Mais ce n'est pas la raison pour laquelle il suscite notre intérêt. Non, ce qui nous intéresse le plus, c'est la matière avec laquelle il a été construit. Le miroir a été fabriqué en béryllium, un exemple d'élément du groupe 2.
Leséléments du groupe 2 sont ceux de la deuxième colonne du tableau périodique, notamment le béryllium (Be), le magnésium (Mg), le calcium (Ca), le strontium (Sr), le baryum (Ba) et le radium (Ra). Les éléments du groupe 2 sont brillants, d'aspect blanc argenté, et possèdent une densité relativement faible. Ils sont très réactifs, bien que moins que les métaux alcalins du groupe 1. Ils perdent facilement deux électrons pour former des cations +2, ce qui donne des configurations électroniques stables.
- Cet article a pour sujet le groupe 2 en chimie inorganique.
- Nous commencerons par donner un aperçu des éléments du groupe 2.
- Nous examinerons ensuite les propriétés des éléments du groupe 2, notamment leur rayon atomique, leur première énergie d'ionisation, leur solubilité et leur réactivité.
- Ensuite, nous nous pencherons sur les utilisations du groupe 2.
- Enfin, nous verrons comment tester les éléments du groupe 2.
Éléments métalliques du groupe 2
Legroupe 2 est un groupe de métaux dans le tableau périodique . Ils sont également connus sous le nom de métaux alcalino-terreux.
Comme nous l'avons mentionné plus haut, le groupe 2 contient six éléments :
- Béryllium (Be)
- Magnésium (Mg)
- Calcium (Ca)
- Strontium (Sr)
- Baryum (Ba)
- Radium (Ra)
Leradium est extrêmement radioactif et n'apparaît que dans les chaînes de désintégration d'éléments plus lourds tels que le thorium et l'uranium. La quasi-totalité du radium naturellement présent dans l'environnement est le 226Ra, un isotope dont la demi-vie est de 1600 ans. Cependant, il n'est pas très courant. Un kilogramme de croûte terrestre ne contient que 900 picogrammes de radium, soit 9 x 10-10 grammes !
Les seules applications commerciales actuelles du radium sont ses utilisations en médecine nucléaire, où il peut être utilisé pour traiter certains types de cancers. Cependant, au début du vingtième siècle, il s'est fait connaître comme source de rayonnement pour le charlatanisme radioactif. Il s'agit d'une pseudoscience qui promeut abusivement les radiations comme remède à de nombreuses maladies. Aujourd'hui encore, tu peux trouver des stations thermales qui vantent fièrement leurs eaux contenant du radium comme un traitement pour toutes sortes de maux et d'affections.
En revanche, le calcium, un métal du groupe 2, est le cinquième élément le plus répandu dans la croûte terrestre. Il a de nombreuses applications, notamment dans la production de savons et de ciment. Cependant, sa fonction la plus importante est sans doute dans le corps. Le calcium est un élément essentiel pour de nombreux organismes. Par exemple, les ions calcium aident à réguler la contraction des muscles et la fonction nerveuse chez les animaux. Nos os agissent comme des réserves de ces ions. Une carence en calcium peut entraîner l'ostéoporose. Les ions calcium jouent également un rôle structurel dans les plantes, en contribuant à la formation de la paroi cellulaire, de la membrane cellulaire et de la lamelle moyenne.
Tu peux en savoir plus sur l'effet des ions calcium dans la théorie des filaments glissants.
Le groupe 2 dans le tableau périodique
Jette un coup d'œil au tableau périodique ci-dessous. La colonne en vert te montre un groupe particulier, le groupe 2. Comme nous l'avons déjà mentionné, les éléments mis en évidence sont le béryllium, le magnésium, le calcium, le strontium, le baryum et le radium.
Propriétés du groupe 2
Les éléments du groupe 2 sont assez semblables. Physiquement, ce sont tous des métaux doux, brillants, d'un blanc argenté, avec des points de fusion et d'ébullition et des densités relativement faibles. Examinons plus en détail certaines de leurs autres propriétés.
Structure et liaison du groupe 2
Tous les éléments du groupe 2 ont deux électrons dans leur enveloppe extérieure. Ces électrons se trouvent dans une orbitale s externe.
Tu n'es pas sûr de savoir de quoi nous parlons ? Consulte la rubrique Configuration des électrons pour en savoir plus sur les différentes orbitales électroniques.
Lorsqu'ils réagissent, les éléments du groupe 2 perdent leurs deux électrons externes pour former des cations avec une charge de 2+ et un état d'oxydation de +2. Cela signifie que les éléments du groupe 2 forment des composés ioniques.
