Grupa 2 – Berylowce

Beryl

Twardy, szarofioletowy metal, który na powietrzu pokrywa się warstwą tlenku zmniejszając swoją aktywność chemiczną. Rozpowszechnienie tego pierwiastka w skorupie ziemskiej szacuje się na 0,001% atomowych. Głównymi minerałami są beryl - Be₃Al₂(SiO₃)₆, chryzoberyl- Al₂BeO₄ i fenakit - Be₂SiO₄. Nie reaguje z wodą nawet w podwyższonej temperaturze. związki berylu, jak i sam metal, są toksyczne powodując chorobę zwaną berylozą. Beryl i jego związki wykazują charakter amfoteryczny. Wodorotlenek berylu można strącić z roztworów soli tego pierwiastka działaniem jonów wodorotlenkowych. Wytrącająca się biała galeretowata masa pod działaniem nadmiaru wodorotlenku litowca rozpuszcza się przechodząc w rozpuszczalny berylan [Be(OH)₄]^–.  Metaliczny beryl otrzymuje się przez elektrolizę stopionej mieszaniny BeCl₂ i NaCl co prowadzi do otrzymania metalu w postaci płatków. Elektroliza stopionego zasadowego fluorku berylu daje metal w postaci cieczy, która krzepnąc daje beryl w postaci litej. Ze względu na swoją małą gęstość i dużą wytrzymałość beryl znajduje zastosowanie w konstrukcji pojazdów kosmicznych. Wykorzystuje się go do sporządzania okienek przepuszczających promieniowanie rentgenowskie w lampach rentgenowskich. Ponieważ silnie pochłania neutrony jest stosowany jako moderator w reaktorach atomowych. Ponadto wykorzystuje się go do produkcji stopów odznaczających się wysoką wytrzymałością i twardością. Związki berylu są niebezpieczne, a ich pyły mogą być toksyczne nawet w niewielkich ilościach. Niektóre z jego rud są kamieniami szlachetnymi (euklaz, fenakit, beryl). Zabarwiona odmiana minerału berylu to szmaragd.

Związki berylu:

wodorek berylu – BeH₂– otrzymuje się np. w reakcji chlorku berylu z wodorkiem litu w roztworze eterowym, jest on ciałem stałym, trudno lotnym, wrażliwym na działanie powietrza i wilgoci. W temperaturze 573K rozkłada się na pierwiastki.

fluorek berylu – BeF₂ – otrzymuje się przez ogrzewanie fluoroberylanu amonowego (NH₄)₂BF₄ w strumieniu dwutlenku węgla. Jest szklistą, higroskopijną substancją o gęstości 1,99 g·cm^-3 i temperaturze wrzenia około 1073K. W wodzie rozpuszcza się; w obecności fluorków litowców z roztworów krystalizują sole podwójne o składzie: M^IBeF₃, M₃^IBe₂F₇, M₂^IIBeF₄.

chlorek berylu– BeCl₂ - otrzymuje się przez ogrzewanie metalicznego berylu w strumieniu chloru lub chlorowodoru, ewentualnie w reakcji CCl₄ z BeO w temp. 1073K. Tworzy higroskopijne kryształy o temp. topnienia 678K i wrzenia 761K. Bezwodny chlorek dobrze rozpuszcza się w alkoholu i eterze i łatwo tworzy z rozpuszczalnikiem związki addycyjne. Wodne roztwory mają odczyn silnie kwaśny w wyniku hydrolizy.

tlenek berylu – BeO – otrzymuje się w wyniku prażenia wodorotlenku lub soli berylu. Jest sypkim, białym proszkiem o temperaturze topnienia 2803K i twardości w skali Mohsa 9. W wodzie rozpuszcza się słabo, a silnie wyprażony nie rozpuszcza się też w kwasach. Prażony z węglem przechodzi w węglik Be₂C.

