसर पर अनुसंधान के लिए अंतर्राष्ट्रीय एजेंसी द्वारा समूह 1 कार्सिनोजेन्स के रूप में वर्गीकृत किया गया है; वे जानवरों और मनुष्यों दोनों के लिए कार्सिनोजेनिक हैं।[15] क्रोनिक बेरिलियोसिस एक फुफ्फुसीय और प्रणालीगत ग्रैनुलोमैटस बीमारी है जो बेरिलियम के संपर्क में आने से होती है। 1% – 15% लोग बेरिलियम के प्रति संवेदनशील होते हैं और उनमें उनके श्वसन प्रणाली और त्वचा में एक भड़काऊ प्रतिक्रिया विकसित हो सकती है, जिसे क्रोनिक बेरिलियम रोग या बेरिलियोसिस कहा जाता है। शरीर की प्रतिरक्षा प्रणाली बेरिलियम को विदेशी कणों के रूप में पहचानती है और उनके खिलाफ हमला करती है, आमतौर पर फेफड़ों में जहाँ वे सांस के साथ अंदर लिए जाते हैं। इससे बुखार, थकान, कमजोरी, रात में पसीना आना और सांस लेने में कठिनाई हो सकती है।[16]

बोरोन

मुख्य लेख: बोरोन

बोरोन (B) परमाणु क्रमांक 5 वाला रासायनिक तत्व है, जो 10B और 11B के रूप में पाया जाता है। मानक तापमान और दबाव पर, बोरोन एक त्रिसंयोजक उपधातु है जिसके कई अलग-अलग अपरूप हैं। अक्रिस्टलीय बोरोन एक भूरा पाउडर है जो कई रासायनिक प्रतिक्रियाओं के उत्पाद के रूप में बनता है। क्रिस्टलीय बोरोन एक बहुत ही कठोर, काला पदार्थ है जिसका गलनांक उच्च होता है और यह कई बहुरूपों में मौजूद होता है: दो रम्बोहेड्रल रूप, α-बोरोन और β-बोरोन जिनमें रम्बोहेड्रल इकाई सेल में क्रमशः 12 और 106.7 परमाणु होते हैं, और 50-परमाणु टेट्रागोनल बोरोन सबसे आम हैं। बोरोन का घनत्व 2.34−3 है।[17] बोरोन का सबसे सामान्य समस्थानिक 80.22% पर 11B है, जिसमें 5 प्रोटॉन और 6 न्यूट्रॉन होते हैं। दूसरा सामान्य समस्थानिक 19.78% पर 10B है, जिसमें 5 प्रोटॉन और 5 न्यूट्रॉन होते हैं।[18] ये बोरोन के एकमात्र स्थिर समस्थानिक हैं; हालांकि अन्य समस्थानिकों को संश्लेषित किया गया है। बोरोन अन्य अधातुओं के साथ सहसंयोजक बंधन बनाता है और इसकी ऑक्सीकरण अवस्था 1, 2, 3 और 4 होती है।[19][20][21] बोरोन प्राकृतिक रूप से मुक्त तत्व के रूप में नहीं, बल्कि बोरेट जैसे यौगिकों में पाया जाता है। बोरोन के सबसे सामान्य स्रोत टूरमैलाइन, बोरेक्स, Na2B4O5(OH)4·8H2O, और केर्नाइट, Na2B4O5(OH)4·2H2O हैं।[17] शुद्ध बोरोन प्राप्त करना कठिन है। इसे बोरोन ट्राइऑक्साइड, B2O3 के मैंगनीज अपचयन के माध्यम से बनाया जा सकता है। यह ऑक्साइड बोरिक एसिड, B(OH)3 को पिघलाकर बनाया जाता है, जो बदले में बोरेक्स से प्राप्त होता है। शुद्ध बोरोन की थोड़ी मात्रा हाइड्रोजन गैस में गर्म टैंटलम तार पर बोरोन ब्रोमाइड, BBr3 के तापीय अपघटन द्वारा बनाई जा सकती है, जो एक उत्प्रेरक के रूप में कार्य करता है।[17] बोरोन के सबसे व्यावसायिक रूप से महत्वपूर्ण स्रोत हैं: सोडियम टेट्राबोरेट पेंटाहाइड्रेट, Na2B4O7 · 5H2O, जिसका उपयोग बड़ी मात्रा में इंसुलेटिंग फाइबरग्लास बनाने में किया जाता है और सोडियम परबोरेट ब्लीच; बोरोन कार्बाइड, एक सिरेमिक सामग्री, का उपयोग कवच सामग्री बनाने के लिए किया जाता है, विशेष रूप से सैनिकों और पुलिस अधिकारियों के लिए बुलेटप्रूफ जैकेट में; ऑर्थोबोरिक एसिड, H3BO3 या बोरिक एसिड, का उपयोग कपड़ा फाइबरग्लास और फ्लैट पैनल डिस्प्ले के उत्पादन में किया जाता है; सोडियम टेट्राबोरेट डेकाहाइड्रेट, Na2B4O7 · 10H2O या बोरेक्स, का उपयोग चिपकने वाले पदार्थों के उत्पादन में किया जाता है; और समस्थानिक बोरोन-10 का उपयोग परमाणु रिएक्टरों के लिए नियंत्रण के रूप में, परमाणु विकिरण के लिए ढाल के रूप में, और न्यूट्रॉन का पता लगाने के लिए उपयोग किए जाने वाले उपकरणों में किया जाता है।[18]

