“क्षार एवं क्षारीय भूमि धातुओं के पहले तत्व अपने समूह के अन्य सदस्यों से कई तरह से भिन्न होते हैं।”

कार्बनिक तालिका के s-ब्लॉक तत्व वे होते हैं जिनमें अंतिम इलेक्ट्रॉन बाहरी सबसे बाहरी s-कक्षक में प्रवेश करता है। क्योंकि s-कक्षक में केवल दो इलेक्ट्रॉन आ सकते हैं, इसलिए कार्बनिक तालिका के दो समूह (1 एवं 2) s-ब्लॉक के अंतर्गत आते हैं। कार्बनिक तालिका के समूह 1 में तत्व लिथियम, सोडियम, पोटेशियम, रबीडियम, सीजियम एवं फ्रांसियम होते हैं। इन्हें एक साथ क्षार धातुएं कहते हैं। इनके ऐसा नाम इसलिए है कि जल के साथ अभिक्रिया करने पर वे हाइड्रॉक्साइड बनाते हैं जो कठोर क्षारीय प्रकृति के होते हैं। समूह 2 के तत्व बेरिलियम, मैग्नीशियम, कैल्शियम, स्ट्रॉंटियम, बेरियम एवं रेडियम होते हैं। इन तत्वों में बेरिलियम के अतिरिक्त सभी क्षारीय भूमि धातुएं कहलाते हैं। इनके ऐसा नाम इसलिए है कि उनके ऑक्साइड एवं हाइड्रॉक्साइड क्षारीय प्रकृति के होते हैं एवं इन धातु ऑक्साइड के भूमि के झिल्ली में पाए जाते हैं[^0]।

क्षार धातुओं में सोडियम एवं पोटेशियम अधिक मात्रा में पाए जाते हैं जबकि लिथियम, रबीडियम एवं सीजियम की मात्रा बहुत कम होती है (तालिका 10.1)। फ्रांसियम बहुत अधिक रेडियोएक्टिव होता है; इसका सबसे लंबे जीवन के आइसोटोप ${ }^{223} \mathrm{Fr}$ के अर्ध-जीवन केवल 21 मिनट होता है। क्षारीय भूमि धातुओं में कैल्शियम एवं मैग्नीशियम क्रमशः भूमि के झिल्ली में पाए जाने वाले तत्वों में पांचवें एवं छठे स्थान पर होते हैं। स्ट्रॉंटियम एवं बेरियम की मात्रा बहुत कम होती है। बेरिलियम बहुत दुर्लभ होता है एवं रेडियम सबसे दुर्लभ होता है जो केवल $10^{-10}$ प्रतिशत ईग्नेयस चट्टानों में पाए जाते हैं $^{\dagger}$ (तालिका 10.2, पृष्ठ 299)।

s-ब्लॉक तत्वों की सामान्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास [नोबल गैस] $n s^{1}$ अपने समूह के लिए अपने समूह के लिए [नोबल गैस] $n s^{2}$ होता है।[^1] जिस गलित चट्टान से ठंडा होकर ठोस हो गई है जिसे मग्मा कहते हैं।

लिथियम एवं बेरिलियम, क्रमशः समूह 1 एवं समूह 2 के पहले तत्व अपने संगत समूह के अन्य सदस्यों से भिन्न गुण दिखाते हैं। इन असामान्य गुणों में अगले समूह के दूसरे तत्व के समानता दिखाई देती है। इसलिए, लिथियम के गुण मैग्नीशियम के गुणों के समान होते हैं एवं बेरिलियम के गुण एल्यूमिनियम के गुणों के समान होते हैं। इस प्रकार की विकर्ण समानता को तालिका में विकर्ण संबंध कहते हैं। विकर्ण संबंध तत्वों के आयनिक आकार एवं / या आवेश/त्रिज्या अनुपात में समानता के कारण होता है। मोनोवैलेंट सोडियम एवं पोटेशियम आयन एवं डाइवैलेंट मैग्नीशियम एवं कैल्शियम आयन जीवित द्रव्य में बड़ी मात्रा में पाए जाते हैं। इन आयनों के जीवित द्रव्य में महत्वपूर्ण भूगोलीय कार्य होते हैं जैसे आयन संतुलन के बनाए रखना एवं तंत्रिका तंत्र के उत्तेजन के वाहक के रूप में कार्य करना।

10.1 समूह 1 तत्व: क्षार धातुएँ

क्षार धातुएँ अपने परमाणु क्रमांक के बढ़ते होने के साथ अपने भौतिक और रासायनिक गुणों में नियमित प्रवृत्ति दिखाती हैं। क्षार धातुओं के परमाणु, भौतिक और रासायनिक गुणों के बारे में नीचे चर्चा की गई है।

10.1.1 इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

सभी क्षार धातुएँ एक वैलेंस इलेक्ट्रॉन, $n s^{1}$ (तालिका 10.1) के नोबल गैस कोर के बाहर होते हैं। इन तत्वों के बाहरी सबसे बड़े वैलेंस शेल में कमजोर रूप से बंधे s-इलेक्ट्रॉन इन्हें सबसे इलेक्ट्रोपॉजिटिव धातुओं में से एक बनाते हैं। वे इलेक्ट्रॉन त्वरित रूप से खो देते हैं और एकल धनायन $\mathrm{M}^{+}$ बनाते हैं। इसलिए वे प्रकृति में मुक्त अवस्था में नहीं पाए जाते हैं।

10.1.2 परमाणु और आयनिक त्रिज्या

क्षार धातुओं के परमाणु आवर्त सारणी में एक निश्चित आवर्त में सबसे बड़े आकार के होते हैं। परमाणु क्रमांक के बढ़ते होने के साथ परमाणु बड़े होते जाते हैं। एकल धनायन $\left(\mathrm{M}^{+}\right)$ मूल परमाणु की तुलना में छोटे होते हैं। क्षार धातुओं की परमाणु और आयनिक त्रिज्या समूह में नीचे जाने पर बढ़ती जाती है, अर्थात वे $\mathrm{Li}$ से $\mathrm{Cs}$ तक बढ़ते हुए आकार में होती हैं।

10.1.3 आयनन एंथैल्पी

क्षार धातुओं की आयनन एंथैल्पी बहुत कम होती है और $\mathrm{Li}$ से $\mathrm{Cs}$ तक समूह में घटती जाती है। इसका कारण यह है कि आकार के बढ़ते होने का प्रभाव बढ़ते नाभिकीय आवेश के प्रभाव से अधिक होता है और बाहरी सबसे बड़े इलेक्ट्रॉन नाभिकीय आवेश से बहुत अच्छी तरह से छुपे रहते हैं।

10.1.4 जलयोजन एंथैल्पी

क्षार धातु आयनों की जलयोजन एंथैल्पी आयनिक आकार में बढ़ते होने के साथ घटती जाती है।

$\mathrm{Li}^{+}>\mathrm{Na}^{+}>\mathrm{K}^{+}>\mathrm{Rb}^{+}>\mathrm{Cs}^{+}$

$\mathrm{Li}^{+}$ के अधिकतम हाइड्रेशन डिग्री होता है और इस कारण लिथियम लवण अधिकतर जलयुक्त होते हैं, उदाहरण के लिए, $\mathrm{LiCl} \cdot 2 \mathrm{H_2} \mathrm{O}$

10.1.5 भौतिक गुण

सभी अल्कली धातुएं चांदी रंग के, नरम और हल्के धातुएं होती हैं। बड़े आकार के कारण, इन तत्वों का घनत्व कम होता है जो ली से सीजियम तक वर्ग में नीचे जाने से बढ़ता जाता है। हालांकि, पोटेशियम सोडियम से हल्का होता है। अल्कली धातुओं के गलनांक और क्वथनांक कम होते हैं, जो उनमें केवल एक वैलेंस इलेक्ट्रॉन के उपस्थिति के कारण कम धातु बंधन को दर्शाता है। अल्कली धातुएं और उनके लवण एक ऑक्सीकारक ज्वाला में विशिष्ट रंग प्रदान करते हैं। इसका कारण ज्वाला के ताप से बाहरी कक्षक इलेक्ट्रॉन को उच्च ऊर्जा स्तर तक उत्तेजित करना है। जब उत्तेजित इलेक्ट्रॉन मूल अवस्था में वापस आ जाता है, तो दृश्य क्षेत्र में विकिरण की उत्सर्जन होती है, जैसा कि नीचे दिया गया है:

इसलिए, अल्कली धातुएं अपने संगत ज्वाला परीक्षण द्वारा पहचानी जा सकती हैं और ज्वाला फोटोमेट्री या परमाणु अवशोषण स्पेक्ट्रोस्कोपी द्वारा निर्धारित की जा सकती हैं। जब इन तत्वों को प्रकाश से प्रकाशित किया जाता है, तो अवशोषित प्रकाश ऊर्जा परमाणु को इलेक्ट्रॉन खोने के लिए पर्याप्त हो सकती है।

तालिका 10.1 अल्कली धातुओं के परमाणु और भौतिक गुण

| आयनन
एन्थैल्पी $/ \mathrm{kJ} \mathrm{mol}^{-1}$ | 520 | 496 | 419 | 403 | 376 | $\sim 375$ | | जलयोजन
एन्थैल्पी $/ \mathrm{kJ} \mathrm{mol}^{-1}$ | -506 | -406 | -330 | -310 | -276 | - | | धात्विक
त्रिज्या / pm | 152 | 186 | 227 | 248 | 265 | - | | आयनिक त्रिज्या
$\mathrm{M}^{+} / \mathrm{pm}$ | 76 | 102 | 138 | 152 | 167 | $(180)$ | | गलनांक / K | 454 | 371 | 336 | 312 | 302 | - | | वाष्पनांक / K | 1615 | 1156 | 1032 | 961 | 944 | - | | घनत्व $/ \mathrm{g} \mathrm{cm}^{-3}$ | 0.53 | 0.97 | 0.86 | 1.53 | 1.90 | - | | मानक विभव
$\mathrm{E}^{\ominus} / \mathrm{V}$ लिए $\left(\mathrm{M}^{+} / \mathrm{M}\right)$ | -3.04 | -2.714 | -2.925 | -2.930 | -2.927 | - | | लिथोस्फियर में
उपलब्धता $^{\dagger}$ | $18^{}$ | $2.27^{ }$ | $1.84^{ }$ | $78-12^{}$ | $2-6^{*}$ | $\sim 10^{-18 *}$ |

*ppm (प्रति मिलियन), ** भार के प्रतिशत; $\dagger$ लिथोस्फियर: पृथ्वी की बाहरी परत: इसकी क्रस्ट और ऊपरी मेंटल के हिस्सा

इस गुण के कारण सीजियम और पोटेशियम फोटोइलेक्ट्रिक सेल में इलेक्ट्रोड के रूप में उपयोगी होते हैं।

10.1.6 रासायनिक गुण

अल्कली धातुएं अपने बड़े आकार और कम आयनन एन्थैल्पी के कारण बहुत अभिक्रियाशील होती हैं। इन धातुओं की अभिक्रियाशीलता समूह में नीचे की ओर बढ़ती जाती है।

(i) हवा के प्रति अभिक्रियाशीलता: अल्कली धातुएं शुष्क हवा में धूल बन जाती हैं क्योंकि उनके ऑक्साइड बनते हैं जो फिर आर्द्रता के साथ अभिक्रिया करके हाइड्रॉक्साइड बनाते हैं। वे ऑक्सीजन में जलाने पर ऑक्साइड बनाते हैं। लिथियम मोनोऑक्साइड बनाता है, सोडियम पेरॉक्साइड बनाता है, अन्य धातुएं सुपरऑक्साइड बनाती हैं। सुपरऑक्साइड $\mathrm{O_2}^{-}$ आयन केवल $\mathrm{K}, \mathrm{Rb}$, $\mathrm{Cs}$ जैसे बड़े धनात्मक आयन की उपस्थिति में स्थायी होता है।

$$ 4 \mathrm{Li}+\mathrm{O_2} \rightarrow 2 \mathrm{Li_2} \mathrm{O} \text { (ऑक्साइड) } $$

$$ \begin{aligned} & 2 \mathrm{Na}+\mathrm{O_2} \rightarrow \mathrm{Na_2} \mathrm{O_2} \text { (पेरॉक्साइड) } \\ & \mathrm{M}+\mathrm{O_2} \rightarrow \mathrm{MO_2} \text { (सुपरऑक्साइड) } \\ & (\mathrm{M}=\mathrm{K}, \mathrm{Rb}, \mathrm{Cs})

\end{aligned} $$

इन सभी ऑक्साइड में एल्कली मैटल का ऑक्सीकरण अवस्था +1 होती है। लिथियम वायु के नाइट्रोजन के साथ अप्रत्यक्ष रूप से अभिक्रिया करके नाइट्राइड, $\mathrm{Li_3} \mathrm{~N}$ बनाने में अपवाद के रूप में व्यवहार करता है। वायु और पानी के प्रति उनकी उच्च अभिक्रियाशीलता के कारण, एल्कली मैटल आमतौर पर केरोसिन तेल में रखे जाते हैं।

समस्या 10.1

$\mathrm{KO_2}$ में $\mathrm{K}$ का ऑक्सीकरण अवस्था क्या है?

