مندلیف

در قرن ۱۹ ابتدا يوهان دوبراينر خواص مجموعه اي از عناصر را به صورت ۳ تايي مورد بررسي قرار داد.سپس جان نيولندز قانون ۸ تايي خود را تنظيم و ارائه کرد.طبقه بندي نوين تناوبي عناصر از کايوليوس لوتامير به ويژه مندليف نشات ميگيرد.هنري موزلي توانست بر پايه طيف خطي پرتو ايکس هر عنصر عدد اتمي صحيح آن را تعيين کند.بنا بر اين توانست مشکل عناصري را که بر اساس وزن اتمي در جاي درست خود قرار نميگرفتند حل کند

تاريخ ها نيز براي سالي هستند که جدول خودشون رو ارائه کردند .
لاووازيه ۱۷۸۹
برزيليوس ۱۸۰۸
دوبراميز ۱۸۱۷
لوشان کورتوا ۱۸۶۲
نيولندر ۱۸۶۳
ادلينگ ۱۸۶۴
مندليف ۱۸۶۹ :‌ (جدول)

لوتارمير ۱۸۷۰
بوهر ؟ :‌ (‌جدول)

و اينم يه جدولي هست که نمي دونم که کي اون رو درست کرده :

در سال ۱۸۷۱ ديمتري ايثوانوويچ مندليف (۱۹۰۷- ۱۸۳۴) دانشمند نابغه روسي طرح جدول تناوبي خود را مطرح نمود.جدول تناوبي مندليف بر پايه ويژگي هاي شيميايي و فيزيکي ۶۳ عنصر کشف شده تا آن زمان استوار بود. قبل از مندليف دانشمنداني چون دوبرنير، نيولندز و مي ير نيز سعي كرده بودند تا عنصرهاي كشف شده را به صورتي طبقه بندي نمايند كه از روي موقعيت آنها در جدول تناوبي بتوان خواص شان را پيشگويي نمود. اما دسته بندي مندليف به دليل ابتكاراتي كه مندليف در تهيه آن بكار برده بود بسيار موفق تر از ساير دسته بندي ها بود.

مندليف با بررسي عناصر مختلف متوجه شد كه يك نظام و الگوي مشخص در تكرار تناوبي خواص عناصر وجود دارد. اين نظام كه بر پايه آن گفته مي شد، هرگاه عنصرها را بر اساس افزايش جرم اتمي مرتب نماييم، خواص شيميايي و فيزيكي آن ها به طور تناوبي تكرار مي شود، اساس طبقه بندي مندليف گرديد.

مندليف در تنظيم جدول خود از دو اصل زير استفاده نمود:
۱- عنصرها برحسب افزايش تدريجي جرم اتمي آن ها در رديف هايي كنار يكديگر قرار مي گيرند.
۲- عنصرهايي كه در يك گروه قرار مي گيرند، بايد خواص مشابهي داشته باشند.
وي در مواردي مجبور شد برخي از خانه هاي جدول تناوبي خود را خالي بگذارد، تا ساير عناصر با خواص مشابه در يك گروه قرار بگيرند. در توجيه اين مسئله مندليف معتقد بود كه هنوز تعدادي از عناصر كشف نشده اند. او خواص اين عناصر را پيش از كشف آنها پيش بيني نمود و همين مسئله

ساير دانشمندان را در كشف اين عناصر مشتاق كرد. از جمله عناصري كه مندليف جاي آنها را خالي گذاشت مي توان به عناصري با عدد جرمي ۴۴، ۶۸و ۷۲ اشاره كرد، كه بعدها اين عناصر كشف شده و باعث شهرت و اعتبار هرچه بيشتر مندليف شدند.

علاوه بر سه عنصر فوق مندليف خواص ۷ عنصر ديگر را نيز به همين ترتيب پيشگويي کرده بود که بعدها يکي پس از ديگري کشف شده و باعث شهرت يافتن جدول تناوبي مندليف شدند.
از ديگر خلاقيت هايي که مندليف در تنظيم جدول خود بکار برد مي توان به ترجيح دادن شباهت خواص عناصر يک گروه بر افزايش تدريجي جرم اتمي اشاره نمود. وي در مورد عناصري مانند تلور با

عدد جرمي ۱۲۷.۶۰ و يد با عدد جرمي ۱۲۶.۹ با اينکه مي بايست يد را را در گروه ششم و قبل از تلور قرار مي داد با توجه به خواص آنها برعکس عمل نموده و يد را عليرغم کم بودن جرم اتمي آن بعد از تلور در گروه هفتم قرارا داد. او در مورد کبالت(۵۸.۹۳) و نيکل (۵۸.۶۹) و همچنين آرگون (۳۹.۹۵) و پتاسيم ( ۳۹.۱) نيز اصل شباهت خواص را بر افزايش جرم اتمي ترجيح داد تا اينکه عناصر داراي خواص شيميايي و فيزيکي مشابه در يک گروه قرار بگيرند.

