Kemiska egenskaper hos silveroxid. Silveroxider Silveroxid 1 grafisk formel

Silveroxid är en kemisk förening som består av silver och syre. Det finns flera typer av silveroxider, men bara en är av praktisk betydelse - envärd silveroxid, dess formel är Ag2O.

Dessa är brunsvarta kristaller med ett kubiskt kristallgitter, ganska tunga (densitet - 7,1 - 7,4 g / cm3). Oxidens elektriska ledningsförmåga är jämförbar med ren metall. Detta är en ganska instabil anslutning. Liksom många andra silverföreningar bryts det gradvis ned i direkt solljus - du kan märka att ämnet mörknar i solen.

Det löser sig inte i vatten, även om det ger det en lätt alkalisk reaktion: när oxiden reagerar med vatten bildas silverhydroxid i små mängder, som är något mer löslig. I allmänhet är detta ett dåligt lösligt ämne - det är dåligt lösligt i alla lösningsmedel, förutom de som det går in i en kemisk reaktion med (dessa är många syror, cyanidlösningar etc.).

När den värms upp till 300 grader Celsius sönderdelas den till silver och syre. I detta avseende används silveroxid som ett antiseptiskt medel: det atomära syre som det släpper ut under förfall har en kraftfull desinficerande effekt.

Det används också vid tillverkning av silver-zink-batterier, vars anod är gjord av silveroxid. Tillverkad på olika sätt, till exempel sönderfaller silverhydroxid vid försiktig uppvärmning för att bilda oxiden.

Oxidation av silverprodukter

Oxidation är processen att belägga en metall med en stark oxidfilm, vilket förhindrar dess korrosion. Namnet är dock villkorat. I synnerhet är oxidationen av silver (svärtning, patinering) beläggning av metall med ett tunt lager av inte så mycket syre som svavelföreningar.

För att göra detta behandlas metallytan med en lösning av "svavelhaltig lever" - en blandning av kalium- eller natriumpolysulfider (från K2S2 eller Na2S2 till K2S6 eller Na2S6) med sina tiosulfater (K2S2O3 eller Na2S2O3). Under reaktionen bildas en mörk oxid-sulfidfilm, som är olöslig i de flesta lösningsmedel, förutom salpetersyra och lösningar av alkalimetallcyanider. Genom att blanda svavellever med några andra ämnen är det möjligt att skapa en beläggning av olika nyanser.

Oxidation kan också göras hemma: svavellever erhålls genom att värma bakpulver (natriumkarbonat - Na2CO3) eller kaliumklorid (kaliumkarbonat - K2CO3) med svavel i förhållandet ett till ett. Det är nödvändigt att värma försiktigt, undvika antändning av svavel, i en keramisk skål.

När ämnet i den uppvärmda behållaren förvandlas till en homogen mörkbrun blandning är den svavelhaltiga levern klar. Det används i form av en vattenlösning. Silverytan bör behandlas efter preliminär avfettning. Färgen på beläggningen beror direkt på koncentrationen av lösningen.

