فلز قلوي

الوفرة المقدرة للعناصر الكيميائية في النظام الشمسي. يعتبر الهيدروجين والهيليوم أكثر شيوعًا من الانفجار العظيم . العناصر الثلاثة التالية (الليثيوم والبريليوم والبورون ) نادرة بسبب ضعف تصنيعها في الانفجار العظيم وكذلك في النجوم. الاتجاهان العامان في العناصر المتبقية الناتجة عن النجوم هما: (1) تناوب الوفرة في العناصر لأنها تحتوي على أعداد ذرية زوجية أو فردية، و (2) انخفاض عام في الوفرة، حيث تصبح العناصر أثقل. يعتبر الحديد شائعًا بشكل خاص لأنه يمثل الحد الأدنى من نوكلييدات الطاقة التي يمكن إنتاجها عن طريق اندماج الهيليوم في المستعرات الأعظمية.[45]

تنص قاعدة Oddo-Harkins على أن العناصر ذات الأعداد الذرية الزوجية أكثر شيوعًا من العناصر التي تحتوي على أعداد ذرية فردية، باستثناء الهيدروجين. تجادل هذه القاعدة بأن العناصر ذات الأعداد الذرية الفردية لها بروتون واحد غير زوجي ومن المرجح أن تلتقط بروتونًا آخر، وبالتالي يزيد عددها الذري. في العناصر ذات الأعداد الذرية الزوجية، يتم إقران البروتونات، حيث يقوم كل عضو من الزوج بتعويض دوران الآخر، مما يعزز الاستقرار.[46][47][48] جميع الفلزات القلوية لها أعداد ذرية فردية وليست شائعة مثل العناصر ذات الأعداد الذرية المجاورة لها ( الغازات النبيلة ومعادن الأرض القلوية ) في النظام الشمسي. المعادن القلوية الأثقل هي أيضًا أقل وفرة من المعادن الأخف، حيث لا يمكن تصنيع الفلزات القلوية من الروبيديوم وما بعده إلا في المستعرات الأعظمية وليس في التركيب النووي النجمي . كما أن الليثيوم أقل وفرة بكثير من الصوديوم والبوتاسيوم حيث يتم تصنيعه بشكل سيئ في كل من التركيب النووي للنجوم Big Bang وفي النجوم: يمكن أن ينتج Big Bang كميات ضئيلة فقط من الليثيوم والبريليوم والبورون بسبب عدم وجود نواة مستقرة ذات 5 أو 8 لا يمكن للنيوكليونات والتخليق النووي النجمي اجتياز عنق الزجاجة إلا من خلال عملية ألفا ثلاثية ، ودمج ثلاث نوى هيليوم لتكوين الكربون ، وتخطي هذه العناصر الثلاثة.[45]

الإسبودومين ، معدن مهم من الليثيوم

تشكلت الأرض من نفس سحابة المادة التي شكلت الشمس، لكن الكواكب اكتسبت تركيبات مختلفة أثناء تكوين وتطور النظام الشمسي . بدوره، تسبب التاريخ الطبيعي للأرض في أن أجزاء من هذا الكوكب لها تركيزات مختلفة من العناصر. تبلغ كتلة الأرض 5.98 ×10²⁴  كلغ. تتكون في الغالب من الحديد (32.1٪) والأكسجين (30.1٪) والسيليكون (15.1٪) والمغنيسيوم (13.9٪) والكبريت (2.9٪) والنيكل (1.8٪) والكالسيوم (1.5٪) والألمنيوم ( 1.4٪) ؛ مع نسبة 1.2٪ المتبقية تتكون من كميات ضئيلة من العناصر الأخرى. بسبب التمايز الكوكبي ، يُعتقد أن المنطقة الأساسية تتكون أساسًا من الحديد (88.8٪) وكميات أصغر من النيكل (5.8٪) والكبريت (4.5٪) وأقل من 1٪ من العناصر النزرة.[49]

المعادن القلوية، بسبب تفاعلها العالي، لا تحدث بشكل طبيعي في شكل نقي في الطبيعة. هم من عشاق الليثوفيل ، وبالتالي يظلون قريبين من سطح الأرض لأنها تتحد بسهولة مع الأكسجين وبالتالي ترتبط بقوة بالسيليكا ، وتشكل معادن منخفضة الكثافة نسبيًا لا تغرق في قلب الأرض. البوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم عناصر غير متوافقة أيضًا بسبب أنصاف أقطارها الأيونية الكبيرة.[50]

يوجد الصوديوم والبوتاسيوم بكثرة في الأرض، وكلاهما من بين العناصر العشرة الأكثر شيوعًا في قشرة الأرض ؛ [51][52] الصوديوم تشكل حوالي 2.6٪ من الأرض القشرة الصورة يقاس الوزن، مما يجعله عنصر سادس الأكثر وفرة عموما [53] والمعدن القلوي الأكثر وفرة. يشكل البوتاسيوم ما يقرب من 1.5٪ من القشرة الأرضية وهو سابع أكثر العناصر وفرة.[53] يوجد الصوديوم في العديد من المعادن المختلفة، وأكثرها شيوعًا هو الملح العادي (كلوريد الصوديوم) ، والذي يوجد بكميات كبيرة مذابة في مياه البحر. تشمل الرواسب الصلبة الأخرى الهاليت والأمفيبول والكرايوليت والنتراتين والزيوليت .[53] تحدث العديد من هذه الرواسب الصلبة نتيجة لتبخر البحار القديمة، والتي لا تزال تحدث الآن في أماكن مثل بحيرة الملح الكبرى في يوتا والبحر الميت .[11] ^:69 على الرغم من وفرتها شبه المتكافئة في قشرة الأرض، فإن الصوديوم أكثر شيوعًا بكثير من البوتاسيوم في المحيط، لأن حجم البوتاسيوم الأكبر يجعل أملاحه أقل قابلية للذوبان، ولأن البوتاسيوم مرتبط بالسيليكات في التربة وما يتسربه البوتاسيوم يتم امتصاصه بسهولة أكبر. من خلال الحياة النباتية من الصوديوم.[11]

على الرغم من تشابهه الكيميائي، لا يوجد الليثيوم عادةً مع الصوديوم أو البوتاسيوم نظرًا لصغر حجمه.[11] ^:69 نظرًا لفاعلية منخفضة نسبيًا، يمكن العثور عليها في مياه البحر بكميات كبيرة ؛ تشير التقديرات إلى أن مياه البحر تتراوح من 0.14 إلى 0.25 جزء في المليون (جزء في المليون) [54][55] أو 25 ميكرومولار .[56] غالبًا ما تسمح له علاقته القطرية بالمغنيسيوم باستبدال المغنيسيوم في معادن الحديد والمغنيسيوم، حيث يكون تركيز القشرة حوالي 18 جزء في المليون ، مقارنة بتلك الموجودة في الغاليوم والنيوبيوم . من الناحية التجارية، يعتبر الإسبودومين أهم معادن الليثيوم، والذي يوجد في رواسب كبيرة في جميع أنحاء العالم.[11] ^:69:69

الروبيديوم وفير تقريبًا مثل الزنك وأكثر وفرة من النحاس. وهو يحدث بشكل طبيعي في المعادن يوسيت ، pollucite ، كارنالايت ، zinnwaldite ، و اللبيدوليت ، [57] على الرغم من أن أيا من هذه تحتوي الوحيد الروبيديوم ولا الفلزات القلوية الأخرى.[11] ^:70 السيزيوم أكثر وفرة من بعض العناصر المعروفة، مثل الأنتيمون ، والكادميوم ، والقصدير ، والتنغستن ، ولكنه أقل وفرة بكثير من الروبيديوم.[58]

الفرانسيوم -223 ، النظير الطبيعي الوحيد للفرانسيوم، [59][60] هو نتاج اضمحلال ألفا للأكتينيوم -227 ويمكن العثور عليه بكميات ضئيلة في معادن اليورانيوم .[61] في عينة معينة من اليورانيوم، تشير التقديرات إلى وجود ذرة فرانسيوم واحدة فقط لكل 10 ¹⁸ ذرة يورانيوم.[62][63] تم حساب أن هناك 30 على الأكثر غرامات من الفرانسيوم في القشرة الأرضية في أي وقت، وذلك بسبب قصر عمرها النصفي البالغ 22 دقيقة.[64][65]

يمكن تفسير الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمعادن القلوية بسهولة من خلال تكوين إلكترون التكافؤ ns ¹ ، مما يؤدي إلى ضعف الترابط المعدني . ومن ثم، فإن جميع المعادن القلوية ناعمة وذات كثافة منخفضة، [31] انصهار [31] ونقاط غليان ، [31] بالإضافة إلى درجات حرارة التسامي ، والتبخير ، والتفكك .[11] ^:74 تتبلور جميعها في الهيكل البلوري المكعب المتمركز حول الجسم ، [11] ^:73 ولها ألوان شعلة مميزة لأن إلكترونها الخارجي يكون متحمسًا بسهولة.[11] ^:75 ينتج عن التكوين ns ¹ أيضًا أن تحتوي الفلزات القلوية على أنصاف أقطار ذرية وأيونية كبيرة جدًا، بالإضافة إلى توصيل حراري وكهربائي عالي جدًا.[11] ^:75 يهيمن على كيميائهم فقدان إلكترون التكافؤ الوحيد في المدار s الأبعد لتشكيل حالة الأكسدة +1 ، نظرًا لسهولة تأين هذا الإلكترون وطاقة التأين العالية جدًا في الثانية.[11] ^:76 تمت ملاحظة معظم الكيمياء فقط للأعضاء الخمسة الأوائل من المجموعة. إن كيمياء الفرانسيوم ليست ثابتة بسبب نشاطها الإشعاعي الشديد.[31] وبالتالي، فإن عرض خصائصه هنا محدود. ما يُعرف القليل عن الفرانسيوم يُظهر أنه قريب جدًا في السلوك من السيزيوم، كما هو متوقع. إن الخواص الفيزيائية للفرانسيوم هي أكثر سلاسة لأنه لم يتم ملاحظة العنصر السائب من قبل ؛ ومن ثم فإن أي بيانات يمكن العثور عليها في الأدبيات هي بالتأكيد استقراء تخميني.[66]

الفلزات القاعديه القلوية تظهر نزعة في اختلاف الخصائص عند التحرك إلى أسفل المجموعة على سبيل المثال، تناقص في السالبية الكهربية ، زيادة النشاط الكيميائي وتناقص في نقطة الانصهار والغليان.وتتميز بانها لينة عن الفلزات الاخرى وانها باهته اللون ولا تلمع وهي أيضا ذات كثافة منخفضة تزداد الكثافة عموما مع وجود استثناء ملحوظ بكون البوتاسيوم أقل كثافة من الصوديوم.

تتفاعل الفلزات القلوية بشكل انفجاري مع الماء حيث يتحرر غاز الهيدروجين. تزداد درجة الانفجار من أعلى المجموعة إلى أسفلها، حيث تكون أعنفها مع السيزيوم. أظهرت الكاميرات فائقة السرعة أن انفجار الفلزات القلوية في الماء صوراً تشير إلى أن التفاعل الانفجاري قد يكون من نمط انفجار كولوم.[67][68]

ملاحظة: بيانات الفرانسيوم تخمينية كون العنصر مصطنع مخبرياً.

المعادن القلوية أكثر تشابهًا مع بعضها البعض من العناصر الموجودة في أي مجموعة أخرى مع بعضها البعض.[31] في الواقع ، التشابه كبير لدرجة أنه من الصعب جدًا فصل البوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم ، بسبب تشابه نصف قطرها الأيوني ؛ الليثيوم والصوديوم أكثر تميزًا. على سبيل المثال ، عند التحرك أسفل الجدول ، تُظهر جميع المعادن القلوية المعروفة زيادة في نصف القطر الذري ، [69] تناقص الكهربية ، [69] زيادة التفاعل ، [31] وتناقص نقاط الانصهار والغليان [69] بالإضافة إلى درجات حرارة الاندماج والتبخر .[11] ^:75 بشكل عام ، تزداد كثافتها عند التحرك أسفل الطاولة ، باستثناء أن البوتاسيوم أقل كثافة من الصوديوم.[69] واحدة من الخصائص القليلة جدًا للمعادن القلوية التي لا تعرض اتجاهًا سلسًا للغاية هي إمكانات الاختزال : قيمة الليثيوم شاذة ، كونها أكثر سلبية من غيرها.[11] ^:75 هذا لأن أيون Li ⁺ يحتوي على طاقة ترطيب عالية جدًا في الطور الغازي: على الرغم من أن أيون الليثيوم يعطل بنية الماء بشكل كبير ، مما يتسبب في تغيير أعلى في الانتروبيا ، فإن طاقة الترطيب العالية هذه كافية لجعل إمكانات الاختزال تشير إليها على أنها هو أكثر المعادن القلوية حساسية للكهرباء ، على الرغم من صعوبة تأينه في الطور الغازي.[11] ^:75

المعادن القلوية المستقرة كلها معادن فضية اللون باستثناء السيزيوم ، الذي له صبغة ذهبية باهتة:[70] إنه واحد من ثلاثة معادن فقط ملونة بوضوح (الآخران هما النحاس والذهب).[11] ^:74 بالإضافة إلى ذلك ، فإن المعادن الأرضية القلوية الثقيلة كالسيوم ، والسترونتيوم ، والباريوم ، بالإضافة إلى ثنائي التكافؤ لانثانيدات يوروبيوم وإيتربيوم ، صفراء شاحبة ، على الرغم من أن اللون أقل بروزًا بكثير من السيزيوم.[11] ^:74 يتلاشى بريقها بسرعة في الهواء بسبب الأكسدة.[31] تتبلور جميعها في الهيكل البلوري المكعب المتمركز حول الجسم ، [11] ^:73 ولها ألوان شعلة مميزة لأن إلكترونها الخارجي يكون متحمسًا بسهولة. في الواقع ، تعد ألوان اختبار اللهب هذه هي الطريقة الأكثر شيوعًا لتحديدها نظرًا لأن جميع أملاحها ذات الأيونات الشائعة قابلة للذوبان.[11] ^:75

