Элемент периода 2 - Period 2 element

ВодородГелий
ЛитийБериллийБорУглеродАзотКислородФторНеон
НатрийМагнийАлюминийКремнийФосфорСераХлорАргон
КалийКальцийСкандийТитанВанадийХромМарганецУтюгКобальтНикельМедьЦинкГаллийГерманийМышьякСеленБромКриптон
РубидийСтронцийИттрийЦирконийНиобийМолибденТехнецийРутенийРодийПалладийСереброКадмийИндийБанкаСурьмаТеллурЙодКсенон
ЦезийБарийЛантанЦерийПразеодимНеодимПрометийСамарийЕвропийГадолинийТербийДиспрозийГольмийЭрбийТулийИттербийЛютецийГафнийТанталВольфрамРенийОсмийИридийПлатинаЗолотоМеркурий (элемент)ТаллийСвинецВисмутПолонийАстатинРадон
ФранцийРадийАктинийТорийПротактинийУранНептунийПлутонийАмерицийКюрийБеркелиумКалифорнийЭйнштейнийФермийМенделевийНобелийЛоуренсийРезерфордийДубнийСиборгийБориумКалийМейтнерийДармштадтиумРентгенийКопернициумNihoniumФлеровийМосковиумЛиверморийTennessineОганессон
Часть серия на
Периодическая таблица
Наборы элементов
По структуре таблицы Менделеева
Элементы
  • Книга
  • Категория
  • Химический портал

А период 2 элемент один из химические элементы во втором ряду (или период ) из периодическая таблица химических элементов. Таблица Менделеева представлена ​​рядами, чтобы проиллюстрировать / отобразить повторяющиеся (периодические) тенденции в химическом поведении элементов по мере их атомный номер увеличивается; новый ряд начинается, когда химическое поведение начинает повторяться, создавая столбцы элементов с похожими свойствами.

Второй период содержит элементы литий, бериллий, бор, углерод, азот, кислород, фтор, и неон. В квантово-механический описание атомная структура, этот период соответствует заполнению второй (п = 2) ракушка, а точнее его 2 с и 2p подоболочки. Элементы периода 2 подчиняются Правило октета в том, что им нужно восемь электронов для завершения своего валентной оболочки, где может быть размещено не более восьми электронов: два на 2s-орбитали и шесть на подоболочке 2p.

Периодические тенденции

Расчетные атомные радиусы элементов периода 2 в пикометрах.

Период 2 - это первый период в периодической таблице, из которого периодические тенденции можно нарисовать. Период 1, который содержит всего два элемента (водород и гелий ) слишком мала, чтобы вывести из нее какие-либо убедительные тенденции, особенно потому, что эти два элемента ведут себя совсем не так, как другие элементы s-блока.[1][2] Период 2 имеет гораздо более убедительные тенденции. Для всех элементов периода 2 по мере увеличения атомного номера радиус атома элементов уменьшается, электроотрицательность увеличивается, а энергия ионизации увеличивается.[3]

Период 2 имеет только два металлы (литий и бериллий) восьми элементов меньше, чем за любой последующий период, как по количеству, так и по пропорции. Он также имеет наибольшее количество неметаллов, а именно пять, среди всех периодов. Элементы периода 2 часто имеют самые экстремальные свойства в своих соответствующих группах; например, фтор является наиболее реактивным галоген, неон самый инертный благородный газ,[4] а литий наименее реактивен щелочной металл.[5]

Все элементы периода 2 полностью подчиняются Правило Маделунга; во втором периоде литий и бериллий заполнить подоболочку 2s, а также бор, углерод, азот, кислород, фтор и неон заполнить подоболочку 2p. Период разделяет эту черту с периодами 1 и 3, ни один из которых не содержит переходные элементы или внутренние переходные элементы, которые часто отличаются от правил.[5]

Химический элементХимическая серияЭлектронная конфигурация
3ЛиЛитийЩелочной металл[He] 2s1
4БытьБериллийЩелочноземельный металл[He] 2s2
5BБорМеталлоид[He] 2s2 2p1
6CУглеродПрочие неметаллы[He] 2s2 2p2
7NАзотПрочие неметаллы[He] 2s2 2p3
8ОКислородПрочие неметаллы[He] 2s2 2p4
9FФторГалоген[He] 2s2 2p5
10NeНеонблагородный газ[He] 2s2 2p6

