2. skupina

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
<< 2. skupina >>
Dřívější označení II. A
Mezinárodní označení 2.
Obecná elektronová konfigurace ns2
Počet valenčních elektronů 2
Prvky
Beryllium Be
Hořčík Mg
Vápník Ca
Stroncium Sr
Baryum Ba
Radium Ra


Jako kovy alkalických zemin se označují pouze vápník (Ca) stroncium (Sr), baryum (Ba) a radium (Ra). Nesprávně se do této skupiny zařazují také kovy beryllium (Be) a hořčík (Mg). Prvky 2. skupiny periodické tabulky prvků se souhrnně smí označovat starším názvem II.A skupina nebo novým mezinárodním označením 2. skupina.

Vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

Prvky 2. skupiny

Beryllium a hořčík se velmi liší svými vlastnostmi od kovů alkalických zemin. Berylium je tvrdé (rýpe do skla), ale křehké (za normální teploty) a poměrně těžce tavitelné. Za červeného žáru je tažné. Špatně vede elektrický proud a teplo. Hořčík je svými vlastnosti jakýsi přechod mezi beryliem a kovy alkalických zemin. Je středně tvrdý, lehký, tažný kov, těžší než voda, vede hůře elektrický proud a teplo. Hořčík lze díky jeho dobré tažnosti snadno válcovat na plechy a dráty. Ostatní kovy alkalických zemin mají podobné vlastnosti, s rostoucím protonovým číslem se samosebou liší výrazně svou hmotností. Jsou tedy poměrně měkké, reaktivní kovy, který se svými vlastnostmi více podobá vlastnostem alkalických kovů. V kapalném amoniaku se rozpouští za vzniku tmavěmodrých až černých roztoků. Patří k lepším vodičům elektrického proudu a tepla. Nejsou sice tolik reaktivní jako alkalické kovy, ale je lepší je uchovávat pod petrolejem. Soli kovů alkalických zemin barví plamen.

Reaktivita[editovat | editovat zdroj]

Reaktivita se ve 2. skupině periodické soustavy prvků velmi výrazně mění. Nejméně reaktivní je beryllium a nejvíce reaktivní je radium. Beryllium je na suchém vzduchu stabilní. S vodou reaguje pouze na povrchu a pokrývá se tenkou vrstvou oxidu berylnatého, oxidace dále za normální teploty neprobíhá. Hořčík reaguje za normální teploty pomalu s kyslíkem i s vodou. Na suchém vzduchu se postupně pasivuje a lze jej takto uchovávat i poměrně dlouhou dobu. S vodou reaguje hořčík za normální teploty velmi pomalu za vzniku hydroxidu hořečnatého. Při vyšší teplotě se hořčík slučuje velmi ochotně téměř se všemi prvky a i s některými sloučeninami. Kovy alkalických zemin jsou velmi reaktivní, reagují za pokojové teploty s kyslíkem i vodou a při zahřátí se snadno slučují i s jinými prvky.

Výskyt v přírodě[editovat | editovat zdroj]

Všechny prvky 2. skupiny se v přírodě vyskytují v podobě svých sloučenin. Jelikož tyto sloučeniny nejsou iontového charakteru, tak se na rozdíl od alkalických kovů vyskytují především jako minerály, které vytváří povrch naší planety. To platí především pro hořčík a vápník, které patří mezi deset nejzastoupenějších prvků na naší planetě a vytváří dokonce celá pohoří - např. Dolomity. Prvky 2. skupiny se až na beryllium také v malém množství vyskytují v mořské vodě, odkud se dají získávat. Jejich hlavní zdroje jsou však v přírodě jejich minerály.

Získávání a výroba[editovat | editovat zdroj]

Jak již bylo řečeno, tak se prvky 2. skupiny získávají především z hornin nebo jejich minerálů. Vápník a hořčík lze díky jejich větší koncentraci v mořské vodě získávat také odtud. Získávání kovů z mořské vody je popsáno na stránce o alkalických kovech. Z hornin se kovy získávají především pražným způsobem, při kterém se nerost rozloží na oxid kovu a odtud se vyredukuje. Oxidy kovů alkalických zemin se redukují hliníkem. nebo křemíkem. Hořčík se získává především elektrolýzou taveniny chloridu hořečnatého nebo redukcí oxidu hořečnatého křemíkem. Beryllium se získává redukcí fluoridu berylnatého hořčíkem.

Využití[editovat | editovat zdroj]

Z elementárních kovů má největší využití beryllium, které se používá jako součást moderátorových tyčí v jaderné energetice, ve slitinách s mědí v elektrotechnice a v podobě dalších velmi pevných a lehkých slitin ke konstrukci letadel a vesmírných raket. Jako elementární kov se také využívá hořčík a to zejména v podobě svých slitin s hliníkem, mědí a dalšími kovy, dále se využívá jako dobré redukční činidlo k redukci jiných kovů z jejich sloučenin a v ohňostrojích k zesílení světelného efektu, protože při jeho hoření vzniká velmi intenzivní bílé světlo. Kovy alkalických zemin nemají ve své nesloučené podobě prakticky žádné významné využití. V podobě svých sloučenin však patří k velmi využívaným prvkům.

Související články[editovat | editovat zdroj]

Literatura[editovat | editovat zdroj]



Periodická tabulka chemických prvků
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
H (přehled) He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
 
*Lanthanoidy  La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
**Aktinoidy  Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
 
Skupiny prvků: Kovy · Nekovy · Polokovy | Blok s · Blok p · Blok d · Blok f