الفلزات القلوية الأرضية (IIA)

الكيمياء غير العضوية: الفلزات القلوية الأرضية (IIA)

مجموعة الفلزات القلوية الأرضية (IIA)

• الفلزات القلوية الأرضية هي عناصر المجموعة الثانية في الجدول الدوري.
• لديها خصائص مختزلة قوية وتفقد الإلكترونات بسهولة.
• الفلزات القلوية الترابية توجد بشكل أقل نشاطًا من الفلزات القلوية، ولكنها نشطة بما يكفي بحيث لا توجد حرة في الطبيعة.
• على الرغم من أنها هشة، إلا أن الفلزات القلوية الترابية قابلة للطرق والسحب.
• موصلة جيدة للكهرباء وتحترق بسهولة عند التسخين في الهواء.
• ترتيب الفلزات حسب الزيادة في العدد الذري: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.
• الراديوم عنصر مشع قصير الأجل

المجموعة الثانية من الجدول الدوري

• تحتوي جميع عناصر المجموعة على إلكترونين في المدار الفرعي s.
• التركيب الإلكتروني العام: [الغاز النبيل] ns².
• عناصر ثنائية التكافؤ ذات نشاط فلزي عالي، ولكنها أقل قاعدية من عناصر المجموعة IA.
• مركباتها أيونية مثل المعادن القلوية.
• يختلف البريليوم عن باقي العناصر في المجموعة وله تشابه قطري مع الألمنيوم في المجموعة الثالثة.

الخواص العامة للمجموعة IIA

• معادن المجموعة IIA لها درجة انصهار أعلى من المجموعة IA بسبب الشحنة النووية الفعالة.
• حجم الذرة في معادن IIA أصغر، مما يزيد من كثافة عناصر المجموعة.
• عناصر المجموعتين IA و IIA تشترك في ظاهرة انبعاث الألوان عند تعريضها للهب.
• الكالسيوم يعطي لونًا أحمر قرمزي، والسترونتيوم يعطي لونًا أحمر، والباريوم يعطي لونًا أصفر مخضر.
• طاقتا التأين الأولى والثانية تشيران إلى سهولة فقد الإلكترونات لتكوين أيونات موجبة ثنائية الشحنة.
• التباين في حجم أيون البريليوم وذرته مقارنة بالعناصر الأخرى يؤدي إلى اختلاف في خواصه.
• فلزات هذه المجموعة أصلب من الفلزات القلوية ولها لمعان عال وتوصيل كهربائي جيد.

تحضير وتصنيع عناصر الفلزات القلوية

• يتم إنتاج المعادن الأرضية القلوية صناعياً بالاختزال الكهربائي لكلوريداتها المنصهرة.
• مثال: تحضير الكالسيوم بالتحليل الكهربائي لمصهور كلوريد الكالسيوم: CaCl₂ → Ca + Cl₂ (g).
• المغنيسيوم يتم تحضيره بتسخين الدولوميت (CaCO₃.MgCO₃) ليعطي CaO و MgO، ثم الاختزال بالسليكون عند °C 1200.
• المعادلة: CaCO₃.MgCO₃ → CaO + MgO + CO₂ ثم 2MgO + CaO → Mg + Ca₂SiO₄.

تحضير عناصر الفلزات القلوية

تحضير الباريوم يتضمن اختزال أكسيده بواسطة الألومنيوم في جهاز مفرغ من الهواء.

• المعادلة: 3BaO + 2Al → 3Ba + Al₂O₃.
• يمكن تحضير الراديوم باختزال أكسيده الموجود مع اليورانيوم بواسطة الكربون أو الألومنيوم عند درجة حرارة عالية.
• يتم تصنيع البريليوم عن طريق اختزال فلوريد البريليوم بالمغنيسيوم. المعادلة: BeF₂ + Mg → Be + MgF₂
• يمكن تحضير الكالسيوم والسترونشيوم بكميات صغيرة عن طريق اختزال الهاليدات بالصوديوم.
• يتم إنتاج الكالسيوم والسترونشيوم صناعياً بالتحليل الكهربائي للكلوريدات مع إضافة كميات قليلة من كلوريد البوتاسيوم لخفض درجة الانصهار.

