Gli elementi del Secondo Periodo vanno dal litio che numero atomico 3 al neon che ha numero atomico 10 e quindi riempiono gli orbitali 2s e 2p.
| Elemento | Configurazione elettronica |
| Li | [He] 2s1 |
| Be | [He] 2s2 |
| B | [He] 2s2 2p1 |
| C | [He] 2s2 2p2 |
| N | [He] 2s2 2p3 |
| O | [He] 2s2 2p4 |
| F | [He] 2s2 2p5 |
| Ne | [He] 2s2 2p6 |
Vi sono quindi due elementi appartenenti al blocco s e sei appartenenti al blocco p. Sono presenti due metalli, un semimetallo, quattro non metalli e un gas nobile.
Essi differiscono dagli elementi dei periodi successivi in quanto hanno:
- Dimensione degli atomi più piccola
- Un guscio esterno con un massimo di 8 elettroni e un guscio interno (1s) con due elettroni
- Nessun orbitale d accessibile a causa dell’elevata differenza di energia
Gli elementi del Secondo Periodo pertanto possono formare un massimo di quattro legami.
Energie di ionizzazione
Le energie di ionizzazione degli elementi del secondo periodo aumentano da sinistra verso destra
Vi sono tuttavia due eccezioni costituite dal boro e dall’ossigeno. Questo comportamento apparentemente anomalo è dovuto al fatto che mentre l’elettrone che viene allontanato dal berillio appartiene all’orbitale 2s del boro al 2p che pertanto risente meno dell’attrazione del nucleo.
Gli elettroni dell’azoto presenti nell’orbitale 2p si distribuiscono, secondo la regola di Hund, uno in px, uno in py e uno in pz con spin paralleli.
Nell’ossigeno in cui sono presenti 4 elettroni nell’orbitale 2p, due si trovano in px con spin antiparalleli , uno in py e uno in pz e quindi è necessaria una minore energia per allontanare l’elettrone a spin antiparallelo.
Le altre proprietà periodiche rispettano l’andamento previsto quindi il raggio atomico diminuisce da sinistra a destra mentre l’elettronegatività aumenta.
Gli ossidi dei metalli sono ossidi basici mentre gli ossidi degli elementi che si trovano a destra sono ossidi acidi.
Ad eccezione del neon che esiste in forma monoatomica, azoto, ossigeno e fluoro si trovano, allo stato naturale come molecole biatomiche.
Reazioni con acqua
Il litio reagisce lentamente con l’acqua per dare idrossido di litio e idrogeno gassoso:
2 Li(s) + 2 H2O(l) → 2 LiOH(aq) + H2(g)
Il berillio e il boro non danno reazioni con l’acqua.
Il carbonio reagisce a caldo con vapore acqueo per dare una miscela di idrogeno, monossido di carbonio, biossido di carbonio:
2 C(s) + 3 H2O(g) → CO(g) + CO2(g) + 3 H2(g)
L’azoto e l’ossigeno non reagiscono con l’acqua ma si solubilizzano in essa in ragione di 14 g/L e 30 g/L rispettivamente a 20°C e pressione atmosferica.
Il fluoro reagisce con acqua dando difluoruro di ossigeno e acido fluoridrico:
2 F2(g) + H2O(l) → OF2(aq)+ 2 HF(aq)
Reazioni con ossigeno
Il litio reagisce lentamente con l’ossigeno dell’aria a temperatura ambiente per formare l’ossido:
4 Li(s) + O2(g) → 2 Li2O(s)
Il berillio ridotto in povere sottile brucia all’aria per dare l’ossido di berillio e il nitruro di berillio secondo le reazioni:
2 Be(s) + O2(g) → 2 BeO(s)
3 Be(s) + N2(g) → Be3N2(s)
Contrariamente agli ossidi dei metalli del gruppo 2 che sono basici l’ossido di berillio è anfotero.
A temperatura ambiente il boro non reagisce con l’ossigeno ma solo ad alte temperature forma l’ossido:
4 B(s) +3 O2(g) → 2 B2O3(s)
Il carbonio sotto forma di grafite reagisce con l’ossigeno: se l’ossigeno è in eccesso si ha una combustione completa con formazione di biossido di carbonio:
C(s)+ O2(g) → CO2(g)
Se la reazione avviene in difetto di ossigeno si ha una combustione incompleta con formazione di monossido di carbonio:
2 C(s)+ O2(g) →2 CO(g)
In condizioni normali l’azoto non reagisce con l’ossigeno ma ad elevate temperature si ottengono vari tipi di ossidi di azoto
Il monossido di azoto si ottiene dalla reazione:
N2(g) + O2(g) → 2 NO(g)
Il monossido di azoto può reagire con l’ossigeno per dare il biossido di azoto secondo la reazione:
2 NO(g) + O2(g) →2 NO2(g)
Il fluoro pur avendo elevata reattività non reagisce con l’ossigeno