Kovy alkalických zemin

čtyři	Beryllium
Být9,0122
2s 2

12	Hořčík
mg24,305
3s 2

čtyři

dvacet	Vápník
Ca40,078
4s 2

38	Stroncium
Sr87,62
5s 2

56	Baryum
Ba137,327
6s 2

88	Rádium
Ra(226)
7s 2

Kovy alkalických zemin jsou chemické prvky 2. skupiny [1] periodické tabulky prvků : berylium (Be), hořčík (Mg), vápník (Ca), stroncium (Sr), baryum (Ba), radium (Ra) [ 2] . V případě jeho objevení bude hypotetický 120. prvek unbinilium podle struktury vnějšího elektronového obalu přiřazen také ke kovům alkalických zemin .

Berylium a hořčík

Dříve nebyly Be a Mg klasifikovány jako kovy alkalických zemin, protože jejich hydroxidy nejsou alkálie. Be (OH) 2 - amfoterní hydroxid. Mg(OH) 2 je málo rozpustná báze, která dává mírně alkalickou reakci a barví indikátor.

Be nereaguje s vodou, Mg velmi pomalu (za normálních podmínek) na rozdíl od všech ostatních kovů alkalických zemin.

Dnes jsou však podle definice IUPAC berylium a hořčík klasifikovány jako kovy alkalických zemin.

Fyzikální vlastnosti

Mezi kovy alkalických zemin patří často pouze vápník, stroncium, baryum a radium, méně často hořčík a berylium. Podle nomenklatury IUPAC by však všechny prvky 2. skupiny měly být považovány za kovy alkalických zemin [2] . První prvek této skupiny, berylium , je ve většině vlastností mnohem blíže hliníku než vyšším protějškům ze skupiny, do které patří ( diagonální podobnost ). Druhý prvek této skupiny, hořčík, má již některé chemické vlastnosti společné pro kovy alkalických zemin, ale jinak se od nich výrazně liší, zejména mnohem nižší aktivitou a v řadě vlastností se podobá stejnému hliníku.

Všechny kovy alkalických zemin jsou při pokojové teplotě šedé pevné látky. Na rozdíl od alkalických kovů jsou mnohem tvrdší a nelze je řezat nožem (stroncium je výjimkou). Zvýšení hustoty kovů alkalických zemin je pozorováno pouze počínaje vápníkem. Nejtěžší je radium, hustotou srovnatelné s germaniem (ρ = 5,5 g/cm 3 ).

Elektrická vodivost kovů alkalických zemin je přibližně stejná jako vodivost alkalických kovů.

Obecně mají kovy druhé skupiny ve srovnání s alkalickými kovy vyšší hustotu a tvrdost.

Některé atomové a fyzikální vlastnosti kovů alkalických zemin

atomové číslo	Jméno, symbol	Počet izotopů (přírodní + umělé)	Atomová hmotnost	Ionizační energie, kJ mol −1	Elektronová afinita, kJ mol −1	EO	Kov. poloměr, nm (podle Paulinga)	Iontový poloměr, nm (Podle Paulinga)	tpl , ° C	t balík , °C	ρ , g/cm³	Δ H pl , kJ mol −1	Δ H kip , kJ mol −1
čtyři	Beryllium Be	1+11 a	9,012182	898,8	-50 (odhad)	1,57	0,169	0,031	1278	2970	1,848	12.21	309
12	Hořčík Mg	3+19 hod	24,305	737,3	-40 (odhad)	1.31	0,24513	0,065	650	1105	1,737	9.2	131,8
dvacet	Vápník Ca	5+19 hod	40,078	589,4	2.37	1,00	0,279	0,099	839	1484	1,55	9.20	153,6
38	Stroncium Sr	4+35 hod	87,62	549,0	5.02	0,95	0,304	0,113	769	1384	2.54	9.2	144
56	Baryum Ba	7+43 hod	137,327	502,5	13,95	0,89	0,251	0,135	729	1637	3.5	7,66	142
88	Radium Ra	46 a	226,0254	509,3	9,65 (odhad)	0,9	0,2574	0,143	700	1737	5.5	8.5	113

a radioaktivní izotopy

Chemické vlastnosti

Kovy alkalických zemin mají elektronovou konfiguraci s vnější energetickou hladinou ns² a jsou to s-elementy spolu s alkalickými kovy , vodíkem a heliem . Kovy alkalických zemin, které mají dva valenční elektrony , je snadno darují a ve většině sloučenin mají oxidační stav +2 (velmi zřídka +1).

