Erdalkalimetalle: Stellung und periodische Trends
Die Erdalkalimetalle im Periodensystem und ihre Gruppentrends bei Radien, Ionisierungsenergie, Elektronegativität und Hydratation, jeweils im Vergleich mit den Alkalimetallen.
Das Wichtigste in Kürze
- Die Erdalkalimetalle Be, Mg, Ca, Sr, Ba und Ra bilden die 2. Hauptgruppe: feste Leichtmetalle mit zwei Valenzelektronen (\(ns^2\)).
- Magnesium hat die Ordnungszahl 12 und steht in Periode 3 unter Beryllium, Strontium gehört zur 5. Periode.
- In Verbindungen treten alle Erdalkalimetalle nur in der Oxidationsstufe +2 auf, auch Beryllium; \(\ce{Ca^2+}\) wirkt nicht reduzierend.
- Von Be zu Ba wachsen Atom- und Ionenradien, während 1. Ionisierungsenergie und Elektronegativität sinken; \(\ce{M^2+}\) ist kleiner als \(\ce{M+}\) derselben Periode.
- Die 2. Ionisierungsenergie eines Erdalkalimetalls ist niedriger als die des Alkalimetalls derselben Periode, die 1. dagegen höher.
- Der Betrag der Hydratationsenthalpie sinkt von \(\ce{Be^2+}\) zu \(\ce{Ba^2+}\) und übertrifft den der \(\ce{M+}\)-Ionen; die Kationen wirken als Lewis-Säuren.
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Gruppe 2 im Überblick
Die Erdalkalimetalle bilden die 2. Hauptgruppe. In der Pharmazie begegnen sie dir ständig, von Magnesium- und Calciumsalzen bis zum Röntgenkontrastmittel Bariumsulfat.
| Merkmal | Ausprägung |
|---|---|
| Stellung im Periodensystem | 2. Gruppe, s-Block, Perioden 2 bis 7: Be (Z = 4), Mg (12), Ca (20), Sr (38), Ba (56), Ra (88) |
| Elektronenkonfiguration | [Edelgas] \(ns^2\), z. B. Mg: [Ne] \(3s^2\) |
| Wichtige Oxidationsstufen | ausschließlich +2 |
| Vorkommen und Gewinnung | nur gebunden, z. B. als Carbonate und Sulfate; Details in Vorkommen, Beryllium und Magnesium |
| Eigenschaften des Elements | silbrige, bei Raumtemperatur feste Leichtmetalle; starke Reduktionsmittel; Ra radioaktiv |
| Wichtige Verbindungen | \(\ce{MgO}\), \(\ce{Mg(OH)2}\), \(\ce{CaCO3}\), \(\ce{CaSO4*2H2O}\) (Gips), \(\ce{BaSO4}\) |
Stellung und Oxidationsstufe
Die Erdalkalimetalle stehen in der 2. Gruppe. Dazu gehören Beryllium, Magnesium, Calcium, Strontium, Barium und das radioaktive Radium. Wie die Alkalimetalle zählen sie zum s-Block und damit zu den Hauptgruppenelementen. Ihre Außenschale trägt zwei Valenzelektronen im s-Orbital.
Alle Elemente der Gruppe sind Metalle, auch das kleine Beryllium. Es bildet zwar auffallend kovalente Verbindungen, leitet als Element aber Strom und glänzt metallisch. Bei Raumtemperatur sind die Erdalkalimetalle fest. Von Beryllium bis Barium liegt ihre Dichte unter 5 g/cm³, sie gelten daher als Leichtmetalle. Calcium, Strontium und Barium sind also keine Schwermetalle, obwohl ihre Atommassen hoch sind. Zum Metallcharakter allgemein siehe Metallcharakter und Schrägbeziehung.
Ordnungszahlen und Perioden
Jedes Erdalkalimetall ist das zweite Element seiner Periode und folgt direkt auf das Alkalimetall. Die Periode entspricht der Hauptquantenzahl \(n\) der Valenzschale. Beryllium (Z = 4) steht in Periode 2 über Magnesium (Z = 12) in Periode 3. Magnesium ist also nicht das Erdalkalimetall mit der kleinsten Ordnungszahl. Es folgen Calcium (20) in Periode 4, Strontium (38) in Periode 5 und Barium (56) in Periode 6. Radium (88) schließt die Gruppe in Periode 7 ab.
