Земноалкални метал

Из Википедије, слободне енциклопедије
(преусмерено са Земноалкални метали)
Иди на навигацију Иди на претрагу
Земноалкални метали
Водоник Хелијум
Литијум Берилијум Бор Угљеник Азот Кисеоник Флуор Неон
Натријум Магнезијум Алуминијум Силицијум Фосфор Сумпор Хлор Аргон
Калијум Калцијум Скандијум Титанијум Ванадијум Хром Манган Гвожђе Кобалт Никл Бакар Цинк Галијум Германијум Арсен Селен Бром Криптон
Рубидијум Стронцијум Итријум Цирконијум Ниобијум Молибден Технецијум Рутенијум Родијум Паладијум Сребро Кадмијум Индијум Калај Антимон Телур Јод Ксенон
Цезијум Баријум Лантан Церијум Празеодијум Неодијум Прометијум Самаријум Европијум Гадолинијум Тербијум Диспрозијум Холмијум Ербијум Тулијум Итербијум Лутецијум Хафнијум Тантал Волфрам Ренијум Осмијум Иридијум Платина Злато Жива Талијум Олово Бизмут Полонијум Астат Радон
Францијум Радијум Актинијум Торијум Протактинијум Уранијум Нептунијум Плутонијум Америцијум Киријум Берклијум Калифорнијум Ајнштајнијум Фермијум Мендељевијум Нобелијум Лоренцијум Радерфордијум Дубнијум Сиборгијум Боријум Хасијум Мајтнеријум Дармштатијум Рендгенијум Коперницијум Нихонијум Флеровијум Московијум Ливерморијум Тенесин Оганесон
Број групе по IUPAC 2
Име елемента берилијумска група
Тривијално име Земноалкални метали
CAS број групе
(САД, патерн А-Б-А)
IIA
стари IUPAC број
(Европа, патерн А-Б)
IIA

↓ Периода
2
Слика: Lump of beryllium
Берилијум (Be)
4
3
Слика: Magnesium crystals
Магнезијум (Mg)
12
4
Слика: Calcium stored under argon atmosphere
Калцијум (Ca)
20
5
Слика: Strontium floating in paraffin oil
Стронцијум (Sr)
38
6
Слика: Barium stored under argon atmosphere
Баријум (Ba)
56
7
Слика: Radium electroplated on copper foil and covered with polyurethane to prevent reaction with air
Радијум (Ra)
88

Легенда

примордијални елемент
елемнт по радиоактивном распаду
Боја атомског броја:
црна=пуна

У IIа групу периодног система елемената спадају: берилијум, магнезијум, калцијум, стронцијум, баријум и радијум, и једним именом се називају земноалкални метали.[1][2] Порекло заједничког имена ових елемената лежи у чињеници да су најраспрострањенији међу њима (калцијум и магнезијум) значајни састојци Земљине коре и да њихови карбонати: кречњак (CaCO3), доломит (CaCO3•MgCO3), а у значајној мери и магнезит (MgCO3), представљају основне стене од којих је изграђен рељеф читавих области на Земљи.

Сви су лаки метали, изузев радијума. Сивкасто су беле боје, металног сјаја, али на ваздуху брзо потамне, услед оксидације и пресвлачења танким слојем оксида који их штити од даље оксидације.[3] Тврдоћа се разликује од елемента до елемента због тога што поседују различите типове кристалне решетке, па је тако берилијум прилично тврд а баријум мек као олово. Густина се такође разликује, али су сви тежи од воде.[4]

Атоми ових елемената садрже по два s-електрона у највишем енергетском нивоу те су, према томе, у својим једињењима позитивно двовалентни.[3][5][6] Због присуства два електрона у периферној сфери електронског омотача имају јако изражен позитивни метални карактер, иако имају релативно слабије изражене металне особине у односу на алкалне метале (због мањег полупречника атома и самим тим јаче изражене силе привлачења између језгра и електрона услед чега се они теже отпуштају), а поред тога земноалкални метали треба да отпусте и већи број валентних електрона да би стекли конфигурацију племенитог гаса.[7]

