Be, Mg a kovy alkalických zemin Prvek X I I [kJ mol-1] I II [kJ mol-1] E0 [V] ρ [g cm-3] b. t. [°C] b. v. [°C] r [pm] Be 1,47 898 1762 -1,97 1,85 1550 3240 112 Mg 1,23 736 1449 -2,36 1,74 920 1378 160 Ca 1,04 589 1144 -2,84 1,55 1112 1767 197 Sr 0,99 548 1060 -2,89 2,64 1041 1654 215 Ba 0,97 503 960 -2,92 3,51 1000 2122 222 Ra 0,90 508 975 -2,92 5,50 970 1973 221 2. skupina – 2 valenční elektrony konfigurace n s2 Oxidační číslo +2 Be 5 · 10–4 % ; Mg 2,7 % ; Ca 4,7 %; Sr 0,3 %; Ba 0,4 %; Ra 10-8 % Zbarvení plamene Li Na K Rb Cs Ca Sr Ba 671 589 766 780 456 622 605 524 rbflame.jpg csflame.jpg caflame.jpg srflame.jpg baflame.jpg Zastoupení v zemské kůře Obecné informace •Be a Mg se chemicky odlišují od ostatních prvků 2. skupiny •Be je diagonálně podobné s Al (podobné iontové poloměry) • •„kovy alkalických zemin“ – Ca, Sr, Ba, Ra •monoizotopické Be, radioaktivní Ra (T1/2(226Ra) = 1602 y) •reagují s vodou, v přírodě se nacházejí pouze ve formě sloučenin •všechno jsou to typické kovy •většina sloučenin je bezbarvá (mimo poruch mřížek a barevných aniontů) •tvoří především iontové sloučeniny •méně reaktivní než alkalické kovy, • Obecné vlastnosti s-kovů Základní chemické informace •reaktivní, redukční schopnosti, rostou od Be k Ba •bazicita roste od Be(OH)2 - amfoter k Ba(OH)2 – téměř jako alk. hydroxidy Be •v II+ hybridizace sp3, jednoduché ionty Be2+ neexistují, tvoří se komplexní částice [Be(H2O)4]2+ •často tvoří elektrondeficitní polycenterní vazby ((BeH2)n) •na vzduchu stálé, pokrývá se vrstvičkou oxidu (jako Al) •s vodou nereaguje ani za žáru (v amalgamu či velejemné ano) •s halogeny až při 600 °C, s H2 vůbec •reaguje s kyselinami i hydroxidy (jako jediné ve skupině je amfoterní – jako Al) • Be + 2 HCl + 4 H2O ¾® [Be(H2O)4]Cl2 + H2 Be + 2 NaOH + 2 H2O ¾® Na2[Be(OH)4] + H2 Kovy alkalických zemin •reagují s O2, s H2O i s N2 – pokrývají se vrstvičkou oxidu, peroxidu a nitridu •rozpouštějí se v NH3(l), odpařením NH3 vzniká [M(NH3)6] •[M(NH3)6] – nestabilní pomalu se rozkládají [M(NH3)6] ® M(NH2)2 + 4 NH3 + H2 Mg •Mg2+ je schopen existence, často ale uplatňuje koordinační číslo 6 •dominuje iontová interakce ale často s kovalentní složkou •na vzduchu se pokrývá vrstvou oxidu, pasivuje se •za horka reaguje se všemi nekovy (kromě C) a také s vodou! •snadno vzniká i Mg2N3 •s alkyl a arylhalogenidy RMgX - Grignardova činidla Mg výroba: MgCO3 ; MgCO3 · CaCO3; MgO; MgSO4.7H2O atd. elektrolýza MgCl2 a jiné použití: lehké slitiny, redukční činidlo, hořením vzniká intenzivní světlo (dříve - fotografie), sloučeniny, Grignadrova činidla • Výroba a použití Be výroba: beryl Be3Al2Si6O18 s 2 % Cr3+ smaragd převede se na BeF2 pak na Be(OH)2 až na BeCl2a kov se připraví redukcí Mg, či elektrolýzou BeCl2 s chloridem alkalického kovu použití: okénka k RTG přístrojům, moderátor či reflektor neutronů Ca výroba: CaCO3; CaSO4.2H2O; CaSO4; CaF2 elektrolýza CaCl2 použití: speciální slitiny, redukční činidlo, sloučeniny Sr výroba: SrSO4 a SrCO3 elektrolýza SrCl2 • použití: sloučeniny (pyrotechnika) Ba výroba: BaSO4 a BaCO3 elektrolýza BaCl2 • použití: sloučeniny (pyrotechnika), BaSO4 kontrastní látka pro RTG Ra výroba: extrakce z uranových rud (Curieovy z Jáchymovského smolince), vzniká rozpadem 238U použití: ve směsi s Be zdroj neutronů (RaBe) URa.png Th.png Sloučeniny Beryllium Hydridy – polymerní struktura BeH2 2 BeCl2 + Li[AlH4] ® 