Строение щелочноземельных металлов таблица

Давайте разберем эти металлы точно по подобию щелочных металлов.

Щелочноземельными эти металлы называют, т.к. они содержатся во всех минералах земли — поэтому «земельные», а «щелочные» — т.к. они придают воде щелочную реакцию.

• Строение электронных оболочек
• Электронное строение внешнего слоя у всех этих элементов одинаково – на нем всего 2  электрона на s-подуровне:
• n S2
• 
•  
  Что это означает?

1. Валентности элементов = 2, т.е. каждый атом может образовывать 2 связи.
2. Степень окисления элементов = +2 – металлические свойства – это способность отдавать электроны
3. Сверху вниз в подгруппе радиус атома увеличивается, следовательно,  электроны все слабее притягиваются к ядру атома, следовательно, сверху вниз металлические свойства увеличиваются – Ba более сильный металл, чем Be.
4. Как следствие этого сверху вниз в подгруппе усиливаются восстановительные свойства.

1. Физические свойства щелочно-земельных металлов
3.  
   Общие характеристики:
    

• все металлы сероватого цвета,
• твердые, ножом, как щелочные металлы, их уже, конечно, не порежешь ????
• плотность больше 1,
• на воздухе  элементы достаточно устойчивы, но покрываются оксидной пленкой,
• окрашивают пламя в разный цвет (это используют для получения разных цветов пламени в пиротехнике):

•  
  Ca — в кирпично-красный
• Sr – в красный
• Ba– в желтый
   
• Химические свойства металлов
• Имеет смысл рассмотреть химические свойства  по таблице классификации неорганических соединений.
• 
•  
  1. Идем по синим стрелочкам — взаимодействие металлов:
   
• Металлы традиционно проявляют металлические —  восстановительные свойства.
•  
  2. Идем по зеленым стрелочкам — реакции для оксидов
   
•  
  3. Идем по оранжевым стрелочкам
   
• Обратите внимание, что гидроксиды щелочноземельных металлов либо малорастворимы, либо нерастворимые, поэтому их образование может служить качественной реакцией.
•  Be(OH)2 — амфотерный гидроксид, он может реагировать как с основаниями, так и с кислотами!

3. Щелочноземельные металлы с водородом также образуют гидриды.

Как мы уже говорили, сверху вниз в подгруппе металлические свойства элементов возрастают. Водород, хоть и находится в первой группе при реакции с щелочноземельными металлами будет проявлять отрицательную степень окисления.

Как определить качественные реакции? Загляните в таблицу растворимости!

1.  
   Be(OH)2 — гелеобразный белый осадок;
    
   Сa(OH)2 — белый осадок;
    
   Mg(OH)2 — белесый осадок;
    
   Фториды — белесо-бесцветные осадки;
    
   Сульфиты и сульфаты — белые осадки.
    
   Как видите, цвета осадков не отличаются цветовым разнообразием ????
2. Получение щелочно-земельных металлов
3.  
   Обычно щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов их солей:
4. CaCl2 (электролиз) → Ca + Cl2
5.  
   [TESTME 24]
    
    

Обсуждение: «Щелочноземельные металлы»

(Правила комментирования)

Щелочноземельные металлы

Металлы главных подгрупп I и II групп. Жесткость воды

В периодической системе элементов металлы в основном располагаются в главных подгруппах I—Ill групп, а также в побочных подгруппах.

В IA группе у атомов элементов на внешнем энергетическом уровне находится 1 электрон в состоянии s1, во IIA группе у атомов на внешнем ЭУ 2 электрона в состоянии s2. Эти элементы относятся к s-элементам. В IIIA группе у всех элементов на внешнем ЭУ 3 электрона в состоянии s2p1. Они относятся к p-элементам.

• В IA группу входят щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, активность которых при движении сверху вниз увеличивается вследствие увеличения радиуса атомов, металлические свойства возрастают также, как и у щелочеземельных металлов IIA группы Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra и металлов IIIA группы Al, Ga, In, Tl.
• Оксиды типа R2O характерны только для Li, для всех остальных щелочных металлов характерны пероксиды R2O2, которые являются сильными окислителями.
• Все металлы этих групп образуют основные оксиды и гидроксиды, кроме Be и Al, которые проявляют амфотерные свойства.

Физические свойства

В свободном состоянии все металлы – серебристо-белые вещества. Магний и щелочноземельные металлы – ковкие и пластичные, довольно мягкие, хотя тверже щелочных. Бериллий отличается значительной твердостью и хрупкостью, барий при резком ударе раскалывается.

В кристаллическом состоянии при обычных условиях бериллий и магний имеют гексагональную кристаллическую решетку, кальций, стронций – кубическую гранецентрированную кристаллическую решетку, барий – кубическую объемоцентрированную кристаллическую решетку с металлическим типом химической связи, что обуславливает их высокую тепло- и электропроводность.

