Egenskaper

Alla medlemmar i grupp 2 har två valenselektroner. De beter sig ungefär likadant som alkalimetallerna, baserat på att de vill lämna ifrån sig elektroner för att nå ädelgasstruktur, men de måste i stället lämna ifrån sig två elektroner. Det är svårare för en atom att lämna ifrån sig två elektroner, vilket gör att de alkaliska jordartsmetallerna i grupp 2 inte reagerar lika häftigt som alkalimetallerna i grupp 1.

Reaktioner

De alkaliska jordartsmetallerna reagerar inte med fullt så många ämnen som alkalimetallerna gör. De tar del i ungefär samma reaktioner, fast de går långsammare (om de sker över huvud taget).

Precis som alkalimetallerna reagerar de med halogener:

\(\mathrm{Mg(s) + Cl_2(g) \longrightarrow \:MgCl_2(s)}\)

De reagerar även med vatten:

\(\mathrm{Ca(s) + 2H2O(l) \longrightarrow \:CaOH_2(aq) + H_2(g)}\)

Det krävs dock ofta en högre temperatur på vattnet för att reaktionen ska ske. Reaktionerna är inte lika snabba och explosiva som motsvarande alkalimetalls reaktion är. För att jämföra kan man kolla på kalciums reaktion med vatten och kaliums reaktion med vatten. Dessa ligger precis bredvid varandra i periodiska systemet, men kalcium är en alkalisk jordartsmetall och kalium är en alkalimetall. Kalciums reaktion är mycket långsammare, och utvecklar inte tillräckligt med värme för att antända vätgasen.

Om man låter metallerna utsättas för vanlig luft bildas ett skyddande skikt av oxid, vilket hindrar syre från att fortsätta reagera med metallen:

\(\mathrm{2Ca(s) + O_2(g) \longrightarrow \:2CaO(s)}\)

Förekomst i naturen

Magnesiumjoner, kalciumjoner och strontiumjoner är ganska vanligt förekommande i naturen. Beryllium och radium stöter man däremot inte på så ofta.

Magnesiumjoner behövs för att många av våra enzymer ska fungera, och används dessutom i klorofyll, vilket är en avgörande komponent i växternas fotosyntes. Kalciumjoner behövs dels för att bygga upp vårt skelett, och dels för att det används som en signalsubstans i våra celler.