Формули на съединения на алкалоземни метали. Алкалоземни метали. Взаимодействие с вода

Алкалоземните метали включват метали от група IIA на периодичната таблица D.I. Менделеев - калций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba) и радий (Ra). В допълнение към тях основната подгрупа на група II включва берилий (Be) и магнезий (Mg). Най-външното енергийно ниво на алкалоземните метали съдържа два валентни електрона. Електронната конфигурация на външното енергийно ниво на алкалоземните метали е ns 2. В техните съединения те проявяват едно степен на окисление +2. В OVR те са редуктори, т.е. да се откажа от електрон.

С увеличаване на заряда на ядрото на атомите на елементите, включени в групата на алкалоземните метали, йонизационната енергия на атомите намалява и радиусите на атомите и йоните се увеличават, металните характеристики на химичните елементи се увеличават.

Физични свойства на алкалоземните метали

В свободно състояние Be е стоманеносив метал с плътна шестоъгълна кристална решетка, доста твърд и крехък. Във въздуха Be се покрива с оксиден филм, който му придава матов оттенък и намалява неговата химическа реактивност.

Магнезият под формата на просто вещество е бял метал, който, подобно на Be, когато е изложен на въздух, придобива матов оттенък поради образуването на оксиден филм. Mg е по-мек и пластичен от берилия. Кристалната решетка на Mg е шестоъгълна.

Ca, Ba и Sr в свободна форма са сребристо-бели метали. Когато са изложени на въздух, те моментално се покриват с жълтеникав филм, който е продукт на взаимодействието им с компонентите на въздуха. Калцият е доста твърд метал, Ba и Sr са по-меки.

Ca и Sr имат лицево-центрирана кубична кристална решетка, барият има обемно-центрирана кубична кристална решетка.

Всички алкалоземни метали се характеризират с наличието на метален тип химична връзка, което определя тяхната висока топло- и електропроводимост. Точките на кипене и топене на алкалоземните метали са по-високи от тези на алкалните метали.

Получаване на алкалоземни метали

Be се получава чрез реакцията на редукция на неговия флуорид. Реакцията протича при нагряване:

BeF 2 + Mg = Be + MgF 2

Магнезият, калцият и стронцийът се получават чрез електролиза на разтопени соли, най-често хлориди:

CaCl 2 = Ca + Cl 2

Освен това, когато се произвежда Mg чрез електролиза на дихлоридна стопилка, към реакционната смес се добавя NaCl, за да се понижи точката на топене.

За получаване на Mg в промишлеността се използват метални и въглеродни термични методи:

2(CaO×MgO) (доломит) + Si = Ca 2 SiO 4 + Mg

Основният метод за получаване на Ba е редукцията на оксида:

3BaO + 2Al = 3Ba + Al 2 O 3

Химични свойства на алкалоземните метали

Тъй като в бр. повърхността на Be и Mg е покрита с оксиден филм - тези метали са инертни към водата. Ca, Sr и Ba се разтварят във вода, за да образуват хидроксиди, показващи силни основни свойства:

Ba + H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2

Алкалоземните метали са способни да реагират с кислород и всички те, с изключение на барий, в резултат на това взаимодействие образуват оксиди, барий - пероксид:

2Ca + O2 = 2CaO

Ba + O 2 = BaO 2

Оксидите на алкалоземните метали, с изключение на берилия, проявяват основни свойства, Be - амфотерни свойства.

При нагряване алкалоземните метали са способни да взаимодействат с неметали (халогени, сяра, азот и др.):

Mg + Br 2 = 2MgBr

3Sr + N 2 = Sr 3 N 2

2Mg + 2C = Mg 2 C 2

2Ba + 2P = Ba 3 P 2

Ba + H 2 = BaH 2

Алкалоземните метали реагират с киселини и се разтварят в тях:

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2

Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2

Берилият реагира с водни разтвори на основи - разтваря се в тях:

Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Качествени реакции

Качествена реакция към алкалоземни метали е оцветяването на пламъка от техните катиони: Ca 2+ оцветява пламъка в тъмно оранжево, Sr 2+ - тъмно червено, Ba 2+ - светло зелено.

Качествена реакция към бариевия катион Ba 2+ е SO 4 2- аниони, което води до образуването на бяла утайка от бариев сулфат (BaSO 4), неразтворим в неорганични киселини.

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Упражнение

Извършете серия от трансформации: Ca→CaO→Ca(OH) 2 →Ca(NO 3) 2

Решение

2Ca + O 2 → 2CaO

CaO + H 2 O→Ca(OH) 2

Ca(OH) 2 + 2HNO 3 → Ca(NO 3) 2 + 2H 2 O

Свежата повърхност на Е бързо потъмнява поради образуването на оксиден филм. Този филм е относително плътен - с течение на времето целият метал бавно се окислява. Филмът се състои от EO, както и EO 2 и E 3 N 2. Нормалните електродни потенциали на реакциите E-2e = E 2+ са равни на = -2,84 V (Ca), = -2,89 (Sr). Това са много активни елементи: те се разтварят във вода и киселини, изместват повечето метали от техните оксиди, халогениди и сулфиди. Първичният (200-300 o C) калций взаимодейства с водни пари по следната схема:

2Ca + H 2 O = CaO + CaH 2.

Вторичните реакции имат формата:

CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2 и CaO + H 2 O = Ca(OH) 2.

Е е почти неразтворим в силна сярна киселина поради образуването на филм от слабо разтворим ESO 4 . E реагират бурно с разредени минерални киселини, освобождавайки водород. Калцият при нагряване над 800 o C реагира с метан по следната схема:

3Ca + CH 4 = CaH 2 + CaC 2.

При нагряване те реагират с водород, сяра и амоняк. По химични свойства радият е най-близо до Ba, но е по-активен. При стайна температура той забележимо се свързва с кислорода и азота във въздуха. Като цяло химичните му свойства са малко по-изразени от тези на аналозите му. Всички радиеви съединения бавно се разлагат под въздействието на собствената си радиация, придобивайки жълтеникав или кафяв цвят. Радиевите съединения имат свойството автолуминесценция. В резултат на радиоактивно разпадане 1 g Ra отделя 553,7 J топлина всеки час. Следователно температурата на радия и неговите съединения винаги е с 1,5 градуса по-висока от температурата на околната среда. Известно е също, че 1 g радий на ден освобождава 1 mm 3 радон (226 Ra = 222 Rn + 4 He), на което се основава използването му като източник на радон за радонови бани.