جميع المعادن القلوية شديدة التفاعل ولا توجد أبدًا في الأشكال الأولية في الطبيعة.[21] لهذا السبب ، يتم تخزينها عادة في زيت معدني أو كيروسين (زيت بارافين).[71] تتفاعل بقوة مع الهالوجينات لتكوين هاليدات الفلزات القلوية ، وهي مركبات بلورية أيونية بيضاء قابلة للذوبان في الماء باستثناء فلوريد الليثيوم ( Li F ).[31] تتفاعل الفلزات القلوية أيضًا مع الماء لتكوين هيدروكسيدات قلوية بقوة وبالتالي يجب التعامل معها بحذر شديد. تتفاعل المعادن القلوية الثقيلة بقوة أكبر من المعادن الأخف ؛ على سبيل المثال ، عند إسقاطه في الماء ، ينتج السيزيوم انفجارًا أكبر من البوتاسيوم إذا تم استخدام نفس عدد مولات كل معدن.[31][58][72] تمتلك الفلزات القلوية أقل طاقات التأين الأولى في فترات كل منها من الجدول الدوري [66] بسبب انخفاض شحنتها النووية الفعالة [31] والقدرة على الوصول إلى تكوين غاز نبيل بفقدان إلكترون واحد فقط.[31] لا تتفاعل الفلزات القلوية مع الماء فحسب ، بل تتفاعل أيضًا مع المتبرعين بالبروتونات مثل الكحولات والفينولات والأمونيا الغازية والألكينات ، وهذا الأخير يوضح الدرجة الهائلة لتفاعلها. إن قوتها العظيمة كعوامل اختزال تجعلها مفيدة جدًا في تحرير المعادن الأخرى من أكاسيدها أو هاليداتها.[11] ^:76

تكون طاقة التأين الثانية لجميع الفلزات القلوية عالية جدًا [31][66] لأنها في غلاف كامل أقرب أيضًا إلى النواة ؛ [31] وبالتالي ، فإنهم يفقدون دائمًا إلكترونًا واحدًا ، مكونين الكاتيونات.[11] ^:28 تعتبر القلويات استثناءً: فهي مركبات غير مستقرة تحتوي على معادن قلوية في حالة أكسدة -1 ، وهو أمر غير معتاد كما كان قبل اكتشاف القلويات ، لم يكن من المتوقع أن تكون الفلزات القلوية قادرة على تكوين الأنيونات وكان يُعتقد أنها قادرة على الظهور في الأملاح فقط كاتيونات. وقد شغل الأنيونات alkalide يالي subshells ، والتي تتيح لهم ما يكفي من الاستقرار في الوجود. من المعروف أن جميع الفلزات القلوية المستقرة باستثناء الليثيوم قادرة على تكوين قليدات ، [73][74][75] وللكاليدات الكثير من الاهتمام النظري نظرًا لقياساتها المتكافئة غير العادية وإمكانيات التأين المنخفضة. Alkalides متشابهة كيميائيا لل electrides ، والتي هي أملاح مع المحاصرين الالكترونات تعمل كما الأنيونات.[76] مثال صارخ بشكل خاص على القليدات هو "معكوس هيدريد الصوديوم " ، H ⁺ Na ^- (كلا الأيونات معقد ) ، على عكس هيدريد الصوديوم المعتاد ، Na ⁺ H ^- :[77] إنه غير مستقر بمعزل بسبب وجوده الطاقة العالية الناجمة عن النزوح من إلكترونين من الهيدروجين لالصوديوم، وعلى الرغم من توقع العديد من المشتقات ليكون متبدل الاستقرار أو مستقرة.[77][78]

في محلول مائي ، تشكل أيونات الفلزات القلوية أيونات مائية من الصيغة [M (H ₂ O) _n ] ⁺ ، حيث n هو رقم الذوبان. تتوافق أرقام وأشكال التنسيق الخاصة بهم بشكل جيد مع تلك المتوقعة من أنصاف أقطارها الأيونية. في المحلول المائي ، يقال إن جزيئات الماء المرتبطة مباشرة بأيون المعدن تنتمي إلى أول كرة تنسيق ، تُعرف أيضًا باسم غلاف الإذابة الأول أو الأولي. الرابطة بين جزيء الماء والأيون المعدني هي رابطة تساهمية dative ، حيث تتبرع ذرة الأكسجين بكلا الإلكترونين للرابطة. قد يتم ربط كل جزيء ماء منسق بواسطة روابط هيدروجينية بجزيئات الماء الأخرى. ويقال أن الأخيرة موجودة في مجال التنسيق الثاني. ومع ذلك ، بالنسبة للكاتيونات الفلزية القلوية ، لم يتم تعريف كرة التنسيق الثانية جيدًا لأن الشحنة +1 الموجودة على الكاتيون ليست عالية بما يكفي لاستقطاب جزيئات الماء في غلاف الذوبان الأولي بما يكفي لتشكيل روابط هيدروجينية قوية مع تلك الموجودة في مجال التنسيق الثاني ، ينتج كيانًا أكثر استقرارًا.[79][80] ^:25 تم تحديد رقم الذوبان لـ Li ⁺ بشكل تجريبي ليكون 4 ، مكونًا رباعي السطوح [Li (H ₂ O) ₄ ] ⁺ : بينما تم العثور على أرقام إذابة من 3 إلى 6 لأيونات الليثيوم المائية ، قد تكون أعداد الذوبان الأقل من 4 نتيجة تشكيل أزواج أيونات التلامس ، ويمكن تفسير أرقام الذوبان الأعلى من حيث جزيئات الماء التي تقترب من [Li (H ₂ O) ₄ ] ^{+ من} خلال وجه رباعي الوجوه ، على الرغم من أن المحاكاة الديناميكية الجزيئية قد تشير إلى وجود من ثماني السطوح أيون hexaaqua. من المحتمل أيضًا وجود ستة جزيئات ماء في مجال الإذابة الأولي لأيون الصوديوم ، مكونًا الأوكتاهدرا [Na (H ₂ O) ₆ ] ⁺ أيون.[80][81] ^:126–127 بينما كان يُعتقد سابقًا أن الفلزات القلوية الأثقل تشكل أيضًا أيونات سداسية السداسية ثماني السطوح ، فقد وجد منذ ذلك الحين أن البوتاسيوم والروبيديوم ربما يشكلان [K (H ₂ O) ₈ ] ⁺ و [Rb (H ₂ O) ₈ ] ⁺ أيونات ، والتي لها بنية مربعة مضادة للزرقة ، وأن السيزيوم يشكل 12 إحداثيًا [Cs (H ₂ O) ₁₂ ] ⁺ أيون.[82]

تُظهر كيمياء الليثيوم عدة اختلافات عن تلك الخاصة ببقية المجموعة حيث يقوم Li ⁺ الموجبة الصغيرة باستقطاب الأنيونات وتعطي مركباتها طابعًا تساهميًا أكثر.[31] الليثيوم والمغنيسيوم لهما علاقة قطرية بسبب تشابه أنصاف أقطارهما الذرية ، [31] بحيث يُظهران بعض أوجه التشابه. على سبيل المثال ، يشكل الليثيوم نيتريدًا ثابتًا ، وهي خاصية مشتركة بين جميع المعادن الأرضية القلوية (مجموعة المغنيسيوم) ولكنها فريدة بين الفلزات القلوية.[83] بالإضافة إلى ذلك ، من بين مجموعاتهم الخاصة ، يشكل الليثيوم والمغنيسيوم فقط مركبات عضوية معدنية ذات طابع تساهمي كبير (على سبيل المثال لي مي و MgMe ₂ ).[84]

فلوريد الليثيوم هو هاليد الفلزات القلوية الوحيد الذي لا يذوب بشكل سيئ في الماء ، [31] وهيدروكسيد الليثيوم هو هيدروكسيد الفلزات القلوية الوحيد الذي لا يميل .[31] على العكس من ذلك ، تعتبر فوق كلورات الليثيوم وأملاح الليثيوم الأخرى ذات الأنيونات الكبيرة التي لا يمكن استقطابها أكثر استقرارًا من المركبات المماثلة للمعادن القلوية الأخرى ، ربما لأن Li ⁺ لديه طاقة ذوبان عالية.[11] ^:76 يعني هذا التأثير أيضًا أن معظم أملاح الليثيوم البسيطة يتم مواجهتها بشكل شائع في شكل رطب ، لأن الأشكال اللامائية شديدة الرطوبة : وهذا يسمح باستخدام أملاح مثل كلوريد الليثيوم وبروميد الليثيوم في أجهزة إزالة الرطوبة ومكيفات الهواء .[11] ^:76

من المتوقع أيضًا أن يُظهر الفرانسيوم بعض الاختلافات بسبب وزنه الذري المرتفع ، مما يتسبب في انتقال إلكتروناته بأجزاء كبيرة من سرعة الضوء وبالتالي جعل التأثيرات النسبية أكثر وضوحًا. على عكس الاتجاه المتمثل في تناقص الطاقة الكهربية وطاقات التأين للمعادن القلوية ، من المتوقع أن تكون كهرسلبية الفرانسيوم وطاقة التأين أعلى من الكيسيوم بسبب التثبيت النسبي للإلكترونات السبعة ؛ أيضًا ، من المتوقع أن يكون نصف قطرها الذري منخفضًا بشكل غير طبيعي. وبالتالي ، على عكس التوقعات ، فإن السيزيوم هو أكثر المعادن القلوية تفاعلًا ، وليس الفرانسيوم.[38][85] ^:1729 [86] تنحرف جميع الخصائص الفيزيائية المعروفة للفرانسيوم أيضًا عن الاتجاهات الواضحة التي تنتقل من الليثيوم إلى السيزيوم ، مثل طاقة التأين الأولى ، وتقارب الإلكترون ، وقابلية الاستقطاب الأنيون ، على الرغم من ندرة البيانات المعروفة حول الفرانسيوم ، فإن العديد من المصادر تعطي قيمًا مستقراء ، متجاهلة ذلك تجعل التأثيرات النسبية الاتجاه من الليثيوم إلى السيزيوم غير قابل للتطبيق على الفرانسيوم.[86] بعض خصائص الفرانسيوم القليلة التي تم التنبؤ بها مع الأخذ في الاعتبار النسبية هي تقارب الإلكترون (47.2 كيلو جول / مول) [87] والمحتوى الحراري لتفكك جزيء Fr ₂ (42.1 كيلو جول / مول).[88] جزيء CsFr مستقطب مثل Cs ⁺ Fr ^- ، مما يدل على أن الجزء الفرعي 7S من الفرانسيوم يتأثر بشدة بالتأثيرات النسبية أكثر من الطبقة الفرعية 6 من السيزيوم.[86] بالإضافة إلى ذلك ، من المتوقع أن يكون لأكسيد الفرانسيوم الفائق (FrO ₂ ) خاصية تساهمية كبيرة ، على عكس الأكاسيد الفائقة الفلزية القلوية الأخرى ، بسبب مساهمات الترابط من إلكترونات الفرانسيوم 6p.[86]

جميع الفلزات القلوية لها أعداد ذرية فردية ؛ ومن ثم ، يجب أن تكون نظائرها إما فردية - فردية (كل من عدد البروتون والنيوترون فردي) أو فردي - زوجي ( رقم البروتون فردي ، لكن عدد النيوترونات زوجي). النوى الفردية والزوجية لها أعداد جماعية زوجية ، في حين أن النوى الفردية والزوجية لها أعداد كتلة فردية. تعد النويدات البدائية الفردية والغريبة نادرة لأن معظم النوى الفردية والغريبة غير مستقرة بدرجة كبيرة فيما يتعلق بتحلل بيتا ، لأن نواتج الاضمحلال تكون زوجية - متساوية ، وبالتالي فهي مرتبطة بقوة أكبر ، بسبب تأثيرات الاقتران النووي .[89]

نظرًا لندرة النوى الفردية والغريبة ، فإن جميع النظائر الأولية للمعادن القلوية تقريبًا هي نظائر فردية - زوجية (الاستثناءات هي النظير المستقر خفيف الليثيوم -6 والنظائر المشعة طويلة العمر البوتاسيوم -40). بالنسبة لرقم كتلة فردي معين ، يمكن أن يكون هناك نوكليدة بيتا مستقرة واحدة فقط ، نظرًا لعدم وجود فرق في طاقة الربط بين زوجي - فردي - فردي - حتى يمكن مقارنته بتلك الموجودة بين زوجي - زوجي - فردي - فردي ، مع ترك نوكليدات أخرى من نفس العدد الكتلي ( الأيزوبارات ) حر في تحلل بيتا باتجاه النويدة الأقل كتلة. تأثير عدم استقرار عدد فردي من أي نوع من النيوكليونات هو أن العناصر ذات الأرقام الفردية ، مثل الفلزات القلوية ، تميل إلى أن تحتوي على نظائر ثابتة أقل من العناصر ذات الأرقام الزوجية. من بين 26 عنصرًا أحادي النظير ليس لها سوى نظير ثابت واحد ، جميعها باستثناء عنصر واحد لها عدد ذري فردي وجميعها تحتوي أيضًا على عدد زوجي من النيوترونات باستثناء عنصر واحد. البريليوم هو الاستثناء الوحيد لكلتا القاعدتين ، نظرًا لقلة عددها الذري.[89]

كل من الفلزات القلوية إلا الليثيوم والسيزيوم ديك واحد على الأقل تحدث بشكل طبيعي النظائر المشعة : الصوديوم-22 والصوديوم 24 هي النظائر المشعة أثر أنتجت cosmogenically ، [90] بوتاسيوم 40 و الروبيديوم-87 يكون طويل جدا نصف العمر وبالتالي يحدث بشكل طبيعي ، [91] وجميع نظائر الفرانسيوم مشعة .[91] كان يعتقد أيضًا أن السيزيوم كان مشعًا في أوائل القرن العشرين ، [92][93] على الرغم من عدم وجود نظائر مشعة طبيعية.[91] (لم يتم اكتشاف الفرانسيوم بعد في ذلك الوقت. ) النظائر المشعة الطبيعية طويلة العمر للبوتاسيوم ، البوتاسيوم -40 ، تشكل حوالي 0.012٪ من البوتاسيوم الطبيعي ، [94] وبالتالي البوتاسيوم الطبيعي مشع بشكل ضعيف. أصبح هذا النشاط الإشعاعي الطبيعي أساسًا للادعاء الخاطئ باكتشاف العنصر 87 (المعدن القلوي التالي بعد السيزيوم) في عام 1925.[32][33] وبالمثل فإن الروبيديوم الطبيعي مشع قليلًا ، حيث يمثل 27.83٪ منه نظيرًا مشعًا طويل العمر الروبيديوم -87.[11] ^:74

