“क्षारीय और क्षारीय मृदा धातुओं का पहला तत्व समूह के अन्य सदस्यों से कई मामलों में भिन्न होता है”

आवर्त सारणी के s-ब्लॉक के तत्व वे होते हैं जिनमें अंतिम इलेक्ट्रॉन बाह्यतम s-कक्षक में प्रवेश करता है। चूँकि s-कक्षक केवल दो इलेक्ट्रॉन समायोजित कर सकता है, आवर्त सारणी के s-ब्लॉक में दो समूह (1 और 2) आते हैं। आवर्त सारणी का समूह 1 तत्वों: लिथियम, सोडियम, पोटैशियम, रुबिडियम, सीज़ियम और फ्रैन्शियम से बना है। इन्हें सामूहिक रूप से क्षारीय धातुएँ कहा जाता है। इन्हें ऐसा इसलिए कहा जाता है क्योंकि ये पानी के साथ अभिक्रिया कर पर क्षारीय प्रकृति के हाइड्रॉक्साइड बनाती हैं। समूह 2 के तत्वों में बेरिलियम, मैग्नीशियम, कैल्शियम, स्ट्रॉन्शियम, बेरियम और रेडियम शामिल हैं। इन तत्वों को, बेरिलियम को छोड़कर, सामान्यतः क्षारीय मृदा धातुएँ कहा जाता है। इन्हें ऐसा इसलिए कहा जाता है क्योंकि इनके ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड क्षारीय प्रकृति के होते हैं और ये धातु ऑक्साइड पृथ्वी की पपड़ी में पाए जाते हैं[^0]।

क्षारीय धातुओं में सोडियम और पोटैशियम प्रचुर मात्रा में पाए जाते हैं, जबकि लिथियम, रुबिडियम और सीज़ियम की मात्रा काफी कम है (तालिका 10.1)। फ्रैंशियम अत्यधिक रेडियोधर्मी है; इसका सबसे स्थायी समस्थानिक ${ }^{223} \mathrm{Fr}$ की अर्धायु केवल 21 मिनट है। क्षारीय मृदा धातुओं में कैल्शियम और मैग्नीशियम क्रमशः पृथ्वी की पपड़ी में पांचवें और छठे स्थान पर प्रचुरता में हैं। स्ट्रॉन्शियम और बेरियम की मात्रा काफी कम है। बेरिलियम दुर्लभ है और रेडियम सभी से सबसे दुर्लभ है, जो केवल $10^{-10}$ प्रतिशत आग्नेय शैलों $^{\dagger}$ में होता है (तालिका 10.2, पृष्ठ 299)।

s-ब्लॉक तत्वों का सामान्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास क्षारीय धातुओं के लिए [नोबल गैस] $n s^{1}$ और क्षारीय मृदा धातुओं के लिए [नोबल गैस] $n s^{2}$ है।[^1] मैग्मा (गलित शैल) से जो ठंडा होकर कठोर हो गया है।

लिथियम और बेरिलियम, क्रमशः समूह 1 और समूह 2 के प्रथम तत्व, कुछ ऐसे गुण प्रदर्शित करते हैं जो उनके संबंधित समूह के अन्य सदस्यों से भिन्न होते हैं। इन विषम गुणों में ये अगले समूह के दूसरे तत्व से मिलते-जुलते हैं। इस प्रकार, लिथियम मैग्नीशियम और बेरिलियम एल्युमिनियम से अपने कई गुणों में समानता रखता है। इस प्रकार की तिर्यक समानता को आवर्त सारणी में तिर्यक संबंध कहा जाता है। तिर्यक संबंध तत्वों की आयनिक आकारों और/या आवेश/त्रिज्या अनुपात की समानता के कारण होता है। एकल आवेशीय सोडियम और पोटैशियम आयन और द्वि-आवेशीय मैग्नीशियम और कैल्शियम आयन जैविक द्रवों में बड़ी मात्रा में पाए जाते हैं। ये आयन आयन संतुलन और तंत्रिका आवेग संचालन जैसे महत्वपूर्ण जैविक कार्यों को करते हैं।

10.1 समूह 1 तत्व: क्षार धातुएँ

क्षार धातुएँ अपने भौतिक और रासायनिक गुणों में परमाणु संख्या बढ़ने के साथ नियमित प्रवृत्तियाँ दिखाती हैं। क्षार धातुओं की परमाणु, भौतिक और रासायनिक गुणों की चर्चा नीचे की गई है।

10.1.1 इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

सभी क्षार धातुओं के बाहर एक संयुक्त गैस कोर के बाहर एक संयुक्त इलेक्ट्रॉन, $n s^{1}$ (तालिका 10.1) होता है। इन तत्वों की बाह्यतम संयुक्त कोश में शिथिलता से बंधा s-इलेक्ट्रॉन इन्हें सबसे अधिक विद्युत धनात्मक धातुएँ बनाता है। ये इलेक्ट्रॉन आसानी से खोकर एकल आवेशीय $\mathrm{M}^{+}$आयन देते हैं। इसलिए ये प्रकृति में कभी भी मुक्त अवस्था में नहीं पाए जाते।

10.1.2 परमाणु और आयनिक त्रिज्याएँ

क्षार धातु परमाणु आवर्त सारणी के किसी विशेष आवर्त में सबसे बड़े आकार के होते हैं। परमाणु संख्या में वृद्धि के साथ परमाणु बड़ा हो जाता है। एकल आवेशित आयन $\left(\mathrm{M}^{+}\right)$मूल परमाणु से छोटे होते हैं। क्षार धातुओं की परमाणु और आयनिक त्रिज्याएँ समूह में नीचे जाने पर बढ़ती हैं, अर्थात् $\mathrm{Li}$ से Cs जाने पर उनका आकार बढ़ता है।

10.1.3 आयनन एन्थैल्पी

क्षार धातुओं की आयनन एन्थैल्पियाँ काफी कम होती हैं और समूह में $\mathrm{Li}$ से Cs तक नीचे जाने पर घटती हैं। ऐसा इसलिए है क्योंकि बढ़ते आकार का प्रभाव बढ़ते नाभिकीय आवेश को पार कर जाता है, और सबसे बाहरी इलेक्ट्रॉन नाभिकीय आवेश से अच्छी तरह स्क्रीन होता है।

10.1.4 जलयोजन एन्थैल्पी

क्षार धातु आयनों की जलयोजन एन्थैल्पी आयनिक आकार में वृद्धि के साथ घटती है।

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

$\mathrm{Li}^{+}$ में जलयोजन की अधिकतम सीमा होती है और इस कारण लिथियम लवण अधिकांशतः जलयोजित होते हैं, उदा., $\mathrm{LiCl} \cdot 2 \mathrm{H_2} \mathrm{O}$

10.1.5 भौतिक गुण

सभी क्षार धातुएँ चाँदी-सफेद, नरम और हल्की धातुएँ होती हैं। बड़े आकार के कारण इन तत्वों की घनता कम होती है जो Li से Cs तक समूह में नीचे की ओर बढ़ती है। तथापि, पोटैशियम सोडियम से हल्का होता है। क्षार धातुओं के गलनांक और क्वथनांक कम होते हैं जो इनमें केवल एक एकल संयोजी इलेक्ट्रॉन की उपस्थिति के कारण दुर्बल धात्विक आबंधन को दर्शाते हैं। क्षार धातुएँ और उनके लवण एक ऑक्सीकारी लौ को विशिष्ट रंग प्रदान करते हैं। ऐसा इसलिए होता है क्योंकि लौ की ऊष्मा बाह्यतम कक्षीय इलेक्ट्रॉन को उच्चतर ऊर्जा स्तर तक उत्तेजित कर देती है। जब उत्तेजित इलेक्ट्रॉन आधारभूत अवस्था में लौटता है, तो दृश्य क्षेत्र में विकिरण का उत्सर्जन होता है जो नीचे दिया गया है:

इस प्रकार, क्षार धातुओं को संबंधित लौ परीक्षणों द्वारा पहचाना जा सकता है और इन्हें लौ प्रकाशमिति या परमाणु अवशोषण स्पेक्ट्रोस्कोपी द्वारा निर्धारित किया जा सकता है। जब इन तत्वों को प्रकाश से विकिरणित किया जाता है, तो अवशोषित प्रकाश ऊर्जा एक परमाणु को इलेक्ट्रॉन खोने के लिए पर्याप्त हो सकती है।