हल

सुपरऑक्साइड विशिष्टा को $\mathrm{O_2}^{-}$ के रूप में प्रस्तुत किया जाता है; क्योंकि यौगिक उदासीन है, इसलिए पोटेशियम का ऑक्सीकरण अवस्था +1 है। (ii) पानी के प्रति अभिक्रियाशीलता: एल्कली मैटल पानी के साथ अभिक्रिया करके हाइड्रॉक्साइड और डाइहाइड्रोजन बनाते हैं।

$$ \begin{array}{r} 2 \mathrm{M}+2 \mathrm{H_2} \mathrm{O} \rightarrow 2 \mathrm{M}^{+}+2 \mathrm{OH}^{-}+\mathrm{H_2} \\ (\mathrm{M}=\text { एक एल्कली मैटल }) \end{array} $$

ध्यान दें कि यद्यपि लिथियम के सबसे नकारात्मक $\mathrm{E}^{\ominus}$ मान (तालिका 10.1) होता है, लेकिन इसकी पानी के साथ अभिक्रिया नैत्रियम की अपेक्षा कम उत्साही होती है, जो एल्कली मैटल में सबसे कम नकारात्मक $\mathrm{E}^{\ominus}$ मान वाला होता है। इस व्यवहार के कारण लिथियम के छोटे आकार और बहुत उच्च जलन ऊर्जा होती है। अन्य समूह के धातु जल के साथ विस्फोटक रूप से अभिक्रिया करते हैं।

वे अम्लीय दाताओं जैसे एल्कोहल, गैसीय अमोनिया और ऐल्काइन के साथ भी अभिक्रिया करते हैं।

(iii) डाइहाइड्रोजन के प्रति अभिक्रियाशीलता: एल्कली मैटल लगभग 673K (लिथियम के लिए 1073K) पर डाइहाइड्रोजन के साथ अभिक्रिया करके हाइड्राइड बनाते हैं। सभी एल्कली मैटल हाइड्राइड आयनिक ठोस होते हैं जिनके उच्च गलनांक होते हैं।

$2 \mathrm{M}+\mathrm{H_2} \rightarrow 2 \mathrm{M}^{+} \mathrm{H}^{-}$

(iv) हैलोजन के प्रति अभिक्रियाशीलता: एल्कली मैटल हैलोजन के साथ तीव्र रूप से अभिक्रिया करके आयनिक हैलाइड, $\mathrm{M}^{+} \mathrm{X}^{-}$ बनाते हैं। हालांकि, लिथियम हैलाइड कुछ आंतरिक बनते हैं। इसका कारण लिथियम आयन की उच्च ध्रुवीकरण क्षमता है (एनियन के इलेक्ट्रॉन बादल के धनायन द्वारा विकृति को ध्रुवीकरण कहते हैं)। $\mathrm{Li}^{+}$ आयन बहुत छोटा होता है और नकारात्मक हैलाइड आयन के इलेक्ट्रॉन बादल के विकृति के लिए उच्च प्रवृत्ति रखता है। चूंकि बड़े आकार के एनियन को आसानी से विकृत किया जा सकता है, हैलाइड में लिथियम आयोडाइड सबसे अधिक आंतरिक प्रकृति रखता है।

(v) अपचायक प्रकृति: क्षार धातुएँ शक्तिशाली अपचायक होती हैं, लिथियम सबसे अधिक तथा सोडियम सबसे कम शक्ति वाला होता है (तालिका 10.1)। मानक इलेक्ट्रोड विभव $\left(\mathrm{E}^{\ominus}\right)$ जो अपचायक शक्ति को मापता है, निम्नलिखित सम्पूर्ण परिवर्तन को प्रस्तुत करता है :

$\mathrm{M}(\mathrm{s}) \rightarrow \mathrm{M}(\mathrm{g}) \quad$ उत्सर्जन एन्थैल्पी

$\mathrm{M}(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{M}^{+}(\mathrm{g})+\mathrm{e}^{-} \quad$ आयनन एन्थैल्पी

$\mathrm{M}^{+}(\mathrm{g})+\mathrm{H_2} \mathrm{O} \rightarrow \mathrm{M}^{+}$(aq) जलयोजन एन्थैल्पी

लिथियम के छोटे आयन के कारण इसकी जलयोजन एन्थैल्पी सबसे अधिक होती है जो इसके उच्च नकारात्मक $\mathrm{E}^{\ominus}$ मान तथा उच्च अपचायक शक्ति के कारण होती है।

समस्या 10.2

$\mathrm{Cl_2} / \mathrm{Cl}^{-}$ के लिए $\mathrm{E}^{\ominus}$ +1.36, $\mathrm{I_2} / \mathrm{I}^{-}$ के लिए +0.53, $\mathrm{Ag}^{+} / \mathrm{Ag}$ के लिए $+0.79, \mathrm{Na}^{+} / \mathrm{Na}$ के लिए -2.71 तथा $\mathrm{Li}^{+} / \mathrm{Li}$ के लिए -3.04 है। निम्नलिखित आयनिक विशिष्टताओं को अपचायक शक्ति के घटते क्रम में व्यवस्थित करें:

$\mathrm{I}^{-}, \mathrm{Ag}, \mathrm{Cl}^{-}, \mathrm{Li}, \mathrm{Na}$

हल

क्रम $\mathrm{Li}>\mathrm{Na}>\mathrm{I}^{-}>\mathrm{Ag}>\mathrm{Cl}^{-}$ है।

(vi) तरल अमोनिया में विलयन: क्षार धातुएँ तरल अमोनिया में घुलकर गहरे नीले विलयन बनाती हैं जो चालक प्रकृति के होते हैं।

$\mathrm{M}+(\mathrm{x}+\mathrm{y}) \mathrm{NH_3} \rightarrow \left[\mathrm{M} \left(\mathrm{NH_3} \right)_x \right]^{+}+ \left[\mathrm{e} \left(\mathrm{NH_3} \right)_y \right]^{-}$ विलयन के नीले रंग के कारण अमोनिया युक्त इलेक्ट्रॉन होता है जो प्रकाश के दृश्य क्षेत्र में ऊर्जा अवशोषित करता है तथा विलयन को नीला रंग प्रदान करता है। विलयन प्रामाणिक चुंबकीय होते हैं तथा खड़े रहते हुए धीरे-धीरे हाइड्रोजन छोड़ते हैं जिसके कारण ऐमाइड के निर्माण होता है।

$\mathrm{M}^{+}{ _(\mathrm{am})}+\mathrm{e}^{-}+\mathrm{NH_3}(\mathrm{l}) \rightarrow \mathrm{MNH_2(\mathrm{am})}+1 / 2 \mathrm{H_2}(\mathrm{~g})$

(जहाँ ‘am’ अमोनिया में विलयन को दर्शाता है।) अति सांद्र विलयन में नीला रंग तांबे के रंग में बदल जाता है और विषम चुंबकीय बन जाता है।

10.1.7 उपयोग

लिथियम धातु का उपयोग उपयोगी एलॉय के निर्माण में किया जाता है, उदाहरण के लिए पीतल के साथ मोटर इंजन के ‘सफेद धातु’ बेअरिंग बनाने में, एल्यूमिनियम के साथ विमान भाग बनाने में, और मैग्नीशियम के साथ बनाए गए बर्तनों में। यह थर्मोन्यूक्लियर प्रतिक्रियाओं में भी उपयोग किया जाता है। लिथियम का उपयोग विद्युत रासायनिक सेल बनाने में भी किया जाता है। सोडियम का उपयोग $\mathrm{Na} / \mathrm{Pb}$ एलॉय के निर्माण में किया जाता है जो $\mathrm{PbEt_4}$ और $\mathrm{PbMe_4}$ के निर्माण के लिए आवश्यक होता है। ये ऑर्गैनोलीड यौगिक पहले पेट्रोल में एंटी-क्लॉक एडिटिव के रूप में उपयोग किए जाते थे, लेकिन आज के वाहन लेड रहित पेट्रोल का उपयोग करते हैं। तरल सोडियम धातु तेजी से विकसित नाभिकीय रिएक्टर में एक शीतलक के रूप में उपयोग किया जाता है। पोटेशियम के जीविका प्रणाली में एक महत्वपूर्ण भूमिका होती है। पोटेशियम क्लोराइड का उपयोग खाद के रूप में किया जाता है। पोटेशियम हाइड्रॉक्साइड का उपयोग नरम साबुन के निर्माण में किया जाता है। यह कार्बन डाइऑक्साइड के अवशोषण के लिए भी एक अद्वितीय अवशोषक के रूप में उपयोग किया जाता है। सीजियम का उपयोग फोटोइलेक्ट्रिक सेल बनाने में किया जाता है।

10.2 अल्कली धातुओं के यौगिकों की सामान्य विशेषताएं

सभी अल्कली धातुओं के सामान्य यौगिक आमतौर पर आयनिक प्रकृति के होते हैं। इन यौगिकों की कुछ सामान्य विशेषताओं के बारे में यहाँ चर्चा की जाएगी।

10.2.1 ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड

अधिक वायु के साथ जलाने पर लिथियम मुख्य रूप से ऑक्साइड, $\mathrm{Li_2} \mathrm{O}$ (कुछ एक्सी ऑक्साइड $\mathrm{Li_2} \mathrm{O_2}$ के साथ) बनाता है, सोडियम एक्सी ऑक्साइड, $\mathrm{Na_2} \mathrm{O_2}$ (और कुछ सुपरऑक्साइड $\mathrm{NaO_2}$) बनाता है, जबकि पोटेशियम, रबीडियम और सीजियम सुपरऑक्साइड, $\mathrm{MO_2}$ बनाते हैं। उपयुक्त शर्तों के तहत $\mathrm{M_2} \mathrm{O}, \mathrm{M_2} \mathrm{O_2}$ और $\mathrm{MO_2}$ शुद्ध यौगिक तैयार किए जा सकते हैं। धातु आयन के आकार के बढ़ने के साथ-साथ एक्सी ऑक्साइड या सुपरऑक्साइड की बढ़ती स्थायिता लैटिस ऊर्जा प्रभावों के कारण बड़े ऋणात्मक आयनों के स्थायित्व के कारण होती है। ये ऑक्साइड पानी के साथ आसानी से हाइड्रॉलिज़ करते हैं और निम्नलिखित अभिक्रियाओं के अनुसार हाइड्रॉक्साइड बनाते हैं :

$$ \begin{aligned} & \mathrm{M_2} \mathrm{O}+\mathrm{H_2} \mathrm{O} \rightarrow 2 \mathrm{M}^{+}+2 \mathrm{OH}^{-} \\ & \mathrm{M_2} \mathrm{O_2}+2 \mathrm{H_2} \mathrm{O} \rightarrow 2 \mathrm{M}^{+}+2 \mathrm{OH}^{-}+\mathrm{H_2} \mathrm{O_2} \\ & 2 \mathrm{MO_2}+2 \mathrm{H_2} \mathrm{O} \rightarrow 2 \mathrm{M}^{+}+2 \mathrm{OH}^{-}+\mathrm{H_2} \mathrm{O_2}+\mathrm{O_2} \end{aligned} $$

जब शुद्ध हों, तो ऑक्साइड और पेरॉक्साइड रंगहीन होते हैं, लेकिन सुपरऑक्साइड लाल या नारंगी रंग के होते हैं। सुपरऑक्साइड अनुप्रस्थ चुंबकीय होते हैं। सोडियम पेरॉक्साइड अपचायक एजेंट के रूप में अकार्बनिक रसायन विज्ञान में व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है।

समस्या 10.3

$\mathrm{KO_2}$ क्यों अनुप्रस्थ चुंबकीय होता है?