Strontium liegt damit mitten in der Gruppe. Barium und Radium haben höhere Ordnungs- und Massenzahlen. Mit den Transuranen jenseits von Z = 92 hat Strontium nichts zu tun.
Die Abbildung hilft bei den Nachbarschaften. Kalium steht als Alkalimetall in Gruppe 1 direkt vor Calcium, Magnesium dagegen in Gruppe 2. Chlor gehört zur 3. Periode, also zur Periode des Magnesiums, nicht zu der des Calciums. Magnesium ist ein Erdalkalimetall und kein Alkalimetall. Auch zu den Übergangsmetallen zählt es nicht, denn der d-Block beginnt erst in Periode 4 mit Scandium. Die Einordnung von Magnesium mit Z = 12 und Strontium in der 5. Periode wird im Examen gerne gefragt.
Oxidationsstufe +2
Gibt ein Erdalkalimetall seine beiden s-Elektronen ab, erreicht es Edelgaskonfiguration. Das \(\ce{Mg^2+}\)-Ion etwa ist isoelektronisch zu Neon:
\[\ce{Mg -> Mg^2+ + 2e-}\]
Ein drittes Elektron müsste aus der abgeschlossenen Schale darunter stammen. Diese Energie bringt keine Bindung wieder auf. Deshalb treten alle Erdalkalimetalle, auch Beryllium, in Verbindungen in der Oxidationsstufe +2 auf. Dreiwertige Kationen wie \(\ce{Al^3+}\) in der Borgruppe bilden sie nicht.
Reduzierend wirkt das Metall, nicht sein Ion. \(\ce{Ca^2+}\) hat keine Valenzelektronen mehr abzugeben und wirkt deshalb nicht reduzierend.
Radien und Ionisierungsenergie
Mit jeder Periode kommt eine Elektronenschale hinzu. Atom- und Ionenradien nehmen deshalb von Beryllium zu Barium zu. Calcium ist größer als Magnesium, und \(\ce{Ba^2+}\) ist rund dreimal so groß wie \(\ce{Be^2+}\). Das \(\ce{Be^2+}\)-Ion ist das kleinste der Gruppe. Die Grundlagen stehen bei Atom- und Ionenradien.
Je weiter das Valenzelektron vom Kern entfernt ist, desto leichter lässt es sich abtrennen. Innere Schalen schirmen die Kernladung zusätzlich ab. Die 1. Ionisierungsenergie sinkt daher von Beryllium zu Barium: Beryllium hat die höchste, Barium die niedrigste. Parallel fällt die Elektronegativität. Die Metalle werden nach unten unedler und reaktiver. Zu den Begriffen siehe Ionisierungsenergie und Elektronegativität.
| Element | Atomradius (pm) | Ionenradius \(\ce{M^2+}\) (pm) | 1. IE (kJ/mol) | 2. IE (kJ/mol) | EN (Pauling) |
|---|---|---|---|---|---|
| Be | 112 | 45 | 900 | 1757 | 1,57 |
| Mg | 160 | 72 | 738 | 1451 | 1,31 |
| Ca | 197 | 100 | 590 | 1145 | 1,00 |
| Sr | 215 | 118 | 549 | 1064 | 0,95 |
| Ba | 222 | 135 | 503 | 965 | 0,89 |
Die Ionenradien gelten für Koordinationszahl 6. Jede Spalte zeigt einen durchgehenden Trend ohne Ausreißer.
Vergleich mit den Alkalimetallen
Vergleicht man Nachbarn derselben Periode, zeigt sich der Einfluss der Kernladung. \(\ce{Na+}\) und \(\ce{Mg^2+}\) besitzen beide die Elektronenhülle des Neons. Magnesium hat aber ein Proton mehr und zieht dieselben zehn Elektronen stärker an. Das \(\ce{M^2+}\)-Ion ist daher kleiner als das \(\ce{M+}\)-Ion derselben Periode.
