عنصر الدورة الثانية

الليثيوم (Li) فلز قلوي عدده الذري 3، يوجد طبيعيًا في نظيرين : ^6Li و ⁷ Li. يشكل هذان النظيران جميع نظائر الليثيوم الموجودة طبيعيًا على الأرض، على الرغم من تصنيع نظائر أخرى . في المركبات الأيونية ، يفقد الليثيوم إلكترونًا ليصبح موجب الشحنة، مكونًا الكاتيون Li⁺ ^. الليثيوم هو أول فلز قلوي في الجدول الدوري، ^{[ ملاحظة 1 ]} وأول فلز من أي نوع في الجدول الدوري. ^{[ ملاحظة 2 ]} في الظروف القياسية من درجة الحرارة والضغط ، يكون الليثيوم فلزًا لينًا، أبيض فضي اللون، شديد التفاعل . بكثافة 0.564 جم/ ^سم³ ، يُعد الليثيوم أخف الفلزات وأقل العناصر الصلبة كثافة. ^{[ 6 ]}

الليثيوم هو أحد العناصر القليلة التي تم تصنيعها في الانفجار العظيم . وهو العنصر الحادي والثلاثون من حيث الوفرة على سطح الأرض، ^{[ 7 ]} حيث يوجد بتراكيز تتراوح بين 20 و70 جزءًا في المليون وزناً، ^{[ 8 ]} ولكن نظرًا لتفاعليته العالية، فإنه لا يوجد بشكل طبيعي إلا في المركبات . ^{[ 8 ]}

تُستخدم أملاح الليثيوم في صناعة الأدوية كأدوية مُثبِّتة للمزاج . ^{[ 9 ] [ 10 ]} كما تُستخدم في علاج اضطراب ثنائي القطب ، حيث تُسهم في علاج الاكتئاب والهوس ، وقد تُقلل من احتمالية الانتحار . ^{[ 11 ]} ومن أكثر المركبات شيوعًا: _{كربونات} الليثيوم ( _Li₂CO₃ ) _، وسترات _{الليثيوم} ( _{Li₃C₆H₅O₇} ) _، وكبريتات الليثيوم ( _{Li₂SO₄ )} ، وأوروتات الليثيوم ( _{LiC₅H₃N₂O₄} · H₂O ₎ . يُستخدم ^{الليثيوم أيضًا} في البطاريات كقطب سالب ، وتُستخدم سبائكه مع الألومنيوم _{والكادميوم} والنحاس والمنغنيز في صناعة أجزاء عالية ^الأداء _{للطائرات} ، وأبرزها الخزان الخارجي لمكوك الفضاء . [ ₆ ]

البريليوم (Be) هو عنصر كيميائي عدده الذري 4، ويوجد في صورة ^9Be . في الظروف القياسية من درجة الحرارة والضغط، يكون البريليوم معدنًا قويًا، رماديًا فولاذيًا، خفيف الوزن، هشًا ، ثنائي التكافؤ ، من المعادن القلوية الترابية ، بكثافة 1.85 جم/ ^سم³ . ^{[ 12 ]} كما أنه يتميز بواحدة من أعلى درجات الانصهار بين جميع المعادن الخفيفة . النظير الأكثر شيوعًا للبريليوم هو ^9Be ، الذي يحتوي على 4 بروتونات و5 نيوترونات. يشكل هذا النظير ما يقارب 100% من البريليوم الموجود في الطبيعة، وهو نظيره المستقر الوحيد؛ ومع ذلك، فقد تم تصنيع نظائر أخرى . في المركبات الأيونية، يفقد البريليوم إلكترونيه التكافؤيين لتكوين الكاتيون ^Be²⁺ .

