Unsur periode 2

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Lompat ke: navigasi, cari
Periode 2 dalam tabel periodik
Hydrogen (diatomic nonmetal)
Helium (noble gas)
Litium (alkali metal)
Berilium (alkaline earth metal)
Boron (metalloid)
Karbon (polyatomic nonmetal)
Nitrogen (diatomic nonmetal)
Oksigen (diatomic nonmetal)
Fluor (diatomic nonmetal)
Neon (noble gas)
Natrium (alkali metal)
Magnesium (alkaline earth metal)
Aluminium (post-transition metal)
Silikon (metalloid)
Fosfor (polyatomic nonmetal)
Belerang (polyatomic nonmetal)
Klor (diatomic nonmetal)
Argon (noble gas)
Kalium (alkali metal)
Kalsium (alkaline earth metal)
Skandium (transition metal)
Titanium (transition metal)
Vanadium (transition metal)
Kromium (transition metal)
Mangan (transition metal)
Besi (transition metal)
Kobalt (transition metal)
Nikel (transition metal)
Tembaga (transition metal)
Seng (transition metal)
Galium (post-transition metal)
Germanium (metalloid)
Arsenik (metalloid)
Selenium (polyatomic nonmetal)
Bromin (diatomic nonmetal)
Kripton (noble gas)
Rubidium (alkali metal)
Stronsium (alkaline earth metal)
Itrium (transition metal)
Zirkonium (transition metal)
Niobium (transition metal)
Molibdenum (transition metal)
Teknesium (transition metal)
Rutenium (transition metal)
Rodium (transition metal)
Paladium (transition metal)
Perak (transition metal)
Kadmium (transition metal)
Indium (post-transition metal)
Timah (post-transition metal)
Antimon (metalloid)
Telurium (metalloid)
Yodium (diatomic nonmetal)
Xenon (noble gas)
Sesium (alkali metal)
Barium (alkaline earth metal)
Lantanum (lanthanide)
Serium (lanthanide)
Praseodimium (lanthanide)
Neodimium (lanthanide)
Prometium (lanthanide)
Samarium (lanthanide)
Europium (lanthanide)
Gadolinium (lanthanide)
Terbium (lanthanide)
Disprosium (lanthanide)
Holmium (lanthanide)
Erbium (lanthanide)
Tulium (lanthanide)
Iterbium (lanthanide)
Lutesium (lanthanide)
Hafnium (transition metal)
Tantalum (transition metal)
Tungsten (transition metal)
Renium (transition metal)
Osmium (transition metal)
Iridium (transition metal)
Platinum (transition metal)
Emas (transition metal)
Raksa (transition metal)
Talium (post-transition metal)
Timbal (post-transition metal)
Bismut (post-transition metal)
Polonium (post-transition metal)
Astatin (metalloid)
Radon (noble gas)
Fransium (alkali metal)
Radium (alkaline earth metal)
Aktinium (actinide)
Torium (actinide)
Protaktinium (actinide)
Uranium (actinide)
Neptunium (actinide)
Plutonium (actinide)
Amerisium (actinide)
Kurium (actinide)
Berkelium (actinide)
Kalifornium (actinide)
Einsteinium (actinide)
Fermium (actinide)
Mendelevium (actinide)
Nobelium (actinide)
Lawrensium (actinide)
Ruterfordium (transition metal)
Dubnium (transition metal)
Seaborgium (transition metal)
Bohrium (transition metal)
Hasium (transition metal)
Meitnerium (unknown chemical properties)
Darmstadtium (unknown chemical properties)
Roentgenium (unknown chemical properties)
Kopernisium (transition metal)
Nihonium (unknown chemical properties)
Flerovium (post-transition metal)
Moskovium (unknown chemical properties)
Livermorium (unknown chemical properties)
Tenesin (unknown chemical properties)
Oganeson (unknown chemical properties)

Unsur-unsur periode 2 adalah unsur-unsur kimia yang terletak pada baris (atau periode) kedua pada tabel periodik. Tabel periodik disusun berdasarkan baris untuk menggambarkan keberulangan tren (periodik) perilaku kimia unsur-unsur seiring dengan kenaikan nomor atom; baris baru dimulai ketika perilaku kimia mulai berulang, menghasilkan kolom unsur-unsur dengan kesamaan sifat kimia.

Periode kedua mengandung unsur-unsur litium, berilium, boron, karbon, nitrogen, oksigen, fluor, dan neon. Situasi ini dapat dijelaskan dengan teori modern struktur atom. Dalam penjelasan mekanika kuantum tentang struktur atom, periode ini terkait dengan pengisian orbital 2s dan 2p. Unsur-unsur periode 2 mematuhi kaidah oktet yang artinya mereka memerlukan delapan elektron untuk melengkapi kulit valensinya. Jumlah elektron maksimum yang dapat ditampung unsur-unsur ini adalah sepuluh, dua dalam orbital 1s, dua dalam orbital 2s dan enam dalam orbital 2p. Seluruh unsur dalam periode ini dapat membentuk molekul diatomik kecuali berilium dan neon.

Tren periodik[sunting | sunting sumber]

Jari-jari atom hitung unsur-unsur periode 2 dalam pikometer.
Tren energi ionisasi pertama unsur-unsur periode 2 dalam kJ/mol.
Tren elektronegativitas unsur-unsur periode 2 dalam skala Pauling.