हल

सुपरऑक्साइड $\mathrm{O_2}^{-}$ अनुप्रस्थ चुंबकीय होता है क्योंकि $\pi^{*} 2 p$ अणुक कक्षक में एक असुमेलित इलेक्ट्रॉन होता है। ऑक्साइड के पानी के साथ अभिक्रिया से प्राप्त हाइड्रॉक्साइड सभी सफेद ठोस क्रिस्टलीय ठोस होते हैं। अल्कली धातु हाइड्रॉक्साइड सभी बेस में सबसे मजबूत होते हैं और पानी में आसानी से घुलते हैं, जिसके कारण उच्च ताप उत्पन्न होता है जिसके कारण उच्च जलन होती है।

10.2.2 हैलाइड

अल्कली धातु हैलाइड, $\mathrm{MX},(\mathrm{X}=\mathrm{F}, \mathrm{Cl}, \mathrm{Br}, \mathrm{I})$ सभी उच्च गलनांक वाले, रंगहीन क्रिस्टलीय ठोस होते हैं। इनकी तैयारी उपयुक्त ऑक्साइड, हाइड्रॉक्साइड या कार्बोनेट के जलीय हैलोजेन अम्ल (HX) के साथ अभिक्रिया द्वारा की जा सकती है। इन सभी हैलाइड के उच्च नकारात्मक एन्थैल्पी उत्पादन होती है; फ्लुओराइड के $\Delta_{f} H^{\ominus}$ मान ग्रुप के नीचे जाने पर कम नकारात्मक होते जाते हैं, जबकि क्लोराइड, ब्रोमाइड और आयोडाइड के $\Delta_{f} H^{\ominus}$ के लिए विपरीत होता है। एक दिए गए धातु के लिए $\Delta_{f} H^{\ominus}$ हमेशा फ्लुओराइड से आयोडाइड तक कम नकारात्मक होता है।

गलनांक और क्वथनांक हमेशा इस तरह के अनुसरण करते हैं: फ्लुओराइड $>$ क्लोराइड $>$ ब्रोमाइड $>$ आयोडाइड। इन सभी हैलाइड पानी में घुलनशील होते हैं। $\mathrm{LiF}$ के पानी में कम घुलनशीलता के कारण इसकी उच्च लेटिस एन्थैल्पी होती है, जबकि $\mathrm{CsI}$ के कम घुलनशीलता के कारण इसके दो आयनों की कम जलन एन्थैल्पी होती है। लिथियम के अन्य हैलाइड एथेनॉल, एसिटोन और एथिल एसीटेट में घुलनशील होते हैं; $\mathrm{LiCl}$ पिरिडी में भी घुलनशील होता है।

10.2.3 ऑक्सो-एसिड के लवण

ऑक्सो-एसिड वे एसिड होते हैं जिनमें अम्लीय प्रोटॉन हाइड्रॉक्सिल समूह पर होता है जिसके साथ एक ऑक्सो समूह एक ही परमाणु पर जुड़ा होता है, जैसे कार्बोनिक एसिड, $\mathrm{H_2} \mathrm{CO_3} \left(\mathrm{OC}(\mathrm{OH})_2 \right.$; सल्फ्यूरिक एसिड, $\mathrm{H_2} \mathrm{SO_4}$ $ \left(\mathrm{O_2} \mathrm{~S}(\mathrm{OH})_2 \right)$. क्षार धातुएँ सभी ऑक्सो-एसिड के साथ लवण बनाती हैं। ये आमतौर पर पानी में घुलनशील होते हैं और तापीय रूप से स्थायी होते हैं। उनके कार्बोनेट $ \left(\mathrm{M_2} \mathrm{CO_3} \right)$ और अधिकांश मामलों में हाइड्रोजन कार्बोनेट $ \left(\mathrm{MHCO_3} \right)$ भी ताप के सामने बहुत स्थायी होते हैं। जैसे-जैसे विद्युत धनात्मक गुण ग्रुप में नीचे जाने से बढ़ते हैं, कार्बोनेट और हाइड्रोजन कार्बोनेट की स्थायित्व बढ़ता है। लिथियम कार्बोनेट ताप के सामने ऐतना स्थायी नहीं होता; लिथियम का छोटा आकार एक बड़े $\mathrm{CO_3}^{2-}$ आयन को ध्रुवीकृत करता है जिसके कारण अधिक स्थायी $\mathrm{Li_2} \mathrm{O}$ और $\mathrm{CO_2}$ का निर्माण होता है। इसके हाइड्रोजन कार्बोनेट को ठोस के रूप में नहीं मिलता।

10 तीसरा लिथियम के असामान्य गुण

लिथियम के असामान्य व्यवहार के कारण होते हैं: (i) इसके परमाणु और आयन के अत्यधिक छोटे आकार, और (ii) उच्च ध्रुवीकरण शक्ति (अर्थात आवेश/त्रिज्या अनुपात)। इसके परिणामस्वरूप, लिथियम यौगिकों में अधिक सहसंयोजक गुण होता है जो उनके अनुग्रही विलायकों में विलेयता के लिए जिम्मेदार होता है। इसके अतिरिक्त, लिथियम मैग्नीशियम के विकर्ण संबंध दिखाता है जिसके बारे में बाद में चर्चा की जाएगी।

10.3.1 लिथियम और अन्य क्षार धातुओं के बीच अंतर

(i) लिथियम बहुत कठोर होता है। इसका गलनांक और क्वथनांक अन्य क्षार धातुओं के बराबर नहीं होता।

(ii) लिथियम सबसे कम प्रतिक्रियाशील होता है लेकिन सभी क्षार धातुओं में सबसे मजबूत अपचायक होता है। हवा में जलाने पर यह मुख्य रूप से मोनोऑक्साइड, $\mathrm{Li_2} \mathrm{O}$ और नाइट्राइड, $\mathrm{Li_3} \mathrm{~N}$ बनाता है, जो अन्य क्षार धातुओं के विपरीत है।

(iii) $\mathrm{LiCl}$ नमी अवशोषित करता है और $\mathrm{LiCl} .2 \mathrm{H_2} \mathrm{O}$ के रूप में जलीय अवस्था में ठोस बनता है, जबकि अन्य क्षार धातु क्लोराइड जलीय अवस्था बनाने के लिए नहीं बनते।

(iv) सोडियम हाइड्रोजनकार्बोनेट के ठोस रूप में प्राप्त नहीं होता जबकि अन्य सभी तत्व ठोस हाइड्रोजनकार्बोनेट बनाते हैं।

(v) सोडियम अन्य अल्कली धातुओं के विपरीत एथिन से अभिक्रिया करके एथिनाइड नहीं बनाता।

(vi) सोडियम नाइट्रेट गर्म करने पर सोडियम ऑक्साइड, $\mathrm{Li_2} \mathrm{O}$, देता है, जबकि अन्य अल्कली धातु नाइट्रेट अपघटित होकर संगत नाइट्राइट देते हैं।

$$ \begin{aligned} & 4 \mathrm{LiNO_3} \rightarrow 2 \mathrm{Li_2} \mathrm{O}+4 \mathrm{NO_2}+\mathrm{O_2} \\ & 2 \mathrm{NaNO_3} \rightarrow 2 \mathrm{NaNO_2}+\mathrm{O_2} \end{aligned} $$

(vii) $\mathrm{LiF}$ और $\mathrm{Li_2} \mathrm{O}$ अन्य अल्कली धातुओं के संगत यौगिकों की तुलना में पानी में बहुत कम विलेय होते हैं।

10.3.2 सोडियम और मैग्नीशियम के बीच समानताएं

सोडियम और मैग्नीशियम के बीच समानता बहुत उल्लेखनीय है और इसके कारण उनके समान आकार होते हैं: परमाणु त्रिज्या, $\mathrm{Li}=152 \mathrm{pm}$, $\mathrm{Mg}=160 \mathrm{pm}$; आयनिक त्रिज्या: $\mathrm{Li}^{+}=76 \mathrm{pm}$, $\mathrm{Mg}^{2+}=72 \mathrm{pm}$. मुख्य समानताएं निम्नलिखित हैं:

(i) सोडियम और मैग्नीशियम अपने संगठन में अन्य तत्वों की तुलना में कठिन और हल्के होते हैं।

(ii) सोडियम और मैग्नीशियम पानी के साथ धीरे-धीरे अभिक्रिया करते हैं। उनके ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड बहुत कम विलेय होते हैं और उनके हाइड्रॉक्साइड गर्म करने पर अपघटित हो जाते हैं। दोनों नाइट्रोजन के सीधे संयोजन से नाइट्राइड, $\mathrm{Li_3} \mathrm{~N}$ और $\mathrm{Mg_3} \mathrm{~N_2}$ बनाते हैं।

(iii) ऑक्साइड, $\mathrm{Li_2} \mathrm{O}$ और $\mathrm{MgO}$ अतिरिक्त ऑक्सीजन के साथ संयोजित नहीं होकर कोई सुपरऑक्साइड नहीं बनाते।

(iv) सोडियम और मैग्नीशियम के कार्बोनेट गर्म करने पर ऑक्साइड और $\mathrm{CO_2}$ बनाकर आसानी से अपघटित हो जाते हैं। सोडियम और मैग्नीशियम द्वारा ठोस हाइड्रोजनकार्बोनेट बनाए जाते हैं।

(v) दोनों $\mathrm{LiCl}$ और $\mathrm{MgCl_2}$ एथेनॉल में विलेय होते हैं।

(vi) दोनों $\mathrm{LiCl}$ और $\mathrm{MgCl_2}$ आर्द्र और जलीय घोल से जलयुक्त यौगिकों के रूप में क्रिस्टलीकृत हो जाते हैं, $\mathrm{LiCl} \cdot 2 \mathrm{H_2} \mathrm{O}$ और $\mathrm{MgCl_2} \cdot 8 \mathrm{H_2} \mathrm{O}$.

