Wykład 11 - Pierwiastki bloku s

Współczesny układ okresowy

blok f

blok s

_{blok d}

blok p

Nazewnictwo grup układu okresowego

grupa pierwiastków

nazwa systematyczna

nazwa zwyczajowa

1

litowce

metale alkaliczne

2

berylowce

metale ziem alkalicznych,

_{wapniowce (oprócz Be)}

13

borowce

glinowce (oprócz B)

14

węglowce

—

15

azotowce

—

16

tlenowce

—

17

fluorowce

chlorowce, halogenowce

18

helowce

gazy szlachetne

Fe, Co, Ni

żelazowce

pierwiastki o l. at. 58 – 71

lantanowce

pierwiastki o l. at. 90 – 103

aktynowce

pierwiastki za uranem

transuranowce

Rozpowszechnienie we wszechświecie

i skorupie ziemskiej

H

He

inne

S

Ar

Ni

Ca

Al.

Na

Cr

inne

Rozpowszechnienie na Ziemi

Rozpowszechnienie w organizmie ludzkim

Wodór

Masa atomowa [u] 1,00079 u

Stan skupienia gaz

Charakter chemiczny niemetal

Blok energetyczny s

Elektroujemność (wg Paulinga) 2,1 Wartościowość I Konfiguracja elektronowa 1s1

Potencjał elektrodowy (w 25 °C) [V] 0,000(+1/0) Energia jonizacji [kJ/mol] 1312

Gęstość (w 25 °C) [g/cm3_{] 0,071} Temperatura topnienia [°C] -259,32 Temperatura wrzenia (p=1atm) [°C] -252,88

T. Paracelsus R. Boyle H. Cavendish A. L. Lavoisie Za„wytwórcę” wodoru uchodzi lekarz i przyrodnik T. von Hohenheim (znany także jako T. Paracelsus). Prowadząc eksperymenty polegające na wrzucaniu metali do kwasów i zbieraniu do naczyń produktów tych reakcji,działając kwasem na żelazo zauważył wydzielanie się nieznanego gazu. Ponieważ gaz ten palił się nazwał go „palnym powietrzem”.

R. Boyle w 1660 r. powtórzył eksperyment, zastosował H2SO4, i stwierdził, że wydzielający się gaz

przestajesię palić w rozrzedzonym powietrzu. Opisał wybuchową naturę mieszanki wodoru z powietrzem, zwanejdziś mieszaniną piorunującą, a wówczas aria tonante (z włoskiego "powietrze grzmiące”). W 1776 r. H. Cavendishwykazał, że rozważany gaz jest substancją prostą lżejszą od powietrza, a w 1781 r.udowodnił, że produktem spalania jest H2O. Nieskojarzył jednak, że jest on składnikiem wody.

Substancję uznano za pierwiastek dzięki A. L. Lavoisier, prowadzącemu badania nad otrzymaniem H2O z H2i O2.Nadał mu nazwę „hydrogene” (łac. hydrogenium — tworzący wodę).

Własności fizyczne



został skroplony po raz pierwszy w 1883 roku przez profesorów

Universytetu

Jagiellońskiego: chemika Karola Olszewskiego i fizyka

Zygmunta

Wróblewskiego

Własności chemiczne

 w temp. pokojowej niezbyt aktywny

(potencjał normalny = 0)

spala

się w tlenie (w temp. powyżej 720K wybuchowo):

2H

+ O

= 2H

O

w

podwyższonych temperaturach silny reduktor:

Fe

O

+ H



2FeO + H

O (800K)

Fe

O

+ 3H



2Fe + 3H

O (900K)

WO

+ 3H



W + 3H

O (1500K)

tlenek wolframu (VI), WO3– nieorganiczny związek chemiczny z grupy tlenków

kwasowych zawierający wolfram na VI stopniu utlenienia; cytrynowe ciało stałe; tworzy dwa hydraty: monohydrat WO3·H2O i dihydrat WO3·2H2O

Gęstość: 7,16 g/cm³

Temperatura topnienia: 1 473 °C

Masa molowa: 231,84 g/mol

Wodorki X

_m

H

_n

wodorki typu soli:

związki tworzące sieci jonowe (jon H

),

powstają w

wyniku reakcji wodoru z litowcami i berylowcami (w

wyjątkiem berylu i

magnezu) w

podwyższonej temperaturze, w reakcji z wodą wydziela się

wodór:

CaH

+ H

O



CaO + 2H

wodorki kowalencyjne: H

O, H

S, HF, HCl, CH

, SiH

, NH

, PH

wodorki metaliczne

(międzywęzłowe): produkty syntezy wodoru z

metalami

bloków d i f, ciała stałe składające się z sieci krystalicznej z

wbudowanymi

w

przestrzenie

międzywęzłowe

atomami

wodoru.

Najważniejsze związki organiczne

Otrzymywanie

1.

w skali laboratoryjnej:

 w reakcji wody z aktywnymi metalami (o ujemnym potencjale

normalnym):

2Na + 2H

O



H

+ 2NaOH

 w procesie elektrolizy:

K: 2H

_{+ 2e}

_

_H

A: 4OH



2H

O + O

2. na skalę przemysłową:

konwersja metanu z parą wodną:

CH

+ H

O



H

+ CO

konwersja węglowodorów z ropy naftowej z parą wodną:

C

H

+ 2xH

O



(2x+y)H

+ xCO

produkt uboczny elektrolitycznego otrzymywania NaOH z NaCl

dawniej z gazu wodnego otrzymywanego przez działanie pary wodnej

na rozżarzony koks:

C+ H

O



H

+ CO

produkcja wodoru z wody - badania nad

mikroskopijnymi katalizatorami z fosforku

niklu, które zwiększają wydajność procesu wydzielania wodoru z wody;

nanocząsteczki związku mają dużą powierzchnię, bliskie są kształtowi sfery, co zwiększa efektywność produkcji wodoru; udało się je osiągnąć dzięki procesom ogrzewania roztworów soli metali (Uniwersytet Penn State w USA).

produkcja wodoru w ogniwach -potencjał tworzy

się pod wpływem promieniowania

elektromagnetycznego. Spirala Pt działa jako katoda, naktórej wydzielany jest wodór. Warstwa tlenku metalu zanurzona w elektrolicie działa jak foto anoda i wydziela O2. Anoda jestpołączona z

układem solarnym poprzez grafit pełniący rolę mostka.Ponieważ tylko anoda jest w kontakcie z elektrolitem,komórka silikonowa nie ulega korozji.