Periode 2 adalah periode pertama dalam tabel periodik yang dapat ditarik tren periodiknya. Periode 1, yang hanya berisi dua unsur (hidrogen dan helium) terlalu kecil untuk ditarik kesimpulan trennya, terutama karena kedua unsur tersebut tidak berperilaku seperti layaknya unsur-unsur blok-s lainnya.[1][2] Periode 2 mempunya lebih banyak tren yang dapat digunakan untuk menarik kesimpulan. Untuk unsur-unsur pada periode 2 ini, seiring dengan kenaikan nomor atom, jari-jari atom unsur menurun, elektronegativitas meningkat, dan energi ionisasi meningkat.[3]

Periode 2 hanya memiliki dua unsur logam (litium dan berilium), menjadikannya periode paling sedikit logamnya (periode 1 tidak memiliki unsur logam, tetapi seperti telah dijelaskan sebelumnya, hanya memiliki dua unsur, sehingga tidak mungkin memiliki lebih banyak logam) dan paling banyak nonlogamnya dengan empat unsur nonlogam di dalamnya. Unsur-unsur dalam periode 2 sering mempunyai sifat-sifat ekstrem dalam golongan yang diwakilinya; sebagai contoh, fluor adalah halogen paling reaktif, neon adalah gas mulia yang paling inert, dan litium adalah logam alkali yang paling kurang reaktif.[4]

Seluruh unsur periode 2 mematuhi kaidah Madelung; dalam periode 2, litium dan berilium mengisi subkulit 2s, dan boron, karbon, nitrogen, oksigen, fluor, dan neon mengisi subkulit 2p. Periode ini, sama seperti periode 1 dan 3 tidak mengandung unsur transisi atau unsur transisi dalam, yang seringkali menyimpang dari kaidah Madelung.[4]

Unsur[sunting | sunting sumber]

Unsur kimia Golongan Konfigurasi elektron
3 Li Litium Logam alkali [He] 2s1
4 Be Berilium Logam alkali tanah [He] 2s2
5 B Boron Metaloid [He] 2s2 2p1
6 C Karbon Nonlogam poliatomik [He] 2s2 2p2
7 N Nitrogen Nonlogam diatomik [He] 2s2 2p3
8 O Oksigen Nonlogam diatomik [He] 2s2 2p4
9 F Fluor Nonlogam diatomik [He] 2s2 2p5
10 Ne Neon Gas mulia [He] 2s2 2p6

Litium[sunting | sunting sumber]

Logam litium yang mengambang diatas minyak parafin

Litium adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang Li dan nomor atom 3., merupakan logam alkali yang memiliki dua isotop alami: 6Li dan 7Li. Keduanya terbentuk secara alami di Bumi, meskipun isotop lainnya telah disintesis. Dalam senyawa ionik, litium kehilangan sebuah elektron untuk menjadi bermuatan positif, membentuk kation Li+. Litium adalah logam alkali pertama dalam tabel periodik,[catatan 1] dan merupakan logam pertama dalam tabel periodik.[catatan 2] Pada temperatur dan tekanan standar, litium bersifat lunak, berwarna putih perak, logam yang sangat reaktif. Dengan massa jenis 0,564 g·cm−3, litium adalah logam paling ringan dan unsur padat paling rendah massa jenisnya.[5]

Sesuai teori, litium adalah salah satu dari sedikit unsur yang terbentuk saat Ledakan Dahsyat, menjadikannya suatu unsur primordial. Litium adalah unsur peringkat ke-33 paling melimpah di bumi,[6] yang keberadaannya dalam rentang konsentrasi antara 20 dan 70 ppm berdasarkan berat,[7] tetapi karena reaktivitasnya yang tinggi, ia hanya dijumpai di alam dalam bentuk senyawa.[7]

Garam litium digunakan dalam industri farmasi sebagai obat penstabil suasana hati (bahasa Inggris: mood stabiliser)[8][9] Mereka digunakan dalam pengobatan gangguan bipolar, yang berperan dalam pengobatan depresi dan mania serta mungkin mengurangi kesempatan bunuh diri.[10] Senyawa yang paling umum digunakan adalah litium karbonat, Li2CO3, litium sitrat, Li3C6H5O7, litium sulfat, Li2SO4, dan litium orotat, LiC5H3N2O4·H2O. Litium juga digunakan dalam baterai sebagai anode dan paduannya dengan aluminium, kadmium, tembaga dan mangan digunakan untuk bagian pesawat terbang berkinerja tinggi, yang paling dikenal adalah sebagai tanki eksternal pada pesawat ulang-alik.[5]

Berilium[sunting | sunting sumber]

Potongan besar berilium

Berilium adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang Be dan nomor atom 4. Unsur inj terdapat di alam dalam bentuk 9Be. Pada temperatur dan tekanan standar, berilium adalah logam alkali tanah yang kuat, berwarna abu-abu baja, ringan, rapuh, dan bivalen, dengan massa jenis 1,85 g·cm−3.[11] Ini juga salah satu dari logam ringan dengan titik lebur tertinggi. Isotop berilium yang paling umum adalah 9Be, yang terdiri dari 4 proton dan 5 neutron. Isotop tersebut merupakan penyusun hampir 100% berilium alami dan hanya satu-satunya isotop stabil; namun isotop lain telah disintesis. Dalam senyawa ionik, berilium kehilangan dua elektron valensinya dan membentuk kation, Be2+.

