عناصر المجموعة الثانية في الجدول الدوري

عناصر المجموعة الثانية في الجدول الدوريّ

البيريليوم

البيريليوم (بالإنجليزية: Beryllium) هو معدن ذو لون أبيض فضي، ويتواجد في 30 نوعاً مختلفاً من المعادن، ومن أهمّها: البيرترانديت، والبيريل، ويُعدّ كل من الزمرد والزبرجد أحد أشكال البيريل الثمينة، وهو معدن ذو كثافة منخفضة، ولأنّ خلط البيريليوم مع معادن النحاس والنيكيل يزيد من موصليتها الكهربائية والحرارية، لذا فهي تُستخدَم في صناعة السبائك والتي تستخدَم في صنع المداور، والنوابض، والمماسات الكهربائية، وصناعة أقطاب اللحام؛ كما تُستخدَم هذه السبائك في صناعة هياكل الطائرات عالية السرعة، والصواريخ، والمركبات الفضائية، والأقمار الصناعية الخاصة بالاتصالات، بإلاضافة إلى ذلك فإنّ للبيريليوم دوراً في الأشعة السينية؛ لأنه شفاف نسبياً لها، إذ تُستخدَم رقائق البيريليوم في الطباعة النانوية بالأشعة السينية، إلى جانب ذلك يُستخدم أكسيد البيريليوم في العمل النووي، وصناعة الخزفيات؛ لأنَّه يمتاز بدرجات انصهار عالية جداً، لكن تجدر الإشارة إلى أنّ مركباته سامة ومُسرطنة؛ فعند استنشاق غبارها أو الأبخرة المُتصاعدة منها سيؤدي إلى التهاب غير قابل للشفاء في الرئتين وهو ما يُعرف بالتسمم بالبيريليوم (بالإنجيزية: Berylliosis).^[١]

يمتلك عنصر البيريليوم سلوكاً شاذاً عن باقي عناصر مجموعته؛ ويختلف عنها في العديد من الخصائص، ويُعزى ذلك إلى عدة أسباب، منها:^[٢]

• يتمتع بطابع تساهمي أكبر؛ وذلك لصغر حجمه.
• يتملك أعلى طاقة التأين عن باقي عناصر مجموعته.
• يمتلك أقوى طبيعة استقطابية.
• يُعدّ من أقسى المعادن من بين مجموعته.
• لا يتفاعل مع الماء حتى مع درجات الحرارة العالية جداً.
• يتفاعل كربيد البيريلوم مع الماء ويُنتج غاز الميثان وليس الأسيتلين كباقي عناصر مجموعته.
• لا يتفاعل مباشرة مع الهيدروجين لتكوين الهيدريدات.
• لا يحرر الهيدروجين من أحماضه.
• لا يتفاعل مع النيتروجين والأكسجين في الغلاف الجوي.

المغنيسيوم

يمتاز عنصر المغنيسيوم (بالإنجليزية: Magnesium) بأنّه يتفاعل مع الماء بدرجة حرارة الغرفة ولكن ببطء، كما أنّه قابل للاشتعال بشدة ويصعب إطفاؤه، لذا يُنصح بارتداء نظارات واقية من الأشعة فوق البنفسجية عند حرقه؛ حيث يتسبب الضوء الناتج من تفاعله بأضرار دائمة لشبكية العين، ويتواجد المغنيسيوم في أكثر من 100 نوع من المعادن المختلفة، لكنّه يُستخرَج بشكل تجاري من معدني الدولوميت والأوليفين، كما أنّ أيونات المغنيسيوم متوافرة بكثرة في معدن الكارناليت، ومياه البحر والتي يُمكن تنقيتها وتحليلها بالكهرباء لإنتاج المغنيسيوم النقيّ، ويُستخدَم المغنيسيوم في صناعة محركات السيارات، والعديد من الأجهزة الإلكترونية، مثل: أجهزة الحواسيب المحمولة، والهواتف المحمولة، إضافة إلى استخدامه في الألعاب النارية؛ بسبب لونه الأبيض المضيء، ومن الجانب الصحي، يدخل المغنيسيوم في كل خلية من جسم الإنسان، ويمكن الحصول عليه من خلال الطعام أو من خلال أقراص المكملات الغذائية، وتتعدد استخدامات مركبات المغنيسيوم، حيث تُستخدَم كربونات الكالسيوم من قبل اللاعبين الرياضيّين؛ لتجفيف أيديهم للحصول على قبضة قوية، كما يدخل هيدروكسيد المغنسيوم في تركيب ملينات الأمعاء.^[٣]

