شارح الدرس: الفلزات القلوية الكيمياء

في هذا الشارح، سوف نتعلَّم كيف نَصِف مركَّبات الفلزات القلوية، وتفاعُليَّتها، وتدرُّج خواصها الفيزيائية والكيميائية.

الفلزات القلوية من أكثر العناصر الاستثنائية والمثيرة للاهتمام؛ نظرًا لأن بعضها يُظهِر خواص متناقضة. بعض الفلزات القلوية صلبة وتتميَّز بأنها ليِّنة وخفيفة للغاية حتى إنه يمكن قطعها بالمقص، بل وتطفو على الماء. وتُوجَد فلزات قلوية أخرى لها درجات انصهار منخفضة للغاية؛ فيومٌ صيفي حار كفيل بأن يجعلها تنصهر وتتحوَّل إلى سائل.

وتُسمَّى الفلزات القلوية أحيانًا بعناصر المجموعة الأولى الفلزية؛ فهي تشغل العمود في أقصى يسار الجدول الدوري. تشمل الفلزات القلوية عناصر الليثيوم، والصوديوم، والبوتاسيوم، والروبيديوم، والسيزيوم، والفرانسيوم. ومع أن الهيدروجين موجود في العمود أقصى يسار الجدول الدوري، فلا يُصنَّف فلزًّا قلويًّا أو من عناصر المجموعة الأولى الفلزية؛ لأنه غاز لا فلزي في الظروف القياسية.

الليثيوم هو أخف العناصر الفلزية القلوية وزنًا، كما أن كثافته منخفضة للغاية، لدرجة أنه يمكن أن يطفو فوق الماء. وتبلغ كثافة الليثيوم 0.53 g/cm³ فقط، وتبلغ كثافة ماء الصنبور 1.00 g/cm³ تقريبًا في درجة حرارة الغرفة والضغط الجوي. وتتميَّز ذرات الليثيوم بأنها صغيرة للغاية، كما أنها تحتوي على ثلاثة إلكترونات فقط. الفرانسيوم هو أكثر العناصر القلوية النقية تفاعليةً، كما أن ذراته هي الأكبر حجمًا مقارنةً بجميع عناصر الجدول الدوري. والفرانسيوم هو العنصر الأقل استقرارًا من بين العناصر الأخرى المتكوِّنة في الطبيعة، وأغلب الظن أن كمية الفرانسيوم الموجودة على سطح الأرض في أي لحظة تقل عن ثلاثين جرامًا. لدى الفلزات القلوية العديد من الخواص الفيزيائية المثيرة للاهتمام، ويمكن فهم معظم هذه الخواص عند دراسة التوزيعات الإلكترونية المختلفة لها والمقارنة بينها.

جميع الفلزات القلوية لها إلكترون تكافؤ واحد، لكن التوزيع الإلكتروني في الغلاف الداخلي لها يختلف من فلز إلى آخر. الليثيوم له غلاف إلكتروني داخلي واحد فقط، أما الصوديوم فله غلافان، في حين أن السيزيوم والفرانسيوم لهما ما يصل إلى خمسة وستة أغلفة إلكترونية. وتزداد صعوبة إزالة إلكترون من ذرة فلز قلوي كلما صغر حجمها وقل عدد الأغلفة الإلكترونية الداخلية بها. كما يؤثِّر عدد الأغلفة الداخلية؛ ومن ثَمَّ عدد الإلكترونات، على تفاعلية الفلز؛ فعلى سبيل المثال، ذرات فلز السيزيوم كبيرة الحجم نسبيًّا، وتولِّد انفجارًا عند تفاعلها مع الماء. أما ذرات الليثيوم والصوديوم، فهي أصغر بكثير من السيزيوم، وتفاعلها أقل حدة. يوضِّح الشكلان الآتيان التوزيع الإلكتروني لذرة الليثيوم وذرة السيزيوم.

تزداد قيم الكثافة بوجه عام بالتحرُّك لأسفل في عمود فلزات المجموعة الأولى من الجدول الدوري؛ ذلك لأن العدد الكتلي يزداد تدريجيًّا من الليثيوم وصولًا إلى الفرانسيوم. وتُحدَّد الكثافة بحساب النسبة بين العدد الكتلي ومتوسط القطر الذري. وتزداد قيم الكثافة بزيادة النسبة بين العدد الكتلي والقطر الذري. وتنخفض قيم الكثافة بانخفاض النسبة بين العدد الكتلي والقطر الذري. ويزداد العدد الكتلي تدريجيًّا بالتحرُّك لأسفل في العمود الأول من الجدول الدوري، في حين أن الأقطار الذرية (أنصاف الأقطار الذرية) تزداد بطريقة لا يسهل توقُّعها. وهذا يعني أن قيم الكثافة تزداد بوجه عام بالتحرُّك لأسفل في العمود الأول من الجدول الدوري، لكن تُوجَد بعض الاستثناءات؛ فالبوتاسيوم في الواقع أقل كثافةً من الصوديوم.

