Physikalisches und chemisches Verhalten

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Physikalisches und chemisches Verhalten

Die Erdalkalimetalle sind sehr metallisch und leiten den Strom gut. Sie haben im frischen Zustand einen grau-weißen Glanz, laufen aber an der Luft leicht an, besonders die schwereren Vertreter der Gruppe. Beryllium ist hart genug, um Glas zu zerkratzen, während Barium nur wenig härter als Blei ist. Die Schmelz- und Siedepunkte der Gruppe liegen höher als die der entsprechenden Alkalimetalle; sie variieren unregelmäßig, wobei Magnesium den niedrigsten (mp 650 °C und bp 1.090 °C ) und Beryllium den höchsten (mp 1.287 °C und bp etwa 2.471 °C ) hat. Die Elemente kristallisieren in einer oder mehreren der drei regelmäßigen, dicht gepackten metallischen Kristallformen.

Chemisch gesehen sind sie alle starke Reduktionsmittel. Die freien Metalle sind in flüssigem Ammoniak löslich, wobei die dunkelblauen Lösungen von Kalzium, Strontium und Barium auf großes Interesse stoßen, weil man annimmt, dass sie Metallionen und die ungewöhnlichsten Spezies, solvatisierte Elektronen oder Elektronen, die aus der Wechselwirkung zwischen dem Metall und dem Lösungsmittel resultieren, enthalten. Hochkonzentrierte Lösungen dieser Elemente haben ein metallisches, kupferähnliches Aussehen, und bei weiterer Verdampfung entstehen ammoniakhaltige Rückstände (Ammoniate), die der allgemeinen Formel M(NH3)6 entsprechen. Mit der Zeit zersetzen sich die Ammoniate und bilden die Amide M(NH2)2. Die Lösungen sind starke Reduktionsmittel und für eine Reihe von chemischen Prozessen nützlich.

Die Atome der Erdalkalielemente haben alle eine ähnliche elektronische Struktur, bestehend aus einem Elektronenpaar (als s-Elektronen bezeichnet) in einem äußersten Orbital, in dem sich eine stabile elektronische Konfiguration befindet, die der eines Edelgases entspricht. Die Edelgaselemente – Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Krypton (Kr), Xenon (Xe) und Radon (Rn) – haben im Allgemeinen vollständige Elektronenschalen. Strontium hat die Konfiguration 1s22s22p63s23p63d104s24p65s2, was als 5s2 geschrieben werden kann. In ähnlicher Weise kann Beryllium als 2s2, Magnesium als 3s2, Calcium als 4s2, Barium als 6s2 und Radium als 7s2 bezeichnet werden. Die auffälligen Linien in den Atomspektren der Elemente, die man erhält, wenn die Elemente unter bestimmten Bedingungen erhitzt werden, stammen von Zuständen des Atoms, in denen eines der beiden s-Elektronen in ein Orbital mit höherer Energie aufgestiegen ist.

Die s-Elektronen lassen sich relativ leicht ionisieren (aus dem Atom entfernen), und diese Ionisierung ist das charakteristische Merkmal der Erdalkalimetrie. Die Ionisierungsenergie (die Energie, die erforderlich ist, um ein Elektron aus dem Atom zu entfernen) nimmt in der Reihe von Beryllium (9,32 Elektronenvolt) bis Barium (5,21 eV) kontinuierlich ab; Radium, das schwerste Element der Gruppe, hat eine etwas höhere Ionisierungsenergie (5,28 eV). Die kleinen Unregelmäßigkeiten, die bei der ansonsten gleichmäßigen Entwicklung der Gruppe im Periodensystem zu beobachten sind, lassen sich durch die ungleichmäßige Besetzung der Elektronenschalen in den aufeinanderfolgenden Zeilen des Periodensystems erklären. Die s-Elektronen können auch zu p-Orbitalen derselben Hauptquantenzahl (innerhalb derselben Schale) mit ähnlichen Energien befördert werden, wie sie zur Bildung chemischer Bindungen erforderlich sind; die leichteren Atome sind daher in der Lage, stabile kovalent gebundene Strukturen zu bilden, im Gegensatz zu Helium, das die ansonsten analoge elektronische Konfiguration 1s2 hat.

In den meisten Fällen wird die Chemie dieser Elemente durch die Bildung und die Eigenschaften der doppelt geladenen M2+-Ionen beherrscht, bei denen die äußersten s-Elektronen vom Metallatom abgestreift wurden. Das so entstandene Ion wird durch elektrostatische Wechselwirkung mit einem Lösungsmittel wie Wasser, das eine hohe Dielektrizitätskonstante und eine große Fähigkeit zur Absorption elektrischer Ladung besitzt, oder durch Kombination mit Ionen entgegengesetzter Ladung in einem Ionengitter, wie es in Salzen zu finden ist, stabilisiert. Die zusätzliche Energie, die zur Entfernung des zweiten s-Elektrons erforderlich ist (die zweite Ionisierungsenergie ist etwa doppelt so hoch wie die erste), wird durch die zusätzliche Bindungsenergie des doppelt geladenen Ions mehr als ausgeglichen. Die Entfernung eines dritten Elektrons aus einem Erdalkaliatom würde jedoch einen Energieaufwand erfordern, der größer ist als die Energie, die aus jeder bekannten chemischen Umgebung zurückgewonnen werden kann. Daher weisen die Erdalkalimetalle in ihren Verbindungen keine höhere Oxidationsstufe als +2 auf.

Entsprechend der zunehmenden Größe ihrer inneren Kerne nehmen die Radien der Ionen der Erdalkalielemente stetig zu, angefangen bei Be2+, das bei einer Koordinationszahl von 4 (d.h., mit vier daran gebundenen Ionen oder anderen Molekülen), bis zu Ra2+ mit einem Radius von 1,48 Å und einer Koordinationszahl von 8.

Einige Eigenschaften der Erdalkalimetalle sind in der Tabelle dargestellt.