Хидриди Е - бели, кристални солеподобни вещества. Те се получават директно от елементите чрез нагряване. Началните температури на реакцията E + H 2 = EN 2 са 250 o C (Ca), 200 o C (Sr), 150 o C (Ba). Термичната дисоциация на EN 2 започва при 600 o C. Във водородна атмосфера CaH 2 не се разлага при точката на топене (816 o C). При липса на влага хидридите на алкалоземните метали са стабилни на въздух при обикновени температури. Те не реагират с халогени. При нагряване обаче химическата активност на EN 2 се увеличава. Те са способни да редуцират оксидите до метали (W, Nb, Ti, Ce, Zr, Ta), например

2CaH 2 + TiO 2 = 2CaO + 2H 2 + Ti.

Реакцията на CaH 2 с Al 2 O 3 протича при 750 o C:

3CaH 2 + Al 2 O 3 = 3CaO + 3H 2 + 2Al,

CaH 2 + 2Al = CaAl 2 + H 2.

CaH2 реагира с азот при 600°C по следната схема:

3CaH 2 + N 2 = Ca 3 N 2 + 3H 2.

Когато EN 2 се запали, те горят бавно:

EN 2 + O 2 = H 2 O + CaO.

Експлозивен при смесване с твърди окислители. Когато водата действа върху EN 2, се отделят хидроксид и водород. Тази реакция е силно екзотермична: EN 2, навлажнен с вода във въздуха, се запалва спонтанно. EN 2 реагира с киселини, например, съгласно следната схема:

2HCl + CaH 2 = CaCl 2 + 2H 2.

EN 2 се използва за получаване на чист водород, както и за определяне на следи от вода в органични разтворители. Нитриди Е са безцветни, огнеупорни вещества. Те се получават директно от елементи при повишени температури. Те се разлагат с вода по следната схема:

E3N2 + 6H2O = 3E(OH)2 + 2NH3.

E 3 N 2 реагира при нагряване с CO съгласно следната схема:

E 3 N 2 + 3CO = 3EO + N 2 + 3C.

Процесите, които възникват при нагряване на E 3 N 2 с въглища, изглеждат така:

E3N2 + 5C = ECN2 + 2ES2; (E = Ca, Sr); Ba3N2 + 6C = Ba(CN)2 + 2BaC2;

Стронциевият нитрид реагира с HCl за получаване на Sr и амониеви хлориди. Фосфиди E 3 R 2 се образуват директно от елементи или чрез калциниране на тризаместени фосфати с въглища:

Ca 3 (PO 4) 2 + 4C = Ca 3 P 2 + 4CO

Те се хидролизират с вода по следната схема:

E 3 R 2 + 6H 2 O = 2РН 3 + 3E(OH) 2.

С киселините фосфидите на алкалоземните метали дават съответната сол и фосфин. Това е основата за използването им при получаване на фосфин в лабораторията.

Сложен амоняк състав E(NH 3) 6 - твърди вещества с метален блясък и висока електропроводимост. Получават се при действието на течен амоняк върху Е. Те се самозапалват във въздуха. Без достъп до въздух те се разлагат на съответните амиди: E(NH 3) 6 = E(NH 2) 2 + 4NH 3 + H 2. При нагряване те енергично се разлагат по същия модел.

Карбиди алкалоземните метали, които се получават чрез калциниране на Е с въглища, се разлагат с вода, освобождавайки ацетилен:

ES 2 + 2H 2 O = E(OH) 2 + C 2 H 2.

Реакцията с BaC 2 е толкова бурна, че се запалва при контакт с вода. Топлините на образуване на ES 2 от елементи за Ca и Ba са 14 и 12 kcalmol. При нагряване с азот ES 2 дава CaCN 2, Ba(CN) 2, SrCN 2. Известен силициди (ESi и ESi 2). Те могат да бъдат получени чрез нагряване директно от елементите. Те се хидролизират от вода и реагират с киселини, давайки H 2 Si 2 O 5, SiH 4, съответното съединение Е и водород. Известен бориди EV 6, получен от елементи при нагряване.

Оксиди калцият и неговите аналози са бели, огнеупорни (T bp CaO = 2850 o C) вещества, които енергично абсорбират вода. Това е основата за използването на BaO за получаване на абсолютен алкохол. Те реагират бурно с водата, отделяйки много топлина (с изключение на SrO, чието разтваряне е ендотермично). ЕО се разтварят в киселини и амониев хлорид:

EO + 2NH 4 Cl = SrCl 2 + 2NH 3 + H 2 O.

ЕО се получава чрез калциниране на карбонати, нитрати, пероксиди или хидроксиди на съответните метали. Ефективните заряди на барий и кислород в BaO са 0,86. SrO при 700 o C реагира с калиев цианид:

KCN + SrO = Sr + KCNO.

Стронциевият оксид се разтваря в метанол, за да образува Sr(OSH 3) 2. По време на магнезиево-термичната редукция на BaO може да се получи междинният оксид Ba2O, който е нестабилен и непропорционален.

Хидроксиди Алкалоземните метали са бели, водоразтворими вещества. Те са силни основи. В серията Ca-Sr-Ba основната природа и разтворимостта на хидроксидите се увеличават. pPR(Ca(OH)2) = 5,26, pPR(Sr(OH)2) = 3,5, pPR(Ba(OH)2) = 2,3. Ba(OH)2 обикновено се отделя от хидроксидни разтвори. 8H 2 O, Sr(OH) 2. 8H2O, Ca(OH)2. H 2 O. EO добави вода, за да образува хидроксиди. Това е основата за използването на CaO в строителството. Близка смес от Ca(OH) 2 и NaOH в тегловно съотношение 2:1 се нарича натриева вар и се използва широко като абсорбатор на CO 2 . Ca(OH) 2, когато стои във въздуха, абсорбира CO 2 по следната схема:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.

При около 400 o C Ca(OH) 2 реагира с въглероден окис:

CO + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2.

Баритната вода реагира с CS 2 при 100 o C:

CS 2 + 2Ba(OH) 2 = BaCO 3 + Ba(HS) 2 + H 2 O.

Алуминият реагира с баритна вода:

2Al + Ba(OH) 2 + 10H 2 O = Ba 2 + 3H 2. E(OH) 2

използвани за откриване на въглероден анхидрид.