wodorotlenek berylu – Be(OH)₂ – istnieje w dwóch odmianach. po dodaniu alkaliów do roztworu soli berylu strąca się biały, galaretowaty osad wodorotlenku, który jest trudno rozpuszczalny w wodzie. Po dłuższym przechowywaniu lub ogrzewaniu przechodzi w trwałą odmianę trudno rozpuszczalną w kwasach i zasadach. Świeżo strącony wodorotlenek rozpuszcza się w alkaliach tworząc berylany:
Be(OH)₂ + 2KOH → K₂[Be(OH)₄] → K₂BeO₂ + 2H₂O

węglik berylu – Be₂C – otrzymuje się z tlenku berylu i węgla w temperaturze 2273K przy zastosowaniu podwyższonego ciśnienia i atmosfery wodoru. Tworzy ceglastoczerwone, bardzo twarde, kryształy o dużej odporności termicznej. Pod wpływem wody rozkłada się z wydzieleniem metanu:
Be₂C + 4H₂O → 2Be(OH)₂ + CH₄

Magnez

Lekki, srebrzystobiały metal o połysku, który szybko zanika na powietrzu. Czysty magnez jest plastyczny i łatwo obrabialny. Niewielkie zanieczyszczenia pogarszają te właściwości. W temperaturze pokojowej zachodzą reakcje tylko z kwasami. Podgrzany, reaguje gwałtownie z tlenem paląc się białym, bardzo jasnym płomieniem. Jest dobrym przewodnikiem elektryczności. Występuje głównie w związkach (węglany, krzemiany, chlorki i siarczany). Znaczne ilości związków magnezu zawiera woda morska. Głównymi minerałami są: magnezyt MgCO₃, dolomit MgCO₃·CaCO₃, bischofit MgCl₂·6H₂O, kizeryt MgSO₄·H₂O, karnalit KCl·MgCl₂·6H₂O, kainit KCl·MgSO₄·3H₂O, schonit K₂SO₄·MgSO₄·H₂O, oliwin (Mg,Fe)₂SiO₄, azbest serpentynowy Mg₆(OH)₈(Si₄O₁₁)·H₂O, talk Mg₃(OH)₂(Si₄O₁₀), enstatyt MgSiO₃. Jest ważnym składnikiem chlorofilu i tkanek zwierzęcych. Zawartość w skorupie ziemskiej 2,09% wagowego.

Magnez w stopach z innymi pierwiastkami tworzy wytrzymałe, lekkie i obojętne chemicznie materiały, wykorzystywane głównie do budowy samolotów, a także przedmiotów codziennego użytku. Czysty magnez używany był dawniej jako proszek fotograficzny (magnezja) i pełnił rolę dzisiejszej lampy błyskowej. Obecnie stosowany jest do wypełniania amunicji oświetlającej, jako materiał na pokrycia innych metali i w technice próżniowej.
Otrzymuje się go przeważnie metodą elektrolityczną i elektrotermiczną. Materiałem wyjściowym jest węglan magnezu

Związki magnezu:

Węglan magnezu – MgCO₃ –  minerał tworzący nieraz duże skupienia o znaczeniu przemysłowym; wypalony służy do wyrobu materiałów ogniotrwałych. Znajduje zastosowanie w ceramice i jako wypełniacz do farb, papieru i kauczuku. Jest surowcem do otrzymywania magnezu i jego związków. Obojętny węglan magnezu daje się strącić z roztworów soli magnezu nasyconych dwutlenkiem węgla. Natomiast węglany litowców z roztworów soli magnezu strącają zasadowy węglan magnezu tzw. magnezję białą: Mg(OH)₂·4MgCO₃·4H₂O. Węglan magnezu jest związkiem trudno rozpuszczalnym w wodzie. W wyniku ogrzewania węglanu magnezu w temperaturze 540^oC (813K) przechodzi on w tlenek MgO z odszczepieniem CO₂.

Chlorek magnezu – MgCl₂ – białe, krystaliczne ciało stałe otrzymywane na skalę techniczną przez przeróbkę karnalitu MgCl₂·KCl·6H₂O, występującego w złożach soli potasowych. Bezwodny chlorek magnezowy jest silnie higroskopijny. Z nasyconych roztworów wodnych wydziela się w postaci sześciowodnej soli, którą można odwodnić bez rozkładu tylko w atmosferze gazowego chlorowodoru. W zwykłych warunkach w czasie ogrzewania przechodzi on w tlenochlorki o zmiennym składzie:

2MgCl₂ + H₂O -> Mg₂OCl₂ + 2HCl

Jest związkiem bardzo dobrze rozpuszczalnym w wodzie.