الكالسيوم

يُعدّ الكالسيوم (بالإنجليزية: Calcium) خامس العناصر توافراً في القشرة الأرضية، وخامس أيون مذاب في مياه البحر، وخامس العناصر تواجداً في جسم الإنسان، إذ يتواجد بشكل كبير في العظام والأسنان، ويوجد الكالسيوم في حالته الأوليّة النقية ليناً ولونه أبيض فضي، ومن غير المُمكن أن يتواجد في الطبيعة منعزلاً؛ إذ يتواجد في مجموعة متنوعة من المركبات، منها: الحجر الجيري، والجبس، والفلوريت، وتُستخدَم طريقة التحليل الكهربائي لاستخلاص الكالسيوم النقيّ من هذه المركبات؛ ويتمّ ذلك من خلال تطبيق تيار مباشر لفصل العناصر عن مصادرها الطبيعية، وفي لحظة استخلاصه وبمجرد تعرضه للهواء فإنّه يتفاعل بشدة معه مُشكلاً طبقة بيضاء رمادية اللون من الأكسيد وغلافاً خارجياً من النتريد، ويُستخدَم معدن الكالسيوم النقي كعامل اختزال في تحضير أنواع أخرى من المعادن، مثل: الثوريوم، واليورانيوم، والزركونيوم، كما يُستخدَم  في صناعة سبائك الألومنيوم، والنحاس، والرصاص، والمغنيسيوم، أمّا بالنسبة لمركباته فتدخل في عدة استخدامات، حيث يُستخدَم الجبس في صناعة الجبس المُستخدَم في عمل الجبائر للعظام المكسورة، وتُستخدَم كربونات الكالسيوم بطريقة مباشرة في صناعة مواد البناء، وبشكل غير مباشر في صناعة الإسمنت؛ فعندما يتمّ تسخين كربونات الكالسيوم يُنتج غاز ثاني أكسيد الكربون مخلفاً وراءه أكسيد الكالسيوم، وعند خلطه بالماء يَنتج هيدروكسيد الكالسيوم (الجير المطفأ) والذي يُستخدَم في صناعة الإسمنت، كما يُستخدَم هيدروكسيد الكالسيوم في معالجة المياه لتقليل الحموضة.^[٤]

الباريوم

يمتاز الباريوم (بالإنجليزية: Barium) بلونه الأبيض الفضي، وكثافته العالية نسبياً، ولا يتواجد منفرداً في الطبيعة، حيث يتواجد مرتبطاً مع بعض العناصر الأخرى؛ بسبب ارتفاع مستوى تفاعله، ويتواجد بشكل شائع مرتبطاً بمجموعتي الكبريتات والكربونات، ويُمكنه تشكيل العديد من المركبات عند ارتباطه بالهيدروكسيد، والكلوريد، والنترات، والكلورات، كما يرتبط بأيونات سالبة أخرى، وبما أنّه يحتوي على إلكترونين في مداره الخامس، فيُمكن أن يفقدهما بسهولة خاصة عند تفاعله مع الأكسجين، ويتحول إلى أكسيد، وهذا ما يجعل استخداماته قليلة، وعلى الرغم من ذلك فإنّ هذه الخاصية تجعله مفيداً في إزالة آثار الهواء في الأنابيب المفرغة، ويُستخدم الباريوم النقي في صناعة سبائك شمعات الاشتعال في محركات الاحتراق الداخلي، وتُستخدَم مركباته مثل: كبريتات الباريوم في إنتاج صبغات مضيئة لورق الطباعة والطلاء، وفي صناعة الزجاج والمطاط، أمّا كربونات الباريوم فتُستخدَم كسُمّ للجرذان، وتُستخدَم نترات وكلورات الباريوم في صناعة الألعاب النارية خضراء اللون.^[٥]