Литий

Основная статья: Литий
Металлический литий, плавающий на парафиновом масле

Литий (Li) щелочной металл с атомным номером 3, встречающийся в природе в два изотопа: 6Ли и 7Ли. Эти два образуют все естественное присутствие лития на Земле, хотя другие изотопы были синтезированы. В ионные соединения, литий теряет электрон стать положительно заряженным, образуя катион Ли+. Литий - первый щелочной металл в периодической таблице,[примечание 1] и первый металл в периодической таблице.[заметка 2] В стандартная температура и давление, литий - мягкий, серебристо-белый, высокореактивный металл. С плотность 0,564 г⋅см−3, литий - самый легкий металл и наименее плотный твердый элемент.[6]

Литий - один из немногих элементов синтезированный в Большой взрыв Литий - 33-й по содержанию элемент на Земле,[7] встречающиеся в концентрациях от 20 до 70 частей на миллион по весу,[8] но из-за своей высокой реакционной способности он в природе встречается только в соединения.[8]

Литий соли используются в фармакологии как стабилизация настроения наркотики.[9][10] Они используются при лечении биполярное расстройство, где они играют роль в лечении депрессия и мания и может снизить вероятность самоубийство.[11] Наиболее часто используемые соединения: карбонат лития, Ли2CO3, цитрат лития, Ли3C6ЧАС5О7, сульфат лития, Ли2ТАК4, и оротат лития, LiC5ЧАС3N2О4·ЧАС2О. Литий также используется в батареи как анод и это сплавы с алюминий, кадмий, медь и марганец используются для изготовления высокопроизводительных деталей для самолет, в первую очередь внешний бак из Космический шатл.[6]

Бериллий

Основная статья: Бериллий
Большой кусок бериллия

Бериллий (Be) - химический элемент с атомным номером 4, встречающийся в виде 9Быть. При стандартных температуре и давлении бериллий представляет собой прочный, стально-серый, легкий, хрупкий, двухвалентный щелочноземельный металл, плотностью 1,85 г⋅см−3.[12] Он также имеет один из самых высоких точки плавления из всех легкие металлы. Бериллий самый распространенный изотоп является 9Be, который содержит 4 протона и 5 нейтронов. Он составляет почти 100% всего встречающегося в природе бериллия и является его единственным стабильным изотопом; Однако другие изотопы были синтезированы. В ионных соединениях бериллий теряет два валентные электроны с образованием катиона, Be2+.

Небольшие количества бериллия были синтезированный вовремя Большой взрыв, хотя большая часть этого разложившийся или прореагировал дальше с образованием более крупных ядер, таких как углерод, азот или кислород. Бериллий входит в 100 из 4000 известных минералы, такие как бертрандит, Быть4Si2О7(ОЙ)2, берилл, Al2Быть3Si6О18, хризоберилл, Al2BeO4, и фенакит, Быть2SiO4. Драгоценные формы берилла Аквамарин, красный берилл и изумруд. Наиболее распространенными коммерческими источниками бериллия являются берилл и бертрандит, производство которых связано с снижение из фторид бериллия с магний металл или электролиз расплавленного хлорид бериллия, содержащий некоторые хлорид натрия поскольку хлорид бериллия - плохой проводник электричества.[12]

Благодаря своей жесткости, легкому весу и стабильности размеров в широком диапазоне температур металлический бериллий используется в качестве конструкционного материала в самолетах, ракетах и ​​др. спутники связи.[12] Он используется как легирующий агент в бериллий медь, который используется для изготовления электрических компонентов из-за его высокой электрической и теплопроводности.[13] Листы бериллия используются в рентгеновский снимок детекторы для фильтрации видимый свет и пропускают только рентгеновские лучи.[12] Он используется как замедлитель нейтронов в ядерные реакторы потому что легкие ядра более эффективно замедляют нейтроны, чем тяжелые.[12] Малый вес и высокая жесткость бериллия также делают его полезным при строительстве твитеры в музыкальные колонки.[14]

Бериллий и соединения бериллия классифицируются по Международное агентство по изучению рака так как Канцерогены 1 группы; они канцерогены как для животных, так и для человека.[15] Хронический бериллиоз это легочный и системный гранулематозный заболевание, вызванное воздействием бериллия. От 1% до 15% людей чувствительны к бериллию, и у них может развиться воспалительная реакция. дыхательная система и кожа, называется хронической бериллиевой болезнью или бериллиоз. Тела иммунная система распознает бериллий как инородные частицы и атакует их, обычно в легких, где они вдыхаются. Это может вызвать жар, усталость, слабость, ночную потливость и затруднение дыхания.[16]