Металлы имеют температуры плавления и кипения выше, чем у щелочных металлов, причем с увеличением порядкового номера элемента температура плавления металла изменяется немонотонно, что связано с изменением типа кристаллической решетки.

Бериллий и магний покрыты прочной оксидной пленкой и не изменяются на воздухе. Щелочноземельные металлы очень активны, их хранят в запаянных ампулах, под слоем вазелинового масла или керосина.

Некоторые физические свойства бериллия, магния и щелочно-земельных металлов приведены в таблице.

Ще­лоч­ные ме­тал­лы – это се­реб­ри­сто-бе­лые ве­ще­ства с ха­рак­тер­ным ме­тал­ли­че­ским блес­ком. Они быст­ро туск­не­ют на воз­ду­хе из-за окис­ле­ния. Это мяг­кие ме­тал­лы, по мяг­ко­сти Na, K, Rb, Cs по­доб­ны воску. Они легко ре­жут­ся ножом. Они лег­кие. Литий – самый лег­кий ме­талл с плот­но­стью 0,5 г/см3.

Хи­ми­че­ские свой­ства ще­лоч­ных ме­тал­лов

Свойство	Be	Mg	Ca	Sr	Ba
Плотность, кг/м3
Температура плавления,°С
Температура кипения,°С

1. Вза­и­мо­дей­ствие с неме­тал­ла­ми

Из-за вы­со­ких вос­ста­но­ви­тель­ных свойств ще­лоч­ные ме­тал­лы бурно ре­а­ги­ру­ют с га­ло­ге­на­ми с об­ра­зо­ва­ни­ем со­от­вет­ству­ю­ще­го га­ло­ге­ни­да. При на­гре­ва­нии ре­а­ги­ру­ют с серой, фос­фо­ром и во­до­ро­дом с об­ра­зо­ва­ни­ем суль­фи­дов, гид­ри­дов, фос­фи­дов.

1. 2Na + Cl2→ 2NaCl
2. 2Na + S → Na2S
3. 2Na + H2→ 2NaH
4. 3Na + P → Na3P
5. Литий – это един­ствен­ный ме­талл, ко­то­рый ре­а­ги­ру­ет с азо­том уже при ком­нат­ной тем­пе­ра­ту­ре.
6. 6Li + N2 = 2Li3N, об­ра­зу­ю­щий­ся нит­рид лития под­вер­га­ет­ся необ­ра­ти­мо­му гид­ро­ли­зу.
7. Li3N + 3H2O → 3LiOH + NH3↑
8. 2. Вза­и­мо­дей­ствие с кис­ло­ро­дом
9. Толь­ко с ли­ти­ем сразу об­ра­зу­ет­ся оксид лития.
10. 4Li + О2 = 2Li2О, а при вза­и­мо­дей­ствии кис­ло­ро­да с на­три­ем об­ра­зу­ет­ся пе­рок­сид на­трия.

2Na + О2 = Na2О2. При го­ре­нии всех осталь­ных ме­тал­лов об­ра­зу­ют­ся над­пе­рок­си­ды.

К + О2 = КО2

3. Вза­и­мо­дей­ствие с водой

По ре­ак­ции с водой можно на­гляд­но уви­деть, как из­ме­ня­ет­ся ак­тив­ность этих ме­тал­лов в груп­пе свер­ху вниз. Литий и на­трий спо­кой­но вза­и­мо­дей­ству­ют с водой, калий – со вспыш­кой, а цезий – уже с взры­вом.

• 2Li + 2H2O → 2LiOH + H2↑
• 4. Вза­и­мо­дей­ствие с кис­ло­та­ми – силь­ны­ми окис­ли­те­ля­ми
• 8K + 10HNO3 (конц) → 8KNO3 + N2O +5 H2O
• 8Na + 5H2SO4 (конц) → 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O
• По­лу­че­ние ще­лоч­ных ме­тал­лов
• Из-за вы­со­кой ак­тив­но­сти ме­тал­лов, по­лу­чать их можно при по­мо­щи элек­тро­ли­за солей, чаще всего хло­ри­дов.
• Со­еди­не­ния ще­лоч­ных ме­тал­лов на­хо­дят боль­шое при­ме­не­ние в раз­ных от­рас­лях про­мыш­лен­но­сти.

РАС­ПРО­СТРА­НЕН­НЫЕ СО­ЕДИ­НЕ­НИЯ ЩЕ­ЛОЧ­НЫХ МЕ­ТАЛ­ЛОВ
NaOH	Едкий натр (ка­у­сти­че­ская сода)
NaCl	По­ва­рен­ная соль
NaNO3	Чи­лий­ская се­лит­ра
Na2SO4∙10H2O	Глау­бе­ро­ва соль
Na2CO3∙10H2O	Сода кри­стал­ли­че­ская
KOH	Едкое кали
KCl	Хло­рид калия (силь­вин)
KNO3	Ин­дий­ская се­лит­ра
K2CO3	Поташ

Щелочноземельные металлы

Их на­зва­ние свя­за­но с тем, что гид­рок­си­ды этих ме­тал­лов яв­ля­ют­ся ще­ло­ча­ми, а ок­си­ды рань­ше на­зы­ва­ли «земли». На­при­мер, оксид бария BaO – ба­ри­е­вая земля. Бе­рил­лий и маг­ний чаще всего к ще­лоч­но­зе­мель­ным ме­тал­лам не от­но­сят. Мы не будем рас­смат­ри­вать и радий, так как он ра­дио­ак­тив­ный.

