Также могут быть получены сжиганием соответствующих металлов в кислороде. Рас­творимы в кислотах:   ЭО + 2Н⁺ = Э²⁺ + Н₂О.

ВеО растворяется в щелочах по схеме: ВеО + 2NaOH + H₂O = Na₂[Be(OH)₄]. Ядерные рас­стояния в кристаллах MgO (t. пл. 2850С) и ВеО (t. пл. 2580С) равны соответственно 2,10 и 1,64 А, а у их индивидуальных молекул (в парах) - 1,33 и 1,75 А. Пары ЭО сильно диссоции­рованы на элементы. Охлаждение расплава ВеО ведет к образованию стекла. Кристаллы ВеО имеют структуру вюрцита, что свидетельствует о малой полярности связи. Кристаллы MgO имеют структуру NaCl. Обе окиси растворимы в кислотах тем труднее, чем сильнее они бы­ли предварительно прокалены. Такое снижение реакционной способности обусловлено в данном случае укрупнением кристаллов. При хранении на воздухе оксид магния постепенно поглощает влагу и СО₂, переходя в Mg(OH)₂ и в MgCO₃. Окисид магния изредка встречается в /природе (минерал периклаз). Получаемая прокаливанием природного магнезита MgO является исходным продуктом для изготовления различных огнеупорных изделий.

Белые аморфные гидроксиды магния и бериллия мало растворимы в воде. Растворенная часть Mg(OH)₂ диссоциирована по типу основания и является электролитом слабой силы, а Ве(ОН)₂ имеет амфотерный характер и диссоциирует по суммарной схеме:

Ве²⁺ + 2OН = Ве(OН)₂ = 2Н⁺ + ВеO₂^2-

Гидрокстд бериллия вообще является единственным основанием в ПА группе, обла­дающей амфотерными свойствами. Осаждение Ве(ОН)₂ в процессе нейтрализации кислого раствора (по схеме: Э²⁺+20Н_­^-=Э(ОН)₂ наступает при рН=5,7, Mg(OH)₂ - при рН=10,5. Ве(ОН)₂ - является полимерным соединением, поэтому его растворимость в воде ничтожна (ПР=22). Ввиду слабости кислотных свойств Ве(ОН)₂ бериллаты сильно гидролизованы в водном растворе. При растворении Ве(ОН)₂ в кислотах образуются тетраэдричекие аквакомплексы [Ве(Н₂O)₄]²⁺, в щелочах - гидроксокомплексы [Ве(ОН)₄]^2- (или [Ве(ОН)з]^- )по схеме: Ве(ОН)₂ + 2OН^- = [Ве(ОН)₄]^2-. Бериллий в берриллат -ионе зр³ гибридизирован, а сам бери-лат-ион имеет форму тетраэдра. КЧ_Ве= 4. Ве(ОН)₂ начинает терять воду уже при 230С. Бе­риллаты типа К₂ВеO₂ существуют только в твердом состоянии. Они могут быть получены растворением порошка Be на расплавы щелочей. Основные свойства у Ве(ОН)₂ преобладают над кислотными, но выражены менее значительно, чем у Mg(OH)₂. Гидроокись магния встречается в природе (минерал брусит). ПР Mg(OH)₂. Mg(OH)₂ обладает только ос­новными свойствами. Однако, взаимодействием Mg(OH)2 с 65%-ным раствором NaOH при 100 С может быть получен неустойчивый в водной среде тетрагидроксомагнезат натрия -Na₂[Mg(OH)₄]. Помимо кислот, гидроксид магния растворим в растворах солей аммония по схеме:                        

Mg(OH)₂ + 2NH₄⁺ = Mg²⁺ + 2NH₃ + 2Н₂О.

Поэтому раствором аммиака

нельзя полностью осадить гидроксида магния, например из хлорида, т.к. следующий процесс равновесный:

MgCl₂ + NH₄OH = NH₄CI + Mg(OH)₂.

При нагревании гидроксида магния реагирует с Р, Se, S (X = Se, S):

6Mg(OH)₂ + 4P = 6MgO + 4PH₃ + 3O₂ и 2Mg(OH)₂ + 2X = 2MgO + 2H₂X + O₂ Оба гидроксида хорошо растворимы в кислотах: Э(ОН)₂ + 2Н⁺ = Э²⁺ + 2Н₂O. Гидроксид маг­ния в промышленности получают действуя на растворимые соли магния известковым моло­ком. Для магния известна аналогичная гидроксида этоксидная производная. Она может быть получена взаимодействием амальгамы магния со спиртом и представляет собой белый порошок, растворимый в спирте и разлагаемый водой. Взаимодействием свежеосажденной Mg(OH)₂ с 30%ной Н₂O₂ может быть получена растворимая в воде гидратная пероксид-оксид магния MgO₂ 3MgO nH₂O, она применяется как антисептик, для желудка т.к. с во­дой дает Mg(OH)₂ и пероксида водорода. Многие из солей бериллия и магния хорошо раство­римы в воде. Ионы Э²⁺ бесцветны. Mg ⁺ сообщают раствору горький вкус, Be ⁺→ сладкова­тый. Соли Be подвержены гидролизу при комнатной температуре и дают кислую среду, соли Mg-  в меньшей степени. Например, гидролиз сульфатов и галогенидов проходит по схемам:

1. 2ЭSO₄ + 2Н₂O = (ЭOH)₂SO₄ + H₂SO₄

2. (ЭOH)₂SO₄ + 2Н₂0 = 2Э(ОН)₂ + H₂SO₄

1.ЭГ₂ + Н₂O = НГ + ЭОНГ

2. ЭОНГ + 2Н₂O = Э(ОН)₂ + НГ.

Причем гидролиз идет в основном по первой стадии до образования основных солей. Отношение заряда к радиусу у Be ²⁺ - велико, в результате чего он обладает высокой поляри­зующей способностью и его комплексообразовательные свойства повышены.

Почти все галоидные соли бериллия и магния бесцветны, расплываются на воздухе и легкорастворимы в воде за исключением MgF₂, растворимость которого весьма мала (0,08 г/л). Для хлорида магния характерны кристаллогидраты MgCl₂nH₂O (n= 1,2,4,6,8,12). Для хлорида бериллия характерны соединения типа ВеС1₂ 2R (R-ацетон, ацетальдегид, диэтиламин, этиловый эфир, этилендиамин, пиридин и др.) Оба хлорида присоединяют аммиак с об­разованием ЭС1₂ nNH₃ (n=2,4,6). MgCl₂ широко распространен в природе в виде минералов -бишофита MgCl₂ 2Н₂O, карналлита MgCl₂ KC1 6Н₂O др. При образовании галогенидов бериллия, его атомы возбуждаются: 2s →  2s 2p при этом за счет распаривания возникают две ковалентные связи и происходит sp-гибридизация: валентные электроны образуют два sp-гибридных облака лежащих на одной прямой и вытянутых в противоположенных направле­ниях. Таким образом молекулы ВеF₂ - имеют линейное строение. BeF₂ получают нейтрали­зацией плавиковой кислоты гидроокисью бериллия a MgF₂ непосредственно из элементов или обменной реакцией: Mg²⁺ + 2F^- = MgF₂l. Хлорид Be можно получить по следующим схемам при нагревании:

ВеО + С + С1₂ = ВеС1₂ + СО;

2ВеО + СОС1₂ = ВеС1₂ + С0₂.

ВеС1₂ - имеет полимерное строение. Большинство солей выделяется из растворов в ви­де кристаллогидратов (ВеС1₂ 2Н₂O, Bel₂ 4H₂O, MgBr₂6H₂0). При их нагревании происходит отщепление части НГ и остаются труднорастворимые в воде основные соли. Реакции при­соединения характерны главным образом для фторидов, образующих комплексы типов М[ЭГ₃]и М₂[ЭГ₄], где М-одновалентный металл

Нитраты Be и Mg легкорастворимы не только в воде, но и в спирте. Mg(NO₃)₂ встреча­ется в природе. Кристаллизуются они обычно в виде Mg(NO₃)₂6H₂0 и Be(NO₃)4H₂O. 3(NO₃) nH₂O можно получить действуя азотной кислотой на соответствующие металлы, ЭО, Э(ОН)₂, ЭСОз. Для Be n бывает 4,3,2, а для магния п может равняться 9,6,2 и 0. При на­гревании они разлагаются, отщепляя воду, NO₂ и O₂:

2Э(NO₃)₂ nH₂O = nН₂O + 2ЭО + 4NO₂ + O₂.

Для сульфатов Be и Mg характерны легкорастворимые кристаллогидраты BeSO₄ 4H₂O и MgSO₄nH₂O (n=l,2,3,4,5,6,7,12). Первый полностью обезвоживается при 400С, второй при 200С. BeSO₄ получают действием разбавленной серной кислоты на окись или гидроокись бериллия. Раствор BeSO₄ способен растворять Mg по схеме:

2BeSO₄ + Mg + 2H₂O → H₂ + (BeOH)₂SO₄ + MgSO₄. Под действием кислот MgSO4 переходит в кислый сульфат: MgSO₄ + H₂SO₄ = Mg(HSO₄)₂. MgSO₄ вступает при нагревании в следующие реакции:

Mg SO₄+ 2С = MgS + 2СO₂;

2MgSO₄ + С = 2MgO + 2SO₂ + CO₂;

MgSO₄ + H₂S = MgO + SO₂ + S + H₂O;