तालिका 10.1 क्षार धातुओं की परमाण्विक और भौतिक गुणधर्म

*ppm (भाग प्रति मिलियन), ** वजन के अनुसार प्रतिशत; $\dagger$ लिथोस्फीयर: पृथ्वी की बाहरी परत: इसकी भूपटल और ऊपरी मैंटल का एक भाग

यह गुण सीज़ियम और पोटैशियम को फोटोइलेक्ट्रिक सेलों में इलेक्ट्रोड के रूप में उपयोगी बनाता है।

10.1.6 रासायनिक गुण

क्षार धातुएँ अपने बड़े आकार और कम आयनन एन्थैल्पी के कारण अत्यधिक क्रियाशील होती हैं। इन धातुओं की क्रियाशीलता समूह में नीचे जाने पर बढ़ती है।

(i) वायु के प्रति क्रियाशीलता: क्षार धातुएँ शुष्क वायु में अपने ऑक्साइड बनने के कारण मलिन हो जाती हैं जो आगे नमी से अभिक्रिया कर हाइड्रॉक्साइड बनाते हैं। ये ऑक्सीजन में तीव्रता से जलकर ऑक्साइड बनाती हैं। लिथियम मोनोऑक्साइड बनाता है, सोडियम पेरॉक्साइड बनाता है, अन्य धातुएँ सुपरऑक्साइड बनाती हैं। सुपरऑक्साइड $\mathrm{O_2}^{-}$आयन केवल बड़े धनायबों जैसे $\mathrm{K}, \mathrm{Rb}$, $\mathrm{Cs}$ की उपस्थिति में स्थिर 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 ऑक्साइडों में क्षार धातु की ऑक्सीकरण अवस्था +1 होती है। लिथियम वायु के नाइट्रोजन से सीधे अभिक्रिया कर नाइट्राइड $\mathrm{Li_3} \mathrm{~N}$ भी बनाता है, जो असामान्य व्यवहार है। वायु और जल के प्रति उनकी उच्च क्रियाशीलता के कारण, क्षार धातुओं को सामान्यतः मिट्टी के तेल में रखा जाता है।

समस्या 10.1

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

हल

सुपरऑक्साइड स्पीशीज़ को $\mathrm{O_2}^{-}$ के रूप में दर्शाया जाता है; चूँकि यौगिक उदासीन है, इसलिए पोटैशियम की ऑक्सीकरण अवस्था +1 है। (ii) जल के प्रति क्रियाशीलता: क्षार धातुएँ जल के साथ अभिक्रिया करके हाइड्रॉक्साइड और डाइहाइड्रोजन बनाती हैं।

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

यह ध्यान देने योग्य है कि यद्यपि लिथियम की $\mathrm{E}^{\ominus}$ मान सबसे ऋणात्मक है (तालिका 10.1), जल के साथ इसकी अभिक्रिया सोडियम की तुलना में कम तीव्र होती है, जो क्षार धातुओं में सबसे कम ऋणात्मक $\mathrm{E}^{\ominus}$ मान रखता है। लिथियम का यह व्यवहार इसके छोटे आकार और बहुत अधिक हाइड्रेशन ऊर्जा के कारण होता है। समूह की अन्य धातुएँ जल के साथ विस्फोटक रूप से अभिक्रिया करती हैं।

ये प्रोटॉन दाताओं जैसे अल्कोहल, गैसीय अमोनिया और अल्काइनों के साथ भी अभिक्रिया करती हैं।

(iii) डाइहाइड्रोजन के प्रति क्रियाशीलता: क्षार धातुएँ लगभग 673K पर (लिथियम 1073K पर) डाइहाइड्रोजन के साथ अभिक्रिया करके हाइड्राइड बनाती हैं। सभी क्षार धातु हाइड्राइड उच्च गलनांक वाले आयनिक ठोस होते हैं।

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

(iv) हैलोजनों के प्रति अभिक्रियाशीलता : क्षार धातुएं आसानी से तथा प्रबलता से हैलोजनों के साथ अभिक्रिया कर आयनिक हैलाइड, $\mathrm{M}^{+} \mathrm{X}^{-}$ बनाती हैं। यद्यपि लिथियम हैलाइड कुछ हद तक सहआयनिक होते हैं। इसका कारण लिथियम आयन की उच्च ध्रुवण क्षमता है (धनायन द्वारा ऋणायन के इलेक्ट्रॉन बादल के विकृति को ध्रुवण कहा जाता है)। $\mathrm{Li}^{+}$ आयन आकार में बहुत छोटा होता है और इसकी ऋणात्मक हैलाइड आयन के चारों ओर इलेक्ट्रॉन बादल को विकृत करने की प्रवृत्ति अधिक होती है। चूँकि बड़े आकार वाले ऋणायन को आसानी से विकृत किया जा सकता है, इसलिए हैलाइडों में लिथियम आयोडाइड सबसे अधिक सहआयनिक प्रकृति का होता है।

(v) अपचायक प्रकृति : क्षार धातुएं प्रबल अपचायक एजेंट होती हैं, लिथियम सबसे अधिक और सोडियम सबसे कम शक्तिशाली (तालिका 10.1)। मानक इलेक्ट्रोड विभव $\left(\mathrm{E}^{\ominus}\right)$, जो अपचायक शक्ति को मापता है, समग्र परिवर्तन को दर्शाता है :

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

अपने आयन के छोटे आकार के कारण लिथियम की सबसे अधिक जलयोजन एन्थैल्पी होती है, जो इसके उच्च ऋणात्मक $\mathrm{E}^{\ominus}$ मान और उच्च अपचायक शक्ति का कारण है।

प्रश्न 10.2

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

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

हल

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

(vi) द्रव अमोनिया में विलयन: क्षार धातुएँ द्रव अमोनिया में घुलकर गहरे नीले विलयन देती हैं जो प्रकृति में चालक 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 का नीला रंग अमोनिया से संयुक्त इलेक्ट्रॉन के कारण होता है जो प्रकाश के दृश्य क्षेत्र में ऊर्जा अवशोषित करता है और इस प्रकार विलयन को नीला रंग देता है। विलयन अनुचुंबकीय होते हैं और खड़े रहने पर धीरे-धीरे हाइड्रोजन मुक्त करते हैं जिससे एमाइड का 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।) सांद्र विलयन में, नीला रंग कांस्य रंग में बदल जाता है और प्रतिचुंबकीय हो जाता है।

10.1.7 उपयोग

लिथियम धातु का उपयोग उपयोगी मिश्रधातुओं को बनाने के लिए किया जाता है, उदाहरण के लिए सीसे के साथ मिलाकर मोटर इंजनों के लिए ‘सफेद धातु’ बेयरिंग बनाने के लिए, एल्युमिनियम के साथ मिलाकर विमान के पुर्जे बनाने के लिए, और मैग्नीशियम के साथ मिलाकर कवच प्लेटें बनाने के लिए। इसका उपयोग थर्मोन्यूक्लीयर अभिक्रियाओं में किया जाता है। लिथियम का उपयोग विद्युत-रासायनिक सेल बनाने के लिए भी किया जाता है। सोडियम का उपयोग (\mathrm{Na} / \mathrm{Pb}) मिश्रधातु बनाने के लिए किया जाता है जिसकी आवश्यकता (\mathrm{PbEt_4}) और (\mathrm{PbMe_4}) बनाने के लिए होती है। इन ऑर्गेनोलीड यौगिकों का उपयोग पहले पेट्रोल में एंटी-नॉक योज्य के रूप में किया जाता था, लेकिन आजकल वाहन लेड-फ्री पेट्रोल का उपयोग करते हैं। द्रव सोडियम धातु का उपयोग फास्ट ब्रीडर न्यूक्लीयर रिएक्टरों में कूलेंट के रूप में किया जाता है। पोटैशियम की जैविक प्रणालियों में महत्वपूर्ण भूमिका होती है। पोटैशियम क्लोराइड का उपयोग उर्वरक के रूप में किया जाता है। पोटैशियम हाइड्रॉक्साइड का उपयोग मुलायम साबुन के निर्माण में किया जाता है। इसका उपयोग कार्बन डाइऑक्साइड के उत्कृष्ट अवशोषक के रूप में भी किया जाता है। सीज़ियम का उपयोग फोटोइलेक्ट्रिक सेल बनाने में किया जाता है।