Sejumlah kecil berilium terbentuk selama Ledakan Dahsyat, meskipun sebagian besar darinya meluruh atau bereaksi lebih lanjut untuk membentuk inti yang lebih besar, seperti karbon, nitrogen, atau oksigen. Berilium adalah komponen pembentuk 100 mineral dari 4000 mineral yang dikenal, seperti bertrandit, Be4Si2O7(OH)2, beril, Al2Be3Si6O18, krisoberil, Al2BeO4, dan fenakit, Be2SiO4. Bentuk beril terdahulu adalah akuamarin, beril merah, dan emerald. Sumber utama berilium yang digunakan secara komersial adalah beril dan bertrandit, dan produksinya melibatkan reduksi berilium fluorida dengan logam magnesium atau konduktor listrik.[11]

Sifatnya yang kaku, ringan, dan ukurannya tidak mudah berubah dalam rentang temperatur yang lebar, menjadikan berilium digunakan sebagai bahan struktur untuk pesawat udara, peluru kendali, dan satelit komunikasi.[11] Be digunakan sebagai paduan dalam berilium tembaga, yang digunakan untuk pembuatan komponen listrik karena konduktivitas listrik dan panasnya yang tinggi. [12] Kertas berilium digunakan dalam detektor sinar-X untuk menyaring sinar tampak sehingga yang mencapai detektor hanya sinar-X.[11] Ia juga digunakan sebagai moderator neutron dalam reaktor nuklir karena inti ringan lebih efektif dalam memperlambat neutron daripada inti berat.[11]

Sifat berilium yang ringan dengan kekakuan tinggi juga menjadikannya bermanfaat dalam konstruksi tweeter pada pengeras suara.[13]

Berilium beserta senyawanya dikelompokkan oleh Badan Internasional Penelitian Kanker (IARC) sebagai Golongan 1 karsinogen; yang bersifat karsinogenik baik untuk manusia maupun hewan.[14] Beriliosis adalah penyakit granulomatosa sistemik paru-paru akibat paparan berilium. Antara 1% – 15% orang sensitif berilium dan dapat mengalami reaksi inflamasi pada sistem pernapasan dan kulitnya, yang disebut penyakit berilium kronis atau beriliosis. Sistem kekebalan tubuh mengenali berilium sebagai partikel asing dan melancarkan serangan untuk melawannya, biasanya si dalam paru-paru sebagai tempat berkumpulnya hasil hirupan. Hal ini dapat menyebabkan demam, rasa lelah, lesu, berkeringat di malam hari dan sesak napas.[15]

Boron[sunting | sunting sumber]

Potongan boron

Boron adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang B dan nomor atom 5. Ia hadir dalam bentuk 10B dan 11B. Pada suhu dan tekanan standar, boron berupa metaloid trivalen yang mempunyai beberapa alotrop yang berbeda. Boron amorf berupa serbuk coklat yang terbentuk dari berbagai reaksi kimia. Boron kristal sangat keras, berwarna hitam dengan titik lebur tinggi dan tersedia dalam banyak polimorf: Dua rombohedral, α-boron dan β-boron mengandung 12 dan 106,7 atom per satuan sel rombohedral, dan boron tetragonal 50 atom adalah yang paling umum.

Boron mempunyai massa jenis 2,34 g·cm−3.[16] Isotop boron yang paling umum adalah 11B (80.22%), yang mengandung 5 proton dan 6 neutron. Isotop umum lainnya adalah 10B (19,78%), yang mengandung 5 proton dan 5 neutron.[17] Hanya dua isotop boron di atas yang stabil; namun telah disintesis isotop lainnya. Boron membentuk ikatan kovalen dengan nonlogam lain dan mempunyai tingkat oksidasi 1, 2, 3 dan 4.[18][19][20] Boron tidak ada di alam dalam bentuk unsur bebas, tetapi dalam bentuk senyawa seperti borat. Sumber boron yang umum adalah turmalin, boraks, Na2B4O5(OH)4·8H2O, dan kernit, Na2B4O5(OH)4·2H2O.[16] Sulit untuk memperoleh boron murni. Ia dapat dibuat melalui reduksi boron trioksida, B2O3, menggunakan magnesium. Oksida ini dibuat dengan melebur asam borat, B(OH)3, yang kemudian diperoleh dari boraks. Sejumlah kecil boron murni dapat dibuat melalui dekomposisi termal boron bromida, BBr3, dalam gas hidrogen yang dilewatkan melalui kawat tantalum panas, yang bertindak selaku katalis.[16] Sumber boron komersial paling penting adalah: natrium tetraborat pentahidrat, Na2B4O7·5H2O, yang digunakan dalam pembuatan isolator serat kaca dan pemutih natrium perborat; boron karbida, sebuah bahan keramik, yang digunakan dalam pembuatan bahan senjata, terutama rompi anti peluru untuk tentara dan polisi; asam ortoborat, H3BO3 atau asam borat, digunakan dalam produksi tekstil serat kaca dan flat panel display; natrium tetraborat dekahidrat, Na2B4O7·10H2O atau boraks, digunakan dalam produksi perekat; dan isotop 10B digunakan sebagai pengendali untuk reaktor nuklir, sebagai pelindung radiasi nuklir, dan dalam instrumen yang digunakan untuk deteksi neutron.[17]