السيزيوم 137 ، بعمر نصفي 30.17 سنوات ، أحد منتجي الانشطار الرئيسيين متوسطي العمر ، إلى جانب السترونشيوم 90 ، المسؤولان عن معظم النشاط الإشعاعي للوقود النووي المستهلك بعد عدة سنوات من التبريد ، حتى عدة مئات من السنين بعد الاستخدام ويشكل معظم النشاط الإشعاعي المتبقي من حادث تشيرنوبيل . يخضع السيزيوم 137 لتحلل بيتا عالي الطاقة ويصبح في النهاية الباريوم 137 . إنه مصدر قوي لإشعاع غاما. يحتوي السيزيوم 137 على معدل منخفض جدًا لالتقاط النيوترونات ولا يمكن التخلص منه عمليًا بهذه الطريقة ، ولكن يجب السماح له بالتحلل.[95] تم استخدام السيزيوم 137 كمتتبع في الدراسات الهيدرولوجية ، على غرار استخدام التريتيوم .[96] تم إطلاق كميات صغيرة من السيزيوم -134 والسيزيوم -137 في البيئة خلال جميع تجارب الأسلحة النووية تقريبًا وبعض الحوادث النووية ، وأبرزها حادث جويانيا وكارثة تشيرنوبيل . اعتبارًا من عام 2005 ، كان السيزيوم 137 هو المصدر الرئيسي للإشعاع في منطقة الاغتراب حول محطة تشيرنوبيل للطاقة النووية .[97] تجعل خواصه الكيميائية كأحد الفلزات القلوية منه أحد أكثر منتجات الانشطار قصيرة إلى متوسطة العمر إشكالية لأنه يتحرك وينتشر بسهولة في الطبيعة بسبب قابلية الذوبان العالية في الماء لأملاحه ، ويتم تناوله بواسطة الجسم الذي يخطئ فيه بسبب متجانساته الأساسية الصوديوم والبوتاسيوم.[98] ^:114

شحنة نووية فعالة على إلكترون ذري

يزداد نصف القطر الذري للمعادن القلوية في أسفل المجموعة.[69] بسبب تأثير التدريع ، عندما تحتوي الذرة على أكثر من غلاف إلكترون واحد ، يشعر كل إلكترون بالتنافر الكهربائي من الإلكترونات الأخرى بالإضافة إلى التجاذب الكهربائي من النواة.[99] في الفلزات القلوية ، يشعر الإلكترون الخارجي فقط بشحنة صافية قدرها +1 ، حيث يتم إلغاء بعض الشحنة النووية (التي تساوي العدد الذري ) بواسطة الإلكترونات الداخلية ؛ عدد الإلكترونات الداخلية للمعدن القلوي دائمًا أقل بواحد من الشحنة النووية. لذلك ، فإن العامل الوحيد الذي يؤثر على نصف القطر الذري للمعادن القلوية هو عدد قذائف الإلكترون. نظرًا لأن هذا الرقم يزيد أسفل المجموعة ، يجب أيضًا زيادة نصف القطر الذري أسفل المجموعة.[69]

نصف القطر الأيوني للمعادن القلوية أصغر بكثير من نصف قطرها الذري. هذا لأن الإلكترون الخارجي للمعادن القلوية موجود في غلاف إلكترون مختلف عن الإلكترونات الداخلية ، وبالتالي عند إزالته ، يكون للذرة الناتجة غلاف إلكترون أقل وأصغر. بالإضافة إلى ذلك ، زادت الشحنة النووية الفعالة ، وبالتالي تنجذب الإلكترونات بقوة أكبر نحو النواة وينخفض نصف القطر الأيوني.[31]

الاتجاه الدوري لطاقة التأين: تبدأ كل فترة بحد أدنى للمعادن القلوية ، وتنتهي بحد أقصى للغازات النبيلة .

طاقة التأين الأولى لعنصر أو جزيء هي الطاقة اللازمة لتحريك الإلكترون الأكثر مرونة من مول واحد من الذرات الغازية للعنصر أو الجزيئات لتكوين مول واحد من الأيونات الغازية بشحنة كهربائية +1. العوامل التي تؤثر على طاقة التأين الأولى هي الشحنة النووية ، وكمية التدريع بواسطة الإلكترونات الداخلية ، والمسافة من الإلكترون الأكثر رخوة عن النواة ، والذي يكون دائمًا إلكترونًا خارجيًا في عناصر المجموعة الرئيسية . العاملان الأولان يغيران الشحنة النووية الفعالة التي يشعر بها الإلكترون الأكثر مرونة. نظرًا لأن الإلكترون الخارجي للمعادن القلوية يشعر دائمًا بنفس الشحنة النووية الفعالة (+1) ، فإن العامل الوحيد الذي يؤثر على طاقة التأين الأولى هو المسافة من الإلكترون الخارجي إلى النواة. نظرًا لأن هذه المسافة تزداد أسفل المجموعة ، فإن الإلكترون الخارجي يشعر بانجذاب أقل من النواة وبالتالي تقل طاقة التأين الأولى.[69] (تم كسر هذا الاتجاه في الفرانسيوم بسبب الاستقرار النسبي وتقلص المدار 7s ، مما يجعل إلكترون تكافؤ الفرانسيوم أقرب إلى النواة مما هو متوقع من الحسابات غير النسبية. هذا يجعل الإلكترون الخارجي للفرانسيوم يشعر بمزيد من الجاذبية من النواة ، مما يزيد من طاقة التأين الأولى بشكل طفيف بما يتجاوز طاقة السيزيوم. ) [38] ^:1729

طاقة التأين الثانية للمعادن القلوية أعلى بكثير من الأولى حيث أن ثاني أكثر الإلكترون ضعيفًا هو جزء من غلاف إلكتروني ممتلئ بالكامل وبالتالي يصعب إزالته.[31]

تزيد تفاعلات الفلزات القلوية مع نزول المجموعة. هذا هو نتيجة مزيج من عاملين: الأول طاقات التأين وطاقات الانحلال للمعادن القلوية. نظرًا لأن طاقة التأين الأولى للمعادن القلوية تتناقص إلى أسفل المجموعة ، فمن الأسهل إزالة الإلكترون الخارجي من الذرة والمشاركة في التفاعلات الكيميائية ، وبالتالي زيادة التفاعل أسفل المجموعة. تقيس طاقة الانحلال قوة الرابطة المعدنية لعنصر ما ، والتي تسقط في المجموعة مع زيادة الذرات في نصف القطر وبالتالي يجب أن يزداد طول الرابطة المعدنية ، مما يجعل الإلكترونات غير الموضعية بعيدة عن جاذبية نوى العنصر الأثقل الفلزات القلوية. تعطي إضافة الانحلال وطاقات التأين الأولى كمية مرتبطة ارتباطًا وثيقًا (ولكن لا تساوي) طاقة التنشيط لتفاعل معدن قلوي مع مادة أخرى. تقل هذه الكمية مع انخفاض المجموعة ، وكذلك طاقة التنشيط ؛ وبالتالي ، يمكن أن تحدث التفاعلات الكيميائية بشكل أسرع ويزيد التفاعل أسفل المجموعة.[100]

تباين الكهربية بولينج (المحور الصادي) حيث ينزل المرء المجموعات الرئيسية في الجدول الدوري من الفترة الثانية إلى الفترة السادسة

الكهربية هي خاصية كيميائية تصف ميل ذرة أو مجموعة وظيفية لجذب الإلكترونات (أو كثافة الإلكترون ) نحو نفسها.[101] إذا كانت الرابطة بين الصوديوم والكلور في كلوريد الصوديوم تساهمية ، فإن زوج الإلكترونات المشتركة سينجذب إلى الكلور لأن الشحنة النووية الفعالة على الإلكترونات الخارجية هي +7 في الكلور ولكنها تساوي +1 فقط في الصوديوم. ينجذب زوج الإلكترون بالقرب من ذرة الكلور بحيث يتم نقلهما عمليًا إلى ذرة الكلور ( رابطة أيونية ). ومع ذلك ، إذا تم استبدال ذرة الصوديوم بذرة الليثيوم ، فلن تنجذب الإلكترونات بالقرب من ذرة الكلور كما كان من قبل لأن ذرة الليثيوم أصغر ، مما يجعل زوج الإلكترون أكثر انجذابًا إلى الشحنة النووية الأقرب من الليثيوم. ومن ثم ، فإن ذرات المعدن القلوي الأكبر (أسفل المجموعة) ستكون أقل كهرسلبية لأن زوج الترابط أقل انجذابًا نحوها. كما ذكرنا سابقًا ، من المتوقع أن يكون الفرانسيوم استثناءً.[69]

بسبب ارتفاع كهرسلبية الليثيوم ، فإن بعض مركباته لها طابع تساهمي أكثر. على سبيل المثال ، يذوب يوديد الليثيوم ( Li I ) في المذيبات العضوية ، وهي خاصية لمعظم المركبات التساهمية.[69] فلوريد الليثيوم (Li F ) هو هاليد قلوي وحيد غير قابل للذوبان في الماء ، [31] وهيدروكسيد الليثيوم (Li OH ) هو هيدروكسيد الفلزات القلوية الوحيد غير المائل .[31]

نقطة انصهار المادة هي النقطة التي تتغير فيها حالتها من الحالة الصلبة إلى السائلة بينما تكون نقطة غليان المادة (في الحالة السائلة) هي النقطة التي يتساوى فيها ضغط بخار السائل مع الضغط البيئي المحيط بالسائل [102][103] وجميع السوائل تتغير حالتها إلى غاز . عندما يتم تسخين المعدن إلى نقطة الانصهار ، تضعف الروابط المعدنية التي تبقي الذرات في مكانها بحيث يمكن للذرات أن تتحرك ، وفي النهاية تنكسر الروابط المعدنية تمامًا عند نقطة غليان المعدن.[69][104] لذلك ، تشير نقاط الانصهار والغليان المتساقطة للمعادن القلوية إلى أن قوة الروابط المعدنية للمعادن القلوية تتناقص أسفل المجموعة.[69] وذلك لأن ذرات المعدن متماسكة عن طريق التجاذب الكهرومغناطيسي من الأيونات الموجبة إلى الإلكترونات غير المحددة.[69][104] مع زيادة حجم الذرات أسفل المجموعة (بسبب زيادة نصف قطرها الذري) ، تتحرك نوى الأيونات بعيدًا عن الإلكترونات غير المحددة وبالتالي تصبح الرابطة المعدنية أضعف بحيث يمكن للمعدن أن يذوب ويغلي بسهولة ، وبالتالي ينخفض نقاط الانصهار والغليان.[69] (الشحنة النووية المتزايدة ليست عاملاً ذا صلة بسبب تأثير التدريع. ) [69]

تحتوي جميع المعادن القلوية على نفس التركيب البلوري ( مكعب محوره الجسم ) [11] وبالتالي فإن العوامل الوحيدة ذات الصلة هي عدد الذرات التي يمكن أن تتناسب مع حجم معين وكتلة إحدى الذرات ، حيث يتم تعريف الكثافة على أنها الكتلة لكل وحدة حجم. العامل الأول يعتمد على حجم الذرة وبالتالي نصف القطر الذري ، مما يزيد من نزول المجموعة ؛ وبالتالي ، فإن حجم ذرة فلز قلوي يزداد مع انخفاض المجموعة. تزداد كتلة ذرة فلز قلوي أيضًا في نزول المجموعة. وبالتالي ، فإن الاتجاه لكثافة الفلزات القلوية يعتمد على أوزانها الذرية وأنصاف أقطارها الذرية ؛ إذا كانت الأرقام الخاصة بهذين العاملين معروفة ، فيمكن بعد ذلك حساب النسب بين كثافات الفلزات القلوية. الاتجاه الناتج هو أن كثافة الفلزات القلوية تزداد أسفل الجدول ، باستثناء البوتاسيوم. نظرًا لوجود أقل وزن ذري وأكبر نصف قطر ذري لجميع العناصر في فتراتهم ، فإن الفلزات القلوية هي أقل المعادن كثافة في الجدول الدوري.[69] الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم هي المعادن الثلاثة الوحيدة في الجدول الدوري الأقل كثافة من الماء:[31] في الواقع ، الليثيوم هو أقل المواد الصلبة المعروفة كثافة في درجة حرارة الغرفة .[11] ^:75

ملف خارجي

جميع الفلزات القلوية تتفاعل بقوة أو متفجرات بالماء البارد، انتاج محلول مائي لبشدة الأساسي الفلزات القلوية هيدروكسيد واطلاق غاز الهيدروجين.[100] يصبح هذا التفاعل أكثر قوة في المجموعة: يتفاعل الليثيوم بثبات مع الفوران ، ولكن يمكن أن يشتعل الصوديوم والبوتاسيوم ويغرق الروبيديوم والسيزيوم في الماء ويولد غاز الهيدروجين بسرعة كبيرة بحيث تتشكل موجات الصدمة في الماء التي قد تحطم الحاويات الزجاجية.[31] عندما يتم إسقاط معدن قلوي في الماء ، فإنه ينتج عنه انفجار يتكون من مرحلتين منفصلتين. يتفاعل المعدن مع الماء أولاً ، فيكسر الروابط الهيدروجينية في الماء وينتج غاز الهيدروجين ؛ يحدث هذا بشكل أسرع بالنسبة للمعادن القلوية الثقيلة الأكثر نشاطًا. ثانيًا ، غالبًا ما تؤدي الحرارة الناتجة عن الجزء الأول من التفاعل إلى إشعال غاز الهيدروجين ، مما يؤدي إلى احتراقه بشكل متفجر في الهواء المحيط. ينتج هذا الانفجار الثانوي لغاز الهيدروجين اللهب المرئي فوق وعاء الماء أو البحيرة أو أي جسم مائي آخر ، وليس التفاعل الأولي للمعدن مع الماء (والذي يحدث غالبًا تحت الماء).[72] هيدروكسيدات الفلزات القلوية هي أبسط أنواع الهيدروكسيدات المعروفة.[11] ^:87

رد فعل 3 أرطال (≈ 1.4 كجم) من الصوديوم مع الماء

اقترحت الأبحاث الحديثة أن السلوك المتفجر للمعادن القلوية في الماء ناتج عن انفجار كولوم وليس فقط من خلال التوليد السريع للهيدروجين نفسه.[105] تذوب جميع الفلزات القلوية كجزء من التفاعل مع الماء. تؤين جزيئات الماء السطح المعدني العاري للمعدن السائل ، تاركة سطحًا معدنيًا موجب الشحنة وأيونات الماء سالبة الشحنة. سيؤدي التجاذب بين المعدن المشحون وأيونات الماء إلى زيادة مساحة السطح بسرعة ، مما يؤدي إلى زيادة أسية في التأين. عندما تتجاوز قوى التنافر داخل سطح المعدن السائل قوى التوتر السطحي ، فإنها تنفجر بقوة.[105]

