فيديو الدرس: الفلزات القلوية الكيمياء

نسخة الفيديو النصية

في هذا الفيديو، سوف نتعرف على الفلزات القلوية. سنتعلم، على وجه التحديد، ما هي العناصر التي تصنف على أنها فلزات قلوية، وموقعها في الجدول الدوري، وتدرج الخواص في هذه المجموعة من العناصر. سنلقي نظرة على تفاعلية الفلزات القلوية ونناقش سبب تفاعلها بهذه الطريقة. وأخيرًا، سندرس تفاعل الفلزات القلوية مع الهالوجينات، والأكسجين، والماء، ونلقي نظرة على معادلات هذه التفاعلات.

فلنبدأ بموقع الفلزات القلوية في الجدول الدوري. «الفلزات القلوية» هو الاسم الذي يطلق على عناصر المجموعة الأولى في الجدول الدوري. توضع هذه الفلزات معًا في مجموعة واحدة لأنها تتفاعل بطريقة متشابهة. تسمى الفلزات القلوية بهذا الاسم لأنها كلها تكون محاليل قلوية عندما تتفاعل مع الماء. لا يعتبر الهيدروجين من الفلزات القلوية رغم وجوده أعلى المجموعة بالجدول الدوري؛ لأن الهيدروجين ليس فلزًا، وإنما لا فلز وغاز في الظروف القياسية. تشمل مجموعة الفلزات القلوية ‪Li‬‏، و‪Na‬‏، و‪K‬‏، و‪Rb‬‏، و‪Cs‬‏، و‪Fr‬‏. لنلق نظرة أقرب على هذه العناصر.

‏‪Li‬‏ هو الليثيوم، و‪Na‬‏ هو الصوديوم، و‪K‬‏ البوتاسيوم، و‪Rb‬‏ الروبيديوم، و‪Cs‬‏ السيزيوم، و‪Fr‬‏ الفرانسيوم. يوجد الصوديوم والبوتاسيوم بوفرة نسبية في قشرة الأرض مقارنة بالفلزات القلوية الأخرى. ويعد الليثيوم والروبيديوم والسيزيوم من العناصر النادرة نسبيًّا، في حين أن الفرانسيوم شديد الندرة، ولا يوجد منه إلا كميات ضئيلة في قشرة الأرض. هذا العنصر مشع أيضًا، ولا نعرف الكثير عن خواصه الكيميائية بسبب ندرته الشديدة. لجميع الفلزات القلوية نفس الخواص النموذجية للفلزات. فهي تصبح لامعة عند تنظيف أسطحها. وهي أيضًا قابلة للسحب حيث يمكن سحبها لإنتاج أسلاك رقيقة، وقابلة للطرق حيث يمكن طرقها لإنتاج ألواح مسطحة، وجميعها موصلات جيدة جدًّا للكهرباء والحرارة.

والآن بعد أن عرفنا موقع الفلزات القلوية في الجدول الدوري، وكذلك أسماءها ورموزها، وبعض المعلومات عنها، هيا نناقش تدرج خواص هذه المجموعة. لنلق نظرة، على وجه التحديد، على بعض تدرجات الخواص الفيزيائية لفلزات المجموعة الأولى. التدرج هو نمط عام يمكن ملاحظته في خواص أو سلوك العناصر بالمجموعة أو الدورة. والآن لنتناول التدرج في درجة الانصهار والكثافة والصلادة. سنبدأ بدرجة الانصهار. يوضح التمثيل البياني بالأعمدة درجات الانصهار بالدرجة السلزية لفلزات المجموعة الأولى. والقيم هنا مقربة لأقرب عدد صحيح.

يمكننا ملاحظة أنه مع النزول لأسفل المجموعة من الليثيوم إلى الصوديوم إلى البوتاسيوم إلى الروبيديوم إلى السيزيوم، درجة الانصهار تتناقص. وماذا عن الفرانسيوم؟ وفقًا للتدرج العام، يمكننا توقع أن تكون درجة انصهار الفرانسيوم على الأرجح أقل من السيزيوم. تقدر درجة انصهار الفرانسيوم بحوالي 27 درجة سلزية. المفاجئ هنا هو أن درجات انصهار فلزات المجموعة الأولى بصفة عامة أقل بكثير من درجات انصهار الفلزات الأخرى في الجدول الدوري. نعلم الآن أن تدرج درجات الانصهار هو انخفاض عام في قيم المجموعة كلما انتقلنا إلى الأسفل. والآن لنلق نظرة على الكثافة.