تُظهِر الفلزات القلوية قيمًا ضئيلة للغاية للكثافة مقارنةً بكثافة الفلزات الانتقالية والفلزات بعد الانتقالية. تبلغ كثافة الليثيوم 0.53 g/cm³، وتبلغ كثافة كلٍّ من الصوديوم والبوتاسيوم 0.97 g/cm³، 0.89 g/cm³ على الترتيب. وتبلغ كثافة كلٌّ من الذهب والفضة، وهما فلزان انتقاليان، 19.32 g/cm³، 10.49 g/cm³ على الترتيب، وتبلغ كثافة كلٍّ من القصدير والبزموت، وهما فلزان بعد انتقاليين، 7.29 g/cm³، 9.79 g/cm³ على الترتيب.

يُعرف الترابط الفلزي بأنه قوة الجذب الكهروستاتيكي بين الكاتيونات الموجبة الشحنة والإلكترونات غير المتمركزة. وتزداد قوى التداخل الكهروستاتيكي عندما تُوجَد الكاتيونات الموجبة الشحنة والإلكترونات السالبة الشحنة في حيز ضيق، وعندما يقل متوسط المسافة بينها. ويمكن أن تقترب الجسيمات ذات الشحنات المتضادة بعضها من بعض عندما تكون الذرات والأيونات الفلزية صغيرة الحجم ولا تشغل حيزًا كبيرًا. وكلما صغر حجم الجسيمات التي تكوِّن الشبيكة الفلزية، زادت الطاقة اللازمة لتكسيرها؛ لأن الجسيمات حينها تصبح قريبة بعضها من بعض. وبوجه عام، تزداد درجات الانصهار وقيم الصلادة بالتحرُّك لأعلى في عمود الفلزات القلوية في الجدول الدوري؛ لأن الذرات تصبح أصغر حجمًا، ويصبح الترابط الفلزي بها أقوى.

يمكن للفلزات القلوية أن تنتج بلورات ملح أيونية مستقرة نسبيًّا عند تفاعلها مع أحد عناصر الهالوجينات. توضِّح المعادلة الكيميائية الموزونة الآتية: كيف يمكن أن يتفاعل فلز الصوديوم مع غاز الكلور لتكوين بلورات ملح كلوريد الصوديوم.

وتوضِّح المعادلة الموزونة الآتية: كيف يمكن أن يتفاعل فلز البوتاسيوم مع غاز البروم لتكوين بلورات ملح بروميد البوتاسيوم.

يمكن وصف التفاعلات بين الهالوجينات الغازية والفلزات القلوية بالمعادلة: حيث يمثِّل الرمز الفلزات القلوية، ويمثِّل الرمز ذرات الهالوجينات.

يُوجَد العديد من التفاعلات الكيميائية الأخرى التي يمكن استخدامها لتكوين بلورات ملح أيوني مستقر من الفلزات القلوية. أحد الأمثلة على ذلك هو تفاعلات الفلزات القلوية مع المحاليل المائية للأحماض. توضِّح المعادلة الكيميائية: كيف يمكن أن يتفاعل حمض الهيدروكلوريك مع فلز الصوديوم لتكوين مركب كلوريد الصوديوم.

وتوضِّح المعادلة الكيميائية الموزونة: كيف يمكن أن يتفاعل حمض الهيدروكلوريك مع فلز الليثيوم لتكوين مركب كلوريد الليثيوم الأيوني.

يمكن تلخيص العديد من التفاعلات بين الفلزات القلوية والأحماض بمعادلة واحدة عامة تَستخدم الرمز لتمثيل الفلزات القلوية، وتستخدم الرمز لتمثيل أيونات الهيدروجين:

وتتفاعل الفلزات القلوية أيضًا مع جزيئات الأكسجين الثنائية الذرة لتكوين مجموعة مختلفة تمامًا من المركبات الأيونية. توضِّح المعادلة الكيميائية الموزونة: تفاعل فلز الليثيوم الصلب مع جزيئات الأكسجين الغازية لتكوين مركب أكسيد الليثيوم الصلب .