Il y a une exception à la règle : le béryllium. Cet élément forme en fait des molécules covalentes, et non des composés ioniques. Nous en verrons la raison lorsque nous aborderons l'évolution de l'électronégativité des éléments du groupe 2.
Rayon atomique du groupe 2
Si tu as lu Tendances périodiques, tu devrais pouvoir prédire comment le rayon atomique des éléments du groupe 2 varie au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe. Comme tu peux le voir dans le graphique ci-dessous, le rayon atomique augmente en descendant dans le groupe. Cela s'explique par le fait que chaque élément suivant possède plus d'électrons, avec plus d'enveloppes électroniques.
Nous avons déjà vu la structure électronique du magnésium : il possède 12 électrons répartis dans trois enveloppes électroniques. L'élément suivant du groupe, le calcium, possède 20 électrons répartis dans quatre enveloppes électroniques. Il a donc un rayon atomique plus grand.
Points de fusion du groupe 2
En général, les points de fusion des éléments du groupe 2 diminuent au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe. En tant que solides, les métaux forment des réseaux métalliques composés de cations métalliques positifs entourés d'une mer d'électrons négatifs délocalisés, comme le montre la figure ci-dessous.
Ce réseau est maintenu par une forte attraction électrostatique entre les électrons négatifs et les noyaux des cations positifs. Rappelle-toi que le rayon atomique augmente au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe. Cela signifie que les noyaux sont plus éloignés des électrons délocalisés. Par conséquent, l'attraction électrostatique est plus faible. Il faut donc moins d'énergie pour la surmonter et faire fondre le solide.
Tu remarqueras que le point de fusion du magnésium ne correspond pas à la tendance générale. Malheureusement, il n'y a pas d'explication simple à cela. De même, les points d'ébullition des métaux du groupe 2 ne présentent pas non plus de tendance claire. Là encore, il n'y a pas d'explication simple. Oui, nous savons - c'est très ennuyeux !
Tu as besoin de plus d'informations sur les réseaux métalliques ? La liaison métallique te couvre !
Énergie de première ionisation du groupe 2
Nous allons maintenant passer à l'examen des énergies de première ionisation des éléments du groupe 2.
L'énergie de première ionisation est l'énergie nécessaire pour enlever une mole d'électrons les plus lâches d'une mole d'atomes gazeux. Chaque atome forme un cation avec une charge de +1.
Peux-tu deviner la tendance ?
L'énergie de première ionisation diminue au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe 2. Une fois de plus, cela est dû à l'augmentation du rayon atomique. À mesure que tu descends dans le groupe, l'électron le plus externe est plus éloigné du noyau. Cela signifie que l'attraction entre le noyau et l'électron est plus faible et donc plus facile à surmonter.
Ce sujet est traité de manière beaucoup plus approfondie dans Tendances de l'énergie d'ionisation.
Électronégativité du groupe 2
Examinons maintenant l'électronégativité.
L'électronégativité est la capacité d'un atome à attirer une paire d'électrons de liaison.
Là encore, tu trouveras beaucoup plus de détails dans Polarité. Mais les principes de base de l'électronégativité s'appliquent ici aussi. L'électronégativité diminue au fur et à mesure que l'on descend de groupe dans le tableau périodique. Comme nous le savons, le rayon atomique augmente à mesure que l'on descend dans le groupe. Cela signifie que les électrons liés sont plus éloignés du noyau et que l'attraction entre eux est donc plus faible.
Tu te souviendras peut-être aussi que la polarité indique que l'électronégativité est influencée par la charge nucléaire, c'est-à-dire le nombre de protons dans le noyau de l'atome. Au fur et à mesure que tu descends dans le groupe, la charge nucléaire augmente, et tu peux donc penser que l'électronégativité augmente également.
Pour expliquer cela, reviens aux structures du magnésium et du calcium. Le magnésium, avec un numéro atomique de 12, a 12 protons dans son noyau. Le calcium, quant à lui, en a 20. Cependant, le magnésium possède 10 électrons d'enveloppe interne qui protègent la charge de 10 de ces protons. En revanche, le calcium possède 18 électrons d'enveloppe interne qui protègent la charge de ses protons. Dans les deux éléments, toute paire de liaisons ne ressentirait donc que l'attraction des deux protons restants non protégés. La charge nucléaire effective est la même. Mais comme le calcium a un rayon atomique plus grand, son électronégativité est plus faible.
Tu te souviens que nous avons mentionné que le béryllium se comporte de façon un peu étrange ? Il forme des molécules covalentes au lieu de composés ioniques. C'est parce qu'il s'agit d'un si petit atome ; il a donc une électronégativité plus élevée que tous les autres membres du groupe.
