Mogelijk de buren van de meest reactieve elementen in de groep, Alkali-aardmetalen behoren tot de groep 2 van het periodiek systeem. Op de een of andere manier lijken ze erg op hun buurelementen van de tabel. Toch slagen zij erin er heel anders uit te zien. Deze metalen vertonen een groot aantal interessante eigenschappen die absoluut leuk zijn om te bestuderen. Laten we ons dus eens verdiepen in de Alkali-aardmetalen.
Suggested Videos
Alkali Aardmetalen – Elementen van groep 2
Tot de elementen van groep twee behoren Beryllium(Be), Magnesium(Mg), Calcium(Ca), Strontium(Sr), en Barium(Ba). Gewoonlijk is het niet nodig deze elementen in olie op te slaan, in tegenstelling tot de elementen van groep één. Voor een metaal hebben aardalkalimetalen meestal een laag smeltpunt en een lage dichtheid. Als metaal zijn ze uiteraard goede geleiders van warmte en elektriciteit.
De algemene elektronische configuratie van elementen van groep 2 is ns2. Alkalimetalen hebben het vermogen de twee elektronen in hun buitenste schil te verliezen. Daardoor reageren ze met andere elementen en vormen ze ionische verbindingen. Laten we enkele voorbeelden nemen om de reacties van dergelijke metalen te begrijpen.
- De reactie van magnesium met water verloopt zeer langzaam, waarbij ook het vrijkomen van waterstofgas zeer langzaam verloopt. Bij de reactie heeft calcium echter de neiging vrij snel weg te brokkelen. Als gevolg hiervan wordt een alkalische oplossing gevormd, die beter kan worden begrepen met de volgende vergelijking:
calcium + water → calciumhydroxide + waterstof i.e.g.
Ca (s) + 2 H2O (l) → Ca (OH)2 (aq) + H2 (g)
- Strontium heeft de neiging om het waterstofgas veel gemakkelijker af te geven.
- Barium reageert ook zeer snel met water.
Omdat het reactief vermogen van elementen van groep twee vrij gering is in vergelijking met dat van elementen van groep één, worden zij gebruikt om aan zuren te worden toegevoegd, ten einde deze te verdunnen. Bijvoorbeeld, magnesium en calcium, toegevoegd in zoutzuur, zouden het volgende resultaat opleveren:
magnesium + zoutzuur → magnesiumchloride + waterstof
Mg (s) + 2 HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g)
Toepassingen van de Alkali-aardmetalen
Wat de toepassingen van de groep twee-elementen en hun verbindingen betreft, valt er op dat gebied heel wat te begrijpen.
Magnesium brandt gewoonlijk met een heldere witachtige vlam en dit heeft het mogelijk gemaakt het te gebruiken in vuurwerk en reddingsvlammen, samen met de andere soort van dergelijke variëteiten. Een uniek gebruik van het metaal is bij de vervaardiging en produktie van krachtige automotoren.
Nemen wij bij voorbeeld de Volkswagen “Kever” heeft een magnesium carter en andere motoronderdelen. De Porsche 911 bevat meer dan 50 kilogram magnesium. Het wordt in gebruik genomen vanwege zijn lage dichtheid, waardoor het brandstofverbruik daalt en deze auto’s minder vervuiling uitstoten. Magnesiumverbindingen zijn ook nuttig. Bijvoorbeeld:
- Het actieve bestanddeel Magnesiumhydroxide wordt gebruikt bij sommige middelen tegen indigestie. Het neutraliseert het teveel aan zuur dat brandend maagzuur bij mensen veroorzaakt.
- Magnesiumoxide heeft een zeer hoog smeltpunt en wordt daarom gebruikt als bekleding in ovens.
- Epsomzout, dat een laxeermiddel is, bevat Magnesiumsulfaat.
Strontiumverbindingen worden gebruikt in vuurwerk om een karmozijnrode kleur te verkrijgen. Bariumverbindingen zijn zeer giftig. Rattengif heeft bariumcarbonaat in zich. Maar misschien heeft u wel eens gehoord van “bariummaaltijden” in ziekenhuizen. Patiënten slikken een witte substantie in die bij röntgenfoto’s hun spijsverteringskanaal zichtbaar maakt. Deze bevat bariumsulfaat, dat onoplosbaar is in water en dus gewoon door je lichaam gaat zonder schade aan te richten.
Een opgeloste vraag voor jou
Q: Bespreek de fysische eigenschappen van de elementen van groep II.
Ans: De atomaire stralen, evenals de ionische stralen van de leden van de familie van de elementen van groep II, zijn kleiner dan de overeenkomstige leden van de alkalimetalen. De aardalkalimetalen hebben door hun grote atoomomvang vrij lage waarden van ionisatie-energieën in vergelijking met de p – blok elementen. Binnen de groep neemt de ionisatie-energie echter af naarmate het atoomnummer toeneemt.
Dit komt door de toename van de atoomgrootte als gevolg van de toevoeging van nieuwe schillen en de toename van de grootte van de afschermende werking van de elektronen in de binnenste schillen. Omdat hun (IE) 1 groter is dan die van hun alkalimetaalburen, neigen de metalen van groep IIA ertoe iets minder reactief te zijn dan de alkalimetalen.
Het atoomgewicht neemt toe van Be tot Ba in een groep en het volume neemt ook toe, maar de toename van het atoomgewicht is groter in vergelijking met het atoomvolume. Daarom neemt de dichtheid toe van Be tot Ba. De aardalkalimetalen hebben hogere smelt- en kookpunten in vergelijking met die van de alkalimetalen, voornamelijk als gevolg van hun kleine afmetingen en dichter opeengepakte kristalrooster in vergelijking met alkalimetalen en de aanwezigheid van twee valentie-elektronen.
Omdat de aardalkalimetalen (behalve Be) de neiging hebben hun valentie-elektronen gemakkelijk te verliezen, fungeren zij als sterke reductiemiddelen, zoals aangegeven door de E0-rode waarden. De minder negatieve waarde voor Beryllium vloeit voort uit de grote hydratatie-energie in verband met de kleine omvang van Be2+ en de relatief grote waarde van de sublimatiewarmte.