Composés du Groupe 2

Composés du groupe 2 : signification et exemples

Tout d'abord, répondons à une question fondamentale : que sont les composés du groupe 2 ?

Les éléments dugroupe 2 sont également connus sous le nom de métaux alcalino-terreux et font partie du bloc s du tableau périodique. Ils possèdent tous deux électrons dans leur enveloppe externe.

Fig. 1 : Schéma du tableau périodique, mettant en évidence les métaux du groupe 2. Originaux StudySmarter

Lorsque les atomes des métaux du groupe 2 réagissent pour former des ions, ils perdent leurs deux électrons externes et forment ainsi des cations positifs avec une charge de +2. Ces cations peuvent se lier à toute une série d'anions négatifs, formant ainsi des composés ayant une myriade de propriétés et d'utilisations différentes. Les anions négatifs des composés du groupe 2 ont toujours une charge totale combinée de -2.

Voici des exemples de composés du groupe 2. Nous avons utilisé la lettre M pour représenter un métal général du groupe 2 :

• Hydroxydes, M(OH₎₂.
• Carbonates, _MCO3.
• Sulfates, _MSO4.
• Nitrates, M(_NO3)2.

Propriétés des composés du groupe 2

Nous savons donc maintenant ce que sont les composés du groupe 2. Mais comment se comportent-ils et quelles sont leurs différences ? Nous allons explorer cette question en examinant leurs propriétés et leurs réactions. Pour commencer, nous allons examiner les propriétés des composés du groupe 2, notamment :

• La solubilité.
• La stabilité thermique.

Solubilité

Si tu as déjà passé une radiographie de ton tube digestif, tu as probablement mangé un repas de sulfate de baryum (_BaSO4 ) au préalable. Ce composé blanc du groupe 2 est insoluble dans l'eau et apparaît donc sur la radiographie, aidant à dessiner les caractéristiques de ton intestin. Tu ne pourrais pas utiliser le sulfate de magnésium (_MgSO4), un autre composé du groupe 2, à cette fin, car il est beaucoup plus soluble dans l'eau. Au lieu de cela, nous utilisons le sulfate de magnésium dans les sels de bain et les aquariums marins, pour augmenter les concentrations de ^Mg2+ aqueux. Nous allons maintenant étudier la solubilité des composés du groupe 2, y compris les tendances observables et leur explication.

Tendance

Les informations ci-dessus te permettent de deviner que les sulfates du groupe 2 deviennent moins solubles au fur et à mesure que l'on descend dans le tableau périodique. Cependant, d'autres composés du groupe 2 présentent des tendances différentes en matière de solubilité :

• Comme nous l'avons mentionné, la solubilité des sulfates du groupe 2 diminue à mesure que l'on descend de groupe dans le tableau périodique.
• En revanche, la solubilité des hydroxydes du groupe 2 augmente à mesure que tu descends dans le groupe.

Par exemple, voici une équation représentant la dissolution d'un hydroxyde soluble du groupe 2, l'hydroxyde de baryum :

$$Ba(OH)_2(s)\circuit Ba^{2+}(aq)+2OH^-(aq)$$.

Nous avons résumé ces informations dans un tableau pratique pour toi :

Fig. 2. Tableau montrant la tendance de la solubilité des hydroxydes et des sulfates du groupe 2.StudySmarter Originals

Explication

La solubilité dépend du changement d'enthalpie de solution du composé (_ΔHs°). Plus le changement d'enthalpie est positif (plus il est endothermique), moins le composé est soluble. Le changement d'enthalpie de la solution est à son tour affecté par l'enthalpie du réseau du composé (_ΔHL°), et le changement d'enthalpie totale d' hydratation (_ΔHh°) des ions à l'intérieur du composé. Plus l'ampleur de l'enthalpie de réseau est grande, et plus l'ampleur des changements d'enthalpie d'hydratation combinés est petite, plus le changement d'enthalpie global de la solution est positif , et donc moins le composé est soluble.