MgSO₄ + SiO₂ = MgSiO₃ + SO_3;

Термическое разложение BeS04 и MgS04 начинается соответственно при 580˚С и 1124 С: SO₄= 2ЭО + 2SO₂+ O₂. В при­роде Mg SO₄ встречается в виде минералов: горькой соли - MgS04 - 7H₂O, кизерита -MgSO₄H₂O, полигалита - Mg SO₄ K₂ SO₄ 2Ca SO₄ 2H₂O и др. Кизерит может служить хорошим материалом для получения MgO и SO₂, т.к. при накаливании с углем разлагается по схеме: Mg SO₄ + С = СО + SO₂ + MgO. Горькая соль применяется в текстильной и бумаж­ной промышленности, а также в медицине.

С сульфатами некоторых одновалентных металлов BeSO₄ и MgSO₄ образуют двойные соли, для Be типа M₂[Be(SO₄)₂] 2Н₂O, а для магния так называемые шениты состава M₂[Mg(SO₄)₂]6H₂O, где М - одновалентный металл. Шенитом K₂[Mg(SO₄)₂]6H₂O пользуют­ся иногда в качестве калийного минерального удобрения. Нагреванием MgSO₄ с крепкой серной кислотой могут быть получены соединения Mg SO₄ H₂ SO₄, Mg SO₄ 3H₂SO₄. Действуя аммиаком  на спиртовой раствор MgSO₄ могут быть получены  следующие комплексы: [Mg(NH₃)₂(H₂O)₄]SO₄, [Mg(NH₃)₃(H₂O)₃] SO₄, [Mg(NH₃)₄(H₂O)₂] SO₄.

Почти нерастворимые в воде нормальные карбонаты ВеСОз-4Н₂O MgCO₃-nH₂O(n=5,3) могут быть получены только при одновременном присутствии в растворе большого избытка СO₂. В противном случае осаждаются также почти нерастворимые основные соли. Так, при действии соды на соли Э имеет место процесс: Э²⁺ + 2СO₃^2→ + Н₂O = СО₂ + (ЭОН)₂СОз. Основные карбонаты Э растворимы в минеральных кислотах, в уксусной кислоте и раство­рах солей аммония. Нагревание такого осадка с кислым карбонатом калия приведет к обра­зованию нормального карбоната: (ЭОН)₂СO₃ + 2КНСO₃ = 2ЭСO₃ + 2Н₂O + K₂CO₃. MgCO₃ распространен в природе. Белая магнезия - это основная соль приблизительного состава 3MgCO₃Mg(OH)₂→3H₂O - используется в медицинских целях при повышенной кислотности желудка. Она выпадает в осадок если к нагретому раствору хлорида магния приливать рас­твор соды:

2MgCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O = (MgOH)₂CO₃ + CO₂ + 4NaCl. Интересно отметить, что сначала, когда в растворе еще недостаток СO₂ и среда щелочная, процесс идет с образовани­ем белой магнезии, а когда в растворе появляется избыток СO₂ и среда становится кислой из белой магнезии образуется гидрокарбонат устойчивый в растворе по схеме:

(MgOH)₂CO₃ + ЗСO₂ + Н₂O = 2Mg(HCO₃)₂.

ЭСО3 отщепляют углекислый газ уже при 100 и 500С соответственно для Be и Mg. На этом основано использование магнезита для получения СОг. При пропускании СО₂ через взвесь MgCO3 осадок может быть растворен: MgCO₃ + СО² + Н₂О = Mg(HCO₃)₂. При кипячении раствора такой двойной соли, вновь выпадает осадок:

(NН₄)₂[Э(СО₃)₂] → 2NH₃ + СO₂ + ЭСO₃^4- + Н₂O .

ВеСОз растворим также в углекислых щелочах. К таким двойным карбонатам относит­ся природный доломит - Ca[Mg(CO₃)₂]. Применение нашел перхлорат магния ("ангидрон") как отбеливатель и осушитель.

Ацетат бериллия получается только при нагревании ВеСl₂ с безводной уксусной ки­слотой. Эта соль не растворима в воде и медленно ею разлагается с образованием основных солей. При 300 С начинает разлагается. Mg(CH₃COO)₂ растворим в воде. Оксалат бериллия - ВеС₂O₄ 3Н₂O, представляет собой порошок белого цвета; растворим в воде. При 100 С те­ряет 2 молекулы Н₂O. При 220 С теряет последнюю молекулу воды и плавится, а при 350 С разлагается: ВеС₂O₄ = СО₂ + СО + ВеО. Были получены комплексы типа Na₂[Be(C₂O₄)₂] MgC₂O₄ ЗН₂О малорастворим в воде. Взаимодействует с раствором оксалата аммония с обра­зованием растворимой двойной соли:

(NH₄)₂C₂O₄+ MgC₂O₄= (NH₄)₂[Mg(C₂O₄)₂].