تفاعلات المجموعة

التفاعل مع الأكسجين

• تتفاعل جميع عناصر المجموعة مع الهواء باستثناء البريليوم والمغنيسيوم اللذين يتطلبان تسخيناً.
• يزداد التفاعل في المجموعة لسهولة تكوين الكاتيون.
• المغنيسيوم يحترق بلهب أبيض ناصع.
• الباريوم يحترق بلهب أخضر فاتح.
• يمكن الحصول على الأكاسيد بتسخين الكربونات (باستثناء البريليوم).
• المعادلات:
  • 2Mg(s) + O₂(g) → 2MgO(s)
  • 2Ba(s) + O₂(g) → 2BaO(s)
  • CaCO₃ → CaO + CO₂
• أكاسيد هذه العناصر لها درجات انصهار عالية.
• أكاسيد المجموعة قاعدية وتتفاعل مع الماء بدرجات مختلفة لتكوين الهيدروكسيدات.
• تفاعل أكسيد المغنيسيوم مع الماء بطيء، بينما تتفاعل الأكاسيد الأخرى بسهولة أكبر.
• هيدروكسيد المغنيسيوم أقل قاعدية من الهيدروكسيدات الأخرى.

التفاعل مع الماء (تكوين الهيدروكسيدات)

• الافتراض العام هو أن الأكاسيد تتفاعل مع الماء، ولكن أكسيد البريليوم (BeO) هو الاستثناء.
• أكسيد الكالسيوم (CaO) أو الجير الحي يستخدم لمعالجة المياه وإزالة ثاني أكسيد الكبريت من مداخن الصناعات.
• جميع الأكاسيد قلوية ويمكن معادلتها بسهولة بواسطة الأحماض.

معادلات كيميائية

• MO(s) + 2HCl(aq) ==> MCl₂(aq) + H₂O(l) (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba)
• MO(s) + 2HNO₃(aq) ==> M(NO₃)₂(aq) + H₂O(l) (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba)
• MO(s) + H₂SO₄(aq) ==> MSO₄(aq/s) + H₂O(l) (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba)

تفاعل الفلزات القلوية الترابية مع الماء

• يزداد التفاعل في المجموعة من الأعلى إلى الأسفل بسبب سهولة تكوين الكاتيونات.
• الكالسيوم والسترونشيوم والباريوم تتفاعل مع الماء ببطء.
• تفاعلات الفلزات القلوية الترابية مع الماء: Ca(s) + 2H₂O(l) → Ca(OH)₂(aq) + H₂(g) Sr(s) + 2H₂O(l) → Sr(OH)₂(aq) + H₂(g) Ba(s) + 2H₂O(l) → Ba(OH)₂(aq) + H₂(g)

الفلزات القلوية الترابية والهيدروكسيدات

• المغنيسيوم يتفاعل مع الماء عند درجات حرارة مرتفعة أو بسرعة أكبر مع البخار لإنتاج أكسيد المغنيسيوم والهيدروجين: Mg(s) + H₂O(g) → MgO(s) + H₂(g)
• البريليوم لا يتفاعل مع الماء.
• الخاصية القاعدية للهيدروكسيدات تزداد من أعلى إلى أسفل المجموعة للأسباب التالية:
  • زيادة الذوبان في الماء
  • زيادة كمية الأيونات المعدنية (+2) وزيادة تركيز أيونات الهيدروكسيد (OH⁻) في المحلول.
  • ضعف الرابطة بين الأيون الموجب وأيونات الهيدروكسيد بزيادة حجم الأيون الموجب.
• معادلة عامة للتفاعل: M(OH)₂ + H₂O → M⁺² + 2OH⁻

تفاعلات مع عناصر أخرى

التفاعل مع الهالوجينات

• تتفاعل الفلزات القلوية الترابية مع الهالوجينات لتكوين هاليدات.
  • الصيغة العامة: M + X₂ → MX₂ (M = Ca, Ba, Mg, Sr).
• هذه الهاليدات أيونية باستثناء تلك التي تحتوي على البريليوم. CaO₂