در سال ۱۹۱۳ ميلادي ازمايش هاي هنري موزلي با رتوي تازه کشف شده X نشان داد که در هسته هر اتم تعدادي بار مثبت وجود دارد که همان عدد اتمي يک عنصر مي باشد. عدد اتمي هر عنصر مقداري معين و ثابت بوده و برخلاف جرم اتمي اعشار ندارد.

هم چنين معين شد که عدد اتمي يد از تلور، نيکل از کبالت و تاسيم از آرگون بزرگتر است. بنابراين مبناي اصلي جدول مندليف از جرم اتمي به عدد اتمي تغيير يافته و جايگاه هر عنصر در جدول تناوبي بر اساس يک قانون علمي به نام قانون تناوبي معين گرديد.
بر اساس قانون تناوبي، هرگاه عنصرها را بر اساس افزايش عدد اتمي آنها مرتب نماييم، خواص فيزيکي و شيميايي آنها به طور تناوبي تکرار مي شود.

جدول تناوبي امروزي بر ايه قانون تناوبي استوار است. در اين جدول عنصرها به ترتيب افزايش عدد اتمي در رديف هاي افقي قرار گرفته اند. اين جدول ۱۸ ستون عمودي و ۷ سطر افق دارد. هر ستون را يک گروه يا خانواده و هر رديف را يک دوره يا تناوب مي نامند.بنابراين ما در جدول تناوبي ۱۸ گروه داريم که ۲ گروه سمت چپ و ۶ گروه سمت راست را گروههاي اصلي و ۱۰ گروه مياني را گروه عناصر واسطه يا گروههاي فرعي مي نامند.

در روشهاي قديمي عناصر واسطه را به ۸ گروه تقسيم مي کردند به همين جداول قديمي ۱۶ گروه داشتند. ولي در روش جديد ۱۸ گروه در جدول وجود دارد.
بسياري از خواص فيزيکي و شيميايي يک عنصر را تعداد الکترون هاي لايه ظرفيت اتم آنها تعيين مي کند. لذا از آنجايي که در يک گروه آرايش الکتروني لايه ظرفيت تمام اعضا مشابه است بنابراين خواص شيميايي و فيزيکي عناصر يک گروه مشابه يکديگر مي باشد. به کمک آرايش الکتروني يک اتم مي توان شماره گروه و تناوب آن را تعيين نمود. در اتم عنصرهاي متعلق به گروههاي اصلي تعداد الکترون هاي لايه ظرفيت با شماره گروه و شماره بيروني ترين لايه الکتروني، نشان دهنده شماره تناوب عنصر است.

براي تعيين موقعيت عناصر واسطه در جدول تناوبي بايستي تعداد الکترونهاي s و d لايه هاي آخر را باهم جمع کنيم، چنانچه مجموع الکترونها کمتر از ۸ باشد، شماره گروه عنصر را معين مي کند. چنانچه مجموع الکترونها برابر با ۸، ۹ و يا ۱۰ باشد، عنصر به گروه VIIIB متعلق است. و اگر مجموع الکترونها برابر با ۱۱ يا ۱۲ باشد عنصر به ترتيب به گروه IB و IIB تعلق دارد. در عناصر واسطه شماره زير لايه s بيروني ترين لايه الکتروني، شماره تناوب عنصر را معين مي کند.
از ميان ۱۰۹ عنصري که تا به حال خواص آنها به طور کامل مورد بررسي قرار گرفته استُ ۹۱ عنصر به طور طبيعي در طبيعت يافت شده و بقيه طي واکنشهاي هسته اي در آزمايشگاهها ساخته شده اند.

