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碱土金属

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碱土金属
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碱金属 ←    → 3族
IUPAC族编号 2
以元素命名 铍族元素
俗称 碱土金属
CAS族编号
（美国，pattern A-B-A）
 IIA
旧IUPAC族编号
（欧洲，pattern A-B）
 IIA
↓ 周期
2
Image: Lump of beryllium
铍 (Be)
4 碱土金属
3
Image: Magnesium crystals
镁 (Mg)
12 碱土金属
4
Image: Calcium stored under argon atmosphere
钙 (Ca)
20 碱土金属
5
Image: Strontium floating in paraffin oil
锶 (Sr)
38 碱土金属
6
Image: Barium stored under argon atmosphere
钡 (Ba)
56 碱土金属
7
Image: Radium electroplated on copper foil and covered with polyurethane to prevent reaction with air
镭 (Ra)
88 碱土金属
图例
原始核素（英语：primordial element）
放射性元素
原子序颜色：

固体、液体、气体

碱土金属是指在元素周期表中同属第2族（旧称ⅡA族）的六个金属元素：铍（Be）、镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）、钡（Ba）、镭（Ra），[1]其中镭具有放射性。

碱土金属有相似的性质：标准情况下，它们都是银白色的、闪亮、高反应性[2] 且比较软的金属 ，密度比其他金属小。碱土金属在化合物中是以+2的氧化态存在。[3]碱土金属原子失去电子变为阳离子时，最外层一般是8个电子，但铍离子最外层只有2个电子。

碱土金属具有很好的延展性，可以制成许多合金，如镁铝合金等。

碱土金属对水的溶解度低，且都是活泼金属、强电离[2]，但仍不如碱金属般活泼。

在结构上，它们（与氦一起）共同具有一个全充满的s轨道。 [2][4][5] 也就是说，该完整的轨道包含两个电子，而碱土金属容易失去该两个电子，以氧化态+2 的阳离子出现。 [3]

目前，所有已被发现的碱土金属均存在于自然界中，尽管镭仅作为铀和钍衰变链的中间衰变产物在地壳中微量存在。 [6]为了合成出可能是该族下一个成员的120号元素，科学家们尝试了多次实验，不过目前都以失败告终。

性质

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物理性质

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碱土金属均为银白色、较软的固体，具有相对较低的密度、熔点以及沸点。

下表总结了碱土金属的物理性质和原子性质。

 元素名称 

元素符号

原子半径（nm）

主要化合价

状态(标况)

单质密度（克/立方厘米）

硬度(金刚石=10)

单质熔点（℃）

单质沸点（℃）

电负性(χP)[7]

焰色试验结果

铍 Be 0.105 +2 固体 1.848 5.5 1278 2970 1.5 无焰色
镁 Mg 0.150 +2 固体 1.738 2.5 650 1090 1.2 无焰色
钙 Ca 0.180 +2 固体 1.55 1.75 842 1484 1.0 砖红色[2]
锶 Sr 0.200 +2 固体 2.63 1.5 777 1382 1.0 红色[2]
钡 Ba 0.215 +2 固体 3.510 1.25 727 1870 0.9 苹果绿[2]
镭 Ra 0.215 +2 固体 5.000 1.03 700 1737 0.9 红色

化学性质

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Z 元素 核电外子构型 电子排布[注解 1]
4 铍 2, 2 [He] 2s2
12 镁 2, 8, 2 [Ne] 3s2
20 钙 2, 8, 8, 2 [Ar] 4s2
38 锶 2, 8, 18, 8, 2 [Kr] 5s2
56 钡 2, 8, 18, 18, 8, 2 [Xe] 6s2
88 镭 2, 8, 18, 32, 18, 8, 2 [Rn] 7s2
  • 铍以外的碱土金属都能和水发生反应，生成氢气和碱性的氢氧化物。碱土金属和水的反应较碱金属与水的反应来的温和，不像碱金属在室温中就会和水剧烈反应。而镁和冷水反应缓慢，在热水或水蒸汽才较为剧烈，钙、锶、钡、镭在常温下可以和冷水剧烈反应。

