簡介
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| 鹼土金屬 |
鹼土金屬（Alkaline-earthmetals）元素周期表中ⅡA族元素，包括鈹(Beryllium,Be)、鎂(Magnesium,Mg)、鈣(Calcium,Ca)、鍶(Strontium,Sr)、鋇(Barium,Ba)、鐳(Radium,Ra)六種金屬元素。由於鈣、鍶及鋇的氧化物性質介於“鹼性的”鹼性氧化物和“土性的”(既難溶解，又難熔融)氧化物如Al2O3等之間，所以稱做鹼土金屬，現在習慣上把鈹和鎂也包括在鹼土金屬之內。其中鈹也屬於輕稀有金屬，鐳是放射性元素。鹼土金屬共價電子構型是ns2．在化學反應中易失電，形成+2價陽離子，表現強還原性。鈉、鉀、鈣、鎂和鋇在地殼內蘊藏較豐富，它們的單質和化合物用途較廣泛。
性質
物理性質
鹼土金屬的單質為銀白色(鈹為灰色)固體，容易同空氣中的氧氣和水蒸氣作用，在表面形成氧化物和碳酸鹽，失去光澤而變暗。它們的原子有兩個價電子，形成的金屬鍵較強，熔、沸點較相應的鹼金屬要高。單質的還原性隨著核電荷數的遞增而增強。
鹼土金屬的硬度略大於鹼金屬，除鈹和鎂外，其他均可用刀子切割，新切出的斷面有銀白色光澤，但在空氣中迅速變暗。其熔點和密度也都大於鹼金屬，但仍屬於輕金屬。
鹼土金屬的導電性和導熱性能較好。
化學性質
鹼土金屬最外電子層上有兩個價電子，易失去而呈現+2價，是化學活潑性較強的金屬，能與大多數的非金屬反應，所生成的鹽多半很穩定，遇熱不易分解，在室溫下也不發生水解反應。它們與其他元素化合時，一般生成離子型的化合物。但Be2+和Mg2+離子具有較小的離子半徑，在一定程度上容易形成共價鍵的化合物。鈣、鍶、鋇和鐳及其化合物的化學性質，隨著它們原子序數的遞增而有規律地變化。鹼土金屬的離子為無色的，其鹽類大多是白色固體，和鹼金屬的鹽不同，鹼土金屬的鹽類(如硫酸鹽、碳酸鹽等)溶解度都比較小。
鹼土金屬在空氣中加熱時，發生燃燒，產生光耀奪目的火光，形成氧化物。鹼土金屬在高溫火焰中燃燒產生的特徵顏色，可用於這些元素的鑑定。與水作用時，放出氫氣，生成氫氧化物，鹼性比鹼金屬的氫氧化物弱，但鈣、鍶、鋇、鐳的氫氧化物仍屬強鹼。鈹表面生成緻密的氧化膜，在空氣個不易被氧化，跟水也不反應。鎂跟熱水反應，鈣、鍶和鋇易與冷水反應。鈣、鍶和鋇也能與氫氣反應。在空氣中，鎂表面生成一薄層氧化膜，這層氧化物緻密而堅硬，對內部的鎂有保護作用，所以有抗腐蝕性能，可以保存在乾燥的空氣里。鈣、鍶、鋇等更易被氧化，生成的氧化物疏鬆，內部的金屬會繼續被氧化，所以鈣、鍶、鋇等金屬要密封保存。
存在
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| 光鹵石 |
鹼土金屬除鐳外在自然界中分布也很廣泛，鎂除光鹵石外，還有白雲石CaCO3•MgCO3和菱鎂礦MgCO3等；鈹的最重要礦物是綠柱石3BeO•Al2O3•6SiO2。鈣、鍶、鋇在自然界中存在的主要形式為難溶的碳酸鹽和硫酸鹽，如螢石CaF2、石灰石CaCO3、碳酸鍶礦SrCO3、碳酸鋇礦、石膏CaSO4•2H2O、天青石SrSO4和重晶石BaSO4等。海水中含有大量鎂的氯化物和硫酸鹽，1971年世界鎂產量有一半以上是以海水為原料生產的。
製備
鈹通常是用金屬鎂在大約1300℃下還原BeF2來製取的，也可以用電解熔融BeCl2(加入鹼金屬氯化物作助熔劑)的方法製得。鎂是所有這族金屬中生產規模最大的金屬，世界年產量在幾十萬噸以上。電解法和矽熱還原法是工業上生產鎂的主要方法。電解法是在750℃的溫度下，通過電解熔融的MgCl2而獲得鎂。矽熱還原法則是在減壓和1150℃的溫度下，用矽鐵與煅燒過的白雲石進行反應而製得鎂：