1. Хи­ми­че­ские свой­ства ще­лоч­но­зе­мель­ных ме­тал­лов
2. 1. Вза­и­мо­дей­ствие с неме­тал­ла­ми
3. Сa + Cl2→ 2СaCl2
4. Сa + S → СaS
5. Сa + H2→ СaH2
6. 3Сa + 2P → Сa3 P2-
7. 2. Вза­и­мо­дей­ствие с кис­ло­ро­дом
8. 2Сa + O2 → 2CaO
9. 3. Вза­и­мо­дей­ствие с водой
10. Sr + 2H2O → Sr(OH)2 + H2↑, но вза­и­мо­дей­ствие более спо­кой­ное, чем с ще­лоч­ны­ми ме­тал­ла­ми.
11. 4. Вза­и­мо­дей­ствие с кис­ло­та­ми – силь­ны­ми окис­ли­те­ля­ми
12. 4Sr + 5HNO3 (конц) → 4Sr(NO3)2 + N2O +4H2O
13. 4Ca + 10H2SO4 (конц) → 4CaSO4 + H2S↑ + 5H2O
14. По­лу­че­ние ще­лоч­но­зе­мель­ных ме­тал­лов
15. Ме­тал­ли­че­ский каль­ций и строн­ций по­лу­ча­ют элек­тро­ли­зом рас­пла­ва солей, чаще всего хло­ри­дов.
16. CaCl2 Сa + Cl2
17. Барий вы­со­кой чи­сто­ты можно по­лу­чить алю­мо­тер­ми­че­ским спо­со­бом из ок­си­да бария
18. 3BaO +2Al → 3Ba + Al2O3

Щёлочноземельные металлы | это… Что такое Щёлочноземельные металлы?

Группа →
2
↓ Период

2 3 4 5 6 7

Щё́лочноземе́льные мета́ллы — химические элементы 2-й группы[1] периодической таблицы элементов: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий[2][3]. Названы так потому, что их оксиды — «земли» (по терминологии алхимиков) — сообщают в воде щелочную реакцию. Соли щёлочноземельных металлов, кроме радия, широко распространены в природе в виде минералов. Происхождение этого названия связано с тем, что их гидроксиды являются щелочами, а оксиды по тугоплавкости сходны с оксидами алюминия и железа, носившими ранее общее название «земли

Физические свойства

Все щёлочноземельные металлы — серые, твёрдые при комнатной температуре вещества. В отличие от щелочных металлов, они существенно более твёрдые, и ножом преимущественно не режутся (исключение — стронций).

Плотность щёлочноземельных металлов с порядковым номером растёт, хотя явно рост наблюдается только начиная с кальция, который имеет минимальную среди них плотность (ρ = 1,55 г/см³), самый тяжёлый — радий, плотность которого примерно равна плотности железа.

Химические свойства

Щёлочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами, наряду с щелочными металлами. Имея два валентных электрона, щёлочноземельные металлы легко их отдают, и во всех соединениях имеют степень окисления +2 (очень редко +1).

Химическая активность щёлочноземельных металлов растёт с ростом порядкового номера.

Бериллий в компактном виде не реагирует ни с кислородом, ни с галогенами даже при температуре красного каления (до 600 °C, для реакции с кислородом и другими халькогенами нужна ещё более высокая температура, фтор — исключение).

Магний защищён оксидной плёнкой при комнатной температуре и более высоких (до 650 °C) температурах и не окисляется дальше.

Кальций медленно окисляется и при комнатной температуре вглубь (в присутствии водяных паров), и сгорает при небольшом нагревании в кислороде, но устойчив в сухом воздухе при комнатной температуре. Стронций, барий и радий быстро окисляются на воздухе, давая смесь оксидов и нитридов, поэтому их, так же и как щелочные металлы (и кальций), хранят под слоем керосина.

Оксиды и гидроксиды щёлочноземельных металлов имеют тенденцию к усилению основных свойств с ростом порядкового номера: Be(OH)2 — амфотерный, нерастворимый в воде гидроксид, но растворим в кислотах (а также проявляет кислотные свойства в присутствии сильных щелочей), Mg(OH)2 — слабое основание, нерастворимое в воде, Ca(OH)2 — сильное, но малорастворимое в воде основание, Sr(OH)2 — лучше растворимо в воде, чем гидроксид кальция, сильное основание (щёлочь) при высоких температурах, близких к точке кипения воды (100 °C), Ba(OH)2 — сильное основание (щёлочь), по силе не уступающее KOH или NaOH, и Ra(OH)2 — одна из сильнейших щелочей, очень коррозионное вещество.