Indium Tin Oxide (ITO) – roztwór

stały

tlenku indu(III) i tlenku cyny(IV)

Fluorine doped Tin Oxide (FTO)

Propidium iodide (PI)

Występowanie w przyrodzie

1. najpowszechniej

występujący pierwiastek we Wszechświecie:



pył gwiezdny (96% wszystkich atomów)



reakcje

termojądrowe wodoru do helu (temp. > 10 000 000K) są głównym

źródłem energii gwiazd

2. na Ziemi 0,87% mas (15,4%

atomów):



w stanie

związanym: woda, związki organiczne,

kwasy i zasady



wolny

wodór, H

:

śladowe ilości w atmosferze

(5x10

%obj. w

pobliżu powierzchni ziemi,

0,9%obj. w

górnych warstwach atmosfery)



izotopy:

deuter

stanowi

0,016%

wodoru

naturalnego (wolnego i

związanego), tryt –

nietrwały



ma

najwyższą wartość opałową ze wszystkich

paliw

(120

MJ/kg)

(wady:

problemy

z

magazynowaniem,

brak

występowania

w stanie wolnym czy bardzo szerokie granice

zapłonu)

W Lawrence Berkeley National Laboratory

powstał

nowy

kompozytowy

materiał,

który

ułatwi

przechowywanie

wodoru.

Składa

się

on

z

nanocząsteczek metalicznego magnezu naniesionych

na

poli(metakrylan

metylu).

Najważniejszą

właściwością kompozytu jest możliwość szybkiego

wiązania

i

uwalniania

wodoru

w

niewysokich

temperaturach

bez

jednoczesnego

występowania

zjawiska utleniania metalu.

nanocząsteczki Mg polimer organiczny o selektywnej przepuszcalności gazu

Zastosowanie

Zastosowanie

 do

napełniania balonów i sterowców

 paliwo w silnikach rakietowych

Ogniwa paliwowe - "czarna skrzynka", do

której z jednej strony doprowadza się paliwo, a z

drugiej uzyskuje

prąd elektryczny - przy wysokim współczynniku sprawności wykorzystania

paliwa i

nikłej emisji zanieczyszczeń. Jako paliwo najprościej byłoby wykorzystywać wodór, ale

lepiej

używać gazu ziemnego, którego głównym składnikiem (około 90%) jest metan CH

,

zaś

najbezpieczniej - metanolu CH

OH.

Zarówno zwykłe baterie elektryczne, jak i ogniwa paliwowe wytwarzają prąd elektryczny dzięki reakcjom elektrochemicznym. W ogniwie paliwowym, zasilanym gazem ziemnym,cały proces zaczynasię od wydzielania czystego H2wurządzeniu zwanym

reformerem (1).

Powstający przy tym CO2 (2) jest usuwany na zewnątrz.

Następnie H2trafia dowłaściwego ogniwa (3), wywołując kolejne

reakcje chemiczne: Pt katalizator na anodzie "wyrywa" z gazu elektrony (4), a dodatnionaładowane jony (protony) "rozpuszczają się" w elektrolicie (5).

Obojętny elektrycznie tlen, doprowadzany do katody (6) przechwytuje swobodne elektronypowodując powstanie prądu stałego (8).

Ujemnie naładowane jony tlenu reagują w elektrolicie z protonamirównież znajdującymi się w elektrolicie, wytwarzając wodę (7).

Powstający stały prąd elektryczny zostaje w przetwornicy przekształcony na prąd zmienny (9), z którego łatwiej można korzystać.

Zastosowanie

 w

przemyśle azotowym w syntezie amoniaku metodą Habera–Boscha:

2N

+ 3H



2NH



w przemyśle rafineryjnym w hydrokrakingu oraz hydroodsiarczaniu

węglowodorów z ropy naftowej



przemyśle spożywczym w procesie utwardzania tłuszczów (wysycanie

wiązań podwójnych)

 do otrzymywania metanolu, metanu, lekkich i

cięższych węglowodorów

w reakcji z CO

 jako reduktor

przemysłowy do otrzymywania Ge, Mo i W

deuter

– do produkcji ciężkiej wody – moderatora w reaktorach

jądrowych

Zastosowanie

Litowce

Symbol Li Na K Rb Cs Fr

Liczba atomowa 3 11 19 37 55 87

Nazwa lit sód potas rubid cez frans

Izotopy 6_Li,7_Li 23_Na, 22_Na 39_K, 40_K, 41_K 85_Rb, 87_Rb 133_Cs, 137_Cs 223_Cs

Masa atomowa [u] 6,94 22,99 39,10 85,47 132,90 (223,02)

Stan skupienia ciało stałe ciało stałe ciało stałe ciało stałe ciało stałe c. stałe

Charakter chemiczny metal metal metal metal metal metal

Blok energetyczny s s s s s s

Elektroujemność (wg Paulinga) 1,5 0,9 0,9 0,8 0,7 0,7

Wartościowość I I I I I I

Konfiguracja elektronowa (uproszczona) [He]2s1 _[Ne]3s1 _[Ar]4s1 _[Kr]5s1 _[Xe]6s1 _[Rn]7s1

Energia jonizacji [kJ/mol] 520 496 419 403 367 (383)

Gęstość (w 25 °C) [g/cm3_{] 0,532 0,97 0,86 1,53 1,90}

-Temperatura topnienia [°C] 180,5 97,9 63,7 39,3 28,5

-Temperatura wrzenia (p=1atm) [°C] 1340 1340 765 688 705

-Grupa→ ↓ Okres 1 IA 2 _Li3 3 _Na11 4 19_K 5 37 Rb 6 55 Cs 7 87 Fr

litowce (metale alkaliczne, potasowce)– grupa pierwiastków 1 (dawn. IA lub I głównej) grupy układu

okresowego (bez wodoru) o silnych własnościach metalicznych, tworzących z wodą

sole

litowców – pierwiastków o charakterze wybitnie elektrododatnim – mają najczęściej

budowę

jonową;

związki

typu

AB

krystalizują

zazwyczaj

w

jednej

z trzech podstawowych struktur regularnych: ZnS (blenda cynkowa lub wurcyt), NaCl lub

CsCl

blenda cynkowa

wurcyt

S

_Zn

NaCl

CsCl

Cl

-Na

Cl

-Cs

Rozpowszechnienie w skorupie ziemskiej

pierwiastek

stężenie (ppm)

tlen

464000

krzem

282000

glin

83200

żelazo

56300

wapń

41500

związki chemiczne

zawartość [%]

chlorek sodu

2.7

sole magnezu

0.13

chlorek potasu

0.07

sole wapnia

0.042

sole bromu

0.001

sole boru

0.00001

ze względu na bardzo dobrą rozpuszczalność wielu prostych soli sodu i potasu,

związki tych pierwiastków dominują w wodzie morskiej

Woda morska jako źródło litowców

Występowanie w przyrodzie



różnią się rozpowszechnieniem w przyrodzie: Na, K, Li, Rb, Cs, Fr –

nietrwały izotop promieniotwórczy

 Li

występuje wspólnie z Na i K, np.: glinokrzemiany LiAl[Si

O

]