1.1.4 Silverraffinering 1.2 Enkelt ämne 1.2.1 Fysikaliska egenskaper 1.2.2 Kemiska egenskaper 1.3 Silverföreningar och deras framställning. 1.3.2 Silver(I)hydroxid AgOH är en instabil vit fällning. Det har amfotära egenskaper, absorberar lätt CO2 från luften och bildar argentater (1,52) när det upphettas med Na2S. Silverhydroxidens grundläggande egenskaper förbättras i närvaro av ammoniak. AgOH erhålls genom att behandla silvernitrat med en alkohollösning av kaliumhydroxid vid pH = 8,5-9 och en temperatur på 45 C (1,51). 1.3.3 Silverfluorid AgF(I) erhålls genom direkt interaktion mellan element under uppvärmning (1.31), genom inverkan av fluorvätesyra på silveroxid eller karbonat, genom termisk sönderdelning vid +200 С. ) kan erhållas på flera sätt: genom att behandla metalliskt silver med klorvatten (1.32), genom inverkan av gasformig HCl på silver vid en temperatur över +1150 C (1.28), genom att behandla lösningar av silversalter med saltsyra eller en lösning av valfri klorid. 1.3.5 Silverbromid AgBr kan erhållas i mörker genom att behandla en lösning av AgNO med en lösning av HBr (eller alkalimetallbromid) (1.67), eller genom direkt reaktion av brom med metalliskt silver (1.33) (att erhålla AgBr bärs ute i mörkret för att undvika fotoreduktion): 1.3 6 Silver(I)jodid kan erhållas i mörker genom direkt interaktion av jodånga med metalliskt silver (1.74), verkan av jodider (1.76) och vätejodid (1.75) på silversalter: 1.3.7 Silverkarbonat AgCO . Bildas genom verkan av en natriumkarbonatlösning på lösliga silversalter: 1.3.8 Silversulfat AgSO är en diamagnetisk fina kristaller vit färg. Silversulfat löses i vatten, det kan reduceras till metalliskt silver med väte, koppar, zink, järn (1,82). Silversulfat erhålls genom att reagera silver, silveroxid, silvernitrat eller karbonat med svavelsyra: 1.3.10 Silvertiosulfat AgSO är ett vitt pulver, det är lätt lösligt i vatten och lösligt i ammoniak och lösningar av alkalimetalltiosulfater för att bilda koordinationsföreningar . Silvertiosulfat erhålls genom att reagera silveracetat eller fluorid med natriumtiosulfat. 1.3.11 Silvernitrat 1.3.12 Silvercyanid AgCN är färglösa romboedriska kristaller med en densitet på 3,95 g/cm3 och en smältpunkt på +320...350 C. Den är dåligt löslig i vatten, löslig i ammoniak eller lösningar av ammonium salter, cyanider och tiosulfater alkalimetaller med bildning av koordinationsföreningar: 1.3.13 Silverkomplexföreningar. De flesta enkla föreningar av monovalent silver med oorganiska och organiska reagens bildar komplexa (koordinations) föreningar. Många vattenolösliga silverföreningar, såsom silver(I)oxid och silverklorid, löses lätt i vattenhaltig ammoniak. Anledningen till upplösningen är bildandet av komplexa joner +. På grund av bildandet av koordinationsföreningar förvandlas många silverföreningar som är dåligt lösliga i vatten till lättlösliga. Silver kan ha koordinationsnummer på 2,3,4 och 6. Många koordinationsföreningar är kända där neutrala ammoniak- eller aminmolekyler (mono- eller dimetylamin, pyridin, anilin, etc.) är koordinerade runt den centrala silverjonen. Under inverkan av ammoniak eller olika organiska aminer på oxid, hydroxid, nitrat, sulfat, silverkarbonat bildas föreningar med en komplex katjon, till exempel +, +, +, +, När silverhalider (AgCl, AgBr, AGI) löses i lösningar av halogenider, pseudohalider eller alkalimetalltiosulfater, bildas vattenlösliga koordinationsföreningar innehållande komplexa anjoner, till exempel -, 2-, 3-, 2-, etc. Ett exempel på att erhålla en komplex förening är reaktionen mellan silverbromid och natriumtiosulfat.

Rent silver är en mycket mjuk, formbar metall. Det är den bästa ledaren av elektricitet och värme av alla metaller.

I praktiken används rent silver nästan aldrig på grund av dess mjukhet: det är vanligtvis legerat med mer eller mindre koppar.

Silver är en inaktiv metall. I luftatmosfären oxiderar den inte vare sig vid rumstemperatur eller vid uppvärmning. Den ofta observerade svärtningen av silverföremål är resultatet av bildandet av svart silversulfid - AgS2 på deras yta. Detta sker under påverkan av svavelväte som finns i luften, såväl som när silverföremål kommer i kontakt med livsmedel som innehåller svavelföreningar. 4Ag + 2H2S + O2 -> 2Ag2S + 2H2O

Saltsyra och utspädda svavelsyror har ingen effekt på det. Silver är vanligtvis löst i salpetersyra, som interagerar med det enligt ekvationen:

Ag + 2HNO3 -> AgNO3 + NO2+ H2O

Silver bildar en serie salter, vars lösningar innehåller färglösa Ag+-katjoner.

Under inverkan av alkalier på lösningar av silversalter kan AgOH förväntas, men en brun fällning av silver(I)oxid fälls istället ut:

2AgNO3 + 2NaOH -> Ag2O + 2NaNO3 + H2O

Förutom silver(I)oxid är AgO- och Ag2O3-oxider kända.

Silvernitrat (lapis) - AgNO3 - bildar färglösa transparenta kristaller, väl lösliga i vatten. Det används vid tillverkning av fotografiska material, vid tillverkning av speglar, vid galvanisering, inom medicin.