बोरोन एक आवश्यक पादप सूक्ष्म पोषक तत्व है, जो कोशिका भित्ति की मजबूती और विकास, कोशिका विभाजन, बीज और फल विकास, शर्करा परिवहन और हार्मोन विकास के लिए आवश्यक है।[22] हालांकि, 1.0 ppm से अधिक की उच्च मिट्टी सांद्रता पत्तियों में परिगलन (necrosis) और खराब विकास का कारण बन सकती है। 0.8 ppm जितना कम स्तर भी उन पौधों में इन लक्षणों को प्रकट कर सकता है जो विशेष रूप से बोरोन-संवेदनशील हैं। अधिकांश पौधे, यहाँ तक कि वे भी जो मिट्टी में बोरोन के प्रति सहनशील हैं, बोरोन के स्तर 1.8 ppm से अधिक होने पर बोरोन विषाक्तता के लक्षण दिखाएंगे।[18] जानवरों में, बोरोन एक अल्ट्राट्रेस तत्व है; मानव आहार में, दैनिक सेवन 2.1 से 4.3 mg बोरोन/kg शरीर के वजन (bw)/दिन तक होता है।[23] इसका उपयोग ऑस्टियोपोरोसिस और गठिया की रोकथाम और उपचार के लिए एक पूरक के रूप में भी किया जाता है।[24]

कार्बन

मुख्य लेख: कार्बन

कार्बन परमाणु क्रमांक 6 वाला रासायनिक तत्व है, जो 12C, 13C और 14C के रूप में पाया जाता है।[25] मानक तापमान और दबाव पर, कार्बन एक ठोस है, जो कई अलग-अलग अपरूपों में पाया जाता है, जिनमें से सबसे सामान्य ग्रेफाइट, हीरा, फुलरीन और अक्रिस्टलीय कार्बन हैं।[25] ग्रेफाइट एक नरम, हेक्सागोनल क्रिस्टलीय, अपारदर्शी काला उपधातु है जिसमें बहुत अच्छे सुचालक और ऊष्मप्रवैगिकी रूप से स्थिर गुण होते हैं। हालांकि हीरा एक अत्यधिक पारदर्शी रंगहीन क्यूबिक क्रिस्टल है जिसमें खराब सुचालक गुण होते हैं, यह सबसे कठोर ज्ञात प्राकृतिक रूप से पाया जाने वाला खनिज है और सभी रत्नों में इसका अपवर्तनांक सबसे अधिक है। हीरे और ग्रेफाइट की क्रिस्टल जाली संरचना के विपरीत, फुलरीन अणु हैं, जिनका नाम रिचर्ड बकमिंस्टर फुलर के नाम पर रखा गया है, जिनकी वास्तुकला से ये अणु मिलते-जुलते हैं। कई अलग-अलग फुलरीन हैं, जिनमें सबसे व्यापक रूप से ज्ञात "बकीबॉल" C60 है। फुलरीन के बारे में बहुत कम जानकारी है और वे वर्तमान में शोध का विषय हैं।[25] अक्रिस्टलीय कार्बन भी है, जो बिना किसी क्रिस्टलीय संरचना वाला कार्बन है।[26] खनिज विज्ञान में, इस शब्द का उपयोग कालिख और कोयला को संदर्भित करने के लिए किया जाता है, हालांकि ये वास्तव में अक्रिस्टलीय नहीं हैं क्योंकि इनमें ग्रेफाइट या हीरे की थोड़ी मात्रा होती है।[27][28] 98.9% पर कार्बन का सबसे सामान्य समस्थानिक 12C है, जिसमें छह प्रोटॉन और छह न्यूट्रॉन होते हैं।[29] 13C भी स्थिर है, जिसमें छह प्रोटॉन और सात न्यूट्रॉन होते हैं, 1.1% पर।[29] 14C की थोड़ी मात्रा भी प्राकृतिक रूप से पाई जाती है लेकिन यह समस्थानिक रेडियोधर्मी है और 5730 वर्षों के अर्ध-आयु के साथ क्षय होता है; इसका उपयोग रेडियोकार्बन डेटिंग के लिए किया जाता है।[30] कार्बन के अन्य समस्थानिकों को भी संश्लेषित किया गया है। कार्बन अन्य अधातुओं के साथ −4, −2, +2 या +4 की ऑक्सीकरण अवस्था के साथ सहसंयोजक बंधन बनाता है।[25]