يوضح التمثيل البياني بالأعمدة كثافة الفلزات القلوية. نلاحظ أن التدرج العام للكثافة هو عكس تدرج درجة الانصهار. بالنزول لأسفل المجموعة، تزداد كثافة الفلزات القلوية باستثناء البوتاسيوم الذي كثافته أقل قليلًا من كثافة الصوديوم. لكن ماذا عن الفرانسيوم؟ طبقًا للتدرج العام، يمكننا أن نتوقع أن كثافة الفرانسيوم أعلى على الأرجح من كثافة السيزيوم. وتقدر كثافة الفرانسيوم بنحو 2.4 سنتيمترًا مكعبًا، أي أعلى بالفعل من قيمة السيزيوم.

ما يثير الاهتمام هنا هو أن الفلزات القلوية خفيفة وذات كثافة منخفضة نسبيًّا مقارنة بالفلزات الأخرى في الجدول الدوري. على وجه التحديد، الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم جميعها أقل كثافة من الماء، أي أقل من جرام واحد لكل سنتيمتر مكعب. لذا تطفو هذه الفلزات الثلاثة على الماء. بذلك نكون قد عرفنا التدرج العام للكثافة. لكن ماذا عن الصلادة؟ جميع الفلزات القلوية ذات صلادة منخفضة نسبيًّا. فهي لينة بما يكفي لقطعها بالسكين. إذن بالنسبة لهذه الفلزات، نتحدث غالبًا عن الليونة بدلًا من الصلادة. لكن دعونا نستخدم مصطلح الصلادة كي لا يختلط علينا الأمر.

تقل الصلادة كلما انتقلنا إلى أسفل المجموعة. بالنزول لأسفل المجموعة، يصبح من الأسهل تقطيع الفلزات. ولأن هذه الفلزات لينة بوجه عام، فإنها لا تستخدم في التطبيقات التي تتطلب متانة عالية. بهذا نكون قد تناولنا التدرجات في بعض الخواص الفيزيائية لهذه المجموعة. ولكن ماذا عن الخواص الكيميائية، وبالتحديد، التفاعلية؟ فلنتعمق بعض الشيء في تفاعلية الفلزات القلوية.

لقد رأينا أن درجة الانصهار تتناقص كلما انتقلنا إلى أسفل المجموعة، وتزيد الكثافة، وتقل الصلادة. يمكن فهم هذه التدرجات، إلى جانب التفاعلية، بالنظر إلى حجم الذرة. حجم الذرة، ويشار إليه رياضيًّا بنصف القطر الذري، هو نصف قطر الذرة بناء على كيفية تفاعلها مع الذرات الأخرى. وهذه المسافة تساوي تقريبًا المسافة بين النواة وإلكترون التكافؤ، كما هو موضح بالسهم الأخضر ذي الرأسين. تحتوي جميع ذرات عناصر المجموعة الأولى على إلكترون تكافؤ واحد، تمامًا كما هو موضح في هذا الشكل.

والآن لنلق نظرة على كيفية تأثر التفاعلية بنصف القطر الذري. سنتناول أول خمسة عناصر من الفلزات القلوية. مع أن جميع هذه العناصر تحتوي على إلكترون واحد في غلاف التكافؤ أو الغلاف الخارجي، فإن عدد الإلكترونات في الأغلفة الداخلية يزيد كلما انتقلنا إلى أسفل المجموعة، أو من اليسار إلى اليمين في حالتنا هذه. وبوجه عام، كلما زاد عدد الإلكترونات الداخلية، زاد حجم الذرة أو نصف القطر الذري. لننظر إلى الليثيوم والصوديوم كمثالين على ذلك.

إذا نظرنا بتمعن، يمكننا ملاحظة أن المسافة بين نواة الصوديوم موجبة الشحنة وإلكترون التكافؤ الخاص بها أكبر قليلًا من المسافة بين نواة الليثيوم وإلكترون التكافؤ الخاص بها. وإذا فعلنا الشيء نفسه مع فلزات المجموعة الأولى الأخرى، فسنلاحظ تدرجًا محددًا في نصف القطر الذري. وبالنزول لأسفل المجموعة، أو في هذه الحالة من اليسار إلى اليمين، من الليثيوم إلى السيزيوم، يمكننا ملاحظة أن المسافة بين النواة وإلكترون التكافؤ تزداد.

عندما يكون نصف القطر الذري صغيرًا جدًّا، كما هو الحال مثلًا في الليثيوم، توجد قوة جذب شديدة نسبيًّا تؤثر بها النواة موجبة الشحنة على إلكترون التكافؤ، وذلك بسبب صغر المسافة بينهما. ومن ثم، تتطلب إزالة إلكترون التكافؤ قدرًا كبيرًا نسبيًّا من الطاقة في التفاعل الكيميائي.