تم تخليق كميات ضئيلة من البريليوم خلال الانفجار العظيم ، إلا أن معظمه تحلل أو تفاعل لاحقًا لتكوين نوى أكبر، مثل الكربون أو النيتروجين أو الأكسجين. يُعد البريليوم مكونًا أساسيًا في 100 من أصل 4000 معدن معروف ، مثل البرترانديت ₍ Be₄Si₂O₇ (OH) _₂ ) ، والبريل ( _{Al₂Be₃Si₆O₁₈ )} ، _{والكريزوبيريل} ( Al₂BeO₄ ) ، _{والفينكيت} ( _{Be₂SiO₄ ) . من} بين أشكال البريل النفيسة: الأكوامارين، والبريل الأحمر، والزمرد. يُعد البريل والبرترانديت من أكثر مصادر البريليوم شيوعًا في الاستخدام التجاري ، _وتتضمن عملية إنتاجه اختزال فلوريد البريليوم باستخدام معدن المغنيسيوم _، أو التحليل الكهربائي لكلوريد البريليوم المنصهر _، الذي يحتوي على بعض كلوريد الصوديوم نظرًا لأن كلوريد البريليوم موصل رديء للكهرباء . ^{[ 12 ]}

نظرًا لصلابته وخفة وزنه وثبات أبعاده في نطاق واسع من درجات الحرارة، يُستخدم معدن البريليوم كمادة هيكلية في الطائرات والصواريخ وأقمار الاتصالات الصناعية . ^{[ 12 ]} كما يُستخدم كعامل مُسبك في نحاس البريليوم ، الذي يُستخدم في صناعة المكونات الكهربائية نظرًا لموصليته الكهربائية والحرارية العالية. ^{[ 13 ]} وتُستخدم صفائح البريليوم في كواشف الأشعة السينية لتصفية الضوء المرئي والسماح فقط بمرور الأشعة السينية. ^{[ 12 ]} ويُستخدم كمُهدئ للنيوترونات في المفاعلات النووية لأن النوى الخفيفة أكثر فعالية في إبطاء النيوترونات من النوى الثقيلة. ^{[ 12 ]} كما أن خفة وزن البريليوم وصلابته العالية تجعله مفيدًا في صناعة مكبرات الصوت عالية التردد ( التويتر) . ^{[ 14 ]}

تُصنّف الوكالة الدولية لأبحاث السرطان البريليوم ومركباته ضمن المجموعة الأولى من المواد المسرطنة ؛ فهي مواد مسرطنة للحيوانات والبشر على حد سواء. ^{[ 15 ]} يُعدّ داء البريليوم المزمن مرضًا رئويًا وجهازيًا حبيبيًا ناتجًا عن التعرّض للبريليوم. تتراوح نسبة الأشخاص الذين يعانون من حساسية تجاه البريليوم بين 1% و15%، وقد يُصابون برد فعل التهابي في الجهاز التنفسي والجلد ، يُعرف باسم داء البريليوم المزمن أو داء البريليوم . يتعرّف جهاز المناعة في الجسم على البريليوم كجسيمات غريبة، فيشنّ هجومًا عليها، عادةً في الرئتين حيث يتم استنشاقها. وقد يُسبّب ذلك الحمى، والتعب، والضعف، والتعرّق الليلي، وصعوبة في التنفس. ^{[ 16 ]}