E форма кислородна вода бяло. Те са значително по-малко стабилни, за разлика от оксидите, и са силни окислители. От практическо значение е най-стабилният BaO 2, който е бял, парамагнитен прах с плътност 4,96 g1cm 3 и т.н. 450°. BaO 2 е стабилен при обикновени температури (може да се съхранява с години), слабо разтворим във вода, алкохол и етер и се разтваря в разредени киселини с отделяне на сол и водороден пероксид. Термичното разлагане на бариев пероксид се ускорява от оксиди, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 и CuO. Бариевият пероксид реагира при нагряване с водород, сяра, въглерод, амоняк, амониеви соли, калиев ферицианид и др. Бариевият пероксид реагира с концентрирана солна киселина, освобождавайки хлор:

BaO 2 + 4HCl = BaCl2 + Cl2 + 2H2O.

Той окислява водата до водороден пероксид:

H 2 O + BaO 2 = Ba(OH) 2 + H 2 O 2.

Тази реакция е обратима и дори в присъствието на въглена киселина равновесието се измества надясно. BaO 2 се използва като изходен продукт за производството на H 2 O 2, а също и като окислител в пиротехническите състави. Въпреки това, BaO 2 може да действа и като редуциращ агент:

HgCl 2 + BaO 2 = Hg + BaCl 2 + O 2.

BaO 2 се получава чрез нагряване на BaO в поток от въздух до 500 o C по следната схема:

2BaO + O 2 = 2BaO 2.

С повишаване на температурата протича обратният процес. Следователно, когато Ba гори, се отделя само оксид. SrO 2 и CaO 2 са по-малко стабилни. Общ метод за получаване на EO 2 е взаимодействието на E(OH) 2 с H 2 O 2, което освобождава EO 2. 8H 2 O. Термичното разлагане на EO 2 започва при 380 o C (Ca), 480 o C (Sr), 790 o C (Ba). При нагряване на ЕО 2 с концентриран водороден прекис могат да се получат жълти нестабилни вещества - ЕО 4 супероксиди.

E солите обикновено са безцветни. Хлоридите, бромидите, йодидите и нитратите са силно разтворими във вода. Флуоридите, сулфатите, карбонатите и фосфатите са слабо разтворими. Ba 2+ йонът е токсичен. Халогениди Е се делят на две групи: флуориди и всички останали. Флуоридите са почти неразтворими във вода и киселини и не образуват кристални хидрати. Напротив, хлоридите, бромидите и йодидите са силно разтворими във вода и се отделят от разтворите под формата на кристални хидрати. Някои свойства на EG 2 са представени по-долу:

Когато се получават чрез обменно разлагане в разтвор, флуоридите се освобождават под формата на обемни лигавични отлагания, които лесно образуват колоидни разтвори. EG 2 може да се получи чрез въздействие със съответните халогени върху съответния E. Стопилките на EG 2 са способни да разтварят до 30% E. При изследване на електрическата проводимост на стопилки на хлориди на елементи от втората група на основната подгрупа, беше установено, че техният молекулен йонен състав е много различен. Степените на дисоциация по схемата ESl 2 = E 2+ + 2Cl- са равни на: BeCl 2 - 0,009%, MgCl 2 - 14,6%, CaCl 2 - 43,3%, SrCl 2 - 60,6%, BaCl 2 - 80, 2%. Халогенидите (с изключение на флуоридите) E съдържат вода на кристализация: CaCl2. 6H2O, SrCl2. 6H2O и BaCl2. 2H 2 O. Рентгеноструктурният анализ установява структурата на E[(OH 2) 6 ]G 2 за кристални хидрати на Ca и Sr. Чрез бавно нагряване на кристални хидрати на EG 2 могат да се получат безводни соли. CaCl 2 лесно образува свръхнаситени разтвори. Естественият CaF 2 (флуорит) се използва в керамичната промишленост, използва се и за производството на HF и е флуориден минерал. Безводният CaCl 2 се използва като десикант поради неговата хигроскопичност. Кристалният хидрат на калциев хлорид се използва за приготвяне на хладилни смеси. BaCl 2 - използва се в cx и за отваряне

SO 4 2- (Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4).

Чрез сливане на EG2 и EN2 могат да се получат следните хидрохалогениди:

ПР. 2 + EN 2 = 2 АНГ.

Тези вещества се топят без разлагане, но се хидролизират от вода:

2ENH + 2H2O = EG2 + 2H2 + E(OH)2.

Разтворимост във вода хлорати , бромати И йодати във вода намалява по редовете Ca - Sr - Ba и Cl - Br - I. Ba(ClO 3) 2 - използва се в пиротехниката. Перхлорати Е са силно разтворими не само във вода, но и в органични разтворители. Най-важният от E(ClO 4) 2 е Ba(ClO 4) 2. 3H 2 O. Безводният бариев перхлорат е добър десикант. Термичното му разлагане започва едва при 400 o C. Хипохлорит калций Ca(ClO) 2. nH 2 O (n=2,3,4) се получава при въздействието на хлора върху варното мляко. Той е окислител и е силно разтворим във вода. Белина може да се получи чрез третиране на твърда гасена вар с хлор. Разлага се с вода и мирише на хлор при наличие на влага. Реагира с CO 2 във въздуха:

CO 2 + 2CaOCl 2 = CaCO 3 + CaCl 2 + Cl 2 O.

Белината се използва като окислител, избелващ агент и като дезинфектант.

За алкалоземните метали е известно азиди E(N 3) 2 и тиоцианати E(CNS) 2. 3H 2 O. Азидите са много по-малко експлозивни от оловния азид. Роданидите лесно губят вода при нагряване. Те са силно разтворими във вода и органични разтворители. Ba (N 3) 2 и Ba (CNS) 2 могат да се използват за получаване на азиди и тиоцианати на други метали от сулфати чрез обменна реакция.

Нитрати калций и стронций обикновено съществуват под формата на кристални хидрати на Ca(NO 3) 2. 4H 2 O и Sr(NO 3) 2. 4H 2 O. Бариевият нитрат не се характеризира с образуване на кристален хидрат. При нагряване Ca(NO 3) 2. 4H 2 O и Sr(NO 3) 2. 4H 2 O лесно губи вода. В инертна атмосфера E нитратите са термично стабилни до 455 o C (Ca), 480 o C (Sr), 495 o C (Ba). Стопилката на кристалния хидрат на калциев нитрат има кисела среда при 75 o C. Характеристика на бариевия нитрат е ниската скорост на разтваряне на неговите кристали във вода. Само бариевият нитрат, за който е известен нестабилен K2 комплекс, проявява склонност към образуване на комплекси. Калциевият нитрат е разтворим в алкохоли, метилацетат и ацетон. Там стронциевите и бариевите нитрати са почти неразтворими. Точката на топене на E нитратите се оценява на 600 o C, но при същата температура започва разлагането:

E(NO 3) 2 = E(NO 2) 2 + O 2.