لكن عندما يكون نصف القطر الذري كبيرًا جدًّا، كما هو الحال في السيزيوم مثلًا، تؤثر النواة موجبة الشحنة بقوة جذب أضعف نسبيًّا على إلكترون التكافؤ. ولنا أن نتخيل أن ذلك بسبب بعد إلكترون التكافؤ عن النواة. ولكن هذا ليس سوى سبب واحد فقط. فتذكر أن عدد البروتونات في نواة السيزيوم يزيد عن عدد البروتونات في نواة الليثيوم. لذا نتوقع أن تكون قوة الجذب المؤثرة على إلكترون التكافؤ الخاص بالسيزيوم قوية جدًّا بسبب هذه البروتونات الكثيرة.

لكن تذكر أن هناك أيضًا العديد من الإلكترونات الداخلية في السيزيوم مقارنة بالليثيوم. وهذه الإلكترونات الداخلية العديدة تتنافر مع إلكترون التكافؤ في السيزيوم، ما يقلل من قوة الجذب الكلية المؤثرة على إلكترون التكافؤ. بعبارة أخرى، قوة الجذب المؤثرة على إلكترون التكافؤ في السيزيوم تتوقف على المسافة بين الإلكترون والنواة، وقوة جذب النواة، وقوة تنافر الإلكترونات الداخلية. ومن ثم، فإن قوة الجذب الكلية الضعيفة المؤثرة على إلكترون التكافؤ ينتج عنها نقص في الطاقة المطلوبة لإزالة إلكترون التكافؤ هذا في أي تفاعل كيميائي.

إذن بالنزول لأسفل المجموعة من الليثيوم إلى السيزيوم، أو من اليسار إلى اليمين في حالتنا، نرى أن هناك تدرجًا في الطاقة اللازمة للتفاعل. فكلما انتقلنا إلى أسفل المجموعة، تقل الطاقة المطلوبة. وتزداد سهولة حدوث التفاعل، ومن ثم نقول إن التفاعلية تزداد. فالليثيوم له تفاعلية مرتفعة مع الماء، والأكسجين، والهالوجينات، على سبيل المثال. والبوتاسيوم والروبيديوم عنصران مرتفعا التفاعلية. وفي أسفل المجموعة، تكون العناصر شديدة التفاعلية. والآن بعد أن تعرفنا على تدرج التفاعلية في هذه المجموعة، لنلق نظرة على بعض التفاعلات المحددة التي تخضع لها هذه العناصر.

دعونا نستكشف تفاعلات الفلزات القلوية مع الأكسجين الجوي والماء والهالوجينات. تتفاعل فلزات المجموعة الأولى سريعًا مع الأكسجين لتنتج أكاسيد مختلفة. لهذا السبب، تخزن هذه الفلزات تحت زيت معدني لمنع تعرضها للأكسجين الجوي. ويتفاعل الليثيوم والصوديوم الممثلان بالرمز ‪M‬‏ مع الأكسجين لتكوين أكاسيد فلزية صيغتها ‪M2O‬‏، وهي مواد صلبة. لنلق نظرة على مثال حقيقي لهذه المعادلة العامة باستخدام الصوديوم.

يتفاعل ‪4Na‬‏ الصلب مع غاز ‪O2‬‏ لإنتاج ‪2Na2O‬‏ الصلب. وهذه التفاعلات طاردة للحرارة بدرجة عالية. ويمكن أن يتفاعل الصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم مع الأكسجين لتكوين بيروكسيدات فلزية صيغتها ‪M2O2‬‏، وهي مواد صلبة. لنكتب مثالًا محددًا على هذه المعادلة باستعمال الصوديوم مرة أخرى. وبذلك نحصل على تفاعل ‪2Na‬‏ الصلب مع ‪O2‬‏ الغاز لتكوين ‪Na2O2‬‏ الصلب. يمكن أن يتفاعل الصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم مع الأكسجين أيضًا لتكوين مركبات تسمى فوق الأكاسيد في ظروف معينة. الصيغة العامة لفوق الأكاسيد هي ‪MO2‬‏. لم نوضح هنا مثالًا محددًا لمعادلة التفاعل التي يتكون فيها فوق الأكسيد. لكن من أمثلة فوق الأكاسيد ‪NaO2‬‏، وهو فوق أكسيد الصوديوم.

