الفلزات القلوية والفلزات الترابية القلوية: دليل إلى المجموعتين 1 و2

يضم العمودان الواقعان في أقصى يسار الجدول الدوري بعضًا من أنشط الفلزات على الإطلاق. فالمجموعة 1، الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم والفرانسيوم، هي الفلزات القلوية. والمجموعة 2، البيريليوم والمغنسيوم والكالسيوم والسترونتيوم والباريوم والراديوم، هي الفلزات الترابية القلوية. وكلتاهما تنتمي إلى الفئة s، والحقيقة البسيطة أن ذراتها لا تحمل إلا إلكترونًا أو إلكترونين في الغلاف الخارجي تفسر معظم سلوكها.

من أين تأتي الأسماء

تأتي كلمة alkali (قلوي) من الكلمة العربية «القِلْي» التي تعني رماد النباتات. فقد كان الناس ينقعون رماد الخشب أو الأعشاب البحرية المحروقة في الماء لصنع الصابون والزجاج، وكان ذلك الرماد غنيًا بكربونات البوتاسيوم والصوديوم الشديدة القاعدية. والفلزات التي استُخلصت لاحقًا من هذه المواد أصبحت الفلزات القلوية.

أما «التراب» فمصطلح كيميائي قديم للأكاسيد التي تصمد أمام التسخين الشديد دون أن تتغير. وكان الجير (أكسيد الكالسيوم) والمغنيسيا (أكسيد المغنسيوم) أتربة تذوب في الماء فتعطي محاليل قاعدية، ومن هنا جاء اسم الأتربة القلوية. وحُصل على الفلزات نفسها أول مرة عام 1808، حين استخدم همفري ديفي في إنجلترا التحليل الكهربائي لعزل الكالسيوم والمغنسيوم والسترونتيوم والباريوم، بعد عام من فعله الشيء نفسه مع الصوديوم والبوتاسيوم.

المجموعة 1: الخواص المشتركة

لكل ذرة فلز قلوي إلكترون واحد في مدارها الخارجي s. وهذا الإلكترون بعيد عن النواة ومحجوب بالإلكترونات الداخلية، لذا يُفقد بسهولة. ونتيجة لذلك تظهر هذه العناصر دائمًا تقريبًا في صورة أيونات +1.

• إنها طرية. يمكن قطع الصوديوم والبوتاسيوم بالسكين كالزبدة الباردة. والسطح الجديد فضي، لكنه يكمد في الهواء في غضون ثوانٍ.
• إنها خفيفة. كثافة الليثيوم نحو 0.53 g/cm³، وهي الأدنى بين جميع الفلزات، ويطفو على الماء. والصوديوم والبوتاسيوم أيضًا أقل كثافة من الماء.
• إنها سهلة الانصهار. ينصهر الليثيوم عند نحو 180 °C، والصوديوم عند نحو 98 °C، والبوتاسيوم عند نحو 63 °C، والسيزيوم عند نحو 28 °C. والسيزيوم قد ينصهر على يد دافئة، لكن يجب ألا يُلمس أبدًا، لأنه يتفاعل بعنف مع الرطوبة على الجلد.
• تُحفظ تحت الزيت أو في غاز خامل، لأنها تتفاعل مع الأكسجين وبخار الماء في الهواء.

النشاط يتزايد نزولًا في المجموعة

تتفاعل الفلزات القلوية مع الماء فتنتج غاز الهيدروجين وهيدروكسيدًا. وبالنسبة إلى الصوديوم:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

ويصبح التفاعل نفسه أعنف بكثير كلما نزلنا في المجموعة. فالليثيوم يفور بهدوء ويختفي ببطء. والصوديوم ينصهر إلى كرية تندفع على السطح. والبوتاسيوم يشعل الهيدروجين الذي يطلقه، فيحترق بلهب ليلكي. أما الروبيديوم والسيزيوم فيتفاعلان تفاعلًا انفجاريًا.

يتبع هذا الاتجاه طاقة التأين. فكل خطوة إلى الأسفل تضيف غلافًا إلكترونيًا، فيقع الإلكترون الخارجي أبعد عن النواة ويصبح نزعه أسهل. وتنخفض طاقات التأين الأولى من نحو 5.39 eV لليثيوم إلى 5.14 eV للصوديوم و4.34 eV للبوتاسيوم و3.89 eV للسيزيوم.

وتُظهر التفاعلات مع الأكسجين فرقًا آخر. فالليثيوم يكوّن أساسًا الأكسيد Li₂O، والصوديوم يميل إلى تكوين فوق الأكسيد Na₂O₂، أما البوتاسيوم والفلزات الأثقل فتكوّن أكاسيد فائقة مثل KO₂. فالأيونات الموجبة الأكبر تكوّن شبكات أكثر استقرارًا مع الأيونات السالبة الأكبر.

يقع الفرانسيوم في أسفل المجموعة 1، لكن عمر النصف لأطول نظائره عمرًا لا يتجاوز نحو 22 دقيقة. ولم تُجمع منه قط كمية مرئية، لذا فمعظم خواصه تقديرات قائمة على جيرانه.

المجموعة 2: الخواص المشتركة

للفلزات الترابية القلوية إلكترونان في المدار الخارجي s، وتكوّن أيونات +2. ونزع إلكترونين يكلف طاقة أكبر، لذا فهي أقل نشاطًا من فلز المجموعة 1 في الدورة نفسها، وهي أصلب وأكثف وأعلى في درجات انصهارها.