Бор

Основная статья: Бор
Куски бора

Бор (B) - это химический элемент с атомным номером 5, встречающийся как 10Группа 11Б. При стандартной температуре и давлении бор является трехвалентный металлоид это несколько разных аллотропы. Аморфный бор - коричневый порошок, образующийся в результате многих химических реакций. Кристаллический бор - это очень твердый черный материал с высокой температурой плавления, который существует во многих полиморфы: Два ромбоэдрический формы, α-бор и β-бор, содержащие 12 и 106,7 атомов в ромбоэдрической элементарной ячейке соответственно, и 50-атомный четырехугольный бор являются наиболее распространенными. Бор имеет плотность 2,34−3.[17] Наиболее распространенный изотоп является 11B на 80,22%, который содержит 5 протонов и 6 нейтронов. Другой распространенный изотоп - это 10B на 19,78%, который содержит 5 протонов и 5 нейтронов.[18] Это единственные стабильные изотопы бора; Однако другие изотопы были синтезированы. Бор образует ковалентные связи с другими неметаллы и имеет состояния окисления из 1, 2, 3 и 4.[19][20][21]Бор не встречается в природе как свободный элемент, а встречается в таких соединениях, как бораты. Наиболее распространенные источники бора: турмалин, бура, Na2B4О5(ОЙ)4· 8H2O и кернит, Na2B4О5(ОЙ)4· 2H2О.[17] получить чистый бор сложно. Это можно сделать через магний снижение из триоксид бора, B2О3. Этот оксид образуется при плавлении борная кислота, В (ОН)3, который, в свою очередь, получают из буры. Небольшие количества чистого бора могут быть получены термическое разложение бромистого бора, BBr3, в газообразном водороде над горячим тантал провод, который действует как катализатор.[17] Наиболее коммерчески важными источниками бора являются: тетраборат натрия пентагидрат, Na2B4О7 · 5H2O, который в больших количествах используется при изготовлении изоляционных стекловолокно и перборат натрия отбеливатель; карбид бора, а керамика материал, используется для изготовления броневых материалов, особенно в бронежилеты для солдат и полицейских; ортоборная кислота, H3BO3 или борная кислота, используемая в производстве текстиля стекловолокно и плоские дисплеи; декагидрат тетрабората натрия, Na2B4О7 · 10H2О или бура, используемые в производстве клеев; а изотоп бор-10 используется в качестве регулятора ядерных реакторов, в качестве защиты от ядерного излучения и в приборах, используемых для обнаружения нейтронов.[18]

Бор - важное растение микронутриент, необходим для прочности и развития клеточной стенки, деления клеток, развития семян и плодов, транспорта сахара и развития гормонов.[22][23] Однако высокие концентрации в почве более 1,0 промилле может вызвать некроз листьев и плохой рост. Уровни всего 0,8 ppm могут вызвать появление этих симптомов у растений, особенно чувствительных к бору. Большинство растений, даже те, которые толерантны к содержанию бора в почве, проявляют симптомы токсичности бора, если уровень бора превышает 1,8 ppm.[18] У животных бор является ультразвук; в рационе человека суточная доза составляет 2,1–4,3 мг бора / кг массы тела (м.т.) / день.[24] Он также используется в качестве добавки для профилактики и лечения остеопороза и артрита.[25]