10.2 क्षारीय धातुओं के यौगिकों की सामान्य विशेषताएं

क्षारीय धातुओं के सभी सामान्य यौगिक प्रायः आयनिक प्रकृति के होते हैं। उनके कुछ यौगिकों की सामान्य विशेषताओं की चर्चा यहाँ की गई है।

10.2.1 ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड

अतिरिक्त वायु में दहन पर लिथियम मुख्यतः ऑक्साइड, $\mathrm{Li_2} \mathrm{O}$ (थोड़ा पेरॉक्साइड $\mathrm{Li_2} \mathrm{O_2}$ सहित) बनाता है, सोडियम पेरॉक्साइड, $\mathrm{Na_2} \mathrm{O_2}$ (और कुछ सुपरऑक्साइड $\mathrm{NaO_2}$) बनाता है जबकि पोटैशियम, रुबिडियम और सीज़ियम सुपरऑक्साइड, $\mathrm{MO_2}$ बनाते हैं। उपयुक्त परिस्थितियों में शुद्ध यौगिक $\mathrm{M_2} \mathrm{O}, \mathrm{M_2} \mathrm{O_2}$ और $\mathrm{MO_2}$ तैयार किए जा सकते हैं। धातु आयन के आकार के बढ़ने के साथ पेरॉक्साइड या सुपरऑक्साइड की बढ़ती स्थिरता बड़े कैटायनों द्वारा बड़े एनायनों को लैटिस ऊर्जा प्रभावों के माध्यम से स्थिर करने के कारण होती है। ये ऑक्साइड पानी द्वारा आसानी से हाइड्रोलिस होकर निम्न अभिक्रियाओं के अनुसार हाइड्रॉक्साइड बनाते हैं :

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

ऑक्साइड और पेरॉक्साइड शुद्ध होने पर रंगहीन होते हैं, लेकिन सुपरऑक्साइड पीले या नारंगी रंग के होते हैं। सुपरऑक्साइड परामाग्नक भी होते हैं। सोडियम पेरॉक्साइड का व्यापक रूप से अकार्बनिक रसायन में ऑक्सीकारक एजेंट के रूप में उपयोग किया जाता है।

समस्या 10.3

$\mathrm{KO_2}$ परामाग्नक क्यों है?

हल

सुपरऑक्साइड $\mathrm{O_2}^{-}$पैरामैग्नेटिक होता है क्योंकि इसके $\pi^{*} 2 p$ आण्विक कक्षक में एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन होता है।
जिन हाइड्रॉक्साइडों को ऑक्साइडों की जल के साथ अभिक्रिया से प्राप्त किया जाता है, वे सभी सफेद क्रिस्टलीय ठोस होते हैं। क्षार धातु हाइड्रॉक्साइड सभी क्षारकों में सबसे प्रबल होते हैं और जल में अत्यधिक हाइड्रेशन के कारण बहुत ऊष्मा मुक्त होते हुए स्वतंत्र रूप से घुल जाते हैं।

10.2.2 हैलाइड्स

क्षार धातु हैलाइड्स, $\mathrm{MX},(\mathrm{X}=\mathrm{F}, \mathrm{Cl}, \mathrm{Br}, \mathrm{I})$ सभी उच्च गलनांक वाले, रंगहीन क्रिस्टलीय ठोस होते हैं। इन्हें उपयुक्त ऑक्साइड, हाइड्रॉक्साइड या कार्बोनेट की जलीय हाइड्रोहैलिक अम्ल (HX) के साथ अभिक्रिया द्वारा तैयार किया जा सकता है। इन सभी हैलाइडों की निर्माण एन्थैल्पी उच्च ऋणात्मक होती है; फ्लोराइडों के लिए $\Delta_{f} H^{\ominus}$ मान समूह में नीचे जाने पर कम ऋणात्मक होते जाते हैं, जबकि क्लोराइड्स, ब्रोमाइड्स और आयोडाइड्स के लिए $\Delta_{f} H^{\ominus}$ का उलटा प्रवाह देखा जाता है। किसी एक धातु के लिए $\Delta_{f} H^{\ominus}$ सदैव फ्लोराइड से आयोडाइड की ओर कम ऋणात्मक होती जाती है।

गलनांक और क्वथनांक सदैव इस क्रम का अनुसरण करते हैं: फ्लोराइड > क्लोराइड > ब्रोमाइड > आयोडाइड। ये सभी हैलाइड जल में घुलनशील होते हैं। $\mathrm{LiF}$ का जल में कम विलेयता इसकी उच्च जालक एन्थैल्पी के कारण होती है जबकि CsI की कम विलेयता इसके दोनों आयनों की छोटी हाइड्रेशन एन्थैल्पी के कारण होती है। लिथियम के अन्य हैलाइड एथेनॉल, एसीटोन और एथिलएसीटेट में घुलनशील होते हैं; $\mathrm{LiCl}$ पिरिडिन में भी घुलनशील है।

10.2.3 ऑक्सो-अम्लों के लवण

ऑक्सो-अम्ल वे होते हैं जिनमें अम्लीय प्रोटॉन एक हाइड्रॉक्सिल समूह पर होता है और उसी परमाणु से एक ऑक्सो समूह जुड़ा होता है, उदाहरण के लिए, कार्बोनिक अम्ल, (\mathrm{H_2} \mathrm{CO_3} \left(\mathrm{OC}(\mathrm{OH})_2 \right.); सल्फ्यूरिक अम्ल, (\mathrm{H_2} \mathrm{SO_4}) ( \left(\mathrm{O_2} \mathrm{~S}(\mathrm{OH})_2 \right))। क्षार धातुएँ सभी ऑक्सो-अम्लों के साथ लवण बनाती हैं। ये आमतौर पर पानी में घुलनशील और ऊष्मीय रूप से स्थिर होते हैं। इनके कार्बोनेट ( \left(\mathrm{M_2} \mathrm{CO_3} \right)) और अधिकांश मामलों में हाइड्रोजनकार्बोनेट ( \left(\mathrm{MHCO_3} \right)) भी ऊष्मा के प्रति अत्यधिक स्थिर होते हैं। जैसे-जैसे समूह में नीचे जाकर विधुतधनात्मक प्रकृति बढ़ती है, कार्बोनेटों और हाइड्रोजनकार्बोनेटों की स्थिरता बढ़ती है। लिथियम कार्बोनेट ऊष्मा के प्रति इतना स्थिर नहीं है; लिथियम का आकार बहुत छोटा होने के कारण यह बड़े (\mathrm{CO_3}^{2-}) आयन को ध्रुवित करता है जिससे अधिक स्थिर (\mathrm{Li_2} \mathrm{O}) और (\mathrm{CO_2}) बनते हैं। इसका हाइड्रोजनकार्बोनेट ठोस रूप में अस्तित्व में नहीं होता।

10.3 लिथियम के असामान्य गुण

लिथियम का असामान्य व्यवहार निम्नलिखित कारणों से होता है: (i) इसके परमाणु और आयन का असाधारण रूप से छोटा आकार, और (ii) उच्च ध्रुवण शक्ति (अर्थात्, आवेश/त्रिज्या अनुपात)। परिणामस्वरूप, लिथियम यौगिकों में संयोजक प्रकृति में वृद्धि होती है जो कार्बनिक विलायकों में उनकी घुलनशीलता के लिए उत्तरदायी है। इसके अतिरिक्त, लिथियम मैग्नीशियम से तिर्यक संबंध दर्शाता है जिसकी चर्चा आगे की गई है।

10.3.1 लिथियम और अन्य क्षार धातुओं के बीच अंतर के बिंदु

(i) लिथियम काफी कठोर होता है। इसका गलनांक और क्वथनांक अन्य क्षार धातुओं की तुलना में अधिक होते हैं।

(ii) लिथियम सबसे कम क्रियाशील है, लेकिन सभी क्षार धातुओं में सबसे प्रबल अपचायक है। वायु में दहन पर यह मुख्यतः मोनोऑक्साइड, $\mathrm{Li_2} \mathrm{O}$ और नाइट्राइड, $\mathrm{Li_3} \mathrm{~N}$ बनाता है, जबकि अन्य क्षार धातुएँ ऐसा नहीं करतीं।

