9. Elementi 2 Grupe

5/22/2018 9. Elementi 2 Grupe

1/21

ELEMENTI 2. GRUPE ( II A)

Zemnoalkalni metali

OSOBINE GRUPEElektronske konfiguracije izoliranih atoma (zajednika ns2)

Berilij Be 1s2 2s2 Magnezij Mg 1s2 2s22p6 3s2 Kalcij Ca 1s2 2s22p6 3s23p6 3d10 4s2 Stroncij Sr 1s2 2s22p5 3s23p6 3d10 4s24p64d10 5s2

Barij Ba 1s2

2s2

2p5

3s2

3p6

3d10

4s2

4p6

4d10

4f14

5s2

5p6

5d10 6s2 Radij Ra 1s2 2s22p5 3s23p6 3d10 4s24p64d104f14 5s25p6

5d10 6s26p5 7s2

ns np


2/21

Tabela 1: Svojstva atoma i elementarnih supstancielemenata 2. grupe

Simbol

elementa

Redni

broj

metalni

radijus/nm

Ionski rad.

/nm

Gustoa/

g/cm3

Talite/ 0C Vrelite/ 0C

Be 4 0,113 0,030 1,86 1280 2970Mg 12 0,160 0,060 1,74 650 1100Ca 20 0,196 0,094 1,55 810 1439Sr 38 0,213 0,110 2,6 800 1366Ba 56 0,217 0,129 3,6 850 1737Ra 88 - 0,152 5,0 (?) 960 1737


3/21

Tabela 3. Energija ionizacije i koeficijentelektronegativnosti atoma elemenata 2. grupe, redoks

potencijali njihovih elementarnih supstanci

Simbol

elementa

Energija jonizacije/eV

I II III

Koeficijent

elektro-

negativnosti

Redoks-

potencijali

M2++2eM(s)/

E0(V)

Be 9,33 18,2 153,9 1,5 -1,85Mg 7,64 15,0 80,1 1,2 -2,37Ca 6,11 11,9 51,2 1,0 -2,87Sr 5,69 11,0 (43) 1,0 -2,89Ba 5,21 10,0 (36) 0,9 -2,90Ra 5,28 10,14 - 0,9 -2,92


4/21

Vrijenosti koeficijenata elektronegativnosti su male, to

znai a atomi ovih elemenata nemaju mogudnosti

primanja elektrona, pa u svim spojevima imaju iskljuivo

pozitivan stupanj oksidacije, oksidacijski broj +2.

Svi grade jonske spojeve, izuzev berilija, koji po nekim

svojim svojstvima odstupa od ostalih elemenata zbog

malog jonskog radijusa Be2+-jona i vedeg jonizacijskog

potencijala. Zbog toga se spojevi berilija nalaze izmeu

jonskog i kovalentnog karaktera.


5/21

Stvaranje iona Ca+i Ca2+:

Ca(s) Ca(g) (1) Esublimacije= 2,0 eV

Ca(g) Ca+(g) + e- (2) Eionizacije 1= 6,11 eV

Ca+(g) Ca2+(g) + e- (3) E(1)+(2) + Eion.2= 8,11 + 11,9

=20,01 eV

Ca+(g) + aq Ca+(aq) (4) Ehidratacije= 8,06 eV

Ca2+(g) + aq Ca2+(aq) (5) Ehidratacije= 25,3 eV

Vrlo jaka redukcijska sredstva: M(s) M

2+(g)+ 2e

-

Reaguju s vodom:

M(s)+ 2H2O M2++ 2OH- + H2(g)


6/21

Svi elementi ove grupe grade okside tipa MO koji sa vodom stvarajuhidrokside koji su slabo rastvorljivi u vodi:

MO + H2O M(OH) 2

Rastvorljivost hiroksia u voi raste sa povedanjem metalnogradijusa, dakle najmanje je rastvoriv Be(OH) 2koji ima amfoterankarakter, a najvie Ba(OH) 2. Svi hidroksidi, tj. njihov rastvoreni dio,su isocirani u voi i aju bazinu reakciju. Bazinost hiroksiaraste u grupi iudi oozgo prema ole.