هيدروكسيدات أنفسهم هي هيدروكسيدات الأساسية المعروفة، والتفاعل مع الأحماض لإعطاء أملاح ومع الكحول لإعطاء بلازميدة قليلة القسيمات alkoxides . تتفاعل بسهولة مع ثاني أكسيد الكربون لتكوين كربونات أو بيكربونات ، أو مع كبريتيد الهيدروجين لتكوين كبريتيد أو ثنائي كبريتيد ، ويمكن استخدامها لفصل الثيول عن البترول. تتفاعل مع أكاسيد مذبذبة: على سبيل المثال ، تتفاعل أكاسيد الألومنيوم والزنك والقصدير والرصاص مع هيدروكسيدات الفلزات القلوية لإعطاء الألومينات والزنك والستانات والسبكات. ثاني أكسيد السيليكون حامضي ، وبالتالي فإن هيدروكسيدات الفلزات القلوية يمكنها أيضًا مهاجمة زجاج السيليكات .[11] ^:87

سبيكة NaK السائلة في درجة حرارة الغرفة

تشكل الفلزات القلوية العديد من المركبات بين المعادن مع بعضها البعض والعناصر من المجموعات من 2 إلى 13 في الجدول الدوري لقياسات متكافئة مختلفة ، [11] ^:81 مثل ملغم الصوديوم مع الزئبق ، بما في ذلك Na ₅ Hg ₈ و Na ₃ Hg.[106] بعض هذه الخصائص لها خصائص أيونية: بأخذ السبائك مع الذهب ، أكثر المعادن كهرسلبية ، على سبيل المثال ، NaAu و KAu معدنان ، لكن RbAu و CsAu هما أشباه موصلات.[11] ^:81 NaK هي سبيكة من الصوديوم والبوتاسيوم مفيدة جدًا لأنها سائلة في درجة حرارة الغرفة ، على الرغم من أنه يجب اتخاذ الاحتياطات نظرًا لتفاعلها الشديد مع الماء والهواء. يذوب الخليط سهل الانصهار عند −12.6 درجة مئوية.[107] سبيكة من 41٪ سيزيوم ، 47٪ صوديوم ، و 12٪ بوتاسيوم لديها أقل نقطة انصهار معروفة لأي معدن أو سبيكة ، −78 درجة مئوية.[23]

المركبات المعدنية للفلزات القلوية ذات المجموعة الأثقل من 13 عنصرًا ( الألومنيوم ، الغاليوم ، الإنديوم ، والثاليوم ) ، مثل NaTl ، هي موصلات رديئة أو أشباه موصلات ، على عكس السبائك العادية التي تحتوي على العناصر السابقة ، مما يعني أن المعدن القلوي المعني به فقدت إلكتروناً لأنيونات الزنتل المتورطة.[108] ومع ذلك ، في حين أن العناصر في المجموعة 14 وما بعدها تميل إلى تكوين مجموعات أنيونية منفصلة ، تميل عناصر المجموعة 13 إلى تكوين أيونات بوليمرية مع الكاتيونات المعدنية القلوية الواقعة بين الشبكة الأيونية العملاقة. على سبيل المثال، NATL يتكون من أنيون البوليمر (-TL ^- -) _ن مع التساهمية مكعب الماس هيكل مع نا ⁺ الأيونات الموجودة بين شعرية أنيوني. لا يمكن أن تتلاءم المعادن القلوية الأكبر بشكل مشابه مع شبكة أنيونية وتميل إلى إجبار المجموعة الأثقل 13 عنصرًا على تكوين مجموعات أنيونية.[109]

البورون حالة خاصة ، كونه المادة اللافلزية الوحيدة في المجموعة 13. تميل بوريدات الفلزات القلوية إلى أن تكون غنية بالبورون ، وتتضمن ارتباطًا ملموسًا بالبورون والبورون يتضمن هياكل دلتا السطوح ، [11] ^:147–8 وهي غير مستقرة حرارياً بسبب المعادن القلوية التي لها ضغط بخار مرتفع للغاية عند درجات حرارة مرتفعة. هذا يجعل التخليق المباشر مشكلة لأن الفلزات القلوية لا تتفاعل مع البورون أقل من 700 درجة مئوية ، وبالتالي يجب أن يتم ذلك في حاويات محكمة الغلق تحتوي على المعدن القلوي الزائد. علاوة على ذلك ، بشكل استثنائي في هذه المجموعة ، يقل التفاعل مع البورون إلى أسفل المجموعة: يتفاعل الليثيوم تمامًا عند 700 درجة مئوية ، ولكن الصوديوم عند 900 درجة مئوية والبوتاسيوم ليس حتى 1200 درجة مئوية ، ويكون التفاعل فوريًا مع الليثيوم ولكنه يستغرق ساعات للبوتاسيوم. لم يتم حتى تمييز بوريدات الروبيديوم والسيزيوم. تُعرف أطوار مختلفة ، مثل LiB ₁₀ و NaB ₆ و NaB ₁₅ و KB ₆ .[110][111] تحت الضغط العالي ، تتغير رابطة البورون والبورون في بوريدات الليثيوم من اتباع قواعد Wade إلى تكوين أنيونات Zintl مثل باقي المجموعة 13.[112]

Side (left) and top (right) views of the graphite intercalation compound KC₈

يتفاعل الليثيوم والصوديوم مع الكربون لتكوين أسيتيلات ، Li ₂ C ₂ و Na ₂ C ₂ ، والتي يمكن أيضًا الحصول عليها عن طريق تفاعل المعدن مع الأسيتيلين . يتفاعل البوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم مع الجرافيت ؛ يتم تقطيع ذراتها بين طبقات الجرافيت السداسية ، وتشكيل مركبات الجرافيت الإقحام للصيغ MC ₆₀ (رمادي غامق ، أسود تقريبًا) ، MC ₄₈ (رمادي غامق ، أسود تقريبًا) ، MC ₃₆ (أزرق) ، MC ₂₄ (أزرق فولاذي) ، و MC ₈ (برونزي) (M = K أو Rb أو Cs). هذه المركبات موصلة للكهرباء أكثر من 200 مرة من الجرافيت النقي ، مما يشير إلى أن إلكترون التكافؤ للمعدن القلوي يتم نقله إلى طبقات الجرافيت (على سبيل المثال M₊C₈-</br> M₊C₈-</br> M₊C₈- ).[81] عند تسخين KC ₈ ، ينتج عن التخلص من ذرات البوتاسيوم التحويل بالتسلسل إلى KC ₂₄ و KC ₃₆ و KC ₄₈ وأخيراً KC ₆₀ . KC ₈ هو عامل اختزال قوي للغاية وهو قابل للاشتعال وينفجر عند ملامسته للماء.[113][114] في حين أن المعادن القلوية الأكبر (K و Rb و Cs) تشكل مبدئيًا MC ₈ ، فإن المعادن الأصغر تشكل مبدئيًا MC ₆ ، وتتطلب بالفعل تفاعل المعادن مع الجرافيت عند درجات حرارة عالية حوالي 500 درجة مئوية لتشكيل.[115] وبصرف النظر عن هذا، والفلزات القلوية هي هذه العوامل خفض قوي يتمكنوا حتى الحد بكمنستر لإنتاج الصلب fullerides M _ن C _60. يمكن للصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم تكوين الفوليريد حيث n = 2 أو 3 أو 4 أو 6 ، ويمكن أن يحقق الروبيديوم والسيزيوم بالإضافة إلى ذلك n = 1.[11] ^:285

عندما تتفاعل الفلزات القلوية مع العناصر الأثقل في مجموعة الكربون ( السيليكون والجرمانيوم والقصدير والرصاص ) ، تتشكل المواد الأيونية ذات الهياكل الشبيهة بالقفص ، مثل مبيدات السيليكون M ₄ Si ₄ (M = K ، Rb ، أو Cs) ، والذي يحتوي على M ⁺ ورباعي السطوح Si₄4-</br> Si₄4- أيونات.[81] كيمياء الجيرمانيدات الفلزية القلوية ، بما في ذلك أيون جيرمانيد Ge ⁴⁻ وأيونات الكتلة الأخرى ( Zintl ) مثل Ge₄2-</br> Ge₄2- ، Ge₉4-</br> Ge₉4- ، Ge₉2-</br> Ge₉2- ، و [(Ge ₉ ) ₂ ] ⁶⁻ ، مشابه إلى حد كبير لتلك الخاصة بمبيدات السيليكات المقابلة.[11] ^:393 ستانيدات الفلزات القلوية معظمها أيوني ، وأحيانًا مع أيون ستانيد ( Sn ⁴⁻ ) ، [109] وأحيانًا مع أيونات Zintl أكثر تعقيدًا مثل Sn₉4-</br> Sn₉4- ، الذي يظهر في رباعي بوتاسيوم نوناستانيد (K ₄ Sn ₉ ).[116] أيون بلومبيد أحادي الذرة ( Pb ⁴⁻ ) غير معروف ، وبالتأكيد من المتوقع أن يكون تكوينه غير ملائم للطاقة ؛ تحتوي بلومبيدات المعادن القلوية على أيونات زينتل معقدة ، مثل Pb₉4-</br> Pb₉4- . يمكن إنتاج هذه الجرمانيوميدات المعدنية القلوية والستانيدات والبلومبيدات عن طريق تقليل الجرمانيوم والقصدير والرصاص بمعدن الصوديوم في الأمونيا السائلة.[11] ^:394

وحدة نموذج الكرة والعصا خلية من نيتريد الليثيوم .[117] على أساس الحجم ، من المتوقع وجود هيكل رباعي السطوح ، لكن هذا سيكون مستحيلًا هندسيًا: وهكذا يأخذ نيتريد الليثيوم هذا الهيكل البلوري الفريد.[11] ^:76

الليثيوم ، أخف الفلزات القلوية ، هو المعدن القلوي الوحيد الذي يتفاعل مع النيتروجين في الظروف القياسية ، ونتريده هو نيتريد الفلزات القلوية الوحيد المستقر. النيتروجين هو غاز غير متفاعل لأن كسر الرابطة الثلاثية القوية في جزيء ثنائي النيتروجين (N ₂ ) يتطلب الكثير من الطاقة. من شأن تكوين نيتريد فلز قلوي أن يستهلك طاقة التأين للمعدن القلوي (مكونًا أيونات M ⁺ ) ، والطاقة اللازمة لكسر الرابطة الثلاثية في N ₂ وتكوين أيونات N ³⁻ ، وكل الطاقة المنبعثة من يتم تكوين نيتريد فلز قلوي من الطاقة الشبكية لنتريد فلز قلوي. يتم تعظيم طاقة الشبكة بواسطة أيونات صغيرة عالية الشحنة لا تشكل الفلزات القلوية أيونات مشحونة بشدة ، وتشكل فقط أيونات بشحنة +1 ، لذلك فقط الليثيوم ، أصغر فلز قلوي ، يمكنه إطلاق طاقة شبكية كافية لجعل التفاعل مع النيتروجين طاردًا للحرارة ، مكونًا نيتريد الليثيوم . تفاعلات الفلزات القلوية الأخرى مع النيتروجين لن تطلق طاقة شبكية كافية وبالتالي ستكون ماصة للحرارة ، لذا فهي لا تشكل نيتريدات في الظروف القياسية.[83] نيتريد الصوديوم (Na ₃ N) ونيتريد البوتاسيوم (K ₃ N) ، على الرغم من وجودهما ، غير مستقرين للغاية ، وعرضة للتحلل مرة أخرى إلى العناصر المكونة لهما ، ولا يمكن إنتاجهما عن طريق تفاعل العناصر مع بعضها البعض في الظروف القياسية.[118][119] يمنع العائق التعقيم وجود نيتريد الروبيديوم أو السيزيوم.[11] ^:417 ومع ذلك ، فإن الصوديوم والبوتاسيوم يشكلان أملاح أزيد عديمة اللون تشتمل على N₃- الخطي N₃-</br> N₃- أنيون نظرًا للحجم الكبير للكاتيونات المعدنية القلوية ، فهي مستقرة حرارياً بما يكفي لتذوب قبل التحلل.[11] ^:417

تتفاعل جميع المعادن القلوية بسهولة مع الفوسفور والزرنيخ لتكوين الفوسفات والزرنيخ بالصيغة M ₃ Pn (حيث يمثل M معدنًا قلويًا ويمثل Pn مادة pnictogen - الفوسفور أو الزرنيخ أو الأنتيمون أو البزموت ). ويرجع ذلك إلى الحجم الأكبر لـ P ³⁻ و As ³⁻ أيونات ، لذلك يجب إطلاق طاقة شعرية أقل لتكوين الأملاح.[81] هذه ليست الفوسفات والزرنيخيدات الوحيدة للمعادن القلوية: على سبيل المثال ، يحتوي البوتاسيوم على تسعة أنواع مختلفة من الفوسفيدات المعروفة ، مع الصيغ K ₃ P ، K ₄ P ₃ ، K ₅ P ₄ ، KP ، K ₄ P ₆ ، K ₃ P ₇ و K ₃ P ₁₁ و KP _10.3 و KP ₁₅ .[120] في حين أن معظم المعادن تشكل الزرنيخ ، إلا أن الفلزات الأرضية القلوية والقلوية فقط تشكل الزرنيخ الأيوني. هيكل Na ₃ As معقد مع مسافات Na-Na قصيرة بشكل غير معتاد من 328-330 ميكرومتر وهي أقصر من معدن الصوديوم ، وهذا يشير إلى أنه حتى مع هذه المعادن الإلكتروضوية ، لا يمكن أن يكون الترابط أيونيًا بشكل مباشر.[11] زرنيخيدات الفلزات القلوية الأخرى غير المطابقة للصيغة M ₃ كما هو معروف ، مثل LiAs ، التي لها بريق معدني وموصلية كهربائية تشير إلى وجود بعض الروابط المعدنية .[11] مضادات الأنتيمون غير مستقرة ومتفاعلة حيث أن Sb ³⁻ أيون عامل اختزال قوي ؛ تفاعلها مع الأحماض يشكل ستيبين الغازات السامة وغير المستقرة (SbH ₃ ).[121] في الواقع ، لديهم بعض الخصائص المعدنية ، وأنتيمونيدات الفلزات القلوية في القياس المتكافئ MSb تشتمل على ذرات الأنتيمون المرتبطة في هيكل Zintl حلزوني.[122] البزموتيدات ليست حتى أيونية بالكامل ؛ وهي مركبات بين المعادن تحتوي على روابط معدنية جزئية وجزئية أيونية.[123]

Rb₉O₂ cluster, composed of two regular ثماني الأوجه connected to each other by one face

Cs₁₁O₃ cluster, composed of three regular octahedra where each octahedron is connected to both of the others by one face each. All three octahedra have one edge in common.