Cytrynian magnezu – Mg₃(C₆H₅O₇)₂·4H₂O – używany jest w medycynie. Jest popularnym środkiem musującym.

Wodorotlenek magnezu – Mg(OH)₂ – wytrąca się z roztworów soli magnezowych pod działaniem wodorotlenków litowców (sodu i potasu). Białe ciało stałe, bardzo słabo rozpuszczalne w wodzie (w 100 g wody rozpuszcza się 2·10^–3g Mg(OH)₂). Ilość wodorotlenku magnezu rozpuszczonego w czystej wodzie jest niewielka, ale wystarczająca aby nadać roztworowi odczyn alkaliczny. W przyrodzie związek ten występuje w postaci minerału brucytu. Wodorotlenek magnezu wykorzystuje się w medycynie jako tzw. mleko magnezjowe oraz w przemyśle w procesie rafinacji cukru.

Siarczan(VI) magnezu – MgSO₄ – sól gorzka - zwyczajowa nazwa siedmiowodnego siarczanu magnezowego. Bezbarwne kryształy o gorzkim smaku, rozpuszczalne w wodzie. Stosowany w lecznictwie jako środek przeczyszczający, a także do wyrobu wód mineralnych, oraz w farbiarstwie. Podczas ogrzewania siedmiowodny siarczan magnezu traci wodę i w temperaturze około 147^oC (420K) przechodzi w sól jednowodną, występującą w złożach soli potasowych jako minerał kizeryt. Powyżej temperatury 197^oC (470K) przechodzi on w sól bezwodną. Siedmiowodny siarczan magnezu jest izomorficzny z siedmiowodnymi siarczanami cynku, żelaza, kobaltu i niklu - wszystkie te hydraty są nazywane witriolami, a w ich strukturze występują kationy metalu otoczone sześcioma cząsteczkami wody. Pozostała cząsteczka wody zajmuje pozycję pomiędzy kationem a anionem siarczanowym i wiąże się z nimi za pośrednictwem wiązań wodorowych. Otrzymywany jest w wyniku krystalizacji kizerytu lub działania kwasem siarkowym na magnezyt (MgCO₃).

Tlenek magnezu – MgO – występuje w przyrodzie w postaci minerału peryklazu. Otrzymany w procesie prażenia węglanu magnezu ma postać pulchnego białego proszku tzw. magnezji palonej (łac. magnesia usta). temperatura topnienia ponad 2600^oC; gęstość 3,2-3,4 g·cm^-3. Otrzymany w temperaturze nie przekraczającej 823-923^oC powoli chłonie wodę przechodząc w wodorotlenek. Preparaty uzyskiwane w wyższych temperaturach nie wykazują tej cechy. Otrzymywany przez prażenie węglanu magnezu (magnezytu). Stosowany w ceramice, do wyrobu ksylolitu, w lecznictwie jako odtrutka przeciwko kwasom, środek przeciw nadkwasocie oraz do wyrobu past i proszków do zębów.

Wapń

Wapń jest reaktywnym, srebrzystobiałym metalem. Pierwiastek ten może tworzyć trzy odmiany alotropowe. Występuje w formie mieszaniny wielu izotopów, z których aż sześć jest trwałych. Ten kowalny i ciągliwy metal ulega reakcji utleniania tlenem atmosferycznym. W suchym, zimnym powietrzu reakcja jest dość powolna, lecz po podgrzaniu, wapń reaguje dość gwałtownie. W wyższej temperaturze pierwiastek ten reaguje również z halogenkami, siarką, fosforem, wodorem i wodą, w reakcji z którą tworzy się wodorotlenek (Ca(OH)₂) i wydziela wodór.