2(MgO•CaO)+FeSi==2Mg+Ca2Si04+Fe
鈣、鍶、鋇都可以用其氯化物進行熔鹽電解製得，鍶和鋇還可以用金屬鋁在高溫和真空條件下還原其氧化物製得。
發現
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| 化學家拉瓦錫 |
人們對石灰的利用雖然很早，但它的組成是什麼卻知道得相當遲。至於苦土(氧化鎂)、鍶土(氧化鍶)、重土(氧化鋇)的組成更不知道了。由於當時沒有辦法使它們分解，證明它們是化合物，這種狀況一直到18世紀，大多數化學家都認為它們都是元素。那時只有化學家拉瓦錫不以為然，他說：“我們現在所認識的金屬，大概只是自然界中所有金屬的一部分，例如，凡對氧的親合力較碳更大的金屬，因為都不易還原成金屬狀態，所以我們只能找到它們的氧化物。我們已往所認為是土質的重土，十之八九大概是一種氧化物，它所表現出來的性質與金屬氧化物十分接近。嚴格說來，我們現在稱為土質的物質，恐怕都是我們現在的方法尚不能還原的金屬氧化物。”戴維同意拉瓦錫的看法，並提出了獨特的預見：“如果化學結合具有我曾經大膽構想過的那種特性，不管物體中的元素的天然電力(結合力)有多么強，但總不能沒有限度，且我們人造的儀器的力量似乎是能夠無限地增大，希望新的方法(指電解)能夠使我們發現物體中真正的元素。”戴維在拉瓦錫的啟發下，決心在製得鈉和鉀的基礎上，採用新的、強有力的電解方法來製取土質中所含的金屬。
1807年，戴維電解KOH得到金屬K(Potassium)，用同樣的方法從NaOH中得到金屬Na(Sodium)；1808年，戴維把潮濕的石灰和氧化汞按3：1的比例混合，放在白金皿中進行電解得到了鈣汞齊，並製得了鈣；後來又從菱鍶礦石(SrCO3)、重晶石(BaSO4)和苦土(MgO)中到得了三個新的金屬元素單質——鍶、鋇(Barium)和鎂；鍅(francium)是由法國的佩里從錒β衰變並放出α粒子後得到的。鈹(Beryllium)是1845年德國化學家維勒用他電解發現鋁的方法製得的。鐳是由瑪麗•居里(M.Curie)和皮埃爾•居里(P.Curie)在瀝青礦中發現的。
用途
鹼土金屬有著廣泛的用途。鈹具有透過X射線的能力，常用作X光管的透射材料和製造霓虹燈的元件。鈹也用作原於反應推的減速劉，鈹青銅合合的抗拉強度很大，比鋼大9倍，而彈性似彈簧鋼，被稱為“超硬合金”，其機械性能優良，硬度大，彈性好，抗腐蝕能力強，常用於製造氣閥座、手錶遊絲、高速軸承、耐磨齒輪及精密儀器的零件等。鈹-鎂-鈷合金輕而堅硬，常用於航空航天工業中。鈹及其化合物有毒，能導致嚴重的肺病和皮膚炎。
鎂離子在機體中的生化作用是十分重要的。鎂能激活人體中的不少生物酶，對蛋白質的合成起重要作用。鎂是構成葉綠素的重要成分。鎂還具有鎮靜作用，在血液中注射鎂鹽可以引起麻醉。在工業中，鎂主要用於制強度高、密度小的合金，廣泛用於汽車、飛機製造業中。
鈣是構成人和動物骨骼的主要成分，在傳遞神經脈衝、觸發肌肉收縮和激素釋放、血液的凝結以及正常心律調節中，Ca2+都起著重要的作期。鈣鹽是人休必需的無機鹽。人體每天要補充400~1500mg的鈣。如果人體缺鈣就會導致佝僂病及骨質硫松症。鈣主要來源於牛奶、乾酪及綠葉蔬菜。
鈹
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| 鈹 |