(iii) $\mathrm{LiCl}$ आर्द्रग्राही है और हाइड्रेट, $\mathrm{LiCl} .2 \mathrm{H_2} \mathrm{O}$ के रूप में क्रिस्टलित होता है, जबकि अन्य क्षार धातु क्लोराइड हाइड्रेट नहीं बनाते।

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

(v) लिथियम, अन्य क्षार धातुओं के विपरीत, एथाइन के साथ अभिक्रिया पर कोई एथाइनाइड नहीं बनाता।

(vi) लिथियम नाइट्रेट को गर्म करने पर लिथियम ऑक्साइड, $\mathrm{Li_2} \mathrm{O}$ देता है, जबकि अन्य क्षार धातु नाइट्रेट विघटित 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 $\mathrm{Li_2} \mathrm{O}$ जल में अन्य क्षार धातुओं के संगत यौगिकों की तुलना में काफी कम विलेय होते हैं।

10.3.2 लिथियम और मैग्नीशियम के बीच समानताओं के बिंदु

लिथियम और मैग्नीशियम के बीच समानता विशेष रूप से आश्चर्यजनक है और यह उनके समान आकारों के कारण उत्पन्न होती है: परमाणु त्रिज्याएँ, $\mathrm{Li}=152 \mathrm{pm}$, $\mathrm{Mg}=160 \mathrm{pm}$; आयनिक त्रिज्याएँ: $\mathrm{Li}^{+}=76 \mathrm{pm}$, $\mathrm{Mg}^{2+}=72 \mathrm{pm}$। समानता के मुख्य बिंदु इस प्रकार हैं:

(i) लिथियम और मैग्नीशियम दोनों ही अपने-अपने समूहों के अन्य तत्वों की तुलना में कठोर और हल्के होते हैं।

(ii) लिथियम और मैग्नीशियम पानी के साथ धीरे-धीरे क्रिया करते हैं। उनके ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड काफी कम घुलनशील होते हैं और उनके हाइड्रॉक्साइड गर्म करने पर विघटित हो जाते हैं। दोनों नाइट्रोजन के साथ प्रत्यक्ष संयोजन द्वारा एक 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 संयोजन कर कोई सुपरऑक्साइड नहीं देते हैं।

(iv) लिथियम और मैग्नीशियम के कार्बोनेट गर्म करने पर आसानी से ऑक्साइड और $\mathrm{CO_2}$ बनाते हुए विघटित हो जाते हैं। ठोस हाइड्रोजनकार्बोनेट लिथियम और मैग्नीशियम द्वारा नहीं बनते हैं।

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

(vi) $\mathrm{LiCl}$ और $\mathrm{MgCl_2}$ दोनों ही डेलिक्वेसेंट हैं और जलीय विलयन से हाइड्रेट के रूप में क्रिस्टल बनाते 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 रूप से 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 आमतौर पर सॉल्वे प्रक्रिया द्वारा तैयार किया जाता है। इस प्रक्रिया में, सोडियम हाइड्रोजनकार्बोनेट की कम विलेयता का लाभ उठाया जाता है जिससे यह सोडियम क्लोराइड और अमोनियम हाइड्रोजनकार्बोनेट की अभिक्रिया में अवक्षेपित हो जाता है। बाद वाला $\mathrm{CO_2}$ को अमोनिया से संतृप्त सोडियम क्लोराइड के सांद्र विलयन में प्रवाहित करके तैयार किया जाता है, जहाँ अमोनियम कार्बोनेट और फिर अमोनियम हाइड्रोजनकार्बोनेट बनते हैं। पूरी प्रक्रिया के लिए समीकरण इस प्रकार लिखे जा सकते 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 हाइड्रोजनकार्बोनेट क्रिस्टल अलग हो जाते हैं। इन्हें गर्म 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 प्रक्रिया में $\mathrm{NH_3}$ पुनः प्राप्त होता है जब $\mathrm{NH_4} \mathrm{Cl}$ युक्त विलयन को $\mathrm{Ca}(\mathrm{OH})_{2}$ के साथ उपचारित किया जाता है। कैल्शियम क्लोराइड एक उप-उत्पाद के रूप में प्राप्त होता है।

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

यहाँ यह उल्लेख किया जा सकता है कि सॉल्वे प्रक्रिया को पोटैशियम कार्बोनेट के निर्माण तक विस्तारित नहीं किया जा सकता क्योंकि पोटैशियम हाइड्रोजनकार्बोनेट अत्यधिक घुलनशील होता है और पोटैशियम क्लोराइड के संतृप्त विलयन में अमोनियम हाइड्रोजनकार्बोनेट की वृद्धि से अवक्षेपित नहीं होता।

गुण : सोडियम कार्बोनेट एक सफेद क्रिस्टलीय ठोस होता है जो डेकाहाइड्रेट, $\mathrm{Na_2} \mathrm{CO_3} \cdot 10 \mathrm{H_2} \mathrm{O}$ के रूप में विद्यमान होता है। इसे वॉशिंग सोडा भी कहा जाता है। यह पानी में आसानी से घुलनशील होता है। गरम करने पर डेकाहाइड्रेट अपने क्रिस्टलीय जल को खोकर मोनोहाइड्रेट बनाता है। 373K से ऊपर, मोनोहाइड्रेट पूरी तरह से निर्जल हो जाता है और सोडा ऐश कहलाने वाला सफेद चूर्ण बन 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 का कार्बोनेट भाग पानी द्वारा हाइड्रोलिस होकर क्षारीय विलयन बनाता है।

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

उपयोग:

(i) यह जल को मृदु बनाने, कपड़े धोने और सफाई में प्रयुक्त होता है।

(ii) यह काँच, साबुन, बोरेक्स और कास्टिक सोडा के निर्माण में प्रयुक्त होता है।

(iii) यह कागज, पेंट और वस्त्र उद्योगों में प्रयुक्त होता है।

(iv) यह गुणात्मक और मात्रात्मक विश्लेषण दोनों में एक महत्वपूर्ण प्रयोगशाला अभिकर्मक है।

सोडियम क्लोराइड, $\mathrm{NaCl}$

सोडियम क्लोराइड का सबसे प्रचुर स्रोत समुद्र का जल है जिसमें 2.7 से $2.9 %$ द्रव्यमान के अनुसार यह लवण होता है। उष्णकटिबंधीय देशों जैसे भारत में साधारण नमक प्रायः समुद्र के जल के वाष्पीकरण द्वारा प्राप्त किया जाता है। भारत में लगभग 50 लाख टन नमक प्रतिवर्ष सौर वाष्पीकरण द्वारा उत्पादित होता है। कच्चा सोडियम क्लोराइड, जो प्रायः ब्राइन विलयन के क्रिस्टलीकरण द्वारा प्राप्त होता है, में सोडियम सल्फेट, कैल्शियम सल्फेट, कैल्शियम क्लोराइड और मैग्नीशियम क्लोराइड अशुद्धियों के रूप में होते हैं। कैल्शियम क्लोराइड, $\mathrm{CaCl_2}$, और मैग्नीशियम क्लोराइड, $\mathrm{MgCl_2}$ अशुद्धियाँ हैं क्योंकि ये वायुमंडल से आसानी से नमी सोख लेते हैं (डिलिक्वेसेंट)। शुद्ध सोडियम क्लोराइड प्राप्त करने के लिए कच्चे नमक को न्यूनतम जल में घोला जाता है और अघुलनशील अशुद्धियों को हटाने के लिए छाना जाता है। फिर विलयन को हाइड्रोजन क्लोराइड गैस से संतृप्त किया जाता है। शुद्ध सोडियम क्लोराइड के क्रिस्टल अलग हो जाते हैं। कैल्शियम और मैग्नीशियम क्लोराइड, सोडियम क्लोराइड की तुलना में अधिक घुलनशील होने के कारण, विलयन में ही रह जाते हैं।