2 BeH2 + LiCl + AlCl3 BeH2.png Sloučeniny s C BeC2 a Be2C vznikají reakcí s acetylenem a s C Oxid BeCO3 ® BeO + CO2 Be(OH)2 ® BeO + H2O 2 Be + O2 ® 2 BeO Jemný reaguje s kyselinami, rozpouští se v taveninách alkalických hydroxidů Halogenidy BeF2 – termickým rozkladem (NH4)2[BeF4]; [Be(H2O)4] Cl2 - nelze termicky dehydratovat; bezvodé halogenidy lze připravit přímou syntézou z prvků BeCl2.png Cl Be BeO + 2 HBr ® BeBr2 + H2O Be2C + 4 HI ® 2 BeI2 + CH4 Hydroxid sráží se ze silně alkalických roztoků beryllnatých solí (sůl:hydroxid cca 1:1), dále se rozpouští za vzniku [(HO)2(Be(OH)2Be)n(OH)2]2- až nakonec vzniká [Be(OH)4]2- Ostatní soli BeCO3 jen jako tetrahydrát v atmosféře CO2, BeSO4 nerozpustný, ale [Be(H2O)4]SO4 dobře rozpustný. Organokovy 2 LiR + BeCl2 ® BeR2 + 2 LiCl Hořčík Hydridy 2 Mg + H2 ® 2 MgH2 Sloučeniny s C MgC2 a Mg2C3 vznikají reakcí s acetylenem, případně reakcí acetylenu či methanu s Mg za vysoké teploty Sloučeniny s B a N MgB2 a Mg3N2 vznikají přímou syntézou s prvků Oxid, hydroxid MgO – jako laxativum a antacidum, žáruvzdorný materiál Mg(OH)2 – sráží se z roztoků Mg2+ solí hydroxidem, slabý Halogenidy MgX2 Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O Mg + Cl2 → MgCl2 Ostatní soli MgCO3; Mg(HCO3)2 – jen v roztoku s CO2 jako Ca(HCO3)2, MgSO4 (heptahydrát – hořká sůl); Mg(ClO4)2 – výborné regenerovatelné sušidlo Organokovy – Grignardova činidla RX + Mg ® RMgX (v etheru s I2) RMgI + CO2 ® RCOOH + Mg(OH)I Chlorofyl.png Chlorofyl3D.png Chlorofyl – Mg2+ + porfyrin Kovy alkalických zemin Hydridy 2 M + H2 ® 2 MH2 CaH2 – redukovadlo, sušidlo Sloučeniny s C CaO + 3 C ® CaC2 + CO CaC2 + N2 ® Ca(N=C=N) (kyanamid) + C CaCN2 + 3 H2O ® CaCO3 + 2 NH3 Nitridy 3 M + N2 ® M3N2 Oxid, hydroxid, peroxid Hoření kovu v O2 či např. rozkladem uhličitanů CaCO3 – CaO – Ca(OH)2 – CaCO3 BaO2 – bělení přírodních materiálů (hedvábí, rostlinné vlákna, sláma) Halogenidy Přímou reakcí či vhodněji reakcí oxidu či hydroxidu kovu s HX, fluoridy málo rozpustné, ostatní hodně CaCl2 – sušidlo, hexahydrát spolu s ledem jako chladivo Ostatní soli CaCO3 – Ca(HCO3)2 (přechodná tvrdost vody) M(NO3)2 – M(NO2)2 – MO CaSO4 – CaSO4.½H2O – CaSO4.2H2O (trvalá tvrdost vody) Organokovy M(CH3)2; M(Cp)2 Komplexy Málo, např. kryptáty. Cp.png Toxicita Be •vysoce toxické, vytěsňuje např. Mg •poškozuje játra, ledviny a CNS, narušuje syntézu hemoglobinu •vdechováním prachu s Be vzniká berylliosa •v popílku s uhelného prachu až 4 % Be Mg •biogenní prvek, antagonista Ca, glykolýza a reakce ATP •pro organismus netoxický •poranění Mg či slitinami se špatně hojí Ca •v buňkách jako signální iont, svalové stahy •stabilizuje fosfolipidové membrány •oxid, hydroxid a chlorid leptá sliznice a oči • Sr - rozpustné soli toxické •LD50(SrCl2) = 30 g •jako homolog Ca je nebezpečné 90Sr – ozařování kostní dřeně • Ba - rozpustné soli toxické (srovnej BaSO4) •vdechováním vzniká barytosa •LD50(BaCl2) = 1 g •slinění, zvracení, koliky, záněty trávicího ústrojí •působí na kostru, svaly a CNS – třes, dýchací potíže, bolesti •smrt nastává při plném vědomí – zástava srdce při paralýze svalů •chronicky působí zánět mozku a degeneraci sleziny a jater a rozmnožovacích orgánů •BaCO3 jed na krysy – protijed Na2SO4 •ale BaSO4 jako kontrastní látka při RTG vyšetřeních • Ra •toxické jako Ba •především ale nebezpečné svou radioaktivitou •1 g 226Ra má aktivitu 3,7.1010 Bq •