Nie występuje w naturze w stanie wolnym, lecz w postaci minerałów i jonu w wodach. Występuje głównie jako węglan (CaCO₃) - kalcyt i siarczan(VI) wapnia (CaSO₄) - gips (anhydryt). Zawartość w skorupie ziemskiej – 3,63% wagowego. Otrzymuje się go w dość kosztownym procesie elektrolizy stopionego chlorku wapnia (CaCl₂) zmieszanego z fluorkiem wapnia (CaF₂).

Pierwiastek ten jest ważnym składnikiem organizmów żywych (zęby, kości, przesyłanie impulsów nerwowych, krew i inne). Wolny wapń wykorzystywany jest w metalurgii, gdzie pełni rolę reduktora innych metali. Używa się go do pokrywania stopów ołowiowych (nadaje im twardość), do osuszania alkoholi i jako środek odtleniający miedź i nikiel. Fluorek wapnia (CaF₂) wykorzystywany jest do otrzymywania kwasu fluorowodorowego (HF) i fluoru, a także jako topnik w metalurgii oraz środek zmętniający do szkła.

Związki wapnia:

Węglan wapnia – CaCO₃ – występuje w przyrodzie w dwóch postaciach krystalicznych:

• kalcyt (heksagonalny) - szpat wapienny, minerał powstający najczęściej ze szkieletów różnych organizmów asymilujących węglan wapniowy, żyjących w morzach i wodach lądowych. Szpatem islandzkim nazywa się bezbarwne przezroczyste kryształy dające podwójny obraz oglądanych przez nie przedmiotów.
• aragonit  - rombowa odmiana polimorficzna węglanu wapnia. W skałach stosunkowo rzadki. Tworzy charakterystyczne kuliste skupienia, jest składnikiem szkieletów wapiennych organizmów współczesnych. Perły i masa perłowa muszli mięczaków zawierają przeciętnie 90% aragonitu.

Osad węglanu wapnia wytrącony na gorąco z rozcieńczonych roztworów wykazuje strukturę aragonitu i z biegiem czasu przechodzi w kalcyt. Osady strącone na zimno są bezpostaciowe i także przechodzą w kalcyt. Pod działaniem wodnych roztworów dwutlenku węgla CaCO₃ przechodzi w dobrze rozpuszczalny wodorowęglan:

CaCO₃ + H₂O + CO₂ → Ca(HCO₃)₂

Reakcja ta jest odwracalna. Procesy rozpuszczania węglanu wapnia w wodzie bogatej w dwutlenek węgla i ponownego wytrącania węglanu zachodzą w przyrodzie. Wody podziemne zawierające CO₂ rozpuszczają skały wapienne. Wydostając się na powierzchnię tracą CO₂ i wydzielają węglan. Dzięki temu procesowi na ścianach jaskiń powstają stalaktyty i stalagmity. Węglan wapnia prażony w temperaturze 900^oC (1173K) przechodzi w tlenek wapnia uwalniając dwutlenek węgla.

Siarczan(VI) wapnia – CaSO₄ – niezbyt dobrze rozpuszczalne w wodzie (0,202 g w 1000 g wody w temp. 18^oC) białe ciało stałe. Występuje w dwóch odmianach:

• gips CaSO₄·2H₂O - minerał tworzący często samodzielne skały gipsowe, będące osadami chemicznymi. Podczas ogrzewania traci częściowo wodę i w temperaturze 120-130^oC przechodzi w gips palony CaSO₄·½H₂O, który łatwo pobiera wodę i twardnieje. Znajduje zastosowanie do wyrobu kwasu siarkowego, cementu, nawozów i farb malarskich, odlewania rzeźb, wytwarzania form do odlewów, wyrobu sztucznego kamienia i ozdób architektonicznych, w chirurgii do unieruchamiania części ciała w przypadku złamania kości. Odmianą gipsu jest selenit o połysku perłowym, występujący w doskonale przezroczystych taflach. Z selenitu wyrabiane są przyrządy optyczne.
• anhydryt CaSO₄ - pospolity składnik złóż solnych. Służy do otrzymywania kwasu siarkowego(VI) i cementu.