Considérons l'enthalpie de solution des sulfates du groupe 2 :

• L'enthalpie de réseau diminue à mesure que l'on descend dans le groupe 2 du tableau périodique. En effet, la taille du cation métallique du groupe 2 augmente, mais sa charge reste la même, ce qui réduit sa densité de charge globale et son attraction sur l'anion sulfate.
• L'enthalpie d'hydratation du cation métallique du groupe 2 diminue également au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe. Cela est encore une fois dû à la taille relative des ions.
• Cependant, l'enthalpie de réseau diminue par paliers relativement petits. Cela est dû à la grande taille des ions sulfate par rapport à la taille des cations métalliques. En revanche, l'enthalpie d'hydratation diminue par paliers relativement importants. Cela signifie que dans l'ensemble, le changement d'enthalpie de la solution augmente(devient plus endothermique) au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe du tableau périodique. La solubilité augmente donc.

Fig. 3 : Diagramme d'enthalpie expliquant la tendance de la solubilité des sulfates du groupe 2.StudySmarter Originals

Des principes similaires s'appliquent à la solubilité des hydroxydes du groupe 2, mais avec un résultat différent :

• L'enthalpie de réseau diminue à nouveau en magnitude au fur et à mesure que l'on descend de groupe dans le tableau périodique.
• L'enthalpie combinée d'hydratation diminue également en magnitude à mesure que l'on descend dans le groupe.
• Cependant, les enthalpies de réseau diminuent par paliers plus importants que les enthalpies combinées d'hydratation en raison de la taille relativement petite de l'ion hydroxyde par rapport au cation métallique positif. Cela signifie que dans l'ensemble, le changement d'enthalpie de la solution diminue (devient moins endothermique) au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe du tableau périodique. La solubilité augmente donc.

Fig. 4 : Diagramme d'enthalpie expliquant la tendance de la solubilité des hydroxydes du groupe 2.StudySmarter Originals

Stabilité thermique

À présent, découvrons les stabilités thermiques des composés du groupe 2.

Tendance

Heureusement pour toi, tu ne dois retenir qu'une seule tendance pour la stabilité thermique des nitrates et des carbonates du groupe 2 :

• La stabilité thermique des nitrates du groupe 2 augmente au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe dans le tableau périodique.
• De même, la stabilité thermique des carbonates du groupe 2 augmente également à mesure que l'on descend dans le groupe.

Cela signifie que les nitrates et les carbonates du groupe 2 doivent être chauffés à des températures plus élevées avant de se décomposer, à mesure que l'on descend du magnésium au baryum dans le tableau périodique. Les nitrates du groupe 2 se décomposent thermiquement en oxydes métalliques (MO), en dioxyde d'azote (_NO2) et en oxygène (_O2), tandis que les carbonates du groupe 2 se décomposent thermiquement en oxydes métalliques (MO) et en dioxyde de carbone (_CO2).

Par exemple, voici les équations montrant la décomposition thermique du nitrate de magnésium (Mg(_NO3)2) et du carbonate de magnésium (_MgCO3) :

$$2Mg(NO_3)_2(s)\rightarrow 2MgO(s)+4NO_2(g)+O_2(g)$$$.

$$MgCO_3(s)\righrighrow MgO(s)+CO_2(g)$$

Voici à nouveau un tableau qui résume les nouvelles informations :

Fig. 5 : Un tableau résumant les tendances de la stabilité thermique des nitrates et des carbonates du groupe 2.StudySmarter Originals

Explication

La stabilité thermique dépend de la variation d'enthalpie de la réaction de décomposition (_ΔH°r). Plus le changement d'enthalpie est positif, plus le composé est thermiquement stable, et plus la température dont il a besoin pour se décomposer thermiquement est élevée. Mais qu'est-ce qui provoque des différences dans la variation d'enthalpie de la réaction de décomposition ? Tout dépend de la taille du cation du groupe 2 et de sa capacité de polarisation relative. Nous allons examiner cela en termes de carbonates du groupe 2, mais les mêmes idées s'appliquent aux nitrates du groupe 2.