السترونشيوم

يُمتاز السترونشيوم (بالإندليزية: Strontium) بأنّه يتحلل بقوة في الماء، إضافة إلى ذلك فهو يشتعل تلقائياً في الهواء ليتحول لونه إلى الأصفر عند تأكسده، وبسبب ميله الشديد للاشتعال والتأكسد عادة ما يتمّ تخزينه تحت الكيروسين، ويجدر الإشارة إلى أنّ للسترونشيوم 20 نظيراً، منها 16 نظيراً غير مستقر، والباقي نظائر مستقرة، وينتج السترونشيوم في الحالة الطبيعية من مزيج من النظائر المستقرة، وللستشرونشيوم عدة استخدامات، إذ يُستخدم في أجهزة أنظمة الطاقة النووية المساعدة، وإنتاج الزجاج وأنابيب الصور التلفزيونية، وإنتاج المغانط، وصقل الزنك،^[٦] كما يُستخدم السترونشيوم الأوليّ في صناعة السبائك والألعاب الناريّة إذ ينتج لوناً قرمزياً، وهناك العديد من الاستخدامات لمركباته، فمثلاً يُستخدَم رانيلات السترونشيوم كعلاج لهشاشة العظام، ويُستخدَم كلوريد السترونشيوم لصناعة معاجين الأسنان الحساسة.^[٣]

الراديوم

يُعدّ الراديوم (بالإنجليزية: Radium) أثقل وأكثر العناصر الإشعاعية في هذه المجموعة، وهو من نتائج تحلل اليورانيوم، لذا يُمكن العثور عليه بكميات ضئيلة في جميع خامات اليورانيوم،^[٣] ويتواجد في الطبيعة مرتبطاً بعدة مركبات، إذ من غير الممكن إيجاده معزولاً هذه الأيام، ويتمّ تحصيله تجارياً من مركبات البروميد والكلوريد، فعندما يكون نقيّاً يكون لونه أبيضاً لامعاً ولكنه يتحول إلى اللون الأسود عند تعرضه للهواء مكوناً النتريد، ويتميز الراديوم بأنّه معدن متلألئ، كما أنّه يتفاعل مع الماء، ويضفي لوناً أحمراً قرمزياً على اللهب عند اشتعاله، ومن المهم الإشارة إلى أنّ الراديوم يُعدّ عنصراً مُشعاً، فهو يبعث أشعة ألفا وبيتا وغاما، وعندما يُمزج مع الباريوم يُنتِج النيترونات، لكن يفقد الراديوم حوالي 1% من نشاطه خلال 25 عاماً ليتحول إلى عنصر ذي عدد ذري أقل، ويُعدّ الرصاص الناتج النهائي لتفكيك الراديوم، وينتج غاز الرادون من الراديوم،^[٧] وقديماً كان يستخدم هذا الغاز في علاج بعض أنواع السرطان، والتهاب المفاصل، والقرحة، وداء السكري،^[٨] ولمنع تراكم غاز الرادون يجب تهوية الأماكن التي تحتوي على الراديوم المخزن وتهوية المنتجات التي يدخل الراديوم في تصنيعها، حيث إنّ اسنتشاقه أو التعرض إليه يُمكن أن يسبب الإصابة بالسرطان واضطرابات أخرى للجسم، وقديماً كان يُستخدَم الراديوم في إنتاج الدهانات ذاتية الإضاءة، وفي الطب وعلاج الأمراض.^[٧]

أصل تسمية عناصر المجموعة الثانية في الجدول الدوري

تأتي تسمية عناصر المجموعة الثانية (العناصر القلوية الأرضية) من أسماء أكاسيدها والتي عُرفت للبشرية منذ وقت طويل قبل عزل هذه العناصر عن مركباتها؛ فأسماء أكاسيدها هي: البيريليا، والمغنيسيا، والجير، والسترونيشا، والباريتا، أمّا تسمية هذه المجموعة فكلمة الأرض تأتي من مصطلح قديم كان يستخدمُه الكيميائيون لوصف مادة لا تذوب في الماء وتُقاوم الحرارة، ولم تبقَ التسمية هكذا حتى عام 1780م عندما قام العالم أنطوان لافوازييه (بالإجليزية: Antoine Lavoisier) باقتراح أنّ هذه التسمية تخص المركبات أكثر منها العناصر،^[٩] وتأتي تسميتها من حقيقة أنّ أكاسيد هذه العناصر تُنتج محاليل قلوية، وتذوب على درجات الحرارة العالية.^[١٠]