Boron adalah mikronutrien esensial untuk tanaman, yang diperlukan dalam penguatan dan pertumbuhan dinding sel, pembelahan sel, perkembangan benih dan buah, transportasi gula, dan perkembangan hormon.[21][22] Namun, konsentrasi tinggi (di atas 1,0 ppm) dalam tanah dapat menyebabkan nekrosis pada daun dan hambatan pertumbuhan. Kadar rendah 0,8 ppm pun dapat memunculkan gejala-gejala tersebut pada tanaman terutama bagi yang peka boron. Bagi sebagian besar tanaman, bahkan yang tidak peka boron, akan menunjukkan gejala keracunan boron ketika kadar boron melebihi 1,8 ppm.[17]

Pada hewan, boron adalah unsur ultrarenik; dalam pangan manusia, asupan harian antara 2,1–4,3 mg boron/kg berat badan (bb)/hari.[23] Boron juga digunakan sebagai suplemen untuk pencegahan dan pengobatan osteoporosis dan artritis.[24]

Karbon[sunting | sunting sumber]

Berlian dan grafit, dua alotrop karbon yang berbeda

Karbon adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang C dan nomor atom 6. Ia hadir dalam bentuk 12C, 13C dan 14C.[25] Pada temperatur dan tekanan standar, karbon berbentuk padat, terdapat dalam beragam alotropi, yang paling umum adalah grafit, intan, fulerena dan karbon amorf.[25] Grafit bersifat lunak, kristal heksagonal, semilogam hitam opak dengan daya hantar yang sangat baik dan stabil secara termodinamika.

Sebaliknya, intan memiliki sifat sangat transparan, memiliki kristal kubik tak berwarna dengan daya hantar sangat lemah. Intan adalah mineral alami paling keras yang dikenal dan memiliki indeks refraksi paling tinggi di antara batu permata.

Berlawanan dengan struktur kisi krisral intan dan grafit, fulerena adalah molekul, dinamakan setelah Richard Buckminster Fuller menyusun arsitektur molekulnya. Terdapat beberapa fulerena yang berbeda, yang paling terkenal adalah "buckeyball" C60. Sedikit yang diketahui tentang fulerena dan saat ini sedang diteliti lebih lanjut.[25]

Ada juga karbon amorf, yaitu karbon tanpa struktur kristal.[26] Dalam mineralogi, istilah ini digunakan untuk merujuk kepada jelaga dan batu bara, meskipun keduanya tidak benar-benar amorf karena mengandung sejumlah kecil grafit atau intan.[27][28] Isotop karbon yang paling umum (98,9%) adalah 12C, dengan enam proton dan enam neutron.[29]

13C juga stabil, dengan enam proton dan tujuh neutron, pada 1,1%.[29] Terdapat pula isotop alami renik 14C tetapi isotop ini bersifat radioaktif dan meluruh dengan waktu paruh 5730 tahun; ini digunakan untuk penanggalan radioķarbon.[30]

Isotop karbon lainnya telah pula disintesis. Karbon membentuk ikatan kovalen dengan nonlogam lainnya, dengan bilangan oksidasi −4, −2, +2 atau +4.[25]

Karbon adalah unsur paling melimpah keempat di alam semesta berdasarkan massa setelah hidrogen, helium dan oksigen[31] dan unsur kedua yang paling melimpah dalam tubuh manusia berdasarkan massa setelah oksigen,[32] urutan ketiga paling melimpah berdasarkan jumlah atom.[33] Hampir tak terhingga jumlah senyawa yang mengandung karbon karena kemampuan karbon membentuk rantai C — C yang panjang lagi stabil.[34][35] Molekul paling sederhana yang mengandung karbon adalah hidrokarbon, yang mengandung karbon dan hidrogen,[34] meskipun kadang-kadang mengandung unsur lain dalam gugus fungsinya. Hidrokarbon digunakan sebagai bahan bakar fosil dan industri plastik dan petrokimia. Semua senyawa organik, yang esensial untuk kehidupan, mengandung sekurang-kurangnya satu atom karbon.[34][35] Ketika bergabung dengan oksigen dan hidrogen, karbon dapat membentuk banyak gugus fungsi yang penting bagi senyawa biologi[35] termasuk gula, lignan, kitin, alkohol, lemak, dan ester aromatik, karotenoid serta terpena. Dengan nitrogen, ia membentuk alkaloid, dan dengan penambahan belerang juga membentuk antibiotika, asam amino, dan produk-produk karet. Dengan penambahan fosfor pada unsur-unsur lain ini, ia membentuk DNA dan RNA, bahan kimia pembawa kide kehidupan, dan adenosin trifosfat (ATP), molekul pemindah energi paling penting dalam seluruh sel hidup.[35]

Nitrogen[sunting | sunting sumber]

Nitrogen cair yang dituangkan

Nitrogen adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang N dan nomor atom 7. Ia memiliki massa atom 14,00674 sma. Nitrogen elementer tak berwarna, tak berbau, tak berasa dan sebagian besar berbentuk gas diatomik inert pada kondisi standard, menyusun 78,08% atmosfer bumi berdasarkan volume. Unsur nitrogen ditemukan sebagai komponen udara yang terpisah oleh fisikawan Skotlandia Daniel Rutherford, pada 1772.[36] Unsur tersebut terjadi secara alami dalam dua bentuk isotop: nitrogen-14 dan nitrogen-15.[37]

Banyak senyawa industri penting, seperti amonia, asam nitrat, nitrat organik (propelan dan bahan peledak), dan sianida, mengandung nitrogen. Ikatan yang sangat kuat dalam nitrogen elementer mendominasi kimia nitrogen, menyebabkan organisme maupun industri kesulitan dalam memecah ikatan untuk mengubah molekul N2 menjadi senyawa yang berguna, tetapi pada saat yang bersamaan menyebabkan pelepasan energi yang besar yang kadang-kadang berguna ketika senyawa terbakar, meledak, atau meluruh kembali menjadi gas nitrogen.