По-нататъшното разлагане се извършва при по-високи температури:

E(NO 2) 2 = EO + NO 2 + NO.

Е нитратите отдавна се използват в пиротехниката. Силно летливите Е соли оцветяват пламъка в съответните цветове: Ca - оранжево-жълт, Sr - червено-кармин, Ba - жълто-зелен. Нека разберем същността на това, използвайки примера на Sr: Sr 2+ има две VAO: 5s и 5p или 5s и 4d. Нека предадем енергия на тази система - загрейте я. Електроните от орбиталите по-близо до ядрото ще се преместят към тези VAO. Но такава система не е стабилна и ще освободи енергия под формата на светлинен квант. Именно Sr 2+ излъчва кванти с честота, съответстваща на червените дължини на вълните. При приготвянето на пиротехнически състави е удобно да се използва селитра, т.к Той не само оцветява пламъка, но е и окислител, освобождавайки кислород при нагряване. Пиротехническите състави се състоят от твърд окислител, твърд редуциращ агент и някои органични вещества, които обезцветяват пламъка на редуциращия агент и действат като свързващ агент. Като тор се използва калциев нитрат.

всичко фосфати И хидрофосфати Е са слабо разтворими във вода. Те могат да бъдат получени чрез разтваряне на подходящо количество CaO или CaCO 3 в ортофосфорна киселина. Те също се утаяват по време на обменни реакции като:

(3-x)Ca 2+ + 2H x PO 4 -(3-x) = Ca (3-x) (H x PO 4) 2.

От практическо значение (като тор) е монозаместеният калциев ортофосфат, който заедно с Ca (SO 4) е включен в суперфосфат. Получава се по схемата:

Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4

Оксалати също слабо разтворим във вода. От практическо значение е калциевият оксалат, който се дехидратира при 200 o C и се разлага при 430 o C по следната схема:

CaC 2 O 4 = CaCO 3 + CO.

Ацетати Е се изолират под формата на кристални хидрати и са силно разтворими във вода.

СЪС сулфати Е - бели, слабо разтворими във вода вещества. Разтворимост CaSO 4 . 2H 2 O на 1000 g вода при нормална температура е 8. 10 -3 mol, SrSO 4 - 5. 10 -4 mol, BaSO 4 - 1. 10 -5 mol, RaSO 4 - 6. 10-6 mol. В серията Ca - Ra разтворимостта на сулфатите бързо намалява. Ba 2+ е реагент за сулфатен йон. Калциевият сулфат съдържа вода от кристализация. Над 66 o C от разтвора се отделя безводен калциев сулфат, по-долу - гипс CaSO 4. 2H 2 O. Нагряването на гипса над 170 o C се придружава от отделяне на хидратна вода. Когато гипсът се смеси с вода, тази маса бързо се втвърдява поради образуването на кристален хидрат. Това свойство на гипса се използва в строителството. Египтяните са използвали това знание преди 2000 години. Разтворимостта на ESO 4 в силна сярна киселина е много по-висока, отколкото във вода (BaSO 4 до 10%), което показва комплексообразуване. Съответстващи комплекси ЕСО 4. H 2 SO 4 може да се получи в свободно състояние. Двойни соли с алкални метали и амониеви сулфати са известни само за Ca и Sr. (NH 4) 2 е разтворим във вода и се използва в аналитичната химия за отделяне на Ca от Sr, т.к. (NH 4) 2 е слабо разтворим. Гипсът се използва за комбинирано производство на сярна киселина и цимент, т.к При нагряване с редуциращ агент (въглища) гипсът се разлага:

CaSO 4 + C = CaO + SO 2 + CO.

При по-висока температура (900 o C) сярата се редуцира още повече по следната схема:

CaSO 4 + 3C = CaS + CO 2 + 2CO.

Подобно разлагане на Sr и Ba сулфатите започва при по-високи температури. BaSO 4 е нетоксичен и се използва в медицината и производството на минерални бои.

Сулфиди Е са бели твърди вещества, които кристализират като NaCl. Топлините на тяхното образуване и енергиите на кристалните решетки са равни (kcalmol): 110 и 722 (Ca), 108 и 687 (Sr), 106 и 656 (Ba). Може да се получи чрез синтез от елементи чрез нагряване или калциниране на сулфати с въглища:

ESO4 + 3C = ES + CO2 + 2CO.

Най-слабо разтворим е CaS (0,2 hl). ES влиза в следните реакции при нагряване:

ES + H2O = EO + H2S; ES + G 2 = S + EG 2; ES + 2O 2 = ESO 4; ES + xS = ES x+1 (x=2,3).

Сулфидите на алкалоземните метали в неутрален разтвор се хидролизират напълно по следната схема:

2ES + 2H 2 O = E(HS) 2 + E(OH) 2.

Киселинни сулфиди може да се получи и в свободно състояние чрез изпаряване на разтвор на сулфиди. Те реагират със сяра:

E(HS) 2 + xS = ES x+1 + H 2 S (x=2,3,4).

BaS е известен от кристалните хидрати. 6H2O и Ca(HS)2. 6H2O, Ba(HS)2. 4H 2 O. Ca(HS) 2 се използва за обезкосмяване. ES са обект на явлението фосфоресценция. Известен полисулфиди E: ES 2, ES 3, ES 4, ES 5. Получават се чрез варене на суспензия от ES във вода със сяра. Във въздуха ES се окисляват: 2ES + 3O 2 = 2ESO 3. Чрез преминаване на въздух през CaS суспензия може да се получи тиосулфат Ca по схемата:

2CaS + 2O 2 + H 2 O = Ca(OH) 2 + CaS 2 O 3

Той е силно разтворим във вода. В серията Ca - Sr - Ba разтворимостта на тиосулфатите намалява. Телуриди Е са слабо разтворими във вода и също подлежат на хидролиза, но в по-малка степен от сулфидите.

Разтворимост хромати E в серията Ca - Ba пада също толкова рязко, колкото и при сулфатите. Тези жълти вещества се получават чрез взаимодействие на разтворими соли на Е с хромати (или дихромати) на алкални метали:

E 2+ + CrO 4 2- = ECrO4.