Liksom koppar har silver en tendens att bilda komplexa föreningar.

Många silverföreningar som är olösliga i vatten (till exempel: silver(I)oxid - Ag2O och silverklorid - AgCl) löser sig lätt i en vattenlösning av ammoniak.

Komplexa cyanidföreningar av silver används för galvanisk silverfärgning, eftersom under elektrolysen av lösningar av dessa salter avsätts ett tätt lager av kritkristallsilver på ytan av produkterna.

Alla silverföreningar reduceras lätt med frigörandet av metalliskt silver.

Silverföreningar:

a) silveroxider. Disilveroxid (Ag2O) är ett brunsvart pulver, lätt lösligt i vatten. I ljuset blir det svart.

Silveroxid (AgO) är ett gråaktigt svart pulver.

Silveroxider används bland annat vid tillverkning av batterier;

b) silverhalogenider. Silverklorid (AgCl) - en vit massa eller tätt pulver, olösligt i vatten, mörknar i ljuset; den är förpackad i mörkfärgade ogenomskinliga behållare. Används inom fotografi, keramik, medicin och silverfärgning.

Cerargyrit (eller hornblende), naturliga silverklorider och jodider är undantagna (nr 2616).

Silverbromid (gulaktig), silverjodid (gul) och silverfluorid används för samma ändamål som klorider;

c) silversulfid. Konstgjord silversulfid (Ag2S) är ett tungt gråsvart pulver, olösligt i vatten, som används för att tillverka glas.

Naturlig silversulfid (argentit), naturlig silver och antimonsulfid (pyrargyrit, stephanit, polybasit) och naturlig silver och arseniksulfid (proustit) är undantagna (nr 2616);

e) andra salter och oorganiska föreningar.

Silversulfat (Ag2SO4), kristaller.

Silverfosfat (Ag3PO4), gulaktiga kristaller, lätt lösliga i vatten; används inom medicin, fotografi och optik.

Silvercyanid (AgCN), vitt pulver som mörknar vid ljus, olösligt i vatten; används inom medicin och för elektroavsättning av silver. Silvertiocyanat (AgSCN) har ett liknande utseende och används som förstärkare inom fotografering.

Silver och kaliumcyanid (KAg(CN)2) eller silver och natrium (NaAg(CN)2) komplexa cyanidsalter är vita lösliga salter som används vid elektroplätering.

Silverfulminat (explosivt silver), vita kristaller, exploderar vid lätta stötar, farligt att arbeta med; används för tillverkning av kapslar - detonatorer.

Silverdikromat (Ag2Cr2O7), kristallin rubin - rött pulver, lätt lösligt i vatten; används i framförandet av konstnärliga miniatyrer (silverröd, lilaröd).

Silverpermanganat, kristallint mörklila pulver, lösligt i vatten; används i gasmasker.

Silvernitrat AgNO3, även kallad lapis. Bildar färglösa genomskinliga kristaller, väl lösliga i vatten. Det används vid tillverkning av fotografiska material, vid tillverkning av speglar, vid galvanisering.

Tänk på en av de viktigaste silverföreningarna - oxider. De vanligaste är envärda silveroxider. Silveroxid Ag2O erhålls genom att behandla AgNO3-lösningar med alkalier eller lösningar av alkaliska jordartsmetallhydroxider:

2AgNO3 + 2NAOH =Ag2O + 2NaNO3+ H2O

2AgNO3 + 2KOH = Ag2O + 2KNO3 + H2O

Silveroxid Ag2O är ett brunt diamagnetiskt kristallint pulver (kubiska kristaller) med en densitet på 7,1 - 7,4 g / cm3, som långsamt svartnar under påverkan av solljus och frigör syre. Vid uppvärmning till + 200º C sönderfaller silveroxid till grundämnen:

Ag 2O \u003d 2Ag + O2

Silveroxid Ag2O är svagt löslig i vatten (0,017 g / l). Den resulterande lösningen har en alkalisk reaktion och, liksom alkalier, fäller ut hydroxider av vissa metaller från lösningar av deras salter. Väte, kolmonoxid, väteperoxid och många metaller reducerar silveroxid i vattensuspension till metalliskt silver:

Ag2O + H2 (t 40 ºC) = 2Ag + H2O

Ag2O + CO = 2Ag + CO2

Ag2O + H2O2+ 2Ag + H2O + O2

Silveroxid löser sig i fluorvätesyra och salpetersyra, i ammoniumsalter, i lösningar av alkalimetallcyanider, i ammoniak, etc.