Nitrogen terdapat dalam semua organisme hidup, dan siklus nitrogen menjelaskan pergerakan unsur dari udara ke dalam biosfer dan senyawa organik, kemudian kembali ke atmosfer. Nitrat sintetis adalah ingredien utama industri pupuk, dan juga polutan utama penyebab eutrofikasi sistem perairan.

Nitrogen adalah unsur pembentuk asam amino, dan tentunya juga protein, serta asam nukleat (DNA dan RNA). Ia terletak dalam struktur kimia hampir seluruh neurotransmiter, dan merupakan komponen penentu alkaloid, molekul biologi yang dihasilkan oleh banyak organisme.[38]

Oksigen[sunting | sunting sumber]


Oksigen adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang O dan nomor atom 8. Unsur ini sebagian besar berada sebagai 16O, tetapi ada juga sebagai 17O dan 18O.

Oksigen adalah unsur paling umum ketiga berdasar massa di alam semesta (meskipun karbon membentuk lebih banyak atom tetapi lebih ringan). Oksigen sangat elektronegatif dan nonlogam, gas (biasanya diatomik) yang sangat dingin. Hanya fluor yang lebih reaktif di antara unsur-unsur non logam. Oksigen hanya kekurangan dua elektron untuk memenuhi kaidah oktet dan mudah menarik elektron dari unsur lain. Ia bereaksi hebat dengan logam alkali dan fosfor putih pada suhu ruang dan kurang hebat dengan logam alkali tanah yang lebih berat daripada magnesium. Pada suhu yang lebih tinggi, ia membakar sebagian besar logam dan nonlogam (termasuk hidrogen, karbon, dan belerang). Banyak oksida sangat stabil sehingga sulit mengalami dekomposisi—seperti air, karbon dioksida, alumina, silika, dan oksida besi (yang terakhir sering dijumpai sebagai karat). Oksigen merupakan bagian senyawa yang paling baik dijelaskan sebagai garam dari logam dan asam yang mengandung oksigen (nitrat, sulfat, fosfat, silikat, dan karbonat).

Oksigen penting untuk seluruh kehidupan. Tanaman dan fitoplankton memfotosintesis karbon dioksida dan air, keduanya oksida, dengan adanya sinar matahari untuk membentuk gula sambil melepas oksigen. Gula kemudian diubah menjadi senyawa tertentu seperti selulosa dan (dengan nitrogen dan kadang-kadang belerang) protein serta senyawa esensial lainnya. Fungi dan bakteri pada umumnya, serta hewan pada khususnya, bergantung pada fotosintesis tanaman dan fitoplankton untuk makanan dan oksigen.

Api menggunakan oksigen untuk mengoksidasi senyawa terutama karbon dan hidrogen menjadi air dan karbon dioksida (meski unsur lain mungkin terlibat). Dalam kondisi tak terkendali lautan api menghancurkan gedung dan hutan. Api dalam bentuk terkendali antara lain, api dalam mesin atau turbin yang memasok energi listrik, panas untuk penghangat gedung, atau gaya gerak kendaraan bermotor.

Oksigen membentuk sekitar 21% atmosfer bumi; semua oksigen ini merupakan hadil fotosintesis. Oksigen murni telah digunakan dalam pengobatan medis pasien yang mengalami kesulitan pernapasan. Oksigen berlebih bersifat racun

Oksigen pada awalnya diasosiasikan dengan pembentukan asam—sampai beberapa asam menunjukkan tidak mempunyai oksigen. Dinamakan oksigen karena bisa membentuk asam, terutama dengan nonlogam. Beberapa oksida dari beberapa nonlogam sangat asam, seperti belerang trioksida, yang membentuk asam sulfat ketika terkena air. Kebanyakan oksida dengan logam bersifat basa, beberapa bahkan sangat basa, seperti kalium oksida. Beberapa oksida logam bersifat amfoter, seperti aluminium oksida, yang berarti mereka dapat bereaksi baik dengan asam maupun basa.

Meskipun oksigen normalnya adalah gas diatomik, oksigen dapat membentuk suatu alotrop yang dikenal sebagai ozon. Ozon adalah gas triatomik yang lebih reaktif daripada oksigen. Tidak seperti oksigen diatomik biasa, ozon adalah bahan beracun yang secara umum dianggap sebagai polutan. Pada atmosfer bagian atas, beberapa oksigen membentuk ozon yang memiliki sifat menyerap sinar ultraviolet yang berbahaya dan membentuk lapisan ozon. Kehidupan darat tidak mungkin jika tidak ada lapisan ozon.