Zdolność gipsu do wiązania wody zanika po ogrzaniu go do temperatury powyżej 323^oC (600K). W temperaturze około 1023^oC (1300K) rozpoczyna się rozkład gipsu na CaO.

Chlorek wapnia – CaCl₂ – stanowi produkt odpadkowy w procesie produkcji sody metodą Solvaya. Bezwodny chlorek wapnia jest ciałem higroskopijnym i z tego względu znajduje zastosowanie do osuszania gazów. W wodzie rozpuszcza się bardzo dobrze, a z roztworów wodnych krystalizuje jako sól sześciowodna. Substancja ta w trakcie ogrzewania traci wodę, przechodząc w formy mniej uwodnione aż w temperaturze około 257^oC (530K) przechodzi w sól bezwodną. Bezwodny chlorek wapnia rozpuszczając się w wodzie wydziela duże ilości ciepła. Natomiast uwodniony CaCl₂ pochłania ciepło. Z tego powodu mieszanina CaCl₂·6H₂O z lodem stanowi mieszaninę oziębiającą za pomocą której można uzyskać temperaturę około –55^oC (218K). Bezwodny chlorek wapnia chłonie nie tylko wodę lecz także amoniak dlatego też w eksykatorach wypełnionych chlorkiem wapnia nie należy przechowywać preparatów wydzielających amoniak gdyż tworzy się CaCl₂·8NH₃.

Fluorek wapnia – CaF₂ – występuje w przyrodzie jako minerał fluoryt często zabarwiony na żółto, zielono, niebiesko lub fioletowo na skutek obecności różnych zanieczyszczeń. Jest to substancja trudno rozpuszczalna w wodzie i można ją łatwo wytrącić  w postaci białego osadu zadając roztwór  zawierający jony Ca²⁺ roztworem zawierającym jony F^–. Znajduje zastosowanie przy otrzymywaniu fluorowodoru, jako topnik w metalurgii oraz jako dodatek do emalii.

Tlenek wapnia – CaO – wapno palone – biały proszek, chłonący na powietrzu dwutlenek węgla. Otrzymywany jest w wyniku prażenia wapieni w temperaturze ponad 900^oC (1200K). Znajduje zastosowanie w budownictwie, przemyśle chemicznym, metalurgicznym i szklarskim, a także przy produkcji nawozów sztucznych. Podczas ogrzewania tlenku wapnia płomieniem palnika tlenowo-wodorowego pojawia się olśniewające białe światło. Energicznie reaguje z wodą, przy czym wydziela się znaczna ilość ciepła (tzw. proces gaszenia wapna).

Wodorotlenek wapnia – Ca(OH)₂ – wapno gaszone – po dodaniu wody do CaO otrzymuje się biały bezpostaciowy proszek zwany wapnem hydratyzowanym. Z większą ilością wody tworzy się hydrożel używany w mieszaninie z piaskiem jako zaprawa murarska. W trakcie twardnienia zaprawy następuje proces wiązania CO₂ z utworzeniem węglanu wapnia. Rozpuszczalność wodorotlenku wapnia w wodzie jest niewielka. Maleje ona wraz ze wzrostem temperatury. Jednak roztwory wodne Ca(OH)₂ wykazują odczyn zasadowy. Wodorotlenek wapnia jest lepiej rozpuszczalny w roztworach cukrów. Zawiesina wodorotlenku w wodzie nazywana jest mlekiem wapiennym. Nasycony roztwór wodny Ca(OH)₂ nosi nazwę wody wapiennej. Roztwór taki zawiera około 1,7 g wodorotlenku w 1 dm³. Znajduje on zastosowanie w analityce do wykrywania CO₂ - mętnieje pod jego wpływem ponieważ wytrąca się nierozpuszczalny węglan, oraz w lecznictwie jako odtrutka. Wodorotlenek wapnia jest ważnym surowcem przemysłowym głównie wykorzystywanym w budownictwie, przemyśle cukrowniczym do rafinacji soku buraczanego, w garbarstwie do wytwarzania wapna chlorowanego (wybielacz).