Нахождение в природе

Все щёлочноземельные металлы имеются (в разных количествах) в природе. Ввиду своей высокой химической активности все они в свободном состоянии не встречаются.

Самым распространённым щёлочноземельным металлом является кальций, количество которого равно 3,38 % (от массы земной коры). Немногим ему уступает магний, количество которого равно 2,35 % (от массы земной коры).

Распространены в природе также барий и стронций, которых соответственно 0,05 и 0,034 % от массы земной коры. Бериллий является редким элементом, количество которого составляет 6·10−4% от массы земной коры.

Что касается радия, который радиоактивен, то это самый редкий из всех щёлочноземельных металлов, но он в небольшом количестве всегда содержится в урановых рудах. В частности, он может быть выделен оттуда химическим путём. Его содержание равно 1·10−10% (от массы земной коры)[4].

См. также

Ссылки

• http://enc.mail.ru/article/74002900

Литература

2 группа (2А подгруппа) — щелочноземельные металлы (главная группа элементов)

31763

Во 2 группу входят Be, Mg, Са, Sr, Ва, Ra (табл. 1 и 2). Все эти элементы имеют изотопы с некомпенсированным ядерным спином.

В отличие от щелочных металлов, щелочноземельные распределяются в плазме и в клетках крови аналогично переходным металлам, то есть с увеличением радиуса иона содержание металла в плазме увеличивается.

Ионы металлов 2 группы образуют больше комплексных соединений, чем ионы щелочных металлов.

Таблица 1. Некоторые физические и химические свойства щелочноземельных металлов

Название	Ат. №	Относит, ат. масса	Электронная формула	Радиус, пм	Основные изотопы (%)
Be	Бериллий Beryllium [от греч. Beryllos — берилл]	4	9,012	[He]2s2	Be2+ 34, атомный 113,3, ковалентный 89	9Be*(100)
Mg	Магний Magnesium [от Магнезия — полуостров в Греции]	12	24,305	[Ne]3s2	Mg2+ 78, атомный 160, ковалентный 136	24Mg (78,99) 25Mg* (10) 26Mg (11,01)
Са	Кальций Calcium [от лат. Calx — известь]	20	40,078	[Ar]4s2	Са2+ 106, атомный 197,3, ковалентный 174	40Са (96,941) 42Ca (0,647) 43Ca* (0,135) 44Са (2,086) 46Са (0,004) 48Ca (0,187)
Sr	Стронций Strontium [в честь Strontian — Шотландии]	38	87,62	[Kr]5s2	Sr2+ 127, атомный 215,1, ковалентный 192	84Sr (0,56) 86Sr (9,86) 87Sr* (7) 88Sr (82,58)
Ва	Барий Barium [от греч. Barys — тяжелый]	56	137,327	[Xe]6s2	Ва2+ 143, атомный 217,3, ковалентный 198	130Ва (0,106) 132Ba (0,101) l34Ba (2,147) l35Ba* (6,592) 136Ba (7,854) 137Ba* (11,23) 138Ba (71,7)
Ra	Радий Radium [от лат. Radius -луч]	88	226,025	[Rn]7s2	Ra2+ 152, атомный 223	223Ra*,224Ra, 226Ra, 228Ra -встречаются

Из этих ns2-металлов важнейшими являются Mg и Са. В живых организмах оба они относятся к макроэлементам. Например, в организме взрослого человека содержится до 1 кг Са (до 99% — в составе костей и зубов) и около 25 г Mg. Показано их значение для метаболических процессов, свертывания крови, сокращения мышц, функционирования нервной системы.

Бериллий (Be) — очень твёрдый и легкий, его сплав с медью сходен со сталью. В эпоху нанотехнологии он необходим для атомной, электронной, электротехнической, авиационной и нефтегазовой промышленности.

Be обладает некомпенсированным спином и высокой латентной токсичностью, хотя его атомная масса среди прочих металлов наименьшая. Он связан диагональным соотношением с Аl, и имеет с ним много общих свойств.

Контакт с солями Be вызывает поражение кожи, а ингаляция Be-содержащих аэрозолей вызывает хронический легочный гранулематоз — бериллиоз. Ион Ве2+ имеет малые размеры, но высокую плотность заряда.

В организме он ингибирует фосфатазы, особенно щелочную, участвующую в процессах образования костей, а также ферменты, активируемые Mg2+ и К+, нарушает репликацию ДНК. Ионы Ве2+ образуют комплексы с тетраэдрическим расположением лигандов (КЧ = 4) с различной стереохимической конфигурацией. Хелатная терапия в случае хронического отравления Be неэффективна.