فلزها بيش از ۸۰ درصد عناصر جدول را به خود اختصاص مي دهند. بيشتر عناصر اصلي و تمام عناصر واسطه و واسطه داخلي فلز هستند. اين عناصر در دماي اتاق جامد بوده ( بجز جيوه که مايع است.) و نقطه ذوب و جوش اغلب آنها زياد است. سطح فلزات براق بوده و گرما و جريان الکتريسيته را به خوبي از خود عبور مي دهند. چکش خوار، تورق پذير و شکل پذير هستند.
نافلزها اغلب در دماي اتاق يا جامد هستند و يا گاز (بجز برم که مايع است.) سطح نافلزها براق نبوده و رساناي خوبي براي برق و گرما نيستند. برخلاف فلزها، شکننده بوده و قابليت چکش خواري و مفتول شدن را ندارند.

تعدادي از عناصر جدول برخي از خواص فلزات و برخي از خواص غيرفلزات را توأمان دارند، به اين عناصر شبه فلز مي گويند که نقش بسيار مهمي در صنايع الکترونيک دارند. از جمله شبه فلزات مهم مي توان به سيليسيم اشاره نمود.

نام عنصر نشانه اتمي عدد اتمي چگالي نقطه ذوب جرم اتمي شعاع اتمي شعاع يوني رنگ شعله
ليتيم Li 3 0.534 453.7 6.94 0.152 0.068 قرمز
سديم Na 11 0.971 371 22.99 0.185 0.098 زرد
پتاسيم K 19 0.862 336.8 39.10 0.227 0.133 بنفش
روبيديم Rb 37 1.532 312.2 85.47 0.247 0.148 قرمز
سزيم Cs 55 1.873 301.6 132.91 0.265 0.167 آبي
فرانسيم Fr 87
اين گروه شامل فلزات ليتيم(Li)، سديم(Na)، پتاسيم(k)، روبيديم(Rb)، سزيم(Cs)، و فرانسيم (Fr) است که به آنها گاهي فلزات قليايي نيز گفته مي شود. فرانسيم از سري عناصر تجزيه راديواکتيو طبيعي بوده و بر اثر واکنش هاي هسته اي به طور طبيعي تشکيل مي شود. تمام ايزوتوپ هاي فرانسيم طول عمر کوتاهي دارند.

واکنش پذيري فلزات قليايي از ساير فلزات بيشتر بوده و به همين دليل هيچ يک از اين فلزات در طبيعت به صورت آزاد يافت نمي شوند. اين عناصر يک الکترون منفرد در لايه ظرفيت خود دارند که به واسطه از دست دادن اين الکترون به آرايش گاز بي اثر ماقبل خود رسيده و يون يک بارمثبت M+ توليد مي کنند. با توجه به کوچک بودن نخستين انرژي يونيزاسيون در اين گروه و با در نظر گرفتن اين واقعيت که يونهاي +M آنها کاملا کروي بوده و قطبيت پذيري آنها کم مي باشد، چنين نتيجه مي شود که شيمي اين عناصر اساساً شيمي يونهاي ۱+ آنهاست و جز حالت اکسايش ۱+ حالت

ديگري براي اکسايش آنها نمي توان در نظر گرفت. در بعضي موارد مانند مولکولهاي دو اتمي و گازي شکل Na2 و Cs2 و … پيوندهاي کووالانسي در بين عناصر اين گروه مشاهده مي شود و بدون شک در کي ليتها و ترکيبات آلي فلزي پيوند اين عناصر با اکسيژن، نيتروژن و کربن به مقدار جزئي خصلت کووالانسي دارد. تمايل به داشتن خصلت کووالانسي در ليتيم حداکثر و در سزيم حداقل مي باشد. با بررسي هاي انجام شده در مورد فرانسيم نيز مشخص شده که رفتار يون فرانسيم به همان صورتي است که از موقعيت آن در اين گروه مي توان انتظار داشت. در فلزات قليايي اثر

افزايش اندازه و جرم بر روي خواص شيميايي و فيزيکي، از همه گروههاي جدول تناوبي آشکارتر مي باشد. از اين رو در اين سري با افزايش عدد اتمي نقطه ذوب، گرماي تصعيد، نقطه جوش، قدرت پيوندهاي کووالانسي M2 ، انرژي شبکه کليه نمکها( به جز آنهايي که اندازه آنيون در آنها بسيار کوچک است.) و … از بالا به پايين کاهش مي يابد.