सोडियम क्लोराइड $1081 \mathrm{~K}$ पर गलता है। इसकी विलेयता $273 \mathrm{~K}$ पर $100 \mathrm{~g}$ पानी में $36.0 \mathrm{~g}$ है। तापमान बढ़ाने पर विलेयता उल्लेखनीय रूप से नहीं बढ़ती।

उपयोग :

(i) यह घरेलू उपयोग के लिए सामान्य नमक या टेबल नमक के रूप में प्रयोग किया जाता है।

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

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

सोडियम हाइड्रॉक्साइड आमतौर पर कास्टनर-केलनर सेल में सोडियम क्लोराइड के विद्युत-अपघटन द्वारा वाणिज्यिक रूप से तैयार किया जाता है। ब्राइन विलयन का विद्युत-अपघटन पारा कैथोड और कार्बन ऐनोड का उपयोग करके किया जाता है। कैथोड पर निर्मुक्त सोडियम धातु पारे के साथ मिलकर सोडियम अमलगम बनाती है। ऐनोड पर क्लोरीन गैस निकलती है।

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

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

अमलगम को पानी के साथ उपचारित किया जाता है जिससे सोडियम हाइड्रॉक्साइड और हाइड्रोजन गैस प्राप्त होती है।

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

सोडियम हाइड्रॉक्साइड एक सफेद, पारदर्शी ठोस है। यह $591 \mathrm{~K}$ पर गलता है। यह पानी में आसानी से घुलकर एक प्रबल क्षारीय विलयन देता है। सोडियम हाइड्रॉक्साइड के क्रिस्टल नमकों को आकर्षित करने वाले होते हैं। सतह पर उपस्थित सोडियम हाइड्रॉक्साइड विलयन वायुमंडल में मौजूद $\mathrm{CO_2}$ से अभिक्रिया कर $\mathrm{Na_2} \mathrm{CO_3}$ बनाता है।

प्रयोग: इसका उपयोग (i) साबुन, कागज, कृत्रिक रेशम और कई रसायनों के निर्माण में, (ii) पेट्रोलियम शोधन में, (iii) बॉक्साइट की शुद्धि में, (iv) सूती कपड़ों को मर्सराइज़ करने के लिए वस्त्र उद्योगों में, (v) शुद्ध वसा और तेलों की तैयारी में, और (vi) प्रयोगशाला अभिकर्मक के रूप में किया जाता है।

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

सोडियम हाइड्रोजनकार्बोनेट को बेकिंग सोडा कहा जाता है क्योंकि यह गर्म करने पर कार्बन डाइऑक्साइड के बुलबुले उत्पन्न करके विघटित होता है (केक या पेस्ट्री में छिद्र छोड़ता है और उन्हें हल्का और फुलफुला बनाता है)।

सोडियम हाइड्रोजनकार्बोनेट सोडियम कार्बोनेट के विलयन को कार्बन डाइऑक्साइड से संतृप्त करके बनाया जाता है। सोडियम हाइड्रोजनकार्बोनेट का सफेद क्रिस्टलीय चूर्ण, कम घुलनशील होने के कारण, 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 के संक्रमणों के लिए एक हल्का प्रतिजैविक है। इसका उपयोग अग्निशामकों में किया जाता है।

10.5 सोडियम और पोटैशियम का जैविक महत्व

एक सामान्य 70 किग्रा वजन वाले व्यक्ति में लगभग 90 ग्राम Na और 170 ग्राम K होता है, जबकि केवल 5 ग्राम लोहा और 0.06 ग्राम तांबा होता है।

सोडियम आयन मुख्य रूप से कोशिकाओं के बाहर पाए जाते हैं, वे रक्त प्लाज्मा और अंतरकोशिकीय द्रव में स्थित होते हैं जो कोशिकाओं को घेरता है। ये आयन तंत्रिका संकेतों के संचरण में, कोशिका झिल्ली के पार जल के प्रवाह को नियंत्रित करने में और कोशिकाओं में शर्करा और अमीनो अम्लों के परिवहन में भाग लेते हैं। सोडियम और पोटैशियम, यद्यपि रासायनिक रूप से बहुत समान हैं, कोशिका झिल्ली के पार प्रवेश करने की क्षमता, उनके परिवहन तंत्रों और एंजाइमों को सक्रिय करने की दक्षता में मात्रात्मक रूप से भिन्न हैं। इस प्रकार, पोटैशियम आयन कोशिका द्रव के भीतर सबसे प्रचुर धनायन होते हैं, जहाँ वे कई एंजाइमों को सक्रिय करते हैं, ग्लूकोज के ऑक्सीकरण में भाग लेकर ATP उत्पन्न करते हैं और सोडियम के साथ तंत्रिका संकेतों के संचरण के लिए उत्तरदायी होते हैं।

कोशिका झिल्लियों के विपरीत पक्षों पर पाए जाने वाले सोडियम और पोटैशियम आयनों की सांद्रता में बहुत पर्याप्त विचरण होता है। एक विशिष्ट उदाहरण के रूप में, रक्त प्लाज्मा में सोडियम $143 \mathrm{mmolL}^{-1}$ की मात्रा में उपस्थित होता है, जबकि लाल रक्त कोशिकाओं के भीतर पोटैशियम का स्तर केवल $5 \mathrm{mmolL}^{-1}$ होता है। ये सांद्रता $10 \mathrm{mmolL}^{-1}\left(\mathrm{Na}^{+}\right)$ और $105 \mathrm{mmolL}^{-1}\left(\mathrm{~K}^{+}\right)$ में बदल जाती हैं। ये आयनिक ढालक दर्शाते हैं कि एक विवेकपूर्ण तंत्र, जिसे सोडियम-पोटैशियम पंप कहा जाता है, कोशिका झिल्लियों के पार कार्य करता है जो एक विश्रामस्थ पशु द्वारा उपयोग किए जाने वाले ATP का एक-तिहाई से अधिक उपभोग करता है और एक विश्रामस्थ मानव में लगभग $15 \mathrm{~kg}$ प्रति $24 \mathrm{~h}$ खर्च करता है।

10.6 समूह 2 तत्व : क्षारीय मृदा धातुएँ

समूह 2 के तत्वों में बेरिलियम, मैग्नीशियम, कैल्शियम, स्ट्रॉन्शियम, बेरियम और रेडियम शामिल हैं। ये आवर्त सारणी में क्षारीय धातुओं के बाद आते हैं। ये (बेरिलियम को छोड़कर) क्षारीय मृदा धातुओं के नाम से जाने जाते हैं। पहला तत्व बेरिलियम शेष सदस्यों से भिन्न होता है और ऐल्यूमिनियम से तिर्यक संबंध दिखाता है। क्षारीय मृदा धातुओं की परमाण्विक और भौतिक गुणधर्मों को सारणी 10.2 में दिखाया गया है।

10.6.1 इलेक्ट्रॉनिक विन्यास

इन तत्वों के संयोजक कोश में $s$-कक्षक में दो इलेक्ट्रॉन होते हैं (सारणी 10.2)। इनका सामान्य इलेक्ट्रॉनिक विन्यास [नोबल गैस] $n s^{2}$ के रूप में दर्शाया जा सकता है। क्षारीय धातुओं की तरह, इन तत्वों के यौगिक भी प्रधानतः आयनिक होते हैं।

10.6.2 परमाण्विक और आयनिक त्रिज्याएँ

क्षारीय मृदा धातुओं की परमाण्विक और आयनिक त्रिज्याएँ इनसे छोटी होती हैं

तालिका 10.2 क्षारीय मृदा धातुओं की परमाण्विक और भौतिक गुणधर्म

*ppm (भाग प्रति दस लाख); ** भार के अनुसार प्रतिशत

समान आवर्तों में संगत क्षार धातुओं की तुलना में। यह इन तत्वों में परमाणु आवेश में वृद्धि के कारण होता है। समूह के भीतर, परमाणु और आयनिक त्रिज्याएँ परमाणु संख्या में वृद्धि के साथ बढ़ती हैं।