Fluor[sunting | sunting sumber]

Fluor cair dalam ampul

Fluor adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang F dan nomor atom 9. Hanya ada satu bentuk stabil di alam yaitu 19F.[39]

Fluor berwarna kuning pucat, gas diatomik pada kondisi normal. Kekurangan satu elektron untuk memenuhi kaidah oktet yang stabil pada masing-masing atomnya, molekul fluor cukup tidak stabil sehingga ikatannya mudah putus. Atom fluor cenderung menangkap elektron tunggal dari atom lain. Fluor adalah yang paling reaktif di antara seluruh unsur, bahkan menyerang banyak oksida untuk menggantikan oksigen dengan fluor. Fluor bahkan menyerang silika, salah satu bahan favorit untuk mengangkut asam kuat, dan membakar asbestos. Ia juga menyerang garam dapur, salah satu senyawa paling stabil, disertai pembebasan klorin. Ia tidak pernah ditemui dalam kondisi berdiri sendiri di alam, dan tidak pernah tak berpasangan dalam waktu lama. Fluor membakar hidrogen secara simultan baik dalam kondisi cair maupun gas—bahkan pada temperatur mendekati nol mutlak.[40] Sangat sulit mengisolasi fluor dari senyawa apapun, membiarkannya sendirian tanpa mengalami reaksi.

Gas fluor adalah bahan yang sangat berbahaya karena sifatnya yang menyerang hampir semua bahan organik, termasuk daging hidup. Banyak senyawa biner bentukannya (disebut fluorida) sangat beracun, termasuk fluorida yang dapat larut dan terutama hidrogen fluorida. Tetapi fluor membentuk ikatan yang sangat kuat dengan banyak unsur. Dengan belerang ia membentuk bahan kimia yang sangat stabil lagi inert belerang heksafluorida; dengan karbon ia dapat membentuk bahan yang mengagumkan Teflon yaitu padatan stabil yang tak mudah terbakar dengan titik leleh sangat tinggi dan koefisien gesek sangat rendah, sehingga menjadikannya pelapis luar biasa untuk panci masak dan jas hujan. Senyawa fluor-karbon tergolong dalam plastik unik.

Fluor juga digunakan sebagai pereaksi dalam pembuatan pasta gigi.

Neon[sunting | sunting sumber]

Neon adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang Ne dan nomor atom 10. Terdapat di alam sebagai 20Ne, 21Ne dan 22Ne.[41]

Neon adalah gas monoatomik. Dengan konfigurasi elektron terluar yang sudah memenuhi kaidah oktet, ia bersifat inert. Sulit menerima maupun melepas elektron. Neon tidak memiliki kecenderungan membentuk senyawa apapun pada tekanan dan temperatur normal; ia efektif inert. Neon merupakan salah satu "gas mulia".

Neon adalah komponen renik dalam atmosfer tanpa peran biologis apapun.

Peran biologis[sunting | sunting sumber]

Litium tidak memiliki peran biologis. Unsur ini bersifat racun, kecuali dalam dosis yang sangat kecil.[42]

Berilium dan senyawanya beracun dan karsinogenik. Menghirup debu atau asap berilium, dapat menyebabkan inflamasi paru-paru yang tidak dapat disembuhkan, disebut beriliosis.[43]

Boron penting untuk dinding sel tanaman. Unsur ini tidak dianggap beracun untuk hewan, tetapi dalam dosis yang lebih tinggi dapat mengganggu metabolisme tubuh. Asupan orang normal sekitar 2 miligram boron per hari dari makanan, dan sekitar 60 gram seumur hidup. Beberapa senyawa boron sedang diteliti sebagai kemungkinan penyembuhan tumor otak.[44]

Karbon penting bagi kehidupan. Ini karena kemampuannya membentuk banyak ragam rantai yang berbeda-beda panjangnya. Pada awalnya diperkirakan bahwa molekul berbasis karbon dalam kehidupan hanya dapat diperoleh dari makhluk hidup. Mereka diduga mengandung 'percikan kehidupan'. Namun, pada tahun 1828, urea disintesis dari pereaksi anorganik dan cabang-cabang kimia organik dan anorganik bersatu. Makhluk hidup mendapatkan hampir semua karbon mereka dari karbon dioksida, baik dari atmosfer maupun yang terlarut dalam air. Fotosintesis oleh tumbuhan hijau dan plankton fotosintetik menggunakan energi dari matahari untuk memisahkan air menjadi oksigen dan hidrogen. Oksigen dilepaskan ke atmosfer, air tawar dan laut, sementara hidrogen bergabung dengan karbon dioksida untuk menghasilkan karbohidrat. Beberapa karbohidrat digunakan, bersama dengan nitrogen, fosfor dan unsur-unsur lain, untuk membentuk molekul monomer kehidupan lainnya. Ini termasuk basa dan gula untuk RNA dan DNA, serta asam amino untuk protein. Makhluk hidup yang tidak berfotosintesis harus bergantung pada mengkonsumsi makhluk hidup lainnya untuk sumber molekul karbon mereka. Sistem pencernaan mereka memecah karbohidrat menjadi monomer yang dapat mereka gunakan untuk membangun struktur sel mereka sendiri. Respirasi memberikan energi yang dibutuhkan untuk reaksi-reaksi ini. Dalam respirasi oksigen bergabung kembali karbohidrat, untuk membentuk karbon dioksida dan air lagi. Energi yang dilepaskan dalam reaksi ini disediakan untuk kebutuhan energi sel.[45]