10.4 सोडियम के कुछ महत्वपूर्ण यौगिक

सोडियम के औद्योगिक महत्वपूर्ण यौगिकों में सोडियम कार्बोनेट, सोडियम हाइड्रॉक्साइड, सोडियम क्लोराइड और सोडियम बाइकार्बोनेट शामिल हैं। इन यौगिकों के बड़े पैमाने पर उत्पादन और उनके उपयोग नीचे वर्णित हैं:

सोडियम कार्बोनेट (वॉशिंग सोडा), $\mathrm{Na_2} \mathrm{CO_3} \cdot \mathbf{1 0 H_ 2 \mathrm { O }}$

सोडियम कार्बोनेट को सामान्यतः सॉल्वे प्रक्रम द्वारा तैयार किया जाता है। इस प्रक्रम में, सोडियम हाइड्रोजन कार्बोनेट की कम विलेयता के लाभ का उपयोग किया जाता है, जिसके कारण इसका अवक्षेपण नाइट्रोजन हाइड्रोजन कार्बोनेट और सोडियम क्लोराइड के अभिक्रिया के दौरान होता है। द्वितीयक रूप से, इसे एक अमोनिया से संतृप्त सोडियम क्लोराइड के सांद्रित विलयन में $\mathrm{CO_2}$ प्रवाहित करके बनाया जाता है, जहां अमोनियम कार्बोनेट और अमोनियम हाइड्रोजन कार्बोनेट बनते हैं। पूरे प्रक्रम के लिए अभिक्रिया समीकरण नीचे दिए गए हैं:

$$ \begin{aligned} & 2 \mathrm{NH_3}+\mathrm{H_2} \mathrm{O}+\mathrm{CO_2} \rightarrow \left(\mathrm{NH_4} \right)_2 \mathrm{CO_3} \\ & \left(\mathrm{NH_4} \right)_2 \mathrm{CO_3}+\mathrm{H_2} \mathrm{O}+\mathrm{CO_2} \rightarrow 2 \mathrm{NH_4} \mathrm{HCO_3} \\ & \mathrm{NH_4} \mathrm{HCO_3}+\mathrm{NaCl} \rightarrow \mathrm{NH_4} \mathrm{Cl}+\mathrm{NaHCO_3} \\ \end{aligned} $$

सोडियम हाइड्रोजन कार्बोनेट क्रिस्टल के रूप में अलग हो जाते हैं। इन्हें गरम करके सोडियम कार्बोनेट प्राप्त किया जाता है।

$2 \mathrm{NaHCO_3} \rightarrow \mathrm{Na_2} \mathrm{CO_3}+\mathrm{CO_2}+\mathrm{H_2} \mathrm{O}$

इस प्रक्रम में $\mathrm{NH_3}$ को जब अमोनियम क्लोराइड वाले विलयन के साथ $\mathrm{Ca}(\mathrm{OH})_{2}$ के साथ उपचार किया जाता है, तो इसके पुनः प्राप्त किया जाता है। कैल्शियम क्लोराइड एक उप-उत्पाद के रूप में प्राप्त होता है।

$$ 2 \mathrm{NH_4} \mathrm{Cl}+\mathrm{Ca}(\mathrm{OH})_{2} \rightarrow 2 \mathrm{NH_3}+\mathrm{CaCl_2}+\mathrm{H_2} \mathrm{O} $$

यहां ध्यान देने योग्य है कि सॉल्वे प्रक्रम को पोटेशियम कार्बोनेट के उत्पादन के लिए विस्तारित नहीं किया जा सकता क्योंकि पोटेशियम हाइड्रोजन कार्बोनेट की विलेयता इतनी अधिक है कि इसे पोटेशियम क्लोराइड के संतृप्त विलयन में अमोनियम हाइड्रोजन कार्बोनेट के योग से अवक्षेपित नहीं किया जा सकता।

Properties : सोडियम कार्बोनेट एक सफेद क्रिस्टलीय ठोस होता है जो दशाकार जल अपसारी के रूप में मौजूद होता है, $\mathrm{Na_2} \mathrm{CO_3} \cdot 10 \mathrm{H_2} \mathrm{O}$. इसे भी धोने के सोडा के रूप में जाना जाता है। यह पानी में आसानी से घुलनशील होता है। गर्म करने पर, दशाकार जल अपसारी अपने जल अपसारी को खो देता है और एक मोनोहाइड्रेट बनाता है। 373K से ऊपर, मोनोहाइड्रेट पूरी तरह से अनहाइड्रोस हो जाता है और एक सफेद पाउडर के रूप में बदल जाता है जिसे सोडा एश कहा जाता है।

$$ \begin{aligned} & \mathrm{Na_2} \mathrm{CO_3} + 10 \mathrm{H_2} \mathrm{O} \xrightarrow{375 \mathrm{~K}} \mathrm{Na_2} \mathrm{CO_3} + \mathrm{H_2} \mathrm{O}+9 \mathrm{H_2} \mathrm{O} \\ & \mathrm{Na_2} \mathrm{CO_3} + \mathrm{H_2} \mathrm{O} \xrightarrow{>373 \mathrm{~K}} \mathrm{Na_2} \mathrm{CO_3}+\mathrm{H_2} \mathrm{O} \end{aligned} $$

सोडियम कार्बोनेट के कार्बोनेट भाग को पानी द्वारा हाइड्रोलाइज़ करके एक क्षारीय विलयन बनाया जाता है।

$$ \mathrm{CO_3}^{2-}+\mathrm{H_2} \mathrm{O} \rightarrow \mathrm{HCO_3}^{-}+\mathrm{OH}^{-} $$

उपयोग:

(i) यह पानी के कठोरता कम करने, धोने और साफ करने में उपयोग किया जाता है।

(ii) इसका उपयोग कांच, साबुन, बोरेक और कॉस्टिक सोडा के निर्माण में किया जाता है।

(iii) इसका उपयोग कागज, चांदी और कपड़ा उद्योग में किया जाता है।

(iv) यह गुणित और मात्रात्मक विश्लेषण दोनों में एक महत्वपूर्ण लैबोरेटरी रासायनिक पदार्थ है।

सोडियम क्लोराइड, $\mathrm{NaCl}$

सोडियम क्लोराइड का सबसे आम स्रोत समुद्री जल है जिसमें नमक के 2.7 से $2.9 %$ द्रव्यमान उपस्थित होता है। उष्णकटिबंधीय देशों जैसे भारत में, सामान्य नमक को समुद्री जल के वाष्पीकरण से प्राप्त किया जाता है। भारत में वाष्पीकरण के माध्यम से वार्षिक रूप से लगभग 50 लाख टन नमक का उत्पादन होता है। अशुद्ध नमक, आमतौर पर लवण विलयन के क्रिस्टलीकरण से प्राप्त किया जाता है, जिसमें सोडियम सल्फेट, कैल्शियम सल्फेट, कैल्शियम क्लोराइड और मैग्नीशियम क्लोराइड अशुद्धियाँ होती हैं। कैल्शियम क्लोराइड, $\mathrm{CaCl_2}$, और मैग्नीशियम क्लोराइड, $\mathrm{MgCl_2}$ अशुद्धियाँ होते हैं क्योंकि वे आर्द्रता को आसानी से अवशोषित कर लेते हैं। शुद्ध नमक प्राप्त करने के लिए, अशुद्ध नमक को न्यूनतम मात्रा में पानी में घोल दिया जाता है और अविलेप्य अशुद्धियों को छानकर बर्बाद कर दिया जाता है। फिर विलयन को हाइड्रोजन क्लोराइड गैस से संतृप्त कर दिया जाता है। शुद्ध नमक के क्रिस्टल अलग हो जाते हैं। कैल्शियम और मैग्नीशियम क्लोराइड, सोडियम क्लोराइड की तुलना में अधिक घुलनशील होते हैं, इसलिए वे विलयन में बच जाते हैं।

सोडियम क्लोराइड $1081 \mathrm{~K}$ पर पिघलता है। यह $273 \mathrm{~K}$ पर $100 \mathrm{~g}$ पानी में $36.0 \mathrm{~g}$ घुलनशील होता है। तापमान में वृद्धि के साथ घुलनशीलता बहुत कम बढ़ती है।

उपयोग :

(i) इसे घरेलू उद्देश्यों के लिए सामान्य नमक या मेज नमक के रूप में उपयोग किया जाता है।

(ii) इसका उपयोग $\mathrm{Na_2} \mathrm{O_2}$, $\mathrm{NaOH}$ और $\mathrm{Na_2} \mathrm{CO_3}$ के तैयार करने के लिए किया जाता है।

सोडियम हाइड्रॉक्साइड (कैस्टिक सोडा), $\mathrm{NaOH}$

सोडियम हाइड्रॉक्साइड को सामान्यतः कास्टनर-केल्नर सेल में सोडियम क्लोराइड के विद्युत अपघटन द्वारा व्यावसायिक रूप से तैयार किया जाता है। एक ब्राइन घोल को एक कार्बन ऐनोड और एक पारा कैथोड का उपयोग करके विद्युत अपघटित किया जाता है। कैथोड पर विस्थापित सोडियम धातु पारे के साथ मिलकर सोडियम ऐमलगम बनाती है। ऐनोड पर क्लोरीन गैस उत्पन्न होती है।

कैथोड: $\mathrm{Na}^{+}+\mathrm{e}^{-} \xrightarrow{\mathrm{Hg}} \mathrm{Na}$-ऐमलगम

ऐनोड : $\mathrm{Cl}^{-} \rightarrow \frac{1}{2} \mathrm{Cl_2}+\mathrm{e}^{-}$

ऐमलगम को पानी के साथ उपचार देकर सोडियम हाइड्रॉक्साइड और हाइड्रोजन गैस प्राप्त किया जाता है।

$2 \mathrm{Na}$-ऐमलगम $+2 \mathrm{H_2} \mathrm{O} \rightarrow 2 \mathrm{NaOH}+2 \mathrm{Hg}+\mathrm{H_2}$

सोडियम हाइड्रॉक्साइड एक सफेद, पारदर्शी ठोस होता है। यह $591 \mathrm{~K}$ पर पिघलता है। यह पानी में आसानी से घुलता है और एक मजबूत क्षारीय विलयन देता है। सोडियम हाइड्रॉक्साइड के क्रिस्टल शोषक होते हैं। सोडियम हाइड्रॉक्साइड के विलयन के सतह पर वातावरण में $\mathrm{CO_2}$ के साथ अभिक्रिया होती है और $\mathrm{Na_2} \mathrm{CO_3}$ बनता है।

उपयोग: यह (i) साबुन, कागज, कृत्रिम रेशम और कई रासायनिक यौगिकों के उत्पादन में, (ii) तेल शोधन में, (iii) बॉक्साइट के शुद्धीकरण में, (iv) वस्त्र उद्योग में कॉटन फैब्रिक के मर्सराइज़ करने में, (v) शुद्ध वसा और तेल के तैयार करने में, और (vi) प्रयोगशाला रासायनिक प्रतिरोधक के रूप में उपयोग किया जाता है।

सोडियम हाइड्रोजन कार्बोनेट (बेकिंग सोडा), $\mathrm{NaHCO_3}$

सोडियम हाइड्रोजन कार्बोनेट को बेकिंग सोडा के रूप में जाना जाता है क्योंकि इसके गरम करने पर कार्बन डाइऑक्साइड के बुलबुले उत्पन्न होते हैं (जो केक या पेस्ट्री में छेद छोड़ते हैं और उन्हें हल्का और फुल्ला बनाते हैं)।

सोडियम हाइड्रोजनकार्बोनेट को सोडियम कार्बोनेट के घोल में कार्बन डाइऑक्साइड के साथ बर्फ करके बनाया जाता है। सोडियम हाइड्रोजनकार्बोनेट के सफेद क्रिस्टलीय पाउडर के कम विलेय होने के कारण यह अलग हो जाता है।

$\mathrm{Na_2} \mathrm{CO_3} + \mathrm{H_2} \mathrm{O} + \mathrm{CO_2} \rightarrow 2 \mathrm{NaHCO_3}$

सोडियम हाइड्रोजनकार्बोनेट त्वचा संक्रमण के लिए एक नरम एंटीसेप्टिक है। इसका उपयोग आग बुझाने के बर्बरों में किया जाता है।

10.5 सोडियम और पोटेशियम के जैविक महत्व

एक सामान्य $70 \mathrm{~kg}$ व्यक्ति में लगभग $90 \mathrm{~g}$ के $\mathrm{Na}$ और $170 \mathrm{~g}$ के $\mathrm{K}$ होते हैं, जबकि लोहा केवल $5 \mathrm{~g}$ और तांबा केवल $0.06 \mathrm{~g}$ होता है।

सोडियम आयन मुख्य रूप से कोशिकाओं के बाहर पाए जाते हैं, जो रक्त प्लाज्मा और कोशिकाओं के आसपास घिरे अंतर्कोशिक तरल में होते हैं। ये आयन तंत्रिका संकेतों के प्रसार में भाग लेते हैं, कोशिका झिल्लियों के माध्यम से पानी के प्रवाह को नियंत्रित करते हैं और शर्करा और एमिनो अम्ल को कोशिकाओं में पहुंचाने में सहायता करते हैं। सोडियम और पोटेशियम, भले ही रासायनिक रूप से बहुत समान हों, लेकिन उनकी कोशिका झिल्लियों के माध्यम से प्रवेश क्षमता, उनके परिवहन यंत्र और उनकी एंजाइमों को सक्रिय करने की क्षमता में वैसे भी अंतर होता है। इसलिए, पोटेशियम आयन कोशिका तरल में सबसे अधिक मात्रा में उपस्थित होते हैं, जहां वे कई एंजाइमों को सक्रिय करते हैं, ग्लूकोज के ऑक्सीकरण से ATP के उत्पादन में भाग लेते हैं और सोडियम के साथ तंत्रिका संकेतों के प्रसार में भी भाग लेते हैं।