تاريخ عناصر المجموعة الثانية في الجدول الدوري

يُعدّ الجير (أكسيد الكالسيوم) من أقدم عناصر الأرض القلوية التي عَرفتها البشرية، حيث استُخدِم في العصور القديمة في صناعة الهاون، أمّا عام 1755م اكتشف الكيميائي الاسكتلندي جوزيف بلاك (بالإنجليزية: Joseph Black ) المغنيسيا (أكسيد المغنيسيوم)، حيث جاءت تسميته نسبة إلى مقاطعة مغنيسيا في مدينة ثيساليا في اليونان، وعام 1774م اكتشف عالم الكيمياء السويدي كارل فلهلم شيله (بالإنجليزية: Carl Wilhelm Scheele) الباريتا (أكسيد الباريوم) حيث يعني اسمه باللغة اليونانية الثقيل، وفيما بعد تحديداً عام 1789م وجد العالمَين الكيميائيين وليام كروكشانك (بالإنجليزية: William Cruickshank)، وأدير كراوفورد (بالإنجليزية: Adair Crawford) السترونشيا (أكسيد السترونشيوم) في منجم للرصاص في قرية في اسكتلند، أمَّا عام 1798 تمّ استخراج البيريل (أكسيد البيريليوم) بفضل العالم الكيميائي الفرنسي لوي نيكولا فوكلان (بالإنجليزية: Nicolas-Louis Vauquelin).^[١١]

وفرة عناصر المجموعة الثانية في الجدول الدوري في الطبيعة

يُعدُّ الكالسيوم من أكثر عناصر المجموعة الثانية وفرة على الأرض؛ فهو يحتل المرتبة الخامسة من بين العناصر المُكونة للقشرة الأرضية بنسبة 3.39% من كتلتها الأولية، فيما يُشكل عنصر المغنيسوم ما نسبته 1.93% من القشرة الأرضية، ويأتي في المرتبة الثامنة من حيث توافره على الأرض، بينما يحتل عنصر الباريوم المرتبة السابعة عشر بين العناصر الموجودة في القشرة الأرضية، فهو يُشكل ما نسبته 0.04% من كتلتها الأولية، كما يتواجد السترونشيوم بكميات ضئيلة تصل إلى 360 جزءاً من مليون في القشرة الأرضية، وعلى الرغم من ذلك إلّا أنّها تُعدّ وفيرة مقارنة بعدد من العناصر الأخرى، فيما تُقدّر كميات البيريليوم في القشرة الأرضية حوالي 1,900 جزء من مليار، ويُعدّ الراديوم العنصر الأكثر ندرة من بين العناصر المُكونة للقشرة الأرضية، إذ تصل نسبته إلى حوالي 0.6 جزء من تريليون، لذا فإنّ استخلاصه كعنصر نقيّ من قِبل عالمة الفيزياء والكيمياء ماري كوري كان حقيقة مثيرة للإعجاب. ^[١٢]

خصائص عناصر المجموعة الثانية في الجدول الدوري

الخصائص الفيزيائية

فيما يأتي جدول يوضح الخصائص الفيزيائية لعناصر المجموعة الثانية:

• تُعدّ عناصر هذه المجموعة من الفلزات، لذا فإنّها موصلة جيدة للكهرباء، كما أنّ درجات انصهارها وغليانها أعلى من درجات غليان وانصهار عناصر المجموعة الأولى، لكن تتفاوت بين عناصر المجموعة نفسها، بالإضافة إلى ذلك فهي تتبلور بشكل أو أكثر من أشكال البلورات المنتظمة،^[١١] كما أنّها قابلة للطرق والسحب.^[٩]
• يزداد نصف قطره ذراتها بالنزول إلى أسفل المجموعة، حيث يمتلك البيريليوم نصف قطر صغير جداً مقارنة بباقي عناصر المجموعة،^[١٣] وعندما يكون نصف القطر الذريّ صغيراً فإنّ حجم الذرات يكون صغيراً، وبسبب وجود إلكترونين في مدار التكافؤ وحجمها الصغير يكون الترابط بين ذراتها قويّاً.^[٢]
• تمتاز بكثافة أعلى من كثافة عناصر المجموعة الأولى، حيث تزداد الكثافة بشكل عام بالنزول إلى أسفل المجموعة، باستثناء الكالسيوم الذي يمتلك أدنى كثافة بين عناصر المجموعة. ^[٢]
• تمتلك جميع عناصر المجموعة الثانية باستثناء عنصري المغنيسيوم والسترونشيوم نظيراً مُشعاً واحداً على الأقل يتكون بشكل طبيعي.^[١٤]
• تُعدّ التأين السمة المميزة لعناصر هذه المجموعة، ويُقصد بها الطاقة اللازمة لإزالة الإلكترون من الذرة، ^[١١] وتمتلك هذه المجموعة نوعين من طاقة التأين، هما: طاقة التأين الأولى وتُعرّف بأنّها الطاقة اللازمة لإزالة إلكترون واحد من الذرة المحايدة، وتمتاز بأنّها أعلى مقارنة بطاقة تأين عناصر المجموعة الأولى، ويُعزى ذلك لصغر نصف قطرها الذري، إضافة إلى الرابطة القوية بين إلكتروناتها، ويُقصد بطاقة التأين الثانية الطاقة اللازمة لإزالة الإلكترون الثاني من الأيون الموجب، حيث إنّها أعلى من طاقة التأين الأولى للذرة لكنها أقل مقارنة بطاقة التأين لعناصر المجموعة الأولى، وعلى الرغم من أنّ طاقة التأين عالية إلّا أنّه من الممكن إزالة كِلا الإلكترونين، وتجدر الإشارة إلى أنّ طاقة التأين تقل بزيادة العدد الذري؛ لأنّ الإلكترونات الداخلية تحمي إلكترونات التكافؤ فيصبح من السهل إزالتها بطاقة أقل.^[٢]
• تُعرّف الكهروسلبية بأنّها مقياس لميل جذب زوج من الإلكترونات، وتُقاس باستخدام مقياس بولينج، وتتمّ مقارنة العناصر مع عنصر الفلور الذي يمتلك أعلى كهروسلبية بين العناصر، وأمّا عناصر المجموعة الثانية فتتناقص الكهروسلبية لها بالنزول إلى أسفل.^[١٣]
• يرتبط ذوبان العنصر في الماء بطبيعة الأيونات وحجمها، ويُعدّ أيون البيريليوم الأكثر قابلية للذوبان، وتقل بزيادة الحجم الذري، وعليه فإنّ أيون الباريوم أقل أيون في هذه المجموعة قابل للذوبان في الماء، فالأيونات الصغيرة لها كثافة شحن أعلى وتذوب بزيادة عدد جزئيات الماء.^[٢]

الخصائص الكيميائية

فيما يأتي جدول يبين أعدادها الذرية وتوزيعها الإلكتروني:

جميع عناصر المجموعة الثانية لها خصائص متشابهة؛ مثلاً تحتوي على إلكترونين في مدارها الأخير، ولتكون أكثر استقراراً فإنّها تتخلى عنهما بسهولة، وتتميز بأنّها شديدة التفاعل؛ بسبب حجمها الكبير، وطاقة التأين المنفخضة لديها، إذ تتفاعل مع الماء البارد ولكن ليس لها أي خصائص انفجارية كعناصر المجموعة الأولى، وبسبب ارتفاع مستويات تفاعلها نادراً ما توجد في حالتها الطبيعية، إذ توجد مع عناصر أخرى مثل الكربونات والكبريتات، وتزداد التفاعلية بالنزول إلى أسفل المجموعة؛ لأنّه كلما زاد العدد الذري تكون إلكترونات التكافؤ بعيدة عن النواة لذا تقل قوة جذب النواة لها، فيتمّ إزالتها بسهولة وهذا ما يجعل العنصر قابلاً للتفاعل أكثر من غيره،^{[٩][١٢][١٥]} كما تُعدّ هذه العناصر عوامل اختزال قوية يُستفاد منها في العديد من العمليات الكيميائية^[١١] وتمتاز أيضاً بأنّها تُنتج لوناً مميزاً للهلب عند تسخينها باستثناء البيريليوم والمغنيسيوم؛ لأنّ الطاقة اللازمة لانتقال الإلكترونين تقع ضمن مستويات الطاقة المتاحة للطيف المرئي، لذلك عند تسخينها يظهر لون اللهب مختلف يُستخدَم لتمييز عنصر عن آخر، فعلى سبيل المثال عند تسخين السترونشيوم يَتنج لهب ذو لون قرمزي، بينما ينتج لهب ذو لون أخضر عند تسخين الباريوم،^[٢] ومن خصائصها أيضاً أنّها تكون هيدروكسيدات قلوية قابلة للتآكل باستثناء البيريليوم، كما أن جميعها يتفاعل مع الهالوجينات لتكوين الهاليدات، ومن المعروف أنّ الهاليدات هي بلورات أيونية، لكن كلوريد البيريليوم يشكل مركبات تساهمية.^[٩]

