Die Erdalkalimetalle gehören zur Gruppe 2 des Periodensystems und sind wahrscheinlich die Nachbarn der reaktionsfreudigsten Elemente in dieser Gruppe. Irgendwie sind sie ihren Nachbarelementen in der Tabelle sehr ähnlich. Und doch schaffen sie es, ganz anders zu sein als diese. Diese Metalle weisen eine ganze Reihe interessanter Eigenschaften auf, die zu erforschen absolut Spaß macht. Also lasst uns etwas über die Erdalkalimetalle lernen.
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Alkalien Erdmetalle – Elemente der Gruppe 2
Zu den Elementen der Gruppe 2 gehören Beryllium(Be), Magnesium(Mg), Calcium(Ca), Strontium(Sr) und Barium(Ba). Im Gegensatz zu den Elementen der ersten Gruppe ist es normalerweise nicht erforderlich, diese Elemente in Öl zu lagern. Für ein Metall haben Erdalkalimetalle in der Regel einen niedrigen Schmelzpunkt und eine geringe Dichte. Da es sich um Metalle handelt, sind sie natürlich gute Wärme- und Stromleiter.
Die allgemeine elektronische Konfiguration der Elemente der Gruppe 2 ist ns2. Erdalkalimetalle haben die Fähigkeit, die beiden Elektronen in ihrer äußeren Schale zu verlieren. Daher reagieren sie mit anderen Elementen und bilden ionische Verbindungen. Nehmen wir einige Beispiele, um die Reaktionen solcher Metalle zu verstehen.
- Die Reaktion von Magnesium mit Wasser läuft sehr langsam ab, wobei auch sehr langsam Wasserstoffgas freigesetzt wird. Calcium hingegen neigt bei der Reaktion dazu, recht schnell zu zerfallen. Als Ergebnis entsteht eine alkalische Lösung, die durch die folgende Gleichung besser verstanden werden kann:
Calcium + Wasser → Calciumhydroxid + Wasserstoff d.h.
Ca (s) + 2 H2O (l) → Ca (OH)2 (aq) + H2 (g)
- Strontium neigt dazu, das Wasserstoffgas viel leichter abzugeben.
- Barium reagiert auch sehr schnell mit Wasser.
Da die Reaktionsfähigkeit der Elemente der zweiten Gruppe im Vergleich zu den Elementen der ersten Gruppe recht gering ist, werden sie in Säuren zugesetzt, um diese zu verdünnen. Zum Beispiel würden Magnesium und Kalzium, die in Salzsäure gegeben werden, das folgende Ergebnis liefern:
Magnesium + Salzsäure → Magnesiumchlorid + Wasserstoff
Mg (s) + 2 HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g)
Verwendungen der Erdalkalimetalle
Was die Verwendungen der Elemente der zweiten Gruppe und ihrer Verbindungen angeht, so gibt es hier viel zu verstehen.
Magnesium brennt in der Regel mit einer hellen, weißlichen Flamme, weshalb es auch in Feuerwerkskörpern und Rettungsfackeln verwendet wird, ebenso wie die anderen Arten dieser Art. Einzigartig ist die Verwendung des Metalls bei der Herstellung von Hochleistungs-Automotoren.
Der Volkswagen „Käfer“ zum Beispiel hat ein Magnesium-Kurbelgehäuse und andere Motorteile. Der Porsche 911 enthält mehr als 50 Kilogramm Magnesium. Es wird wegen seiner geringen Dichte verwendet, wodurch der Kraftstoffverbrauch und die Schadstoffemissionen dieser Autos reduziert werden. Magnesiumverbindungen sind ebenfalls nützlich. Zum Beispiel:
- Der Wirkstoff Magnesiumhydroxid wird in einigen Mitteln gegen Verdauungsstörungen eingesetzt. Es neutralisiert die überschüssige Säure, die beim Menschen Sodbrennen verursacht.
- Magnesiumoxid hat einen sehr hohen Schmelzpunkt und wird daher als Auskleidung von Öfen verwendet.
- Bittersalz, das ein Abführmittel ist, enthält Magnesiumsulfat.
Strontiumverbindungen werden in Feuerwerkskörpern verwendet, um eine karminrote Farbe zu erzeugen. Bariumverbindungen sind sehr giftig. In Rattengift ist Bariumcarbonat enthalten. Vielleicht haben Sie aber auch schon von „Barium-Mahlzeiten“ in Krankenhäusern gehört. Die Patienten schlucken eine weiße Substanz, die bei Röntgenaufnahmen ihren Verdauungstrakt zeigt. Sie enthält Bariumsulfat, das wasserunlöslich ist und daher den Körper einfach passiert, ohne Schaden anzurichten.
Eine gelöste Frage für Sie
Q: Erläutern Sie die physikalischen Eigenschaften der Elemente der Gruppe II.
Ans: Die Atomradien sowie die Ionenradien der Mitglieder der Familie der Elemente der Gruppe II sind kleiner als die entsprechenden Mitglieder der Alkalimetalle. Die Erdalkalimetalle haben aufgrund ihrer großen Atome relativ niedrige Ionisierungsenergiewerte im Vergleich zu den p-Block-Elementen. Innerhalb der Gruppe nimmt die Ionisierungsenergie jedoch mit zunehmender Ordnungszahl ab.
Das liegt an der Zunahme der Atomgröße aufgrund der Hinzufügung neuer Schalen und der Zunahme der Abschirmwirkung der Elektronen in den inneren Schalen. Da ihr (IE) 1 größer ist als das ihrer Alkalimetallnachbarn, sind die Metalle der Gruppe IIA tendenziell etwas weniger reaktiv als die Alkalimetalle.
Das Atomgewicht nimmt von Be bis Ba in einer Gruppe zu, und auch das Volumen nimmt zu, aber die Zunahme des Atomgewichts ist im Vergleich zum Atomvolumen größer. Daher nimmt die Dichte von Be bis Ba zu. Die Erdalkalimetalle haben im Vergleich zu den Alkalimetallen höhere Schmelz- und Siedepunkte, was hauptsächlich auf ihre geringe Größe und ihr im Vergleich zu den Alkalimetallen dichter gepacktes Kristallgitter sowie auf das Vorhandensein von zwei Valenzelektronen zurückzuführen ist.
Da die Erdalkalimetalle (mit Ausnahme von Be) dazu neigen, ihre Valenzelektronen leicht zu verlieren, wirken sie als starke Reduktionsmittel, wie die E0-Rotwerte zeigen. Der weniger negative Wert für Beryllium ergibt sich aus der großen Hydratationsenergie in Verbindung mit der geringen Größe von Be2+ und dem relativ großen Wert der Sublimationswärme.