(spodumen), fosforany LiAl(PO

)F (ambligonit)

 Na

występuje w

złożach NaCl (sól kamienna), NaNO

(saletra

chilijska), w wodach

mórz i oceanów

 K bardziej rozproszony, np.: KCl (sylwin), KCl



MgSO



3H

O (kainit),

KCl



MgCl



6H

O (karnalit), glinokrzemiany np. KAl

[AlSi

O

] (OH,F)

(mika)

Własności chemiczne i fizyczne



miękkie metale o srebrzystobiałej barwie i połysku



ciała stałe o najmniejszej spośród pierwiastków gęstości, z których Li, Na i K

mają mniejszą gęstość od wody



wraz ze wzrostem liczby atomowej wzrasta ich

gęstość i promień atomowy;

maleje

zaś twardość, temp. wrzenia i topnienia oraz potencjał jonizacyjny



związki litowców barwią płomienie na charakterystyczne dla każdego metalu

kolory: lit - na czerwono,

sód - na żółto, zaś potas na kolor różowo-fioletowy



bardzo

aktywne

chemicznie

(najniższe

potencjały

normalne)

ich

zasadowość oraz reaktywność z wodą i powietrzem wzrastają ze wzrostem

ich liczby atomowej

pierwiastek

potencjał standardowy E

[V]

lit

-3.05

sód

-2.71

potas

-2.93



wykazują dużą reaktywność wobec niemetali tworząc:



tlenki, nadtlenki, ponadtlenki, np.: 4Li + O

→ 2Li

O



wodorotlenki, np.: 2Na + 2H

O → 2NaOH + H

↑

w przypadku K, Rb i Cspowyższa reakcja przebiega zazwyczaj wybuchowo Na wybucha jedynie wsprzyjających warunkach

Rb i Cs samorzutniezapalają się w kontakcie z powietrzem; przechowuje się je w nafcie lub w parafinie,ponieważ na powietrzu ulegają reakcji z zawartym w powietrzu tlenem bądź parą wodną



sole, np.: 2K + 2HCl → 2KCl + H

↑



w

podwyższonych temp. łączą się z wodorem: 2Li + H



2LiH



wodorki

litowców są silnymi reduktorami – reagują z H

O z wydzieleniem

wodoru: MeH + H

O

→ MeOH + H

(Me = Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)



popularnymi reduktorami w chemii organicznej

są wodorki kompleksowe np.

Li[AlH

] lub Na[BH

]:

4LiH + AlCl

→ Li[AlH

] + 3LiCl



reagują gwałtownie z fluorowcami do halogenków: 2K + Cl



2KCl



ogrzewane z gazowym amoniakiem

dają amidki:

2Li + 2 NH



2LiNH

+ H



reakcjach z siarką wszystkie litowce tworzą siarczki i wielosiarczki:

2Me + S → Me

S i 2Me + 4S → Me

S

(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)



Li ogrzewany z

węglem tworzy węglik litu: 2Li + 2C → Li

C



inne litowce podobne

związki tworzą podczas ogrzewania z acetylenem:

2Na + C

H

→ Na

C

+ H



podczas ich hydrolizy powstaje acetylen, dlatego nazywane

są acetylenkami:



K, Rb i Cs

tworzą niestechiometryczne, barwne węgliki międzywęzłowe z

grafitem (C

Me, C

Me, C

Me, gdzie Me=K, Rb, CS)



tworzą sole z kwasami karboksylowymi:

CH

COOH + MeOH

→ CH

COOMe + H

O (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

RCOOH + MeOH

→ RCOOMe + H

O (mydła, gdy Me=Na, K oraz R=C

÷C

)



mogą tworzyć wiele związków alkilowych i arylowych; organiczne związki Li są

kowalencyjne (m.in.

rozpuszczają się w eterze): RCl + 2Li → LiR + LiCl



alkilowe

związki Na, K, Rb i Cs mają budowę jonową (Me

_R

_);

_{można je}

otrzymywać ze związków alkilortęciowych: 2Me + HgR

→ Hg + 2 MeR (Me=Na,

K, Rb, Cs, Fr)

 jony

litowców są zbyt duże aby tworzyć trwałe kompleksy z typowymi ligandami

nieorganicznymi,

mogą jednak tworzyć kompleksy chelatowe ze związkami

organicznymi (np. z aldehydem salicylowym i acetyloacetonem); w takich chelatach

liczba koordynacyjna litowca wynosi zazwyczaj 4 lub 6:

podatność jonów metali alkalicznych na hydratację maleje w szeregu:

Li

_{> Na}

_{> K}

_{> Rb}

_{> Cs}

_{> Fr}

zgodnie z charakterem zmiany

podatności jonów litowców do hydratowania, zmienia się też

ich

podatność do tworzenia uwodnionych soli. Uwodnione są wszystkie sole Li, bardzo liczne

sole Na i niewiele soli K. Sole Rb, Cs i Fr

są zawsze bezwodne

Hydratacja

wszystkie proste sole

litowców (z pewnymi wyjątkami dla Li) są dobrze rozpuszczalne w

wodzie; oznacza to,

że energia sieciowa tych soli jest mniejsza od energii hydratacji

wśród nielicznych trudno rozpuszczalnych soli litowców można wymienić:

Li: Li

(słabo rozpuszczalny)

Na: NaZnUO

(CH

COO)

▪H

O

K: KClO

, K

[Co(NO

)

], K[B(C

H

)

]

Rb: Rb[B(C

H

)

]

Cs: Cs[B(C

H

)

]

ze

względu na silnie elektrododatni charakter litowców, ich sole tlenowe mają

budowę jonową i dlatego są bardzo trwałe (zwłaszcza siarczany i fosforany)

węglany litowców, przed rozłożeniem się w temp. około 1000

_C,

_ulegają

stopieniu

(węglan litu jest najmniej trwały)

trwałe są wodorowęglany litowców (poza LiHCO

,

który nie istnieje w postaci

stałej); węglany i wodorowęglany litowców (poza solami Li) są dobrze

rozpuszczalne w wodzie

 bardzo

trwałe są azotany litowców, ale silnie ogrzewane rozkładają się do

azotynów:

2MeNO

→ 2MeNO

+ O

(Me=Na, K, Rb, Cs, Fr)

azotan litu

rozkłada się łatwiej od pozostałych, tworząc przy tym tlenek litu:

4LiNO

→ 2Li

O + 4NO

+ O

Otrzymywanie

 litowce to najsilniejsze reduktory – nie można ich otrzymać przez redukcję tlenków



otrzymywane są przez elektrolizę wodnych roztworów ich soli - katoda elektrolizera musi

być rtęciowa, aby mógł tworzyć się amalgamat (metal jest zanieczyszczony)

metodą Downsa:

K: 2Na

_{+ 2e}



_2Na

A: 2Cl

_

_Cl

+ 2e

Komórka Downsona zawiera węglową anodę i katodę z Fe. Elektrolitem jest stopiony NaCl

(tem. top. 801

°C). Pomimo, iż Na Cl jest słabym przewodnikiem, gdy stopiony jony Cl i Na

stają się nośnikami ładunku i umożliwiają przepływ prądu elektrycznego. Czasami CaCl

,

BaCl

, SrCl

lub NaF dodaje

się do elektrolitu w celu obniżenia temperatury wymaganej do

utrzymania elektrolitu w formie

ciekłej (600 °C).