例子: Ca+2 H2O=Ca(OH)2+H2

  • 碱土金属可和卤素（例如:氯）反应，产生离子化合物。不过铍的卤化物是共价化合物，不是离子化合物。其中越重的元素就反应得越剧烈。[8]

  • 碱土金属都能在空气中燃烧，主要产生氧化物，以下为碱土金属还原氧气（O2）的方程式：


镁还能形成氮化物（氮化镁），钡和氧气加热下反应除了得到氧化钡，还能得到过氧化钡（过氧化钡可以吸氧、放氧，用来提取大气中的氧气[9]）。

化合物性质

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氢化物

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碱土金属的离子氢化物是强还原剂，其和水的反应方程式通式为：

  • MgH2 + 2 H2O → Mg(OH)2 + 2 H2↑[10]

卤化物

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主条目：碱土金属卤化物

放射性

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除镁和锶外所有碱土金属在自然界中都至少存在着一个放射性同位素，其中铍-7、铍-10、钙-41和镭-226是微量放射性同位素。钙-48和钡-130由于有很长的半衰期，因此它们都以一定的量存在于大自然中。镭在自然界中没有稳定的同位素，含量最多的是具放射性的镭-226。

蕴藏量

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钙和镁在地壳中十分常见，它们分别是现时地球上蕴藏量第五多和第八多的元素。这两个元素在地壳中形成数种的矿物，如白云石、石灰石和方解石等。其他非放射性的碱土金属在地球的蕴藏量较少，但也形成一些矿物，如绿柱石（铍）、天青石（锶）和重晶石（钡）等。[11]放射性元素镭最长的半衰期只达1601年，因此它只能由其他较重的元素经放射性衰变所得，从而少量地出现在大自然中，如沥青铀矿等放射性矿物中便可能含有镭。

应用

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铍主要用于军事工业[12]，但铍还有其他用途。铍在电子科技方面被用作3-5族化合物半导体的P型掺杂物[13]，而氧化铍被用作高强度的电绝缘体和导热体[14]。由于铍刚性高、密度低，在很大的温度范围内都可稳定保持形状，所以在国防及航空航天工业中可做轻质结构部件材料。[15][16]

镁的用途十分广泛。它的主要用途是：制造铝合金、压模铸造（与锌形成合金）[17]、钢铁生产中脱硫处理、克罗尔法制备钛等。[18]此外，利用镁易于氧化的性质，可用于制造许多纯金属的还原剂。也可用于闪光灯、吸气器、烟花、照明弹等。

由于钙的高活性，因此可用作合金的脱氧剂，以及油类的脱水剂等，另外钙也用作从矿石中分离出其他金属（例如铀等）的还原剂。钙也可用于生产多种金属的合金，例如铝和铜合金。此外钙在干酪、砂浆和水泥的生产中也有起作用。[19]

锶和钡的用途不及前三种较轻的碱土金属，但它们仍有用处。碳酸锶常用于制造红色烟花[20]，纯锶则用于研究神经元中神经传递物的释放等。[21][22] 放射性同位素锶-90的衰变热常作为苏联/俄罗斯式放射性同位素热电机的热源（通常是以氟化锶的形式）。[23][24]纯钡或钡铝合金可用于吸收真空管（如电视映像管）中的多余气体。[11]硫酸钡常用于石油和天然气井中的钻井液[5][11][25]，或用作消化道X光成像中的放射性造影剂，以及制造名为立德粉的白色颜料等。

由于镭具有放射性，因此在现今的用途并不广。但镭在过去有着许多应用。镭曾经常用于发光涂料中[26]，无知的人们甚至经常将镭添加到饮用水、牙膏和许多其他产品中，认为放射线可以促进健康，直到他们发现放射线对人体的致命危害时才逐渐停止使用。[27][28]现今镭被少量地用作工业及医疗上的放射源，但也多被其他更强大且更安全的放射性同位素所取代。[29][30]

