الفلزات القلوية (المجموعة 1)

إلكترون خارجي واحد

لكل فلز قلوي إلكترون خارجي واحد في مدار s، لذا ينتهي توزيعه الإلكتروني بـ ns¹: الليثيوم [He] 2s¹ والصوديوم [Ne] 3s¹. وفقدان هذا الإلكترون يترك ترتيب الغاز النبيل السابق المستقر، لذا تكوّن الفلزات القلوية بسهولة أيونات 1+ مثل Li⁺ وNa⁺ وK⁺. ولا توجد حرة في الطبيعة أبدًا، وتُحفظ تحت الزيت في المختبر.

الخواص الفيزيائية

الفلزات القلوية لينة بحيث يمكن قطعها بسكين، ويفقد سطحها الطازج الفضي بريقه خلال ثوانٍ في الهواء. والليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم أقل كثافة من الماء، ودرجات انصهارها منخفضة بالنسبة للفلزات، من نحو 180 °C للليثيوم نزولًا إلى 28 °C للسيزيوم. وتلوّن مركباتها اللهب: قرمزيًا لليثيوم، وأصفر برتقاليًا للصوديوم، وأرجوانيًا فاتحًا للبوتاسيوم.

التفاعلات مع الماء والعناصر الأخرى

تتفاعل جميع الفلزات القلوية مع الماء مكوّنة هيدروكسيدًا وغاز الهيدروجين: 2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂. ومحلول الهيدروكسيد شديد القلوية، وهو ما أعطى العائلة اسمها. فالليثيوم يفور بثبات، والصوديوم ينصهر إلى كرة ويجري على السطح، والبوتاسيوم يشتعل بلهب أرجواني فاتح، أما الروبيديوم والسيزيوم فيتفاعلان بعنف انفجاري.

وتتحد أيضًا مباشرةً مع اللافلزات، فتكوّن أملاحًا أيونية بيضاء مع الكلور (2Na + Cl₂ → 2NaCl) وأكاسيد في الهواء، مثل 4Li + O₂ → 2Li₂O.

الاتجاهات على امتداد المجموعة

كل خطوة إلى أسفل المجموعة تضيف غلافًا إلكترونيًا، فيبتعد الإلكترون الخارجي عن النواة ويكون أفضل حجبًا وأسهل فقدانًا. ولذلك يزداد التفاعل من الليثيوم إلى السيزيوم. ويزداد نصف القطر الذري، بينما تنخفض طاقة التأين الأولى ودرجتا الانصهار والغليان. وترتفع الكثافة عمومًا، وإن كان البوتاسيوم أقل كثافة من الصوديوم. ويصعب دراسة الفرانسيوم: فعمر النصف لأطول نظائره عمرًا 22 دقيقة فقط.

استخدامات الفلزات القلوية

يشغّل الليثيوم بطاريات الليثيوم أيون القابلة لإعادة الشحن في الهواتف والسيارات الكهربائية، وكربونات الليثيوم دواء للاضطراب ثنائي القطب. ويوجد الصوديوم في ملح الطعام (NaCl) وصودا الخَبز (NaHCO₃) وهيدروكسيد الصوديوم المستخدم في صنع الصابون. والبوتاسيوم عنصر غذائي أساسي ومكوّن رئيس في الأسمدة، وتحدّد الساعات الذرية القائمة على السيزيوم الثانية.