تتفاعل جميع المعادن القلوية بقوة مع الأكسجين في الظروف القياسية. تشكل أنواعًا مختلفة من الأكاسيد ، مثل الأكاسيد البسيطة (التي تحتوي على O ² O أيون) ، والبيروكسيدات (التي تحتوي على O₂2-</br> O₂2- أيون ، حيث توجد رابطة واحدة بين ذرتي الأكسجين) ، والأكسجين الفائق (يحتوي على O₂-</br> O₂- أيون) ، وغيرها الكثير. يحترق الليثيوم في الهواء ليشكل أكسيد الليثيوم ، لكن الصوديوم يتفاعل مع الأكسجين لتكوين خليط من أكسيد الصوديوم وبيروكسيد الصوديوم . يشكل البوتاسيوم مزيجًا من بيروكسيد البوتاسيوم وفوق أكسيد البوتاسيوم ، بينما يشكل الروبيديوم والسيزيوم الفائق الأكسيد حصريًا. تزيد تفاعلهم مع مرور الوقت في المجموعة: بينما يحترق الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم في الهواء ، فإن الروبيديوم والسيزيوم يكونان قابلين للاشتعال ( يشتعلان تلقائيًا في الهواء).[83] تميل المعادن القلوية الأصغر إلى استقطاب الأنيونات الكبيرة (البيروكسيد والأكسيد الفائق) نظرًا لصغر حجمها. هذا يجذب الإلكترونات الموجودة في الأنيونات الأكثر تعقيدًا نحو إحدى ذرات الأكسجين المكونة لها ، مكونًا أيون أكسيد وذرة أكسجين. يؤدي هذا إلى تكوين أكسيد الليثيوم حصريًا عند التفاعل مع الأكسجين عند درجة حرارة الغرفة. يصبح هذا التأثير أضعف بشكل كبير بالنسبة للصوديوم والبوتاسيوم الأكبر حجمًا ، مما يسمح لهما بتكوين بيروكسيدات أقل استقرارًا. الروبيديوم والسيزيوم ، في الجزء السفلي من المجموعة ، كبير جدًا لدرجة أنه حتى أقل الأكسيدات الفائقة استقرارًا يمكن أن تتشكل. نظرًا لأن الأكسيد الفائق يطلق أكبر قدر من الطاقة عند تكوينه ، يتم تكوين الأكسيد الفائق بشكل تفضيلي للمعادن القلوية الأكبر حيث لا يتم استقطاب الأنيونات الأكثر تعقيدًا. (توجد أكاسيد وبيروكسيدات هذه الفلزات القلوية ، ولكنها لا تتشكل عند التفاعل المباشر للمعدن مع الأكسجين في الظروف القياسية. ) [83] بالإضافة إلى ذلك ، يساهم الحجم الصغير لأيونات Li ⁺ و O ²⁻ في تكوين بنية شبكية أيونية مستقرة. ومع ذلك ، في ظل ظروف خاضعة للرقابة ، من المعروف أن جميع الفلزات القلوية ، باستثناء الفرانسيوم ، تشكل أكاسيدها وبيروكسيداتها وأكسيدها الفائقة. تعتبر بيروكسيدات الفلزات القلوية والأكسدة الفائقة عوامل مؤكسدة قوية. يتفاعل بيروكسيد الصوديوم وفوق أكسيد البوتاسيوم مع ثاني أكسيد الكربون لتكوين كربونات المعدن القلوي وغاز الأكسجين ، مما يسمح باستخدامهما في أجهزة تنقية الهواء تحت الماء ؛ إن وجود بخار الماء ، الموجود بشكل طبيعي في التنفس ، يجعل إزالة ثاني أكسيد الكربون بواسطة فائق أكسيد البوتاسيوم أكثر كفاءة.[81][124] يمكن أن تشكل جميع المعادن القلوية المستقرة باستثناء الليثيوم أوزونيدات حمراء (MO ₃ ) من خلال تفاعل درجات الحرارة المنخفضة لمسحوق هيدروكسيد اللامائي مع الأوزون : يمكن بعد ذلك استخراج الأوزون باستخدام الأمونيا السائلة. تتحلل ببطء في الظروف القياسية إلى الأكسيدات الفائقة والأكسجين ، وتتحلل على الفور إلى الهيدروكسيدات عند ملامستها للماء.[11] ^:85 يشكل البوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم أيضًا sesquioxides M ₂ O ₃ ، والتي من الأفضل اعتبارها ثنائيات فوق أكسيد البيروكسيد ، [(M₊)₄(O₂2-_)(O2_-)₂]</br> [(M₊)₄(O₂2-_)(O2_-)₂]</br> [(M₊)₄(O₂2-_)(O2_-)₂]</br> [(M₊)₄(O₂2-_)(O2_-)₂]</br> [(M₊)₄(O₂2-_)(O2_-)₂]</br> [(M₊)₄(O₂2-_)(O2_-)₂] .[11] ^:85

يمكن أن يشكل الروبيديوم والسيزيوم مجموعة كبيرة ومتنوعة من الأكاسيد الفرعية مع المعادن في حالات الأكسدة الرسمية تحت +1.[11] ^:85 يمكن أن يشكل الروبيديوم Rb ₆ O و Rb ₉ O ₂ (نحاسي اللون) عند الأكسدة في الهواء ، بينما يشكل السيزيوم مجموعة متنوعة هائلة من الأكاسيد ، مثل الأوزون CsO ₃ [125][126] والعديد من الأكاسيد الفرعية الملونة الزاهية ، [127] مثل Cs ₇ O (برونزي) ، Cs ₄ O (أحمر بنفسجي) ، Cs ₁₁ O ₃ (بنفسجي) ، Cs ₃ O (أخضر داكن) ، [128] CsO ، Cs ₃ O ₂ ، [129] أيضًا مثل Cs ₇ O ₂ .[130][131] قد يتم تسخين آخرها تحت فراغ لتوليد Cs ₂ O.[58]

يمكن أن تتفاعل الفلزات القلوية أيضًا بشكل مشابه مع الكالكوجينات الأثقل ( الكبريت والسيلينيوم والتيلوريوم والبولونيوم ) ، وجميع مركبات الكالكوجينيدات القلوية معروفة (باستثناء الفرانسيوم). يمكن أن يؤدي التفاعل مع وجود فائض من الكالكوجين بالمثل إلى انخفاض الكالكوجينيدات ، حيث تحتوي أيونات الكالكوجين على سلاسل من ذرات الكالكوجين المعنية. على سبيل المثال ، يمكن أن يتفاعل الصوديوم مع الكبريت لتكوين الكبريتيد ( Na ₂ S ) والعديد من polysulfides بالصيغة Na ₂ S _x ( x من 2 إلى 6) ، التي تحتوي على S_x2-</br> S_x2- أيونات.[81] ويرجع ذلك إلى قاعدية للسي ^2- وتي ^2- الأيونات، القلوي المعدنية selenides وtellurides القلوية في حل. عندما تتفاعل مباشرة مع السيلينيوم والتيلوريوم ، تتشكل polyselenides الفلزية القلوية و polytellurides جنبًا إلى جنب مع selenides و tellurides مع Se_x2-</br> Se_x2- و Te_x2-</br> Te_x2- أيونات.[132] يمكن الحصول عليها مباشرة من العناصر الموجودة في الأمونيا السائلة أو في حالة عدم وجود الهواء ، وهي مركبات عديمة اللون وقابلة للذوبان في الماء يتأكسدها الهواء بسرعة إلى السيلينيوم أو التيلوريوم.[11] ^:766 إن بولونيدات الفلزات القلوية عبارة عن مركبات أيونية تحتوي على Po ²⁻ أيون ؛ وهي مستقرة كيميائيًا ويمكن إنتاجها بالتفاعل المباشر للعناصر عند حوالي 300-400 درجة مئوية.[11] ^:766 [133][134]

الفلزات القلوية هي من بين أكثر كهربي العناصر في الجدول الدوري، وبالتالي تميل إلى السندات ionically لأكثر كهربية العناصر في الجدول الدوري، و الهالوجينات ( الفلور ، الكلور ، البروم ، اليود ، و أستاتين )، وتشكيل الأملاح المعروفة باسم القلويات هاليدات معدنية. يكون رد الفعل قويًا جدًا ويمكن أن يؤدي في بعض الأحيان إلى حدوث انفجارات.[11] ^:76 جميع هاليدات الفلزات القلوية العشرين المستقرة معروفة ؛ غير المستقرة غير معروفة ، باستثناء أستاتيد الصوديوم ، بسبب عدم الاستقرار الكبير وندرة الأستاتين والفرانسيوم. الأكثر شهرة من بين العشرين هو بالتأكيد كلوريد الصوديوم ، والمعروف باسم الملح الشائع. جميع هاليدات الفلزات القلوية المستقرة لها الصيغة MX حيث M عبارة عن معدن قلوي و X عبارة عن هالوجين. كلها مواد صلبة بلورية أيونية بيضاء لها نقاط انصهار عالية.[31][83] جميع هاليدات الفلزات القلوية قابلة للذوبان في الماء باستثناء فلوريد الليثيوم (LiF) ، وهو غير قابل للذوبان في الماء بسبب المحتوى الحراري الشبكي العالي للغاية. هو المحتوى الحراري عالية شعرية من الليثيوم فلوريد يرجع ذلك إلى أحجام صغيرة من لي ⁺ وF ^- أيونات، مما تسبب في التفاعلات كهرباء بينهما أن تكون قوية:[31] يحدث تأثير مماثل ل المغنيسيوم الفلوريد ، بما يتفق مع العلاقة قطري بين الليثيوم والمغنيسيوم.[11] ^:76

تتفاعل الفلزات القلوية أيضًا بشكل مشابه مع الهيدروجين لتكوين هيدرات فلزية قلوية أيونية ، حيث يعمل أنيون الهيدريد مثل الهيدريد الكاذب : غالبًا ما تستخدم هذه كعوامل اختزال ، وإنتاج الهيدريدات ، وهيدرات المعادن المعقدة ، أو غاز الهيدروجين.[11] ^:83 [81] الهاليدات الكاذبة الأخرى معروفة أيضًا ، ولا سيما السيانيد . هذه هي هياكل متساوية للهاليدات الخاصة باستثناء سيانيد الليثيوم ، مما يشير إلى أن أيونات السيانيد قد تدور بحرية.[11] ^:322 تُعرف أيضًا أكاسيد هاليد الفلزات القلوية الثلاثية ، مثل Na ₃ ClO ، و K ₃ BrO (أصفر) ، و Na ₄ Br ₂ O ، و Na ₄ I ₂ O ، و K ₄ Br ₂ O.[11] ^:83 تعد البوليهيدات غير مستقرة إلى حد ما ، على الرغم من استقرار تلك الموجودة في الروبيديوم والسيزيوم إلى حد كبير بسبب قوة الاستقطاب الضعيفة لهذه الكاتيونات الكبيرة للغاية.[11] ^:835

لا تشكل الكاتيونات الفلزية القلوية عادة معقدات تنسيق مع قواعد لويس البسيطة بسبب شحنتها المنخفضة التي تبلغ +1 فقط وحجمها الكبير نسبيًا ؛ وبالتالي فإن أيون Li ⁺ يشكل معظم المعقدات وتتشكل أيونات المعادن القلوية الثقيلة أقل وأقل (على الرغم من حدوث استثناءات للمجمعات الضعيفة).[11] ^:90 يحتوي الليثيوم على وجه الخصوص على كيمياء تنسيق غنية جدًا حيث يعرض أرقام التنسيق من 1 إلى 12 ، على الرغم من أن التنسيق السداسي ثماني السطوح هو وضعه المفضل.[11] ^:90–1 في محلول مائي ، توجد أيونات الفلزات القلوية كمجمعات سداسي هيدرات ثماني السطوح ([M (H ₂ O) ₆ )] ⁺ ) ، باستثناء أيون الليثيوم ، والذي يشكل مجمعات رباعي الهيدرات بسبب صغر حجمه ([Li (H ₂ س) ₄ )] ⁺ ) ؛ تشكل الفلزات القلوية هذه المعقدات لأن أيوناتها تنجذب بواسطة قوى الجذب الكهروستاتيكية إلى جزيئات الماء القطبية. لهذا السبب ، غالبًا ما تستخدم الأملاح اللامائية التي تحتوي على كاتيونات فلزية قلوية كمجففات .[81] تشكل المعادن القلوية أيضًا معقدات بسهولة مع إيثرات التاج (على سبيل المثال 12-crown-4 لـ Li ⁺ و 15-crown-5 لـ Na ⁺ و 18-crown-6 لـ K ⁺ و 21-crown-7 لـ Rb ⁺ ) والأشفار بسبب جاذبية الكهرباء الساكنة.[81]

تذوب الفلزات القلوية ببطء في الأمونيا السائلة ، وتشكل محاليل الأمونيا من الكاتيونات المعدنية المذابة M ⁺ والإلكترون المذاب e ^- ، والتي تتفاعل لتكوين غاز الهيدروجين وأميد الفلز القلوي (MNH ₂ ، حيث M يمثل فلز قلوي): كان هذا أولاً لاحظه همفري ديفي عام 1809 وأعاد اكتشافه من قبل دبليو ويل عام 1864. يمكن تسريع العملية بواسطة محفز . يتم تشكيل حلول مماثلة من المعادن الثقيلة القلوية الأرضية ثنائية التكافؤ كالسيوم ، السترونتيوم ، الباريوم ، وكذلك اللانثانيدات ثنائية التكافؤ ، اليوروبيوم والإيتربيوم . ملح الأميد غير قابل للذوبان تمامًا ويتسرب بسهولة من المحلول ، تاركًا محاليل الأمونيا شديدة التلوين للمعادن القلوية. في عام 1907 ، حدد تشارلز كراوس أن اللون يرجع إلى وجود إلكترونات مذابة ، والتي تساهم في التوصيل الكهربائي العالي لهذه الحلول. بتركيزات منخفضة (أقل من 3 م) ، يكون المحلول أزرق داكن وله موصلية كلوريد الصوديوم المائي بعشرة أضعاف ؛ بتركيزات أعلى (أعلى من 3 م) ، يكون المحلول نحاسي اللون وله موصلية تقريبية للمعادن السائلة مثل الزئبق .[11][81][135] بالإضافة إلى ملح أميد الفلز القلوي والإلكترونات المذابة ، تحتوي محاليل الأمونيا هذه أيضًا على كاتيون فلز قلوي (M ⁺ ) ، ذرة فلز قلوي محايد (M) ، جزيئات فلز قلوي ثنائي الذرة (M ₂ ) وأنيونات فلز قلوي (M ^- ). هذه غير مستقرة وتصبح في نهاية المطاف أكثر المعادن القلوية ثباتًا من الناحية الديناميكية الحرارية أميد وغاز الهيدروجين. الإلكترونات المذابة هي عوامل اختزال قوية وغالبًا ما تستخدم في التخليق الكيميائي.[81]

