Fysisch en chemisch gedrag

admin 0 Comments Articles

Fysisch en chemisch gedrag

De alkalische aardelementen zijn sterk metallisch en goede geleiders van elektriciteit. Zij hebben een grijs-witte glans wanneer zij vers worden gesneden, maar zij bezoedelen gemakkelijk aan de lucht, vooral de zwaardere leden van de groep. Beryllium is hard genoeg om glas te bekrassen, maar barium is slechts iets harder dan lood. De smeltpunten (mp) en kookpunten (bp) van de groep zijn hoger dan die van de overeenkomstige alkalimetalen; zij variëren op onregelmatige wijze, waarbij magnesium het laagste heeft (mp 650 °C en bp 1.090 °C ) en beryllium het hoogste (mp 1.287 °C en bp ongeveer 2.471 °C ). De elementen kristalliseren in een of meer van de drie regelmatige dicht opeen geplaatste metallische kristalvormen.

Chemisch gezien zijn het allemaal sterke reductiemiddelen. De vrije metalen zijn oplosbaar in vloeibare ammoniak, waarbij de donkerblauwe oplossingen van calcium, strontium en barium grote belangstelling wekken omdat men denkt dat zij metaalionen bevatten en de meest ongebruikelijke soorten, opgeloste elektronen, of elektronen die het gevolg zijn van de interactie tussen het metaal en het oplosmiddel. Sterk geconcentreerde oplossingen van deze elementen zien er metaalachtig uit, koperachtig, en bij verdere verdamping ontstaan ammoniakhoudende residuen (ammoniaten), die overeenkomen met de algemene formule M(NH3)6. Na verloop van tijd worden de ammoniaten afgebroken tot de amiden, M(NH2)2. De oplossingen zijn sterke reductiemiddelen en zijn nuttig in een aantal chemische processen.

De atomen van de alkalische aardmetalen hebben alle een soortgelijke elektronische structuur, bestaande uit een elektronenpaar (s-elektronen genoemd) in een buitenste baan, waarbinnen zich een stabiele elektronische configuratie bevindt die overeenkomt met die van een edelgas. De edelgaselementen – helium (He), neon (Ne), argon (Ar), krypton (Kr), xenon (Xe) en radon (Rn) – hebben in het algemeen volledige elektronschillen. Strontium heeft de configuratie 1s22s22p63s23p63d104s24p65s2, die kan worden geschreven als 5s2. Evenzo kan beryllium worden aangeduid als 2s2, magnesium als 3s2, calcium als 4s2, barium als 6s2, en radium als 7s2. De markante lijnen in de atoomspectra van de elementen, die worden verkregen wanneer de elementen onder bepaalde omstandigheden worden verhit, komen voort uit toestanden van het atoom waarin een van de twee s-elektronen is gepromoveerd tot een hogere energie-baan.

De s-elektronen worden betrekkelijk gemakkelijk geïoniseerd (uit het atoom verwijderd), en deze ionisatie is het kenmerkende kenmerk van de alkalische-aarde-chemie. De ionisatie-energie (de energie die nodig is om een elektron van het atoom te ontdoen) daalt voortdurend in de reeks van beryllium (9,32 elektronvolt ) tot barium (5,21 eV); radium, het zwaarste in de groep, heeft een iets hogere ionisatie-energie (5,28 eV). De kleine onregelmatigheden die worden waargenomen in de overigens vloeiende verandering naarmate men verder naar beneden gaat in de groep zoals die voorkomt in het periodiek systeem, worden verklaard door de ongelijke vulling van elektronenschillen in de opeenvolgende rijen van het systeem. De s-elektronen kunnen ook worden gepromoveerd tot p-banen van hetzelfde hoofdkwantumgetal (binnen dezelfde schil) met energieën die vergelijkbaar zijn met die welke nodig zijn om chemische bindingen te vormen; de lichtere atomen zijn daarom in staat stabiele covalent gebonden structuren te vormen, in tegenstelling tot helium, dat de overigens analoge elektronische configuratie van 1s2 heeft.

In de meeste gevallen wordt de chemie van deze elementen gedomineerd door de vorming en eigenschappen van de dubbel geladen M2+ ionen, waarin de buitenste s-elektronen van het metaalatoom zijn gestript. Het resulterende ion wordt gestabiliseerd door elektrostatische interactie met een oplosmiddel, zoals water, dat een hoge diëlektrische constante heeft en een groot vermogen om elektrische lading te absorberen, of door combinatie met ionen van tegengestelde lading in een ionisch rooster zoals wordt aangetroffen in zouten. De extra energie die nodig is om het tweede s-elektron te verwijderen (de tweede ionisatie-energie is ongeveer tweemaal zo groot als de eerste) wordt ruimschoots gecompenseerd door de extra bindingsenergie die in het dubbel geladen ion aanwezig is. De verwijdering van een derde elektron uit een alkali-aardatoom zou echter een grotere energie-uitgave vergen dan uit enig bekend chemisch milieu kan worden teruggewonnen. Dientengevolge vertonen de alkalische aardmetalen in hun verbindingen een oxidatietoestand niet groter dan +2.

Zoals past bij de toenemende grootte van hun binnenkern, nemen de stralen van de ionen van de alkalische aardelementen gestadig toe van Be2+, dat een straal heeft van 0,27 angstrom (Å; 1 Å = 10-8 cm) voor een coördinatiegetal van 4 (d.w.z, met vier ionen of andere moleculen eraan gebonden), tot Ra2+, met een straal van 1,48 Å en een coördinatiegetal van 8.

Enkele eigenschappen van de alkalische aardmetalen zijn in de tabel weergegeven.