10.6.3 आयनन एन्थैल्पी

क्षारीय मृदा धातुओं की आयनन एन्थैल्पी कम होती है क्योंकि इनके परमाणु आकार काफी बड़े होते हैं। चूँकि समूह में नीचे जाने पर परमाणु आकार बढ़ता है, उनकी आयनन एन्थैल्पी घटती है (तालिका 10.2)। क्षारीय मृदा धातुओं की प्रथम आयनन एन्थैल्पी संगत समूह 1 धातुओं की तुलना में अधिक होती है। यह संगत क्षार धातुओं की तुलना में उनके छोटे आकार के कारण होता है। यह उल्लेखनीय है कि क्षारीय मृदा धातुओं की द्वितीय आयनन एन्थैल्पी संगत क्षार धातुओं की तुलना में कम होती है।

10.6.4 जलयोजन एन्थैल्पी

क्षार धातु आयनों की तरह, क्षारीय मृदा धातु आयनों की जलयोजन एन्थैल्पी समूह में नीचे जाने पर आयनिक आकार में वृद्धि के साथ घटती है।

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

क्षारीय मृदा धातु आयनों की जलयोजन एन्थैल्पी क्षार धातु आयनों की तुलना में अधिक होती है। इस प्रकार, क्षारीय मृदा धातुओं के यौगिक क्षार धातुओं की तुलना में अधिक व्यापक रूप से जलयोजित होते हैं, उदाहरणस्वरूप, $\mathrm{MgCl_2}$ और $\mathrm{CaCl_2}$ क्रमशः $\mathrm{MgCl_2} \cdot 6 \mathrm{H_2} \mathrm{O}$ और $\mathrm{CaCl_2} \cdot 6 \mathrm{H_2} \mathrm{O}$ के रूप में विद्यमान होते हैं जबकि $\mathrm{NaCl}$ और $\mathrm{KCl}$ ऐसे जलयोजित यौगिक नहीं बनाते।

10.6.5 भौतिक गुणधर्म

क्षारीय मृदा धातुएँ, सामान्यतः, चाँदी-सफेद, चमकदार और अपेक्षाकृत नरम होती हैं, पर क्षारीय धातुओं से कठोर होती हैं। बेरिलियम और मैग्नीशियम कुछ हद तक धूसर दिखाई देते हैं। इन धातुओं के गलनांक और क्वथनांक संगत क्षारीय धातुओं की तुलना में छोटे आकारों के कारण अधिक होते हैं। यद्यपि यह प्रवृत्ति नियमित नहीं है। निम्‍न आयनन एन्थैल्पी के कारण ये प्रबलतः धनात्मक प्रकृति के होते हैं। बेरिलियम से बेरियम तक समूह में नीचे जाने पर धनात्मक प्रकृति बढ़ती है। कैल्शियम, स्ट्रॉन्शियम और बेरियम लौह को क्रमशः ईंट-लाल, गहरा लाल और सेब-हरा रंग देते हैं। लौह में इलेक्ट्रॉन उच्च ऊर्जा स्तरों पर उत्तेजित होते हैं और जब वे आधार अवस्था में लौटते हैं, तो ऊर्जा दृश्य प्रकाश के रूप में उत्सर्जित होती है। बेरिलियम और मैग्नीशियम में इलेक्ट्रॉन अत्यधिक दृढ़ता से बंधे होते हैं, इसलिए लौह द्वारा उत्तेजित नहीं हो पाते। इसलिए ये तत्व लौह को कोई रंग नहीं देते। $\mathrm{Ca}, \mathrm{Sr}$ और $\mathrm{Ba}$ के लिए लौह परीक्षण गुणात्मक विश्लेषण में उनकी पहचान और लौह प्रकाशमिति द्वारा मात्रा निर्धारण में सहायक होता है। क्षारीय मृदा धातुएँ, क्षारीय धातुओं की भाँति, उच्च विद्युत और ऊष्मा चालकता रखती हैं, जो धातुओं की विशिष्ट विशेषताएँ हैं।

10.6.6 रासायनिक गुण

क्षारीय मृदा धातुएँ क्षारीय धातुओं की तुलना में कम क्रियाशील होती हैं। इन तत्वों की क्रियाशीलता समूह में नीचे जाने पर बढ़ती है।

(i) वायु और जल के प्रति अभिक्रियाशीलता: बेरिलियम और मैग्नीशियम सतह पर ऑक्साइड परत बन जाने के कारण ऑक्सीजन और जल के प्रति गतिक रूप से निष्क्रिय रहते हैं। यद्यपि, पाउडर बेरिलियम वायु में प्रज्वलित होने पर चमकदार रूप से जलकर $\mathrm{BeO}$ और $\mathrm{Be_3N_2}$ देता है। मैग्नीशियम अधिक विधायु है और वायु में चकाचौंध कर देने वाली चमक के साथ जलकर $\mathrm{MgO}$ और $\mathrm{Mg_3N_2}$ देता है। कैल्शियम, स्ट्रॉन्शियम और बेरियम वायु से सरलता से आक्रांत होकर ऑक्साइड और नाइट्राइड बनाते हैं। ये जल से भी, ठंडे जल में भी, बढ़ती तीव्रता से अभिक्रिया कर हाइड्रॉक्साइड बनाते हैं।

(ii) हैलोजनों के प्रति अभिक्रियाशीलता: सभी क्षारीय मृदा धातुएँ उच्च ताप पर हैलोजन से मिलकर अपने हैलाइड बनाती हैं।

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

$\left(\mathrm{NH_4}\right)_{2} \mathrm{BeF_4}$ का तापीय वियोजन $\mathrm{BeF_2}$ तैयार करने का सर्वोत्तम मार्ग है, और $\mathrm{BeCl_2}$ सुविधापूर्वक ऑक्साइड से बनाया जाता है।

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

(iii) हाइड्रोजन के प्रति अभिक्रियाशीलता: बेरिलियम को छोड़कर सभी तत्व हाइड्रोजन से गरमाने पर अपने हाइड्राइड, $\mathrm{MH_2}$, बनाने के लिए संयुक्त होते हैं।

$\mathrm{BeH_2}$ को, हालाँकि, $\mathrm{BeCl_2}$ की $\mathrm{LiAlH_4}$ से अभिक्रिया द्वारा तैयार किया जा सकता है।

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

(iv) अम्लों के प्रति अभिक्रियाशीलता: क्षारीय मृदा धातुएँ आसानी से अम्लों के साथ अभिक्रिया करके डाइहाइड्रोजन मुक्त करती हैं।

(\mathrm{M}+2 \mathrm{HCl} \rightarrow \mathrm{MCl_2}+\mathrm{H_2})

(v) अपचायक प्रकृति: क्षार धातुओं की तरह, क्षारीय मृदा धातुएँ भी प्रबल अपचायक होती हैं। यह उनकी अपचयन विभवों के बड़े ऋणात्मक मानों से स्पष्ट होता है (तालिका 10.2)। तथापि, इनकी अपचायक शक्ति संगत क्षार धातुओं की तुलना में कम होती है। बेरिलियम का मान अन्य क्षारीय मृदा धातुओं की तुलना में कम ऋणात्मक है। तथापि, इसकी अपचायक प्रकृति (\mathrm{Be}^{2+}) आयन के छोटे आकार से संबद्ध बड़े जलयोजन ऊर्जा और धातु की परमाणुक化 एन्थैल्पी के अपेक्षाकृत बड़े मान के कारण है।

(vi) द्रव अमोनिया में विलयन: क्षार धातुओं की तरह, क्षारीय मृदा धातुएँ द्रव अमोनिया में घुलकर गहरे नीले-काले विलयन देती हैं जिससे अमोनियेटेड 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 विलयनों से अमोनिएट्स, (\left[\mathrm{M}\left(\mathrm{NH_3}\right)_{6}\right]^{2+}) पुनः प्राप्त किए जा सकते हैं।