هيكل هيكسامير n -butyllithium ثماني السطوح ، (C ₄ H ₉ Li) ₆ .[136] يتم تجميع الركام معًا بواسطة روابط تساهمية غير محددة بين الليثيوم والكربون الطرفي لسلسلة البيوتيل.[137] لا توجد روابط مباشرة بين الليثيوم والليثيوم في أي مركب عضوي.[122] ^:264

الصلبة فينيل الليثيوم يمكن وصفها أشكال بلورات أحادي أنها تتكون من مثنوي لي ₂ ( C ₆ H ₅ ) ₂ مفارز. تشكل ذرات الليثيوم و ipso carbons من حلقات فينيل حلقة مستوية من أربعة أعضاء. يكون مستوى مجموعات فينيل عموديًا على مستوى حلقة Li ₂ C _{2 هذه} . يحدث الترابط الجزيئي القوي الإضافي بين ثنائيات الفينيل الليثيوم هذه والإلكترونات لمجموعات فينيل في الثنائيات المجاورة ، مما يؤدي إلى بنية سلم بوليمرية لانهائية.[138]

نظرًا لكونه أصغر معدن قلوي ، فإن الليثيوم يشكل أكبر مجموعة متنوعة من المركبات العضوية المعدنية وأكثرها استقرارًا ، والتي ترتبط تساهميًا. المركبات العضوية الليثيوم هي مواد صلبة أو سوائل غير موصلة للكهرباء تذوب في درجات حرارة منخفضة ، وتميل إلى تكوين أوليغومرات مع التركيب (RLi) _x حيث R هي المجموعة العضوية. وبما أن طبيعة كهربي من يضع الليثيوم أكثر من كثافة الشحنة من السندات على ذرة الكربون، على نحو فعال خلق أنيون كربوني ، organolithium المركبات هي قوية للغاية قواعد ومحب للنواة . لاستخدامها كقواعد ، غالبًا ما يتم استخدام البيوتيليثيوم ومتاح تجاريًا. مثال على مركب عضوي من الليثيوم هو ميثيل الليثيوم ((CH ₃ Li) _x ) ، والذي يوجد في شكل رباعي السطوح ( x = 4 ، رباعي السطوح) وسداسي السطوح ( x = 6 ، ثماني السطوح).[81][139] تعتبر مركبات الليثيوم العضوية ، وخاصة n -butyllithium ، كواشف مفيدة في التخليق العضوي ، كما هو متوقع نظرًا لعلاقة الليثيوم القطرية مع المغنيسيوم ، والتي تلعب دورًا مهمًا في تفاعل Grignard .[11] ^:102 على سبيل المثال ، يمكن استخدام الألكليثيوم والأريليثيوم لتخليق الألدهيدات والكيتونات عن طريق التفاعل مع مركبات الكربونيل المعدنية. التفاعل مع النيكل رباعي الكربونيل ، على سبيل المثال ، يستمر من خلال معقد أسيل نيكل كربونيل غير مستقر والذي يخضع بعد ذلك لاستبدال الإلكتروفيليك لإعطاء الألدهيد المطلوب (باستخدام H ⁺ كملف كهربائي) أو كيتون (باستخدام منتج هاليد ألكيل).[11] ^:105

LiR + [Ni (CO) ₄ ] −CO → Li ⁺ [RCONi (CO) ₃ ] ^-

Li ⁺ [RCONi (CO) ₃ ] ^- H+ → المذيب Li ⁺ + RCHO + [(المذيب) Ni (CO) ₃ ]

Li ⁺ [RCONi (CO) ₃ ] ^- R'Br → المذيب Li ⁺ + R'COR + [(المذيب) Ni (CO) ₃ ]

Alkyllithiums وaryllithiums قد تتفاعل أيضا مع N، N -disubstituted الاميدات لإعطاء الألدهيدات والكيتونات، والكيتونات متناظرة عن طريق تفاعل مع أول أكسيد الكربون . تتحلل حرارياً للتخلص من هيدروجين بيتا ، وتنتج الألكينات وهيدريد الليثيوم : وهناك طريق آخر هو تفاعل الإيثرات مع الألكيل والأريليثيوم التي تعمل كقواعد قوية.[11] ^:105 في المذيبات غير القطبية ، تتفاعل الأريليثيوم مثل الكربونات التي تتفاعل معها بشكل فعال ، مما يؤدي إلى تحويل ثاني أكسيد الكربون إلى أحماض كربوكسيلية عطرية (ArCO ₂ H) وكيتونات أريل إلى كربنولات من الدرجة الثالثة (Ar ' ₂ C (Ar) OH). أخيرًا ، يمكن استخدامها لتخليق مركبات فلزية عضوية أخرى من خلال تبادل المعادن والهالوجين.[11] ^:106

على عكس مركبات الليثيوم العضوية ، فإن المركبات العضوية المعدنية للمعادن القلوية الثقيلة هي في الغالب أيونية. إن استخدام مركبات الصوديوم العضوية في الكيمياء محدود جزئياً بسبب المنافسة من مركبات الليثيوم العضوية ، المتوفرة تجارياً والتي تظهر تفاعلاً أكثر ملاءمة. مركب الصوديوم العضوي الرئيسي ذو الأهمية التجارية هو سيكلوبنتادينيد الصوديوم . يمكن أيضًا تصنيف tetraphenylborate الصوديوم كمركب عضوي صوديوم حيث يرتبط الصوديوم في الحالة الصلبة بمجموعات الأريل. المركبات العضوية الفلزية من الفلزات القلوية الأعلى تفاعلية أكثر من مركبات الصوديوم العضوية وذات فائدة محدودة. A كاشف الملحوظ هو قاعدة شلوسر ل ، وهي مزيج من ن -butyllithium والبوتاسيوم ثلاثي -butoxide . يتفاعل هذا الكاشف مع البروبين لتكوين مركب الأليل البوتاسيوم (KCH ₂ CHCH ₂ ). تتوازن رابطة الدول المستقلة -2-بيوتين وعبر -2-بيوتين عند ملامستها للمعادن القلوية. في حين أن الأزمرة سريعة مع الليثيوم والصوديوم ، فهي بطيئة مع المعادن القلوية الثقيلة. تفضل الفلزات القلوية الثقيلة أيضًا التشكل المزدحم جسيميًا .[140] تم الإبلاغ عن العديد من التركيبات البلورية لمركبات البوتاسيوم العضوي ، مما يثبت أنها ، مثل مركبات الصوديوم ، بوليمرية.[141] مركبات الصوديوم العضوية والبوتاسيوم العضوي والأوروبيديوم العضوي ومركبات أورجانيزيوم هي في الغالب أيونية وغير قابلة للذوبان (أو تقريبًا) في المذيبات غير القطبية [81]

تميل مشتقات الألكيل والأريل للصوديوم والبوتاسيوم إلى التفاعل مع الهواء. أنها تسبب انقسام الإيثرات ، وتولد ألكوكسيدات. على عكس مركبات الألكيلليثيوم ، لا يمكن تصنيع ألكيل صوديوم وألكيل بوتاسيوم عن طريق تفاعل المعادن مع هاليدات الألكيل لأن اقتران Wurtz يحدث:[122] ^:265

RM + R'X → R – R '+ MX

على هذا النحو ، يجب أن يتم تصنيعها عن طريق تفاعل مركبات ألكيل الزئبق مع معدن الصوديوم أو البوتاسيوم في مذيبات هيدروكربونية خاملة. في حين أن ميثيل الصوديوم يشكل رباعيات مثل ميثيل الليثيوم ، فإن ميثيل بوتاسيوم أيوني أكثر وله بنية زرنيخيد النيكل مع أنيونات الميثيل المنفصلة وكاتيونات البوتاسيوم.[122] ^:265

تتفاعل الفلزات القلوية وهيدراتها مع الهيدروكربونات الحمضية ، على سبيل المثال البنتادين الحلقي والألكينات الطرفية ، لإعطاء الأملاح. يتم استخدام الأمونيا السائلة أو الإيثر أو المذيبات الهيدروكربونية ، وأكثرها شيوعًا هو رباعي هيدرو الفوران . أهم هذه المركبات هو الصوديوم حلقي البنتادينيد ، NaC ₅ H ₅ ، وهو مقدمة هامة للعديد من مشتقات البنتادينيل المعدنية الانتقالية.[122] ^:265 وبالمثل ، تتفاعل الفلزات القلوية مع سيكلوكتاتيترين في رباعي هيدرو فوران لإعطاء فلز قلوي سيكلوكتاتيتراينيدات ؛ على سبيل المثال، dipotassium cyclooctatetraenide (K ₂ C ₈ H ₈₎ هو السلائف المهم أن العديد من المشتقات cyclooctatetraenyl المعدنية، مثل يورانوسين .[122] يمكن أن تعمل الكاتيونات المعدنية القلوية الكبيرة وذات الاستقطاب الضعيف جدًا على تثبيت الأنيونات الجذرية الكبيرة والعطرية القابلة للاستقطاب ، مثل نفثالينيد الصوديوم الأخضر الداكن ، Na ⁺ [C ₁₀ H ₈ •] ^- ، عامل اختزال قوي.[122] ^:266

على التفاعل مع الأكسجين، والفلزات القلوية تشكل أكاسيد ، البيروكسيدات ، أكسيد فائق وsuboxides . ومع ذلك ، فإن الثلاثة الأولى أكثر شيوعًا. يوضح الجدول أدناه [142] أنواع المركبات المتكونة بالتفاعل مع الأكسجين. يمثل المركب الموجود بين قوسين المنتج الثانوي للاحتراق.

بيروكسيدات الفلزات القلوية هي مركبات أيونية غير مستقرة في الماء. يرتبط أنيون البيروكسيد ارتباطًا ضعيفًا بالكاتيون ، ويتحلل بالماء ، مكونًا روابط تساهمية أقوى.

Na ₂ O ₂ + 2H ₂ O → 2NaOH + H ₂ O ₂

كما أن مركبات الأكسجين الأخرى غير مستقرة في الماء.

2KO ₂ + 2H ₂ O → 2KOH + H ₂ O ₂ + O ₂ [143]

Li ₂ O + H ₂ O → 2LiOH

مع الكبريت ، فإنها تشكل الكبريتيدات وعديد الكبريتيدات.[144]

2Na + 1 / 8S ₈ → Na ₂ S + 1 / 8S ₈ → Na ₂ S ₂ . . . Na ₂ S ₇ لأن كبريتيدات الفلزات القلوية هي في الأساس أملاح لحمض ضعيف وقاعدة قوية ، فإنها تشكل الحلول الأساسية.

S ^2- + H ₂ O → HS ^- + H O ^-

HS ^- + H ₂ O → H ₂ S + H O ^-

الليثيوم هو المعدن الوحيد الذي يتحد مباشرة مع النيتروجين في درجة حرارة الغرفة.

3Li + 1 / 3N ₂ → Li ₃ N

يمكن أن يتفاعل Li ₃ N مع الماء لتحرير الأمونيا.

Li ₃ N + 3H ₂ O → 3LiOH + NH ₃

مع الهيدروجين ، تشكل الفلزات القلوية هيدرات ملحية تتحلل في الماء.

Na + H ₂ → NaH (في درجات حرارة عالية)

NaH + H ₂ O → NaOH + H ₂

الليثيوم هو المعدن الوحيد الذي يتفاعل مباشرة مع الكربون ليعطي أسيتيل الديليثيوم. يمكن أن يتفاعل Na و K مع الأسيتيلين لإعطاء الأسيتيلات.[145]

2Li + 2C → Li ₂ C ₂

نا + C ₂ H ₂ → بريدا ₂ H + 1 / 2H ₂ (في 150 ⁰ C)

نا + بريدا ₂ H → نا ₂ C ₂ (في 220 ⁰ C)

عند التفاعل مع الماء ، فإنها تولد أيونات الهيدروكسيد وغاز الهيدروجين . يكون هذا التفاعل قويًا وطاردًا للحرارة بدرجة عالية ، وقد يشتعل الهيدروجين الناتج في الهواء أو حتى ينفجر في حالة Rb و Cs.[142]

Na + H ₂ O → NaOH + 1/2H ₂

الفلزات القلوية عوامل اختزال جيدة جدا. يمكنها تقليل الكاتيونات المعدنية الأقل حساسية للكهرباء. التيتانيوم ينتج صناعيا عن طريق الحد من رابع كلوريد التيتانيوم مع نا في 400 ⁰ (C العملية فان Arkel ).

TiCl ₄ + 4Na → 4NaCl + Ti

تتفاعل الفلزات القلوية مع مشتقات الهالوجين لتوليد الهيدروكربون عبر تفاعل Wurtz .

2CH ₃ -Cl + 2Na → H ₃ C-CH ₃ + 2NaCl

تذوب المعادن القلوية في الأمونيا السائلة أو مذيبات مانحة أخرى مثل الأمينات الأليفاتية أو سداسي ميثيل فوسفوراميد لإعطاء المحاليل الزرقاء. يعتقد أن هذه الحلول تحتوي على إلكترونات حرة.[142]

Na + xNH ₃ → Na ⁺ + e (NH ₃ ) _x ^-

نظرًا لوجود إلكترونات مذابة ، فإن هذه المحاليل هي عوامل اختزال قوية جدًا تستخدم في التخليق العضوي.