Углерод

Основная статья: Углерод
Алмаз и графит, два разных аллотропы углерода

Углерод - это химический элемент с атомным номером 6, встречающийся как 12C, 13C и 14С.[26] При стандартной температуре и давлении углерод представляет собой твердое вещество, встречающееся в много разных аллотропов, наиболее распространенными из которых являются графит, алмаз, то фуллерены и аморфный углерод.[26] Графит мягкий, гексагональный кристаллический, непрозрачный черный полуметалл с очень хорошим проводящий и термодинамически стабильный характеристики. Однако алмаз очень прозрачный бесцветный кубический кристалл с плохими проводящими свойствами, самый твердый из известных природных минералов и имеет самый высокий показатель преломления из всех драгоценные камни. В отличие от кристаллическая решетка структура алмаза и графита, фуллерены находятся молекулы, названный в честь Ричард Бакминстер Фуллер на чью архитектуру похожи молекулы. Существует несколько различных фуллеренов, наиболее известным из которых является «мяч для мячей» C.60. О фуллеренах известно немного, и они являются предметом современных исследований.[26] Существует также аморфный углерод, то есть углерод без какой-либо кристаллической структуры.[27] В минералогия, термин используется для обозначения сажа и каменный уголь, хотя они не являются действительно аморфными, поскольку содержат небольшое количество графита или алмаза.[28][29] Самый распространенный изотоп углерода (98,9%) - это 12C, с шестью протонами и шестью нейтронами.[30] 13C также стабилен, с шестью протонами и семью нейтронами, на уровне 1,1%.[30] Следы количества 14C также встречается в природе, но это изотоп радиоактивен и распадается с периодом полураспада 5730 лет; он используется для радиоуглеродное датирование.[31] Другой изотопы углерода также были синтезированы. Углерод образует ковалентные связи с другими неметаллами со степенью окисления -4, -2, +2 или +4.[26]

Углерод является четвертым по численности элементом во Вселенной по массе после водород, гелий и кислород[32] и это второй самый распространенный элемент в человеческом теле по массе после кислорода,[33] третий по численности по количеству атомов.[34] Существует почти бесконечное количество соединений, которые содержат углерод из-за способности углерода образовывать длинные стабильные цепочки связей C - C.[35][36] Простейшими углеродсодержащими молекулами являются углеводороды, которые содержат углерод и водород,[35] хотя иногда они содержат другие элементы в функциональные группы. Углеводороды используются как ископаемое топливо и производить пластмассы и нефтехимия. Все органические соединения, необходимые для жизни, содержат по крайней мере один атом углерода.[35][36] В сочетании с кислородом и водородом углерод может образовывать множество групп важных биологических соединений.[36] в том числе сахара, лигнаны, хитины, спирты, жиры и ароматный сложные эфиры, каротиноиды и терпены. С участием азот это образует алкалоиды, а с добавлением серы также образует антибиотики, аминокислоты, и резинка товары. С добавлением фосфора к этим другим элементам он образует ДНК и РНК, носители химического кода жизни, и аденозинтрифосфат (АТФ), наиболее важная молекула-переносчик энергии во всех живых клетках.[36]

Азот

Основная статья: Азот
Заливается жидкий азот

Азот - химический элемент с атомным номером 7, символом N и атомная масса 14.00674 ед. Элементарный азот - бесцветный, без запаха, без вкуса и в основном инертный двухатомный газ в стандартные условия, что составляет 78,08% к объему Атмосфера Земли. Элемент азот был открыт шотландским врачом как отдельный компонент воздуха. Дэниел Резерфорд, в 1772 г.[37] В природе он встречается в форме двух изотопов: азота-14 и азота-15.[38]

Многие промышленно важные соединения, такие как аммиак, азотная кислота, органические нитраты (пропелленты и взрывчатка ), и цианиды, содержат азот. Чрезвычайно прочная связь в элементарном азоте преобладает в химии азота, что создает трудности как для организмов, так и для промышленности при разрыве связи для преобразования N
2 молекула в полезный соединения, но в то же время вызывая высвобождение большого количества полезной энергии, когда соединения горят, взрываются или снова превращаются в азот.

Азот присутствует во всех живых организмах, и азотный цикл описывает движение элемента из воздуха в биосфера и органические соединения, а затем обратно в атмосферу. Синтетически произведенный нитраты являются ключевыми составляющими промышленного удобрения, а также основные загрязнители, вызывающие эвтрофикация водных систем. Азот является составным элементом аминокислоты и таким образом белки, и из нуклеиновые кислоты (ДНК и РНК ). Он находится в химическая структура почти всех нейротрансмиттеры, и является определяющим компонентом алкалоиды, биологические молекулы, производимые многими организмами.[39]

Кислород

Основная статья: Кислород

Кислород - это химический элемент с атомным номером 8, встречающийся в основном как 16О, но также 17O и 18О.