• Lorsque les carbonates se décomposent thermiquement, l'une des liaisons C-O de l'ion carbonate ^CO32- se brise et libère du_CO2.
• Au fur et à mesure que tu descends dans le groupe 2 du tableau périodique, la taille des cations métalliques augmente.
• Cependant, tous les cations métalliques du groupe 2 ont la même charge. Cela signifie qu'à mesure que tu descends dans le groupe, la densité de charge diminue. Par conséquent, la capacité de polarisation de l'ion diminue.
• Les ions métalliques plus petits sont beaucoup plus aptes à polariser d'autres espèces que les cations métalliques plus grands. Ainsi, les petits cations du groupe 2 sont plus à même de polariser l'ion carbon ate que les grands cations du groupe 2, ce qui affaiblit l'une des liaisons C-O de l'ion carbonate. Cette liaison est alors plus facile à rompre.
• Par conséquent, l'ion carbonate se décompose thermiquement beaucoup plus facilement.
• Par conséquent, les carbonates métalliques du groupe 2 avec des cations métalliques plus petits sont beaucoup moins stables thermiquement que ceux avec des cations métalliques plus grands, et donc la stabilité thermique augmente au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe.

Réactions des composés du groupe 2

Connais-tu les applications du chlorure de calcium (_CaCl2), un composé du groupe 2 ? Par exemple, même dans l'industrie alimentaire, il est utilisé de diverses manières :

• Pour aider à raffermir les fruits en conserve et le tofu, une source courante de protéines d'origine végétale.
• Dans les boissons pour sportifs, il sert d'électrolyte.
• Grâce à son goût salé, il est également utilisé pour aromatiser les cornichons sans augmenter leur teneur en sodium.

Le chlorure de calcium est obtenu en faisant réagir des composés du groupe 2 avec de l'acide chlorhydrique dilué. Explorons maintenant plus en détail cette réaction, ainsi que d'autres réactions des composés du groupe 2. Nous allons voir comment les oxydes (MO), les hydroxydes (M(OH)₂) et les carbonates (_MCO3) du groupe 2 réagissent avec l'eau, l'acide chlorhydrique et l'acide sulfurique.

Réaction avec l'eau

Nous avons déjà étudié la façon dont les hydroxydes du groupe 2 réagissent avec l'eau - ils se dissolvent avec une solubilité variable. Mais nous n'avons pas encore vu les réactions entre les oxydes ou les carbonates du groupe 2 et l'eau :

• Les oxydes dugroupe 2 réagissent avec l'eau pour former un hydroxyde, M(OH)₂.
• Les hydroxydes dugroupe 2 se dissolvent dans l'eau avec une solubilité variable. La solubilité augmente au fur et à mesure que l'on descend de groupe dans le tableau périodique. Les solutions deviennent également de plus en plus alcalines, ce qui donne l'autre nom aux éléments du groupe 2 : les métaux alcalins.
• En revanche, les carbonates du groupe 2 sont insolubles dans l'eau - ils ne réagissent pas du tout.

Voici l'équation générale de la réaction d'un oxyde du groupe 2 avec l'eau :

$$MO(s)+H_2O(l)\rightarrow M(OH)_2(aq)$$.

Réaction avec l'acide chlorhydrique

Les oxydes, hydroxydes et carbonates du groupe 2 réagissent tous avec l' acide chlorhydrique dilué pour former un sel de chlorure (_MCl2), ainsi que d'autres produits :

• Les oxydes du groupe2 réagissent avec l'acide chlorhydrique dilué pour former un sel de chlorure et de l'eau.
• Leshydroxydes du groupe 2 réagissent également avec l'acide chlorhydrique dilué pour former un sel de chlorure et de l'eau.
• Lescarbonates du groupe 2 réagissent avec l'acide chlorhydrique dilué pour former un sel de chlorure, de l'eau et du dioxyde de carbone.

