Alkalijordsmetaller tillhör grupp 2 i det periodiska systemet, som kan vara grannarna till de mest reaktiva grundämnena i gruppen. På något sätt är de mycket lika sina grannelement i det periodiska systemet. Ändå lyckas de vara ganska olika dem. Dessa metaller uppvisar en hel del intressanta egenskaper som är absolut roliga att studera. Så låt oss lära oss mer om alkalijordmetallerna.
Föreslagna videor
Alkali Earth Metals – Group 2 Elements
I gruppen två grundämnen ingår beryllium(Be), Magnesium(Mg), kalcium(Ca), strontium(Sr) och barium(Ba). Vanligtvis finns det inget behov av att lagra dessa grundämnen i olja, till skillnad från grundämnena i grupp ett. För en metall tenderar jordalkalimetaller att ha låg smältpunkt och låg densitet. Eftersom de är en metall är de naturligtvis goda ledare för värme och elektricitet.
Den allmänna elektroniska konfigurationen för grupp 2-elementen är ns2. Alkaliska jordartsmetaller har förmågan att förlora de två elektronerna i sitt yttre skal. Därför reagerar de med andra grundämnen och bildar joniska föreningar. Låt oss ta några exempel för att förstå sådana metallers reaktioner.
- Magnesiums reaktion med vatten sker mycket långsamt, varvid frisättningen av vätgas också är mycket långsam. Vid reaktionen tenderar dock kalcium att fräsa bort ganska snabbt. Som ett resultat bildas en alkalisk lösning, vilket kan förstås bättre genom följande ekvation:
kalcium + vatten → kalciumhydroxid + väte dvs.
Ca (s) + 2 H2O (l) → Ca (OH)2 (aq) + H2 (g)
- Strontium tenderar att avge vätgasen, mycket lättare.
- Barium reagerar också mycket snabbt med vatten.
Då den reaktiva förmågan hos grundämnena i grupp två är ganska liten i jämförelse med grundämnena i grupp ett, används de för att tillsättas i syror, för att späda ut dem. Magnesium och kalcium som tillsätts i saltsyra skulle t.ex. ge följande resultat:
magnesium + saltsyra → magnesiumklorid + väte
Mg (s) + 2 HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g)
Användningsområden för alkalimetaller
När det gäller användningsområdena för grundämnena i grupp två och deras föreningar finns det mycket att förstå på den fronten.
Magnesium brinner vanligtvis med en ljus vitaktig låga och detta har gjort att det har kunnat användas i fyrverkerier och räddningsraketer, tillsammans med den andra typen av sådan sort. En unik användning av metallen är vid tillverkning och produktion av högpresterande bilmotorer.
Låt oss till exempel ta Volkswagens ”Beetle” som har ett vevhus och andra motordelar av magnesium. Porsche 911 innehåller mer än 50 kilo magnesium. Det används på grund av sin låga densitet, vilket minskar bränsleförbrukningen och minskar utsläppen av föroreningar från dessa bilar. Magnesiumföreningar är också användbara. Till exempel:
- Den aktiva ingrediensen magnesiumhydroxid används i vissa medel mot matsmältningsbesvär. Den neutraliserar den överflödiga syra som orsakar halsbränna hos människor.
- Magnesiumoxid har en mycket hög smältpunkt och används därför som foder i ugnar.
- Epsom-salt, som är ett laxermedel, innehåller magnesiumsulfat.
Strontiumföreningar används i fyrverkerier för att ge en karmosinröd färg. Bariumföreningar är mycket giftiga. Råttgift innehåller bariumkarbonat. Du kanske dock har hört talas om ”bariummåltider” på sjukhus. Patienterna sväljer en vit substans som visar deras matsmältningskanal när de röntgas. Detta innehåller bariumsulfat, som är olösligt i vatten och därför bara passerar genom kroppen utan att göra någon skada.
En löst fråga till dig
Q: Diskutera de fysikaliska egenskaperna hos grundämnena i grupp II.
Ans: Atomradierna, liksom jonradierna hos medlemmarna i familjen av grundämnen i grupp II, är mindre än motsvarande medlemmar i alkalimetaller. De alkaliska jordartsmetallerna har på grund av sin stora storlek på atomerna ganska låga värden på joniseringsenergierna jämfört med p – blockelementen. Inom gruppen minskar dock joniseringsenergin när atomnumret ökar.
Det beror på att atomstorleken ökar på grund av att nya skal läggs till och att storleken på avskärmningseffekten av elektronerna i de inre skalen ökar. Eftersom deras (IE) 1 är större än deras alkalimetallgrannar tenderar metallerna i grupp IIA att vara något mindre reaktiva än alkalimetaller.
Atomvikten ökar från Be till Ba i en grupp och volymen ökar också, men ökningen av atomvikten är större jämfört med atomvolymen. Därför ökar densiteten från Be till Ba. De alkaliska jordartsmetallerna har högre smält- och kokpunkter jämfört med alkalimetaller, vilket främst beror på att de är små och har ett tätare kristallgitter jämfört med alkalimetaller och att de har två valenselektroner.
Då de alkaliska jordartsmetallerna (utom Be) har en tendens att lätt förlora sina valenselektroner fungerar de som starka reduktionsmedel, vilket indikeras av E0-värdena i rött. Det mindre negativa värdet för beryllium beror på den stora hydreringsenergin i samband med den lilla storleken på Be2+ och det relativt stora värdet på sublimeringsvärmen.