- Konfiguration [Ne] \(3s^1\)
- \(\ce{Na+}\): 102 pm
- IE: 496 kJ/mol
- IE: 4562 kJ/mol
- Konfiguration [Ne] \(3s^2\)
- \(\ce{Mg^2+}\): 72 pm
- IE: 738 kJ/mol
- IE: 1451 kJ/mol
Die höhere Kernladung erklärt auch die erste Ionisierungsenergie. Ein Erdalkalimetall hält sein erstes Elektron fester als das Alkalimetall davor. Die niedrigste 1. Ionisierungsenergie einer Periode hat deshalb das Alkalimetall, nicht das Erdalkalimetall.
Bei der 2. Ionisierungsenergie kehrt sich das Bild um. Beim Magnesium stammt das zweite Elektron noch aus der Valenzschale. Beim Natrium müsste es aus der stabilen Edelgasschale gerissen werden. Besonders prüfungsrelevant ist genau diese Umkehr: Die 2. Ionisierungsenergie eines Erdalkalimetalls ist niedriger als die des Alkalimetalls derselben Periode, die 1. dagegen höher. Wie die Abbildung zeigt, gilt das in jeder Periode.
Hydratation und Lewis-Acidität
Gelangt ein Kation in Wasser, richten sich die Wassermoleküle mit dem partiell negativen Sauerstoff zum Ion aus. Dabei wird Energie frei, die Hydratationsenthalpie \(\Delta H_\mathrm{hydr}\). Sie ist stets negativ. Die thermodynamischen Grundlagen findest du bei Gitterenergie, Hydratations- und Lösungsenthalpie.
Wie fest die Hülle sitzt, hängt von der Ladungsdichte ab, grob vom Verhältnis Ladung zu Radius. Man kann sich das Ion wie einen kleinen Magneten vorstellen: Je kompakter und stärker er ist, desto fester haften die Wassermoleküle. In der Gruppe bleibt die Ladung gleich, der Radius wächst. Der Betrag der Hydratationsenthalpie sinkt also von \(\ce{Be^2+}\) zu \(\ce{Ba^2+}\). So wird \(\ce{Mg^2+}\) stärker hydratisiert als \(\ce{Sr^2+}\), und in der Reihe \(\ce{Ca^2+}\), \(\ce{Sr^2+}\), \(\ce{Ba^2+}\) fällt der Betrag weiter.
| Periode | \(\ce{M+}\) | \(\Delta H_\mathrm{hydr}\) (kJ/mol) | \(\ce{M^2+}\) | \(\Delta H_\mathrm{hydr}\) (kJ/mol) |
|---|---|---|---|---|
| 2 | \(\ce{Li+}\) | ≈ −519 | \(\ce{Be^2+}\) | ≈ −2494 |
| 3 | \(\ce{Na+}\) | ≈ −406 | \(\ce{Mg^2+}\) | ≈ −1921 |
| 4 | \(\ce{K+}\) | ≈ −322 | \(\ce{Ca^2+}\) | ≈ −1577 |
| 5 | \(\ce{Rb+}\) | ≈ −293 | \(\ce{Sr^2+}\) | ≈ −1443 |
| 6 | \(\ce{Cs+}\) | ≈ −264 | \(\ce{Ba^2+}\) | ≈ −1305 |
Gegenüber den Alkalimetallionen derselben Periode ist der Betrag deutlich größer. Das \(\ce{M^2+}\)-Ion trägt die doppelte Ladung und ist zugleich kleiner. Beide Effekte addieren sich, sodass \(\ce{Mg^2+}\) fast fünfmal so viel Energie freisetzt wie \(\ce{Na+}\). Diese Hydratationsenthalpie gleicht in Lösung die zweite Ionisierungsenergie mehr als aus. Deshalb liegen Erdalkalimetalle in Wasser stabil als \(\ce{M^2+}\) vor. Die Trends der Gruppe 1 behandelt Alkalimetalle: Stellung und Trends.
