Comportamento físico e químico

Quimicamente, todos eles são agentes redutores fortes. Os metais livres são solúveis em amônia líquida, as soluções azuis escuras de cálcio, estrôncio e bário despertando considerável interesse porque se pensa que contêm íons metálicos e as espécies mais incomuns, elétrons solvados, ou elétrons resultantes da interação do metal e do solvente. Soluções altamente concentradas desses elementos têm um aspecto metálico, semelhante ao cobre, e a evaporação posterior produz resíduos contendo amônia (amoníaco), que correspondem à fórmula geral M(NH3)6. Com o tempo, os amoníacos decompõem-se para formar as amidas, M(NH2)2. As soluções são agentes redutores fortes e úteis em vários processos químicos.

Os átomos dos elementos alcalino-terrosos têm todos estruturas electrónicas semelhantes, consistindo num par de electrões (designados s electrões) num orbital exterior, dentro do qual se encontra uma configuração electrónica estável correspondente à de um gás nobre. Os elementos de gás nobre – hélio (He), neônio (Ne), argônio (Ar), crípton (Kr), xenônio (Xe) e rádon (Rn) – têm geralmente conchas de elétrons completas. Strontium tem a configuração 1s22s22p63s23p63d104s24p65s2, que pode ser escrita como 5s2. Da mesma forma, berílio pode ser designado como 2s2, magnésio como 3s2, cálcio como 4s2, bário como 6s2, e rádio como 7s2. As linhas salientes nos espectros atómicos dos elementos, obtidas quando os elementos são aquecidos sob certas condições, surgem dos estados do átomo em que um dos dois s electrões foi promovido a um orbital de maior energia.

Os s electrões são relativamente fáceis de ionizar (removidos do átomo), e esta ionização é a característica da química alcalino-terra. A energia de ionização (a energia necessária para retirar um elétron do átomo) cai continuamente na série do berílio (9,32 elétrons volts ) ao bário (5,21 eV); o rádio, o mais pesado do grupo, tem uma energia de ionização ligeiramente superior (5,28 eV). As pequenas irregularidades observadas na mudança, de resto suave, à medida que se vai descendo no grupo como aparece na tabela periódica são explicadas pelo enchimento irregular das conchas de electrões nas sucessivas filas da tabela. Os elétrons s também podem ser promovidos a p orbitais do mesmo número quântico principal (dentro da mesma casca) por energias similares às necessárias para formar ligações químicas; os átomos mais leves são, portanto, capazes de formar estruturas estáveis ligadas covalentemente, ao contrário do hélio, que tem a configuração eletrônica análoga de 1s2,

Na maioria dos casos a química desses elementos é dominada pela formação e propriedades dos íons M2+ duplamente carregados, nos quais os elétrons mais externos foram removidos do átomo metálico. O íon resultante é estabilizado pela interação eletrostática com um solvente, como a água, que tem uma alta constante dielétrica e uma grande capacidade de absorver carga elétrica, ou pela combinação com íons de carga oposta em uma malha iônica, como é encontrada em sais. A energia extra necessária para remover o segundo elétron s (sendo a energia da segunda ionização aproximadamente o dobro da primeira) é mais que compensada pela energia de ligação extra presente no íon de carga dupla. A remoção de um terceiro electrão de um átomo alcalino-terra, contudo, exigiria um gasto de energia maior do que o que se poderia recuperar de qualquer ambiente químico conhecido. Como resultado, os metais alcalino-terrosos apresentam um estado de oxidação não superior a +2 nos seus compostos.

Como convém ao tamanho crescente dos seus núcleos internos, os raios dos iões dos elementos alcalino-terrosos aumentam constantemente a partir de Be2+, que tem um raio de 0,27 angstrom (Å; 1 Å = 10-8 cm) para um número de coordenação de 4 (i.e, com quatro íons ou outras moléculas ligadas a ele), para Ra2+, com um raio de 1,48 Å e um número de coordenação de 8,

Somas propriedades dos metais alcalino-terrosos são apresentadas na tabela.