تفاعلات الاختزال باستخدام الصوديوم في الأمونيا السائلة

يُعرف التفاعل 1) باسم اختزال البتولا . التخفيضات الأخرى [142] التي يمكن أن تنفذها هذه الحلول هي:

ق ₈ + 2e ^- → S ₈ ^2-

Fe (CO) ₅ + 2e ^- → Fe (CO) ₄ ^2- + CO

عادةً ما يتم وضع عنصر الهيدروجين ، مع إلكترون واحد لكل ذرة محايدة ، في الجزء العلوي من المجموعة 1 من الجدول الدوري للراحة ، ولكن الهيدروجين لا يعتبر عادةً معدنًا قلويًا ؛ [154] عندما يعتبر معدنًا قلويًا ، يكون ذلك بسبب خصائصه الذرية وليس خصائصه الكيميائية.[155] في ظل الظروف النموذجية ، يوجد الهيدروجين النقي كغاز ثنائي الذرة يتكون من ذرتين لكل جزيء (H ₂ ) ؛ [156] ومع ذلك ، فإن الفلزات القلوية تشكل جزيئات ثنائية الذرة فقط (مثل الديليثيوم ، Li ₂ ) في درجات حرارة عالية ، عندما تكون في الحالة الغازية .[157]

يحتوي الهيدروجين ، مثل الفلزات القلوية ، على إلكترون تكافؤ واحد [122] ويتفاعل بسهولة مع الهالوجينات ، [122] لكن أوجه التشابه تنتهي عند هذا الحد نظرًا لصغر حجم البروتون العاري H ⁺ بالمقارنة مع الكاتيونات الفلزية القلوية.[122] يرجع وضعه فوق الليثيوم بشكل أساسي إلى تكوينه الإلكتروني .[154] يتم وضعها أحيانًا فوق الكربون بسبب تشابه سلبيتها الكهربية [158] أو الفلور نظرًا لخصائصها الكيميائية المتشابهة.[158]

طاقة التأين الأولى للهيدروجين (1312.0 كيلوجول / مول ) أعلى بكثير من طاقة الفلزات القلوية.[159][160] نظرًا لأن هناك حاجة إلى إلكترون إضافي واحد فقط لملء الغلاف الخارجي لذرة الهيدروجين ، غالبًا ما يتصرف الهيدروجين مثل الهالوجين ، مكونًا أيون الهيدريد السالب ، وفي بعض الأحيان يعتبر هالوجين على هذا الأساس. (يمكن أن تشكل الفلزات القلوية أيضًا أيونات سالبة ، تُعرف باسم القلويات ، لكنها ليست أكثر من فضول معمل ، كونها غير مستقرة. ) [77][78] والحجة ضد هذا التنسيب هي أن تكوين الهيدريد من الهيدروجين ماص للحرارة ، على عكس التكوين الطارد للحرارة للهاليدات من الهالوجينات. دائرة نصف قطرها من H ^- أنيون أيضا لا تتناسب مع الاتجاه نحو زيادة حجم نزول الهالوجينات: في الواقع، H ^- هو منتشر جدا لأن البروتون واحد لا يمكن التحكم بسهولة كل من الإلكترونات.[122] ^:15–6 كان من المتوقع لبعض الوقت أن يظهر الهيدروجين السائل خصائص معدنية.[158] بينما ثبت أن هذا ليس هو الحال ، في ظل ضغوط عالية للغاية ، مثل تلك الموجودة في قلب المشتري وزحل ، يصبح الهيدروجين معدنيًا ويتصرف مثل معدن قلوي ؛ في هذه المرحلة ، يُعرف باسم الهيدروجين المعدني .[161] إن المقاومة الكهربائية للهيدروجين المعدني السائل عند 3000 كلفن تساوي تقريبًا تلك الخاصة بالروبيديوم السائل والسيزيوم عند 2000 كلفن عند الضغوط ذات الصلة عندما يخضعان لانتقال غير معدني إلى معدن.[162]

إن تكوين الإلكترون 1s ¹ للهيدروجين ، بينما يشبه بشكل سطحي تكوين الفلزات القلوية (ns ¹ ) ، فريد لأنه لا يوجد قشرة فرعية 1p. ومن ثم يمكن أن يفقد إلكترونًا لتكوين الهيدرون H ⁺ ، أو يكتسب واحدًا لتكوين أيون الهيدريد H ^- .[11] ^:43 في الحالة الأولى يشبه بشكل سطحي الفلزات القلوية ؛ في الحالة الأخيرة ، الهالوجينات ، ولكن الاختلافات بسبب عدم وجود قشرة فرعية 1p مهمة بما يكفي بحيث لا تناسب أي مجموعة خصائص الهيدروجين جيدًا.[11] ^:43 تعتبر المجموعة 14 مناسبة أيضًا من حيث الخصائص الديناميكية الحرارية مثل طاقة التأين وتقارب الإلكترون ، لكن الهيدروجين لا يمكن أن يكون رباعي التكافؤ. وبالتالي ، لا تعتبر أي من المواضع الثلاثة مرضية تمامًا ، على الرغم من أن المجموعة 1 هي الموضع الأكثر شيوعًا (إذا تم اختيار أحدها) لأن الهيدرون هو إلى حد بعيد أهم أنواع الهيدروجين أحادي الذرة ، كونه أساس الكيمياء الحمضية القاعدية.[158] كمثال على الخصائص غير التقليدية للهيدروجين الناشئة عن تكوينه الإلكتروني غير المعتاد وصغر حجمه ، فإن أيون الهيدروجين صغير جدًا (نصف قطره حوالي 150 fm مقارنة بـ50-220 حجم pm لمعظم الذرات والأيونات الأخرى) وبالتالي فهو غير موجود في الأنظمة المكثفة بخلاف الارتباط مع الذرات أو الجزيئات الأخرى. في الواقع ، يعتبر نقل البروتونات بين المواد الكيميائية أساس الكيمياء الحمضية القاعدية .[11] ^:43 كما أن قدرة الهيدروجين على تكوين روابط هيدروجينية فريدة من نوعها ، والتي هي نتيجة انتقال الشحنة ، والكهرباء الساكنة ، والظواهر المرتبطة بالإلكترون.[158] بينما تُعرف روابط الليثيوم المماثلة أيضًا ، إلا أنها في الغالب كهروستاتيكية.[158] ومع ذلك ، يمكن للهيدروجين أن يأخذ نفس الدور الهيكلي الذي تلعبه الفلزات القلوية في بعض البلورات الجزيئية ، وله علاقة وثيقة مع أخف المعادن القلوية (خاصة الليثيوم).[163]

على غرار الفلزات القلوية ، تتفاعل الأمونيا مع حمض الهيدروكلوريك لتكوين ملح كلوريد الأمونيوم .

أيون الأمونيوم ( NH₄+</br> NH₄+ ) لها خصائص مشابهة جدًا للفلزات القلوية الثقيلة ، حيث تعمل كمعدن قلوي وسيط بين البوتاسيوم والروبيديوم ، [153][164] وغالبًا ما تعتبر قريبة.[165][166][167] على سبيل المثال ، معظم أملاح الفلزات القلوية قابلة للذوبان في الماء ، وهي خاصية تشترك فيها أملاح الأمونيوم.[168] من المتوقع أن يتصرف الأمونيوم بثبات كمعدن ( NH₄+</br> NH₄+ أيونات في بحر من الإلكترونات غير الموضعية) عند ضغوط عالية جدًا (على الرغم من أنها أقل من الضغط النموذجي حيث تحدث التحولات من العزل إلى السلوك المعدني ، 100 GPa ) ، ويمكن أن تحدث داخل عمالقة الجليد أورانوس ونبتون ، والتي قد يكون لها تأثيرات كبيرة على مجالاتها المغناطيسية الداخلية.[166][167] تشير التقديرات إلى أن الانتقال من خليط من جزيئات الأمونيا وثنائي الهيدروجين إلى الأمونيوم المعدني قد يحدث عند ضغوط أقل بقليل من 25 المعدل التراكمي.[166] في ظل الظروف القياسية ، يمكن أن يشكل الأمونيوم ملغمًا معدنيًا مع الزئبق.[169]

تشمل "الفلزات القلوية الزائفة" الأخرى كاتيونات الألكيلامونيوم ، حيث يتم استبدال بعض ذرات الهيدروجين في كاتيون الأمونيوم بمجموعات ألكيل أو أريل. على وجه الخصوص ، كاتيونات الأمونيوم الرباعية ( NR₄+</br> NR₄+ ) مفيدة جدًا نظرًا لأنها مشحونة بشكل دائم ، وغالبًا ما تستخدم كبديل لـ Cs ⁺ باهظة الثمن لتحقيق الاستقرار الكبير جدًا والأنيونات القابلة للاستقطاب بسهولة مثل HI₂-</br> HI₂- .[11] ^:812–9 هيدروكسيدات رباعي ألكيل الأمونيوم ، مثل هيدروكسيدات الفلزات القلوية ، هي قواعد قوية جدًا تتفاعل مع ثاني أكسيد الكربون في الغلاف الجوي لتكوين الكربونات.[122] ^:256 وعلاوة على ذلك، يمكن استبدال ذرة النيتروجين من قبل الفوسفور والزرنيخ والأنتيمون أو ذرة (أثقل اللافلزية مجموعة النتروجين )، وخلق فسفونيوم PH₄+</br> PH₄+ ) أو حريق ( AsH₄+</br> AsH₄+ ) الكاتيونات التي يمكن استبدالها بنفس الطريقة ؛ بينما ستيبونيوم ( SbH₄+</br> SbH₄+ ) نفسها غير معروفة ، تتميز بعض مشتقاتها العضوية.[153]

كوبالتوسين ، شركة (C ₅ H _{5) 2،} هو الميتالوسين ، و الكوبالت التناظرية من الفيروسين . إنها مادة صلبة أرجوانية داكنة. يحتوي الكوبالتوسين على 19 إلكترونًا تكافؤًا ، أي أكثر من إلكترون واحد موجود عادة في معقدات الانتقال العضوي ، مثل قريبه المستقر للغاية ، فيروسين ، وفقًا لقاعدة 18 إلكترونًا . يحتل هذا الإلكترون الإضافي مدارًا مضادًا للترابط فيما يتعلق بروابط Co-C. نتيجة لذلك ، تتميز العديد من التفاعلات الكيميائية لـ Co (C ₅ H ₅ ) ₂ بميلها إلى فقد هذا الإلكترون "الإضافي" ، مما ينتج عنه كاتيون 18 إلكترونًا مستقرًا للغاية يُعرف باسم الكوبالتوسينيوم. تشترك العديد من أملاح الكوبالتوسينيوم مع أملاح السيزيوم ، وهيدروكسيد الكوبالتوسينيوم هو قاعدة قوية تمتص ثاني أكسيد الكربون في الغلاف الجوي لتكوين كربونات الكوبالتوسينيوم.[122] ^:256 مثل الفلزات القلوية ، يعتبر الكوبالتوسين عامل اختزال قوي ، ولا يزال ديكاميثيل كوبالتوسين أقوى بسبب التأثير الحثي المشترك لمجموعات الميثيل العشر.[170] يمكن استبدال الكوبالت بمثيلاته الأثقل من الروديوم لإعطاء الرودوسين ، عامل اختزال أقوى.[171] من المفترض أن يكون إيريدوسين (الذي يتضمن الإريديوم ) أكثر فاعلية ، ولكنه لم تتم دراسته جيدًا بسبب عدم استقراره.[172]

قطع ثاليوم نقية جدًا في أمبولة زجاجية مخزنة تحت غاز الأرجون

الثاليوم هو أثقل عنصر ثابت في المجموعة 13 من الجدول الدوري. في أسفل الجدول الدوري ، يكون تأثير الزوج الخامل قويًا جدًا ، بسبب الاستقرار النسبي لمدار 6S وتناقص طاقة الرابطة مع زيادة حجم الذرات بحيث لا تكون كمية الطاقة المنبعثة في تكوين رابطتين أخريين تستحق طاقات التأين العالية للإلكترونات 6s.[11] ^:226–7 يعرض حالة الأكسدة +1 [11] ^:28 التي تعرضها جميع المعادن القلوية المعروفة ، [11] ^:28 ومركبات الثاليوم مع الثاليوم في حالة الأكسدة +1 تشبه إلى حد كبير مركبات البوتاسيوم أو الفضة المتكافئة بسبب الأيونية المماثلة نصف قطر Tl ⁺ (164 م ) ، K ⁺ (152 م) و Ag ⁺ (129 م) الأيونات.[173][174] كان يُعتبر أحيانًا معدنًا قلويًا في أوروبا القارية (لكن ليس في إنجلترا) في السنوات التي أعقبت اكتشافه مباشرةً ، [174] ^:126 وتم وضعه بعد السيزيوم مباشرةً باعتباره المعدن القلوي السادس في الجدول الدوري لعام 1869 لديمتري مندليف ويوليوس الجدول الدوري لـ Lothar Meyer لعام 1868.[22] (وضع الجدول الدوري لمندلييف 1871 والجدول الدوري لعام 1870 لماير في موقعه الحالي في مجموعة البورون وترك الفراغ الموجود أسفل السيزيوم فارغًا. ) [22] ومع ذلك ، فإن الثاليوم يعرض أيضًا حالة الأكسدة +3 ، [11] ^:28 والتي لا يوجد معدن قلوي معروف يعرضها [11] ^:28 (على الرغم من أنه من المتوقع أن يعرض المعدن القلوي السابع غير المكتشف ، غير المكتشف ، أكسدة +3 حالة).[38] ^:1729–1730 يعتبر الآن المعدن القلوي السادس فرانسيوم.[175] بينما يتم تثبيت Tl ⁺ بواسطة تأثير الزوج الخامل ، لا يزال هذا الزوج الخامل من إلكترونات 6s قادرًا على المشاركة كيميائيًا ، بحيث تكون هذه الإلكترونات نشطة في الكيمياء الفراغية في محلول مائي. بالإضافة إلى ذلك ، فإن هاليدات الثاليوم (باستثناء TlF ) غير قابلة للذوبان تمامًا في الماء ، ولدى TlI بنية غير عادية بسبب وجود الزوج الخامل النشط الفراغي في الثاليوم.[176]

عادةً ما يتم تصنيف معادن المجموعة 11 (أو معادن العملات المعدنية) والنحاس والفضة والذهب ، على أنها معادن انتقالية نظرًا لأنها يمكن أن تشكل أيونات ذات قذائف d غير مكتملة. ماديًا ، لديهم نقاط انصهار منخفضة نسبيًا وقيم كهرسلبية عالية مرتبطة بمعادن ما بعد الانتقال . "إن د المستوى الفرعي شغل وخالية الصورة الإلكترون من النحاس، حج، والاتحاد الأفريقي يساهم في التوصيل الكهربائي والحراري العالية. الفلزات الانتقالية إلى اليسار من مجموعة 11 التفاعلات الخبرات بين الصورة الإلكترونات وليس صحيحا جزئيا د المستوى الفرعي أن التنقل أقل الإلكترون. " [177] كيميائيًا ، تتصرف المجموعة 11 معادن مثل معادن المجموعة الرئيسية في حالات التكافؤ +1 ، وبالتالي فهي مرتبطة إلى حد ما بالمعادن القلوية: هذا هو أحد أسباب تسميتها سابقًا باسم "المجموعة IB" ، بالتوازي مع الفلزات القلوية " المجموعة IA ". يتم تصنيفها في بعض الأحيان على أنها معادن ما بعد التحول.[178] أطيافهم مماثلة لتلك الخاصة بالمعادن القلوية.[30] من أيونات monopositive هي ممغطس وتساهم لا لون لأملاحها، مثل تلك التي من الفلزات القلوية.[179]

