Be, Mg a kovy alkalických zemin Prvek X II [kJ mol-1] III [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 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 (srov. Be) • méně reaktivní než alkalické kovy Obecné vlastnosti s-kovů 2 3 4 5 6 0 200 400 600 800 1000 1200 1400 Ba Sr Ca Mg Be CsRbKNa Li teploty tání n Tt alkalické kovy kovy alkalických zemin 2 3 4 5 6 -3.0 -2.5 -2.0 Be Mg Ca Sr Ba CsRbK Na Li standardní redukční potenciál alkalické kovy kovy alkalických zemin n ε°[eV] 2 3 4 5 6 400 500 600 700 800 900 Be Mg Ca Sr Ba Cs RbK Na Li ionizační energie alkalické kovy kovy alkalických zemin n IE[kJ/mol] 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 hliník) • 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 → [Be(H2O)4]Cl2 + H2 Be + 2NaOH + 2 H2O → 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) - solvatované elektrony, odpařením NH3 vzniká [M(NH3)6] • [M(NH3)6] – nestabilní pomalu se rozkládají [M(NH3)6] → M(NH2)2 + 4 NH3 + H2 Mg • odlišuje se od Be i od těžších kovů – podobný sloučeninám Li+ a Zn2+ • 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 • snadno se rozpouští ve zředěných kyselinách • 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 (Curieovi z Jáchymovského smolince), vzniká rozpadem 238U použití: ve směsi s Be zdroj neutronů (RaBe) Sloučeniny Beryllium Hydridy – polymerní struktura BeH2 (třístředové dvouelektronové vazby, podobně i BeMe2) 2 BeCl2 + Li[AlH4] → 2 BeH2 + LiCl + AlCl3 Sloučeniny s C BeC2 a Be2C vznikají reakcí s acetylenem a s C Oxid – BeO - vysoká teplota tání, tvrdost - vlastnosti závisí na postupu přípravy BeCO3 → BeO + CO2 Be(OH)2 → BeO + H2O 2 Be + O2 → 2 BeO - jemný reaguje s kyselinami, po přetavení se rozpouští pouze v HF - rozpouští se v taveninách alkalických hydroxidů (ne v roztocích) Halogenidy BeF2 – termickým rozkladem (NH4)2[BeF4]; [Be(H2O)4] Cl2 - nelze termicky dehydratovat; bezvodé halogenidy lze připravit přímou syntézou z prvků Cl Be - struktura podobná BeH2, ale za pomoci regulérních DA vazeb (2c-2e) 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]2Ostatní soli BeCO3 jen jako tetrahydrát v atmosféře CO2 BeSO4 – nerozpustný (polymerní strukt.) vs. [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 MgSO4.7H2O – 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 – Mg2+ + porfyrin Kovy alkalických zemin Hydridy – iontové, přímo z prvků za vyšší teploty - s vodou bouřlivá reakce a za vývoje vodíku 2 M + H2 → 2 MH2 CaH2 – redukovadlo, sušidlo Sloučeniny s uhlíkem CaO + 3 C → CaC2 + CO (karbid/acetylid vápenatý) CaC2 + 2 H2O  Ca(OH)2 + C2H2 (svítilny, „kape ti na karbid“) CaC2 + N2 → Ca(N=C=N) + C (kyanamid vápenatý, „dusíkaté vápno“) CaCN2 + 3 H2O → CaCO3 + 2 NH3 (hnojivo, vodou uvolňuje NH3) Nitridy 3 M + N2 → M3N2 Oxid, hydroxid, peroxid - hydroxidy silné, síla roste k Ba(OH)2 - hoření kovu v O2 či např. termickým rozkladem uhličitanů: MCO3  MO + CO2 CaCO3 (kalcit, aragonit) – CaO (pálené vápno) – Ca(OH)2 (hašené vápno) – 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, krasové jevy) 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. 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