Кислород является третьим по массе элементом во Вселенной (хотя атомов углерода больше, каждый атом углерода легче). Это сильно электроотрицательный и неметаллический газ, обычно двухатомный, вплоть до очень низких температур. Среди неметаллических элементов только фтор более реакционноспособен. Это два электрона меньше полного октета и легко забирает электроны от других элементов. Он бурно реагирует с щелочных металлов и белый фосфор при комнатной температуре и менее сильно с щелочноземельными металлами тяжелее магния. При более высоких температурах он сжигает большинство других металлов и многие неметаллы (включая водород, углерод и серу). Многие оксиды являются чрезвычайно стабильными веществами, которые трудно разлагать, например воды, углекислый газ, глинозем, кремнезем, и оксиды железа (последние часто встречаются как ржавчина ). Кислород входит в состав веществ, лучше всего описываемых как некоторые соли металлов и кислородсодержащих кислот (например, нитраты, сульфаты, фосфаты, силикаты и карбонаты.

Кислород необходим для всей жизни. Растения и фитопланктон фотосинтезируют воду, углекислый газ и воду, оба оксида, в присутствии солнечного света с образованием сахара с выделением кислорода. Затем сахара превращаются в такие вещества, как целлюлоза и (с азотом и часто серой) белки и другие жизненно важные вещества. В особенности животные, но также грибы и бактерии в конечном итоге зависят от фотосинтезирующих растений и фитопланктона в качестве пищи и кислорода.

Огонь использует кислород для окисления соединений, обычно из углерода и водорода, до воды и углекислого газа (хотя могут быть задействованы и другие элементы), будь то неконтролируемые пожары, которые разрушают здания и леса, или контролируемый пожар в двигателях, или который поставляет электроэнергию от турбин, тепло для содержания зданий тепло, или движущая сила, которая движет транспортными средствами.

Кислород составляет примерно 21% атмосферы Земли; весь этот кислород - результат фотосинтеза. Чистый кислород используется при лечении людей с респираторными заболеваниями. Избыточный кислород токсичен.

Первоначально кислород был связан с образованием кислот - до тех пор, пока не было обнаружено, что в некоторых кислотах нет кислорода. Кислород назван в честь образования кислот, особенно неметаллов. Некоторые оксиды некоторых неметаллов чрезвычайно кислые, например триоксид серы, который образует серная кислота при контакте с водой. Большинство оксидов с металлами являются щелочными, некоторые очень сильно, например оксид калия. Некоторые оксиды металлов являются амфотерными, например оксид алюминия, что означает, что они могут реагировать как с кислотами, так и с основаниями.

Хотя кислород обычно является двухатомным газом, кислород может образовывать аллотроп, известный как озон. Озон - трехатомный газ, даже более реактивный, чем кислород. В отличие от обычного двухатомного кислорода, озон является токсичным веществом, обычно считающимся загрязнителем. В верхних слоях атмосферы кислород образует озон, который поглощает опасные ультрафиолетовые лучи в атмосфере. озоновый слой. Жизнь на суше была невозможна до образования озонового слоя.

Фтор

Основная статья: Фтор
Жидкий фтор в ампуле

Фтор - это химический элемент с атомным номером 9. Он встречается в природе в своей единственной стабильной форме. 19Ф.[40]

Фтор представляет собой бледно-желтый двухатомный газ при нормальных условиях и при очень низких температурах. Короткие по одному электрону в высокостабильном октете в каждом атоме, молекулы фтора настолько нестабильны, что легко ломаются, а свободные атомы фтора имеют тенденцию захватывать отдельные электроны практически от любого другого элемента. Фтор - самый реактивный из всех элементов, он даже атакует многие оксиды, заменяя кислород фтором. Фтор разрушает даже кремнезем, один из излюбленных материалов для транспортировки сильных кислот, и сжигает асбест. Он атакует поваренная соль, одно из самых стабильных соединений с выделением хлора. Он никогда не выглядит несвязанным в природе и почти никогда не остается несвязанным надолго. Он сжигает водород одновременно, если он жидкий или газообразный, даже при температурах, близких к абсолютному нулю.[41] Чрезвычайно сложно изолировать от каких-либо соединений, не говоря уже о том, чтобы оставить их несоединенными.