التفاعلات الكيميائية

تختلف شدة تفاعل عناصر المجموعة الثانية مقارنة بعناصر المجموعة الأولى، ويُذكر أن عنصر الراديوم مُشّع لذا فهو غير مُدرج في هذا القسم، ومن أهمّ تفاعلات عناصر المجموعة الثانية مع المواد الأخرى ما يأتي:^[٣]

• التفاعل مع الهيدروجين: تتفاعل جميع عناصر المجموعة مع الهيدروجين لإنتاج هيدرات فلزية، ومثال على ذلك:

Ca_(s)+H_2(g)→CaH_2(s)

• التفاعل مع الأكسجين: تتفاعل جميع عناصر المجموعة مع الأكسجين لإنتاج أكاسيد فلزية، باستثناء عنصر البيريليوم، ومثال على ذلك:

Sr_(s)+O_2(g)→SrO_2(s)

• التفاعل مع النيتروجين: يتطلب هذا التفاعل درجات حرارة مرتفعة، فلا يُمكن أن يحدث هذا التفاعل في الظروف العادية، ومثال على ذلك:

3Mg_(s)+N_(g)→Mg₃N_2(s)

• التفاعل مع الهالوجينات: تتفاعل جميع عناصر المجموعة الثانية مع الهالوجينات لتشكيل هاليدات فلزية، ومثال على ذلك:

Mg_(s)+Cl_2(g)→MgCl_2(s)

• التفاعل مع الماء: تتفاعل مع الماء لتُنتِج هيدروكسيد العنصر، إضافة إلى غاز الهيدروجين، باستثناء البيريليوم، ومثال على ذلك:

Ba_(s)+2H₂O_(l)→Ba(OH)_2(aq)+H_2(g)

• التفاعل مع الكربون: تتفاعل عناصر المجموعة الثانية -باستثناء عنصر البيريليوم- وأكاسيدها لإنتاج الكربيدات، والتي تتفاعل مع الماء لتحرر غاز الأسيتلين، ويُمكن كتابة التفاعل باستخدام صيغة المعادلة الآتية، حيث يرمز الحرف M إلى أي عنصر من عناصر المجموعة الثانية:^[٢]

M + 2C → MC₂

MC2 + 2H2O → M(OH) 2 + C2H2

حيث إنّ (M) تشير إلى أيّ عنصر من عناصر المجموعة الثانية أو أحد أكاسيدها.

• التفاعل مع ثاني أكسيد الكربون: تتفاعل هيدروكسيدات عناصر المجموعة الثانية مع غاز ثاني أكسيد الكربون لتكوين الكربونات، وعند تفاعل الكربونات مع غاز ثاني أكسيد الكربون تنتج البيكربونات، ويُمكن كتابة التفاعل باستخدام صيغة المعادلة الكيمائية الآتية، حيث يرمز الحرف M إلى أي عنصر من عناصر المجموعة: ^[٢]

M(OH) ₂ + CO₂→ MCO₃ + H₂O
توجد الكربونات في الحالة الصلبة، كما أنّها غير قابلة للذوبان في الماء، على عكس البيكربونات فهي قابلة للذوبان في الماء وتوجد فقط في محاليل، ويُشار إلى أنّ قابلية ذوبان كربونات عناصر المجموعة الثانية تنخفض بالنزول إلى أسفل المجموعة.