कार्बन हाइड्रोजन, हीलियम और ऑक्सीजन के बाद द्रव्यमान के आधार पर ब्रह्मांड में चौथा सबसे प्रचुर तत्व है[31] और ऑक्सीजन के बाद द्रव्यमान के आधार पर मानव शरीर में दूसरा सबसे प्रचुर तत्व है,[32] परमाणुओं की संख्या के आधार पर तीसरा सबसे प्रचुर तत्व है।[33] कार्बन की C–C बंधों की लंबी स्थिर श्रृंखला बनाने की क्षमता के कारण कार्बन युक्त यौगिकों की संख्या लगभग अनंत है।[34][35] सबसे सरल कार्बन युक्त अणु हाइड्रोकार्बन हैं, जिनमें कार्बन और हाइड्रोजन होते हैं,[34] हालांकि उनमें कभी-कभी कार्यात्मक समूह में अन्य तत्व भी होते हैं। हाइड्रोकार्बन का उपयोग जीवाश्म ईंधन के रूप में और प्लास्टिक और पेट्रोकेमिकल्स के निर्माण के लिए किया जाता है। सभी कार्बनिक यौगिक, जो जीवन के लिए आवश्यक हैं, में कम से कम कार्बन का एक परमाणु होता है।[34][35] जब ऑक्सीजन और हाइड्रोजन के साथ जोड़ा जाता है, तो कार्बन कई महत्वपूर्ण जैविक यौगिकों के समूह बना सकता है[35] जिनमें शर्करा, लिग्नन, काइटिन, अल्कोहल, वसा, और सुगंधित एस्टर, कैरोटीनॉयड और टेरपीन शामिल हैं। नाइट्रोजन के साथ यह अल्कलॉइड बनाता है, और इसके साथ सल्फर के जुड़ने पर यह एंटीबायोटिक, अमीनो एसिड, और रबर उत्पाद भी बनाता है। इन अन्य तत्वों में फास्फोरस के जुड़ने के साथ, यह DNA और RNA, जीवन के रासायनिक-कोड वाहक, और एडेनोसिन ट्राइफॉस्फेट (ATP), सभी जीवित कोशिकाओं में सबसे महत्वपूर्ण ऊर्जा-हस्तांतरण अणु बनाता है।[35]

नाइट्रोजन

मुख्य लेख: नाइट्रोजन

नाइट्रोजन परमाणु क्रमांक 7, प्रतीक N और परमाणु द्रव्यमान 14.00674 u वाला रासायनिक तत्व है। तात्विक नाइट्रोजन मानक स्थितियों पर एक रंगहीन, गंधहीन, स्वादहीन और अधिकांशतः अक्रिय द्विपरमाणुक गैस है, जो पृथ्वी के वायुमंडल का आयतन के अनुसार 78.08% है। तत्व नाइट्रोजन की खोज स्कॉटिश चिकित्सक डैनियल रदरफोर्ड ने 1772 में हवा के एक अलग करने योग्य घटक के रूप में की थी।[36] यह प्राकृतिक रूप से दो समस्थानिकों के रूप में पाया जाता है: नाइट्रोजन-14 और नाइट्रोजन-15।[37]

कई औद्योगिक रूप से महत्वपूर्ण यौगिक, जैसे अमोनिया, नाइट्रिक एसिड, कार्बनिक नाइट्रेट (प्रणोदक और विस्फोटक), और साइनाइड, में नाइट्रोजन होता है। तात्विक नाइट्रोजन में अत्यधिक मजबूत बंधन नाइट्रोजन रसायन विज्ञान पर हावी है, जिससे जीवों और उद्योग दोनों के लिए N2 अणु को उपयोगी यौगिकों में बदलने के लिए बंधन को तोड़ने में कठिनाई होती है, लेकिन साथ ही जब यौगिक जलते हैं, विस्फोट करते हैं, या वापस नाइट्रोजन गैस में क्षय होते हैं तो बड़ी मात्रा में अक्सर उपयोगी ऊर्जा निकलती है।