Магний (Mg) — по свойствам связан диагональным соотношением с Li. Абсолютно необходим для нормальной жизнедеятельности в виде иона Mg2+. В клетках растений в основном хелатирован 4 азотами пиррольиых колец циклической структуры хлорофилла.

В организме животных служит кофактором всех реакций с участием АТФ. Является противоионом для стабилизации двойной спирали ДНК, в каждом звене цепи которой содержатся отрицательно заряженные фосфатные группировки.

Mg2+ также необходим для нервно-мышечной передачи и мышечного сокращения.

Наиболее часто недостаток магния (в норме содержащегося в плазме крови в концентрации 0,9 мМ) наблюдается при алкоголизме, сопровождаясь также накоплением Са2+. При избытке магния развиваются слабовыраженные токсические реакции. Прием больших количеств солей Mg2+ вызывает рвоту.

Интересен факт многократного усиления ферментативной активности креатиикиназы под влиянием единственного парамагнитного изотопа 25Mg с некомпенсированным ядерным спином (+5/2). В природе он составляет 10% атомов магния.

Остальные стабильные изотопы Mg, имеющие нулевой ядерный спин и не реагирующие на магнитное поле, активируют указанный фермент в несколько раз слабее. Стимуляция креатинкиназы важна для стимулирования АТФ-генерирующей деятельности митохондрий, например, при острой ишемии миокарда.

Можно предполагать, что применение парамагнитного изотопа позволит значительно увеличить эффективность препаратов Mg.

Кальций (Са) — содержится в организме в большем количестве, чем все остальные металлы. Более 99% кальция входит в состав костей и зубов в виде нерастворимого фосфата гидроксиапатита Са10(РО4)6(ОН)2 или в виде карбонатапатита Са10(РО4)6СО3.

Са участвует в большинстве процессов метаболизма, поскольку является внутриклеточным медиатором с весьма многообразными функциями. От его концентрации в межклеточной жидкости и в полости эндоплазматического ретикулума (ЭР) зависит конформационное изменение (свертывание) белковых молекул.

Поэтому Са называют главным неорганическим вторичным переносчиком (мессенджером). Дефицит Са проявляется задержкой роста, ломкостью костей, болезнями зубов и другими нарушениями, в частности, усилением всасывания нежелательных или токсичных ионов металлов.

Напротив, высокий уровень Са2+ в диете может подавлять всасывание других металлов, в том числе необходимых организму. Двухвалентный ион кальция в свободном виде цитотоксичен.

Ввиду первостепенной важности Са для жизнедеятельности в организме существует эффективный механизм обеспечения гомеостаза этого металла.

В него входят три гормона: паратиреоидный гормон (паратгормон, парати-рин, ПТГ), кальцитонин и кальцитриол (1,25-дигидроксихолекальциферол). Первый из них — полипептид, секретируемый паращитовидной железой при снижении концентрации Са2+ в плазме.

Он стимулирует высвобождение иона кальция из костей и реабсорбцию («резорбцию») в почках, одновременно подавляя реабсорбцию фосфата.

Калъцитонин — полипептидный йодсодержащий гормон, образующийся в С-клетках щитовидной железы — ингибирует реабсорбцию обоих ионов в крови, снижая их уровень. Подавляет активность остеокластов, в регуляции уровня Са2+ антагонистичен ПТГ.

Кальцитриол — стероидный гормон, образующийся в почках и печени при гидроксилировании витамина D3, причем реакция в этих органах происходит по-разному: в печени — 25-гидроксилирование, а в почках — 1а-гидро-ксилирование 25-дигидрооксихолекальциферола.

Этот процесс регулируется местными цитокинами и катализируется щелочной фосфатовой, секретируемой остеобластами. Она отщепляет фосфат от пирофосфата. В организме кости депонируют Са, РO3-4, а также Mg и Na.

В ткани зубов, в отличие от костной, белковый матрикс содержит также коллагены и протеогликаны (глюкозаминогликаны). Плотность костной ткани увеличивается в присутствии фтора.

Показано также, что фруктоборат кальция в присутствии витамина D3 стимулирует восстановление поврежденных артрозом, артритом, остеопорозом и остеохондрозом костных и хрящевых тканей в суставах. Механизмы этого влияния в деталях не изучены.

Помимо структурной функции, Са контролирует некоторые важнейшие обменные процессы: синтез секреторных или мембранных белков с дисульфидными связями, обеспечивающими правильность трехмерной структуры белка, мышечное сокращение и свертывание крови.

Стронций (Sr) — по А. Ферсману «металл красных огней», используемый в пиротехнике.

В настоящее время применяется в производстве катодно-лучевых трубок для цветного телевидения и мониторов, так как содержащее стронций стекло эффективно задерживает рентгеновское и катодное излучение. Керамика («ферриты») обладает мощными магнитными свойствами.

Является уникальной легирующей присадкой для изготовления морозостойкой стали при производстве рельсов и машин для работы в высоких широтах, за Полярным кругом.