Węglik wapnia – CaC₂ – karbid – czysty związek jest białą krystaliczną masą o temperaturze topnienia około 2300^oC. Natomiast karbid techniczny ma kolor szary. Pod wpływem wody ulega rozkładowi na acetylen:

CaC₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + C₂H₂

Na skutek domieszek związków fosforu (Ca₃P₂) techniczny karbid w reakcji z wodą wydziela fosforowodór:

Ca₃P₂ + 6H₂O → 2Ca(OH)₂ + 2PH₃

posiadający bardzo nieprzyjemny zapach. Otrzymywanie karbidu polega na reakcji pomiędzy wapnem palonym CaO i koksem w piecach łukowych w temperaturze około 2500^oC:

CaO + 3C → CaC₂ + CO

Znajduje zastosowanie przy produkcji acetylenu i cyjanamidku wapnia oraz jako reduktor w hutnictwie.

Cyjanamidek wapnia – CaCN₂ – azotniak jest nazwą handlową technicznego cyjanamidku wapnia zawierającego węgiel w postaci grafitu i inne zanieczyszczenia, zmieszanego z 1,5-3% oleju w celu ograniczenia pylenia. Otrzymuje się go w reakcji rozdrobnionego karbidu (z dodatkiem czystego cyjanamidku wapnia i 1-3% fluorytu) w specjalnych piecach, przez które przepuszcza się azot. Reakcję zapoczątkowuje się za pomocą ogrzanego pręta grafitowego, dalej przebiega ona samorzutnie w temperaturze 1100^oC. Całość procesu trwa 24-28 godzin. Po ochłodzeniu zawartości pieca bloki azotniaku łamie się i miele na proszek. Stosuje się go jako nawóz sztuczny.

Azotan(V) wapnia – Ca(NO₃)₂ – saletra wapniowa, saletra norweska - bezbarwne kryształy, rozpuszczalne w wodzie,  higroskopijne, o temperaturze topnienia 561^oC. W niewielkich ilościach występuje w przyrodzie. Otrzymywany z kwasu azotowego przez zobojętnianie węglanem wapniowym. Znajduje zastosowanie jako nawóz sztuczny. Wchodzi w skład m.in. saletrzaku 5Ca(NO₃)₂·NH₄NO₃·10H₂O.

Stront

Stront jest reaktywnym, kowalnym i ciągliwym metalem. Jego tlenek znany był już w 1790 r. Świeżo przecięty stront ma srebrzysty połysk. Wystawiony na działanie powietrza bardzo szybko się utlenia (potarty nawet zapala się) tworząc dwutlenek strontu (SrO₂) i azotek strontu (Sr₃N₂). Pierwiastek ten reaguje z wodą, wydzielając wodór. Z niemetalami reaguje po podgrzaniu. W kwasie azotowym i stężonym kwasie siarkowym pokrywa się ochronną warstwą tlenków (pasywuje). Jego promieniotwórczy izotop (⁹⁰Sr) powstaje podczas wybuchów jądrowych i jest bardzo groźny, ponieważ gromadzi się w kościach. Nie występuje jako wolny pierwiastek lecz jako rozproszone węglany i siarczany(VI) (SrCO₃ - stroncjanit, SrSO₄ - celestyn). Największe złoża występują w Meksyku, Anglii i Szkocji. Pewne ilości strontu występują także w żywych tkankach, a u roślin może czasem zastępować wapń. Zawartość w skorupie ziemskiej - 0,04% wag. Otrzymywany jest poprzez elektrolizę stopionego chlorku (SrCl₂).  Metaliczny stront znalazł zastosowanie w produkcji lamp próżniowych (geter). Jego związki używane są w pirotechnice, gdzie dają czerwone zabarwienie płomieniom. Węglan i tlenek strontu wykorzystuje się w cukrownictwie. Tlenek strontu jest stosowany w technice elektrolizy i telekomunikacji. W medycynie, promieniotwórczy izotop Sr jest używany do wykrywania raka kości.