Газообразный фтор чрезвычайно опасен, поскольку он поражает почти все органические вещества, включая живую плоть. Многие из бинарных соединений, которые он образует (называемые фторидами), сами по себе очень токсичны, включая растворимые фториды и особенно фтороводород. Фтор образует очень прочные связи со многими элементами. Вместе с серой он может образовывать чрезвычайно стабильные и химически инертные гексафторид серы; с углеродом он может образовывать замечательный материал Тефлон это стабильное и негорючее твердое вещество с высокой температурой плавления и очень низким коэффициентом трения, что делает его отличным покрытием для сковород и дождевиков. Фтороуглеродные соединения включают некоторые уникальные пластмассы. Они также используются в качестве реагента при изготовлении зубной пасты.

Неон

Основная статья: Неон
Неон разрядная трубка

Неон - это химический элемент с атомным номером 10, встречающийся как 20Ne, 21Ne и 22Ne.[42]

Неон - одноатомный газ. Имея полный октет внешних электронов, он очень устойчив к удалению любого электрона и не может принять электрон ни от чего. Неон не имеет тенденции образовывать какие-либо нормальные соединения при нормальных температурах и давлении; это эффективно инертно. Это один из так называемых «благородных газов».

Неон - это следовой компонент атмосферы, не имеющий биологической роли.

Примечания

  1. ^ Водород иногда называют щелочным металлом, хотя это бывает редко.
  2. ^ См. Примечание 1.