Nitrogen disirkulasi secara alami oleh organisme hidup melalui 'siklus nitrogen'. Nitrogen dikonsumsi oleh tanaman hijau dan alga sebagai nitrat, dan digunakan untuk membangun basa yang diperlukan untuk membangun DNA, RNA dan semua asam amino. Asam amino adalah blok bangunan protein. Hewan memperoleh nitrogen mereka dengan memakan makhluk hidup lainnya. Mereka mencerna protein dan DNA menjadi basa dan asam amino konstituennya, membentuk kembali untuk digunakan sendiri. Mikroba dalam tanah mengkonversi senyawa nitrogen kembali menjadi nitrat untuk digunakan kembali oleh tanaman. Pasokan nitrat juga dipulihkan oleh bakteri pengikat nitrogen yang 'mengikat' nitrogen langsung dari atmosfer. Hasil panen dapat sangat meningkat dengan menambahkan pupuk kimia ke tanah, dibuat dari amonia. Jika digunakan secara sembarangan, pupuk dapat larut dari tanah dan hanyut menuju sungai dan danau, menyebabkan ganggang tumbuh pesat. Hal ini dapat menghalangi cahaya sehingga mencegah fotosintesis. Oksigen terlarut segera akan habis dan biota sungai atau danau akan mati.[46]

Oksigen pertama kali muncul di atmosfer bumi sekitar 2 miliar tahun yang lalu, terakumulasi dari fotosintesis ganggang biru-hijau. Fotosintesis menggunakan energi dari matahari untuk memisahkan air menjadi oksigen dan hidrogen. Oksigen mengalir ke atmosfer dan hidrogen bergabung dengan karbon dioksida untuk menghasilkan biomassa. Ketika makhluk hidup membutuhkan energi mereka mengambil oksigen untuk respirasi. Oksigen kembali ke atmosfer dalam bentuk karbon dioksida. Gas oksigen cukup mudah larut dalam air, sehingga memungkinkan adanya kehidupan aerobik di sungai, danau dan lautan.[47]

Fluorida adalah ion penting untuk hewan, memperkuat gigi dan tulang. Ion ini ditambahkan ke dalam air minum di beberapa daerah. Kehadiran fluorida bawah 2 bagian per juta (ppm) dalam air minum dipercaya dapat mencegah gigi berlubang. Namun, di atas konsentrasi ini dapat menyebabkan enamel gigi anak-anak menjadi berbintik-bintik. Fluorida juga ditambahkan ke pasta gigi. Tubuh manusia rata-rata mengandung sekitar 3 miligram fluorida. Terlalu banyak fluorida adalah racun. Fluor elementer sangat beracun.[48]

Neon tidak memiliki peran biologis yang dikenal. Unsur ini tidak beracun.[49]

Tabel unsur[sunting | sunting sumber]

Periode 2 dalam tabel periodik
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Golongan →
↓ Periode
2
Lit­ium
3
Beri­lium
4
Boron
5
Kar­bon
6
Nitro­gen
7
Oksi­gen
8
Fluor
9
Neon
10
hitam=padat hijau=cair merah=gas abu-abu=tidak diketahui
Primordial Hasil peluruhan Sintetis
Logam Metaloid Nonlogam
Logam alkali Logam alkali tanah Lan­tanida Aktinida Logam transisi Logam pasca-​transisi Nonlogam poliatomik Nonlogam diatomik Gas mulia

Catatan[sunting | sunting sumber]

  1. ^ Hidrogen sering dirujuk sebagai logam alkali, meskipun sangat jarang.
  2. ^ Lihat catatan 1.

Referensi[sunting | sunting sumber]