鎂
鎂元素來源：
鎂存在於菱鎂礦MgCO3、白雲石CaMg(CO3)2、光鹵石KCl·MgCl2·H2O中，海水中也含鎂鹽。可以由電解熔融的氯化鎂或光鹵石製得。
元素用途：
主要用於製造輕金屬合金、球墨鑄鐵、汽車、飛機、科學儀器脫硫劑脫氫和格氏試劑，也能用於制煙火、閃光粉、鎂鹽等。
鈣
鈣元素來源：
在自然界分布廣，以化合物的形態存在，如石灰石、白堊、大理石、石膏、磷灰石等；也存在於血漿和骨骼中，並參與凝血和肌肉的收縮過程。金屬鈣可由電解熔融的氯化鈣而製得；也可用金屬在真空中還原石灰，再經蒸餾而獲得。
元素用途：
用來作合金的脫氧劑，以及油類的脫水劑等。
鍶
鍶元素來源：
鍶是鹼土金屬中豐度最小的元素。主要的礦物有天青石和碳酸鍶礦。可由電解熔融的氯化鍶而製得。元素用途：
用於製造合金、光電管，以及分析化學、煙火等。質量數90的鍶是一種放射性同位素，可作β射線放射源，半衰期為25年。
鋇
鋇元素來源：
自然界中有重晶石和碳酸鋇礦。可由熔融的氯化鋇在氯化銨存在下電解而製得。
元素用途：
用於制鋇鹽、合金、焰火等；也是精製煉銅時的優良去氧劑。
鐳
鐳1898年，由瑪麗·居里（MarieCurie）和皮爾·居里（PierreCurie）發現。1910年，居里夫人和德比恩電解純的氯化鐳溶液，用汞作陰極，先得鐳汞齊，然後蒸餾去汞，獲得金屬鐳。
元素來源：
存在於多種礦石和礦泉中，但含量極稀少，較多的來源於瀝青鈾礦中。在處理瀝青鈾礦提取鈾時，鐳經常與鋇一起在不溶於酸的殘渣中以硫酸鹽形式回收，提純獲得。
元素用途：
鐳能放射出α和γ兩種射線，並生成放射性氣體氡。鐳放出的射線能破壞、殺死細胞和細菌。因此，常用來治療癌症等。此外，鐳鹽與鈹粉的混合製劑，可作中子放射源，用來探測石油資源、岩石組成等。
重要化合物
氧化物
1、氧化物鹼土金屬在室溫或加熱時與氧化合，一般只生成普通氧化物MO：
2M+O2=2MO
但實際生產中常由它們的碳酸鹽、硝酸鹽或氫氧化物等加熱分解來製備。例如
MCO3=MO+CO2↑
鹼土金屬的氧化物均是難溶於水的白色粉末。除Be0為ZnS型晶體外，其餘MO都是NaCl型晶體。由於陰、陽離子都是帶有兩個單位電荷，而且M-O核間距又較小，所以鹼土金屬氧化物具有較大的晶格能，因此它們的熔點都很高、硬度也較大。BeO和MgO常用來製造耐火材料和金屬陶瓷。特別是BeO，還具有反射放射性射線的能力，常用作原子反應堆外壁磚塊材料。CaO是重要的建築材料，也可由它製得價格便宜的鹼(Ca(OH)2)。
2、過氧化物
過氧化物是含有過氧基(-O-O-)的化合物，除鈹外，鹼土金屬在一定條件下都能形成過氧化物。其中過氧化鈉的實用意義最大。
將金屬鈉在鋁製容器中加熱至熔化，通入一定量除去CO2的乾燥空氣，得到淡黃色的Na2O2粉末。
Na2O2對熱穩定，但易吸潮。它與水或稀酸在室溫下作用生成過氧化氫：
Na2O2+2H2O=2NaOH+H2O2
Na2O2+H2SO4(稀)=Na2SO4+H2O2
生成的H2O2立即分解放出氧氣，故Na2O2常被用作紡織品、麥桿、羽毛等的漂白劑和氧氣發生劑。在潮濕的空氣中，Na2O2與CO2反應也會放出O2。
Na2O2+2CO2＝2Na2CO3+O2↑
因此，Na2O2可用作高空飛行或潛水作業時的供氧劑和CO2吸收劑，Na2O2還可用作防毒面具的填料。
在酸性介質中，當遇到像高錳酸鉀這樣的強氧化劑時，過氧化鈉就顯還原性了，過氧離子被氧化成氧氣單質：
5O22-+2MnO4-+16H+→2Mn2++5O2↑+8H2O