Калциевият хромат се отделя под формата на кристален хидрат - CaCrO 4 . 2H20 (pPR CaCrO4 = 3.15). Дори преди точката на топене, той губи вода. SrCrO 4 и BaCrO 4 не образуват кристални хидрати. pPR SrCrO 4 = 4,44, pPR BaCrO 4 = 9,93.

Карбонати E бели, трудно разтворими вещества във вода. При нагряване ESO 3 се трансформира в EO, отделяйки CO 2. В серията Ca - Ba термичната стабилност на карбонатите се увеличава. Най-практически важен от тях е калциевият карбонат (варовик). Използва се директно в строителството, а също така служи като суровина за производството на вар и цимент. Годишното световно производство на вар от варовик възлиза на десетки милиони тонове. Термичната дисоциация на CaCO 3 е ендотермична:

CaCO 3 = CaO + CO 2

и изисква разход от 43 kcal на мол варовик. Изпичането на CaCO 3 се извършва в шахтови пещи. Страничен продукт от печенето е ценният въглероден диоксид. CaO е важен строителен материал. При смесване с вода се получава кристализация поради образуването на хидроксид и след това карбонат съгласно следните схеми:

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 и Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O.

Изключително важна практическа роля играе циментът - зеленикаво-сив прах, състоящ се от смес от различни силикати и калциеви алуминати. При смесване с вода се втвърдява поради хидратация. По време на производството му се изпича смес от CaCO 3 и глина преди да започне синтероването (1400-1500 o C). След това сместа се смила. Съставът на цимента може да се изрази като процентно съдържание на компонентите CaO, SiO 2, Al 2 O 3, Fe 2 O 3, като CaO представлява основата, а останалите са киселинни анхидриди. Съставът на силикатния (Portlad) цимент се състои главно от Ca 3 SiO 5, Ca 2 SiO 4, Ca 3 (AlO 3) 2 и Ca (FeO 2) 2. Неговата настройка протича по следните схеми:

Ca 3 SiO 5 + 3H 2 O = Ca 2 SiO 4. 2H 2 O + Ca(OH) 2

Ca 2 SiO 4 + 2H 2 O = Ca 2 SiO 4. 2H 2 O

Ca 3 (AlO 3) 2 + 6H 2 O = Ca 3 (AlO 3) 2. 6H 2 O

Ca(FeO 2) 2 + nH 2 O = Ca(FeO 2) 2. nH2O.

Естествената креда се добавя към различни шпакловки. Финокристален CaCO 3, утаен от разтвор, се включва в състава на праховете за зъби. BaO се получава от BaCO 3 чрез калциниране с въглища по следната схема:

BaCO 3 + C = BaO + 2CO.

Ако процесът се извършва при по-висока температура в поток от азот, цианид барий:

BaCO 3 + 4C + N 2 = 3CO + Ba(CN) 2.

Ba(CN) 2 е силно разтворим във вода. Ba(CN) 2 може да се използва за получаване на цианиди на други метали чрез обменно разлагане със сулфати. Хидрокарбонати Е са разтворими във вода и могат да бъдат получени само в разтвор, например чрез преминаване на въглероден диоксид в суспензия на CaCO 3 във вода:

CO 2 + CaCO 3 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2.

Тази реакция е обратима и се измества наляво при нагряване. Наличието на калциеви и магнезиеви бикарбонати в природните води причинява твърдост на водата.

Урокът ще обхване темата „Металите и техните свойства. Алкални метали. Алкалоземни метали. Алуминий". Ще научите общите свойства и модели на алкалните и алкалоземните елементи, изучавайте отделно химичните свойства на алкалните и алкалоземните метали и техните съединения. Използвайки химични уравнения, ще разгледаме такова понятие като твърдост на водата. Запознайте се с алуминия, неговите свойства и сплави. Ще научите за смесите за регенериране на кислород, озонидите, бариевия пероксид и производството на кислород.

Тема: Основни метали и неметали

Урок: Метали и техните свойства. Алкални метали. Алкалоземни метали. Алуминий

Основната подгрупа от група I на периодичната система D.I. Елементите на Менделеев са литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Елементите от тази подгрупа принадлежат към. Общото им име е алкални метали.

Алкалоземните метали са в основната подгрупа на група II на периодичната таблица D.I. Менделеев. Това са магнезий Mg, калций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.

Алкалните и алкалоземните метали, като типични метали, проявяват изразени редуциращи свойства. За елементите от основните подгрупи металните свойства се увеличават с увеличаване на радиуса. Алкалните метали проявяват особено силни редуциращи свойства. Толкова силни, че е почти невъзможно да се извършат техните реакции с разредени водни разтвори, тъй като реакцията на тяхното взаимодействие с вода ще настъпи първо. Подобна е ситуацията и при алкалоземните метали. Те също взаимодействат с водата, но много по-малко интензивно от алкалните метали.

Електронни конфигурациивалентен слой на алкални метали - ns 1 , където n е номерът на електронния слой. Те се класифицират като s-елементи. За алкалоземни метали - ns 2 (s-елементи). Алуминият има валентни електрони …3 с 2 3р 1(р-елемент). Тези елементи образуват съединения с тип йонна връзка. Когато се образуват съединения, степента им на окисление съответства на номера на групата.

Откриване на метални йони в соли

Металните йони могат лесно да бъдат идентифицирани чрез промени в цвета на пламъка. Ориз. 1.

Литиеви соли - карминово-червен цвят на пламъка. Натриеви соли - жълти. Калиеви соли - лилаво през кобалтово стъкло. Рубидият е червен, цезият е виолетово-син.

Ориз. 1

Соли на алкалоземни метали: калций - керемидено-червен, стронций - карминово-червен и барий - жълтеникаво-зелен. Алуминиевите соли не променят цвета на пламъка. Соли на алкални и алкалоземни метали се използват за създаване на фойерверки. И можете лесно да определите по цвета кои метални соли са използвани.

Свойства на металите

Алкални метали- Това са сребристо-бели вещества с характерен метален блясък. Те бързо избледняват във въздуха поради окисляване. Това са меки метали; мекотата на Na, K, Rb, Cs е подобна на восъка. Режат се лесно с нож. Те са леки. Литият е най-лекият метал с плътност 0,5 g/cm 3 .