कोशिका झिल्लियों के विपरीत ओर सोडियम और पोटेशियम आयनों की सांद्रता में बहुत बड़ा अंतर होता है। एक सामान्य उदाहरण के रूप में, रक्त प्लाज्मा में सोडियम की मात्रा $143 \mathrm{mmolL}^{-1}$ होती है, जबकि लाल रक्त कोशिकाओं में पोटेशियम की सांद्रता केवल $5 \mathrm{mmolL}^{-1}$ होती है। ये सांद्रता $10 \mathrm{mmolL}^{-1}\left(\mathrm{Na}^{+}\right)$ और $105 \mathrm{mmolL}^{-1}\left(\mathrm{~K}^{+}\right)$ तक पहुंच जाती है। इन आयनिक ढालों के अंतर के आधार पर यह स्पष्ट हो जाता है कि एक विभेदक यंत्र, जिसे सोडियम-पोटेशियम पंप कहा जाता है, कोशिका झिल्लियों पर कार्य करता है, जो एक शांत जानवर के द्वारा उपयोग किए गए ATP के एक तिहाई से अधिक खरच करता है और एक शांत मनुष्य में 24 घंटे में लगभग $15 \mathrm{~kg}$ खरच करता है।

10.6 समूह 2 तत्व : क्षार धातुएँ

समूह 2 तत्व बेरिलियम, मैग्नीशियम, कैल्शियम, स्ट्रॉंटियम, बेरियम और रेडियम हैं। ये आवर्त सारणी में क्षार धातुओं के बाद आते हैं। ये (बेरिलियम को छोड़कर) क्षार भूमि धातुएँ कहलाते हैं। पहला तत्व बेरिलियम अन्य सदस्यों से भिन्न है और एल्यूमिनियम के विकर्ण संबंध दिखाता है। क्षार भूमि धातुओं के परमाणु और भौतिक गुण तालिका 10.2 में दिखाए गए हैं।

10.6.1 इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

इन तत्वों में मूलक बाह्य कोश में $s$-कक्षक में दो इलेक्ट्रॉन होते हैं (तालिका 10.2)। इनका सामान्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास [नाभिकीय गैस] $n s^{2}$ के रूप में प्रस्तुत किया जा सकता है। क्षार धातुओं की तरह, इन तत्वों के यौगिक भी मुख्य रूप से आयनिक होते हैं।

10.6.2 परमाणु और आयनिक त्रिज्या

क्षार भूमि धातुओं की परमाणु और आयनिक त्रिज्या क्षार धातुओं की तुलना में छोटी होती हैं

तालिका 10.2 क्षार भूमि धातुओं के परमाणु और भौतिक गुण

| आयनन एन्थैल्पी (I) / kJ mol | 899 | 737 | 590 | 549 | 503 | 509 | | आयनन एन्थैल्पी (II) $/ \mathrm{kJ} \mathrm{mol}^{-1}$ | 1757 | 1450 | 1145 | 1064 | 965 | 979 | | जलयोजन एन्थैल्पी
(kJ/mol) | -2494 | -1921 | -1577 | -1443 | -1305 | - | | धात्विक
त्रिज्या / pm | 111 | 160 | 197 | 215 | 222 | - | | आयनिक त्रिज्या
$\mathrm{M}^{2+} / \mathrm{pm}$ | 31 | 72 | 100 | 118 | 135 | 148 | | गलनांक / K | 1560 | 924 | 1124 | 1062 | 1002 | 973 | | वाष्पनांक / K | 2745 | 1363 | 1767 | 1655 | 2078 | $(1973)$ | | घनत्व / $\mathrm{g} \mathrm{cm}^{-3}$ | 1.84 | 1.74 | 1.55 | 2.63 | 3.59 | $(5.5)$ | | मानक विभव
$E^{\ominus} / V$ लिए $\left(M^{2+} / M\right)$ | -1.97 | -2.36 | -2.84 | -2.89 | -2.92 | -2.92 | | लिथोस्फीयर में उपस्थिति | $2 $ | $2.76^{ }$ | $4.6^{ }$ | $384^{}$ | 390 * | $10^{-6 *}$ |

*ppm (प्रति मिलियन); ** वजन के अनुसार प्रतिशत

एक ही अवधि में संगत अल्कली धातुएं। इसका कारण इन तत्वों में बढ़ते नाभिकीय आवेश है। समूह में, परमाणु और आयनिक त्रिज्या परमाणु क्रमांक के बढ़ते साथ बढ़ती हैं।

10.6.3 आयनन एन्थैल्पी

अल्कली धातुएं अपने बड़े आकार के कारण निम्न आयनन एन्थैल्पी के कारण होती हैं। क्योंकि आकार ग्रुप के नीचे बढ़ता है, उनकी आयनन एन्थैल्पी कम हो जाती है (तालिका 10.2)। अल्कली धातुओं की पहली आयनन एन्थैल्पी उनके संगत समूह 1 धातुओं की आयनन एन्थैल्पी से अधिक होती है। इसका कारण उनके छोटे आकार के कारण है जो अल्कली धातुओं के तुलना में छोटे होते हैं। दिलचस्प बात यह है कि अल्कली धातुओं की दूसरी आयनन एन्थैल्पी उनके संगत अल्कली धातुओं की आयनन एन्थैल्पी से कम होती है।

10.6.4 जलयोजन एन्थैल्पी

अल्कली धातु आयनों की तरह, अल्कली धातु आयनों की जलयोजन एन्थैल्पी ग्रुप के नीचे आयनिक आकार के बढ़ते साथ कम होती है।

$$ \mathrm{Be}^{2+}>\mathrm{Mg}^{2+}>\mathrm{Ca}^{2+}>\mathrm{Sr}^{2+}>\mathrm{Ba}^{2+} $$

अल्कली धातु आयनों की जलयोजन एन्थैल्पी अल्कली धातु आयनों की जलयोजन एन्थैल्पी से अधिक होती है। इसलिए, अल्कली धातुओं के यौगिक अल्कली धातुओं के यौगिकों की तुलना में अधिक जलयोजित होते हैं, उदाहरण के लिए, $\mathrm{MgCl_2}$ और $\mathrm{CaCl_2}$ के रूप में $\mathrm{MgCl_2} \cdot 6 \mathrm{H_2} \mathrm{O}$ और $\mathrm{CaCl_2} \cdot 6 \mathrm{H_2} \mathrm{O}$ में मौजूद होते हैं, जबकि $\mathrm{NaCl}$ और $\mathrm{KCl}$ इस प्रकार के जलयोजित यौगिक नहीं बनाते।

10.6.5 भौतिक गुण

सामान्यतः एल्कली धातुएँ चांदी भूरे, चमकदार और लगभग नरम होती हैं लेकिन एल्कली धातुओं की तुलना में थोड़ी अधिक कठोर होती हैं। बेरिलियम और मैग्नीशियम कुछ भूरे रंग में दिखाई देते हैं। इन धातुओं के गलन और क्वथनांक एल्कली धातुओं के तुलना में अधिक होते हैं क्योंकि उनका आकार छोटा होता है। हालांकि, यह प्रवृत्ति नियमित नहीं होती। निम्न आयनन एंथैल्पी के कारण ये धातुएँ प्रकृति में बहुत विद्युत धनात्मक होती हैं। विद्युत धनात्मक गुण धातु समूह में बेरिलियम से बेरियम तक बढ़ता जाता है। कैल्शियम, स्ट्रॉंटियम और बेरियम क्रमशः चिह्नित ईंट के लाल, लाल और सेब के हरे रंग को अग्नि में प्रदान करते हैं। अग्नि में इलेक्ट्रॉन उच्च ऊर्जा स्तरों में उत्तेजित हो जाते हैं और जब वे मूल अवस्था में वापस आ जाते हैं, तो दृश्य लाल रोशनी के रूप में ऊर्जा उत्सर्जित होती है। बेरिलियम और मैग्नीशियम के इलेक्ट्रॉन अग्नि द्वारा उत्तेजित होने से बहुत मजबूत रूप से बंधे होते हैं। इसलिए, ये तत्व अग्नि को कोई रंग नहीं प्रदान करते हैं। कैल्शियम, स्ट्रॉंटियम और बेरियम के लिए अग्नि परीक्षण गुणित विश्लेषण और अग्नि फोटोमेट्री द्वारा अनुमान लगाने में सहायक होता है। एल्कली धातुओं की तरह, एल्कली धातुएँ उच्च विद्युत और ऊष्मा चालकता रखती हैं जो धातुओं के सामान्य गुण हैं।

10.6.6 रासायनिक गुण

एल्कली धातुएँ एल्कली धातुओं की तुलना में कम प्रतिक्रियाशील होती हैं। इन तत्वों की प्रतिक्रियाशीलता धातु समूह में नीचे जाने के साथ बढ़ती जाती है।

(i) हवा और पानी के प्रति प्रतिक्रियाशीलता: बेरिलियम और मैग्नीशियम के सतह पर ऑक्साइड फिल्म के निर्माण के कारण हवा और पानी के प्रति किनेटिक अक्रिय होते हैं। हालांकि, बेरिलियम के चूर्ण आग में जलाने पर चमकदार रूप से जलकर $\mathrm{BeO}$ और $\mathrm{Be_3} \mathrm{~N_2}$ बनाता है। मैग्नीशियम अधिक विद्युत धनात्मक होता है और हवा में जलकर $\mathrm{MgO}$ और $\mathrm{Mg_3} \mathrm{~N_2}$ बनाता है। कैल्शियम, स्ट्रॉंटियम और बेरियम हवा के साथ तेजी से अभिक्रिया करते हैं और ऑक्साइड और नाइट्राइड बनाते हैं। वे ठंडे में भी पानी के साथ अभिक्रिया करते हैं और हाइड्रॉक्साइड बनाते हैं।

(ii) हैलोजन के प्रति अभिक्रियाशीलता: सभी क्षार धातुएँ उच्च तापमान पर हैलोजन के साथ संयोजित होकर अपने हैलाइड बनाती हैं।

$$ \mathrm{M}+\mathrm{X_2} \rightarrow \mathrm{MX_2}(\mathrm{X}=\mathrm{F}, \mathrm{Cl}, \mathrm{Br}, 1) $$

$\left(\mathrm{NH_4}\right)_{2} \mathrm{BeF_4}$ के तापीय अपघटन अपेक्षाकृत सर्वोत्तम विधि है $\mathrm{BeF_2}$ के तैयार करने के लिए, और $\mathrm{BeCl_2}$ को ऑक्साइड से सुविधापूर्वक बनाया जा सकता है।

$$\mathrm{BeO} + \mathrm{C} + \mathrm{Cl_2} \xrightarrow{\text{600 - 800 K}} \mathrm{BeCl_2} + \mathrm{CO}$$

(iii) हाइड्रोजन के प्रति अभिक्रियाशीलता: सभी तत्व, बेरिलियम के अतिरिक्त, गरम करने पर हाइड्रोजन के साथ संयोजित होकर अपने हाइड्राइड, $\mathrm{MH_2}$ बनाते हैं।

$\mathrm{BeH_2}$ को बेरिलियम क्लोराइड $\mathrm{BeCl_2}$ के अभिक्रिया लिथियम ऐलुमिनियम हाइड्राइड $\mathrm{LiAlH_4}$ के साथ बनाया जा सकता है।

$2 \mathrm{BeCl_2}+\mathrm{LiAlH_4} \rightarrow 2 \mathrm{BeH_2}+\mathrm{LiCl}+\mathrm{AlCl_3}$

(iv) अम्ल के प्रति अभिक्रियाशीलता: क्षार धातुएँ अम्लों के साथ तेजी से अभिक्रिया करती हैं जिससे डाइहाइड्रोजन उत्सर्जित होता है।