नाइट्रोजन सभी जीवित जीवों में पाया जाता है, और नाइट्रोजन चक्र हवा से जीवमंडल और कार्बनिक यौगिकों में, फिर वापस वायुमंडल में तत्व की गति का वर्णन करता है। कृत्रिम रूप से उत्पादित नाइट्रेट औद्योगिक उर्वरकों के प्रमुख घटक हैं, और जल प्रणालियों के यूट्रोफिकेशन का कारण बनने वाले प्रमुख प्रदूषक भी हैं। नाइट्रोजन अमीनो एसिड और इस प्रकार प्रोटीन का, और न्यूक्लिक एसिड (DNA और RNA) का एक घटक तत्व है। यह लगभग सभी न्यूरोट्रांसमीटरों की रासायनिक संरचना में रहता है, और अल्कलॉइडों का एक परिभाषित घटक है, जो कई जीवों द्वारा उत्पादित जैविक अणु हैं।[38]

ऑक्सीजन

मुख्य लेख: ऑक्सीजन

ऑक्सीजन परमाणु क्रमांक 8 वाला रासायनिक तत्व है, जो ज्यादातर 16O के रूप में पाया जाता है, लेकिन 17O और 18O के रूप में भी पाया जाता है।

द्रव्यमान के आधार पर ऑक्सीजन ब्रह्मांड में तीसरा सबसे आम तत्व है (हालाँकि कार्बन परमाणुओं की संख्या अधिक है, लेकिन प्रत्येक कार्बन परमाणु हल्का होता है)। यह अत्यधिक विद्युत-ऋणात्मक (electronegative) और अधात्विक है, जो आमतौर पर बहुत कम तापमान तक द्विपरमाणुक (diatomic) गैस के रूप में रहता है। अधात्विक तत्वों में केवल फ्लोरीन ही इससे अधिक अभिक्रियाशील है। इसमें पूर्ण अष्टक (octet) से दो इलेक्ट्रॉन कम होते हैं और यह आसानी से अन्य तत्वों से इलेक्ट्रॉन ले लेता है। यह कमरे के तापमान पर क्षार धातुओं (alkali metals) और सफेद फास्फोरस के साथ हिंसक रूप से अभिक्रिया करता है और मैग्नीशियम से भारी क्षार मृदा धातुओं के साथ कम हिंसक रूप से अभिक्रिया करता है। उच्च तापमान पर यह अधिकांश अन्य धातुओं और कई अधातुओं (हाइड्रोजन, कार्बन और सल्फर सहित) को जला देता है। कई ऑक्साइड अत्यंत स्थिर पदार्थ होते हैं जिन्हें विघटित करना कठिन होता है—जैसे जल, कार्बन डाइऑक्साइड, एल्यूमिना, सिलिका, और आयरन ऑक्साइड (बाद वाला अक्सर जंग के रूप में दिखाई देता है)। ऑक्सीजन उन पदार्थों का हिस्सा है जिन्हें धातुओं और ऑक्सीजन युक्त अम्लों के कुछ लवणों (नाइट्रेट, सल्फेट, फॉस्फेट, सिलिकेट और कार्बोनेट) के रूप में सबसे अच्छी तरह वर्णित किया जा सकता है।

ऑक्सीजन सभी जीवन के लिए आवश्यक है। पौधे और फाइटोप्लांकटन सूर्य के प्रकाश की उपस्थिति में कार्बन डाइऑक्साइड और जल (दोनों ऑक्साइड) का प्रकाश संश्लेषण करते हैं ताकि ऑक्सीजन के उत्सर्जन के साथ शर्करा (sugars) बन सके। इसके बाद शर्करा को सेलूलोज़ और (नाइट्रोजन और अक्सर सल्फर के साथ) प्रोटीन और जीवन के अन्य आवश्यक पदार्थों में बदल दिया जाता है। जानवर, विशेष रूप से, लेकिन कवक और बैक्टीरिया भी अंततः भोजन और ऑक्सीजन के लिए प्रकाश संश्लेषण करने वाले पौधों और फाइटोप्लांकटन पर निर्भर होते हैं।