  1. ^ Michael Laing (2006). "Where to Put Hydrogen in a Periodic Table?". Foundations of Chemistry 9 (2): 127. doi:10.1007/s10698-006-9027-5. 
  2. ^ "International Union of Pure and Applied Chemistry > Periodic Table of the Elements". IUPAC. Diakses tanggal 2011-05-01. 
  3. ^ Masterson, William; Hurley, Cecile (2009). Chemistry: Principles and reactions (sixth ed.). Belmont, CA: Brooks/Cole Cengage Learning. pp. 24–42. ISBN 978-0-495-12671-3. 
  4. ^ a b Gray, Theodore (2009). The Elements: A Visual Exploration of Every Known Atom in the Universe. New York: Black Dog & Leventhal Publishers. ISBN 978-1-57912-814-2. 
  5. ^ a b "Lithium". WebElements. 
  6. ^ Krebs, Robert E. (2006). The History and Use of Our Earth's Chemical Elements: A Reference Guide. Westport, Conn.: Greenwood Press. pp. 47–50. ISBN 0-313-33438-2. 
  7. ^ a b Kamienski et al. "Lithium and lithium compounds". Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. John Wiley & Sons, Inc. Published online 2004. DOI:10.1002/0471238961.1209200811011309.a01.pub2
  8. ^ Cade J. F. J. (1949). "Lithium salts in the treatment of psychotic excitement" (PDF). Medical Journal of Australia 2 (10): 349–52. PMID 18142718. 
  9. ^ P. B. Mitchell, D. Hadzi-Pavlovic (2000). "Lithium treatment for bipolar disorder" (PDF). Bulletin of the World Health Organization 78 (4): 515–7. PMC 2560742. PMID 10885179. 
  10. ^ Baldessarini RJ, Tondo L, Davis P, Pompili M, Goodwin FK, Hennen J (October 2006). "Decreased risk of suicides and attempts during long-term lithium treatment: a meta-analytic review". Bipolar disorders 8 (5 Pt 2): 625–39. PMID 17042835. doi:10.1111/j.1399-5618.2006.00344.x. 
  11. ^ a b c d e Beryllium at WebElements.
  12. ^ Standards and properties of beryllium copper.
  13. ^ Informasi tentang tweeter berilium.
  14. ^ "IARC Monograph, Volume 58". International Agency for Research on Cancer. 1993. Diakses tanggal 2008-09-18. 
  15. ^ Informasi tentang beriliosis.
  16. ^ a b c Boron at WebElements.
  17. ^ a b c Boron properties at RareEarth.
  18. ^ W.T.M.L. Fernando, L.C. O'Brien, P.F. Bernath. "Fourier Transform Spectroscopy: B4Σ−X4Σ" (PDF). University of Arizona, Tucson. Diakses tanggal 2007-12-10. 
  19. ^ K.Q. Zhang, B.Guo, V. Braun, M. Dulick, P.F. Bernath. "Infrared Emission Spectroscopy of BF and AIF" (PDF). Diakses tanggal 2007-12-10. 
  20. ^ "Compound Descriptions: B2F4". Landol Börnstein Substance/Property Index. Diakses tanggal 2007-12-10. 
  21. ^ "Functions of Boron in Plant Nutrition" (PDF). U.S. Borax Inc. 
  22. ^ Blevins, Dale G.; Lukaszewski, Krystyna M. (1998). "Functions of Boron in Plant Nutrition". Annual Review of Plant Physiology and Plant Molecular Biology 49: 481–500. PMID 15012243. doi:10.1146/annurev.arplant.49.1.481. 
  23. ^ Zook EG and Lehman J. (1965). "850-5". J. Assoc. Off Agric. Chem 48. 
  24. ^ "Boron". PDRhealth. Diarsipkan dari versi asli tanggal 2008-05-24. Diakses tanggal 2008-09-18. 
  25. ^ a b c d "Carbon", WebElements 
  26. ^ "Amorphous carbon". IUPAC Compendium of Chemical Terminology (pdf) (2nd ed.). International Union of Pure and Applied Chemistry. 1997. Diakses tanggal 2008-09-24. 
  27. ^ Vander Wal, R. (May 1996). "Soot Precursor Material: Spatial Location via Simultaneous LIF-LII Imaging and Characterization via TEM" (PDF). NASA Contractor Report (198469). Diakses tanggal 2008-09-24. 
  28. ^ "diamond-like carbon films". IUPAC Compendium of Chemical Terminology (pdf) (2nd ed.). International Union of Pure and Applied Chemistry. 1997. Diakses tanggal 2008-09-24. 
  29. ^ a b Mahananda Dasgupta. "Presentation about isotopes" (PDF). the Department of Nuclear Physics at Australian National University. 
  30. ^ Plastino, W.; Kaihola, L.; Bartolomei, P.; Bella, F. (2001). "Cosmic Background Reduction In The Radiocarbon Measurement By Scintillation Spectrometry At The Underground Laboratory Of Gran Sasso" (PDF). Radiocarbon 43 (2A): 157–161. 
  31. ^ Ten most abundant elements in the universe, taken from The Top 10 of Everything, 2006, Russell Ash, page 10. Retrieved October 15, 2008.
  32. ^ Chang, Raymond (2007). Chemistry (9th ed.). McGraw-Hill. p. 52. ISBN 0-07-110595-6. 
  33. ^ Freitas Jr., Robert A. (1999). Nanomedicine. Landes Bioscience. Tables 3-1 & 3-2. ISBN 1-57059-680-8. 
  34. ^ a b c "Structure and Nomenclature of Hydrocarbons". Purdue University. Diakses tanggal 2008-03-23. 
  35. ^ a b c d Alberts, Bruce; Alexander Johnson; Julian Lewis; Martin Raff; Keith Roberts; Peter Walter. Molecular Biology of the Cell. Garland Science. 
  36. ^ Lavoisier, Antoine Laurent (1965). Elements of chemistry, in a new systematic order: containing all the modern discoveries. Courier Dover Publications. p. 15. ISBN 0-486-64624-6. 
  37. ^ Nitrogen at WebElements.
  38. ^ Rakov, Vladimir A.; Uman, Martin A. (2007). Lightning: Physics and Effects. Cambridge University Press. p. 508. ISBN 978-0-521-03541-5. 
  39. ^ National Nuclear Data Center. "NuDat 2.1 database – fluorine-19". Brookhaven National Laboratory. Diakses tanggal 2011-05-01. 
  40. ^ Fluorine at WebElements
  41. ^ "Neon: Isotopes". Softciências. Diakses tanggal 2011-05-01. 
  42. ^ "Lithium". Periodic Table. Royal Society of Chemistry. Diakses tanggal 2016-02-11. 
  43. ^ "Beryllium". Periodic Table. Royal Society of Chemistry. Diakses tanggal 2016-02-11. 
  44. ^ "Boron". Periodic Table. Royal Society of Chemistry. Diakses tanggal 2016-02-11. 
  45. ^ "Carbon". Periodic Table. Royal Society of Chemistry. Diakses tanggal 2016-02-11. 
  46. ^ "Nitrogen". Periodic Table. Royal Society of Chemistry. Diakses tanggal 2016-02-11. 
  47. ^ "Oxygen". Periodic Table. Royal Society of Chemistry. Diakses tanggal 2016-02-11. 
  48. ^ "Fluorine". Periodic Table. Royal Society of Chemistry. Diakses tanggal 2016-02-11. 
  49. ^ "Neon". Periodic Table. Royal Society of Chemistry. Diakses tanggal 2016-02-11.