$\mathrm{M}+2 \mathrm{HCl} \rightarrow \mathrm{MCl_2}+\mathrm{H_2}$

(v) अपचायक प्रकृति: जैसे कि क्षार धातुएँ, क्षार धातुएँ भी शक्तिशाली अपचायक एजेंट होती हैं। इसका संकेत उनके अपचायक विभव के बड़े नकारात्मक मानों द्वारा दिया जाता है (सारणी 10.2)। हालाँकि उनकी अपचायक शक्ति उनके संगत क्षार धातुओं की अपेक्षा कम होती है। बेरिलियम के अपचायक गुण उसके $\mathrm{Be}^{2+}$ आयन के छोटे आकार के साथ संबद्ध बड़ी हाइड्रोलाइज़ेशन ऊर्जा और धातु के परमाणुक ऊष्मा के सापेक्ष बड़े मान के कारण होते हैं।

(vi) तरल अमोनिया में विलय: जैसे कि क्षार धातुएँ, क्षार धातुएँ तरल अमोनिया में घुलकर गहरे नीले काले विलय बनाती हैं जिनमें अमोनिया आयन बनते हैं।

$\mathrm{M}+(\mathrm{x}+\mathrm{y}) \mathrm{NH_3} \rightarrow \left[\mathrm{M} \left(\mathrm{NH_3} \right)_x\right]^{2+}+2 \left[\mathrm{e}\left(\mathrm{NH_3} \right)_Y \right]^{-}$

इन विलयों से अमोनिया लवण, $\left[\mathrm{M}\left(\mathrm{NH_3}\right)_{6}\right]^{2+}$ को पुनः प्राप्त किया जा सकता है।

10.6.7 उपयोग

बेरिलियम के एलॉय के निर्माण में उपयोग किया जाता है। कॉपर-बेरिलियम एलॉय उच्च शक्ति वाले स्प्रिंग के निर्माण में उपयोग किया जाता है। धात्विक बेरिलियम एक्स-रे ट्यूब के विंडो के निर्माण में उपयोग किया जाता है। मैग्नीशियम एल्यूमिनियम, जिंक, मैंगनीज और टिन के साथ एलॉय बनाता है। मैग्नीशियम-एल्यूमिनियम एलॉय लंबाई में हल्के होते हैं और विमान निर्माण में उपयोग किया जाता है। मैग्नीशियम (पाउडर और रिबन) फ्लैश पाउडर और बल्ब, आग लगाने वाले बम और संकेतों में उपयोग किया जाता है। मैग्नीशि हाइड्रॉक्साइड के जल में अविलेपन (जिसे मैग्नीशियम के दूध कहा जाता है) चिकित्सा में एंटीएसिड के रूप में उपयोग किया जाता है। मैग्नीशियम कार्बोनेट दांत के पेस्ट का एक घटक होता है। कैल्शियम ऑक्साइड वाले धातुओं के निष्कर्षण में उपयोग किया जाता है जो कार्बन के साथ कम घटित होने वाले होते हैं। कैल्शियम और बेरियम धातुएं, उच्च तापमान पर ऑक्सीजन और नाइट्रोजन के साथ अभिक्रिया करने के कारण, वैक्यूम ट्यूब से हवा निकालने के लिए अक्सर उपयोग किया जाता है। रेडियम लवण रेडियोथेरेपी में उपयोग किया जाता है, उदाहरण के लिए, कैंसर के उपचार में।

10.7 अल्कली धातुओं के यौगिकों की सामान्य विशेषताएं

समूह 2 तत्वों के द्विधन ऑक्सीकरण अवस्था $\left(\mathrm{M}^{2+}\right)$ उपस्थिति के प्रमुख वैलेंस होती है। अल्कली धातुएं यौगिक बनाती हैं जो आमतौर पर आयनिक होते हैं लेकिन अल्कली धातुओं के संगत यौगिकों की तुलना में कम आयनिक होते हैं। इसका कारण बढ़े हुए नाभिकीय आवेश और छोटे आकार होता है। बेरिलियम और मैग्नीशियम के ऑक्साइड और अन्य यौगिक बड़े आकार वाले तत्वों ( $\mathrm{Ca}, \mathrm{Sr}, \mathrm{Ba})$ के बनाए गए यौगिकों की तुलना में अधिक सहसंयोजक होते हैं। अल्कली धातुओं के कुछ यौगिकों की सामान्य विशेषताएं नीचे दी गई हैं।

(i) ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड: अल्कली धातुएं ऑक्सीजन में जलाकर मोनोऑक्साइड, MO बनाती हैं जो बेरिलियम ऑक्साइड के अलावा सभी के रॉक-सॉल्ट संरचना होती है। बेरिलियम ऑक्साइड आधुनिक प्रकृति के होते हैं। इन ऑक्साइड के उत्पादन एंथैल्पी बहुत उच्च होते हैं और इसलिए वे गर्मी के साथ बहुत स्थायी होते हैं। $\mathrm{BeO}$ अम्लीय और क्षारीय होता है जबकि अन्य तत्वों के ऑक्साइड आयनिक प्रकृति के होते हैं। इन ऑक्साइड में से सभी बेरिलियम ऑक्साइड के अलावा क्षारीय प्रकृति के होते हैं और जल के साथ अल्प घुलनशील हाइड्रॉक्साइड बनाते हैं।

$$ \mathrm{MO}+\mathrm{H_2} \mathrm{O} \rightarrow \mathrm{M}(\mathrm{OH})_{2} $$

इन हाइड्रॉक्साइड के विलेयता, तापीय स्थायित्व और क्षारकीय प्रकृति आवर्त सारणी में बढ़ते वर्ग के बढ़ते परमाणु क्रमांक से $\mathrm{Mg}(\mathrm{OH})_2$ से $\mathrm{Ba}(\mathrm{OH})_2$ तक बढ़ती जाती है। हालांकि, क्षार धातु हाइड्रॉक्साइड कम क्षारकीय और कम स्थायी होते हैं। बेरिलियम हाइड्रॉक्साइड अम्ल और क्षार दोनों के साथ अभिक्रिया करता है, इसलिए इसकी प्रकृति अम्लीय और क्षारीय दोनों है।

$$ \begin{aligned} & \mathrm{Be}(\mathrm{OH})_2+2 \mathrm{OH}^{-} \rightarrow \underset{\text { Beryllate ion }}{\left[\mathrm{Be}(\mathrm{OH})_4 \right]^{2-}} \\ & \mathrm{Be}(\mathrm{OH})_2+2 \mathrm{HCl}+2 \mathrm{H_2} \mathrm{O} \rightarrow \left[\mathrm{Be}(\mathrm{OH})_4\right] \mathrm{Cl_2} \end{aligned} $$

(ii) हैलाइड: बेरिलियम के हैलाइड के अलावा, सभी अन्य क्षार धातु हैलाइड आयनिक प्रकृति के होते हैं। बेरिलियम हैलाइड आधिकांशतः सहसंयोजक होते हैं और कार्बनिक विलायक में विलेय होते हैं। ठोस अवस्था में बेरिलियम क्लोराइड की संरचना एक श्रृंखला के रूप में होती है, जैसा कि नीचे दिखाया गया है:

वाष्प अवस्था में $\mathrm{BeCl_2}$ क्लोरो-जुड़े डाइमर के रूप में बनता है जो लगभग $1200 \mathrm{~K}$ के उच्च तापमान पर रैखिक एकल अणु में वियोजित हो जाता है। हैलाइड जलीय यौगिक के निर्माण की प्रवृत्ति वर्ग के नीचे जाने से धीरे-धीरे कम होती जाती है (उदाहरण के लिए, $\mathrm{MgCl_2} \cdot 8 \mathrm{H_2} \mathrm{O}, \mathrm{CaCl_2} \cdot 6 \mathrm{H_2} \mathrm{O}, \mathrm{SrCl_2} \cdot 6 \mathrm{H_2} \mathrm{O}$ और $\mathrm{BaCl_2} \cdot 2 \mathrm{H_2} \mathrm{O}$)। $\mathrm{Ca}, \mathrm{Sr}$ और $\mathrm{Ba}$ के हैलाइड जलीय यौगिक के जलयोजन को गर्म करके प्राप्त किया जा सकता है; हालांकि, बेरिलियम और मैग्नीशियम के जलीय हैलाइड गर्म करने पर हाइड्रोलिज़ कर देते हैं। फ्लोराइड की विलेयता चलोराइड की तुलना में कम होती है क्योंकि इनकी ऊँची लेटिस ऊर्जा होती है।

(iii) ऑक्सोएसिड के लवण: क्षार धातुएं ऑक्सोएसिड के लवण भी बनाती हैं। इनमें कुछ निम्नलिखित हैं:

कार्बोनेट: क्षार धातुओं के कार्बोनेट जल में अविलेप्य होते हैं और इन्हें जलीय विलयन में इन धातुओं के विलेय लवण के विलयन में सोडियम या एमोनियम कार्बोनेट के विलयन के योग करके अवक्षेपित किया जा सकता है। जल में कार्बोनेट के विलेयता कम होती जाती है जैसे धातु आयन के परमाणु क्रमांक बढ़ता है। सभी कार्बोनेट गरम करने पर कार्बन डाइऑक्साइड और ऑक्साइड देते हैं। बेरिलियम कार्बोनेट अस्थायी होता है और केवल $\mathrm{CO_2}$ के वातावरण में रखा जा सकता है। तापीय स्थायिता धनात्मक आयन के आकार के बढ़ते होने के साथ बढ़ती है।

सल्फेट: क्षार धातुओं के सल्फेट सभी सफेद ठोस होते हैं और गरम करने पर स्थायी होते हैं। $\mathrm{BeSO_4}$, और $\mathrm{MgSO_4}$ जल में आसानी से विलेय होते हैं; विलेयता $\mathrm{CaSO_4}$ से $\mathrm{BaSO_4}$ तक घटती जाती है। $\mathrm{Be}^{2+}$ और $\mathrm{Mg}^{3+}$ आयनों के बड़े हाइड्रेशन एंथैल्पी लेटिस एंथैल्पी कारक को परास्थापित कर देते हैं और इसलिए इनके सल्फेट जल में विलेय होते हैं।

नाइट्रेट: नाइट्रेट कार्बोनेट के विलयन को तनु नाइट्रिक अम्ल में घोलकर बनाए जाते हैं। मैग्नीशियम नाइट्रेट छह अणु जल के साथ क्रिस्टलीकृत होता है, जबकि बेरियम नाइट्रेट अनहाइड्रोस लवण के रूप में क्रिस्टलीकृत होता है। इस बारे में फिर से देखा जा सकता है कि आकार के बढ़ते होने और हाइड्रेशन एंथैल्पी के घटते होने के साथ जलीय अवक्षेप के गठन की प्रवृत्ति कम होती जाती है। सभी इनके गरम करने पर ऑक्साइड देते हैं जैसे लिथियम नाइट्रेट।

$$ \begin{aligned} & 2 \mathrm{M}\left(\mathrm{NO_3}\right)_{2} \rightarrow 2 \mathrm{MO}+4 \mathrm{NO_2}+\mathrm{O_2} \\ & (\mathrm{M}=\mathrm{Be}, \mathrm{Mg}, \mathrm{Ca}, \mathrm{Sr}, \mathrm{Ba}) \end{aligned} $$

समस्या 10.4

क्षार धातुओं के हाइड्रॉक्साइड के जल में विलेयता समूह के नीचे जाने पर क्यों बढ़ती है?

हल

क्षार धातुओं के हाइड्रॉक्साइड में एनियन सामान होता है इसलिए धनात्मक आयन की त्रिज्या लेटिस एंथैल्पी पर प्रभाव डालती है। चूंकि आयनिक आकार बढ़ने के साथ लेटिस एंथैल्पी काफी अधिक घटती है जबकि हाइड्रेशन एंथैल्पी कम घटती है, इसलिए विलेयता समूह के नीचे जाने पर बढ़ती है।

समस्या 10.5

क्षार धातुओं के कार्बोनेट और सल्फेट के जल में विलेयता समूह के नीचे जाने पर क्यों घटती है?