Związki strontu:

Tlenek strontu – SrO – otrzymuje się przez prażenie węglanu, azotanu lub wodorotlenku. Występuje jako biała, bezpostaciowa substancja stała. Po dłuższym prażeniu przekształca się w odmianę krystaliczną o temperaturze topnienia 2703K. Bezpostaciowy tlenek reaguje z wodą z utworzeniem wodorotlenku.
Wodorotlenek strontu - Sr(OH)₂ – jest białym ciałem stałym o gęstości 3,6 g·cm^–3 i temperaturze topnienia 648K. Z wodą tworzy ośmiohydrat, który daje się odwodnić do Sr(OH)₂·H₂O. Bezwodny wodorotlenek rozpuszcza się w wodzie z wydzieleniem ciepła, a uwodniony z pobraniem. Rozpuszczalność w wodzie wzrasta wraz z temperaturą (w temp. 273K rozpuszczalność wynosi 0,41 g/100g wody, a w 373K 21,8). Jest mocną zasadą.
Chlorek strontu – SrCl₂ – powstaje podczas działania kwasu solnego na węglan lub wodorotlenek strontu. Z roztworu wodnego krystalizuje w postaci rozpływających się igieł sześciohydratu chlorku strontu. W temperaturze powyżej 333K powstaje dwuhydrat w postaci prostokątnych kryształów. W temperaturze powyżej 373K można go odwodnić do bezwodnego SrCl₂ o temperaturze topnienia 1145K. Bezwodny związek jest rozpuszczalny w alkoholu i bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie (102 g w 100 g wody).
Fluorek strontu – SrF₂ – jest białym, trudno rozpuszczalnym w wodzie ciałem stałym. W zależności od warunków otrzymywania występuje w jako substancja krystaliczna lub bezpostaciowa. Temperatura topnienia 1463K, wrzenia 2733K.
Azotan(V) strontu – Sr(NO₃)₂ – otrzymuje się w reakcji węglanu strontu z kwasem azotowym; tworzy białe ośmiościany lub sześciany o temperaturze topnienia 918K.

Bar

Bar jest miękkim, srebrzystym i bardzo reaktywnym pierwiastkiem metalicznym. Pierwiastek ten jest bardzo reaktywny, gwałtownie reaguje z wodą. Tworzy mocną zasadę. Nie występuje w naturze jako wolny pierwiastek. Najbardziej popularnym jego związkiem jest węglan baru (BaCO₃). Zawartość w skorupie ziemskiej – 0,05% wag. Czysty bar wykorzystywany jest w niewielkim stopniu. Używa się go czasem do pokrywania przewodników metalicznych w elektronice oraz w systemach zapłonu w samochodach.

Związki baru:

Wodorotlenek baru – Ba(OH)₂ – bezbarwne kryształy o temperaturze topnienia 598K, trudno rozpuszczalne w wodzie. Z roztworów wodnych krystalizuje w postaci uwodnionej z 8 cząsteczkami wody. Uwodniony wodorotlenek topi się w temperaturze 351K. Wodę krystalizacyjną traci w temperaturze 368K. Ogrzewany do temperatury około 873K rozkłada się na tlenek baru i wodę. Otrzymywany elektrolitycznie z roztworu chlorku baru lub przez uwodnienie tlenku. Znajduje zastosowanie do zmiękczania wody, produkcji szkła i otrzymywania soli barowych.

Węglan baru – BaCO₃ – otrzymuje się w reakcji barytu ze stężonym roztworem węglanu potasu w warunkach podwyższonego ciśnienia. Tworzy bezbarwne rombowe kryształy, które w temperaturze powyżej 1076K przechodzą w odmianę heksagonalną, a powyżej 1249K w odmianę regularną. Jest związkiem trudno rozpuszczalnym w wodzie. Stosuje się go przy produkcji łatwo topliwych i silnie załamujących światło szkieł i szkliw, do zmiękczania wody kotłowej, a także jako napełniacz w produkcji farb, papieru i gumy. Jego zastosowanie w pirotechnice ma związek z zabarwianiem płomienia na intensywny zielony kolor.