ويعكس الاتجاه داخل المجموعة اتجاه المجموعة 1. فالبيريليوم لا يكاد يتفاعل مع الماء، والمغنسيوم يتفاعل مع الماء الساخن أو البخار، والكالسيوم والسترونتيوم والباريوم تتفاعل مع الماء البارد محررة الهيدروجين.

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂

البيريليوم هو الشاذ بينها. فذرته صغيرة إلى حد أنه يميل إلى تكوين روابط تساهمية لا أيونية، وأكسيده متردد (أمفوتيري) يتفاعل مع الأحماض والقواعد كليهما. كما قد تسبب مركبات البيريليوم مرضًا رئويًا خطيرًا إذا استُنشقت غبارًا، لذا يُتعامل معها بحذر.

ألوان اختبار اللهب

حين تُوضع مركبات الفلزات القلوية وبعض الفلزات الترابية القلوية في اللهب، يعطي كل عنصر لونًا مميزًا. فالحرارة تثير الإلكترونات إلى مستويات طاقة أعلى، وحين تعود إلى مستوياتها تطلق ضوءًا بأطوال موجية محددة. وتعتمد الألعاب النارية على الأثر نفسه.

أصفر الصوديوم شديد إلى حد أنه قد يخفي الألوان الأخرى. لذا ينظر الكيميائيون إلى لهب البوتاسيوم الليلكي عبر زجاج أزرق كوبالتي لترشيح أي أصفر للصوديوم. ولا يعطي البيريليوم والمغنسيوم لونًا مميزًا للهب، والضوء الأبيض المبهر لشريط المغنسيوم المحترق يأتي من الاحتراق نفسه، لا من انبعاث اختبار اللهب.

الاستخدامات اليومية والصناعية

• الليثيوم: بطاريات أيونات الليثيوم القابلة للشحن في الهواتف والسيارات الكهربائية، وسبائك الألومنيوم والليثيوم الخفيفة، وكربونات الليثيوم دواءً مثبّتًا للمزاج.
• الصوديوم: ملح الطعام (كلوريد الصوديوم)، وصودا الخبز (كربونات الصوديوم الهيدروجينية)، ومصابيح الشوارع الصفراء ببخار الصوديوم، ومبرّد في بعض المفاعلات النووية.
• البوتاسيوم: أحد العناصر الغذائية الرئيسية الثلاثة للنبات ومكوّن أساسي في الأسمدة. وهو في الجسم ضروري للإشارات العصبية ونظم القلب.
• الروبيديوم والسيزيوم: الساعات الذرية. فالثانية في النظام الدولي للوحدات تُعرَّف بتردد انتقال محدد في ذرة السيزيوم-133.
• المغنسيوم: سبائك خفيفة لقطع السيارات وأغلفة الحواسيب المحمولة، والذرة المركزية في الكلوروفيل.
• الكالسيوم: العظام والأسنان، والحجر الجيري، والإسمنت، والجص. وماء الصنبور «العسر» ماء غني بأيونات الكالسيوم والمغنسيوم.
• السترونتيوم: اللون الأحمر في الألعاب النارية ومشاعل الإشارة.
• الباريوم: كبريتات الباريوم عديمة الذوبان إلى حد أن ابتلاعها آمن عامل تباين للأشعة السينية، مع أن مركبات الباريوم الذوابة سامة.

أين ينتمي الهيدروجين؟

للهيدروجين إلكترون واحد، لذا تضعه معظم الجداول في أعلى المجموعة 1. غير أن الهيدروجين غاز لافلزي في درجة حرارة الغرفة، ويسلك سلوكًا مختلفًا جدًا عن الفلزات القلوية.

تستند الحجة لوضعه في المجموعة 1 إلى توزيعه 1s¹ وقدرته على تكوين H⁺. ومن ناحية أخرى، يستطيع كالهالوجين أن يكتسب إلكترونًا واحدًا فيكوّن أيون الهيدريد H⁻، ويوجد جزيئًا ثنائي الذرة H₂، لذا يرى بعضهم أنه ينبغي أن يقع فوق المجموعة 17. ويشير آخرون إلى أن غلافه الخارجي نصف ممتلئ تمامًا، كغلاف الكربون، ويقترحون المجموعة 14.

ولهذا تضع بعض الجداول الهيدروجين فوق المجموعة 1 لكنها تلوّنه لافلزًا، بينما تجعله جداول أخرى معلقًا وحده فوق وسط الجدول. وبدلًا من أن يكون للنقاش جواب صحيح واحد، فهو يبيّن أن الهيدروجين فريد ولا يطابق أي مجموعة تمامًا. كما تنبأ المنظّرون بأن الهيدروجين قد يوجد في حالة فلزية تحت الضغوط الهائلة في باطن كواكب مثل المشتري.

العلاقات القطرية

كثيرًا ما يشبه عنصر من الدورة 2 عنصرَ الدورة 3 الواقع أسفله قطريًا إلى اليمين. ويُسمى هذا العلاقة القطرية. فالليثيوم يشترك في عدة سمات مع المغنسيوم لا مع الصوديوم: فهو يكوّن نتريدًا، وتتفكك كربوناته بسهولة عند التسخين. والبيريليوم يشبه الألومنيوم، وأوضح ما يكون ذلك في أكسيده المتردد. والتفسير المعتاد أن نسبة الشحنة إلى الحجم تصبح متشابهة على امتداد القطر. ومعرفة هذه الاستثناءات إلى جانب اتجاهات المجموعات الرئيسية تعطي صورة أعمق بكثير عن المجموعتين 1 و2.