हल

एनियन के आकार काफी बड़े होने के कारण, एक विशिष्ट समूह में लेटिस एंथैल्पी लगभग स्थिर रहती है। चूंकि एक समूह में नीचे जाने पर हाइड्रोलाइज़ेशन एंथैल्पी कम होती जाती है, अतः विलेयता कम होती जाती है, जैसा कि कार्बोनेट और सल्फेट के अल्कली धातुओं में पाया जाता है।

10.8 बेरिलियम का असामान्य व्यवहार

बेरिलियम, समूह 2 धातुओं के पहला सदस्य, मैग्नीशियम और अन्य सदस्यों की तुलना में असामान्य व्यवहार दिखाता है। इसके अतिरिक्त, इसका विकर्ण संबंध एल्यूमिनियम से होता है, जिसकी चर्चा बाद में की जाएगी।

(i) बेरिलियम के अत्यधिक छोटे परमाणु और आयनिक आकार होते हैं और अतः इसकी अन्य सदस्यों के साथ तुलना नहीं हो सकती। उच्च आयनीकरण एंथैल्पी और छोटे आकार के कारण यह अधिकतर सहसंयोजक यौगिक बनाता है जो आसानी से हाइड्रोलाइज़ हो जाते हैं।

(ii) बेरिलियम के समन्वय संख्या चार से अधिक नहीं होती क्योंकि इसके मूलक बाह्य बर्तन में केवल चार ऑर्बिटल होते हैं। समूह के बाकी सदस्य $d$-ऑर्बिटल के उपयोग के द्वारा समन्वय संख्या छह हो सकती है। (iii) बेरिलियम के ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड, जैसा कि समूह में अन्य तत्वों के हाइड्रॉक्साइड के विपरीत, अम्लीय और क्षारीय दोनों गुणों वाले होते हैं।

10.8.1 बेरिलियम और एल्यूमिनियम के विकर्ण संबंध

$\mathrm{Be}^{2+}$ के आयनिक त्रिज्या का अनुमान $31 \mathrm{pm}$ होता है; आवेश/त्रिज्या अनुपात $\mathrm{Al}^{3+}$ आयन के अनुपात के लगभग समान होता है। अतः बेरिलियम कई तरह से एल्यूमिनियम के समान होता है। कुछ समानताएं निम्नलिखित हैं:

(i) एल्यूमिनियम की तरह, बेरिलियम के सतह पर ऑक्साइड फिल्म के कारण अम्लों से आसानी से अभिक्रिया नहीं करता।

(ii) बेरिलियम हाइड्रॉक्साइड अतिरिक्त क्षार के साथ अपघटित होकर बेरिलेट आयन, $\left[\mathrm{Be}(\mathrm{OH})_4\right]^{2-}$ बनाता है, जैसा कि एल्यूमिनियम हाइड्रॉक्साइड अलुमिनेट आयन, $\left[\mathrm{Al}(\mathrm{OH})_4\right]^{-}$ बनाता है।

(iii) बेरिलियम और एल्यूमिनियम के क्लोराइड वाष्प अवस्था में $\mathrm{Cl}^{-}$ संलग्न क्लोराइड संरचना रखते हैं। दोनों क्लोराइड आवश्यक विलेय होते हैं और मजबूत लुईस अम्ल होते हैं। वे फ्रेडेल-क्राफ्ट कैटलिस्ट के रूप में उपयोग किए जाते हैं।

(iv) बेरिलियम और एल्यूमिनियम आयन जटिल बनाने के तेज प्रवृत्ति रखते हैं, $\mathrm{BeF_4}{ }^{2-}, \mathrm{AlF_6}{ }^{3-}$।

10.9 कैल्शियम के कुछ महत्वपूर्ण यौगिक

कैल्शियम के महत्वपूर्ण यौगिक हैं: कैल्शियम ऑक्साइड, कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड, कैल्शियम सल्फेट, कैल्शियम कार्बोनेट और सीमेंट। ये औद्योगिक रूप से महत्वपूर्ण यौगिक हैं। इन यौगिकों के बड़े पैमाने पर तैयार करने और उनके उपयोगों का वर्णन नीचे दिया गया है।

कैल्शियम ऑक्साइड या तेज चूना, $\mathrm{CaO}$

यह एक व्यापारिक पैमाने पर चूना पत्थर $\left(\mathrm{CaCO_3}\right)$ को एक घूर्णी किल्न में 1070-1270 K तापमान पर गरम करके तैयार किया जाता है।

$$\mathrm{CaCO_3} \xrightarrow{\text{ heat }} \mathrm{CaO} + \mathrm{CO_2}$$

कार्बन डाइऑक्साइड के उत्पादन के तुरंत बाद इसे हटा दिया जाता है ताकि अभिक्रिया पूर्ण रूप से हो सके।

कैल्शियम ऑक्साइड एक सफेद अमोर्फ ठोस है। इसका पिघलने का बिंदु $2870 \mathrm{~K}$ है। वातावरण के संपर्क में आने पर यह आर्द्रता और कार्बन डाइऑक्साइड अवशोषित करता है।

$$ \begin{aligned} & \mathrm{CaO}+\mathrm{H_2} \mathrm{O} \rightarrow \mathrm{Ca}(\mathrm{OH})_{2} \\ & \mathrm{CaO}+\mathrm{CO_2} \rightarrow \mathrm{CaCO_3} \end{aligned} $$

कम मात्रा में पानी के जोड़ने से चूना के गुच्छे को टूट जाता है। इस प्रक्रिया को चूना के बर्फीले बनाने कहते हैं। तेज चूना सोडियम के साथ मिलकर सोडा लाइम के ठोस बनाता है। एक बेसिक ऑक्साइड होने के कारण, यह उच्च तापमान पर अम्लीय ऑक्साइडों के साथ संयोजित होता है।

$$ \begin{aligned} & \mathrm{CaO}+\mathrm{SiO_2} \rightarrow \mathrm{CaSiO_3} \\ & 6 \mathrm{CaO}+\mathrm{P_4} \mathrm{O_10} \rightarrow 2 \mathrm{Ca_3}\left(\mathrm{PO_4}\right)_{2} \end{aligned} $$

उपयोग:

(i) यह सीमेंट निर्माण के लिए महत्वपूर्ण प्राथमिक सामग्री है और एल्कली के सबसे सस्ते रूप है।

(ii) इसका उपयोग कॉस्टिक सोडा से सोडियम कार्बोनेट निर्माण में किया जाता है।

(iii) इसका उपयोग चीनी के शुद्धीकरण और रंग वस्तुओं के निर्माण में किया जाता है।

कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड (बर्फीला चूना), $\mathrm{Ca}(\mathrm{OH})_{2}$ कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड को तेज चूना $\mathrm{CaO}$ में पानी मिलाकर बनाया जाता है।

यह एक सफेद अमोर्फ पाउडर है। यह पानी में कम घुलनशील है। जलीय घोल को चूना पानी कहते हैं और बर्फीला चूना के जलीय अवतलन को चूना दूध कहते हैं।

कार्बन डाइऑक्साइड को लाइम वॉटर में प्रवाहित करने पर इसके कारण कैल्शियम कार्बोनेट के निर्माण के कारण यह दूध जैसा दिखाई देता है।

$$ \mathrm{Ca}(\mathrm{OH})_{2}+\mathrm{CO_2} \rightarrow \mathrm{CaCO_3}+\mathrm{H_2} \mathrm{O} $$

कार्बन डाइऑक्साइड के अतिरिक्त प्रवाहित करने पर, अवक्षेपण घोल बनाता है जिसमें कैल्शियम हाइड्रोजन कार्बोनेट बनता है।

$$ \mathrm{CaCO_3}+\mathrm{CO_2}+\mathrm{H_2} \mathrm{O} \rightarrow \mathrm{Ca}\left(\mathrm{HCO_3}\right)_{2} $$

लाइम वॉटर क्लोरीन के साथ अभिक्रिया करता है और ब्लीचिंग पाउडर के घटक होने वाले हाइपोक्लोराइट का निर्माण करता है।

$$ 2 \mathrm{Ca}(\mathrm{OH})_2+2 \mathrm{Cl_2} \rightarrow \mathrm{CaCl_2}+\underset{\substack{\text { Bleaching powder }}}{\mathrm{Ca}(\mathrm{OCl})_2}+2 \mathrm{H_2} \mathrm{O} $$

उपयोग:

(i) इसका उपयोग बर्फी बनाने के लिए एक बिल्डिंग सामग्री के रूप में किया जाता है। (ii) इसका उपयोग अपच रोकने के लिए इसके एंटीसेप्टिक प्रकृति के कारण किया जाता है।

(iii) इसका उपयोग कांच बनाने में, तांग के उद्योग में, ब्लीचिंग पाउडर के निर्माण में और चीनी के प्रसंस्करण में किया जाता है।

कैल्शियम कार्बोनेट, $\mathrm{CaCO_3}$

कैल्शियम कार्बोनेट प्रकृति में लाइमस्टोन, चाक, मार्बल आदि रूपों में पाया जाता है। इसे लाइम वॉटर में कार्बन डाइऑक्साइड प्रवाहित करके या कैल्शियम क्लोराइड में सोडियम कार्बोनेट के योग करके बनाया जा सकता है।

$\mathrm{Ca}(\mathrm{OH})_{2}+\mathrm{CO_2} \rightarrow \mathrm{CaCO_3}+\mathrm{H_2} \mathrm{O}$

$\mathrm{CaCl_2}+\mathrm{Na_2} \mathrm{CO_3} \rightarrow \mathrm{CaCO_3}+2 \mathrm{NaCl}$

कार्बन डाइऑक्साइड के अतिरिक्त बर्बादी को बर्बाद कर देना चाहिए क्योंकि इससे जल विलेय कैल्शियम हाइड्रोजन कार्बोनेट के निर्माण के लिए जाता है।

कैल्शियम कार्बोनेट एक सफेद फ्लूएट पाउडर है। यह पानी में लगभग अविलेय है। जब इसे $1200 \mathrm{~K}$ तक गरम किया जाता है, तो यह कार्बन डाइऑक्साइड उत्सर्जित करके विघटित हो जाता है।

$$ \mathrm{CaCO_3} \xrightarrow{1200 \mathrm{~K}} \mathrm{CaO}+\mathrm{CO_2} $$

यह तनु अम्ल के साथ अभिक्रिया करता है और कार्बन डाइऑक्साइड उत्सर्जित करता है।

$\mathrm{CaCO_3}+2 \mathrm{HCl} \rightarrow \mathrm{CaCl_2}+\mathrm{H_2} \mathrm{O}+\mathrm{CO_2}$

$\mathrm{CaCO_3}+\mathrm{H_2} \mathrm{SO_4} \rightarrow \mathrm{CaSO_4}+\mathrm{H_2} \mathrm{O}+\mathrm{CO_2}$

उपयोग:

यह मार्बल के रूप में एक बिल्डिंग मटीरियल के रूप में उपयोग किया जाता है और तेज चूना बनाने में भी उपयोग किया जाता है। कैल्शियम कार्बोनेट के साथ मैग्नीशियम कार्बोनेट का उपयोग लोहा जैसे धातुओं के निष्कर्षण में एक फ्लक्स के रूप में किया जाता है। विशेष रूप से अपसादित $\mathrm{CaCO_3}$ उच्च गुणवत्ता वाले कागज के निर्माण में व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। यह एंटीएसिड, टूथपेस्ट में एक नरम अपघर्षक, चूषण गम का एक घटक और कोस्मेटिक्स में एक भरण पदार्थ के रूप में भी उपयोग किया जाता है।

कैल्शियम सल्फेट (प्लास्टर ऑफ पैरिस), $\mathrm{CaSO_4} \cdot \mathrm{H_2} \mathrm{O}$

यह कैल्शियम सल्फेट का एक हेमीहाइड्रेट है। जब ग्लास्टर, $\mathrm{CaSO_4} \cdot 2 \mathrm{H_2} \mathrm{O}$, को $393 \mathrm{~K}$ तक गरम किया जाता है तो इसके अर्जित जल के रूप में प्राप्त किया जाता है।

