Berylowiec	Be	Mg	Ca	Sr	Ba	Ra
Konfiguracja elekt.	[He]2s^2	[Ne]3s^2	[Ar]4s^2	[Kr]5s^2	[Xe]6s^2	[Rn]7s^2
Pierw. E.I.[kJ·mol^-1]	899,2	737,5	589,6	549,5	502,8	509
Druga E.I.[kJ·mol^-1]	1757	1450	1145	1064	965,1	979,0
Promień at. [pm]	112	160	197	215	219	225
Promień jon. [pm]	27(4)	72(6)	112(8)	126(8)	143(8)	152(8)
Temp. topn. [^oC]	1287	649	839	777	727	700
Gęstość [g·cm^-3]	1,84	1,74	1,55	2,63	3,62	5,50
Rozp.litos.[ppm]	2	27640	46600	38	39	10^-5
Elektroujemność	1,5	1,2	1,0	0,95	0,9	0,89
M^2++2e=M, E^o (V)	-1,8	-2,4	-2,9	-2,9	-2,9	-2,8

Promienie atomowe berylowców są znacznie mniejsze niż sąsiednich

litowców. T.t. i gęstość większa niż dla tych litowców. Są to reaktywne metale o niskiej elektroujemności.

BERYL

Beryl podobne rozpowszechnienie co Sn (2,1 ppm) oraz As (1,8 ppm), Składnik niektórych granitów. Minerał beryl Be₃Al₂(SiO₃)₆. Bardzo toksyczny. Brak jest dobrych minerałów.

Beryl produkowany na dość małą skalę. Dodatek do brązów. Stopy niklu i berylu, sprężyny dla wysokich temperatur. W konstrukcji reak­torów atomowych oraz w okienkach do lamp rentgenowskich.

Be + Ra jest źródłem neutronów ⁹₄Be + γ = ¹_on + 2 ⁴₂He

Be - elektroliza stopu BeCl₂ z KCl lub redukcja BeF₂ za pomocą Mg w 1300 ^oC.

Wyjątkowe właściwości chemiczne Be (Be²⁺ - 27 pm) - podobny chemicznie do Al (Al³⁺ - 53 pm) - wybitne podobieństwo diagonalne.

Beryl - stalowoszary metal, nie koroduje na powietrzu i nie ulega dzia­łaniu kwasów utleniających. Pasywacja. Roztwarza się w kwasach nie­utlenia­jących, a także w stężonych roztworach zasad (napisz reakcje).

BeO bardzo duża stabilność chemiczna, dobre przewodnictwo cieplne, elementy grzejne.

Halogenki berylu:
Be + Cl₂ → 1/n (BeCl₂)_n

Be + 2HCl → 1/n (BeCl₂)_n + H₂

W fazie gazowej BeX₂ geometria liniowa (sp), np. :F—Be—F:

BeX₂ np. BeCl₂ - kwas Lewisa, w fazie stałej struktura pasmowa

Podobnie (BeF₂)_n

Wiązania trójcentrowe (BeH₂)_n.
Białe ciało stałe.

2BeCl₂ + Li[AlH₄] → 2/n (BeH₂)_n + AlCl₃ + LiCl

Tworzy łatwo kompleksy typu [BeX₄]^2- n p. K₂[BeF₄]

Amfoteryczny tlenek BeO + H₂O + 2 KOH = K₂[Be(OH)₄]

Wodorotlenek berylu amfoteryczny, galaretowaty osad.

Be(NO₃)₂ + 2NH₃ ⋅H₂O → Be(OH)₂↓ + 2NH₄NO₃

Be(OH)₂ + 2HCl → BeCl₂ + 2H₂O

Be(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Be(OH)₄]

Be(OH)₂ → BeO + H₂O (400 ^oC)

Be ²⁺ bardzo duża entalpia hydratacji do jonu [Be(OH₂)₄]²⁺ dlatego BeF₂ dobrze rozpuszcza się we wodzie.

Odczyn soli berylowych - kwaśny, hydroliza

[Be(H₂O)₄]²⁺ + H₂O → [Be(OH)(H₂O)₃] ⁺ + H₃O⁺

MAGNEZ

Mg - bardzo rozpowszechniony pierwiastek (6 miejsce),

MgCO₃·CaCO₃ dolomit

MgCO₃ - magnezyt

MgSO₄·H₂O - kizeryt

(Mg,Fe)₂SiO₄ - oliwin

KCl·MgCl₂·6H₂O - karnalit

Srebrzystobiały metal, szybko matowiejący na powietrzu. Magnez jest produkowany na olbrzymią skalę. Elektroliza stopionego MgCl₂ lub proces z użyciem żelazokrzemu i prażonego dolomitu.

2(MgO·CaO) + FeSi = 2Mg + Ca₂SiO₄ + Fe

Dla tej samej wytrzymałości najlepsze stopy magnezu ważą ¼ masy stali. Stopy magnezu ~90 % Mg, 2 - 9 % Al, 1- 3 % Zn i 0,2 - 1 % Mn.