Ag 2O + 2HF \u003d 2AgF + H 2O

Ag 2O + 2HNO3= 2AgNO3 + H2O

Silveroxid är ett energiskt oxidationsmedel med avseende på kromföreningar Cr2O3, 2Cr(OH)3:

5Ag 2O + Cr 2O 3 \u003d 2Ag2CrO4 + 6Ag

3Ag 2O + 2Cr(OH)3 + 4NaOH = 2Na 2CrO4 + 6Ag + 5H 2O

En suspension av silveroxid används i medicin som ett antiseptiskt medel. En blandning av 5% - Ag3O, 15% - CO2O3, 30% - CuO och 50% - MnO2, kallad "hopcalite", tjänar till att ladda gasmasker som ett skyddande lager mot kolmonoxid. Silveroxid kan tjäna som en källa för att generera atomärt syre och används i "syrepistoler" som används för att testa oxidationsbeständigheten hos material avsedda för

för rymdfordon.

Silver(I)hydroxid AgOH är en instabil vit fällning. Den har amfotära egenskaper, absorberar lätt CO2 från luften och bildar argentater när den värms upp med Na2S. Silverhydroxidens grundläggande egenskaper förbättras i närvaro av ammoniak. AgOH erhålls genom att behandla silvernitrat med en alkohollösning av kaliumhydroxid vid pH = 8,5-9 och en temperatur på 45ºС.

Förutom envärd silveroxid Ag2O är även Ag(II), Ag(III) AgO och Ag2O3-oxider kända. Silveroxid AgO erhålls genom inverkan av ozon på metalliskt silver eller på Ag2O:

Ag2O + O3 = 2AgO + O2

Dessutom kan AgO erhållas genom att behandla en lösning av AgNO3 med en lösning av K2S2O 8

2AgNO3 + K2S2O8 + 4KOH = 2AgO + 2K2SO4 + 2KNO3 + 2H2O

Tvåvärd silveroxid är ett gråsvart diamagnetiskt kristallint pulver med en densitet på 7,48 g / cm3. Det är lösligt i svavelsyra, saltsyra och koncentrerade salpetersyror, stabilt vid vanliga temperaturer och sönderdelas till element när det värms upp till +100 ºС. Det är också ett energiskt oxidationsmedel med avseende på SO2, NH3 Me NO2 och har halvledaregenskaper.

Ursprunget för fossila kol
Det är nästan omöjligt att fastställa det exakta datumet, men för tiotusentals år sedan blev en person först bekant med kol, började ständigt komma i kontakt med det. Så, arkeologer har hittat förhistoriska ...

Silver(I)oxid- en kemisk förening med formeln Ag 2 O.

Oxiden kan erhållas genom att reagera silvernitrat med alkali i vattenlösning:

Detta beror på det faktum att silver(I)hydroxiden som bildas under reaktionen snabbt sönderdelas till oxid och vatten:

(sid K = 2,875)

Mer ren silver(I)oxid kan erhållas genom anodoxidation av metalliskt silver i destillerat vatten.

Ag 2 O är praktiskt taget olösligt i de flesta kända lösningsmedel, förutom de med vilka det interagerar kemiskt. I vatten bildar den ett litet antal Ag(OH) 2 − joner. Ag+-jonen hydrolyseras mycket svagt (1:40 000); i en vattenlösning av ammoniak sönderdelas med bildning av lösliga derivat.

Färsk fällning Ag 2 O interagerar lätt med syror:

där HX = HF, HCl, HBr, HI, HO2CCF3. Ag 2 O reagerar också med lösningar av alkalimetallklorider och bildar silver(I)klorid och motsvarande alkali.

Har ljuskänslighet. Bryts ner vid temperaturer över 280 °C.

Silvernitrat (I) (silvernitrat, "helvetessten", lapis) - en oorganisk förening, ett salt av en metall av silver och salpetersyra med formeln AgNO 3, färglösa rombiska kristaller, lösliga i vatten. .