Хемијски су врло реактивни, па се стога не јављају у природи у елементарном стању већ искључиво у облику својих једињења, а међу њима најраспрострањенији су калцијум и баријум.[8] Као и у другим групама периодног система, идући одозго на доле, од берилијума ка радијуму, са растућим редним бројем повећава се метални карактер и активност елемената што је условљено повећањем пречника атома и смањењем потенцијала јонизације елемената. За сада није објашњено зашто, али се зна да је енергија јонизације код радијума већа него што се очекивало. Због негативног редокс потенцијала добра су редукциона средства. Земноалкални метали се, иначе, одликују веома малим енергијама јонизације, па стога имају и мали коефицијент електронегативности који опада са порастом атомских бројева.

Ови елементи се лако растварају у киселинама, а берилијум се раствара и у алкалним хидроксидима јер је амфотеран. Загрејани на ваздуху бурно сагоревају дајући оксиде, који су базични, изузев берилијума чији је оксид амфотеран. Земноалкални метали дејствују и на воду (изузев берилијума) и прелазе у одговарајуће хидроксиде, који представљају јаке базе и веома су слабо растворљиви у води. Иначе ови елементи реагују и са азотом, са угљеником, са халогеним елементима итд.

Различита својства берилијума последица су тога што има мањи атомски и јонски полупречник, а и чињеница је да се код s и p- елемемената јавља дијагонални ефекат .

Карактеристике[уреди]

Хемијска својства[уреди]

As with other groups, the members of this family show patterns in their electronic configuration, especially the outermost shells, resulting in trends in chemical behavior:

Z Element No. of electrons/shell Electron configuration[n 1]
4 beryllium 2, 2 [He] 2s2
12 magnesium 2, 8, 2 [Ne] 3s2
20 calcium 2, 8, 8, 2 [Ar] 4s2
38 strontium 2, 8, 18, 8, 2 [Kr] 5s2
56 barium 2, 8, 18, 18, 8, 2 [Xe] 6s2
88 radium 2, 8, 18, 32, 18, 8, 2 [Rn] 7s2

Most of the chemistry has been observed only for the first five members of the group. The chemistry of radium is not well-established due to its radioactivity;[3] thus, the presentation of its properties here is limited.

The alkaline earth metals are all silver-colored and soft, and have relatively low densities, melting points, and boiling points. In chemical terms, all of the alkaline earth metals react with the halogens to form the alkaline earth metal halides, all of which are ionic crystalline compounds (except for beryllium chloride, which is covalent). All the alkaline earth metals except beryllium also react with water to form strongly alkaline hydroxides and, thus, should be handled with great care. The heavier alkaline earth metals react more vigorously than the lighter ones.[3] The alkaline earth metals have the second-lowest first ionization energies in their respective periods of the periodic table[6] because of their somewhat low effective nuclear charges and the ability to attain a full outer shell configuration by losing just two electrons. The second ionization energy of all of the alkaline metals is also somewhat low.[3][6]

Beryllium is an exception: It does not react with water or steam, and its halides are covalent. If beryllium did form compounds with an ionization state of +2, it would polarize electron clouds that are near it very strongly and would cause extensive orbital overlap, since beryllium has a high charge density. All compounds that include beryllium have a covalent bond.[9] Even the compound beryllium fluoride, which is the most ionic beryllium compound, has a low melting point and a low electrical conductivity when melted.[10][11][12]

All the alkaline earth metals have two electrons in their valence shell, so the energetically preferred state of achieving a filled electron shell is to lose two electrons to form doubly charged positive ions.

Једињења и реакције[уреди]

The alkaline earth metals all react with the halogens to form ionic halides, such as calcium chloride (CaCl
2
), as well as reacting with oxygen to form oxides such as strontium oxide (SrO). Calcium, strontium, and barium react with water to produce hydrogen gas and their respective hydroxides, and also undergo transmetalation reactions to exchange ligands.