Химични свойства на алкалните метали

1. Взаимодействие с неметали

Поради високите си редуциращи свойства, алкалните метали реагират бурно с халогени, за да образуват съответния халогенид. При нагряване те реагират със сяра, фосфор и водород, за да образуват сулфиди, хидриди и фосфиди.

2Na + Cl 2 → 2NaCl

Литият е единственият метал, който реагира с азота още при стайна температура.

6Li + N 2 = 2Li 3 N, полученият литиев нитрид претърпява необратима хидролиза.

Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3

2. Взаимодействие с кислород

Само с литий веднага се образува литиев оксид.

4Li + O 2 = 2Li 2 O и когато кислородът реагира с натрий, се образува натриев пероксид.

2Na + O 2 = Na 2 O 2. Когато всички други метали горят, се образуват супероксиди.

K + O 2 = KO 2

3. Взаимодействие с вода

Чрез реакция с вода можете ясно да видите как активността на тези метали се променя в групата отгоре надолу. Литият и натрият реагират спокойно с вода, калият със светкавица, а цезият с експлозия.

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

8K + 10HNO 3 (конц.) → 8KNO 3 + N 2 O +5 H 2 O

8Na + 5H 2 SO 4 (конц.) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Получаване на алкални метали

Поради високата активност на металите, те могат да бъдат получени чрез електролиза на соли, най-често хлориди.

Съединенията на алкалните метали се използват широко в различни индустрии. Вижте Таблица. 1.

ОБИКНОВЕНИ АЛКАЛНИ МЕТАЛНИ СЪЕДИНЕНИЯ
	Сода каустик (сода каустик)
	Сол
	Чилийска селитра
Na 2 SO 4 ∙10H 2 O	Глауберова сол
Na 2 CO 3 ∙10H 2 O	Сода кристал
	Каустичен калий
	Калиев хлорид (силвин)
	индийска селитра

Името им се дължи на факта, че хидроксидите на тези метали са основи, а оксидите преди това са били наричани „земи“. Например бариевият оксид BaO е бариева пръст. Берилият и магнезият най-често не се класифицират като алкалоземни метали. Няма да разглеждаме и радия, тъй като той е радиоактивен.

Химични свойства на алкалоземните метали.

1. Взаимодействие снеметали

Сa + Cl 2 → 2СaCl 2

Ca + H 2 CaH 2

3Ca + 2P Ca 3 P 2-

2. Взаимодействие с кислород

2Ca + O 2 → 2CaO

3. Взаимодействие с вода

Sr + 2H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2, но взаимодействието е по-спокойно, отколкото при алкалните метали.

4. Взаимодействие с киселини - силни окислители

4Sr + 5HNO 3 (конц.) → 4Sr(NO 3) 2 + N 2 O +4H 2 O

4Ca + 10H 2 SO 4 (конц.) → 4CaSO 4 + H 2 S + 5H 2 O

Получаване на алкалоземни метали

Металният калций и стронций се получават чрез електролиза на разтопени соли, най-често хлориди.

CaCl2 Ca + Cl2

Барий с висока чистота може да се получи алуминотермално от бариев оксид

3BaO +2Al 3Ba + Al 2 O 3

ЧЕСТИ СЪЕДИНЕНИЯ НА АЛКАЛНОЗЕМНИТЕ МЕТАЛИ

Най-известните съединения на алкалоземните метали са: CaO - негасена вар. Ca(OH) 2 - гасена вар,или варовита вода. Когато въглеродният диоксид преминава през варовита вода, възниква мътност, тъй като се образува неразтворим калциев карбонат CaCO 3. Но трябва да помним, че при по-нататъшно преминаване на въглероден диоксид се образува разтворим бикарбонат и утайката изчезва.

Ориз. 2

СaO + H 2 O → Ca(OH) 2

Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓+ H 2 O

CaCO 3 ↓+ H 2 O + CO 2 → Ca(HCO 3) 2

Гипс -това е CaSO 4 ∙2H 2 O, алабастърът е CaSO 4 ∙0.5H 2 O. Гипсът и алабастърът се използват в строителството, в медицината и за производството на декоративни елементи. Ориз. 2.

Калциев карбонат CaCO 3 образува много различни минерали. Ориз. 3.

Ориз. 3

Калциев фосфат Ca 3 (PO 4) 2 - фосфорит, фосфорното брашно се използва като минерален тор.

Чисто безводен калциев хлорид CaCl 2 е хигроскопично вещество, поради което се използва широко в лабораториите като десикант.

Калциев карбид- CaC2. Можете да го получите по следния начин:

CaO + 2C → CaC 2 +CO. Едно от приложенията му е производството на ацетилен.

CaC 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + C 2 H 2

Бариев сулфат BaSO 4 - барит. Ориз. 4. Използва се като бял стандарт в някои изследвания.

Ориз. 4

Твърдостта на водата

Природната вода съдържа калциеви и магнезиеви соли. Ако те се съдържат в забележими концентрации, тогава сапунът не се пени в такава вода поради образуването на неразтворими стеарати. Когато заври се образува котлен камък.

Временна твърдостпоради наличието на калциеви и магнезиеви хидрокарбонати Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2. Този тип твърдост на водата може да се отстрани чрез кипене.

Ca(HCO 3) 2 CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O

Постоянна твърдост на водатасе причинява от наличието на катиони Ca 2+, Mg 2+ и аниони H 2 PO 4 -, Cl -, NO 3 - и др. Постоянната твърдост на водата се елиминира само поради йонообменни реакции, в резултат на които магнезият и калциевите йони ще бъдат прехвърлени в утайка.

Домашна работа

1. № 3, 4, 5-а (стр. 173) Габриелян О.С. Химия. 11 клас. Базово ниво на. 2-ро изд., изтрито. - М .: Bustard, 2007. - 220 с.

2. Каква реакция на средата има воден разтвор на калиев сулфид? Потвърдете отговора си с уравнението на реакцията на хидролиза.

3. Определете масовата част на натрия в морската вода, която съдържа 1,5% натриев хлорид.

Метали от основните подгрупи на групи I и II. Твърдостта на водата

В периодичната таблица на елементите металите са разположени главно в главните подгрупи на групи I-III, както и във второстепенни подгрупи.

В група IA атомите на елементите на външно енергийно ниво имат 1 електрон в състояние s 1, в група IIA атомите на външно енергийно ниво имат 2 електрона в състояние s 2. Тези елементи се класифицират като s-елементи. В група IIIA всички елементи имат 3 електрона в състояние s 2 p 1 на външния ET. Те принадлежат към p-елементите.

