Alkalijordsmetaller tilhører gruppe 2 i det periodiske system, som muligvis er naboerne til de mest reaktive grundstoffer i gruppen, og de hører til gruppe 2 i det periodiske system. På en eller anden måde minder de meget om deres naboelementer i det periodiske system. Alligevel formår de at være helt forskellige fra dem. Disse metaller udviser en hel del interessante egenskaber, som det er absolut sjovt at studere. Så lad os lære om alkalimetallerne.
Suggested Videos
Alkali Jordmetaller – gruppe 2-elementer
Inkluderet i gruppe to grundstoffer er beryllium(Be), Magnesium(Mg), Calcium(Ca), Strontium(Sr) og Barium(Ba). Normalt er der ikke behov for at opbevare disse grundstoffer i olie, i modsætning til gruppe et-elementerne. For et metal har jordalkalimetaller en tendens til at have et lavt smeltepunkt og en lav massefylde. Da de er et metal, er de naturligvis gode ledere af varme og elektricitet.
Den generelle elektroniske konfiguration for gruppe 2-elementer er ns2. Alkalijordmetaller har evnen til at miste de to elektroner i deres ydre skal. Derfor reagerer de med andre grundstoffer og danner ionforbindelser. Lad os tage nogle eksempler for at forstå sådanne metallers reaktioner.
- Magnesiums reaktion med vand foregår meget langsomt, hvorved frigivelsen af brintgas også er meget langsom. Ved reaktionen har calcium imidlertid en tendens til at kruse ret hurtigt væk. Der dannes derfor en alkalisk opløsning, som bedre kan forstås ved følgende ligning:
calcium + vand → calciumhydroxid + hydrogen dvs.
Ca (s) + 2 H2O (l) → Ca (OH)2 (aq) + H2 (g)
- Strontium har en tendens til at afgive hydrogengasen, meget lettere.
- Barium reagerer også meget hurtigt med vand.
Da gruppe to-elementernes reaktive evne er ret mindre i forhold til gruppe et-elementerne, bruges de til at blive tilsat i syrer, for at fortynde dem. F.eks. ville magnesium og calcium, der tilsættes til saltsyre, give følgende resultat:
magnesium + saltsyre → magnesiumchlorid + hydrogen
Mg (s) + 2 HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g)
Anvendelser af alkalimetallerne
Med hensyn til anvendelserne af gruppe to-elementerne og deres forbindelser er der meget at forstå på den front.
Magnesium brænder normalt med en lys hvidlig flamme, og dette har gjort det muligt at bruge det i fyrværkeri og redningsblus sammen med den anden type af en sådan sort. En unik anvendelse af metallet er i fremstillingen og produktionen af højtydende bilmotorer.
Lad os for eksempel tage Volkswagen ‘Beetle’ har et krumtaphus og andre motordele i magnesium. Porsche 911’eren indeholder mere end 50 kilo magnesium. Det er taget i brug på grund af dets lave massefylde, hvilket reducerer brændstofforbruget og reducerer forureningsudledningen fra disse biler. Magnesiumforbindelser er også nyttige. For eksempel:
- Den aktive bestanddel Magnesiumhydroxid anvendes nogle midler mod fordøjelsesbesvær. Det neutraliserer den overskydende syre, der forårsager halsbrand hos mennesker.
- Epsom-salt, som er et afføringsmiddel, indeholder magnesiumsulfat.
Magnesiumoxid har et meget højt smeltepunkt og anvendes derfor som foring i ovne.
Strontiumforbindelser anvendes i fyrværkeri til at give en karminrød farve. Bariumforbindelser er meget giftige. Rottegift indeholder bariumcarbonat. Du har dog måske hørt om “bariummåltider” på hospitaler. Patienterne sluger et hvidt stof, som viser deres fordøjelseskanaler, når de bliver røntgenfotograferet. Det indeholder bariumsulfat, som er uopløseligt i vand og derfor bare passerer gennem kroppen uden at gøre nogen skade.
Et løst spørgsmål til dig
Q: Diskuter de fysiske egenskaber ved gruppe II-elementerne.
Ans: Atomradierne såvel som ionradierne for medlemmerne af gruppen af gruppe II-elementer er mindre end de tilsvarende medlemmer af alkalimetallerne. Jordalkalimetallerne har på grund af deres store atomstørrelse ret lave værdier af ioniseringsenergier sammenlignet med p – blokelementerne. Inden for gruppen falder ioniseringsenergien imidlertid, når atomnummeret stiger.
Det skyldes en forøgelse af atomstørrelsen som følge af tilføjelsen af nye skaller og en forøgelse af størrelsen af den skærmende virkning af elektronerne i de indre skaller. Fordi deres (IE) 1 er større end deres alkaliske naboers (IE) 1, har gruppe IIA-metaller en tendens til at være noget mindre reaktive end alkalimetaller.
Atomvægten stiger fra Be til Ba i en gruppe, og volumenet stiger også, men stigningen i atomvægt er større i forhold til atomvolumenet. Derfor stiger densiteten fra Be til Ba. Jordalkalimetallerne har højere smelte- og kogepunkter sammenlignet med alkalimetallerne, hvilket hovedsageligt tilskrives deres lille størrelse og tættere pakkede krystalgitter sammenlignet med alkalimetallerne og tilstedeværelsen af to valenselektroner.
Da jordalkalimetallerne (undtagen Be) har en tendens til at miste deres valenselektroner let, fungerer de som stærke reduktionsmidler, hvilket indikeres af E0-rødværdierne. Den mindre negative værdi for beryllium skyldes den store hydreringsenergi, der er forbundet med den lille størrelse af Be2+ og den relativt store værdi af sublimeringsvarmen.