Prends par exemple le chlorure de béryllium et le chlorure de magnésium. Le chlore est beaucoup plus électronégatif que le magnésium, et une grande différence d'électronégativité entraîne une liaison ionique. Les atomes de chlore attirent les électrons du magnésium si fortement que le magnésium les abandonne complètement. Les deux éléments forment des ions.
En revanche, l'électronégativité du béryllium est suffisamment élevée pour qu'il ne veuille pas perdre ses électrons. Au lieu de cela, il s'y accroche et les partage avec le chlore dans une liaison covalente. C'est pourquoi le béryllium forme des molécules covalentes plutôt que des composés ioniques.
Solubilité du groupe 2
Comme tous les métaux, les éléments du groupe 2 sont insolubles dans l'eau, mais leurs hydroxydes et leurs sulfates peuvent s'y dissoudre dans une certaine mesure. En particulier, les hydroxydes deviennent plus solubles au fur et à mesure que l'on avance dans le temps. ddu groupe, tandis que lessulfatesdeviennent plus solubles au fur et à mesure que l'on s'éloigne du groupe. up le groupe.
Tu trouveras plus d'informations dans les composés du groupe 2, mais en voici un aperçu :
Réactivité du groupe 2
La dernière propriété que nous allons examiner est la réactivité. Comme la plupart des métaux, les éléments du groupe 2 sont assez réactifs. Leur réactivité augmente au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe. Comme nous l'avons exploré précédemment, les éléments du groupe 2 (à l'exception du béryllium) réagissent toujours pour former des ions avec une charge de 2+. Pour cela, il faut enlever deux électrons de l'enveloppe extérieure - en d'autres termes, les processus de première et deuxième ionisation. L'énergie d'ionisation diminue au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe, il est donc plus facile d'enlever ces électrons. Par conséquent, la réactivité augmente.
Nous explorons certaines des réactions caractéristiques des métaux du groupe 2 dans Réactions du groupe 2.
Test pour le groupe 2
Dès le début de l'article, nous avons mentionné que tous les éléments du groupe 2 ont une apparence assez similaire. Ce sont tous des métaux argentés. Il est donc difficile de les différencier. Cependant, une façon de distinguer les métaux du groupe 2 est d'utiliser des tests de flamme. Les différents métaux brûlent et produisent des flammes de couleurs différentes dans un spectaculaire spectacle de lumière.
Prends une boucle métallique propre et trempe-la dans l'acide. Maintiens la boucle dans la flamme d'un bec Bunsen jusqu'à ce qu'elle ne change plus de couleur. Cela permet de nettoyer la boucle. Ensuite, trempe la boucle dans un échantillon solide de ton métal et maintiens-la à nouveau dans le bec Bunsen. Observe la couleur de la flamme produite. Avec un peu de chance, tu obtiendras les résultats suivants :
| Métal | Couleur |
| Calcium | Rouge orangé |
| Strontium | Rouge |
| Baryum | Vert |
Note que le béryllium et le magnésium ne produisent pas de flamme colorée. Tu devras te fier à d'autres tests chimiques pour les différencier.
Utilisations des éléments du groupe 2
Pour finir, concentrons-nous sur certaines utilisations du groupe 2.
- Le calcium est le cinquième élément le plus abondant dans le corps humain et joue un rôle dans la santé des os, la contraction des muscles et la neurotransmission.
- Les composés de calcium sont utilisés en agriculture pour augmenter le pH du sol. Ils peuvent également être utilisés pour éliminer le soufre des gaz de combustion.
- Les composés de baryum sont utilisés dans les rayons X, et les alliages de béryllium sont utilisés dans les pièces mécaniques.
- Le magnésium est le troisième métal structurel le plus utilisé, surtout dans les alliages légers.
Jette un coup d'œil aux composés du groupe 2 pour connaître d'autres utilisations du groupe 2.
Groupe 2 - Principaux enseignements
- Legroupe 2, également connu sous le nom de métaux alcalino-terreux, est un groupe de métaux du tableau périodique.
- Le groupe 2 contient les éléments suivants : béryllium, magnésium, calcium, strontium, baryum et radium.
- Les éléments du groupe 2 possèdent chacun deux électrons dans leur enveloppe externe.
- Lerayon atomique, la réactivité et la solubilité des hydroxydes du groupe 2 augmentent à mesure que l'on descend dans le groupe.
- Lepoint de fusion, l' énergie de première ionisation, l'électronégativité et la solubilité des sulfates du groupe 2 diminuent à mesure que l'on descend dans le groupe.
- Tu peux distinguer certains des éléments du groupe 2 à l'aide de tests de flamme.
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