10.6.7 उपयोग

बेरिलियम का उपयोग मिश्रधातुओं के निर्माण में किया जाता है। तांबा-बेरिलियम मिश्रधातुओं का उपयोग उच्च शक्ति वाले स्प्रिंग्स तैयार करने में किया जाता है। धात्विक बेरिलियम का उपयोग एक्स-रे ट्यूबों की खिड़कियां बनाने के लिए किया जाता है। मैग्नीशियम एल्युमिनियम, जिंक, मैंगनीज और टिन के साथ मिश्रधातुएं बनाता है। मैग्नीशियम-एल्युमिनियम मिश्रधातुएं द्रव्यमान में हल्की होने के कारण विमान निर्माण में प्रयुक्त होती हैं। मैग्नीशियम (चूर्ण और रिबन) फ्लैश चूर्णों और बल्बों, आगजनी बमों और संकेतों में प्रयुक्त होता है। पानी में मैग्नीशियम हाइड्रॉक्साइड का सस्पेंशन (जिसे मिल्क ऑफ मैग्नेशिया कहा जाता है) को चिकित्सा में एंटासिड के रूप में प्रयोग किया जाता है। मैग्नीशियम कार्बोनेट टूथपेस्ट का एक घटक है। कैल्शियम का उपयोग ऑक्साइडों से धातुओं के निष्कर्षण में किया जाता है जिन्हें कार्बन से अपचयित करना कठिन होता है। कैल्शियम और बेरियम धातुएं, ऑक्सीजन और नाइट्रोजन के साथ उच्च तापमान पर अपनी अभिक्रियाशीलता के कारण, अक्सर वैक्यूम ट्यूबों से हवा निकालने के लिए प्रयुक्त की जाती हैं। रेडियम लवण रेडियोथेरेपी में, उदाहरण के लिए, कैंसर के उपचार में प्रयुक्त होते हैं।

10.7 क्षारीय पृथ्वी धातुओं के यौगिकों की सामान्य विशेषताएं

द्विपॉज़िटिव ऑक्सीकरण अवस्था $\left(\mathrm{M}^{2+}\right)$ समूह 2 के तत्वों की प्रमुख संयोजन क्षमता है। क्षारीय पृथ्वी धातुएं ऐसे यौगिक बनाती हैं जो प्रमुखतः आयनिक होते हैं, लेकिन क्षारीय धातुओं के संगत यौगिकों की तुलना में कम आयनिक। यह परमाणु आवेश में वृद्धि और छोटे आकार के कारण होता है। बेरिलियम और मैग्नीशियम के ऑक्साइड तथा अन्य यौगिक उन भारी और बड़े आकार वाले सदस्यों ( $\mathrm{Ca}, \mathrm{Sr}, \mathrm{Ba}$) द्वारा बनाए गए यौगिकों की तुलना में अधिक सहसंयोजी होते हैं। क्षारीय पृथ्वी धातुओं के कुछ यौगिकों की सामान्य विशेषताएँ नीचे वर्णित हैं।

(i) ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड: क्षारीय पृथ्वी धातुएं ऑक्सीजन में जलकर मोनोऑक्साइड, MO बनाती हैं, जो BeO को छोड़कर रॉक-सॉल्ट संरचना रखते हैं। BeO स्वभावतः सहसंयोजी होता है। इन ऑक्साइडों की बनाने की एन्थैल्पी काफी अधिक होती है और परिणामतः वे ऊष्मा के प्रति बहुत स्थिर होते हैं। $\mathrm{BeO}$ उभयधर्मी होता है जबकि अन्य तत्वों के ऑक्साइड आयनिक स्वभाव के होते हैं। इन सभी ऑक्साइडों में से BeO को छोड़कर सभी क्षारीय स्वभाव के होते हैं और पानी के साथ क्रिया करके थोड़े घुलने वाले हाइड्रॉक्साइड बनाते हैं।

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

इन हाइड्रॉक्साइडों की विलेयता, ऊष्मीय स्थिरता और क्षारीय प्रकृति $\mathrm{Mg}(\mathrm{OH})_2$ से $\mathrm{Ba}(\mathrm{OH})_2$ तक परमाणु क्रमांक बढ़ने के साथ बढ़ती है। किन्हीं कारणों से क्षारीय पृथ्वी धातु हाइड्रॉक्साइड क्षारीय धातु हाइड्रॉक्साइडों की तुलना में कम क्षारीय और कम स्थायी होते हैं। बेरिलियम हाइड्रॉक्साइड उभयधर्मी प्रकृति का होता है क्योंकि यह अम्ल और क्षार दोनों से अभिक्रिया करता है।

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

(ii) हैलाइड: बेरिलियम हैलाइडों को छोड़कर, क्षारीय पृथ्वी धातुओं के सभी अन्य हैलाइड आयनिक प्रकृति के होते हैं। बेरिलियम हैलाइड अनिवार्य रूप से सहसंयोजी होते हैं और कार्बनिक विलायकों में विलेय होते हैं। ठोस अवस्था में बेरिलियम क्लोराइड की श्रृंखला संरचना होती है जैसा कि नीचे दिखाया गया है:

वाष्प चरण में $\mathrm{BeCl_2}$ क्लोरो-ब्रिज्ड डाइमर बनाने की प्रवृत्ति रखता है जो $1200 \mathrm{~K}$ के क्रम के उच्च ताप पर रैखिक मोनोमर में वियोजित हो जाता है। हैलाइड हाइड्रेट बनाने की प्रवृत्ति समूह में नीचे की ओर धीरे-धीरे घटती 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 हाइड्रेटेड क्लोराइड, ब्रोमाइड और आयोडाइड का डिहाइड्रेशन गर्म करने पर प्राप्त किया जा सकता है; हालांकि, Be और Mg के संगत हाइड्रेटेड हैलाइड गर्म करने पर हाइड्रोलिसिस का सामना करते हैं। फ्लोराइड्स अपने उच्च लैटिस ऊर्जाओं के कारण क्लोराइड्स की तुलना में अपेक्षाकृत कम घुलनशील होते हैं।

(iii) ऑक्सोएसिड के लवण: क्षारीय पृथ्वी धातुएं ऑक्सोएसिड के लवण भी बनाती हैं। इनमें से कुछ हैं:

कार्बोनेट्स: क्षारीय पृथ्वी धातुओं के कार्बोनेट्स पानी में अघुलनशील होते हैं और इन धातुओं के घुलनशील लवण के विलयन में सोडियम या अमोनियम कार्बोनेट विलयन की मिलाकर अवक्षेपित किए जा सकते हैं। पानी में कार्बोनेट्स की घुलनशीलता धातु आयन की परमाणु संख्या बढ़ने के साथ घटती है। सभी कार्बोनेट्स गर्म करने पर कार्बन डाइऑक्साइड और ऑक्साइड देते हैं। बेरिलियम कार्बोनेट अस्थिर होता है और इसे केवल $\mathrm{CO_2}$ के वातावरण में ही रखा जा सकता है। धातु आयन के आकार में वृद्धि के साथ ऊष्मीय स्थिरता बढ़ती है।

सल्फेट्स: क्षारीय मृदा धातुओं के सल्फेट सभी सफेद ठोस होते हैं और ऊष्मा के प्रति स्थिर होते हैं। $\mathrm{BeSO_4}$ और $\mathrm{MgSO_4}$ पानी में आसानी से घुलनशील होते हैं; $\mathrm{CaSO_4}$ से $\mathrm{BaSO_4}$ तक विलेयता घटती है। $\mathrm{Be}^{2+}$ और $\mathrm{Mg}^{2+}$ आयनों की अधिक जलयोजन एन्थैल्पी जालक एन्थैल्पी कारक को पार कर जाती है और इसलिए उनके सल्फेट पानी में घुलनशील होते हैं।

नाइट्रेट्स: नाइट्रेट्स को कार्बोनेट्स को तनु नाइट्रिक अम्ल में घोलकर बनाया जाता है। मैग्नीशियम नाइट्रेट छह जल अणुओं के साथ क्रिस्टलित होता है, जबकि बेरियम नाइट्रेट अनजलित लवण के रूप में क्रिस्टलित होता है। यह फिर से आकार में वृद्धि और जलयोजन एन्थैल्पी में कमी के साथ हाइड्रेट बनाने की प्रवृत्ति में कमी को दर्शाता है। ये सभी ऊष्मा पर अपघटित होकर लिथियम नाइट्रेट की तरह ऑक्साइड देते हैं।

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

प्रश्न 10.4

क्षारीय मृदा धातु हाइड्रॉक्साइड्स की पानी में विलेयता समूह में नीचे जाने पर क्यों बढ़ती है?

हल

क्षारीय मृदा धातु हाइड्रॉक्साइड्स में, ऋणायन समान होने पर धनायनिक त्रिज्या जालक एन्थैल्पी को प्रभावित करेगी। चूंकि आयनिक आकार में वृद्धि के साथ जालक एन्थैल्पी जलयोजन एन्थैल्पी की तुलना में कहीं अधिक घटती है, विलेयता समूह में नीचे जाने पर बढ़ती है।

प्रश्न 10.5

क्षारीय मृदा धातु कार्बोनेट्स और सल्फेट्स की जल में विलेयता समूह में नीचे जाने पर क्यों घटती है?