Chemická aktivita kovů alkalických zemin se zvyšuje se zvyšujícím se sériovým číslem. Berylium v kompaktní formě nereaguje s kyslíkem ani s halogeny ani při teplotě červeného žáru (do 600 °C je pro reakci s kyslíkem a jinými chalkogeny potřeba ještě vyšší teplota , fluor je výjimkou). Hořčík je při pokojové teplotě a vyšších (až 650 °C) teplotách chráněn oxidovým filmem a dále neoxiduje. Vápník oxiduje pomalu a při pokojové teplotě do hloubky (v přítomnosti vodní páry ) a při mírném zahřátí v kyslíku vyhoří, ale je stabilní na suchém vzduchu při pokojové teplotě. Stroncium, baryum a radium rychle oxidují na vzduchu a tvoří směs oxidů a nitridů, takže jako alkalické kovy (s výjimkou rubidia a cesia , pro které je skladování přijatelné pouze v argonové atmosféře, protože jsou vysoce oxidované i v petroleji) a vápníku, jsou uloženy pod vrstvou petroleje , vysoce čistá činidla jednoduchých látek vápníku, stroncia a barya jsou uložena v ampulích s inertní atmosférou argonu , navíc baryum a jeho ve vodě rozpustné sloučeniny jsou toxický, proto práce s ním vyžaduje ochranu dýchacích orgánů a pokožky před možným vniknutím roztoků soli barya.

Ozonidy a superoxidy kovů alkalických zemin nebyly podrobně studovány, jedná se o nestabilní sloučeniny. Nejsou široce používány.

Oxidy a hydroxidy kovů alkalických zemin mají tendenci zvyšovat základní vlastnosti se zvyšujícím se sériovým číslem.

Jednoduché látky

Berylium reaguje se slabými a silnými kyselými roztoky za vzniku solí:

{\mathsf {Be+2H^{+}\longrightarrow Be^{{2+}}+H_{2}\uparrow }}

pasivuje se však studenou koncentrovanou kyselinou dusičnou.

Reakce berylia s vodnými roztoky alkálií je doprovázena vývojem vodíku a tvorbou hydroxoberylátů:

{\mathsf {Be+2OH^{-}+2H_{2}O\rightarrow [Be(OH)_{4}]^{{2-}}+H_{2}\uparrow }}

Při provádění reakce s alkalickou taveninou při 400-500 ° C se tvoří dioxoberyláty:

{\mathsf {Be+2OH^{-}\rightarrow BeO_{2}^{{2-}}+H_{2}\uparrow }}

Hořčík, vápník, stroncium, baryum a radium reagují s vodou za vzniku alkálií (hořčík reaguje se studenou vodou velmi pomalu, ale když se do vody přidá horký hořčíkový prášek, stejně jako v horké vodě, reaguje prudce):

{\mathsf {Sr+2H_{2}O\longrightarrow Sr(OH)_{2}+H_{2}\uparrow ))

Také vápník, stroncium, baryum a radium reagují s vodíkem, dusíkem, borem, uhlíkem a dalšími nekovy za vzniku odpovídajících binárních sloučenin:

{\mathsf {Ca+H_{2}\longrightarrow CaH_{2}}}

{\mathsf {3Sr+N_{2}\longrightarrow Sr_{3}N_{2}}}

Oxidy

Oxid beryllitý - amfoterní oxid, rozpouští se v koncentrovaných minerálních kyselinách a zásadách za vzniku solí:

{\mathsf {BeO+2NaOH+H_{2}O\longrightarrow Na_{2}[Be(OH)_{4}]}}

{\mathsf {BeO+2HCl\longrightarrow BeCl_{2}+H_{2}O))

ale u méně silných kyselin a zásad již reakce neprobíhá.

Oxid hořečnatý nereaguje se zředěnými a koncentrovanými zásadami, ale snadno reaguje s kyselinami a vodou:

{\mathsf {MgO+2HCl\longrightarrow MgCl_{2}+H_{2}O))

{\mathsf {MgO+H_{2}O\longrightarrow Mg(OH)_{2))}

Oxidy vápníku, stroncia, barya a radia jsou zásadité oxidy reagující s vodou, silné a slabé roztoky kyselin a amfoterní oxidy a hydroxidy:

{\mathsf {CaO+H_{2}O\longrightarrow Ca(OH)_{2))}

{\mathsf {SrO+2HCl\longrightarrow SrCl_{2}+H_{2}O))

{\displaystyle {\mathsf {BaO+Al_{2}O_{3}\ \xarrowarrow {^{o}t} \ Ba(AlO_{2})_{2))))

{\mathsf {BaO+2Al(OH)_{3}\ \xšipka doprava {^{o}t} \ Ba(AlO_{2})_{2}+3H_{2}O))

Hydroxidy

Hydroxid beryllitý je amfoterní, při reakci se silnými zásadami tvoří beryláty , s kyselinami - berylliové soli kyselin:

{\mathsf {Be(OH)_{2}+2KOH\longrightarrow K_{2}BeO_{2}+2H_{2}O))