Считается металлом, обычно не вызывающим токсических реакций; содержится в костях (до 0,3 г). При избытке, например, у курильщиков, он подавляет оссификацию, заменяя Са в костях.

Поскольку ковалентный радиус Sr2+ больше, чем у Са2+ (соответственно, 192 и 174 пм), при такой замене кристаллическая решетка апатита костной ткани разрыхляется, что проявляется болезнью Кашина-Бека.

Изотоп 90Sr с периодом полураспада (t1/2) 28 лет радиоактивен и может быть токсичен для организма.

Барий (Ва) — в виде 2-валентного катиона ядовит из-за антагонизма с К+ (но не с Са2+), поскольку ионные радиусы обоих металлов сходны (соответственно, 143 и 133 пм). Ва2+ нарушает мышечное сокращение. Лечение интоксикации состоит во внутривенном введении солей К+.

В организме Ва откладывается в костях и в пигментной оболочке глаз. На примере Ва видно, что для биологического действия ионный радиус металла более важен, чем заряд (ковалентные радиусы Ва2+ и Са2+ составляют, соответственно, 198 и 174 пм).

Как и в случае с Sr, при замене в костях Са на Ва они становятся ломкими, что проявляется в виде остеопороза.

Радий (Ra) —по химическим свойствам близок к Са. Все изотопы этого металла радиоактивны. Биологическая роль связана с радиоактивностью, однако в природных условиях из-за низкого содержания (до 2 пг/сутки) она близка к нулю.

Таблица 2. Содержание в организме, токсическая (ТД) и летальная дозы (ЛД) щелочноземельных металлов

В земной коре (%)	В океане (%)	В человеческом организме	(ТД.ЛД)
Среднее (при массе тела 70 кг)	Кости (%)	Мышцы (%)	Кровь (мг/л)
Be	2,6*10-4	(3,5-22)*10-12	0,036 мг	3*107	75*10-9

Erdalkalimetalle – Wikipedia

◄    щелочноземельные металлы    ►

Место в периодической таблице

группа	2
период
2	4 Be
3	12 мг
4-й	Около 20
5	38 Sr
6-е	56 Ba
7-е	88 Ra

Когда щелочноземельные металлы являются химические элементы бериллий , магний , кальций , стронций , барий и радий из 2 — й основной группы в Периодической таблице упоминается.

Это блестящие химически активные металлы , в валентной оболочке которых находятся два электрона . Радий — радиоактивный промежуточный продукт ряда естественных распадов .

Название происходит от двух соседних основных групп: щелочных металлов , с которыми они образуют общие сильные основания , и земных металлов , с которыми они связаны, которые плохо растворимы в воде .

характеристики

Типичные щелочноземельные металлы — это кальций , стронций и барий . Бериллий очень мало похож на другие щелочноземельные металлы, поэтому бериллий также относится к группе цинка . Щелочноземельные металлы — это легкие металлы с металлическим блеском. Блеск исчезает быстро в воздухе , потому что металл окисляется . Бериллий и магний довольно устойчивы в сухом воздухе . Магний реагирует с азотом воздуха аналогично литию . Вот почему говорят о косвенном отношении к элементу литию. Щелочноземельные металлы проводят в электрический ток , и каждый имеет два внешних электрона . В соединениях они встречаются почти исключительно в виде двухвалентных катионов .

Типичные щелочноземельные металлы и их соли имеют определенный цвет пламени :

• Кальций и его соли окрашивают пламя в оранжево-красный цвет (622 и 553 нм).
• Стронций и его соли окрашивают пламя в красный цвет (675 и 606 нм).
• Барий и его соли окрашивают пламя в зеленый цвет (524 и 514 нм).

Из-за этого цвета пламени для фейерверков используются соединения щелочноземельных металлов .

Физические свойства

С увеличением атомного числа , атомная масса , атомный радиус и ионный радиус растут .

Кальций имеет самую низкую плотность — 1550 кг / м³. Он увеличивается вверх и особенно вниз, при этом максимальное значение радия достигает 5500 кг / м³.

Твердости Мооса бериллия находится в среднем диапазоне 5,5. Остальные элементы 2-й основной группы имеют низкую твердость, которая уменьшается с увеличением атомного номера.

Первые три щелочноземельных металла, особенно бериллий и кальций, являются очень хорошими электрическими проводниками . Хотя другие элементы этой основной группы отнюдь не плохие лидеры, разница значительна.

Энергия первой ионизации падает с увеличением атомного номера с 9,322 эВ для бериллия до 5,212 эВ для бария. Радий снова имеет немного более высокое значение — 5,279 эВ.

Электроотрицательность падает от 1,57 бериллия до 0,9 для радия.