Alkaline earth metals fluorides solubility-related constants[n 2]
Metal
M2+
HE
[13]
F
HE
[14]
"MF2"
unit
HE
MF2
lattice
energies
[15]
Solubility
[16]
Be 2,455 458 3,371 3,526 soluble
Mg 1,922 458 2,838 2,978 0.0012
Ca 1,577 458 2,493 2,651 0.0002
Sr 1,415 458 2,331 2,513 0.0008
Ba 1,361 458 2,277 2,373 0.006

Физичке и атомске особине[уреди]

The table below is a summary of the key physical and atomic properties of the alkaline earth metals.

Alkaline earth metal Standard atomic weight
(u)[n 3][18][19]
Melting point
(K)
Melting point
(°C)
Boiling point
(K)[6]
Boiling point
(°C)[6]
Density
(g/cm3)
Electronegativity
(Pauling)
First ionization energy
(kJ·mol−1)
Covalent radius
(pm)[20]
Flame test color
Beryllium 9.012182(3) 1560 1287 2742 2469 1.85 1.57 899.5 105 White[21]
Magnesium 24.3050(6) 923 650 1363 1090 1.738 1.31 737.7 150 Brilliant-white[3]
Calcium 40.078(4) 1115 842 1757 1484 1.54 1.00 589.8 180 Brick-red[3] FlammenfärbungCa.png
Strontium 87.62(1) 1050 777 1655 1382 2.64 0.95 549.5 200 Crimson[3] FlammenfärbungSr.png
Barium 137.327(7) 1000 727 2170 1897 3.594 0.89 502.9 215 Apple-green[3]
Radium [226][n 4] 973 700 2010 1737 5.5 0.9 509.3 221 Crimson red[n 5]

Напомене[уреди]

  1. ^ Noble gas notation is used for conciseness; the nearest noble gas that precedes the element in question is written first, and then the electron configuration is continued from that point forward.
  2. ^ Energies are given in −kJ/mol, solubilities in mol/L; HE means "hydration energy".
  3. ^ The number given in parentheses refers to the measurement uncertainty. This uncertainty applies to the least significant figure(s) of the number prior to the parenthesized value (i.e., counting from rightmost digit to left). For instance, 1,007,94(7) stands for 1,007,94±0,000,07, whereas 1,007,94(72) stands for 1,007,94±0,000,72.[17]
  4. ^ The element does not have any stable nuclides, and a value in brackets indicates the mass number of the longest-lived isotope of the element.[18][19]
  5. ^ The color of the flame test of pure radium has never been observed; the crimson-red color is an extrapolation from the flame test color of its compounds.[22]

Референце[уреди]

