فلزهای قلیایی
| Alkali metals in the periodic table | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
|
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ↓ دوره (جدول تناوبی) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| عنصر دوره ۲ |  3 Li | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| عنصر دوره ۳ | .jpg) 11 Na | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| عنصر دوره ۴ |  19 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| عنصر دوره ۵ |  37 Rb | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| عنصر دوره ۶ |  55 Cs | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| عنصر دوره ۷ | 87 Fr | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
فلزات قلیایی به عناصر ستون اول جدول تناوبی گفته می‌شود که شامل فلزهای لیتیم، سدیم، پتاسیم، روبیدیم، سزیم و فرانسیم می‌باشد. هیدروژن نیز در گروه اول قرار می‌گیرد ولی از آنجا که دارای خصوصیات متفاوتی نسبت به دیگر اعضای این گروه می‌باشد، آن را در دسته فلزات قلیایی قرار نمی‌دهند.
دلیل نامگذاری فلزات قلیایی
ویرایشدرگذشته انسان به این نکته پی برده که اگر خاکستر باقی‌مانده از سوختن چوب را با آب مخلوط کند، محلولی به دست می‌آید که می‌تواند چربی‌ها را در خود حل کند. آن‌ها این محلول را قلیا نامیدند. امروزه می‌دانیم که در خاکستر چوب برخی از ترکیب‌ها عنصرهای گروه اول جدول تناوبی وجود دارد از این رو عنصرهای این گروه را فلزهای قلیایی نامیده‌اند.
نگاه کلی
ویرایشعناصر گروه اول جدول تناوبی (به غیر از H)که به فلزات قلیایی معروفند، در لایه ظرفیت الکترونی دارای آرایش هستند که n، شماره دوره آن‌ها است. آخرین عنصر این گروه به نام فرانسیم، رادیواکتیو است که در اینجا مورد بحث قرار نمی‌گیرد. این عناصر، فلزاتی با رنگ نقره فام هستند، بسیار نرم بوده و به آسانی با چاقو بریده می‌شوند. سطح درخشان آن‌ها در معرض هوا به علت اکسیداسیون کدر می‌شود. این عناصر بسیار واکنش پذیر هستند و واکنش پذیری آن‌ها از بالا به پایین گروه یعنی از Li به Fr افزایش می‌یابد و از این لحاظ شبیه عناصر سایر گروه‌ها هستند.
منابع فلزات قلیایی
ویرایشاین فلزات به دلیل واکنش‌پذیری زیاد به‌طور آزاد در طبیعت یافت نمی‌شوند و معمولاً به صورت ترکیب با سایر عناصر هستند. منبع اصلی سدیم، هالیت یا NaCl است که به صورت محلول در آب دریا یا به صورت رسوب در بستر دریا یافت می‌شود. پتاسیم به صورت فراوان در اکثر معادن به صورت کانی سیلویت (KCl) یافت می‌شود و همچنین از آب دریا هم استخراج می‌گردد.
فلزات قلیایی بسیار واکنش‌پذیر هستند و آن‌ها را نمی‌توان با جانشین کردن سایر فلزات به صورت آزاد تهیه کرد. فلزات قلیایی به صورت فلز آزاد را می‌توان از الکترولیز نمک‌های مذاب آن‌ها تهیه کرد.
خواص فیزیکی
ویرایشفلزات قلیایی از چند جهت با بقیه فلزات تفاوت دارند آن‌ها نرم بوده و دارای نقطه ذوب و نقطه جوش پایین هستند. چگالی پایینی دارند، بطوریکه چگالی K و Na و Li از چگالی آب پایین‌تر است. آنتالپی استاندارد ذوب و تبخیر کمتری دارند. به علت داشتن فقط یک الکترون در لایه ظرفیت معمولاً پیوندهای فلزی ضعیفی ایجاد می‌کنند. این فلزات وقتی در معرض شعله قرار می‌گیرند، رنگ آن را تغییر می‌دهند. وقتی عنصری در مقابل شعله قرار می‌گیرد، حرارت شعله انرژی کافی برای برانگیختن الکترون لایه ظرفیت را به لایه‌های بالاتر فراهم می‌کند.
الکترون در بازگشت به حالت پایه انرژی منتشر می‌کند و این انرژی دارای طول موج منطقه مرئی است که باعث می‌شود رنگ ایجاد شده در شعله دیده شود. شعاع یونی در فلزات قلیایی خاکی در مقایسه با شعاع اتمی آن‌ها خیلی کوچک‌تر است. چون اتم یک الکترون در لایه S خود دارد که عدد کوانتومی آن با عدد کوانتومی لایه داخلی متفاوت است؛ بنابراین این لایه نسبتاً دور از هسته‌است.