элемент

бериллий

магний

Кальций

стронций

барий

радий

Температура плавления (1013 гПа)	1560 К (1287 ° С)	923 К (650 ° С)	1115 К (842 ° С)	1050 К (777 ° С)	1000 К (727 ° С)	973 тыс. (700 ° С)
Температура кипения (1013 гПа)	3243 К (2969 ° С)	1383 К (1110 ° С)	1760 К (1487 ° С)	1653 К (1380 ° С)	1910 К (1637 ° С)	2010 К (1737 ° С)
Плотность (20 ° C, 1013 гПа)	1,848 г / см 3	1,738 г / см³	1,55 г / см 3	2,63 г / см 3	3,62 г / см 3	5,5 г / см³
Твердость по Моосу	5.5	2,5	1,75	1.5	1,25
Электрическая проводимость	25 х 10 6 См / м	22,7 х 10 6 См / м	29,4 х 10 6 См / м	7,41 х 10 6 См / м	2,94 х 10 6 См / м	1 х 10 6 См / м
Атомная масса	9,012 ед.	24 305 ю	40 078 ю	87,62 ед.	137 327 u	226,025 ед.
Электроотрицательность	1,57	1,31	1,00	0,95	0,89	0,9
состав
Кристаллическая система	шестиугольный	шестиугольный	Кубическая площадь с центром	Кубическая площадь с центром	объемно-центрированная кубическая	объемно-центрированная кубическая

Электронная конфигурация

Электронная конфигурация является [ Х ] у с ². Х обозначает электронную конфигурацию с благородным газом , который является одним периода выше , и периода , в котором элемент расположен должны быть использован для у .

Электронные конфигурации для отдельных элементов:

• Бериллий: [ He ] 2s²
• Магний: [ Ne ] 3s²
• Кальций: [ Ar ] 4s²
• Стронций: [ Kr ] 5s²
• Барий: [ Xe ] 6s²
• Радий: [ Rn ] 7s²

Степень окисления +2, так как два электрона во внешней оболочке могут быть легко отданы. Ионы Me 2+ имеют конфигурацию благородного газа .

Реакции

Щелочноземельные металлы достигают конфигурации благородного газа, высвобождая два своих внешних электрона .

Однако по сравнению со щелочными металлами они менее реактивны, потому что для отщепления двух внешних электронов требуется более высокая энергия ионизации, чем одного, как в случае со щелочными металлами.

Это может быть оправдано тем фактом, что щелочноземельные металлы имеют более высокий заряд ядра и, соответственно, меньшие атомные радиусы, чем щелочные металлы.

В группе щелочноземельных металлов реакционная способность увеличивается сверху вниз, потому что между внешними электронами и ядром атома появляется все больше и больше полных электронных оболочек, и поэтому расстояние между внешними электронами и ядром увеличивается. Это означает, что они менее сильно притягиваются к ядру атома и поэтому могут легче отщепляться.

Щелочноземельные металлы легко испускают свои два внешних электрона , образуя дважды положительно заряженные ионы , и поэтому являются основными металлами , которые окисляются на воздухе . Однако бериллий и магний образуют стабильные оксидные слои и, таким образом, пассивируются, то есть окисляется только их поверхность.

Эта пассивация также означает, что вода очень медленно атакует бериллий и магний. С другой стороны, кальций , стронций и барий реагируют с водой с образованием гидроксидов с образованием водорода . Как и щелочные металлы , щелочноземельные металлы также являются образующими основания .

В противном случае щелочноземельные металлы хорошо реагируют с неметаллами , например Б. с кислородом или с галогенами .

В следующих уравнениях реакции Me обозначает щелочноземельный металл.

2Мне+О2⟶2MeO{ Displaystyle { ce {2Me + O2 -> 2MeO}}}
Барий также образует перекись бария .

Мне+ЧАС2⟶MeH2{ displaystyle { ce {Me + H2 -> MeH2}}}
Образующиеся гидриды имеют ионную структуру.
Мне+2ЧАС2О⟶Мне(ОЙ)2+ЧАС2{ Displaystyle { ce {Me + 2H2O -> Me (OH) 2 + H2}}}

• Реакция с галогенами (на примере хлора ):

Мне+Cl2⟶MeCl2{ Displaystyle { ce {Me + Cl2 -> MeCl2}}}

Реакционная способность , которая увеличивается с атомным номером, может быть четко прослежена в поведении реакции:

ссылки

Бериллий — единственный щелочноземельный металл, который образует преимущественно ковалентные связи. Остальные элементы 2-й основной группы встречаются почти исключительно в виде ионов Me 2+ . В таблице представлен приблизительный обзор наиболее важных подключений:

Другие

BaO2+ЧАС2ТАК4-й⟶BaSO4-й+ЧАС2О2{ displaystyle { ce {BaO2 + H2SO4 -> BaSO4 + H2O2}}}

Жесткость воды

Растворенные ионы кальция и магния в основном определяют жесткость воды . Например, водорастворимый гидрокарбонат кальция (Ca (HCO 3 ) 2 ) превращается в малорастворимое соединение карбонат кальция (CaCO 3 ), которое также известно как « накипь »:

Приблизительно(HCO3)2⟶CaCO3+CO2↑+ЧАС2О{ Displaystyle { ce {Ca (HCO3) 2 -> CaCO3 + CO2 (^) + H2O}}}

Обратной реакции препятствует улетучивание диоксида углерода из раствора , накипь оседает в кастрюлях и т. Д. Таким образом, гидрокарбонат кальция относится к категории временной жесткости воды.