Osim oksia, ovi elementi sa kisikom grae i peroksie. Mogudnost

nastajanja peroksida kao i njihova stabilnost raste sa porastomrednog broja metala. Kod berilija nije poznat peroksid, a nastanakostalih peroksia ie znatno tee nego ko alkalijskih metala.Zemnoalkalijski metali sa kisikom uglavnom daju okside, dokalkalijski metali (izuzev Li) sa kisikom daju perokside, odnosnosuperoksie. Uzrok ovome je relativno mala koliina energije koja

nastaje izgaranjem alkalijskih metala i koja nije dovoljna zaraskidanje veze u molekuli O2. Zbog toga se u kristalnu reetkumetala ugrauje molekula O2, a tek ovoljan viak metala, koji suinae jaka reukcijska srestva, omoguduje reukciju veze -O-O- inastanak dva oksidna jona 2 O2-. Inae, Mg stvara smjesu oksia iperoksida, a Ca, Sr i Ba grade perokside.


7/21

BERILIJ rijedak elemenat,u prirodi se ne nalazi u elementarnom

stanju

Beril, Be3Al2Si6O18sa izvjesnim sarajem Cr2O3 zelene boje -dragikamen smarag, koji sari eljezo -aquamarin svijetloplave boje.

Berilij oksid, BeO; dobivanje:

Be(OH)2(s) BeO(s)+ H2O(g)

Berilij hidroksid, Be(OH)2;

Be2+

+ 2OH-

Be(OH)2(s) Be se koristi za izradu legura npr. Be/Cu, kao izvor

neutrona, kao konstrukcioni materijal u nuklearnim

reaktorima, za izradu rentgenskih cijevi, najbolje od svih

metala proputa rentgenske zrake.


8/21

Osobine berilija metal elinosive boje, veoma tvrd i krt.

Kristalizira u gustoj heksagonalnoj kristalnoj reetki.

Na zraku je stabilan. Pri gorenju prelazi u berilijev oksid, BeO.

Sa vodom gradi tanak i kompaktan sloj hidroksida.

Gorenjem prakastog berilija na zraku stvara se smjesa oksida initrida.

Sa vodikom ne reaguje ni na temperaturama od 1000oC. Rastvara se u razblaenim neoksidirajuim kiselinama kao to su

HCl i H2SO4pri emu se razvija H2. Ne rastvara se u oksidirajuimkiselinama, na hladno, zbog stvaranja tankog sloja BeO

Jedini od svih elemenata ove grupe rastvara se u bazama toukazuje na njegov amfoteran karakter:

Be(s)+ 2 HClBeCl2+ H2(g)

Be(s)+ 2 NaOHNa2BeO2+ H2(g) Sa usitnjenim berilijem i njegovim spojevima treba rukovati oprezno

jer su ekstremno otrovne i kancerogene materije.


9/21

MAGNEZIJ DolomitCaCO3

. MgCO3; magnezitMgCO3i karnalitMgCl2. KCl .

6H2O

Dobivanje: MgO(s)+ C(s) +Cl2(g) MgCl2(s)+ CO(g)Elektroliza taline (MgCl2,KCl, NaCl i CaCl2)

K: Mg2++ 2e- Mg(l)

A: 2Cl- Cl2(g) + 2e-

Reaguje s vodom: : Mg(s)+ H2O(g) MgO(s) + H2(g)

Spojevi:

Magnezij hlorid MgCl2

Magnezij oksid MgO, dobivanje: MgCO3 MgO(s) + CO2(g)

Magnezij hidroksid Mg(OH)2, brucit,dobivanje:

Mg2+

+ 2OH-

Mg(OH)2(s)