البورون (B) عنصر كيميائي عدده الذري 5، ويوجد في صورتين: ^10B و ¹¹ B. في الظروف القياسية من درجة الحرارة والضغط، يكون البورون شبه فلز ثلاثي التكافؤ ، وله عدة أشكال تآصلية . البورون غير المتبلور مسحوق بني اللون ينتج عن تفاعلات كيميائية متعددة. أما البورون المتبلور فهو مادة سوداء صلبة للغاية ذات درجة انصهار عالية، ويوجد في العديد من الأشكال البلورية : الشكلان المعينيان ، ألفا-بورون وبيتا-بورون، اللذان يحتويان على 12 و106.7 ذرة على التوالي في وحدة الخلية المعينية، والبورون الرباعي ذو الخمسين ذرة، وهما الأكثر شيوعًا. تبلغ كثافة البورون 2.34 ⁻³ . ^{[ 17 ]} أكثر نظائر البورون شيوعًا هو ^11B بنسبة 80.22%، ويحتوي على 5 بروتونات و6 نيوترونات. النظير الشائع الآخر هو ^10B بنسبة 19.78%، ويحتوي على 5 بروتونات و5 نيوترونات. ^{[ 18 ]} هذه هي النظائر المستقرة الوحيدة للبورون؛ ومع ذلك، فقد تم تصنيع نظائر أخرى . يشكل البورون روابط تساهمية مع اللافلزات الأخرى ، وله حالات أكسدة 1 و2 و3 و4. ^{[ 19 ] [ 20 ] [ 21 ]} لا يوجد البورون في الطبيعة كعنصر حر، بل في مركبات مثل البورات . من أكثر مصادر البورون شيوعًا التورمالين ، والبورق ، Na₂B₄O₅ ₍ OH ₎ ₄ _· 8H₂O ، والكيرنيت ، Na₂B₄O₅ ₍ OH) ₄ · _{2H₂O .} [ ₁₇ ^{] من الصعب} _الحصول على بورون نقي . يمكن تحضيره عن طريق اختزال أكسيد البورون _{الثلاثي ،} B₂O₃ _، بالمغنيسيوم _. يُصنع هذا الأكسيد عن طريق صهر حمض البوريك ، B(OH) _₃ ، الذي يُستخلص بدوره من البوراكس. ويمكن إنتاج كميات صغيرة من البورون النقي عن طريق التحلل الحراري لبروميد البورون، BBr₃ _، في غاز الهيدروجين فوق سلك التنتالوم الساخن ، الذي يعمل كعامل مساعد . ^{[ 17 ]} أهم مصادر البورون تجاريًا هي:يُستخدم رباعي بورات الصوديوم الخماسي المائي ، Na₂B₄O₇·5H₂O ، _بكميات كبيرة _{في صناعة} الألياف الزجاجية العازلة ومبيض بيربورات الصوديوم ؛ ويُستخدم كربيد البورون _، وهو مادة خزفية ، في صناعة مواد الدروع، وخاصة السترات الواقية من الرصاص للجنود وضباط الشرطة؛ ويُستخدم حمض الأورثوبوريك ، _{H₃BO₃ أو حمض البوريك} ، في إنتاج الألياف الزجاجية النسيجية وشاشات العرض المسطحة؛ ويُستخدم رباعي بورات الصوديوم العشاري المائي، Na₂B₄O₇· 10H₂O أو البوراكس ، في _{إنتاج المواد اللاصقة ؛} ويُستخدم نظير البورون-10 كعنصر تحكم في المفاعلات النووية، وكدرع للإشعاع النووي، وفي الأجهزة المستخدمة للكشف عن النيوترونات ^{. [ 18} _]

البورون عنصر غذائي دقيق أساسي للنباتات ، ضروري لتقوية جدران الخلايا ونموها، وانقسام الخلايا، وتكوين البذور والثمار، ونقل السكريات، وإنتاج الهرمونات. ^{[ 22 ]} مع ذلك، فإن التركيزات العالية للبورون في التربة، التي تتجاوز 1.0 جزء في المليون، قد تُسبب نخرًا في الأوراق وضعفًا في النمو. حتى أن مستويات منخفضة تصل إلى 0.8 جزء في المليون قد تُسبب ظهور هذه الأعراض في النباتات، وخاصةً الحساسة منها. تُظهر معظم النباتات، حتى تلك التي تتحمل وجود البورون في التربة، أعراض تسمم البورون عندما تتجاوز مستوياته 1.8 جزء في المليون. ^{[ 18 ]} يُعد البورون عنصرًا نادرًا جدًا في الحيوانات ؛ أما في النظام الغذائي البشري، فيتراوح المدخول اليومي منه بين 2.1 و4.3  ملغ بورون/كغ من وزن الجسم/يوم. ^{[ 23 ]} كما يُستخدم كمكمل غذائي للوقاية من هشاشة العظام والتهاب المفاصل وعلاجهما. ^{[ 24 ]}