Одно-, двух-, трех- замещенные ортофосфаты бериллия и магния Ве(Н₂РO₄)₂ 2Н₂О, ВеНРO₄ ЗН₂O, Ве₃(РO₄)₃ 4H₂O, Mg₃(PO₄)₂ nH₂O (n=8,6,4), MgHPO₄nH₂O (n=l,2,7) мало рас­творимы в воде. Их можно получить растворением гидроокисей в соответствующих количе­ствах Н₃РО₄, или обменными реакциями с х-замещенными ортофосфатами натрия. Сле­дующей реакцией пользуются для открытия катионов Mg²⁺ и анионов фосфорной, мышьяко­вистой кислоты:

MgCl₂ + NH₄OH + Na₂HPO₄ = H₂O +2NaCl + MgNH₄PO₄.

Сульфиды Э получают прямым синтезом из элементов. BeS представляет собой серова­то-белые кристаллы. Он подвержен гидролизу в воде: BeS + 2Н₂0 = Ве(ОН)2 + H2S. MgS -бесцветные кубические кристаллы. Он плавится выше 2000 С, в воде подвержен гидролизу:

3MgS + 2Н₂O = Mg(HS)₂ + 2MgO + H₂S.

Метанид бериллия получают прокаливанием ВеО с углем:

2ВеО + ЗС = Ве₂С + 2СО.

Этот красновато-желтый порошок разлагает воду с выделением метана:

Ве₂С + 4Н₂O = СН₄ + 2Ве(ОН)₂.

Ацетилид бериллия получают прокаливанием тесной смеси Be с углем, разлагает воду с выделением ацетилена: ВеС₂ + 2Н₂O = С₂Н₂ + Ве(ОН)₂. Карбидные соединения Mg эндотермичны. MgC₂ получают действуя на порошок магния ацетиленом или бензолом при нагревании: Mg + С₂Н² = MgC₂ + H₂. Mg₂C₃ получают действуя пентаном на порошок магния. Водой MgC₂ разлагается с выделением С₂Н₂, a Mg₂C₃ с вьщелением СНз→С=СН. Все карбиды Э реагируют с галогенами и серой и азотом при нагревании образуя соответст­венно 3S, ЭСl₂ и Э₃N₂. Нитриды Э образуются при нагревании порошков Э с азотом или аммиаком: 2NH₃ + ЗЭ = Э₃ + ЗН₂. Ве₃N₂ → белый порошок устойчивый на воздухе. Может быть получен по схеме: ЗВе + 2KCN = Ве₃ + 2К + 2С. Mg₃N₂ - аморфный порошок зелено­вато-желтого цвета, флюоресцирует оранжевым цветом. Реагирует с метанолом и окислами углерода:

Mg₃N₂ + 6CH₃OH = NH₃ + N(CH₃)₃ + 3Mg(OH)OCH₃;

Mg₃N₂ + 3CO_x = 3MgO + N₂ + 3CO_x-1

Оба нитрида гидролизуется водой и растворяются в кислотах:

Э₃N₂ + Н₂O = NH₃ + Mg(OH)₂;

Э₃N₂ + 8H⁺ = 2Э²⁺ + 2NH₄⁺ Mg₃N₂ является восстановителем.

Фосфиды Э образуются при действии паров фосфора на порошки соответствующих метал­лов. Они разлагаются водой до гидроокиси и фосфина. Также они горят выделяя ЭО, Р₂О₅ и много тепла.

Силициды известны лишь для магния (Mg₂Si и Mg₃Si₂). Орто→силикат бериллия встречается в природе в виде минерала фенакита. Можно получить при нагревании ВеО и SiO₂ по схеме: 2ВеО + SiO₂ = Ве₂SiO₄. Он нерастворим. Бериллий образует интерметаллические соедине­ния: MoBe₁₂, WBe₁₂, TaBe₁₂, Ube₁₃, PuBe₁₃ др.

Бериллиды обладают высокой прочностью и температурой плавления. Так, NbBe2 имеет Т_пл 1880 С, Та₂Ве₁₇ → 1980 С, a ZrBe₁₃ - 1920 С.

Кристаллические структуры интерметаллических соединений, по сравнению со многи­ми системами на основании других металлов, значительно различаются между собой. В пер­вом приближении все магниды можно разделить на две большие группы:

∙ магниды, имеющие структуры, типичные для металлов и сплавов;

∙ магниды, имеющие структуры, типичные для ионных или гетерополярных соедине­ний.

Граница между этими группами условна, но, в общем, увеличение атомного номера в периоде сопровождается последовательным переходом от соединений металлического типа к валентным и ионным соединениям.