अग्नि कार्बन और हाइड्रोजन के यौगिकों को जल और कार्बन डाइऑक्साइड में ऑक्सीकृत करने के लिए ऑक्सीजन का उपयोग करती है (हालाँकि अन्य तत्व भी शामिल हो सकते हैं), चाहे वह अनियंत्रित आग हो जो इमारतों और जंगलों को नष्ट कर देती है, या इंजनों के भीतर नियंत्रित आग, या वह आग जो टर्बाइनों से विद्युत ऊर्जा की आपूर्ति करती है, इमारतों को गर्म रखने के लिए ऊष्मा प्रदान करती है, या वह प्रेरक बल जो वाहनों को चलाता है।

ऑक्सीजन पृथ्वी के वायुमंडल का लगभग 21% हिस्सा बनाती है; यह पूरी ऑक्सीजन प्रकाश संश्लेषण का परिणाम है। शुद्ध ऑक्सीजन का उपयोग उन लोगों के चिकित्सीय उपचार में किया जाता है जिन्हें सांस लेने में कठिनाई होती है। अत्यधिक ऑक्सीजन विषाक्त होती है।

ऑक्सीजन को मूल रूप से अम्लों के निर्माण से जोड़ा गया था—जब तक कि यह नहीं दिखाया गया कि कुछ अम्लों में ऑक्सीजन नहीं होती है। ऑक्सीजन का नाम अम्लों के निर्माण के कारण पड़ा, विशेष रूप से अधातुओं के साथ। कुछ अधातुओं के कुछ ऑक्साइड अत्यधिक अम्लीय होते हैं, जैसे सल्फर ट्राइऑक्साइड, जो जल के संपर्क में आने पर सल्फ्यूरिक अम्ल बनाता है। धातुओं के साथ अधिकांश ऑक्साइड क्षारीय होते हैं, कुछ अत्यधिक, जैसे पोटेशियम ऑक्साइड। कुछ धात्विक ऑक्साइड उभयधर्मी (amphoteric) होते हैं, जैसे एल्यूमीनियम ऑक्साइड, जिसका अर्थ है कि वे अम्लों और क्षारों दोनों के साथ अभिक्रिया कर सकते हैं।

हालाँकि ऑक्सीजन सामान्य रूप से एक द्विपरमाणुक गैस है, ऑक्सीजन ओजोन नामक एक अपरूप (allotrope) बना सकती है। ओजोन एक त्रिपरमाणुक गैस है जो ऑक्सीजन से भी अधिक अभिक्रियाशील है। नियमित द्विपरमाणुक ऑक्सीजन के विपरीत, ओजोन एक विषाक्त पदार्थ है जिसे आमतौर पर प्रदूषक माना जाता है। ऊपरी वायुमंडल में, कुछ ऑक्सीजन ओजोन बनाती है जिसमें ओजोन परत के भीतर खतरनाक पराबैंगनी किरणों को अवशोषित करने का गुण होता है। ओजोन परत के निर्माण से पहले स्थलीय जीवन असंभव था।

फ्लोरीन

मुख्य लेख: Fluorine

फ्लोरीन परमाणु क्रमांक 9 वाला रासायनिक तत्व है। यह प्राकृतिक रूप से अपने एकमात्र स्थिर रूप 19F में पाया जाता है।[39]

फ्लोरीन सामान्य परिस्थितियों में और बहुत कम तापमान तक एक हल्के पीले रंग की, द्विपरमाणुक गैस है। प्रत्येक परमाणु में अत्यधिक स्थिर अष्टक से एक इलेक्ट्रॉन कम होने के कारण, फ्लोरीन के अणु इतने अस्थिर होते हैं कि वे आसानी से टूट जाते हैं, और मुक्त फ्लोरीन परमाणु लगभग किसी भी अन्य तत्व से एकल इलेक्ट्रॉन छीनने की प्रवृत्ति रखते हैं। फ्लोरीन सभी तत्वों में सबसे अधिक अभिक्रियाशील है, और यह ऑक्सीजन को फ्लोरीन से बदलने के लिए कई ऑक्साइडों पर भी हमला करता है। फ्लोरीन सिलिका पर भी हमला करता है, जो प्रबल अम्लों के परिवहन के लिए पसंदीदा सामग्रियों में से एक है, और एस्बेस्टस को जला देता है। यह साधारण नमक पर हमला करता है, जो सबसे स्थिर यौगिकों में से एक है, जिससे क्लोरीन मुक्त होती है। यह प्रकृति में कभी भी संयुक्त अवस्था में नहीं पाया जाता है और लगभग कभी भी लंबे समय तक असंबद्ध नहीं रहता है। यदि तरल या गैसीय अवस्था में हो तो यह हाइड्रोजन को एक साथ जला देता है—यहाँ तक कि परम शून्य (absolute zero) के करीब के तापमान पर भी।[40] इसे किसी भी यौगिक से अलग करना, और असंबद्ध रखना तो दूर, अत्यंत कठिन है।