Група IA включва алкални метали Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, чиято активност се увеличава при движение отгоре надолу поради увеличаване на радиуса на атомите, металните свойства се увеличават по същия начин, както при алкалноземните метали от група IIA Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra и метали от IIIA група Al, Ga, In, Tl.

Оксидите от типа R 2 O са характерни само за Li; всички други алкални метали се характеризират с пероксиди R 2 O 2, които са силни окислители.

Всички метали от тези групи образуват основни оксиди и хидроксиди, с изключение на Be и Al, които проявяват амфотерни свойства.

Физични свойства

В свободно състояние всички метали са сребристо-бели вещества. Магнезият и алкалоземните метали са ковки и пластични, доста меки, макар и по-твърди от алкалните метали. Берилият се характеризира със значителна твърдост и крехкост, барият се разпада при рязък удар.

В кристално състояние при нормални условия берилият и магнезият имат хексагонална кристална решетка, калцият, стронций имат лицево-центрирана кубична кристална решетка, барият има обемно-центрирана кубична кристална решетка с метален тип химична връзка, което определя високата им топло- и електрическа проводимост.

Металите имат точки на топене и кипене по-високи от тези на алкалните метали и с увеличаване на атомния номер на даден елемент, точката на топене на метала се променя немонотонно, което е свързано с промяна във вида на кристалната решетка.

Берилият и магнезият са покрити с издръжлив оксиден филм и не се променят във въздуха. Алкалоземните метали са много активни; те се съхраняват в запечатани ампули, под слой от вазелин или керосин.

Някои физични свойства на берилий, магнезий и алкалоземни метали са дадени в таблицата.

Химични свойства на алкалните метали

1. Взаимодействие с неметали

2Na + Cl 2 → 2NaCl

2Na + S → Na 2 S

2Na + H 2 → 2NaH

3Na + P → Na 3 P

Литият е единственият метал, който реагира с азота още при стайна температура.

6Li + N 2 = 2Li 3 N, полученият литиев нитрид претърпява необратима хидролиза.

Li 3 N + 3H 2 O → 3LiOH + NH 3

Само с литий веднага се образува литиев оксид.

4Li + O 2 = 2Li 2 O и когато кислородът реагира с натрий, се образува натриев пероксид.

2Na + O 2 = Na 2 O 2. Когато всички други метали горят, се образуват супероксиди.

K + O 2 = KO 2

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

8K + 10HNO 3 (конц.) → 8KNO 3 + N 2 O +5 H 2 O

8Na + 5H 2 SO 4 (конц.) → 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Получаване на алкални метали

Съединенията на алкалните метали се използват широко в различни индустрии.

Алкалоземни метали

Химични свойства на алкалоземните метали

1. Взаимодействие с неметали

Сa + Cl 2 → 2СaCl 2

Ca + S → CaS

Ca + H 2 → CaH 2

3Ca + 2P → Ca 3 P 2-

2. Взаимодействие с кислород

2Ca + O 2 → 2CaO

3. Взаимодействие с вода

Sr + 2H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2, но взаимодействието е по-спокойно, отколкото при алкалните метали.

4. Взаимодействие с киселини – силни окислители

4Sr + 5HNO 3 (конц.) → 4Sr(NO 3) 2 + N 2 O +4H 2 O

4Ca + 10H 2 SO 4 (конц.) → 4CaSO 4 + H 2 S + 5H 2 O

Получаване на алкалоземни метали

Металният калций и стронций се получават чрез електролиза на разтопени соли, най-често хлориди.

CaCl2 Ca + Cl2

Барий с висока чистота може да се получи алуминотермално от бариев оксид

алкалоземни метали и химия на алкалоземните метали
Алкалоземни метали- химични елементи от 2-ра група на периодичната таблица на елементите: калций, стронций, барий и радий.

1 Физични свойства
2 Химични свойства
- 2.1 Прости вещества
- 2.2 Оксиди
- 2.3 Хидроксиди
3 Да бъдеш сред природата
4 Биологична роля
5 бележки

Физични свойства

Алкалоземните метали включват само калций, стронций, барий и радий и по-рядко магнезий. Първият елемент от тази подгрупа, берилият, в повечето свойства е много по-близо до алуминия, отколкото до по-високите аналози на групата, към която принадлежи. Вторият елемент в тази група, магнезият, се различава в някои отношения значително от алкалоземните метали по редица химични свойства. Всички алкалоземни метали са сиви вещества, които са твърди при стайна температура. За разлика от алкалните метали, те са значително по-твърди и по принцип не могат да се режат с нож (изключение прави стронций. Увеличаване на плътността на алкалоземните метали се наблюдава само като се започне от калция. Най-тежък е радият, сравним по плътност с германия (ρ = 5,5 g/cm3).

Някои атомни и физични свойства на алкалоземните метали

Атомен номер	Име, символ	Брой естествени изотопи	Атомна маса	Енергия на йонизация, kJ mol−1	Електронен афинитет, kJ mol−1	EO	Метал. радиус, nm	Йонен радиус, nm	tpl, °C	кипене, °C	ρ, g/cm³	ΔHpl, kJ mol−1	ΔH кипене, kJ mol−1
4	Берилий Be	1+11а	9,012182	898,8	0,19	1,57	0,169	0,034	1278	2970	1,848	12,21	309
12	Магнезий Mg	3+19а	24,305	737,3	0,32	1,31	0,24513	0,066	650	1105	1,737	9,2	131,8
20	Калций Ca	5+19а	40,078	589,4	0,40	1,00	0,279	0,099	839	1484	1,55	9,20	153,6
38	Стронций старши	4+35а	87,62	549,0	1,51	0,95	0,304	0,112	769	1384	2,54	9,2	144
56	Барий Ba	7+43а	137,327	502,5	13,95	0,89	0,251	0,134	729	1637	3,5	7,66	142
88	Радий Ra	46а	226,0254	509,3	-	0,9	0,2574	0,143	700	1737	5,5	8,5	113

а Радиоактивни изотопи

Химични свойства

Алкалоземните метали имат електронната конфигурация на външното енергийно ниво ns² и са s-елементи, заедно с алкалните метали. Имайки два валентни електрона, алкалоземните метали лесно ги предават и във всички съединения имат степен на окисление +2 (много рядко +1).