Około 5 % Mg dodaje się do stopów glinu. Używany jest także jako reduktor do otrzymywania innych metali i przy katodowej ochronie stali. Duże znaczenie mają związki magnezoorganiczne (związki Grig­narda)

Właściwości chemiczne.
Reaguje energicznie z kwasami, zapalony spala się gwałtownie na powie­trzu (reaguje także z azotem). Reaguje także z wodą (odczyn produktu).

3Mg + N₂ → Mg₃N₂ Mg + ½O₂ → MgO (odczyn)

Mg₃N₂ + 6H₂O → 3Mg(OH)₂ + 2NH₃

Z utleniaczami używany do produkcji mas oświetleniowych.

KClO₃ + 3Mg → KCl + 3MgO

Wodorek magnezu (MgH₂)_n - synteza bezpośrednia pod ciśnieniem wodoru. Mg + H₂ → 1/n (MgH₂)_n

MgO magnezja palona - elementy żaroodporne (specjalna ceramika).

Wodorotlenek (minerał brucyt) MgO + H₂O → Mg(OH)₂

MgCl₂ + 2KOH → Mg(OH)₂ + 2KCl - biała galareta, nie z NH₃·H₂O.

MgF₂ nierozpuszczalny we wodzie, biała galareta.

Mg(CH₃COO)₂ + 2NH₄F → 2CH₃COONH₄ + MgF₂↓

Fluorek magnezu o wysokiej czystości (typu „Patinal”) ma m.in. zasto­so­wanie do naparowania szkieł optycznych w celu otrzymania cienkiej warstwy antyrefleksyjnej.

MgCl₂ krystalizuje w postaci soli sześciowodnej, MgCl₂·6H₂O.

Siarczan (VI) magnezu, krystalizuje jako MgSO₄·7H₂O. Woda kationo­wa 6H₂O. W 200 ⁰C odwodnienie.

Węglan magnezu (magnezyt). Normalnie wytrąca się zasadowy węglan Mg(OH)₂ · 4MgCO₃ · 4H₂O (Napisz reakcję MgCl₂ z Na₂CO₃ i H₂O)

Trudno rozpuszczalny fosforan magnezowo amonowy

MgCl₂ + (NH₄)₂HPO₄ + NH₃ → 2NH₄Cl + MgNH₄PO₄↓

Olbrzymia rola biologiczna Mg i Ca dla organizmów żywych.

Tendencja do tworzenia związków kompleksowych mniejsza niż Be.

Fotosynteza, katalizatory - kompleksy porfirynowe magnezu, chlorofil

6 CO₂ + 6 H₂O → C₆H₁₂O₆ + 6O₂ ΔH^o = 2814 kJ.

WAPŃ, STRONT, BAR, RAD

Chemia tych pierwiastków - chemia kationów M²⁺

Ca - bardzo rozpowszechniony pierwiastek (5 miejsce),

CaCO₃ - kamień wapienny, także kreda, marmur, koral, krystalizuje w postaci kalcytu oraz aragonitu.

CaSO₄·2H₂O (gips) i CaSO₄ (anhydryt)

CaF₂ fluoryt i Ca₅(PO₄)₃F fluoroapatyt.

SrSO₄ - celestyn, SrCO₃ - stroncjanit.

BaSO₄ - baryt, BaCO₃ - witeryt. Jony baru są silną trucizną.

Ra - z blendy smolistej U₃O₈. RaSO₄ razem z BaSO₄ (nośnik)

Wolne Ca i Sr - elektroliza stopionych chlorków. Podaj reakcję.

Sole (zwłaszcza chlorki) wapnia, strontu i baru barwią płomień odpo­wiednio na ceglasto-czerwono, karminowo-czerwono i żółto-zielono.

Alkohol C₂H₅OH + odpowiednie chlorki.

Ca, Sr, Ba - reaktywne metale. Reagują z wodą z wydzielaniem wodoru. Przechowywane pod naftą.

Sr + 2H₂O → Sr(OH)₂ + H₂ ↑ (odczyn zasadowy - fenoloftaleina)

Ca - produkowany na małą skalę. Reduktor w przemyśle stalowym, usuwanie O₂ i N₂ w argonie.

Wodorki wapnia, strontu i baru.

Ca + H₂ → CaH₂ (400 ^oC) Związki typu soli. (Wzór Lewisa CaH₂?)

CaH₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + 2H₂

Wodorek wapnia CaH_2, źródło wodoru, środek suszący.

Karbid CaO + 3C → CO + CaC₂ jony C₂^2- i Ca²⁺.

Posługując się modelem MO podaj konfigurację elektronową jonu C₂^2-.

CaC₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂C₂ zapisz reakcję jonowo

CaC₂ + N₂ → CaCN₂ (podaj wzór Lewisa jonu CN₂^2-)
CaCN₂ + 3H₂O → CaCO₃ + 2NH₃ CaCN₂ - azotniak

Tlenek wapnia, tonażowo pierwszy produkt.