फ्लोरीन गैस अत्यंत खतरनाक है क्योंकि यह जीवित मांस सहित लगभग सभी कार्बनिक पदार्थों पर हमला करती है। इसके द्वारा बनाए गए कई द्विआधारी यौगिक (जिन्हें फ्लोराइड कहा जाता है) स्वयं अत्यधिक विषाक्त होते हैं, जिनमें घुलनशील फ्लोराइड और विशेष रूप से हाइड्रोजन फ्लोराइड शामिल हैं। फ्लोरीन कई तत्वों के साथ बहुत मजबूत बंधन बनाता है। सल्फर के साथ यह अत्यंत स्थिर और रासायनिक रूप से निष्क्रिय सल्फर हेक्साफ्लोराइड बना सकता है; कार्बन के साथ यह टेफ्लॉन नामक अद्भुत सामग्री बना सकता है जो उच्च गलनांक और घर्षण के बहुत कम गुणांक वाला एक स्थिर और गैर-दहनशील ठोस है, जो इसे खाना पकाने के पैन और रेनकोट के लिए एक उत्कृष्ट अस्तर बनाता है। फ्लोरीन-कार्बन यौगिकों में कुछ अद्वितीय प्लास्टिक शामिल हैं। इसका उपयोग टूथपेस्ट बनाने में एक अभिकारक के रूप में भी किया जाता है।

नियॉन

मुख्य लेख: Neon

नियॉन परमाणु क्रमांक 10 वाला रासायनिक तत्व है, जो प्राकृतिक रूप से तीन स्थिर समस्थानिकों (isotopes) के रूप में पाया जाता है: 20Ne, 21Ne और 22Ne।[41]

नियॉन एक एकपरमाणुक गैस (monatomic gas) है। बाहरी इलेक्ट्रॉनों के पूर्ण अष्टक के साथ, यह इलेक्ट्रॉन निष्कासन के प्रति अत्यधिक प्रतिरोधी है और आसानी से इलेक्ट्रॉन स्वीकार नहीं करता है, जिससे यह प्रभावी रूप से निष्क्रिय हो जाता है। इसे उत्कृष्ट गैसों (noble gases) में से एक के रूप में वर्गीकृत किया गया है।

हालाँकि पृथ्वी पर अपेक्षाकृत दुर्लभ है, नियॉन ब्रह्मांड में पांचवां सबसे प्रचुर तत्व है, जो तारों में अल्फा प्रक्रिया के दौरान बनता है। पृथ्वी पर इसे तरल हवा के प्रभाजी आसवन (fractional distillation) द्वारा प्राप्त किया जाता है, जहाँ यह वायुमंडल में आयतन के अनुसार लगभग 18 ppm पर मौजूद होता है। नियॉन की कोई ज्ञात जैविक भूमिका नहीं है।

यह तत्व कम दबाव वाली गैस-डिस्चार्ज ट्यूबों और नियॉन विज्ञापन संकेतों में अपनी विशिष्ट नारंगी-लाल चमक के लिए सबसे प्रसिद्ध है, जिसे पहली बार 1910 में जॉर्जेस क्लाउड द्वारा प्रदर्शित किया गया था। नियॉन का उपयोग उच्च-वोल्टेज संकेतकों, तड़ित चालकों (lightning arresters), प्लाज्मा स्क्रीन, क्रायोजेनिक प्रशीतन (इसके कम क्वथनांक के कारण), और कुछ लेज़रों में एक घटक के रूप में भी किया जाता है।

नोट्स

  1. ↑ हाइड्रोजन को कभी-कभी क्षार धातु के रूप में संदर्भित किया जाता है, हालांकि यह दुर्लभ है।
  2. ↑ नोट 1 देखें।

संदर्भ

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बाहरी कड़ियाँ

  • Periodic table row 2

स्रोत: अंग्रेज़ी विकिपीडिया के "Period 2 element" लेख पर आधारित। मूल लेख: https://en.wikipedia.org/wiki/Period_2_element यह लेख स्वचालित रूप से तैयार किया गया है।

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