الكربون عنصر كيميائي عدده الذري 6، ويوجد في صور ذرية ^12C و ¹³ C و ¹⁴ C. ^{[ 25 ]} في الظروف القياسية من درجة الحرارة والضغط، يكون الكربون مادة صلبة، ويوجد في العديد من الأشكال المتآصلة ، وأكثرها شيوعًا الجرافيت والماس والفوليرين والكربون غير المتبلور . ^{[ 25 ]} الجرافيت معدن شبه فلزي أسود معتم، ناعم، ذو بنية بلورية سداسية، يتميز بخصائص توصيل حراري ممتازة وثبات ديناميكي حراري عالٍ . أما الماس، فهو بلورة مكعبة عديمة اللون ، شفافة للغاية، ذات خصائص توصيل حراري ضعيفة، وهو أصلب المعادن الطبيعية المعروفة ، وله أعلى معامل انكسار بين جميع الأحجار الكريمة . على عكس البنية البلورية للماس والجرافيت، فإن الفوليرين جزيئات ، سُميت نسبةً إلى ريتشارد بوكمينستر فولر الذي تشبه بنيتها الجزيئية. هناك أنواع عديدة من الفوليرين، أشهرها "كرة باكي" C60 _. لا تزال المعلومات المتوفرة عن الفوليرين قليلة، وهو موضوع بحثي حالي. ^{[ 25 ]} يوجد أيضًا الكربون غير المتبلور، وهو كربون بدون أي بنية بلورية. ^{[ 26 ]} في علم المعادن ، يُستخدم هذا المصطلح للإشارة إلى السخام والفحم ، على الرغم من أنهما ليسا غير متبلورين تمامًا لاحتوائهما على كميات ضئيلة من الجرافيت أو الماس. [ ^{27 ] [ 28 ] النظير} الأكثر شيوعًا للكربون بنسبة 98.9% هو الكربون ^-12 ، الذي يحتوي على ستة بروتونات وستة نيوترونات. ^{[ 29 ] الكربون -13} مستقر أيضًا، ويحتوي على ستة بروتونات وسبعة نيوترونات، بنسبة 1.1%. ^{[ 29 ]} توجد كميات ضئيلة من الكربون ^-14 بشكل طبيعي، لكن هذا النظير مشع ويتحلل بنصف عمر يبلغ 5730 عامًا؛ ويُستخدم في التأريخ بالكربون المشع . ^{[ 30 ]} كما تم تصنيع نظائر أخرى للكربون . يشكل الكربون روابط تساهمية مع اللافلزات الأخرى ذات حالة الأكسدة −4 أو −2 أو +2 أو +4. ^{[ 25 ]}

يُعدّ الكربون رابع أكثر العناصر وفرةً في الكون من حيث الكتلة بعد الهيدروجين والهيليوم والأكسجين ^{[ 31 ]} ، وثاني أكثر العناصر وفرةً في جسم الإنسان من حيث الكتلة بعد الأكسجين ^{[ 32 ]} ، وثالث أكثرها وفرةً من حيث عدد الذرات ^{[ 33 ]} . يوجد عدد لا حصر له تقريبًا من المركبات التي تحتوي على الكربون نظرًا لقدرته على تكوين سلاسل طويلة ومستقرة من روابط الكربون-كربون ^{[ 34 ] [ 35 ]} . أبسط الجزيئات المحتوية على الكربون هي الهيدروكربونات ، التي تتكون من الكربون والهيدروجين ^{[ 34 ]،} على الرغم من أنها قد تحتوي أحيانًا على عناصر أخرى في مجموعات وظيفية . تُستخدم الهيدروكربونات كوقود أحفوري وفي صناعة البلاستيك والبتروكيماويات . جميع المركبات العضوية ، أي تلك الضرورية للحياة، تحتوي على ذرة كربون واحدة على الأقل. ^{[ 34 ] [ 35 ]} عند اتحاده مع الأكسجين والهيدروجين، يُمكن للكربون أن يُشكّل العديد من مجموعات المركبات البيولوجية الهامة ^{[ 35 ]،} بما في ذلك السكريات ، والليغنانات ، والكيتينات ، والكحولات ، والدهون ، والإسترات العطرية ، والكاروتينات ، والتربينات . ومع النيتروجين ، يُشكّل القلويات ، ومع إضافة الكبريت، يُشكّل أيضًا المضادات الحيوية ، والأحماض الأمينية ، ومنتجات المطاط . ومع إضافة الفوسفور إلى هذه العناصر الأخرى، يُشكّل الحمض النووي DNA والحمض النووي الريبي RNA ، وهما حاملا الشفرة الكيميائية للحياة، والأدينوسين ثلاثي الفوسفات (ATP)، وهو أهم جزيء لنقل الطاقة في جميع الخلايا الحية. ^{[ 35 ]}