Les chlorures du groupe 2 sont très solubles, et tous les composés se dissolvent donc facilement en solution. Voici l'équation générale de la réaction d'un hydroxyde du groupe 2 avec l'acide chlorhydrique :

$$M(OH)_2(aq)+2HCl(aq)\rightarrow MCl_2(aq)+2H_2O(l)$$.

Réaction avec l'acide sulfurique

Dernier point : comment les oxydes, hydroxydes et carbonates du groupe 2 réagissent-ils avec l'acide sulfurique dilué? C'est simple - ils produisent des sels de sulfate. Une fois de plus, les produits supplémentaires varient.

• Les oxydes dugroupe 2 réagissent avec l'acide sulfurique dilué pour former un sel de sulfate et de l'eau.
• Leshydroxydes du groupe 2 réagissent également avec l'acide sulfurique dilué pour former un sel de sulfate et de l'eau.
• Lescarbonates du groupe 2 réagissent avec l'acide sulfurique dilué pour former un sel de sulfate, de l'eau et du dioxyde de carbone.

L'ampleur de la réaction dépend de la solubilité du sulfate formé et du fait que le réactif soit solide ou non. Si le sulfate de métal est insoluble, il précipite hors de la solution et sur la surface de tout réactif solide. Cela empêche toute réaction ultérieure de se produire. En revanche, si le sulfate formé est soluble, la réaction se poursuit.

Voici comment les carbonates du groupe 2 réagissent avec l'acide sulfurique pour produire un sulfate soluble :

_$$MCO3(S)+H_2SO_4(aq)\rightarrow MSO_4(aq)+H_2O(l)+CO_2(g)$$.

Résumé

Pour t'aider à consolider ton apprentissage, nous avons réalisé un tableau pratique rassemblant les différentes réactions des composés du groupe 2 :

Utilisations des composés du groupe 2

Pour terminer cet article, parlons de quelques utilisations des composés courants du groupe 2. Cependant, rappelle-toi que cette liste n'est pas exhaustive - les composés du groupe 2 ont des centaines d'applications différentes ! Ils couvrent toutes sortes d'industries, des soins de santé et des produits pharmaceutiques à l'agriculture et à la construction :

• L'oxyde de magnésium (MgO) est un solide blanc et peut être utilisé comme céramique résistante à la chaleur pour tapisser les fours en raison de sa température de fusion très élevée.
• Le MgO se transforme en hydroxyde de magnésium (Mg(OH)₂) lorsqu'il réagit avec l'eau. Ce composé insoluble est l'ingrédient actif du lait de magnésie, utilisé pour soulager les indigestions .
• L'hydroxyde de calcium (Ca(OH)₂) est normalement connu sous le nom d'eau de chaux. Il est utilisé en agriculture pour augmenter le pH du sol.
• D'autre part, l'oxyde de calcium (CaO) peut être utilisé pour éliminer les polluants de dioxyde de soufre (_SO2) des gaz de combustion. Le _SO2 se forme lorsque les combustibles fossiles sont brûlés pour produire de l'électricité.
• Lesulfate de baryum (_BaSO4) est utilisé en médecine en raison de son insolubilité. Il absorbe fortement les rayons X et est utilisé pour diagnostiquer les troubles de l'intestin et de l'estomac. Comme il est insoluble, il n'est pas absorbé dans le sang à partir de l'intestin.
• Lechlorure de baryum acidifié (_BaCl2) est utilisé pour tester la présence d'ions sulfate. Pour ce faire, on ajoute de l'acide chlorhydrique dilué à la solution inconnue, puis du chlorure de baryum. Si un précipité blanc de sulfate de baryum insoluble se forme, nous savons que les ions sulfate sont présents.