• التفاعل مع الكبريتات: تمتاز كبريتات معادن الأرض القلوبة بأنّها مواد صلبة ذات لون أبيض، كما أنّها ثابتة مع الحرارة، ويُذكر أنّ كبريتات البيريليوم والمغنيسيوم قابلة للذوبان في الماء بسهولة، وتنخفض قابليتها للذوبان من كبريتات الكالسيوم إلى كبريتات الباريوم في المجموعة.
• التفاعل مع النترات: تَنتج نترات عناصر المجموعة من ذوبان كربوناتها في حمض النتريك المخفف، فعلى سبيل المثال تتبلور نترات المغنيسيوم مع 6 جزيئات من الماء، في حين تتبلور نترات الباريوم مثل الملح اللامائي.

المجموعة الثانية في الجدول الدوري

يُطلق على عناصر المجموعة الثانية في الجدول الدوري معادن الأرض القلويّة، وتضمّ العناصر الآتية: البيريليوم، والمغنيسيوم، والكالسيوم، والباريوم، والسترونشيوم، والراديوم، وتمتاز هذه المعادن بأنّها فضية لينة، كما أنّ خصائصها الفلزية أدنى مقارنة بالخصائص الفلزية لعناصر المجموعة الأولى، ويُذكر أنّ جميع عناصر المجموعة الثانية تحتوي على إلكترونين في مدار التكافؤ ما يمنحها حالة تأكسد لتكوين أيون شحنته 2+.^[١٦]

ـــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــــ

• طاقة الإماهة: هي كمية الطاقة الحرارية الناتجة عن تكوين روابط جديدة بين الأيونات وجزيئات الماء.^[١٧]

المراجع

1. ↑ "Beryllium", www.rsc.org, Retrieved 6-12-2019. Edited.
2. ^ ^{أ ب ت ث ج ح خ د} "Alkaline Earth Metals", byjus.com, Retrieved 6-12-2019. Edited.
3. ^ ^{أ ب ت ث} "Properties of Alkaline Earth Metals", chem.libretexts.org,5-6-2019، Retrieved 6-12-2019. Edited.
4. ↑ Traci Pedersen (26-10-2016), "Facts About Calcium"، www.livescience.com, Retrieved 6-12-2019. Edited.
5. ↑ Carol Stoll  (7-11-2017), "Facts About Barium  "، www.livescience.com, Retrieved 6-12-2019. Edited.
6. ↑ Anne Marie Helmenstine (3-7-2019), "Strontium Facts"، www.thoughtco.com, Retrieved 6-12-2019.
7. ^ ^{أ ب} "Radium", periodic.lanl.gov, Retrieved 6-12-2019. Edited.
8. ↑ "RADON", dhss.delaware.gov,2015، Retrieved 23-12-2019. Edited.
9. ^ ^{أ ب ت ث} Anne Marie Helmenstine (7-9-2019), "What Are the Properties of the Alkaline Earth Metals"، www.thoughtco.com, Retrieved 6-12-2019. Edited.
10. ↑ R.C. Ropp (2013), Encyclopedia of the Alkaline Earth Compounds, Netherlands- Amsterdam: Elsevier , Page 1.  Edited.
11. ^ ^{أ ب ت ث} Courtenay Stanley Goss Phillips , Timothy P. Hanusa (24-1-2018), "Alkaline-earth metal"، www.britannica.com, Retrieved 6-12-2019. Edited.
12. ^ ^{أ ب} Gail B. C. Marsella (22-11-2019), "Alkaline Earth Metals"، www.encyclopedia.com, Retrieved 6-12-2019. Edited.
13. ^ ^{أ ب} Jim Clark (5-6-2019), "Physical Properties of Alkali Earth Metals"، chem.libretexts.org, Retrieved 6-12-2019. Edited.
14. ↑ "The Alkaline Earth Metals", courses.lumenlearning.com, Retrieved 6-12-2019. Edited.
15. ↑ "Alkaline Earth Metals", www.ck12.org, Retrieved 6-12-2019.
16. ↑ "Group 2 Elements: The Alkaline Earth Metals", chem.libretexts.org,23-6-2019، Retrieved 6-12-2019. Edited.
17. ↑ "ENTHALPIES OF SOLUTION AND HYDRATION", chemguide.co.uk, Retrieved 24-12-2019. Edited.