النيتروجين عنصر كيميائي عدده الذري 7، ورمزه N، وكتلته الذرية 14.00674  وحدة كتل ذرية. النيتروجين العنصري غاز ثنائي الذرة عديم اللون والرائحة والطعم، وخامل في الغالب في الظروف القياسية ، ويشكل 78.08% من حجم الغلاف الجوي للأرض . اكتشف الطبيب الاسكتلندي دانيال رذرفورد عنصر النيتروجين كمكون منفصل للهواء عام 1772. ^{[ 36 ]} يوجد النيتروجين طبيعيًا على شكل نظيرين: النيتروجين-14 والنيتروجين-15. ^{[ 37 ]}

تحتوي العديد من المركبات ذات الأهمية الصناعية ، مثل الأمونيا وحمض النيتريك والنترات العضوية ( الوقود الدافع والمتفجرات ) والسيانيدات ، على النيتروجين. وتُهيمن الرابطة القوية للغاية في النيتروجين العنصري على كيمياء النيتروجين، مما يُسبب صعوبةً لكلٍ من الكائنات الحية والصناعة في كسر هذه الرابطة لتحويل النيتروجين ._جزيئان إلى مركباتمفيدة، ولكن في الوقت نفسه يتسبب ذلك في إطلاق كميات كبيرة من الطاقة المفيدة في كثير من الأحيان عندما تحترق المركبات أو تنفجر أو تتحلل مرة أخرى إلى غاز النيتروجين.

يوجد النيتروجين في جميع الكائنات الحية، وتصف دورة النيتروجين انتقال هذا العنصر من الهواء إلى الغلاف الحيوي والمركبات العضوية، ثم عودته إلى الغلاف الجوي. تُعد النترات المُصنّعة مكونات أساسية للأسمدة الصناعية ، كما أنها من الملوثات الرئيسية المسببة لظاهرة التخثث في الأنظمة المائية. يُعد النيتروجين عنصرًا أساسيًا في الأحماض الأمينية ، وبالتالي في البروتينات ، وفي الأحماض النووية ( DNA و RNA ). وهو يدخل في التركيب الكيميائي لجميع النواقل العصبية تقريبًا ، ويُعد مكونًا رئيسيًا للقلويدات ، وهي جزيئات بيولوجية تُنتجها العديد من الكائنات الحية. ^{[ 38 ]}

الأكسجين هو العنصر الكيميائي ذو العدد الذري 8، ويوجد في الغالب على شكل ¹⁶ O، ولكن يوجد أيضًا على ^{شكل 17} O و ¹⁸ O.

الأكسجين هو ثالث أكثر العناصر وفرةً من حيث الكتلة في الكون (على الرغم من وجود عدد أكبر من ذرات الكربون، إلا أن كل ذرة كربون أخف وزنًا). وهو غاز ذو كهرسلبية عالية، ولا فلزي، وعادةً ما يكون ثنائي الذرة، ويتواجد حتى في درجات حرارة منخفضة جدًا. الفلور هو العنصر اللافلزي الوحيد الأكثر نشاطًا كيميائيًا. ينقصه إلكترونان لإكمال غلافه الإلكتروني الخارجي، ويكتسب الإلكترونات بسهولة من العناصر الأخرى. يتفاعل الأكسجين بشدة مع الفلزات القلوية والفوسفور الأبيض في درجة حرارة الغرفة، وبشكل أقل حدة مع الفلزات القلوية الترابية الأثقل من المغنيسيوم. عند درجات حرارة أعلى ، يحرق الأكسجين معظم الفلزات الأخرى والعديد من اللافلزات (بما في ذلك الهيدروجين والكربون والكبريت). العديد من أكاسيده مواد مستقرة للغاية يصعب تحللها، مثل الماء وثاني أكسيد الكربون والألومينا والسيليكا وأكاسيد الحديد (التي غالبًا ما تظهر على شكل صدأ ). الأكسجين هو جزء من المواد التي يمكن وصفها على أفضل وجه بأنها بعض أملاح المعادن والأحماض المحتوية على الأكسجين ( النترات والكبريتات والفوسفات والسيليكات والكربونات ).