بعضي از خواص شيميايي ليتيم به منيزيم شباهت دارد. خواص غير عادي ليتيم اساساً از اندازه کوچک اتم و يون آن ناشي مي شود. واکنش پذيري فلزات قليايي در برابر کليه واکنش گرها( بجز نيتريدها) با افزايش الکتروپوزيتيوي ( از ليتيم به سزيم) فزوني مي يابد. از اين رو ليتيم کمترين فعاليت شيميايي و سزيم بيشترين فعاليت را دارد. آب و ليتيم فقط در ۲۵ درجه سانتيگراد و آن هم به کندي واکنش مي دهند، در حاليکه در همين دما فلز سديم به شدت با آب واکنش مي دهد و واکنش پتاسيم با اشتعال همراه بوده، روبيديم و سزيم واکنش انفجاري دارند. ليتيم و سديم با برم مايع به زحمت ترکيب مي شوند در حاليکه ساير عناصر گروه IA با برم مايع به شدت واکنش مي دهند.

وقتي که فلزات قليايي را در هواي آزاد مي سوزانيم، ليتيم اکسيد Li2O توليد نموده و به مقدار خيلي جزئي Li2O2 توليد مي شود. در صورتيکه در مورد اسيدهاي قليايي ديگر M2O ، واکنش پيشرفت کرده و پر اکسيد M2O2 توليد شده و مقداري هم سوپر اکسيد MO2 ايجاد مي شود.
پيوند فلزي در اين گروه به دليل اينکه براي هر اتم تنها يک الکترون لايه ظرفيت در پيوند شرکت مي کند ضعيف تر از ساير فلزات است. از اين رو نقطه ذوب و جوش فلزات قليايي از ساير فلزات مانند طلا، نقره، مس و …. کمتر است.از بالا به پايين با افزايش عدد اتمي از جاذبه هسته بر الکترون لايه آخر کاسته شده و پيوند فلزي ضعيف تر مي شود. به همين دليل است که به جز ليتيم فلزات اين گروه بسيار نرم هستند و مي توان آنها را با چاقوي آشپزخانه برش داد. چگالي اين فلزات از بالا به پايين با افزايش عدد اتمي به تدريج زياد مي شود.

سديم و پتاسيم در ليتوسفر به مقدار زياد و به صورت ذخائر وسيع سديم کلريد و کارناليت KCl.MgCl2.6H2O وجود دارند. ليتيم، روبيديم و سزيم فراواني کمتري دارند و به طور عمده فقط در چند کاني سيليکاتي يافت مي شوند. فلزات ليتيم، سديم، پتاسيم و روبيديم نقره اي رنگ مي باشند در حاليکه سزيم به رنگ زرد طلايي است.

– بررسي عناصر گروه دوم (IIA):
نام عنصر نشانه اتمي عدد اتمي چگالي
g/cm3 نقطه ذوب
oc جرم اتمي شعاع اتمي
pm شعاع يوني

pm رنگ شعله
بريليم Be 4 1.82 1278 9.01 112 0.34 –
منيزيم Mg 12 1.74 651 14.31 160 0.78 سفيد
کلسيم Ca 20 1.55 843 40.08 197 1.06 سرخ مايل يه نارنجي
استرانسيم Sr 38 2.6 769 87.62 215 1.27 سرخ درخشان
باريم Ba 56 3.5 725 137.33 222 1.43 زرد مايل به سبز
راديم Ra 88 700 1.57
بريليم رفتار شيميايي منحصر به خود را دارد و شيمي آن به طور عمده کووالانسي است.خواص شيميايي منيزيم با توجه به جايگاه آن در گروه کمي متفاوت است. منيزيم تمايل زيادي براي تشکيل پيوند کووالانسي دارد که با نسبت بزرگ بار به شعاع آن مطابق است. به عنوان مثال منيزيم هيدروکسيد را مانند بريليم هيدروکسيد در محلول هاي آبي آن مي توان رسوب داد در صورتيکه هيدروکسيدهاي ساير اعضاء گروه به طور متوسط در آب محلول هستند.

