específico sea uno de los medios importantes para determinar la atomicidad de los elementos, el pilar fundamental para un verdadero juicio de la atomicidad solo lo proporciona la ley de Avogadro-Gerhardt; es decir, este otro método solo puede ser accesorio o preliminar, y cuando sea posible se debe recurrir a la determinación de la densidad de vapor.
Entre los metales bivalentes, el primer lugar, respecto a su distribución en la naturaleza, lo ocupan el magnesio y el calcio, del mismo modo que el sodio y el potasio ocupan el primer puesto entre los metales monovalentes. La relación que existe entre los pesos atómicos de estos cuatro metales confirma la comparación anterior. De hecho, el peso de combinación del magnesio es igual a 24, y el del calcio, a 40; mientras que los pesos de combinación del sodio y el potasio son 23 y 39, es decir, estos últimos son una unidad menores que los primeros.10
Todos ellos pertenecen al grupo de los metales ligeros, ya que poseen una gravedad específica pequeña, aspecto en el cual se diferencian de los metales pesados u ores comunes y generalmente conocidos (por ejemplo, el hierro, el cobre, la plata y el plomo), los cuales se distinguen por una gravedad específica mucho mayor. No cabe duda de que su baja gravedad específica tiene un significado, no solo como un simple punto de distinción, sino también como una propiedad que determina las propiedades fundamentales de estos metales.
En efecto, todos los metales ligeros presentan una serie de puntos de semejanza con los metales de los álcalis; así, tanto el magnesio como el calcio, al igual que los metales de los álcalis, descomponen el agua (sin la adición de ácidos), aunque no con tanta facilidad como estos últimos. El proceso de descomposición es esencialmente uno y el mismo; por ejemplo, Ca + 2H2O = CaH2O2 + H2, es decir, se libera hidrógeno y se forma un hidróxido del metal. Estos hidróxidos son bases que neutralizan casi todos los ácidos.
Sin embargo, los hidróxidos RH2O2 del calcio y del magnesio no son en ningún aspecto tan enérgicos como los hidróxidos de los verdaderos metales de los álcalis; así, al calentarlos pierden agua, no son tan solubles, desprenden menos calor con los ácidos y forman diversas sales que son menos estables y se descomponen más fácilmente por el calor que las sales correspondientes del sodio y el potasio. De este modo, los carbonatos de calcio y magnesio se desprenden fácilmente del anhídrido carbónico al ser calcinados; los nitratos también se descomponen con gran facilidad por el calor, dejando como residuo los óxidos de calcio y magnesio, CaO y MgO. Los cloruros de magnesio y calcio, al calentarse con agua, desprenden cloruro de hidrógeno y forman los hidróxidos correspondientes, y al ser calcinados, los óxidos mismos. Todos estos puntos son evidencia de un debilitamiento de las propiedades alcalinas.
Estos metales han sido denominados los metales de las tierras alcalinas, porque ellos, al igual que los metales alcalinos, forman bases enérgicas. Se llaman tierras alcalinas porque se encuentran en la naturaleza en estado de combinación, formando la masa insoluble de la tierra, y porque como óxidos, RO, ellos mismos tienen una apariencia terrosa. No pocos sales de estos metales son conocidas que son insolubles en agua, mientras que las sales correspondientes de los metales alcalinos son generalmente solubles; por ejemplo, los carbonatos, fosfatos, boratos y otras sales de los metales de las tierras alcalinas son casi insolubles. Esto nos permite separar los metales de las tierras alcalinas de los metales de los álcalis. Para este propósito se añade una solución de carbonato de amonio a una solución mezclada de sales de ambos tipos de metales, momento en el cual, mediante una descomposición doble, se forman los carbonatos insolubles de los metales de las tierras alcalinas y precipitan, mientras que los metales de los álcalis permanecen en solución: RX2 + Na2CO3 = RCO3 + 2NaX.