خواص شیمیایی
ویرایشفلزات قلیایی عامل کاهنده قوی هستند. پتانسیل الکترود منفی آن‌ها نشانگر میل شدید آن‌ها برای از دست دادن الکترون در تبدیل به کاتیون در محلول است. آن‌ها می‌توانند اکسیژن، کلر، آمونیاک و هیدروژن را احیا کنند. در اثر واکنش با اکسیژن هوا اکسید شده و تیره می‌شوند؛ بنابراین در زیر نفت نگهداری می‌شوند. به علت واکنش با آب و تولید هیدروژن و هیدروکسید قلیایی نمی‌توان آن‌ها را زیر آب نگهداری کرد.
| عدد اتمی | عنصر | تعداد الکترون/پوسته | آرایش الکترونی[note ۱] |
|---|---|---|---|
| ۳ | لیتیم | ۲، ۱ | [He] 2s1 |
| ۱۱ | سدیم | ۲، ۸، ۱ | [Ne] 3s1 |
| ۱۹ | پتاسیم | ۲، ۸، ۸، ۱ | [Ar] 4s1 |
| ۳۷ | روبیدیم | ۲، ۸، ۱۸، ۸، ۱ | [Kr] 5s1 |
| ۵۵ | سزیم | ۲، ۸، ۱۸، ۱۸، ۸، ۱ | [Xe] 6s1 |
| ۸۷ | فرانسیم | ۲، ۸، ۱۸، ۳۲، ۱۸، ۸، ۱ | [Rn] 7s1 |
| ۱۱۹ | آن ان نیوم | 2, 8, 18, 32, 32, 18, 8, 1 (predicted)[۱]: 1722 | [Og] 8s1 (predicted)[۱]: 1722 |
واکنش با آب
ویرایشاز بالا به پایین، به شدت واکنش با آب افزوده می‌شود. (اما لیتیم کاهنده‌ترین فلز می‌باشد) لیتیم به آرامی با آب واکنش داده و حباب‌های هیدروژن آزاد می‌کند. سدیم به شدت و همراه با مشتعل شدن با آب واکنش نشان داده و با شعله نارنجی می‌سوزد. پتاسیم در اثر برخورد با آب به شدت مشتعل شده و با شعله بنفش می‌سوزد. سزیم در آب ته‌نشین شده و به سرعت تولید هیدروژن می‌کند. آزاد کردن هیدروژن همراه با ایجاد امواج ضربه‌ای شدید است که می‌تواند باعث شکستن محفظه شیشه‌ای شود.
Na در آمونیاک حل شده و ایجاد محلول آبی تیره می‌کند که به‌عنوان عامل کاهنده در واکنش‌ها استفاده می‌شود. در غلظتهای بالا رنگ محلول برنزی شده و جریان الکتریکی را همانند فلز هدایت می‌کند.
چند مورد غیرعادی در شیمی Li دیده می‌شود. کوچک بودن اندازه کاتیون Li در نشان دادن خاصیت کووالانسی در برخی ترکیبات و ایجاد پیوند دیاگونالی با منیزیم از آن جمله‌است.
اکسیدها
ویرایشفلزات قلیایی در اثر واکنش با اکسیژن هوا ترکیب جامد یونی به فرمول تولید می‌کنند. هر چند که Na غیر از این، ترکیب پروکسید به‌عنوان فراورده عمده و پتاسیم هم سوپر اکسید را به‌طور عمده تولید می‌کند.
هیدروکسیدها
ویرایشهیدروکسید فلزات قلیایی، جامدات یونی به فرم کریستالی در رنگ سفید و فرمول MOH است. قابل حل در آب هستند و همه بجز LiOH آبدار می‌شوند. محلول آبی آن‌ها باز قوی است. اسیدها را خنثی کرده و نمک تولید می‌کنند.
هالیدها
ویرایشهالیدهای این فلزات، همه جامد یونی به فرم کریستالی و به رنگ سفید بوده و قابل حل در آب هستند، جز LiF که بعلت داشتن انرژی شبکه بالا که ناشی از جاذبه الکتروستاتیکی بین یون کوچک +Li و -F است.
حالت اکسایش
ویرایشاین فلزات حالت اکسایش ۰ و ۱+ دارند. تمام ترکیبات شناخته شده آن‌ها بر پایه +M است. اولین انرژی یونش آن‌ها پایین است، زیرا الکترون آخرین لایه به خوبی الکترون‌های لایه داخلی توسط جاذبه هسته محافظت نمی‌شود، بنابراین آسان‌تر برداشته می‌شود. انرژی دومین یونش بالا است، زیرا الکترون بعدی از لایه کامل برداشته می‌شود. همچنین به‌وسیله هسته، به‌خوبی جذب می‌شود.
انرژی یونیزاسیون از بالا به پایین با افزایش عدد اتمی و افزایش تعداد لایه‌ها بعلت دور شدن الکترون ظرفیت از هسته کاهش می‌یابد.
یادداشت
ویرایش- ↑ نماد گاز نجیب نماد گاز نجیب است که برای مختصر مورد استفاده قرار می‌گیرد، نزدیکترین گاز نجیب است که قبل از عنصر در سؤال نوشته شده‌است در اول، و سپس پیکربندی الکترونی است که از آن نقطه به جلو ادامه داده‌است.
منابع
ویرایشhttp://en.wiki.x.io/wiki/Alkali_metal
- ↑ ۱٫۰ ۱٫۱ Hoffman, Darleane C.; Lee, Diana M.; Pershina, Valeria (2006). "Transactinides and the future elements". In Morss; Edelstein, Norman M.; Fuger, Jean (eds.). The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements (3rd ed.). Dordrecht, The Netherlands: اشپرینگر ساینس+بیزینس مدیا. ISBN 1-4020-3555-1.