Otrzymywanie

elektrolizer Castnera,którym jest ceramiczny tygiel z zawieszoną cylindryczną niklowąanodą(A)otaczającą miedzianąkatodę(K). Temperatura jestniższa w dolnej części i wyższa w górnej tak, aby wodorotlenek sodu był w fazie stałej w szyjce (S) i ciekłej w środkowej i górnej części elektrolizera. Metaliczny sód wytwarza się na katodzie (K), aleponieważ jest mniej gęsty niż stopiony wodorotlenek sodu, więc wędruje do góry. Druciana gaza/diafragma (G) ograniczasód, który akumuluje się u góry w kolektorze (C).

Reakcje elektrochemiczne w trakcie procesu: 1) reakcja na katodzie: 2Na+_{+ 2e}–_{→ 2Na}

2) reakcja na anodzie: 2OH–_{→ ½O}

2+ H2O + 2e–

3) reakcja uboczna: 2H2O + 2Na ↔ 2NaOH + H2

 metoda Castnera-Kellnera: (elektroliza stopionego NaOH)

K produkuje się

Zastosowanie

lit

– dodatek do stop Al, Zn i Mg, zwiększa ich twardość i wytrzymałość,

środek odtleniający w metalurgii

sód – produkcja Na

O

do wyrobu wybielaczy, redukcja

związków

organicznych, lampy sodowe, w stanie

ciekłym chłodziwo w niektórych

reaktorach

cez

– w stopie z Al i Ba – fotokomórki cezowe

Najważniejsze związki

Na

O

, nadtlenek sodu

– silnie utleniający, stosowany do oczyszczania

powietrza w

okrętach podwodnych i aparatach tlenowych:

Na

O

+ CO



Na

CO

+ ½O

NaOH, wodorotlenek sodu (soda kaustyczna)

– biała krystaliczna

substancja,

żrący, silnie higroskopijny, stosowany do produkcji mydła,

barwników organicznych, sztucznego jedwabiu, otrzymywania celulozy z

drewna,

środek neutralizujący

KOH, wodorotlenek potasu

– silnie higroskopijny, stosowany do

produkcji mydła w płynie, w syntezach organicznych, do otrzymywania

dwuchromianu i nadmanganianu potasu,

pochłaniania CO

z powietrza:

NaCl,

chlorek

sodu

(sól kuchenna) – materiał wyjściowy do

przemysłowej produkcji sodu, środek spożywczy, roztwór 0,9% (sól

fizjologiczna) stosowany w medycynie

KCl, chlorek potasu (sylwin)

– nawóz mineralny

Na

CO

,

węglan sodu (soda) – służy do produkcji szkła, proszków do

prania,

zmiękczania wody, stosowany w przemyśle papierniczym i

farbiarskim, przez 100 lat produkowana w Krakowie

metodą Solvay’a

NaHCO

, wodorowęglan sodu

(soda oczyszczona)

– proszek do

pieczenia:

2 NaHCO



Na

CO

+ CO



+ H

O

NaNO

azotan (V) sodu (saletra chilijska), KNO

, azotan (V) potasu

(saletra indyjska)

– nawozy mineralne, stosowane w produkcji prochu

strzelniczego

 fosforany

(głównie sodowe) – zmiękczanie wody, przemysł środków do prania

i czyszczenia,

przemysł spożywczy (pirofosforany)

 sole fluorowe

(głównie sodowe): NaF – produkcja środków ochrony roślin, impregnacja

drewna, metalurgia glinu; Na

AlF

(kriolit)

– metalurgia glinu, przemysł emalierski i szklarski

chlorany

(głównie sodowe) – do wybielania i dezynfekcji (NaClO, NaClO

), do utleniania

(NaClO

),

przemysł pirotechniczny (NaClO

)

sole potasowe (sylwinit

– KCl + NaCl, karnalit - KCl▪MgCl

▪6H

–

odpowiednio K

SO

▪MgSO

▪4H

O i K

SO

▪MgSO

▪6H

O)

– całość przerabiana na KCl

nawozowy

ma dwatrwałe izotopy:6_{Li i}7_Li

w przyrodzie spotykanydość rzadko, wyłącznie w postaci związków metaliczny otrzymujesię przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku metaliczny reagujedość gwałtownie z wodą tworząc wodorotlenek i wydzielając H2

ogrzewany w strumieniu wodoru tworzy wodorek litu LiH spalany w tlenie tworzy Li2O, silnie zasadowy tlenek,który z wodą tworzy wodorotlenek litu

trudnarozpuszczalność niektórych jego soli: fluorku, węglanu i fosforanu jako jedyny litowiec tworzy z azotem azotek Li3N, a zwęglem węglik litu Li2C2 miękki metal (daje się kroić nożem)

 najsłabiej reaktywny z grupy litowców z O2reaguje dopiero > 100°C

w atmosferze powietrza nie tracipołysku (nie utlenia się powierzchniowo) zwodą reaguje spokojniej niż pozostałe litowce

 wodorek litu jest najtrwalszy w grupiewodorków litowców, ulega rozkładowi dopiero wpróżni w 450°C

 od innychlitowców odróżnia go także fakt tworzenia w czasie spalania w powietrzu tlenków Li2O(pozostałe litowce tworzą nadtlenki)

 wodorotlenek litu rozpuszcza się w wodzie i alkoholu słabiej niż wodorotlenki pozostałych litowców

 podstawowymźródłem jest kopalniana sól NaCl

 znajduje zastosowanie jako substancjachłodząca w reaktorach atomowych (stopiony, t. top. 98°C) i jako czynnik suszący do suszenia rozpuszczalników organicznych  azotany sodu i potasunoszą zwyczajową nazwę saletry