Siarczan(VI) baru – BaSO₄ – białe kryształy o temperaturze topnienia 1580^oC i gęstości 4,5 g·cm^–3. Nierozpuszczalny w wodzie i kwasach dlatego nie jest trujący. Występuje jako minerał baryt. Otrzymywany przez mielenie barytu lub strącanie z roztworów innych soli baru kwasem siarkowym. Stosowany jako: farba (biel barowa); środek kontrastowy przy prześwietleniach przewodu pokarmowego; wypełniacz do kauczuku i tworzyw sztucznych; farb zwanych litoponami będących mieszaniną siarczanu(VI) baru i siarczku cynkowego (białe).

Azotan(V) baru – Ba(NO₃)₂ – otrzymuje się przemysłowo jako produkt reakcji chlorku baru z azotanem sodu. Tworzy bezbarwne kryształy nieznacznie rozpuszczalne w wodzie (w 100g wody rozpuszcza się 9,2g azotanu baru w 293K). W wyniku ogrzewania przekształca się w tlenek baru. Stosuje się go przy produkcji ogni sztucznych, którym nadaje zieloną barwę.

Tlenek baru – BaO– jest produktem spalania metalu w strumieniu tlenu lub rozkładu termicznego tlenowych związków baru. Ma postać regularnych kryształów lub białego proszku o temperaturze topnienia 2196K. Stosuje się go do otrzymywania wodorotlenku baru i nadtlenku baru.

Nadtlenek baru – BaO₂ – otrzymuje się przez ogrzewanie tlenku w strumieniu powietrza w temperaturach 773-873K. W wyniku ogrzania powyżej temperatury 773K w próżni lub 973K w powietrzu odszczepia tlen i przechodzi w tlenek. Występuje w postaci bezbarwnych kryształów lub białego proszku. W wodzie jest trudno rozpuszczalny. Z rozcieńczonymi kwasami reaguje z wytworzeniem nadtlenku wodoru.

Chlorek baru – BaCl₂ – powstaje w wyniku rozpuszczania węglanu lub siarczku baru w kwasie solnym. Tworzy bezbarwne, higroskopijne, kryształy. Z roztworu wodnego krystalizuje jako dwuhydrat.

Rad

Rad jest srebrzystym promieniotwórczym metalem. Odkrywcy zauważyli, że zanieczyszczenia tej rudy są bardziej promieniotwórcze od czystej rudy. W procesie separacji chemicznej otrzymali kilka frakcji. Dwie z nich okazały się nowymi promieniotwórczymi pierwiastkami: polonem i radem.
Wszystkie izotopy tego pierwiastka są promieniotwórcze Ich masy atomowe należą do zakresu od 206 do 232. Najtrwalszym izotopem jest ²²⁶Ra będący produktem rozpadu uranu (²³⁸U → ²³⁰Th → ²²⁶Ra). Jego czas połowicznego rozpadu wynosi 1620 lat. Produktem tego samorzutnego rozpadu są: izotop radonu i cząstka alfa. Bar, pierwiastek o właściwościach chemicznych bardzo podobnych do właściwości radu, jest często wykorzystywany jako "nośnik" tego metalu. Można otrzymać czysty metaliczny rad lecz najczęściej używa się go w postaci chlorku lub bromku. Jako naturalny produkt rozpadu uran towarzyszy rudom tego pierwiastka. Stosunek zawartości radu do uranu wynosi 1 do 3 milionów.  Pod względem występowania w wierzchniej warstwie skorupy ziemskiej (litosfera, hydrosfera, atmosfera) zajmuje ok. 84 miejsca (procenty wagowe). Promieniotwórczość radu wykorzystuje się do leczenia zaawansowanego i rozległego raka. Promieniowanie niszczy komórki nowotworu, które są wrażliwsze niż zdrowa tkanka. Określoną porcję chlorku lub bromku radu zamyka się w szklanym pojemniku (tzw. ziarno radowe) i umieszcza w chorej tkance.
Niewielkie ilości radu wykorzystywane są również do wytwarzania farb świecących w ciemności. Emitowane promieniowanie alfa pobudza do świecenia niektóre substancje np. siarczek cynku.