ويمكن أيضًا أن يتفاعل الصوديوم مع غاز الأكسجين لتكوين أكسيد الصوديوم ():

ويمكن أيضًا أن يتفاعل فلز الصوديوم مع جزيئات الأكسجين لتكوين مركب صوديوم مختلف، وهو بيروكسيد الصوديوم ():

ويمكن أن يتفاعل فلز البوتاسيوم مع غاز الأكسجين بطريقة مشابهة لتكوين مادة بيروكسيد البوتاسيوم ():

ويمكن أيضًا أن يتفاعل البوتاسيوم وغيره من الفلزات القلوية الأثقل مع جزيئات الأكسجين لتكوين جزيئات من أكاسيد فائقة غير معتادة. توضِّح المعادلة الموزونة: تفاعل البوتاسيوم مع غاز الأكسجين لتكوين فوق أكسيد البوتاسيوم () الصلب.

يمكن أن تتفاعل جميع الفلزات القلوية مع الماء، لكن بعضها يكون تفاعله أشد قوة من الآخر. وعادةً ما ينتج عن معظم التفاعلات غاز الهيدروجين ومركَّب من هيدروكسيد الفلز قابل للذوبان. يمكن تلخيص هذه التفاعلات بالمعادلة: حيث يمثِّل المتغيِّر الفلزات القلوية.

توضِّح المعادلة: كيف يمكن أن يتفاعل فلز الصوديوم الصلب مع الماء السائل لتكوين غاز الهيدروجين وجزيئات هيدروكسيد الصوديوم المائية.

وقد ذكرنا بالفعل أن الفلزات القلوية عمومًا تصبح أكثر تفاعلية بالتحرُّك لأسفل في الجدول الدوري، وتنطبق هذه القاعدة العامة على تفاعل الفلزات القلوية مع كلٍّ من غاز الأكسجين والماء السائل. ويتفاعل الليثيوم الموجود أعلى المجموعة بقوة مع الماء. ويقع الصوديوم والبوتاسيوم أسفل الليثيوم في الجدول الدوري، ويكون تفاعلهما مع الماء السائل أشد قوة. أما الروبيديوم، فيقع أسفل البوتاسيوم في الجدول الدوري، ويجب ألَّا يُسمح له بوجه عام بأن يتفاعل مع الماء في البيئات المغلقة؛ لأن التفاعل عنيف للغاية، وقد يتسبَّب في حدوث إصابات.

وتتولَّد قوى تداخل كهروستاتيكي ضعيفة بين الإلكترونات الخارجية لذرات الفلزات القلوية الكبيرة الحجم والبروتونات الموجبة الشحنة، وتستلزم طاقة أقل لإزالتها ليحدث التفاعل الكيميائي. نستنتج من هذه المعلومات أن تفاعل فلز السيزيوم مع الماء يكون أشد قوةً مقارنةً بالروبيديوم. وتوضِّح المعادلة الكيميائية الموزونة: كيف يمكن أن يتفاعل فلز السيزيوم مع الماء لتكوين هيدروكسيد السيزيوم وغاز الهيدروجين.

ويمكن أيضًا تسخين الفلزات القلوية مع غاز الهيدروجين لتكوين هيدريدات الفلزات القلوية؛ مثل هيدريد الليثيوم () وهيدريد الصوديوم (). وتوضِّح المعادلة الموزونة: كيف يمكن أن يتفاعل فلز الصوديوم مع غاز الهيدروجين لتكوين مركب هيدريد الصوديوم.

يمكن تلخيص التفاعلات بين الفلزات القلوية وجزيئات غاز الهيدروجين بالمعادلة العامة: حيث يمثِّل الرمز الفلزات القلوية، ويمثِّل الرمز هيدريدات الفلزات الناتجة.

عرفنا كيف تتفاعل جميع الفلزات القلوية مع مواد مثل الماء والهيدروجين. لكن من المهم أن ندرك أن بعض الفلزات القلوية تمر بتفاعلات كيميائية تُميِّزها عن جميع فلزات المجموعة الأولى. على سبيل المثال، يمكن أن يتفاعل الليثيوم مع غاز النيتروجين لتكوين نيتريد الليثيوم () ليتفاعل بعد ذلك نيتريد الليثيوم الناتج مع الماء السائل لتكوين الأمونيا. توضِّح المعادلة الموزونة: كيف يمكن أن يتفاعل فلز الليثيوم مع غاز النيتروجين لإنتاج نيتريد الليثيوم.

كما توضِّح المعادلة الموزونة: كيف يمكن أن يتفاعل نيتريد الليثيوم الناتج مع الماء السائل لإنتاج الأمونيا النافعة.