Bryts ner vid temperaturer över 300 °C. Låt oss väl lösa i vatten, metylalkohol, i etylalkohol, i aceton, i pyridin. Silvernitrat kan erhållas genom att lösa silver i salpetersyra enligt reaktionen:

Silvernitrat är ett reagens för saltsyra och salter av saltsyra, eftersom det interagerar med dem för att bilda en vit ostliknande fällning av silverklorid, olöslig i salpetersyra:

Vid upphettning sönderdelas saltet och frigör metalliskt silver:

Silverhalider- kemiska föreningar av silver med halogener. Univalenta silverhalider har studerats väl: fluorid - AgF, klorid - AgCI, bromid - AgBr, Aglijodid. Ag 2 F och AgF 2 (starkt oxidationsmedel) är också kända. AgF-kristaller är färglösa, AgCl är vita, AgBr och Agl är gula. Kända kristaller hydratiserar AgF xH2O (där X= 1,2,3). AgF ska inte förvaras i glas då glaset går sönder. Alla silverhalogenider, med undantag av fluorider, har mycket liten löslighet i vatten; i närvaro av motsvarande halogenvätesyror eller deras salter ökar lösligheten markant på grund av bildningen av komplexa föreningar av typen -, där X är Cl, Br, I. Alla silverhalogenider löses i ammoniak med bildning av komplexa ammoniater. Detta används för rening av silverhalogenider och deras omkristallisation. I fast tillstånd tillsätter silverhalogenider gasformig ammoniak och bildar komplexa föreningar AgX·NH 3, AgX·3NH 3. Silverhalogenider reduceras lätt till metalliskt silver under inverkan av Zn, Mg, Hg, alkalimetaller, H 2 . Haliderna AgCI och AgBr kan reduceras genom metallfusion med Na2CO3. Silverhalogenider erhålls genom direkt interaktion mellan halogener och silver vid hög temperatur. Svårlösliga silverhalogenider kan också erhållas genom utfällning från en lösning av AgNO 3 med användning av motsvarande halogenvätesyror eller deras salter (lösliga), och AgF - genom att omsätta Ag 2 O eller Ag 2 CO 2 med HF.

Föreningar av guld (I), egenskaper och metoder för att erhålla. Guld (III) föreningar, oxid och hydroxid, halogenider, framställningsmetoder, komplexa föreningar. Användningen av enkla ämnen och föreningar.

Au(I)-föreningar är fasta kristallina saltliknande ämnen, mestadels olösliga i vatten.

Au(I)-derivat bildas vid reduktion av Au(III)-föreningar. De flesta Au(I)-föreningar oxideras lätt till stabila Au(III)-derivat.

3AuCl(kristall) + KCl(p-p) = K(p-p) + 2Au

Känd: guld(I)oxid Au2O*xH2O lila, guld(I)klorid AuCl gul, erhållen genom sönderdelning av AuCl3.

Mer stabila är komplexa föreningar, såsom cyanid K eller tiosulfat K3.

Guld(III)oxid- binär oorganisk kemisk förening av guld och syre med formeln Au 2 O 3 . Den mest stabila oxiden av guld.

Erhållen från guld(III)hydroxid Au2O3 x H2O uttorkning vid uppvärmning. Fullständig förlust av vatten sker vid en temperatur på cirka 200 o C. . Den sålunda erhållna guld(III)oxiden är amorf. Den har en röd eller rödbrun färg. Inblandningen av brunt, som i fallet med guld(III)hydroxid, är vanligtvis förknippat med närvaron av en liten mängd guld(0). Enkristaller av Au 2 O 3 erhölls från amorf oxid genom hydrotermisk syntes i en kvartsampull fylld till en tredjedel med en blandning av perklorsyra HClO 4 och alkalimetallperklorat (syntestemperatur 235–275 o C, tryck upp till 30 MPa) . De erhållna enkristallerna hade en rubinröd färg.

Guld(III)oxiddihydrat ("gyllene syra") - Au2O3 2H2O, oorganiskt komplex förening guld, ett derivat av guld(III)oxid, tidigare felaktigt kallad guld(III)hydroxid eller guld(III)hydroxid med den villkorliga formeln Au(OH) 3 tillskriven.

Om en alkali- eller jordalkalimetallhydroxid tillsätts till en lösning av guld(III)klorid, eller om den kokas efter tillsats av ett alkalikarbonat, kommer en fällning av guld(III)hydroxid att fällas ut, men vanligtvis en starkt förorenad förorening av fällningsmedlet. På lämpliga förhållanden kontaminering kan elimineras genom extraktion med syror.