Magnezij sulfat MgSO4, kizerit,MgSO4.H2O i epsomit MgSO4

.7H2O

-40C +80C 48,30C 680C 2000C

Led 12H2O 7 H2O 6 H2O H2O bezvodni sulfat

Magnezij karbonat MgCO3, magnezit i dolomit


10/21

Magnezij je vrlo rasprostranjen element. Njegov maseni udio u

zemljinoj kori iznosi 2,7%. U prirodi se javlja u slijedeim

spojevima: dolomit(CaCO3 MgCO3), magnezit(MgCO3),

karnalit(MgCl2 KCl 6 H2O). U morskoj vodi se nalaze MgCl2,MgBr2, MgSO4. Magnezij je, takoer, sastavna komponenta

hlorofila.

Elementarni Mg se dobiva elektrolizom bezvodnog MgCl2, na

7000

C, sa jednim od topitelja (NaCl, KCl, CaF2, CaCl2).Elektroliza iz vodenih rastvora je neizvodiva zbog negativnog

redoks potencijala para Mg2+/Mg. Anoda je od grafita, a katoda

od eljeza. Magnezij ima najmanje negativan redoks potencijal

od svih prisutnih elemenata u rastopu, pa se prvi izluuje na

eljeznoj katodi: Katoda: Mg2++ 2e Mg(l)

Katoda: 2Cl-Cl2(g)+ 2e


11/21

Magnezij je srebrenobijeli metal, na zraku potamni, zbog nastankaoksidne prevlake.

Sa hladnom vodom stvara zatitni sloj od Mg(OH) 2. Moe se kovati,lijevati i valjati.

Valjanjem se dobiva lim, ica i razni profili. Magnezij u obliku ice lako izgara sa kisikom u MgO. Ako magnezij

izgara sa zrakom, nastaje smjesa oksida i nitrida Mg3N 2. SpajanjeMg sa kisikom je vrlo egzotermna reakcija, praena pojavomintenzivne svjetlosti:

Mg(s)+ 1/2 O 2(g)MgO(s) DH = - 602 kJmol-1

Zbog ove reakcije se Mg-ica koristi za izradu fotografskih bliceva.Velika egzotermnost reakcije nastanka MgO ukazuje na velikuvrstou veze Mg-O, pa je magnezij jako redukcijsko sredstvo kojemoe na povienoj temperaturi reducirati mnoge metalne okside.

Rastvara se u kiselinama uz nastanak i oslobaanje H2.

U bazama se ne rastvara, a u hladnoj vodi reagira vrlo sporo. Ako jeu vodi prisutan Cl --jon, reakcija se ubrzava uz nastanakkompleksnog jona [MgCl4]2-. Sa toplom vodom, a posebno vodenomparom, magnezij lako reaguje:

Mg(s)+ 2 H2O(g)Mg(OH) 2+ H 2(g)


12/21

Magnezij je sastavni dio biljnog hlorofila, i ivotinjskih organizama.

Hlorofil je najvaniji kompleksni spoj magnezija je pomou kojeg sevri proces fotosinteze. U hlorofilu se jon Mg2+nalazi u centru

kompleksa, iju osnovu ini porfirinski prsten. Peto i esto mjesto ukoordinacijskoj sferi magnezija su zauzeti molekulama vode. Pomouhlorofila se vri transformacija suneve (svjetlosne) u hemijskuenergiju. Porfirinski prsten ini osnovu jojednog, za metabolizamivih organizama, vanog spoja. To je hem u kojem se umjesto Mg,

eljezo nalazi u kvadratnom okruenju. struktura hlorofila


13/21

U farmaciji se za spravljanje antacida, koriste slijedei spojevimagnezija: Mg(OH)2, MgCO3, Mg3(PO4)2i Mg-trisilikat koji seprireuju u obliku mlijeka, tableta i oralnih suspenzija.