過氧化鈉呈強鹼性，含有過氧離子，在鹼性介質中過氧化鈉是一種強氧化劑，它能強烈地氧化一些金屬。例如：
Fe2O3+3Na2O2＝2Na2FeO4+Na2O
Cr2O3+3Na2O2＝2Na2CrO4+Na2O
分析化學中，常利用上述反應分解一些不溶水又不溶於酸的礦石。過氧化鈉在熔融時幾乎不分解，但遇到鋁粉、棉花、木炭等還原性物質時，會發生爆炸，使用時應當注意安全。此外，過氧化鈉具有強鹼性，宜採用鐵或鎳制容器熔融，不宜使用石英或陶瓷的容器。
鈣、鍶、鋇的氧化物與過氧化氫作用，也可得到相應的過氧化物：
MO+H2O2+7H2O＝MO2•8H2O
氫氧化物
鹼土金屬的氧化物(BeO和MgO外)與水作用，即可得到相應的氫氧化物。鹼土金屬的氫氧化物均為白色固體，易潮解，在空氣中吸收CO2生成碳酸鹽。固體Ca(OH)2是常用的乾燥劑。鹼土金屬氫氧化物的溶解度較低，其溶解度變化按壓Be(OH)2→Ba(OH)2的順序依次遞增，Be(OH)2和Mg(OH)2屬難溶氫氧化物。鹼土金屬氫氧化物的溶解度列於表一中。表一鹼土金屬氫氧化物的某些性質
物質 Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2
水中溶解度(mol/dm3)(293K) 8×10-6 5×10-4 1.8×10-2 6.7×10-2
酸鹼性 兩性 中強鹼 強鹼 強鹼
溶解度依次增大的原因是隨著金屬離子半徑的遞增，正、負離子之間的作用力逐漸減小，易被水分子所解離的緣故。
在鹼土金屬的氫氧化物中，Be(OH)2呈兩性，Mg(OH)2為中強鹼，其餘都是強鹼。
鹽類
常見鹼土金屬的鹽類有鹵化物、硝酸鹽、硫酸鹽、碳酸鹽、磷酸鹽等，里著重介紹它們的共同特性。1、晶體類型
絕大多數鹼土金屬鹽類的晶體屬於離子型晶體，它們具有較高的熔點和沸點。常溫下是固體，熔化時能導電。鹼土金屬氯化物的熔點從Be→Ba依次增高，BeCl2熔點最低，易於升華，能溶於有機溶劑中，是共價化合物，MgCl2有一定程度的共價性。
鹼土金屬離子(M2+)都是無色的，它們鹽類的顏色一般取決於陰離子的顏色。無色陰離子(X-、NO3-、SO4-、CO32-、ClO-等)，與之形成的鹽一般是無色或白色的；有色明離子(MnO4-、CrO42-、Cr2O72-等)，與之形成的鹽則具有陰離子的顏色，例如，黃色的BaCrO4等。
2、溶解性
鹼土金屬的鹽比相應的鹼金屬鹽溶解度小，有不少是難溶解的，這是區別鹼金屬的特點之一。鹼土金屬的硝酸鹽、氯酸鹽、高氯酸鹽和醋酸鹽等易溶。鹵化物中除氟化物外，也是可溶的。但是碳酸鹽，磷酸鹽和草酸鹽等都難溶於水。對於硫酸鹽和鉻酸鹽來說，溶解度差別較大，例如：BeSO4、MgSO4、BeCrO4和MgCrO4易溶，其餘全難溶。尤其BaSO4和BaCrO4是溶解度最小的難溶鹽之一。CaC2O4(白色)、SrCrO4(白色)和BaCrO4(黃色)的溶解度也很小，反應又很靈敏，可用作Ca2+、Sr2+或Ba2+離子的鑑定。鈹鹽有許多是易溶於水的，這與Be2+的半徑小，電荷較多，水合能大有關。
在自然界中，鹼土金屬的礦石常以硫酸鹽、碳酸鹽的形式存在，例如白雲石CaCO3•MgCO3，方解石和大理石CaCO3、天青石SrSO4、重晶石BaSO4等等。
3、熱穩定性特徵
鹼土金屬鹽的熱穩定性較鹼金屬的差，但常溫下也都是穩定的(除BeCO3外)。鹼土金屬的碳酸鹽在強熱的情況下，才能分解成相應的氧化物MO和CO2，碳酸鹽的熱穩定性依Be→Ba的順序遞增，因為按此順序離子極化力減弱。