التفاعل مع الهيدروجين

• تتفاعل معظم العناصر مباشرةً مع الهيدروجين لتكوين هيدريدات (MH₂)، فيما عدا البريليوم.
• الهيدريدات أيونية، حيث يكون للهيدروجين شحنة سالبة وتتفاعل بشدة مع الماء.
  • الصيغة العامة: M + H₂ → MH₂ (M = Ca, Ba, Mg, Sr)
  • لا يتفاعل البريليوم مع الهيدروجين مباشرةً، ولكن يمكن تحضير هيدريد البريليوم عن طريق اختزال كلوريد البريليوم مع هيدريد الألومنيوم الليثيوم: 2BeCl₂ + LiAlH₄ → 2BeH₂ + LiCl + AlCl₃

تفاعلات مع عناصر آخرى

• تتفاعل معادن الأرض القلوية واكاسيدها، باستثناء البريليوم، مع الكربون لإنتاج كاربيدات.
• الكربيدات تتفاعل مع الماء، وتُستخدم كمصدر للغاز.
• M + 2C → MC₂.
• MC2 + 2H₂O → M(OH)2 + C2H2

التفاعل مع الأحماض

الأحماض الشائعة:

• تتفاعل جميع المعادن مع حمض الهيدروكلوريك المخفف لإنتاج فقاعات الهيدروجين M+2HCl (dil) → MCl2 + H2 (M = Ca, Ba, Mg, Sr)

التفاعل مع حمض الكبريتيك

• التفاعل أكثر تعقيداً بسبب تكوين الكبريتات غير القابلة للذوبان.
• تتشكل فقاعات الهيدروجين مع محاليل عديمة اللون من البريليوم أو كبريتات المغنيسيوم.
• Mg + H2SO4 (dil) → MgSO4 + H2

التفاعلات مع الأحماض

• التفاعل مع حامض الكبريتيك المخفف ينتج كبريتات قليلة الذوبان وتبطئ \توقف التفاعل
• البريليوم لا يتفاعل مع حامض النيتريك .
• تميل الفلزات المتفاعلة مع الاحماض إلى إنتاج أكاسيد النيتروجين بدلاً من الهيدروجين.
• إذا كان الحامض مخففا نسبيا فالتفاعل يعطي أوكسيد النيتروجين واذا كان الحامض مركز يعطي ثاني اوكسيد النيتروجين Mg + 2HNO3 (dil) → Mg(NO3)2 + H2 مخفف جدا 3Mg + 8HNO3 → 3Mg(NO3)2 + 2NO + 2H2O حمض مركز Mg + 4HNO3 → Mg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O حمض مركز جدا

السلوك الشاذ للبريليوم

تختلف خصائصه عن العناصر الأخرى في مجموعته للأسباب التالية: حجم ذري وأيوني صغير. طاقة تأين عالية. المستوى الخارجي يتضمن المستوى الفرعي d. يميل إلى تكوين روابط تساهمية وتناسقية. لا يتفاعل البريليوم مع الماء ومقاوم للأحماض بسبب طبقة أكسيد واقية.

• عامل مختزل ضعيف بسبب صعوبة فقدان الإلكترونات.
• لا يذوب في الأمونيا.
• هيدروكسيد البريليوم له خواص مترددة ويتفاعل مع الأحماض والقواعد:
• Be(OH)2(s) + H2SO4(aq) → BeSO4(aq) + 2H2O(l).
• Be(OH)2(s) + 2NaOH(aq) → Na2Be(OH)4(aq)

Be₂C + 4H₂O → 2Be(OH)₂ + CH₄

خواص مختلفة للبريليوم

• يتفاعل كربيد البريليوم مع الماء لإنتاج الميثان، بينما تنتج كربيدات الفلزات القلوية الأخرى غاز الأسيتيلين.
• يتفاعل البريليوم مع الهالوجينات لتكوين هاليدات البريليوم BeX₂، وهي مركبات تساهمية غير أيونية.
• كلوريد البريليوم BeCl₂ هو جزيء خطي في الحالة الغازية، ويُعرف بأنه مركب يعاني من نقص الإلكترون.

تهجين ذرة البريليوم في جزيء BeCl₂

• من نوع sp.
• أقصى عدد تناسق في ذرات البريليوم هو 4.