Rastvori magnezijevih soli koriste se za injekcije kod greva te kaopotpora narkozi da bi se postiglo umrtvljivanje samovoljne

muskulature. Magnezijeve soli se ee koriste peroralno.Magnezijev oksid (Magnesii oxydum), MgO

Bijeli prah koji se dobiva sagorijevanjem magnezija ili arenjemMgCO3. Koristi se kao antidot kod trovanja kiselinama, kao i antacid ilaksans.

Magnezijev hlorid (Magnesii chloridum), MgCl2 6 H2O

Bezbojni higroskopni kristali. Nalazi se u morskoj vodi i mineralnimvodama. Slui kao laksans i nervni tonikum.

Magnezijev sulfat (Magnesii sulfas), gorka so, MgSO4 7 H2O

Bezbojni kristali gorkog i slanog ukusa, lako rastvorljiv u vodi.Upotrebljava se kao jak laksans i kao antikonvulzivno sredstvo.Upotrebljava se i kao antikonvulzivum u obliku subakutnih,intramuskularnih i intravenoznih injekcija kod tetanusa.

Magnezijev trisilikat (Magnesii trisilicas), talk, 3Mg SiO3 n H2O

Bijeli prah gotovo nerastvorljiv u vodi. Upotrebljava se kao antacid iindiferentan praak za posipanje rana. U farmaciji slui za posipanjepilula i granula.


14/21

Poput jona kalija, i magnezijevi joni se pojavljuju u organizmuunutar elija i stalno konkuriu jonima Ca2+.

Dnevne potrebe odraslih za magnezijem su 0,2-0,5 g.

Nedostatak magnezija se javlja rijetko poto namirnice sadredovoljne koliine Mg2+. U mesu i u itaricama udio magnezijaje vei nego udio kalcija, dok je u vou i povru taj odnospromjenjiv.

Magnezijevi joni se u organizmu polako resorbuju.

Teinski odnos Ca2+

: Mg2+

je 10:3 u krvnoj plazmi, dok je ueritrocitima obrnuto, 2:4.

Kada se putem intravenoiznih injekcija povea udio Mg2+ukrvnoj plazmi na otprilike 10 mg/100 g, javlja se lagananarkoza, dok se kod 15-18 mg/100 g javlja gubitak refleksa.Pri vie od 20 mg/100 g Mg2+u plazmi dolazi do paraliziranja

centra za disanje. Ovo djelovanje moe zavisiti i od udjelaCa2+pa se rastvori kalcija mogu koristiti i kao protusredstvo.

Magnezijevi ioni spreavaju oslobaanje acetilholina kamotorikim zavrecima to utjee na neuromuskulaturu iprijenos podraaja.


15/21

KALCIJ Kalcij karbonat (krenjak, vapnenac) CaCO3, sadra ili gips

CaSO4.2H2O, kalcij fosfati (fosforiti i apatiti), fluorit, CaF2 metal, srebrenaste boje, mekan je. Na zraku se prekrije tankim

slojem nitrida. Zagrijavanjem na zraku nastaje smjesa oksida initrida. Sa istim kisikom izgara burno uz stvaranje oksida:

Ca(s) + 1/2O2 CaO(s) rH = -640 kJ/mol

Spojevi:

Kalcij hidrid,CaH2; dobivanje:

Ca(s) + H2(g) CaH2(s)

rH = -192 kJ/mol

Kalcij fluorid,CaF2; kalcij hlorid,CaCl2; kalcij bromid,CaBr2; kalcijjodid,CaI2;

Kalcij oksid, (ivi kre)CaO; dobivanje:

CaCO3(s)CaO + CO2(g)

Kalcij hidroksid,(gaeni kre) Ca(OH)2; dobivanje:

CaO + H2OCa(OH)2(s) rH = -67 kJ/mol

Ca(OH)2(s) + CO2(g) CaCO3(s) + H2O(l)