از ديگر خواص منيزيم به ترکيب شدن نسبتاً آسان آن با کربن مي توان اشاره نمود.
به دليل افزايش بار موثر هسته بر لايه الکتروني شعاع اتمي فلزات قليايي خاکي کمتر از شعاع اتمي فلزات قليايي مي باشد و تعداد الکترونهاي پيوندي آنها دو برابر گروه ۱ است. به همين دليل نقطه ذوب، نقطه جوش و دانسيته اين فلزات از فلزات قليايي بيشتر است.
کليه فلزات اين گروه الکتروپوزيتيو هستند. به دليل اينکه اندازه و قطبش پذيري يونهاي +M2 آنها نسبت به يونهاي +M هم الکترون نظير بسيار کمتر است، اغلب در نمکها يونهاي کاملي را تشکيل مي دهند. هرچند که ترکيبات +Mg2 تا اندازه اي و ترکيبات يونهاي +Be2 به طور کامل کووالانسي هستند.

بريليم در بعضي از خواص شيميايي خود به آلومينيم شباهت دارد، از جمله اينکه با تشکيل غشاي اکسيد نفوذ ناپذير روي سطح فلز در مقابل اسيدها مقاومت مي نمايد. اکسيد آن خاصيت آمفوتري داشته و هيدروکسيد و کلريد آن مانند اسيد لوويس عمل مي کند.

سري عناصر کلسيم، استرانسيم، باريم و راديم همبستگي نزديکي دارند. به طوريکه خواص فيزيکي و شيميايي اين عناصر و ترکيبات آنها به همان ترتيبي که در گروه ۱ ديديم با افزايش اندازه يون به طور منظم و مرتب تغيير مي کند. در ميان اين عناصر خاصيت يوني و الکتروپوزيتيوي Ra از همه بيشتر است.
کليه ايزوتوپهاي راديم راديواکتيو هستند و راديم ۲۲۶ طولاني ترين نيمه عمر را دارد. اين ايزوتوپ در سري تجزيه راديواکتيو طبيعي اورانيم ۲۳۸ تشکيل مي شود و اولين بار توسط پير و ماري کوري از پيچبلاند جدا شد. زماني اين ايزوتوپ استفاده گسترده اي در راديوتراپي داشت ولي در حال حاضر از راديوايزوتوپهايي که در رآکتورهاي هسته اي ساخته مي شود به جاي راديم ۲۲۶ استفاده مي کنند.

در طبيعت گاهي اوقات در کاني هاي گروه ۲ مقداري هم عنصر اروپيم يافت مي شود که نشان دهنده تشابه خواص شيميايي اين عنصر با فلزات قليايي خاکي مي باشد.
منيزيم کلسيم استرانسيم باريم
عناصر گروه دوم به دليل داشتن فعاليت شيميايي نسبتاْ زياد در طبيعت به صورت آزاد يافت نمي شوند. آرايش الکتروني لايه ظرفيت اين گروه ns2 بوده و به دليل شرکت دو الکترون در پيوند فلزي بين اتمها، پيوند آنها با هم قويتر از پيوند فلزي گروه اول مي باشد. به همين دليل عناصر گروه دوم سخت تر از فلزات قليايي بوده و دماي ذوب و جوش آنها هم بالاتر است.

در اين گروه منيزيم کمترين و بريليم بيشترين نقطه ذوب و جوش را دارند. هم چنين چگالي اين گروه از بريليم تا کلسيم کاهش يافته و سپس در عناصر بعدي افزايش مي يابد. که به اين ترتيب کلسيم کمترين چگالي را در اين گروه داراست. و بدون به حساب آوردن راديم مي توان گفت که باريم بيشترين چگالي در بين پنج عنصر اين گروه دارد. هرچند که تفاوت بين اولين و دومين انرژي يونش در بريليم زياد است. اما حتي در اين عنصر از گروه دوم نيز شواهدي طبيعي بر وجود حالت اکسايش ۱+ وجود ندارد. و عدد اکسايش فلزات اين گروه به طور غالب ۲+ است.

در بريليم به دليل اندازه کوچک اتم، پتانسيل يونش زياد، انرژي تصعيد زياد، انرژي آب پوشي و انرژي شبکه براي جداسازي کامل الکترون ها کافي نبوده و در تمام ترکيبات حتي ترکيباتي نظير BaO و BaF2 که بريليم با عناصر بسيار الکترونگاتيو ترکيب مي شود، پيوندها به ميزان قابل ملاحظه اي خصلت کووالانسي دارند. براي تشکيل دو پيوند کوالانسي در ترکيبي مانند BeX2 بعد ار برانگيخته شدن به هيبريداسيون sp مي رسد. تحت اين هيبريداسيون ترکيب X- Be -X خطي تشکيل مي شود که زاويه پيوندي در آن ۱۸۰ درجه مي باشد.
بريليم در اين شرايط داراي عدد کوئورديناسيون ۲ است و تمايل شديدي براي افزايش اين مقدار به عدد کوئورديناسيون ماکسيمم يعني ۴ و يا لااقل ۳ دارد.