  1. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6. 
  2. ^ Međunarodna unija za čistu i primenjenu hemiju (2005). Nomenclature of Inorganic Chemistry (IUPAC Recommendations 2005). Cambridge (UK): Royal Society of Chemistry – International Union of Pure and Applied Chemistry. ISBN 0-85404-438-8. pp. 51. Electronic version..
  3. 3,0 3,1 3,2 3,3 3,4 3,5 3,6 3,7 3,8 Royal Society of Chemistry. „Visual Elements: Group 2–The Alkaline Earth Metals”. Visual Elements. Royal Society of Chemistry. Архивирано из оригинала на датум 5. 10. 2011. Приступљено 13. 1. 2012. 
  4. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  5. ^ „Periodic Table: Atomic Properties of the Elements” (PDF). nist.gov. National Institute of Standards and Technology. септембар 2010. Архивирано из оригинала (PDF) на датум 2012-08-09. Приступљено 17. 2. 2012. 
  6. 6,0 6,1 6,2 6,3 6,4 Lide, D. R., ур. (2003). CRC Handbook of Chemistry and Physics (84th изд.). Boca Raton, FL: CRC Press. 
  7. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419. 
  8. ^ „Abundance in Earth's Crust”. WebElements.com. Архивирано из оригинала на датум 9. 3. 2007. Приступљено 14. 4. 2007. 
  9. ^ Jakubke, Hans-Dieter; Jeschkeit, Hans, ур. (1994). Concise Encyclopedia Chemistry. trans. rev. Eagleson, Mary. Berlin: Walter de Gruyter. 
  10. ^ Bell, N. A. (1972). „Beryllium halide and pseudohalides”. Ур.: Emeléus, Harry Julius; Sharpe, A. G. Advances in inorganic chemistry and radiochemistry, Volume 14. New York: Academic Press. стр. 256—277. ISBN 978-0-12-023614-5. 
  11. ^ Walsh, Kenneth A. (2009-08-01). Beryllium chemistry and processing. ASM International. стр. 99—102, 118—119. ISBN 978-0-87170-721-5. 
  12. ^ Hertz, Raymond K. (1987). „General analytical chemistry of beryllium”. Ур.: Coyle, Francis T. Chemical analysis of metals: a symposium. ASTM. стр. 74—75. ISBN 978-0-8031-0942-1. 
  13. ^ Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, стр. XXXVI–XXXVII.
  14. ^ Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, стр. XXXVI.
  15. ^ Lide 2004, стр. 12-23.
  16. ^ Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, стр. 1073.
  17. ^ „Standard Uncertainty and Relative Standard Uncertainty”. CODATA reference. National Institute of Standards and Technology. Архивирано из оригинала на датум 16. 10. 2011. Приступљено 26. 9. 2011. 
  18. 18,0 18,1 Wieser, Michael E.; Berglund, Michael (2009). „Atomic weights of the elements 2007 (IUPAC Technical Report)” (PDF). Pure Appl. Chem. IUPAC. 81 (11): 2131—2156. doi:10.1351/PAC-REP-09-08-03. Архивирано из оригинала (PDF) на датум 2. 11. 2012. Приступљено 7. 2. 2012. 
  19. 19,0 19,1 Wieser, Michael E.; Coplen, Tyler B. (2011). „Atomic weights of the elements 2009 (IUPAC Technical Report)” (PDF). Pure Appl. Chem. IUPAC. 83 (2): 359—396. doi:10.1351/PAC-REP-10-09-14. Архивирано из оригинала (PDF) на датум 11. 2. 2012. Приступљено 11. 2. 2012. 
  20. ^ Slater, J. C. (1964). „Atomic Radii in Crystals”. Journal of Chemical Physics. 41 (10): 3199—3205. Bibcode:1964JChPh..41.3199S. doi:10.1063/1.1725697. 
  21. ^ Jensen, William B. (2003). „The Place of Zinc, Cadmium, and Mercury in the Periodic Table” (PDF). Journal of Chemical Education. American Chemical Society. 80 (8): 952—961. Bibcode:2003JChEd..80..952J. doi:10.1021/ed080p952. Архивирано из оригинала (PDF) на датум 2010-06-11. Приступљено 2012-05-06. 
  22. ^ Kirby, H. W; Salutsky, Murrell L (1964). The Radiochemistry of Radium. National Academies Press. 

Литература[уреди]

  • Group 2 – Alkaline Earth Metals, Royal Chemistry Society.
  • Hogan, C.Michael. 2010. Calcium. eds. A.Jorgensen, C. Cleveland. Encyclopedia of Earth. National Council for Science and the Environment.
  • Maguire, Michael E. "Alkaline Earth Metals." Chemistry: Foundations and Applications. Ed. J. J. Lagowski. Vol. 1. New York: Macmillan Reference USA, 2004. 33–34. 4 vols. Gale Virtual Reference Library. Thomson Gale.
  • Silberberg, M.S., Chemistry: The molecular nature of Matter and Change (3e édition, McGraw-Hill 2009)
  • Petrucci R.H., Harwood W.S. et Herring F.G., General Chemistry (8e édition, Prentice-Hall 2002)

Спољашње везе[уреди]