miękki metal (gęstość poniżej 1 g/cm3_{(pływa na powierzchni wody)}

 sole sodu są bezbarwnymi, łatwo rozpuszczającymi się w wodzie substancjami krystalicznymi

 reagujedość gwałtownie z wodą tworząc wodorotlenek i wydzielając H2  ogrzewany w strumieniu wodoru tworzy wodorek sodu NaH

 z fluorowcami reagujebezpośrednio dając odpowiednie halogenk  z alkoholami tworzy alkoholany R-O-Na

z O2reagujełatwo, pokrywając się warstwą tlenków

w czasie spalania daje nadtlenek Na2O2, który gwałtownie reaguje z H2Odając NaOH i nadtlenek wodoru: Na2O2+ H2O  NaOH + H2O2

z CO2dajewęglan i tlen (stos. do oczyszczania powietrza z CO2): 2Na2O2+ 2CO2 2Na2CO3+ O2  NaOH otrzymujesię głównie przez elektrolizę roztworu NaCl; w obecności Na+_{na katodzienastępuje} redukcja H+_{, a na anodzie dochodzi do utlenienia Cl}-_{do Cl2i wkońcowym efekcie tych procesów w} roztworze po elektrolizie zawartesą Na+_{i OH}

- NaOH to substancja higroskopijna;łatwo reagującą z CO2,stąd często stosuje się go do osuszania powietrza iilościowego wyłapywania CO2: 2NaOH + CO2 Na2CO3+ H2O

węglany litowców w reakcji z CO2przechodzą w „kwaśne sole": Na2CO3+ CO2+ H2O 2NaHCO3 węglany jak i wodorowęglany ulegają hydrolizie

 ma 2trwałe izotopy -39_{K i}41_{K oraz izotopβ-promieniotwórczy} 40_{K (czas}

półtrwania 1,3 miliardów lat!!).

 w przyrodziewystępuje wyłącznie w postaci związków

 metaliczny otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku

 przechowywany podwarstwą nafty lub w atmosferze gazu obojętnego  metaliczny reaguje bardzo gwałtownie z H2O tworząc wodorotlenek

iwydzielając H2orazduże ilości ciepła, dzięki czemu często dochodzi

dosamozapłonu

 spalany w O2tworzy nadtlenek K2O2

 K2O zwodą reaguje gwałtownie wytwarzając wodorotlenek KOH

 metaliczny potas znajduje zastosowanie jako substancja chłodząca w reaktorach atomowych (stopiony, t. op. 63°C); w zastosowaniach związki potasu są nieco droższe niż sodu

 azotany sodu i potasunoszą zwyczajową nazwę saletry

trwały izotop 85_{Rb i długożyjący izotop β-promieniotwórczy} 87_{Rb; w przyrodzie}

występuje w dużym rozproszeniu wyłącznie w postaci związków

metaliczny otrzymujesię przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku, albo przez redukcję RbOH Mg w atmosferze H2

przechowywany podwarstwą nafty lub w atmosferze gazu obojętnego; na powietrzu ulega natychmiastowemuzapłonowi

 metaliczny reaguje bardzogwałtownie z H2O, tworząc wodorotlenek i wydzielając H2

orazduże ilości ciepła, dzięki czemu często dochodzi do samozapłonu temp. top. 39°C

trwały izotop 133_{Cs; w przyrodzie występuje w niewielkiej ilości wyłącznie}

w postacizwiązków

metaliczny otrzymujesię przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku, albo przezredukcję CsOH Mg w atmosferze H2

Berylowce

Symbol Be Mg Ca Sr Ba Ra

Liczba atomowa 4 12 20 38 56 88

Nazwa beryl magnez wapń sront bar rad

Izotopy 9_Be 24_Mg, 25_Mg 42Ca, 43,44,46_Ca 88_Sr, 84,86,87_Sr 138_Ba, 130,132,134,135, 136,137 226_Ra

Masa atomowa [u] 9,01 22,99 39,10 85,47 132,90 (223,02)

Stan skupienia ciało stałe ciało stałe ciało stałe ciało stałe ciało stałe c. stałe

Charakter chemiczny metal metal metal metal metal metal

Blok energetyczny s s s s s s

Elektroujemność (wg Paulinga) 1,57 1,31 1,00 2,6 0,89 0,89

Wartościowość II II II II II II

Konfiguracja elektronowa (uproszczona) [He]2s2 _[Ne]3s2 _[Ar]4s2 _[Kr]5s2 _[Xe]6s2 _[Rn]7s2

Energia jonizacji I [kJ/mol] 899,5 737,7 589,8 549,5 367 509,3

Gęstość (w 25 °C) [g/cm3_{] 1,848 1,738 1,550 0,95 3,15 500}

Temperatura topnienia [°C] 1278 650 842 768 727 700

Temperatura wrzenia (p=1atm) [°C] 2970 1090 1484 1381 1870 1737

Grupa→ ↓ Okres 2 IIA 2 _Be4 3 12 Mg 4 20 Ca 5 38 Sr 6 _Ba56 7 _Ra88

berylowce (metale ziem alkalicznych, wapniowce) - pierwiastki chemicznewystępujące w 2 (dawn. IIA lub IIgłównej) grupie układu okresowego pierwiastków; wszystkie są dwuwartościowe

berylowce

mają silnie elektrododatni charakter, dlatego dużo ich soli ma budowę jonową;

związki jonowe o budowie AB

krystalizują zazwyczaj w jednej z dwóch podstawowych

struktur: CaF

(fluoryt) lub TiO

(rutyl):

większość wodorotlenków o składzie Me(OH)2i

liczne halogenki i siarczkimają struktury warstwowe o podobnym typie, jak jodek kadmu (brakwystarczająco jonowego charakteru)

fluoryt

rutyl

O

Ca

F

-Ti

jodek kadmu(II)

I

-Cd

Rozpowszechnienie w skorupie ziemskiej

pierwiastek

stężenie (ppm)

tlen

464000

krzem

282000

glin

83200

żelazo

56300

wapń

41500

sód

23600

magnez

23300

potas

20900

tytan

5700

wodór

1400

jezioro Mono, California – jezioro alkaliczne z nietypowym

ekosystemem opartym na krewetkach słonowodnych

wykorzystujących wysokie stężenia soli tych metali

związki chemiczne

zawartość [%]

chlorek sodu

2.7

sole magnezu

0.13

chlorek potasu

0.07

sole wapnia

0.042

sole bromu

0.001

Własności chemiczne i fizyczne



Be

– twardy, kruchy metal, w powietrzu pokrywa się warstwą tlenku; związki

berylu

są silnie trujące



pozostałe berylowce – miękkie, lekkie metale o srebrzystym połysku



kationy metali II grupy

głównej barwią promień palnika: Ca

_barwi

_{płomień na}

ceglastoczerwony, Sr2

_barwi

_{płomień na karminowoczerwony, Ba}

_barwi

płomień na jasnozielony i żółtozielony oraz Ra

_barwi

_{płomień na}

karminowoczerwony



spalają się w azocie tworząc azotki typu Me

N

(azotek berylu jest

dość lotny): 3Me + N

→ Me

N

(Me=Be, Mg, Ca, Sr, Ba)



ulegają spaleniu w tlenie z utworzeniem tlenków MeO: 2Me + O

→ 2MeO



Mg reaguje z

gorącą wodą a cięższe metale z zimną:

Me + 2H

O → Me(OH)

+ H

(Me = Mg, Ca, Sr, Ba)

Be + H

O → BeO + H



w reakcji

azotków berylowców z wodą powstają wodorotlenki (lub tlenki!) i

amoniak: Me

N

+ 6H

O

→ 3Me(OH)

+ 2NH

(Me=Be, Mg, Ca, Sr, Ba)



produktami reakcji

tlenków berylowców z H

O

są wodorotlenki:

MeO + H

O → Me(OH)

(Me=Mg, Ca, Sr, Ba)



w reakcjach

nadtlenków berylowców z wodą powstają wodorotlenki i

nadtlenek wodoru,

zaś w reakcjach z kwasami – sole i nadtlenek wodoru:

MeO

+ 2H

O → Me(OH)

+ H

O

(Me=Mg, Ca, Sr, Ba)

MeO

+ 2HCl → MeCl

+ H

O

(Me=Mg, Ca, Sr, Ba)



BeO jest amfoteryczny a

zasadowość dalszych tlenków rośnie ze wzrostem



tlenki

powstają też podczas termicznego rozkładu węglanów, wodorotlenków,

azotanów i siarczanów berylowców: Me(OH)

→ MeO + H

O



ze wzrostem promienia jonowego

berylowców wzrasta tendencja do

tworzenia

nadtlenków. Be nie tworzy nadtlenku, a żaden z berylowców nie

tworzy

ponadtlenków (w odróżnieniu od litowców!). Nadtlenki tworzą się w

bardziej drastycznych warunkach

niż tlenki berylowców i jakiekolwiek tlenki

litowców. Stront i bar tworzą nadtlenki w czasie spalania w powietrzu:

Me + O

→ MeO

(Me=Sr, Ba)



nadtlenki Ca i Mg

powstają w wyniku utleniania wodorotlenków nadtlenkiem

wodoru (konieczne jest odwodnienie produktu):

Me(OH)

+ H

O

→ MeO

+ 2H

O (Me=Mg, Ca)



Be i Mg w

podwyższonej temperaturze reagują z siarką tworząc siarczki:

Me + S → MeS (Me=Be, Mg)



siarczki Ca, Sr i Ba

częściej otrzymuje się w reakcji na gorąco wodorotlenków

z H

S: Me(OH)

+ H

S

→ MeS + 2H

O (Me=Ca, Sr, Ba)



znane

są nieliczne wielosiarczki Ca, Sr i Ba o wzorze ogólnym MeS

•xH

0

(odróżnienie od litowców, łatwo tworzących liczne wielosiarczki o wzorze

Me

S

, gdzie n=2, 3, 4, 5 lub 6)



poza Be, w reakcji z wodorem

tworzą wodorki MeH

: Me + H

→ MeH



berylowce (poza Be) nie

tworzą charakterystycznych dla litowców, wodorków

kompleksowych z pierwiastkami III gr.

Głównej (np. Na[BH

])



w

podwyższonej temp. berylowce wiążą się z fluorowcami tworząc halogenki

typu MeX

: Me + X

→ MeX

(Me=Be, Mg, Ca, Sr, Ba; X=F, Cl, Br, I)



wszystkie

halogenki

berylu

mają budowę kowalencyjną polimeryczną

a

pozostałe są jonowe



fluorek berylu (BeF

)

jest nierozpuszczalny, a fluorki

pozostałych berylowców

są

słabo

rozpuszczalne

w

wodzie;

inne

halogenki

berylowców

są w wodzie dobrze rozpuszczalne



jonowe

węgliki berylowców (acetylenki) powstają w wyniku ogrzewania metali

(poza berylem!) lub ich

tlenków z węglem: Me + 2C → MeC

(Me=Mg, Ca, Sr,

Ba)



Be w reakcji z acetylenem: Be + C

H

→ BeC

+ H



z

węglem beryl tworzy metanek: 2Be + C → Be

C



acetylenki

reagując z wodą wydzielają acetylen, natomiast produktem reakcji

metanku z

wodą jest metan:

MeC

+ H

O → Me(OH)

+ H

C

(Me=Mg, Ca, Sr, Ba)

Be

C + 2H

O → 2BeO + CH



nie

są tak reaktywne w reakcjach ze związkami organicznymi jak litowce;

tworzą sole z kwasami karboksylowymi:

2CH

COOH + Me(OH)

→ (CH

COO)

Me + 2H

O (Me=Ca, Sr, Ba)

2RCOOH + Me(OH)

→ (RCOO)

Me + 2H

O

(mydła nierozpuszczalne w wodzie, gdy Me=Ca, Sr, Ba oraz R=C

÷C

)



karboksylany i

mydła berylu i magnezu można otrzymać w podobnych

reakcjach ale z rozpuszczalnymi ich solami (Be(OH)

i Mg(OH)

są

nierozpuszczalne w wodzie!).



najliczniejsze

związki metaloorganiczne (odczynniki Grignarda) tworzy magnez

pierwiastek

potencjał standardowy E

[V]

beryl

-1.85

magnez

-2.37

wapń

-2.87

stront

-2.89

bar

-2.90

porównawcze wartości dla litowców

litowce

-2.71÷-2.93 (Na÷Cs)

dla Li -3.05 (efekt silnej hydratacji)

podane wartości charakteryzują zachowanie się berylu i magnezu w środowisku kwaśnym,

a pozostałych berylowców w całym zakresie pH roztworów wodnych

u berylowców nie występuje takie odstępstwo jak w przypadku Li w grupie litowców, bo

wyraźnie hydratowane są wszystkie jony berylowców

Standardowe potencjały elektrodowe berylowców

podatność jonów berylowców na hydratację maleje w szeregu:

Be

_{> Mg}

_{> Ca}

_{> Sr}

_{> Ba}

_{> Ra}

Berylowce są zdecydowanie lepiej hydratowane od litowców, ze względu na mniejsze

promienie jonowe:

pierwiastki

przybliżona entalpia hydratacji [kJ/mol]

litowce

-500÷-300 (Li

_{→ Fr}

₎

berylowce

-2500÷-1300 (Be

_{→ Ba}

₎

Ze

względu na mniej elektrododatni charakter berylowców niż litowców, ich sole tlenowe są

mniej

trwałe niż odpowiednie sole litowców. Między innymi znacznie mniej trwałe są

odpowiednie azotany, wodorotlenki,

węglany i siarczany, z których przez termiczny rozkład

otrzymuje

się tlenki:

MeCO

→ MeO + CO

(Me=Be, Mg, Ca, Sr, Ba)

Trwałość poszczególnych soli wzrasta z zasadowością berylowca:

Mniej elektrododatni charakter berylowców powoduje, że nie istnieją ich wodorowęglany w

stanie stałym, ale tylko w roztworze (podobieństwo do litu!).

związek

temp. rozkładu [

_C]

_związek

_{temp. rozkładu [}

_C]

BeCO

<100

BeSO

580

MgCO

540

MgSO

895

CaCO

900

CaSO

1149

SrCO

1290

SrSO

1374

BaCO

1360

BaSO

>1400

Trwałość tlenowych soli berylowców

Tworzenie

kompleksów nie jest cechą charakterystyczną berylowców. Mimo tego berylowce

lepiej

kompleksją niż odpowiednie litowce, bo mają mniejsze promienie jonowe. Najlepiej z

berylowców kompleksuje kation berylu (najmniejszy promień jonowy), najtrudniej zaś kation

baru.

Znane

są typowe kompleksy nieorganiczne kationu berylu:

np. [BeF

]

, [Be(C

O

)

]

, [Be(H

O)

]

, [Be(NH

)

]

Kompleksy berylowców

Berylowce

chętniej kompleksują z chelatującymi odczynnikami

organicznymi,

np.

z

EDTA.

Najważniejszym

kompleksem

magnezu, o kluczowym znaczeniu dla fizjologii

roślin, jest

chlorofil:



litowców, jak i berylowców nie można otrzymać przez wypieranie innymi metalami ani przez

elektrolizę wodnych roztworów soli

 Be i Ca otrzymuje

się przez elektrolizę stopionych chlorków:

MeCl

→ Me + Cl

(Me=Be, Ca)

 Mg, Sr i Ba otrzymuje

się metodą aluminotermiczną (przez redukcję ich tlenków glinem

metalicznym): 3MeO + 2Al

→ 3Me + Al

(Me=Mg, Sr, Ba)

Aluminotermia

– proces metalurgiczny otrzymywania metali poprzez redukcję ich tlenków

sproszkowanym lub zgranulowanym glinem. Substraty

tworzą mieszankę termitową, która

reaguje z wydzieleniem

dużych ilości ciepła, na skutek czego jej temperatura dochodzi

do 3000 K.

Przykładowe reakcje:

3Fe

O

+ 8Al → 4Al

O

+ 9Fe + energia

Cr

O

+ 2Al → Al

O

+ 2Cr + energia

Aluminotermię wykorzystuje się w hutnictwie do otrzymywania wielu metali, w

tym chromu, wanadu,

manganu, a także niektórych żelazostopów.

Otrzymywanie

Zastosowanie

beryl

– ze względu na dobrą wytrzymałość i małą gęstość stosowany

przy konstrukcji

pojazdów kosmicznych, stosowany jako moderator w

reaktorach

jądrowych oraz do budowy osłon na pręty paliwowe

(pochłania silnie neutrony)

magnez

– składnik lekkich stopów (np. Elektron – 90% Mg z dodatkiem

Al, Zn, Mn, Cu i Si), dawniej lampy

błyskowe

Najważniejsze związki

BeO, tlenek berylu

– (temp. top. 2585

_C)

_{wchodzi w}

_{skład cermetów}

(cermetale - spieki metaloceramiczne) stosowanych do budowy

silników

odrzutowych, gdyż nie zmieniając swych właściwości mogą pracować w

temperaturze do 2000

_C

MgO, tlenek magnezu

– stosowany do wyrobu cementów, lek na

nadkwasotę, zmieszany ze stężonym r–rem MgCl

stanowi cement Sorela

MgSO

, siarczan(VI) magnezu; MgCl

, chlorek magnezu; Mg(HCO

)

,

wodorowęglan magnezu – sole obecne w wodach mineralnych,

powodują twardość przemijającą (Mg(HCO

)

) oraz

nieprzemijającą

CaO, tlenek wapnia (wapno palone)

– otrzymywany w procesie prażenia

węglanu wapnia (kamienia wapiennego): CaCO



CaO + CO

w reakcji z

wodą (gaszenie wapna) przechodzi w wodorotlenek:

CaO + H

O



Ca(OH)

Ca(OH)

, wodorotlenek wapnia (wapno gaszone)

– składnik zapraw

murarskich i

cementów, służy do zmiękczania wody kotłowej, jako mleko

wapienne (zawiesina w wodzie) stosowany jako biała farba

CaCO

, węglan wapnia – krystaliczna substancja służy m.in. do wyrobu

kredy do pisana i pasty do zębów, surowiec do otrzymywania wapna

palonego

Ca(HCO

)

,

wodorowęglan wapnia – nadaje wodom mineralnym dobry

smak, powoduje

przemijającą twardość wody

CaC

,

węglik wapnia (karbid) – reaguje z wodą dając etyn (acetylen):

CaC

+ H

O



C

H

+ CaO

środek redukujący w hutnictwie metali ciężkich, służy do produkcji

acetylenu dla potrzeb spawalnictwa, dawniej jako

źródło światła w

przenośnych lampach karbidówkach oraz w latarniach morskich

CaF

, fluorek wapnia

– surowiec do produkcji fluorowodoru:

CaF

+ H

SO



CaSO

+ 2HF

topnik w metalurgii (produkcja aluminium), dodatek do emalii

CaSO

, siarczan(VI) wapnia

– dwuhydrat stanowi gips stosowany w

budownictwie

BaSO

, siarczan(VI) baru

– wypełniacz masy papierowej, kontrast do

wypełniania żołądka i jelit w badaniach roentgenowskich; pozostałe związki

baru

są silnie trujące

z tlenem beryl tworzy BeO (krystalizuje wukładzie heksagonalnym); znane są także związki berylu wodorem – BeH2,siarką –

BeS, azotem– Be3N2,węglem – Be2C

Be(OH)2jest trudno rozpuszczalny w wodzie i mawłasności amfoteryczne, z silnymi zasadami dając berylany, np. Na2BeO2i