Другое свойство ионов щелочноземельных металлов, но особенно Ca 2+ и Mg 2+ , заключается в образовании нерастворимых соединений с мылом . Поскольку мыла с химической точки зрения являются солями , они состоят из катионов и анионов .

Анионы всегда представляют собой высшие жирные кислоты , а в качестве катионов обычно используются ионы щелочных металлов .

Ионы щелочноземельных металлов заменяют их и, таким образом, образуют нерастворимые соединения, которые обобщены термином « известковое мыло ».

Вхождение

Щелочноземельные металлы участвуют в структуре земной коры, включая воздушную и водную оболочку, следующим образом (данные в% по массе):

• 2,7 · 10 −4  % бериллия
• 2,0 х 10 0  % магния
• 3,4 х 10 0  % кальция
• 3,6 · 10 -2  % стронция
• 4,0 · 10 -2  % бария
• 1,0 х 10-10  % радия

Щелочноземельные металлы никогда не встречаются в природе и в основном связаны в виде силикатов , карбонатов или сульфатов .

Бериллийсодержащие драгоценные камни

Хотя бериллий встречается очень редко, он содержится в 30 различных минералах . К наиболее известным относятся:

доказательство

Щелочноземельные металлы обнаруживаются в основном спектральным анализом на основе характерных спектральных линий . Влажные химические методы, такие как осаждение в виде карбонатов , сульфатов или гидроксидов , теперь используются только в демонстрационных целях.

ион

Цвет пламени

Реакция с OH —

… с CO 3 2−

… с SO 4 2−

… с C 2 O 4 2−

… с CrO 4 2−

бериллий магний Кальций стронций барий радий

нет	Be (OH) 2 осаждается	BeCO 3 растворим	BeSO 4 растворим	BeC 2 O 4 осаждается	BeCrO 4 растворим
нет	Mg (OH) 2 осаждается	MgCO 3 осаждается	MgSO 4 растворим	MgC 2 O 4 растворим	MgCrO 4 растворим
кирпично красный	Ca (OH) 2 осаждается	CaCO 3 осаждается	CaSO 4 осаждается	CaC 2 O 4 осаждается	CaCrO 4 осаждается
интенсивно красный	Sr (OH) 2 осаждается	SrCO 3 осаждается	SrSO 4 осаждается	SrC 2 O 4 растворим	SrCrO 4 осаждается
желтый зеленый	Ba (OH) 2 растворим	BaCO 3 осаждается	BaSO 4 осаждается	BaC 2 O 4 растворим	BaCrO 4 осаждается
кармин	Ra (OH) 2 растворим	RaCO 3 терпит неудачу	Расо 4 выпадает в осадок	RaC 2 O 4 осаждается	RaCrO 4 осаждается

Инструкции по технике безопасности

На воздухе стабильны только бериллий и магний. Остальные элементы этой основной группы должны храниться в парафиновом масле или инертном газе . Хранение в спирте возможно только для бериллия, магния и кальция, так как барий уже отщепляет от них водород и вступает в реакцию с алкоголем .

Ба+2Р.-ОЙ⟶Ба2+ (Р.-О-)2+ЧАС2↑{ Displaystyle { ce {Ba + 2 R-OH -> Ba2 + (RO ^ -) _ 2 + H2 (^)}}}

В мелкодисперсной форме магний легко воспламеняется; Порошки кальция, стронция и бария могут самовоспламеняться на воздухе. Сжигание щелочноземельных металлов не должны никогда быть погашен с водой!

Щелочноземельные металлы являются сильными восстановителями, способными даже выделять щелочные металлы из своих соединений. Эти реакции сильно экзотермичны ; при определенных обстоятельствах это может даже привести к взрыву .

Бериллий — яд для легких , хотя механизм действия до сих пор в значительной степени неизвестен. Его соединения также являются канцерогенными.

Соединения бария очень токсичны, если они легко растворяются в воде. 1  грамм может быть смертельным.

Радий чрезвычайно вреден для здоровья из-за своей радиоактивности, но до 1931 года вода с добавлением радия продавалась для питья под торговым названием Radithor . Число раненых или погибших, которые, как стальной магнат Эбен Байерс , поглотили Радитор , неизвестно.

веб ссылки

литература

• Ганс Брейер: dtv-Atlas Chemie (Том 1: Общая и неорганическая химия) (2000), ISBN 3-423-03217-0 , стр. 94-113.