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Inhalt Kap. 1 Kap. 2 Kap. 3 Kap. 4 Kap. 5 Kap. 6 Kap. 7 Kap. 8 Kap. 9 Literatur

Vorlesung Chemie der Metalle

3. Erdalkalimetalle (2. Hauptgruppe: Be, Mg, Ca, Sr, Ba)

3.1. Überblick


Die Erdalkalimetalle haben alle die Valenz-Elektronenkonfiguration s2p0 und zwar im Einzelnen: Alle Elemente bilden daher zweiwertige Ionen. Ausnahmen hiervon sind die Subnitride M2N (M = Ca, Sr, Ba) und das Subhalogenid CaCl. Bis auf Beryllium bestehen weitreichende Ähnlichkeiten zwischen den Elementen. Radium ist radioaktiv. Die Eigenschaften und einige wichtige Verbindungen der Erdalkalimetalle sind in der folgenden Übersichtstabelle 3.1.1. zusammengefaßt:

Be Mg Ca Sr Ba
Tendenzen ⟹ Atom- und Ionen-Radien, Reaktionsfähigkeit ⟹
⟹ Basizität der Oxide, Löslichkeit der Hydroxide ⟹
⟸ Hydratations-Radius/-Wärme, Ionisierungsenergie ⟸
⟸ Siede- und Schmelzpunkte, Löslichkeit der Sulfate, Gitterenergie der Salze ⟸
EN 1.5 1.2 1.0 1.0 0.9
E0 [V] -1.85 -2.37 -2.87 -2.89 -2.91
r[6]M2+ [pm] 45 72 100 118 135
Elemente (Kap. 3.2.) an Luft beständig (Passivierung) graue luftempfindliche Metalle, mit H2O Entwicklung von H2
Struktur h.c.p. f.c.c. b.c.c.
Mp. [oC] 1278 649 839 768 727
Darstellung chemisch oder elektrochemisch heute nur chemisch
Oxide (Kap. 3.4.) BeO MgO (Magnesia) CaO (Ätzkalk, gebrannter Kalk) SrO BaO, BaO2
Hydroxide Be(OH)2 (amphoter) M(OH)2 (basisch)
Carbonate . MgCO3 (Magnesit) CaCO3 (Calcit, Aragonit, Vaterit) SrCO3 (Coelestin) .
Nitrate alle leicht löslich
Sulfate . MgSO4.7 H2O (Bittersalz) CaSO4.2 H2O (Gips), CaSO4.1/2 H2O (Anhydrit) SrSO4 (Strontianit) BaSO4 (Schwerspat)
Halogenide kovalent Fluoride schwerlöslich
sonstige Verb. . MgNH4(PO4) . 6 H2O Ca5[PO4]3(OH) (Apatit) . BaCrO4
Flammenfärbung keine orangerot rot fahlgrün
Linienlagen in [nm] . . 622.0 650-660 524.2
. . 553.3 460.7 513.9

Tab. 3.1.1. Übersicht Erdalkalimetalle

Die Tendenzen in der Gruppe entsprechen den bei den Alkalimetallen beobachteten Verhältnissen, d.h.

Tabelle 3.1.2. zeigt, wie sich die Erdalkalimetalle in die Spannungsreihe einordnen.

Element oxidiert reduziert E [V]
Fluor (F) F2 + 2e- 2 F- +2.87 V
Sauerstoff H2O2 + 2 H3O+ + 2e- 4 H2O +1.78
Gold (Au)Au+ + e- Au +1.69 V
Au3+ + 3e- Au +1.50 V
Au3+ + 2e- Au+ +1.40 V
Chlor (Cl) Cl2 + 2e- 2Cl-+1.36 V
Brom (Br) Br2 + 2e- 2Br-+1.07 V
Silber (Ag) Ag+ + e- Ag +0.80 V
Eisen (Fe) Fe3+ + e- Fe2++0.77 V
Iod (I) I2 + 2e- 2I- +0.53 V
Kupfer (Cu) Cu+ + e- Cu +0.52 V
Cu2+ + 2e- Cu +0.34 V
Cu2+ + e- Cu+ +0.16 V
Wasserstoff (H) 2H++ 2e-H2 0 V
Cadmium (Cd) Cd2+ + 2e- Cd -0.40 V
Eisen (Fe) Fe2+ + 2e- Fe -0.45 V
Zink (Zn) Zn2+ + 2e- Zn -0.76 V
Wasserstoff (H) 2 H2O+ 2e- H2 + 2 OH- -0.83 V
Aluminium (Al) Al3+ + 3e- Al -1.66 V
Beryllium (Be) Be2+ + 2e- Be -1.85 V
Magnesium (Mg) Mg2+ + 2e- Mg -2.37 V
Natrium (Na) Na+ + e- Na -2.71 V
Calcium (Ca) Ca2+ + 2e- Ca -2.82 V
Barium (Ba) Ba2+ + 2e- Ba -2.91 V
Kalium (K) K+ + e- K -2.92 V
Lithium (Li) Li+ + e- Li -3.04 V
Tab. 3.1.2. Standardpotentiale ausgewählter Redoxpaare

Im Unterschied zu den Alkalimetallen haben die Erdalkalimetalle größere Ionisierungsenergien. Die meisten Salze sind wegen der höheren Kationenladung und der damit erhöhten Gitterenergie schwerer löslich als die entsprechenden Alkalimetallsalze.

Erinnerung Analytik: Der Nachweis der schweren Erdalkalimetalle gelingt spektroskopisch meist noch gut. Atomabsorptionsspektrometrie ist ohne Einschränkungen möglich. Bis auf Magnesium zeigen die Erdalkalimetalle charakteristische Flammenfärbung: Ca: orange, Sr: rot und Ba: grün. Diese Flammenfärbungen lassen sich nicht mehr mit einfachen Elektronenübergängen im Atom erklären.

Flammenfarben von Ca - Sr - Ba

Geschichtliches: Zur Entdeckung der Elemente:

Vorkommen (SVG zu Elementhäufigkeiten in der Erdkruste)

Externe Links zu Mineralen (z.T. mit Erklärung)

Links zu Web-Elements

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