Химическата активност на алкалоземните метали нараства с увеличаване на атомния номер. Берилият в своята компактна форма не реагира с кислород или халогени дори при температури на червена топлина (до 600 °C; реакцията с кислород и други халкогени изисква дори по-висока температура, флуорът е изключение). Магнезият е защитен от оксиден филм при стайна температура и по-високи температури (до 650 °C) и не се окислява допълнително. Калцият се окислява бавно и дълбоко при стайна температура (в присъствието на водни пари) и изгаря при леко нагряване в кислород, но е стабилен на сух въздух при стайна температура. Стронций, барий и радий бързо се окисляват във въздуха, давайки смес от оксиди и нитриди, така че те, като алкални метали и калций, се съхраняват под слой керосин.

Освен това, за разлика от алкалните метали, алкалоземните метали не образуват супероксиди и озониди.

Оксидите и хидроксидите на алкалоземните метали са склонни да повишават основните си свойства с увеличаване на атомния номер.

Прости вещества

Берилият реагира със слаби и силни киселинни разтвори, за да образува соли:

обаче се пасивира от студена концентрирана азотна киселина.

Реакцията на берилий с водни разтвори на алкали се придружава от отделяне на водород и образуване на хидроксоберилати:

При провеждане на реакция с алкална стопилка при 400-500 ° C се образуват диоксоберилати:

Магнезият, калцият, стронций, барий и радий реагират с вода, за да образуват алкали (с изключение на магнезия, който реагира с вода само когато към водата се добави горещ магнезиев прах):

Освен това калций, стронций, барий и радий реагират с водород, азот, бор, въглерод и други неметали, за да образуват съответните бинарни съединения:

Оксиди

Берилиевият оксид е амфотерен оксид, разтваря се в концентрирани минерални киселини и основи, за да образува соли:

но с по-малко силни киселини и основи реакцията вече не протича.

Магнезиевият оксид не реагира с разредени и концентрирани основи, но реагира лесно с киселини и вода:

Оксидите на калций, стронций, барий и радий са основни оксиди, които реагират с вода, силни и слаби киселинни разтвори и амфотерни оксиди и хидроксиди:

Хидроксиди

Берилиевият хидроксид е амфотерен, при реакции със силни основи образува берилати, а с киселини - берилиеви соли на киселини:

Магнезиевият, калциевият, стронциевият, бариевият и радиевият хидроксид са основи, силата се увеличава от слаба до много силна, като е най-силното корозивно вещество, превишаващо калиевия хидроксид по активност. Те са силно разтворими във вода (с изключение на магнезиевите и калциевите хидроксиди). Те се характеризират с реакции с киселини и киселинни оксиди и с амфотерни оксиди и хидроксиди:

Да бъдеш сред природата

Всички алкалоземни метали се срещат (в различни количества) в природата. Поради високата си химична активност не всички те се срещат в свободно състояние. Най-често срещаният алкалоземен метал е калцият, чието количество е 3,38% (от теглото на земната кора). Той е малко по-нисък от магнезия, чието количество е 2,35% (от масата на земната кора). Барият и стронцият също са често срещани в природата, като съставляват съответно 0,05 и 0,034% от масата на земната кора. Берилият е рядък елемент, чието количество е 6·10−4% от масата на земната кора. Колкото до радия, който е радиоактивен, той е най-редкият от всички алкалоземни метали, но винаги се намира в малки количества в урановите руди. по-специално, той може да бъде изолиран от там химически. Съдържанието му е 1·10−10% (от масата на земната кора).

Биологична роля

Магнезият се намира в тъканите на животни и растения (хлорофил), е кофактор в много ензимни реакции, необходим е при синтеза на АТФ, участва в предаването на нервните импулси и се използва активно в медицината (бишофитотерапия и др.). ). Калцият е често срещан макронутриент в тялото на растенията, животните и хората. В човешкото тяло и други гръбначни животни по-голямата част от него се намира в скелета и зъбите. костите съдържат калций под формата на хидроксиапатит. „Скелетите“ на повечето групи безгръбначни (гъби, коралови полипи, мекотели и др.) са направени от различни форми на калциев карбонат (вар). Калциевите йони участват в процесите на кръвосъсирване, а също така служат като един от универсалните вторични посредници вътре в клетките и регулират различни вътреклетъчни процеси - мускулна контракция, екзоцитоза, включително секрецията на хормони и невротрансмитери. Стронций може да замени калция в естествените тъкани, тъй като е подобен по свойства на него. В човешкото тяло масата на стронция е около 1% от масата на калция.

В момента не се знае нищо за биологичната роля на берилий, барий и радий. Всички съединения на бария и берилия са отровни. Радият е изключително радиотоксичен. В тялото той се държи като калций - около 80% от радия, постъпващ в тялото, се натрупва в костната тъкан. Големите концентрации на радий причиняват остеопороза, спонтанни фрактури на костите и злокачествени тумори на костите и хемопоетичната тъкан. Радонът, газообразен радиоактивен продукт на разпадане на радий, също представлява опасност.

Бележки

Според новата класификация на IUPAC. Според остарялата класификация те принадлежат към основната подгрупа на II група на периодичната система.
Номенклатура на неорганичната химия. IUPAC Recommendations 2005. - Международен съюз за чиста и приложна химия, 2005. - P. 51.
Група 2 - Алкалоземни метали, Кралско химическо дружество.
Златен фонд. Училищна енциклопедия. Химия. М.: Дропла, 2003.

Периодична таблица на химичните елементи от Д. И. Менделеев
	1	2															3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
1	з																															Той
2	Ли	Бъда																									б	° С	н	О	Е	не
3	Na	Mg																									Ал	Si	П	С	кл	Ар
4	К	ок															Sc	Ти	V	Кр	Мн	Fe	Co	Ni	Cu	Zn	Ga	Ge	Като	Se	бр	Кр
5	Rb	старши															Y	Zr	Nb	мо	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd	в	сн	сб	Те	аз	Xe
6	Cs	Ба	Ла	Ce	Пр	Nd	следобед	См	ЕС	Gd	Tb	Dy	хо	Ер	Tm	Yb	Лу	Hf	Та	У	Re	Операционна система	Ir	Пт	Au	Hg	Tl	Pb	Би	По	При	Rn
7	о	Ра	ак	Th	татко	U	Np	Pu	Am	См	кн	Вж	Ес	Fm	MD	Не	Lr	Rf	Db	Sg	Бх	Hs	планината	Ds	Rg	Cn	Uut	Ет	Uup	лв	Uus	Ууо
8	Ууе	Убн	Убу	Ubb	Ubt	Ubq	UBP	Убх