والآن بعد أن تعرفنا على المعادلتين الأساسيتين لتفاعل الفلزات القلوية مع الأكسجين، لننتقل إلى تفاعلها مع الماء. جميع الفلزات القلوية تتفاعل بسهولة مع الماء، وبقوة أيضًا. فالصورة التي رسمناها في بداية هذا الدرس للعنوان الرئيسي للصحيفة والانفجار الكبير هي قصة حقيقية. وهي مثال واقعي على الطبيعة القوية، بل والعنيفة، للتفاعل بين الفلزات القلوية والماء. جميع الفلزات القلوية تتفاعل بالطريقة نفسها مع الماء. فكلها تنتج محلول هيدروكسيد فلزي وغاز الهيدروجين. لنلق نظرة على مثال محدد لهذه المعادلة.

باستخدام الليثيوم، يتفاعل ‪2Li‬‏ الصلب مع ‪2H2O‬‏ السائل لتكوين ‪2LiOH‬‏ المائي زائد غاز ‪H2‬‏. وجميع هيدروكسيدات الفلزات المتكونة في هذا التفاعل تكون بالصيغة ‪MOH‬‏. وجميع محاليل هيدروكسيد الفلزات هذه قلوية أو قاعدية بأس هيدروجيني أكبر من سبعة. وعند إضافة دليل عام إلى أي من محاليل هيدروكسيد الفلزات، فإن لونها يتحول إلى الأرجواني، ما يوضح لنا أن هذه المحاليل قلوية. وهذه الحقيقة هي السبب وراء تسمية هذه الفلزات بالفلزات القلوية.

بما أننا نعلم أن تفاعلية الفلزات القلوية تزداد بالنزول لأسفل المجموعة، فمن المنطقي أن الليثيوم يفور في الماء عندما يتفاعل، والصوديوم ينصهر مكونًا كرة ثم يفور سريعًا، وفي بعض الأحيان يشتعل مكونًا لهبًا، والبوتاسيوم يفور بسرعة عندما يتفاعل ويشتعل مسببًا شرارة وأحيانًا انفجارًا صغيرًا، والروبيديوم والسيزيوم ينفجران بعنف عند التفاعل مع الماء.

لنلق نظرة على نوع أخير من التفاعلات، وهو التفاعل مع الهالوجينات. تتفاعل الفلزات القلوية بسهولة مع الهالوجينات لتكوين هاليدات الفلزات التي صيغتها العامة هي ‪M+X−‬‏. هاليدات الفلزات أيونية لأنها تتكون من أيونات. لنلق نظرة على مثال محدد لمعادلة تكون الهاليدات. عندما يتفاعل الليثيوم مع الكلور، وهو هالوجين غازي، نحصل على تفاعل ‪2Li‬‏ الصلب زائد ‪Cl2‬‏ لتكوين ‪2LiCl‬‏ الصلب. ‏‪LiCl‬‏ أو كلوريد الليثيوم مادة صلبة، شأنه شأن جميع هاليدات الفلزات. هذه التفاعلات طاردة للحرارة أيضًا. والآن بعد أن تناولنا بعض أنواع التفاعلات التي تمر بها الفلزات القلوية، دعونا نلخص كل ما تعلمناه.

في هذا الفيديو، تعرفنا على الفلزات القلوية. وعرفنا أنها تقع في المجموعة الأولى من الجدول الدوري، وتشمل عناصر الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم والفرانسيوم، ولكن ليس الهيدروجين. وتعلمنا أن لها تدرجات محددة كلما نزلنا لأسفل المجموعة. بالنسبة للخواص الفيزيائية، رأينا أنه بالنزول لأسفل المجموعة، يوجد انخفاض في درجة الانصهار، وزيادة في الكثافة، وانخفاض في الصلادة. بالنسبة للخواص الكيميائية، رأينا أن هناك زيادة في التفاعلية بالنزول لأسفل المجموعة. وتعلمنا أن التفاعلية تتوقف على نصف القطر الذري، ودرجة السهولة أو كمية الطاقة اللازمة لإزالة إلكترون التكافؤ في التفاعل الكيميائي.

وأخيرًا، استعرضنا تفاعلات الفلزات القلوية مع الأكسجين، والماء، والهالوجينات. عندما تتفاعل الفلزات القلوية مع الأكسجين، تكون أكاسيد فلزية صيغتها ‪M2O‬‏ أو بيروكسيدات صيغتها ‪M2O2‬‏. وذكرنا باختصار أن بعض الفلزات القلوية تتفاعل مع الأكسجين لتكوين فوق الأكاسيد. عند التفاعل مع الماء، تكون فلزات المجموعة الأولى محاليل هيدروكسيدات فلزية قلوية، ويكون لهيدروكسيدات الفلزات صيغة عامة هي ‪MOH‬‏، ويتكون كذلك غاز الهيدروجين. وأخيرًا، رأينا أن الفلزات القلوية تتفاعل بسهولة مع الهالوجينات لتكوين هاليدات الفلزات الأيونية ذات الصيغة العامة ‪M+X−‬‏.