K2BeO2. Siarczan berylu BeSO4jest dobrze rozpuszczalny w wodzie (41,3 g/100cm³ w 25 °C), natomiast węglan BeCO3·4H2O

rozpuszczasię słabo (0,36 g/100 cm³ w 0 °C)

związki berylu są silnie trujące

ze względu na mały przekrój czynny na wychwyt neutronów termicznych, metaliczny beryl stosowany jest jako moderator spowalniający neutrony w reaktorach jądrowych, oraz do wyrobu prętów sterujących i awaryjnych. W mieszaninie z pierwiastkami emitującymi cząstki alfa stosowany jest jako źródło neutronów. Jako dobry reflektor neutronów wykorzystywany jest także w broni jądrowej jako osłona ładunku jądrowego, co pozwala na zmniejszenie masy krytycznej.

minerały: beryl [Be3Al2[Si6O18]], chryzoberyl [Al2BeO4], fenakicie [Be2SiO4];niektóre odmiany minerału

berylu (szmaragd, akwamaryn, heliodor) znanesą jako kamienie szlachetne

nie roztwarzasię na zimno w HNO3

rozcieńczony H2SO4; i HCl reaguje z Be już w temperaturze pokojowej; ze względu na

swoje amfoterycznewłaściwości, beryl rozpuszcza się w roztworach wodorotlenków metali alkalicznych: Be + 2OH−+ 2H2O→ [Be(OH)4]2−+ H2↑

zewzględu na stosunkowo dużą elektroujemność łączy się z innymi pierwiastkami poprzez wiązania kowalencyjne

po raz pierwszy został uznany za pierwiastek przez Josepha Blacka, zaś wyodrębniony w formie czystej w 1808 roku przez Humphry’ego Davy’ego; pierwszy polską nazwę – magnez – zaproponował Filip Walter

występuje pod postacią: dolomitu, magnezytu, kizerytu, biszofitu, karnalitu, kainitu i szenitu

 w wodzie morskiejwystępuje w ilości około 1200 ppm, w postaci roztworu soli Mg+II_{; niewystępuje w postaci pierwiastkowej}

 wchodzi w skład chlorofilu, jony magnezu odgrywają też dużą rolę w utrzymywaniu ciśnienia osmotycznego krwi i innych tkanek oraz utrzymywaniu właściwej struktury rybosomów

 jest składnikiem kości, obniża stopień uwodnienia koloidów komórkowych, uczestniczy w przekazywaniusygnałów w układzie nerwowym.

 objawy niedoboru magnezu u roślin: więdnięcie, chloroza liści,

zahamowanie fotosyntezy

Ca i jegozwiązki znane były od starożytności

Antoine Lavoisier już w 1789 domyślał się, że w wapnie znajduje się jakiś pierwiastek metaliczny, ale za jegoczasów nie znano metody jego wydzielenia dopiero Humphry Davy w 1808 r.wyizolował go w stanie czystym i udowodnił analitycznie,że jest pierwiastkiem. Davy zwilżył wapno, dodał do niego nieco tlenku rtęciowego i uformował w miseczkę, którą umieścił na blaszce platynowej, stanowiącej anodę. Miseczkę napełnił rtęcią, do której zanurzył drucik platynowy – katodę, na której wydzielił się metal. Po odparowaniu rtęci pozostał srebrzysty metal (wapń).

nową, prostszą metodę zastosował Michael Faraday. Poddawał mianowicie elektrolizie suchy stopiony chlorek wapnia CaCl2. Na katodzie wydzielał się

metalicznywapń, ale ponieważ jest on lżejszy od stopionego chlorku wapniowego, wypływał na powierzchnię cieczy i spalał się.

dopiero po usunięciu tej trudności, Robert Bunsen i Mathiessen w 1854–1855 otrzymalitą metodą pewne ilości metalicznego wapnia. Stosunkowo czysty wapń otrzymał Henri Moissan w 1898 przez elektrolizę stopionego jodku wapniowego.

Sr jest traktowany przez organizm zwierzęcy bardzo podobnie jak wapń i może być wbudowywany w strukturę kości; większość pobranego strontu, 80-70% zostaje szybko wydalona, 20-30% zostaje zatrzymana wukładzie kostnym, a ok. 1%odkłada się w krwi

 Wykorzystywane jest to w brachyterapii raka kości, gdzie pacjentom podawany jest izotop 89_{Sr (czas połowicznego rozpadu ok. 50 dni)}

emitujący promieniowanie β. Z kolei ranelinian strontu pobudza kościotworzenie i jest stosowany jako lek przeciwko osteoporozie.

Ze względu na łatwe wchłanianie i trwałe wbudowywanie do organizmu, szczególnie niebezpieczne są radioaktywne izotopy strontu będące składnikami opadów promieniotwórczych i innych produktów odpadowych technologii jądrowych. Szczególnie90_{Sr zewzględu na swój dość długi czas połowicznego}

rozpadu (blisko 29 lat). Izotopy temogą być wdychane z pyłami w powietrzu, choć główną drogą dostawania się do organizmu jest spożywany pokarm. Może być to przyczyną wzrostu ryzyka zachorowania na raka kości i białaczkę  ma czterytrwałe izotopy: 84_Sr,86_{Sr i}87_Sr,88_Sr

większego praktycznego zastosowania nie ma

 ma siedemtrwałych izotopów:130_Ba,132_Ba,134_Ba,135_Ba,136_Ba,137_{Ba i}138_Ba

 żółto-srebrzysty, dość miękki metal, o właściwościach zbliżonych do wapnia i strontu

 wyłącznie w postaci związków

 Ra został odkryty przez Marię Skłodowską-Curie i jej męża Piotra Curie w tym samym roku co polon. Jako datę tego odkrycia, zgodnie z zeszytem laboratoryjnym Marii, przyjmujesię rok 1898

 jeden zproduktów radioaktywnego rozpadu uranu; nie ma trwałych izotopów (14 promieniotwórczych;226_{Raα-promieniotwórczy, okres półtrwania 1 620 lat)}

najważniejsze związki radu to sole Ra+II_{(chlorek iwęglan), które były używane}

w terapii nowotworowej i do produkcji farb luminescencyjnych; obecnie rad nie jest już stosowany, ze względu na dużą radioaktywność, powodującą białaczkę u osób uczestniczących w produkcji soli radu

Rapośrednio zwiększa szybkość mutagenezy organizmów, szczególnie żyjących w jaskiniach;działanie mutacyjne radu w środowisku jaskiniowym spotęgowane jest przez radon,który powstaje z radu i przenika do izolowanej atmosfery jaskini. Obecność radu w dzisiejszym środowisku naturalnym człowieka jest związana m.in. z kopalinamiwchodzącymi w skład betonu.

 Ra dostający się do organizmu drogą oddechową jest 10 razy

bardziej kancerogennyniż spożyty