$2\left(\mathrm{CaSO_4} \cdot 2 \mathrm{H_2} \mathrm{O}\right) \rightarrow 2\left(\mathrm{CaSO_4}\right) \cdot \mathrm{H_2} \mathrm{O}+3 \mathrm{H_2} \mathrm{O}$

$393 \mathrm{~K}$ से ऊपर, क्रिस्टलीकरण जल के रूप में कोई बचा नहीं रहता और एनहाइड्रोस कैल्शियम सल्फेट, $\mathrm{CaSO_4}$ बनता है। इसे ‘डेड बर्न्ट प्लास्टर’ के रूप में जाना जाता है।

इसका एक विशिष्ट गुण जल के साथ सेट होना है। जब इसे उचित मात्रा में जल के साथ मिलाया जाता है तो एक प्लास्टिक मात्रा बनती है जो 5 से 15 मिनट के भीतर एक कठोर ठोस में बदल जाती है।

उपयोग:

प्लास्टर ऑफ पैरिस का सबसे बड़ा उपयोग बिल्डिंग उद्योग और प्लास्टर में होता है। यह एक बीमारी या टोंग के टूटे होने पर उस भाग को ठीक करने में उपयोग किया जाता है। यह दंत चिकित्सा में, सजावटी कार्य में और मूर्तियों और चेहरे के छाप बनाने में भी उपयोग किया जाता है।

सीमेंट: सीमेंट एक महत्वपूर्ण बिल्डिंग मटीरियल है। इसका पहला उपयोग इंग्लैंड में 1824 में जोसेफ एस्पडिन द्वारा किया गया था। इसे पोर्टलैंड सीमेंट के रूप में भी जाना जाता है क्योंकि यह इंग्लैंड के पोर्टलैंड द्वीप पर खाने वाले प्राकृतिक चूना पत्थर के समान होता है।

सीमेंट एक उत्पाद है जिसे लाइम के एक धनी वस्तु, $\mathrm{CaO}$ के साथ अन्य वस्तुओं के संयोजन से प्राप्त किया जाता है, जैसे कि चूना जो सिलिकॉन, $\mathrm{SiO_2}$ के साथ एल्यूमिनियम, लोहा और मैग्नीशियम के ऑक्साइड के साथ शामिल होता है। पोर्टलैंड सीमेंट की औसत संरचना इस प्रकार है: $\mathrm{CaO}, 50-$ $60 % ; \mathrm{SiO_2}, 20-25 % ; \mathrm{Al_2} \mathrm{O_3}, 5-10 % ; \mathrm{MgO}, 2-$ $3 % ; \mathrm{Fe_2} \mathrm{O_3}, 1-2 %$ और $\mathrm{SO_3}, 1-2 %$। एक अच्छी गुणवत्ता वाले सीमेंट के लिए, सिलिकॉन $\left(\mathrm{SiO_2}\right)$ के अपेक्षक एल्यूमिनियम $\left(\mathrm{Al_2} \mathrm{O_3}\right)$ के अनुपात के बीच 2.5 से 4 के बीच होना चाहिए और लाइम $(\mathrm{CaO})$ के अनुपात के लिए सिलिकॉन $\left(\mathrm{SiO_2}\right)$, एल्यूमिनियम $\left(\mathrm{Al_2} \mathrm{O_3}\right)$ और लोहा $\left(\mathrm{Fe_2} \mathrm{O_3}\right)$ के ऑक्साइड के कुल के लगभग 2 के बराबर होना चाहिए।

The raw materials for the manufacture of cement are limestone and clay. When clay and lime are strongly heated together they fuse and react to form ‘cement clinker’. This clinker is mixed with $2-3 %$ by weight of gypsum $\left(\mathrm{CaSO_4} \cdot 2 \mathrm{H_2} \mathrm{O}\right)$ to form cement. Thus important ingredients present in Portland cement are dicalcium silicate $\left(\mathrm{Ca_2} \mathrm{SiO_4}\right) 26 %$, tricalcium silicate $\left(\mathrm{Ca_3} \mathrm{SiO_5}\right) 51 %$ and tricalcium aluminate $\left(\mathrm{Ca_3} \mathrm{Al_2} \mathrm{O_6}\right) 11 %$.

सीमेंट के घनत्व के लिए आवश्यक अधिकांश सामग्री चूना और चिट्टी होते हैं। जब चिट्टी और चूना एक साथ तीव्र गर्मी के साथ गर्म किया जाता है तो वे मिलकर एक गलियां बनाते हैं और एक रासायनिक प्रतिक्रिया के द्वारा ‘सीमेंट क्लिंकर’ बनाते हैं। इस क्लिंकर को $2-3 %$ भार के ग्यास्प द्वारा मिश्रित करके सीमेंट बनाया जाता है। इस प्रकार पोर्टलैंड सीमेंट में मौजूद महत्वपूर्ण घटक हैं द्विसंयोजक सिलिकेट $\left(\mathrm{Ca_2} \mathrm{SiO_4}\right) 26 %$, त्रिसंयोजक सिलिकेट $\left(\mathrm{Ca_3} \mathrm{SiO_5}\right) 51 %$ और त्रिसंयोजक एल्यूमिनेट $\left(\mathrm{Ca_3} \mathrm{Al_2} \mathrm{O_6}\right) 11 %$।

सीमेंट के सेटिंग: जब सीमेंट पानी के साथ मिश्रित किया जाता है तो इसका सेटिंग होता है और एक कठोर द्रव्यमान बनता है। इसका कारण घटकों के अणुओं के जलयोजन और उनके पुनर्व्यवस्थित होना है। ग्यास्प के जोड़ने का उद्देश्य केवल सीमेंट के सेटिंग प्रक्रिया को धीमा करना है ताकि यह पर्याप्त रूप से कठोर हो सके।

उपयोग: सीमेंट किसी भी देश के लिए लोहा और इस्पात के बाद राष्ट्रीय आवश्यकता का एक वस्तु बन गया है। इसका उपयोग मोमबत्ती और बल्ब के बनाने में, ब्रिज, बांध और इमारतों के निर्माण में किया जाता है।

10.10 मैग्नीशियम और कैल्शियम के जैविक महत्व

एक वयस्क शरीर में लगभग $25 \mathrm{~g}$ के $\mathrm{Mg}$ और $1200 \mathrm{~g}$ के Ca होते हैं, जो केवल $5 \mathrm{~g}$ के लोहा और $0.06 \mathrm{~g}$ के कॉपर के बराबर है। मनुष्य के शरीर में दैनिक आवश्यकता के अनुमान के अनुसार $200-300 \mathrm{mg}$ होती है।

सभी एंजाइम जो ATP का उपयोग करते हैं और फॉस्फेट के स्थानांतरण के लिए आवश्यक होते हैं, मैग्नीशियम को एक सहसंयोजक के रूप में आवश्यकता होती है। पौधों में प्रकाश के अवशोषण के लिए मुख्य रंग पौधों में क्लोरोफिल होता है जो मैग्नीशियम के रूप में होता है। शरीर के लगभग $99 %$ कैल्शियम अस्थि और दांत में मौजूद होता है। यह भी न्यूरोमस्कुलर कार्य, न्यूरोन के बीच संचार, सेल मेम्ब्रेन की एकता और रक्त के थक्का बनने में महत्वपूर्ण भूमिका निभाता है। रक्त में कैल्शियम की सांद्रता लगभग $100 \mathrm{mgL}^{-1}$ के आसपास बनाए रखी जाती है। इसे दो हार्मोन द्वारा बनाए रखा जाता है: कैल्सिटोनिन और पैराथाइरॉइड हार्मोन। क्या आप जानते हैं कि अस्थि एक अक्रिय और अपरिवर्तनीय पदार्थ नहीं है बल्कि इसके घोलन और पुनः निर्माण के लिए मनुष्य में प्रतिदिन $400 \mathrm{mg}$ के आसपास बदलाव होता है? इस सभी कैल्शियम रक्त में गुजरता है।

सारांश

तत्वों के आवर्त सारणी के s-ब्लॉक में समूह 1 (क्षार धातुएं) और समूह 2 (क्षारीय भूमि धातुएं) शामिल होते हैं। इन्हें इनके ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड के क्षारीय प्रकृति के कारण इस तरह नामित किया गया है। क्षार धातुएं एक s-इलेक्ट्रॉन के कारण चिह्नित होती हैं और क्षारीय भूमि धातुएं अपने परमाणु के बाह्य कोश में दो $s$-इलेक्ट्रॉन के कारण चिह्नित होती हैं। ये उच्च अभिक्रियाशील धातुएं होती हैं जो क्रमशः एक धनायन $\left(\mathbf{M}^{+}\right)$ और दो धनायन $\left(\mathbf{M}^{2+}\right)$ बनाती हैं।

क्षार धातुओं के भौतिक और रासायनिक गुणों में बढ़ते परमाणु क्रमांक के साथ एक सामान्य श्रेणी दिखाई देती है। परमाणु और आयनिक आकार बढ़ते हैं और आयनन एंथैल्पी श्रृंखला रूप से घटती है। क्षारीय भूमि धातुओं के गुणों में भी इस तरह की श्रेणी देखी जाती है।

इन समूहों में पहला तत्व, समूह 1 में लिथियम और समूह 2 में बेरिलियम, अगले समूह के दूसरे सदस्य के समान गुण दिखाते हैं। इस तरह के समानताओं को आवर्त सारणी में ‘कोणीय संबंध’ के रूप में जाना जाता है। इसलिए इन तत्वों को उनके समूह के गुणों के संदर्भ में असामान्य माना जाता है।

क्षार धातुएं चांदी भूमि, नरम और कम पिघलने वाली होती हैं। वे बहुत अभिक्रियाशील होती हैं। क्षाढ़ धातुओं के यौगिक आमतौर पर आयनिक होते हैं। इनके ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड पानी में घुलकर मजबूत क्षार बनाते हैं। सोडियम के महत्वपूर्ण यौगिकों में सोडियम कार्बोनेट, सोडियम क्लोराइड, सोडियम हाइड्रॉक्साइड और सोडियम हाइड्रोजन कार्बोनेट शामिल हैं। सोडियम हाइड्रॉक्साइड को कास्टनर-केल्नर प्रक्रिया द्वारा निर्मित किया जाता है और सोडियम कार्बोनेट को सोल्वे प्रक्रिया द्वारा।

क्षारीय भूमि धातुओं के रासायनिक गुण क्षार धातुओं के बहुत समान होते हैं। हालांकि, क्षारीय भूमि धातुओं के मामले में परमाणु और आयनिक आकार कम हो जाते हैं और धनायन के आवेश बढ़ जाते हैं, इसलिए कुछ अंतर उत्पन्न होते हैं। इनके ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड क्षार धातुओं के ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड के तुलना में कम क्षारीय होते हैं। इंजीनियरिंग में महत्वपूर्ण यौगिकों में कैल्शियम के ऑक्साइड (लाइम), कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड (स्लैक लाइम), कैल्शियम सल्फेट (प्लास्टर ऑफ पेरिस), कैल्शियम कार्बोनेट (चैट्स लाइमस्टोन) और सीमेंट शामिल हैं। पोर्टलैंड सीमेंट एक महत्वपूर्ण निर्माण सामग्री है। इसे चूर्ण रूप में चूर्ण चट्टान और भूमि के मिश्रण को घुमाने वाले घूर्णी लाइन में गरम करके निर्मित किया जाता है। इस प्रकार प्राप्त क्लिंकर को कुछ ग्यास्प (2-3%) के साथ मिलाकर सीमेंट के छोटे छिड़क के रूप में बनाया जाता है। ये सभी पदार्थ विभिन्न क्षेत्रों में विविध उपयोगों के लिए उपलब्ध होते हैं।

मोनोवैलेंट सोडियम और पोटैशियम आयन तथा डाइवैलेंट मैग्नीशियम और कैल्शियम आयन जैविक द्रव्य में बड़ी मात्रा में पाए जाते हैं। इन आयनों के महत्वपूर्ण जैविक कार्य होते हैं जैसे कि आयन संतुलन के बनाए रखना और तंत्रिका उत्तेजना के संचालन के लिए।