Som ett resultat av torkning över fosforpentoxid erhålls ett gulrött eller gulbrunt pulver med kompositionen AuO(OH). Det löses i saltsyra och i andra syror, om de är tillräckligt koncentrerade, och även i het kaustikkali, varav det följer att det är amfotert. Eftersom den sura karaktären dominerar brukar guld(III)hydroxid kallas gyllene syra. Salter av denna syra kallas aurater, till exempel K·3·H 2 O - kaliumaurat(III). Guld(III)oxiddihydrat sönderdelas lätt till guldoxid och vatten.

Halider, oxider och hydroxid Au(III)-amfotera föreningar med en övervägande mängd sura egenskaper. Så Au (OH) 3 löser sig lätt i alkalier och bildar hydroxo-aurater (III):

NaOH + Au(OH)3 = Na

Även upplösningen av Au (OH) 3 i syror sker på grund av bildandet av anjoniska komplex:

Au(OH)3 + 4 HNO3 = H + 3 H2O

I närvaro av alkalimetallsalter bildas aurater:

M nitrat-

M sulfat-

cyano-

M sulfido-

Au(III)-halogenidernas sura natur visar sig i deras exceptionella tendens att ge haloaurater (III) M. De flesta haloaurater är lättlösliga i vatten och organiska lösningsmedel.

Au(III) speciella benägenhet att bilda anjoniska komplex visar sig också under hydrolysen av dess trihalider:

AuCl3+H2O== H

AuCl3+H2O== H2

H2-syran som bildas i denna process ger ett svårlösligt Ag2-salt.

Den traditionella och största konsumenten av guld är smyckesindustrin. Smycken tillverkas inte av rent guld, utan av dess legeringar med andra metaller, betydligt överlägsna guld när det gäller mekanisk styrka och hållbarhet. För närvarande används Au-Ag-Cu-legeringar för detta, som kan innehålla tillsatser av zink, nickel, kobolt och palladium.

Tandvård förbrukar betydande mängder guld: kronor och tandproteser är gjorda av legeringar av guld med silver, koppar, nickel, platina och zink. Sådana legeringar kombinerar korrosionsbeständighet med höga mekaniska egenskaper.

Guldföreningar är en del av vissa medicinska preparat används för att behandla ett antal sjukdomar (tuberkulos, reumatoid artrit, etc.). Radioaktivt guld används vid behandling av maligna tumörer.

72. generella egenskaper d-element i grupp II, erhållande och egenskaper. Oxider, hydroxider, salter - egenskaper, beredning. Användningen av enkla ämnen och föreningar.

alkaliska jordartsmetaller - kemiska grundämnen Grupp 2 element i det periodiska systemet: beryllium, magnesium, kalcium, strontium, barium, radium och unbinylium.

Alkaliska jordartsmetaller inkluderar endast kalcium, strontium, barium och radium, mer sällan magnesium. Det första elementet i denna undergrupp, beryllium, är i de flesta egenskaper mycket närmare aluminium än de högre analogerna i den grupp som det tillhör. Det andra grundämnet i denna grupp, magnesium, skiljer sig i vissa avseenden väsentligt från jordalkalimetallerna i ett antal kemiska egenskaper.

Alla alkaliska jordartsmetaller är gråa fasta ämnen vid rumstemperatur. Till skillnad från alkalimetaller är de mycket hårdare, och de skärs oftast inte med en kniv (undantaget är strontium). En ökning av densiteten av jordalkalimetaller observeras endast med början med kalcium. Den tyngsta är radium, jämförbar i densitet med germanium (ρ = 5,5 g / cm 3).

Den kemiska aktiviteten hos alkaliska jordartsmetaller ökar med ökande serienummer. Beryllium i kompakt form reagerar inte med vare sig syre eller halogener även vid en röd temperatur (upp till 600 ° C, för att reagera med syre och andra kalkogener, ännu mer värme fluor är ett undantag). Magnesium skyddas av en oxidfilm vid rumstemperatur och högre (upp till 650 °C) temperaturer och oxiderar inte ytterligare. Kalcium oxiderar långsamt och vid rumstemperatur på djupet (i närvaro av vattenånga), och brinner ut med lätt upphettning i syre, men är stabil i torr luft vid rumstemperatur. Strontium, barium och radium oxiderar snabbt i luft för att ge en blandning av oxider och nitrider, så de, liksom alkalimetaller och kalcium, lagras under ett lager av fotogen.

Dessutom, till skillnad från alkalimetaller, bildar jordalkalimetaller inte superoxider och ozonider.