Diesen Trend solltest du sicher können: Der Betrag der Hydratationsenthalpie sinkt von \(\ce{Be^2+}\) über \(\ce{Mg^2+}\), \(\ce{Ca^2+}\) und \(\ce{Sr^2+}\) zu \(\ce{Ba^2+}\) und ist für jedes \(\ce{M^2+}\) größer als für das \(\ce{M+}\) derselben Periode. Achte auf das Wort Betrag: Die Werte sind negativ, „abnehmen“ heißt hier „weniger negativ werden“.
Kationen als Lewis-Säuren
Die Wassermoleküle der Hydrathülle binden über freie Elektronenpaare des Sauerstoffs an das Kation. Das Kation nimmt diese Elektronenpaare auf und wirkt damit als Lewis-Säure. So entsteht etwa das oktaedrische Hexaaquamagnesium-Ion:
\[\ce{Mg^2+ + 6H2O -> [Mg(H2O)6]^2+}\]
![Schema des oktaedrischen [Mg(H2O)6]2+-Ions im Vergleich zu einem hydratisierten Ba2+-Ion](img/abb-03.svg)
Die Abbildung zeigt den Unterschied: Das kleine \(\ce{Mg^2+}\) hält seine sechs Wassermoleküle fest, das große \(\ce{Ba^2+}\) nur locker. Am stärksten ist die Lewis-Acidität beim winzigen \(\ce{Be^2+}\), das vier Wassermoleküle tetraedrisch bindet. Auf derselben Elektronenpaar-Aufnahme beruht die Komplexbildung von \(\ce{Ca^2+}\) und \(\ce{Mg^2+}\) mit EDTA.
Kleines Ion, hohe Ladung: großer Betrag der Hydratationsenthalpie und starke Lewis-Säure. Beide Trends folgen derselben Ladungsdichte.
Quiz
Aussage 1
Das \(\ce{Mg^2+}\)-Ion hat einen kleineren Radius als das \(\ce{Na+}\)-Ion.
Beide haben die Elektronenhülle des Neons, doch Magnesium besitzt ein Proton mehr und zieht die Elektronen stärker an (72 pm gegenüber 102 pm).
Aussage 2
Magnesium besitzt die Ordnungszahl 12 und steht in der 3. Periode.
Magnesium (Z = 12) folgt in Periode 3 auf Natrium und steht unter Beryllium.
Aussage 3
Strontium ist das Erdalkalimetall der 4. Periode.
In Periode 4 steht Calcium. Strontium (Z = 38) gehört zur 5. Periode.
Aussage 4
Erdalkalimetall-Kationen können als Lewis-Säuren wirken, indem sie freie Elektronenpaare von Wassermolekülen aufnehmen.
So entstehen Aquakomplexe wie \(\ce{[Mg(H2O)6]^2+}\). Das Kation ist der Elektronenpaar-Akzeptor.
Aussage 5
Beryllium bildet ähnlich wie Aluminium bevorzugt Verbindungen in der Oxidationsstufe +III.
Beryllium tritt wie alle Erdalkalimetalle nur in der Oxidationsstufe +2 auf, weil ein drittes Elektron aus der Edelgasschale stammen müsste.
Aussage 6
\(\ce{Sr^2+}\) hat eine betragsmäßig größere Hydratationsenthalpie als \(\ce{Mg^2+}\).
Der Betrag sinkt mit wachsendem Ionenradius. Das kleinere \(\ce{Mg^2+}\) wird stärker hydratisiert als \(\ce{Sr^2+}\).
Aussage 7
Für Calcium ist die zweite Ionisierungsenergie niedriger als für Kalium.
Bei Calcium stammt das zweite Elektron noch aus der Valenzschale, bei Kalium müsste es aus der Edelgasschale entfernt werden.
Aussage 8
Unter den Erdalkalimetallen hat Barium die höchste erste Ionisierungsenergie.
Die 1. Ionisierungsenergie sinkt von Be zu Ba. Beryllium hat die höchste, Barium die niedrigste.
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