در BeCl2 اين افزايش عدد کوئورديناسيون با پليمر شدن از طريق پل انجام مي گيرد. همچنين در بعضي از ترکيبات اتم بريليم براي رسيدن به ماکسيمم کوئورديناسيون به صورت اسيد لوويس عمل مي نمايد. بريليم در بعضي موارد مانند ديمرهاي گازي Be2Cl4 و Be2Br4 عدد کوئورديناسيون ۳ دارد. در دماي عادي فقط نمونه هاي محدودي از ترکيبات Be يافت مي شود که در آنها اتم بريليم داراي کوئورديناسون ۲ با پيوندهاي خطي sp باشد.
لازم به تذکر است که ترکيبات بريليم بسيار سمي بوده و تنفس آنها فوق العاده خطرناک مي باشد.لذا هنگام کار کردن با اين ترکيبات بايد حاکثر احتياط را رعايت کرد.

مهمترين کاني بريليم در طبيعت بريل Be3Al2(SiO3)6 است که اغلب به صورت منشورهاي بزرگ شش ضلعي يافت مي شود. بريليم خاکستري رنگ، تقريباً سبک (۱٫۸۶g/cm3) بسيار سخت و تاحدي شکننده است. از بريليم به عنوان پنجره در دستگاه اشعه X استفاده مي شود، همچنين به عنوان ضد اکسنده به برنزهاي مس و فسفر و نيز به عنوان سخت کننده به مس اضافه مي شود. به دليل بي اثر بودن اسيدها بر فلز بريليم که به واسطه تشکيل اکسيد بي اثر صورت مي گيرد، اغلب براي واکنش با اسيدها آن را به صورت پودر يا ملغمه در مي آورند. سرعت نسبي انحلال بريليم در اسيدها به اين قرار است:

HF> H2SO4 ~ HCl> HNO3
و مانند آلومينيوم در بازهاي قوي حل شده و يون بريلات تشکيل مي دهد. از سوزاندن بريليم در هوا اکسيد متبلور و سفيد رنگ BeO بدست مي آيد. بريليم هيدروکسيد يک آمفوتر مي باشد و در محلول هاي آبي رسوب مي نمايد.
عناصر منيزيم، کلسيم، استرانسيم و باريم به مقدار قابل توجهي در کانيها و در دريا وجود دارند. در رسوباتي نظير دولوميت CaCO3.MgCO3 ، کارناليت MgCl2.KCl.6H2O ، باريت BaSO4 و غيره مقدار زيادي از اين عناصر را مي توان يافت.

کلسيم از نظر فراواني در قشر زمين سومين فلز بوده و در گروه دوم بيشترين فراواني را دارد.
منيزيم فلزي سفيد مايل به خاکستري است که اغلب سطح ورقه آن با لايه نازکي از اکسيد پوشيده مي شود. اين لايه تاحدودي فلز را از نظر شيميايي محافظت مي کند. منيزيم در هوا با نور سفيد بسيار درخشنده و شديدي سوخته و اشعه فرابنفش توليد مي نمايد که براي سلامتي چشم بسيار مضر است، و بايستي از عينک محافظ استفاده نمود.

کلسيم و ديگر فلزات قليايي خاکي نرم و نقره فام هستند و از نظر واکنش پذيري شبيه به سديم مي باشند ولي با قدرت واکنش پذيري کمتري. اکسيد منيزيم نسبتاً بي اثر مي باشد ولي ساير اکسيدهاي اين گروه با آب ترکيب شده و ضمن آزاد کردن انرژي تشکيل هيدروکسيد مي دهند. منيزيم هيدروکسيد در آب نامحلول است و از لحاظ قدرت بازي ضعيف تر از ساير بازهاي سري Ca-Ra مي باشد. اکسيدهاي فلزهاي قليايي خاکي کربن دي اکسيد هوا را جذب مي نمايند.