CaO - zastosowanie: materiały budowlane, przemysł stalowy - jako topnik do usuwania fosforu oraz siarki z surówki żelaznej. Przemysł szklarski.

~ 900 ^oC , p(CO₂) = 1013 hPa + H₂O

CaCO₃ CaO Ca(OH)₂

Kamień wapienny wapno palone wapno gaszone

BeCO₃ (p CO₂ = 1013 hPa, t ~ 100 ^oC)

MgCO₃ (p CO₂ = 1013 hPa, t ~ 540 ^oC)

CaCO₃ (p CO₂ = 1013 hPa, t ~ 900 ^oC)

SrCO₃ (p CO₂ = 1013 hPa, t ~ 1290 ^oC)

BaCO₃ (p CO₂ = 1013 hPa, t ~ 1360 ^oC)

Nadtlenki najtrwalszy BaO₂. Dawniej do otrzymywania H₂O₂ i O₂.

Budowa jonowa. Podaj konfigurację elektronową jonu O₂^2-.

Ca(OH)₂ materiały budowlane, kaustyfikacja sody, zmiękczanie wody.
Przemysł mleczarski, dodatek mleczka wapiennego w celu uniemoż­liwienia zakwaszenia mleka. Wapnowanie kwaśnych gleb.

Zmiękczanie wody - wydzielone osady usuwa się.

Ca(OH)₂ + Ca(HCO₃)₂ → 2 CaCO₃↓ + 2 H₂O

Ca(OH)₂ + Mg(HCO₃)₂ → CaCO₃↓ + Mg(OH)₂↓ + CO₂ + H₂O

Ca(HCO₃)₂ i Mg(HCO₃)₂ twardość węglanowa (przemijająca),
CaSO₄ nieprzemijająca. Podaj w stopniach niemieckich twardość cał­kowitą, jeżeli 200 cm³ wody zawiera 0,005g Mg(HCO₃)₂ i 20 mg CaSO₄.

Miareczkowanie HCl przy oznaczaniu twardości wody, przypomnieć sobie.

Duża energia sieciowa małych jonów M²⁺ powoduje, że sole typu MSO₄, MCO₃ i MF₂ są gorzej roz­pusz­czalne niż odpowiednie sole litowców.

CaCO₃ - specjalnie strącane. Przemysł papierniczy, środki spożywcze, kosmetyki, pasty do zębów.

W laboratorium Ca²⁺ + CO₃^2- → CaCO₃↓ Ir = 4,8 ⋅ 10^-9

M = Ca, Sr i Ba

CaCO₃ - zjawiska krasowe.

Siarczany MSO₄.

Gips 100 - 200 ^o C gips sztukatorski t > 350 ^oC anhydryt

2(CaSO₄·2H₂O) 2CaSO₄·H₂O 2CaSO₄

Gips używany jest do produkcji cementu portlandzkiego i do celów budowlanych. Także gipsowanie gleb.

Roztwór CaSO₄ - woda gipsowa. Rozpuszczalność CaSO₄ w 20⁰C : 0,20g w 100 ml H₂O. (Oblicz iloczyn rozpuszczalności CaSO₄)

Wykrywanie Sr²⁺ i Ba²⁺.

Sr²⁺ + CaSO₄ → SrSO₄↓ + Ca²⁺ Ir = 2,8 ⋅ 10^-7 po chwili

Ba²⁺ + CaSO₄ → BaSO₄↓ + Ca²⁺ Ir = 1,1 ⋅ 10^-10 natychmiast

BaSO₄ - do diagnostyki rtg, papier barytowy, biały pigment

Azotan wapnia - saletra wapniowa (nawóz) Ca(NO₃)₂ ⋅ 4H₂O.

Chromiany baru i strontu Sr²⁺ + CrO₄^2- → SrCrO₄↓ (stęż)

Ba²⁺ + CrO₄^2- → BaCrO₄↓ nierozpuszczalny w CH₃COOH.

MF₂ - fluorki trudno rozpuszczalne we wodzie.

MCl₂ - dobrze rozpuszczalne we wodzie. M(NO₃)₂, M(CH₃COO)₂, M(HCO₃)₂ dobrze rozpuszczalne we wodzie.

Sole (zwłaszcza chlorki) wapnia, strontu i baru barwią płomień odpo­wiednio na ceglasto-czerwono, karminowo-czerwono i żółto-zielono.

Ognie bengalskie.

a) zielony: b) czerwony: c) żółty: d) niebieski:

Ba(NO₃)₂ Sr(NO₃)₂ NaNO₃ [Cu(NH₃)₄]SO₄ ⋅ H₂O

RAD,

okres połowicznego rozpadu 1600 lat. Emiter α i γ.

Chemicznie bardzo podobny do baru. Bardzo reaktywny metal. Zabarwia płomień na kolor karminowy.

4

---