الأكسجين ضروري لجميع أشكال الحياة. تقوم النباتات والعوالق النباتية بعملية التمثيل الضوئي، حيث تُنتج ثاني أكسيد الكربون والماء، وكلاهما من الأكاسيد، في وجود ضوء الشمس لتكوين السكريات مع إطلاق الأكسجين. ثم تتحول هذه السكريات إلى مواد مثل السليلوز، والبروتينات (مع النيتروجين، وأحيانًا الكبريت) وغيرها من المواد الأساسية للحياة. وتعتمد الحيوانات بشكل خاص، وكذلك الفطريات والبكتيريا، في نهاية المطاف على النباتات والعوالق النباتية التي تقوم بعملية التمثيل الضوئي للحصول على الغذاء والأكسجين.

تستخدم النار الأكسجين لأكسدة المركبات التي تتكون عادة من الكربون والهيدروجين إلى الماء وثاني أكسيد الكربون (على الرغم من إمكانية وجود عناصر أخرى) سواء في الحرائق غير المنضبطة التي تدمر المباني والغابات أو النار المنضبطة داخل المحركات أو التي توفر الطاقة الكهربائية من التوربينات، أو الحرارة للحفاظ على دفء المباني، أو القوة الدافعة التي تحرك المركبات.

يشكل الأكسجين ما يقارب 21% من الغلاف الجوي للأرض، وينتج هذا الأكسجين بالكامل عن عملية التمثيل الضوئي. يُستخدم الأكسجين النقي في العلاج الطبي للأشخاص الذين يعانون من مشاكل في الجهاز التنفسي. ويُعدّ الأكسجين الزائد سامًا .

كان الأكسجين مرتبطًا في الأصل بتكوين الأحماض، إلى أن تبين أن بعض الأحماض لا تحتوي على الأكسجين. سُمي الأكسجين بهذا الاسم لقدرته على تكوين الأحماض، وخاصة مع اللافلزات. بعض أكاسيد بعض اللافلزات حمضية للغاية، مثل ثالث أكسيد الكبريت الذي يُكوّن حمض الكبريتيك عند ملامسته للماء. معظم أكاسيد الفلزات قلوية، وبعضها قلوي للغاية، مثل أكسيد البوتاسيوم . بعض أكاسيد الفلزات مترددة، مثل أكسيد الألومنيوم، مما يعني أنها تتفاعل مع كل من الأحماض والقواعد.

على الرغم من أن الأكسجين عادةً ما يكون غازًا ثنائي الذرة، إلا أنه قادر على تكوين شكلٍ متآصل يُعرف بالأوزون . الأوزون غاز ثلاثي الذرات، وهو أكثر تفاعلاً من الأكسجين. وعلى عكس الأكسجين ثنائي الذرة، يُعد الأوزون مادة سامة تُصنف عمومًا ضمن الملوثات. في طبقات الجو العليا، يتحد بعض الأكسجين لتكوين الأوزون، الذي يتميز بقدرته على امتصاص الأشعة فوق البنفسجية الضارة داخل طبقة الأوزون . كانت الحياة على اليابسة مستحيلة قبل تكوّن طبقة الأوزون.