Рекомендации

  1. ^ Майкл Лэйнг (2006). «Где поместить водород в периодическую таблицу?». Основы химии. 9 (2): 127–137. Дои:10.1007 / s10698-006-9027-5.
  2. ^ "Международный союз теоретической и прикладной химии> Периодическая таблица элементов". ИЮПАК. Получено 2011-05-01.
  3. ^ Мастерсон, Уильям; Херли, Сесиль (2009). Химия: принципы и реакции (шестое изд.). Белмонт, Калифорния: Обучение Брукс / Коула Сенсэджа. стр.24 –42. ISBN  978-0-495-12671-3.
  4. ^ Грохала, Войцех (1 ноября 2017 г.). «О положении гелия и неона в Периодической таблице элементов». Основы химии. 20 (3): 191–207. Дои:10.1007 / s10698-017-9302-7.
  5. ^ а б Грей, Теодор (2009). Элементы: визуальное исследование каждого известного атома во Вселенной. Нью-Йорк: Black Dog & Leventhal Publishers. ISBN  978-1-57912-814-2.
  6. ^ а б Литий в WebElements.
  7. ^ Кребс, Роберт Э. (2006). История и использование химических элементов нашей Земли: справочное руководство. Вестпорт, Коннектикут: Greenwood Press. стр.47 –50. ISBN  0-313-33438-2.
  8. ^ а б Kamienski et al. «Литий и литиевые соединения». Энциклопедия химической технологии Кирка-Отмера. John Wiley & Sons, Inc. Опубликовано в Интернете 2004. Дои:10.1002 / 0471238961.1209200811011309.a01.pub2
  9. ^ Кейд Дж. Ф. Дж. (1949). «Соли лития в лечении психотического возбуждения» (PDF). Медицинский журнал Австралии. 2 (10): 349–52. Дои:10.1080 / j.1440-1614.1999.06241.x. ЧВК  2560740. PMID  18142718.
  10. ^ П. Б. Митчелл; Д. Хаджи-Павлович (2000). «Литиевое лечение биполярного расстройства» (PDF). Бюллетень Всемирной организации здравоохранения. 78 (4): 515–7. ЧВК  2560742. PMID  10885179.
  11. ^ Балдессарини Р.Дж., Тондо Л., Дэвис П., Помпили М., Гудвин Ф.К., Хеннен Дж. (Октябрь 2006 г.). «Снижение риска самоубийств и попыток во время длительного лечения литием: метааналитический обзор». Биполярные расстройства. 8 (5, Пет 2): 625–39. Дои:10.1111 / j.1399-5618.2006.00344.x. PMID  17042835.
  12. ^ а б c d е Бериллий в WebElements.
  13. ^ Стандарты и свойства бериллиевой меди.
  14. ^ Информация про бериллиевые пищалки.
  15. ^ "Монография МАИР, том 58". Международное агентство по изучению рака. 1993 г.. Получено 2008-09-18.
  16. ^ Информация о хронической бериллиевой болезни.
  17. ^ а б c Бор в WebElements.
  18. ^ а б c Характеристики бора.
  19. ^ «Число окисления | Элементы периодической таблицы». 2019-05-27. Получено 2020-11-17.
  20. ^ K.Q. Чжан, Б.Го, В. Браун, М. Дулик, П.Ф. Бернат. «Инфракрасная эмиссионная спектроскопия BF и AIF» (PDF). Получено 2007-12-10.CS1 maint: несколько имен: список авторов (ссылка на сайт)[постоянная мертвая ссылка ]
  21. ^ "Описание соединений: B2F4". Ландол Бёрнштейн Указатель веществ / свойств. Получено 2007-12-10.
  22. ^ «Функции бора в питании растений» (PDF). США Borax Inc.[постоянная мертвая ссылка ]
  23. ^ Blevins, Dale G .; Лукашевский, Кристина М. (1998). «Функции бора в питании растений». Ежегодный обзор физиологии растений и молекулярной биологии растений. 49: 481–500. Дои:10.1146 / annurev.arplant.49.1.481. PMID  15012243.
  24. ^ Зук EG, Lehman J (1965). «850-5». J. Assoc. Off Agric. Chem. 48.
  25. ^ «Бор». PDRhealth. Архивировано из оригинал 11 октября 2007 г.. Получено 2008-09-18.
  26. ^ а б c d Углерод в WebElements.
  27. ^ «Аморфный углерод». Сборник химической терминологии ИЮПАК (2-е изд.). Международный союз теоретической и прикладной химии. 1997 г.. Получено 2008-09-24.
  28. ^ Вандер Вал, Р. (май 1996 г.). «Материал-предшественник сажи: пространственное расположение с помощью одновременной визуализации LIF-LII и определения характеристик с помощью ПЭМ» (PDF). Отчет подрядчика НАСА (198469). Получено 2008-09-24.[постоянная мертвая ссылка ]
  29. ^ «алмазоподобные углеродные пленки». Сборник химической терминологии ИЮПАК (2-е изд.). Международный союз теоретической и прикладной химии. 1997 г.. Получено 2008-09-24.
  30. ^ а б Презентация об изотопах В архиве 2008-07-19 на Wayback Machine Махананда Дасгупта с факультета ядерной физики Австралийского национального университета.
  31. ^ Plastino, W .; Kaihola, L .; Bartolomei, P .; Белла, Ф. (2001). «Снижение космического фона при измерении радиоуглерода с помощью сцинтилляционной спектрометрии в подземной лаборатории Гран-Сассо» (PDF). Радиоуглерод. 43 (2A): 157–161. Дои:10.1017 / S0033822200037954. Архивировано из оригинал (PDF) на 2008-05-27.
  32. ^ Десять самых распространенных элементов во Вселенной, взятых из Топ-10 всего, 2006, Russell Ash, page 10. Проверено 15 октября 2008 г. В архиве 10 февраля 2010 г. Wayback Machine
  33. ^ Чанг, Раймонд (2007). Химия, Девятое издание. Макгроу-Хилл. п. 52. ISBN  978-0-07-110595-8.
  34. ^ Фрейтас-младший, Роберт А. (1999). Наномедицина. Landes Bioscience. Таблицы 3–1 и 3–2. ISBN  1-57059-680-8.
  35. ^ а б c «Состав и номенклатура углеводородов». Университет Пердью. Получено 2008-03-23.
  36. ^ а б c d Альбертс, Брюс; Александр Джонсон; Джулиан Льюис; Мартин Рафф; Кейт Робертс; Питер Уолтер (2002). Молекулярная биология клетки. Наука о гирляндах.
  37. ^ Лавуазье, Антуан Лоран (1965). Элементы химии в новом систематическом порядке: все современные открытия. Courier Dover Publications. п.15. ISBN  0-486-64624-6.
  38. ^ Азот в WebElements.
  39. ^ Раков, Владимир А .; Умань, Мартин А. (2007). Молния: физика и эффекты. Издательство Кембриджского университета. п. 508. ISBN  978-0-521-03541-5.
  40. ^ Национальный центр ядерных данных. «База данных NuDat 2.1 - фтор-19». Брукхейвенская национальная лаборатория. Получено 2011-05-01.
  41. ^ "Таблица Менделеева WebElements» Фтор »самое необходимое». www.webelements.com.
  42. ^ «Неон: изотопы». Softciências. Архивировано из оригинал в 2012-07-31. Получено 2011-05-01.

внешняя ссылка