{\mathsf {Be(OH)_{2}+2HCl\longrightarrow BeCl_{2}+2H_{2}O))

Hydroxidy hořčíku , vápníku , stroncia , barya a radia jsou bázemi, pevnost se zvyšuje od slabého Mg (OH) 2 až po velmi silný Ra (OH) 2 , což je nejsilnější žíravá látka, převyšující svou aktivitou hydroxid draselný. Dobře se rozpouštějí ve vodě (kromě hydroxidu hořčíku a vápníku). Vyznačují se reakcemi s kyselinami a oxidy kyselin a s amfoterními oxidy a hydroxidy:

{\mathsf {Ba(OH)_{2}+SO_{3}\longrightarrow BaSO_{4}+H_{2}O}}

{\mathsf {3Sr(OH)_{2}+2H_{3}PO_{4}\longrightarrow Sr_{3}(PO_{4})_{2}+6H_{2}O))

{\mathsf {Ra(OH)_{2}+Al_{2}O_{3}\longrightarrow Ra(AlO_{2})_{2}+H_{2}O))

{\mathsf {Ba(OH)_{2}+Zn(OH)_{2}\longrightarrow Ba[Zn(OH)_{4}]}}

Být v přírodě

Všechny kovy alkalických zemin jsou přítomny (v různém množství) na Zemi . Vzhledem k jejich vysoké chemické aktivitě se všechny nenacházejí ve volném stavu. Nejběžnějším kovem alkalických zemin je vápník, jehož obsah se rovná hmotnosti zemské kůry se odhaduje jinak: od 2 % do 13,3 % [3] . Mírně horší než hořčík, jehož obsah je 2,35%. V přírodě se běžně vyskytuje také baryum a stroncium, jejichž obsah je 0,039 % a 0,0384 % hmotnosti zemské kůry. Berylium je vzácný prvek, jehož množství činí 2⋅10 −4 % hmotnosti zemské kůry. Radioaktivní radium je nejvzácnější ze všech kovů alkalických zemin, ale vždy se v malých množstvích nachází v uranových rudách . Zejména se odtamtud může oddělit chemickými prostředky. Jeho obsah je 1⋅10 −10 % (hmotnosti zemské kůry) [4][5] .

Biologická role

Hořčík se nachází v tkáních zvířat a rostlin (například v chlorofylu ), je kofaktorem mnoha enzymatických reakcí, je nezbytný pro syntézu ATP , podílí se na přenosu nervových vzruchů a aktivně se využívá v lékařství ( bisfytoterapie , atd.). Vápník je běžnou makroživinou rostlin, zvířat a lidí. U lidí a jiných obratlovců se většina z nich nachází v kostře a zubech . Vápník se nachází v kostech ve formě hydroxyapatitu . Minerální "kostry" některých zástupců mnoha skupin bezobratlých ( houby , koelenteráty , měkkýši atd.) se skládají z různých forem uhličitanu vápenatého . Ionty vápníku se podílejí na procesech srážení krve a také slouží jako jeden z univerzálních druhých poslů uvnitř buněk a regulují řadu intracelulárních procesů: svalovou kontrakci , exocytózu , včetně sekrece hormonů a neurotransmiterů . Stroncium může nahradit vápník v přirozených tkáních [ objasnit ] , protože je mu podobný ve vlastnostech. V lidském těle je hmotnost stroncia asi 1% hmotnosti vápníku.

V současné době není nic známo o biologické roli berylia, barya a radia. Všechny sloučeniny barya (kromě síranu kvůli jeho extrémně nízké rozpustnosti) a berylia jsou jedovaté. Radium je extrémně radiotoxické. V těle se chová jako vápník – asi 80 % radia, které se dostane do těla, se hromadí v kostní tkáni. Velké koncentrace radia způsobují osteoporózu , spontánní zlomeniny kostí a zhoubné nádory kostí a hematopoetické tkáně . Nebezpečný je také radon , plynný produkt radioaktivního rozpadu radia .

Poznámky

↑ Podle nové klasifikace IUPAC . Podle zastaralé klasifikace patří do hlavní podskupiny skupiny II periodické tabulky.
↑ 1 2 Názvosloví anorganické chemie. Doporučení IUPAC 2005 . - Mezinárodní unie čisté a aplikované chemie , 2005. - S. 51.
↑ M.E. týdny. Objev prvků. — 6. vyd. — Journal of Chemical Education. — S. 990.
↑ Zlatý fond. Školní encyklopedie. Chemie. M.: Drop, 2003.
↑ N. Greenwood, A. Earnshaw. Chemie prvků: ve 2 tunách / per. z angličtiny. - 3. vyd. - M . : BINOM. Vědomostní laboratoř, 2015. - V. 1. - S. 111-112. — 607 s. — (Nejlepší zahraniční učebnice). — ISBN 978-5-9963-1733-2 .