الفلور هو العنصر الكيميائي ذو العدد الذري 9. وهو يوجد بشكل طبيعي في شكله المستقر الوحيد ^19F . ^{[ 39 ]}

الفلور غاز ثنائي الذرة أصفر باهت في الظروف العادية وحتى في درجات الحرارة المنخفضة جدًا. ينقص كل ذرة إلكترون واحد من غلافها الخارجي المستقر للغاية (ثمانية إلكترونات)، مما يجعل جزيئات الفلور غير مستقرة لدرجة أنها تنكسر بسهولة، حيث تميل ذرات الفلور الحرة إلى انتزاع إلكترونات مفردة من أي عنصر آخر تقريبًا. يُعد الفلور أكثر العناصر نشاطًا كيميائيًا، حتى أنه يهاجم العديد من الأكاسيد ليحل محل الأكسجين بالفلور. يهاجم الفلور أيضًا السيليكا، وهي من المواد المفضلة لنقل الأحماض القوية، ويحرق الأسبستوس. كما يهاجم ملح الطعام ، وهو من أكثر المركبات استقرارًا، مُطلقًا غاز الكلور. لا يوجد الفلور أبدًا في الطبيعة على شكل ذرات غير متحدة، ونادرًا ما يبقى كذلك لفترة طويلة. يحرق الفلور الهيدروجين في الوقت نفسه إذا كان أي منهما سائلًا أو غازيًا، حتى في درجات حرارة قريبة من الصفر المطلق. ^{[ 40 ]} من الصعب للغاية عزله عن أي مركبات، فضلًا عن الحفاظ عليه غير متحد.

يُعد غاز الفلور شديد الخطورة لأنه يهاجم جميع المواد العضوية تقريبًا، بما في ذلك الأنسجة الحية. العديد من المركبات الثنائية التي يُشكلها (وتُسمى الفلوريدات) سامة للغاية، بما في ذلك الفلوريدات الذائبة، وخاصة فلوريد الهيدروجين . يُشكل الفلور روابط قوية جدًا مع العديد من العناصر. مع الكبريت، يُمكنه تكوين سداسي فلوريد الكبريت، وهو مركب مستقر للغاية وخامل كيميائيًا ؛ ومع الكربون، يُمكنه تكوين مادة التفلون الرائعة ، وهي مادة صلبة مستقرة وغير قابلة للاشتعال، ذات درجة انصهار عالية ومعامل احتكاك منخفض جدًا، مما يجعلها بطانة ممتازة لأواني الطهي والمعاطف الواقية من المطر. تشمل مركبات الفلور والكربون بعض أنواع البلاستيك الفريدة. كما يُستخدم الفلور كمتفاعل في صناعة معجون الأسنان.

النيون هو العنصر الكيميائي ذو العدد الذري 10، ويوجد بشكل طبيعي على هيئة ثلاثة نظائر مستقرة: ²⁰ Ne و ²¹ Ne و ²² Ne. ^{[ 41 ]}

النيون غاز أحادي الذرة . يمتلك غلافًا خارجيًا مكتملًا بثمانية إلكترونات، مما يجعله مقاومًا بشدة لفقدان الإلكترونات ولا يكتسبها بسهولة، ما يجعله خاملًا فعليًا. يُصنف النيون ضمن الغازات النبيلة .

على الرغم من ندرته النسبية على الأرض، يُعدّ النيون خامس أكثر العناصر وفرةً في الكون، ويتكوّن خلال عملية ألفا في النجوم. على الأرض، يُستخلص النيون عن طريق التقطير التجزيئي للهواء السائل، حيث يوجد بنسبة 18 جزءًا في المليون تقريبًا في الغلاف الجوي. ولا يُعرف للنيون أي دور بيولوجي.

يُعرف هذا العنصر بتوهجه البرتقالي المحمر المميز في أنابيب التفريغ الغازي منخفضة الضغط ولافتات الإعلانات النيونية ، والذي تم عرضه لأول مرة عام 1910 على يد جورج كلود . كما يُستخدم النيون في مؤشرات الجهد العالي، ومانعات الصواعق ، وشاشات البلازما ، والتبريد المبرد (نظرًا لانخفاض درجة غليانه)، وكمكون في بعض الليزرات.