Copper

Silver

Gold

في الجدول الدوري لعام 1871 لمندلييف ، تم سرد النحاس والفضة والذهب مرتين ، مرة واحدة تحت المجموعة الثامنة (مع ثلاثي الحديد ومجموعة البلاتين معادن ) ، ومرة واحدة تحت المجموعة IB. تم وضع مجموعة IB مع ذلك بين قوسين للإشارة إلى أنها كانت مؤقتة. كان معيار Mendeleev الرئيسي لتخصيص المجموعة هو حالة الأكسدة القصوى لعنصر: على هذا الأساس ، لا يمكن تصنيف عناصر المجموعة 11 في المجموعة IB ، نظرًا لوجود مركبات النحاس (II) والذهب (III) المعروفة في ذلك زمن.[30] ومع ذلك ، فإن استبعاد المجموعة IB سيجعل المجموعة الأولى هي المجموعة الرئيسية الوحيدة (المجموعة الثامنة تم تصنيفها على أنها مجموعة انتقالية) تفتقر إلى التشعب A – B.[30] بعد ذلك بوقت قصير ، اختار غالبية الكيميائيين تصنيف هذه العناصر في المجموعة IB وإزالتها من المجموعة الثامنة للتماثل الناتج: كان هذا هو التصنيف السائد حتى ظهور الجدول الدوري الحديث متوسط الطول المكون من 18 عمودًا ، والذي فصل القلويات. المعادن والمجموعة 11 معادن.[30] اعتُبرت معادن العملات تقليديًا تقسيمًا فرعيًا لمجموعة الفلزات القلوية ، نظرًا لأنها تشترك في تكوين الإلكترون المميز s ¹ للمعادن القلوية (المجموعة 1: p ⁶ s ¹ ؛ المجموعة 11: d ¹⁰ s ¹ ). ومع ذلك ، فإن أوجه التشابه تقتصر إلى حد كبير على المقاييس المتكافئة لمركبات +1 من كلا المجموعتين ، وليس خواصها الكيميائية.[11] ^:1177 ينبع هذا من قشرة d المملوءة التي توفر تأثير تدريع أضعف بكثير على الإلكترون الخارجي s مقارنة بالقشرة الفرعية p المملوءة ، بحيث تحتوي معادن العملات المعدنية على طاقات تأين أولى أعلى بكثير وأنصاف أقطار أيونية أصغر من المعادن القلوية المقابلة.[11] ^:1177 علاوة على ذلك ، لديهم نقاط انصهار أعلى ، وصلابة ، وكثافة ، وانخفاض في التفاعلات وقابلية الذوبان في الأمونيا السائلة ، بالإضافة إلى وجود طابع تساهمي أكبر في مركباتهم.[11] ^:1177 أخيرًا ، توجد الفلزات القلوية في الجزء العلوي من السلسلة الكهروكيميائية ، في حين أن معادن العملات المعدنية تكون تقريبًا في القاع.[11] ^:1177 يتم تعطيل غلاف d المملوء بالمعادن المعدنية بسهولة أكبر بكثير من غلاف p المملوء بالمعادن القلوية ، بحيث تكون طاقات التأين الثانية والثالثة أقل ، مما يتيح حالات أكسدة أعلى من +1 وكيمياء تنسيق أكثر ثراءً ، مما يعطي المجموعة 11 المعادن شخصية انتقالية واضحة.[11] ^:1177 وتجدر الإشارة بشكل خاص إلى المركبات الأيونية المكونة للذهب مع الروبيديوم والسيزيوم ، والتي تشكل فيها أيون الأورايد (Au ^- ) والذي يحدث أيضًا في صورة مذابة في محلول الأمونيا السائلة: هنا يتصرف الذهب باعتباره الهالوجين الكاذب لأن تكوينه 5d ¹⁰ 6s ¹ يحتوي على إلكترون واحد أقل من تكوين الزئبق شبه المغلق 5d ¹⁰ 6s ² .[11] ^:1177

المعادن القلوية النقية تتفاعل بشكل خطير مع الهواء والماء ويجب إبعادها عن الحرارة والنار والعوامل المؤكسدة والأحماض ومعظم المركبات العضوية والهالوكربونات والبلاستيك والرطوبة. كما أنها تتفاعل مع ثاني أكسيد الكربون ورابع كلوريد الكربون ، لذا فإن طفايات الحريق العادية تؤدي إلى نتائج عكسية عند استخدامها في حرائق المعادن القلوية.[208] تعتبر بعض طفايات المسحوق الجاف من الفئة D المصممة لحرائق المعادن فعالة ، حيث تحرم النار من الأكسجين وتبريد المعدن القلوي.[209]

تجرى التجارب عادة باستخدام كميات صغيرة فقط من بضعة جرامات في غطاء دخان . يمكن التخلص من كميات صغيرة من الليثيوم عن طريق التفاعل مع الماء البارد ، ولكن يجب إذابة المعادن القلوية الثقيلة في الأيزوبروبانول الأقل تفاعلًا.[208][210] يجب تخزين الفلزات القلوية تحت زيت معدني أو في جو خامل. قد يكون الغلاف الجوي الخامل المستخدم هو الأرجون أو غاز النيتروجين ، باستثناء الليثيوم ، الذي يتفاعل مع النيتروجين.[208] يجب إبقاء الروبيديوم والسيزيوم بعيدًا عن الهواء ، حتى تحت الزيت ، لأن حتى كمية صغيرة من الهواء المنتشرة في الزيت قد تؤدي إلى تكوين البيروكسيد المتفجر بشكل خطير ؛ للسبب نفسه ، لا ينبغي تخزين البوتاسيوم تحت الزيت في جو يحتوي على الأكسجين لمدة تزيد عن 6 أشهر.[211][212]

كربونات الليثيوم

تمت مراجعة الكيمياء الحيوية العضوية لأيونات الفلزات القلوية على نطاق واسع.[213] تم تحديد الهياكل البلورية ذات الحالة الصلبة للعديد من معقدات أيونات المعادن القلوية في الببتيدات الصغيرة ومكونات الأحماض النووية والكربوهيدرات والمجمعات الأيونية.[214]

يوجد الليثيوم بشكل طبيعي فقط في آثار ضئيلة في الأنظمة البيولوجية وليس له دور بيولوجي معروف ، ولكن له تأثيرات على الجسم عند تناوله.[215] تستخدم كربونات الليثيوم كمثبت للمزاج في الطب النفسي لعلاج الاضطراب ثنائي القطب ( الهوس الاكتئابي ) بجرعات يومية من حوالي 0.5 إلى 2 غرام ، على الرغم من وجود آثار جانبية.[215] يتسبب الإفراط في تناول الليثيوم في النعاس والتداخل في الكلام والقيء ، من بين أعراض أخرى ، [215] ويسمم الجهاز العصبي المركزي ، [215] وهو أمر خطير لأن جرعة الليثيوم المطلوبة لعلاج الاضطراب ثنائي القطب أقل قليلاً من الجرعة السامة. .[215][216] الكيمياء الحيوية لها، والطريقة التي يتم التعامل معها من قبل الجسم البشري والدراسات التي تستخدم الفئران والماعز تشير إلى أنه هو ضروري العناصر النزرة ، على الرغم من أن الوظيفة البيولوجية الطبيعية الليثيوم في البشر لم يتم بعد تحديدها.[217][218]

يوجد الصوديوم والبوتاسيوم في جميع الأنظمة البيولوجية المعروفة ، والتي تعمل بشكل عام كإلكتروليتات داخل الخلايا وخارجها.[219][220] الصوديوم عنصر غذائي أساسي ينظم حجم الدم وضغط الدم والتوازن الأسموزي ودرجة الحموضة ؛ الحد الأدنى من المتطلبات الفسيولوجية للصوديوم هو 500 ملليغرام يوميا.[221] كلوريد الصوديوم (المعروف أيضًا باسم الملح الشائع) هو المصدر الرئيسي للصوديوم في النظام الغذائي ، ويستخدم كتوابل ومواد حافظة ، مثل التخليل والتشنج ؛ يأتي معظمها من الأطعمة المصنعة.[222] الكمية الغذائية المرجعية للصوديوم هي 1.5 غرامًا يوميًا ، [223] ولكن معظم الناس في الولايات المتحدة يستهلكون أكثر من 2.3 غرام في اليوم ، [224] الحد الأدنى من الكمية التي تؤدي إلى ارتفاع ضغط الدم ؛ [225] وهذا بدوره يسبب 7.6 مليون حالة وفاة مبكرة في جميع أنحاء العالم.[226]

البوتاسيوم هو الكاتيون الرئيسي (أيون إيجابي) داخل الخلايا الحيوانية ، [219] بينما الصوديوم هو الكاتيون الرئيسي خارج الخلايا الحيوانية.[219][220] تؤدي الاختلافات في تركيز هذه الجسيمات المشحونة إلى اختلاف في الجهد الكهربائي بين داخل وخارج الخلايا ، يُعرف باسم جهد الغشاء . يتم الحفاظ على التوازن بين البوتاسيوم والصوديوم بواسطة بروتينات ناقلة الأيونات في غشاء الخلية .[227] يسمح جهد غشاء الخلية الناتج عن أيونات البوتاسيوم والصوديوم للخلية بتوليد جهد فعل "ارتفاع" في التفريغ الكهربائي. تعد قدرة الخلايا على إنتاج التفريغ الكهربائي أمرًا بالغ الأهمية لوظائف الجسم مثل النقل العصبي وتقلص العضلات ووظيفة القلب.[227] قد يكون اختلال هذا التوازن قاتلاً: على سبيل المثال ، يمكن أن يؤدي تناول كميات كبيرة من مركبات البوتاسيوم إلى فرط بوتاسيوم الدم الذي يؤثر بشدة على نظام القلب والأوعية الدموية.[228][229] يستخدم كلوريد البوتاسيوم في الولايات المتحدة لعمليات الإعدام بالحقن المميتة .[228]

جهاز علاج إشعاعي من نوع العجلة يحتوي على ميزاء طويل لتركيز الإشعاع في حزمة ضيقة. المصدر الإشعاعي لكلوريد السيزيوم 137 هو المربع الأزرق ، ويتم تمثيل أشعة جاما بالحزمة الخارجة من الفتحة. كان هذا هو مصدر الإشعاع المتورط في حادث Goiânia ، ويحتوي على حوالي 93 غرام من كلوريد السيزيوم 137.

بسبب تشابه نصف قطرها الذري ، فإن الروبيديوم والسيزيوم في الجسم يحاكيان البوتاسيوم ويتم تناولهما بالمثل. ليس للروبيديوم دور بيولوجي معروف ، ولكنه قد يساعد في تحفيز عملية التمثيل الغذائي ، [230][231][232] وعلى غرار السيزيوم ، [230][233] يحل محل البوتاسيوم في الجسم مما يسبب نقص البوتاسيوم .[230][232] الاستبدال الجزئي ممكن تمامًا وغير سام: أ 70 كلغ شخص يحتوي في المتوسط 0.36 g من الروبيديوم ، والزيادة في هذه القيمة بنسبة 50 إلى 100 مرة لم تظهر آثارًا سلبية في الأشخاص المختبرين.[234] يمكن للجرذان البقاء على قيد الحياة حتى 50 ٪ من استبدال البوتاسيوم بالروبيديوم.[232][235] يمكن أن يعمل الروبيديوم (وبدرجة أقل السيزيوم) كعلاج مؤقت لنقص بوتاسيوم الدم ؛ بينما يمكن للروبيديوم أن يحل محل البوتاسيوم من الناحية الفسيولوجية في بعض الأنظمة ، فإن السيزيوم لا يمكنه أبدًا القيام بذلك.[231] لا توجد سوى أدلة محدودة للغاية في شكل أعراض نقص على أن الروبيديوم ربما يكون ضروريًا في الماعز ؛ حتى لو كان هذا صحيحًا ، فإن الكميات النزرة الموجودة عادة في الطعام تكون أكثر من كافية.[236][237]

نادرًا ما يصادف معظم الناس مركبات السيزيوم ، لكن معظم مركبات السيزيوم ذات سمية خفيفة. مثل الروبيديوم ، يميل السيزيوم إلى استبدال البوتاسيوم في الجسم ، لكنه أكبر بكثير وبالتالي فهو بديل فقير.[233] يمكن أن يؤدي السيزيوم الزائد إلى نقص بوتاسيوم الدم ، ونبض القلب ، والسكتة القلبية الحادة ، [238] ولكن هذه الكميات لا تحدث عادة في المصادر الطبيعية.[239] على هذا النحو ، السيزيوم ليس من الملوثات البيئية الكيميائية الرئيسية.[239] تبلغ قيمة الجرعة المميتة المتوسطة (LD ₅₀ ) لكلوريد السيزيوم في الفئران 2.3 غرام لكل كيلوغرام ، وهو ما يمكن مقارنته بقيم LD ₅₀ لكلوريد البوتاسيوم وكلوريد الصوديوم .[240] تم الترويج لكلوريد السيزيوم كعلاج بديل للسرطان ، [241] ولكن تم ربطه بوفاة أكثر من 50 مريضًا ، حيث تم استخدامه كجزء من علاج السرطان غير المؤكد علميًا.[242]

تتطلب النظائر المشعة للسيزيوم احتياطات خاصة: يمكن أن يؤدي التعامل غير السليم مع مصادر أشعة جاما السيزيوم 137 إلى إطلاق هذا النظائر المشعة وإصابات الإشعاع. ربما كانت الحالة الأكثر شهرة هي حادثة جويانيا عام 1987 ، حيث تم التخلص من نظام العلاج الإشعاعي الذي تم التخلص منه بشكل غير صحيح من عيادة مهجورة في مدينة جويانيا بالبرازيل من ساحة للخردة ، وتم بيع ملح السيزيوم المتوهج للفضول ، المشترين غير المتعلمين. وأدى ذلك إلى سقوط أربعة قتلى وإصابات خطيرة نتيجة التعرض للإشعاع. إلى جانب السيزيوم 134 واليود 131 والسترونشيوم 90 ، كان السيزيوم 137 من بين النظائر التي وزعتها كارثة تشيرنوبيل والتي تشكل أكبر خطر على الصحة.[97] من المفترض أن تكون النظائر المشعة للفرانسيوم خطيرة أيضًا بسبب طاقتها العالية التحلل وعمرها النصفي القصير ، ولكن لم يتم إنتاج أي منها بكميات كبيرة بما يكفي لتشكل أي خطر جدي.[191]