16/21

Kalcij sulfat, (anhidrit) CaSO4i gips ili sadra, CaSO4 2H2O

120-1300 C

CaSO42H2O(s)CaSO4 1/2H2O(s)+ 3/2H2O(g)

Sadra, gips poluhidratPoluhidrat pomijean sa vodom brzo se skrutne u masu sa igliastom

strukturom.2000 C

CaSO4.1/2H2O(s)CaSO4(s)+ 1/2H2O(g)

topljivi anhidrit

9000 C

CaSO4(s)CaO(s)+ SO3(g)

Kalcij sulfid, CaS

Kalcij karbonat CaCO3 (kalcit, krenjak, vapnenac iaragonit)

Rastvara se u vodi koja sadri CO2

CaCO3(s) + CO2(g)+ H2O Ca2+

+ 2HCO3-


17/21

Kalcijev sulfat, CaSO4dihidrat, poluhidrat i anhidrit sekoriste u kiparstvu i graevinarstvu. Pod trgovakimnazivom gips se u stvari podrazumjeva poluhidrat.

U medicini se upotrebljava za imobilizaciju, a ustomatologiji za uzimanje otiska i pravljenje raznihmodela.


18/21

STRONCIJ

Celestin SrSO4, stroncijanit SrCO3

Spojevi:

Stroncij oksid, SrO; dobivanje:

SrCO3(s)SrO(s)+ CO2(g)

reaguje s vodom:

SrO(s)+ H2O Sr(OH)2(s)

Stroncij sulfat, SrSO4, stroncij nitrat, Sr(NO3)2,stroncijkarbonat, SrCO3

Soli stroncija su lako isparljive, boje oksidacijski plamenkarmin crvenom bojompa se koriste u pirotehnici.


19/21

BARIJ BaritBaSO4, viteritBaCO3

Redukcija barita koksom:

BaSO4(s) + 4C(s) BaS(s) + 4CO(g)

Spojevi:

Barij hlorid, BaCl2, dobivanje:

BaSO4(s) +4C(s)+CaCl2(s) BaCl2(s) + CaS(s)+ 4CO(g)

Barij oksid, BaO, dobivanje:

CO2(g)+C(s)2CO(g)

BaCO3(s)

BaO(s)

+ CO2(g)

5000

C

Barij peroksid, BaO2, dobivanje: 2BaO(s)+ O2(g)2BaO2(s)700 C


20/21

Barij hidroksid, Ba(OH)2, dobivanje:

BaO(s)+ H2O(g)Ba2+ + 2OH-

Ili: BaCO3(s) + H2O(g) Ba(OH)2(s)+ CO2(g)

Ba(OH)2(s)BaO(s)+ H2O(g)

Barij sulfat, BaSO4, dobivanje:

Ba2++ SO42- BaSO4(s)

Ba2++ S2-+ Zn2++ SO42- BaSO4(s)+ ZnS(s) (litopon)

Barij sulfid, BaS, barij nitrat, Ba(NO3)2,

barij karbonat, BaCO3

lako isparljive soli barija boje plamen zelenom bojom Rastvorljive soli barija su vrlo otrovne, otrovno djeluje Ba2+-

jon


21/21

RADIJ Rijedak i radioaktivan element, sjajan, bijeli metal,

nestabilan na zraku i u vodi, hemijski slian bariju. Dobiva se iz uranovog minerala pehblende, U3O8, i

nastaje kao rezultat radioaktivnog raspada U.

prvi radioaktivni element dobiven u laboratoriju (M. i P.

CURIE, 1898.g.) Elementarni radij se dobiva elektrolizom rastvora soli sa

ivom kao katodom, te razlaganjem nastalog amalgama

na 400-700oC u struju H2.

U medicini se soli radija koriste za lijeenje tumora. Kadase unese u organizam, radij pokazuje veliko toksino

djelovanje jer se raspada dajui toksian polonij

Documents

9. Elementi 2 Grupe