在生物圈的位置

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  • 铍的低水溶性令其难以被生物利用，而且铍和其化合物都有剧毒。[31]此外，铍及其化合物更已被国际癌症研究机构列为1类致癌物。
  • 镁和钙在生物圈较为普及，并占有重要的位置。它们参与多种角色，如镁/钙离子就参与一些生物细胞中的作用；镁作为某些酶的活性中心；钙盐（如羟磷灰石）则是构成生物结构的成分之一，如脊椎动物的骨骼就含有钙盐。
  • 锶和钡在生物圈内的可用性较低。锶在海洋生物，特别是在硬珊瑚扮演较重要的角色；牠们以锶建立外骨骼。这两种元素都有其医学用途，如硫酸钡就是使用X光透视肠胃前需服用的药物。锶化合物则可应用于牙膏中。
  • 镭的可用性较低，并有着高放射性，因此它对生物来说是剧毒的。

注解

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  1. ^ 为了简洁，用惰性气体标记法表示核外电子排布：先写出之前一个惰性气体元素的符号，再继续写下该稀有气体元素之外的电子排布。

参考文献

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  1. ^ 国际纯粹与应用化学联合会 (2005). 无机化学命名法 (IUPAC 2005年推荐). Cambridge (UK): RSC（英语：RSC）–IUPAC. ISBN 0-85404-438-8. pp. 51. 电子版。.
  2. ^ 2.0 2.1 2.2 2.3 2.4 2.5 Royal Society of Chemistry. Visual Elements: Group 2–The Alkaline Earth Metals. Visual Elements. Royal Society of Chemistry. [13 January 2012]. （原始内容存档于5 October 2011）. 
  3. ^ 3.0 3.1 Greenwood, Norman Neill; Earnshaw, Alan. Chemistry of the elements. 2016. ISBN 978-0-7506-3365-9. OCLC 1040112384 （英语）. 
  4. ^ Periodic Table: Atomic Properties of the Elements (PDF). nist.gov. National Institute of Standards and Technology. September 2010 [17 February 2012]. （原始内容存档 (PDF)于2012-08-09）. 
  5. ^ 5.0 5.1 Lide, D. R. (编). CRC Handbook of Chemistry and Physics 84th. Boca Raton, FL: CRC Press. 2003. 
  6. ^ Abundance in Earth's Crust. WebElements.com. [14 April 2007]. （原始内容存档于9 March 2007）. 
  7. ^ 《无机化学》.高等教育出版社.第10章 碱金属和碱土金属元素.10.2 碱金属和碱土金属的性质
  8. ^ 存档副本. [2020-07-01]. （原始内容存档于2020-07-01）. 
  9. ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  10. ^ 《无机化学》.高等教育出版社.第10章 碱金属和碱土金属元素.10.3 氢化物
  11. ^ 11.0 11.1 11.2 Kresse, Robert; Baudis, Ulrich; Jäger, Paul; Riechers, H. Hermann; Wagner, Heinz; Winkler, Jocher; Wolf, Hans Uwe. Barium and Barium Compounds. Ullman, Franz (编). Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH. 2007. ISBN 978-3527306732. doi:10.1002/14356007.a03_325.pub2. 
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  27. ^ Mass Media & Environmental Conflict – Radium Girls. [2009-08-01]. （原始内容存档于2009-07-21）. 
  28. ^ Gray, Theodore. The Elements: A Visual Exploration of Every Known Atom in the Universe. New York: Black Dog & Leventhal Publishers. 2009. ISBN 978-1-57912-814-2. 
  29. ^ Committee On Radiation Source Use And Replacement, National Research Council (U.S.); Nuclear And Radiation Studies Board, National Research Council (U.S.). Radiation source use and replacement: Abbreviated version. January 2008: 24. ISBN 978-0-309-11014-3. （原始内容存档于2015-09-05）. 
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  31. ^ Jakubke, Hans-Dieter; Jeschkeit, Hans (编). Concise Encyclopedia Chemistry. trans. rev. Eagleson, Mary. Berlin: Walter de Gruyter. 1994. 

参见

[编辑]
左方一族： 碱土金属
第2族（ⅡA） 		右方一族：
1族元素 3族元素
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