हल

ऐनियन का आकार धनायन की तुलना में काफी बड़ा होता है, इसलिए एक विशेष समूह के भीतर जालक एन्थैल्पी लगभग स्थिर रहती है। चूँकि जलयोजन एन्थैल्पी समूह में नीचे जाने पर घटती है, विलेयता भी घटती है जैसा कि क्षारीय मृदा धातु कार्बोनेट्स और सल्फेट्स के लिए पाया गया है।

10.8 बेरिलियम की असामान्य व्यवहारिकता

बेरिलियम, समूह 2 की धातुओं का प्रथम सदस्य, मैग्नीशियम और शेष सदस्यों की तुलना में असामान्य व्यवहार दिखाता है। इसके अतिरिक्त, यह ऐल्यूमिनियम से तिर्यक संबंध दर्शाता है जिसकी चर्चा आगे की गई है।

(i) बेरिलियम का परमाणु और आयनिक आकार असाधारण रूप से छोटा होता है और इस प्रकार यह समूह के अन्य सदस्यों से अच्छी तरह मेल नहीं खाता। उच्च आयनन एन्थैल्पी और छोटे आकार के कारण यह ऐसे यौगिक बनाता है जो अधिकतर सहसंयोजी होते हैं और आसानी से जलअपघटित हो जाते हैं।

(ii) बेरिलियम समन्वय संख्या चार से अधिक नहीं दिखाता क्योंकि इसकी संयोजी कोश में केवल चार कक्षक होते हैं। समूह के शेष सदस्य $d$-कक्षकों का उपयोग करके छह की समन्वय संख्या प्राप्त कर सकते हैं।

(iii) बेरिलियम का ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड, समूह के अन्य तत्वों के हाइड्रॉक्साइडों के विपरीत, उभयधर्मी प्रकृति के होते हैं।

10.8.1 बेरिलियम और ऐल्यूमिनियम के बीच तिर्यक संबंध

बेरिलियम आयन की आयनिक त्रिज्या लगभग 31 pm आँकी गई है; आवेश/त्रिज्या अनुपात लगभग Al³⁺ आयन के समान है। इसलिए बेरिलियम कुछ मायनों में एल्युमिनियम की तरह व्यवहार करता है। कुछ समानताएँ इस प्रकार हैं:

(i) एल्युमिनियम की तरह, बेरिलियम धातु की सतह पर ऑक्साइड परत की उपस्थिति के कारण अम्लों द्वारा आसानी से आक्रांत नहीं होता है।

(ii) बेरिलियम हाइड्रॉक्साइड अधिक क्षार में घुलकर बेरिलेट आयन, [Be(OH)₄]²⁻ देता है, जैसे एल्युमिनियम हाइड्रॉक्साइड एल्युमिनेट आयन, [Al(OH)₄]⁻ देता है।

(iii) बेरिलियम और एल्युमिनियम दोनों के क्लोराइडों में वाष्प अवस्था में Cl⁻ से सेतुबद्ध क्लोराइड संरचना होती है। दोनों क्लोराइड कार्बनिक विलायकों में घुलनशील हैं और प्रबल लुइस अम्ल हैं। ये फ्रिडेल-क्राफ्ट्स उत्प्रेरक के रूप में प्रयुक्त होते हैं।

(iv) बेरिलियम और एल्युमिनियम आयनों में संकुल बनाने की प्रबल प्रवृत्ति होती है, BeF₄²⁻, AlF₆³⁻।

10.9 कैल्शियम के कुछ महत्वपूर्ण यौगिक

कैल्शियम के महत्वपूर्ण यौगिक कैल्शियम ऑक्साइड, कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड, कैल्शियम सल्फेट, कैल्शियम कार्बोनेट और सीमेंट हैं। ये औद्योगिक दृष्टि से महत्वपूर्ण यौगिक हैं। इन यौगिकों के बड़े पैमाने पर निर्माण और उपयोग नीचे वर्णित हैं।

कैल्शियम ऑक्साइड या सजी चूना, CaO

इसे व्यावसायिक स्तर पर चूना पत्थर (CaCO₃) को 1070-1270 K पर रोटरी भट्ठी में गर्म करके तैयार किया जाता है।

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

कार्बन डाइऑक्साइड को जैसे ही उत्पन्न होता है, तुरंत हटा दिया जाता है ताकि अभिक्रिया पूर्णता की ओर बढ़ सके।

कैल्शियम ऑक्साइड एक सफेद अनाकार ठोस होता है। इसका गलनांक $2870 \mathrm{~K}$ है। वायुमंडल के संपर्क में आने पर यह नमी और कार्बन डाइऑक्साइड को अवशोषित कर लेता है।

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

सीमित मात्रा में पानी डालने से चूने का ढेला टूट जाता है। इस प्रक्रिया को चूने का बुझाना कहा जाता है। सोडा के साथ बुझाया गया क्विक लाइम ठोस सोडालाइम देता है। एक क्षारीय ऑक्साइड होने के नाते, यह उच्च तापमान पर अम्लीय ऑक्साइडों के साथ संयोजन करता 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 बनाने के लिए एक महत्वपूर्ण प्राथमिक सामग्री है और क्षार का सबसे सस्ता रूप है।

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

(iii) इसका प्रयोग चीनी की शुद्धिकरण और डाई सामग्री के निर्माण में किया जाता है।

कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड (बुझा हुआ चूना), $\mathrm{Ca}(\mathrm{OH})_{2}$ कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड को क्विक लाइम, $\mathrm{CaO}$ में पानी मिलाकर तैयार किया जाता है।

यह एक सफेद अनाकृतिक चूर्ण है। यह पानी में थोड़ा घुलनशील है। इसके जलीय विलयन को चूने का पानी कहा जाता है और पानी में बुझे चूने का सस्पेंशन दूधिया चूना कहलाता है।

जब कार्बन डाइऑक्साइड को चूने के पानी से गुजारा जाता है तो कैल्शियम कार्बोनेट के बनने के कारण यह दूधिया हो जाता है।

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

अधिक कार्बन डाइऑक्साइड गुजारने पर अवक्षेप घुलकर कैल्शियम हाइड्रोजनकार्बोनेट बनाता है।

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

दूधिया चूना क्लोरीन से अभिक्रिया कर हाइपोक्लोराइट बनाता है, जो ब्लीचिंग पाउडर का एक घटक है।

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

उपयोग:

(i) यह मोर्टार, एक निर्माण सामग्री, के निर्माण में प्रयोग होता है। (ii) यह अपने कीटाणुनाशक स्वभाव के कारण सफेदी करने में प्रयोग होता है।

(iii) यह काँच बनाने, चमड़ा उद्योग में, ब्लीचिंग पाउडर तैयार करने और चीनी की शुद्धि के लिए प्रयोग होता है।

कैल्शियम कार्बोनेट, $\mathrm{CaCO_3}$

कैल्शियम कार्बोनेट प्रकृति में चूना पत्थर, चाक, संगमरमर आदि कई रूपों में पाया जाता है। इसे बुझे चूने से कार्बन डाइऑक्साइड गुजारकर या कैल्शियम क्लोराइड में सोडियम कार्बोनेट मिलाकर तैयार किया 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 की अधिकता से बचना चाहिए क्योंकि इससे जल में घुलनशील कैल्शियम हाइड्रोजनकार्बोनेट बनता है।

कैल्शियम कार्बोनेट एक सफेद फुलफुला पाउडर होता है। यह जल में लगभग अघुलनशील है। जब इसे $1200 \mathrm{~K}$ तक गरम किया जाता है, तो यह विघटित होकर कार्बन डाइऑक्साइड उत्सर्जित करता है।

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

यह तनु अम्ल के साथ अभिक्रिया कर कार्बन डाइऑक्साइड मुक्त 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:

इसे संगमरमर के रूप में निर्माण सामग्री के रूप में और क्विक लाइम के निर्माण में प्रयोग किया जाता है। कैल्शियम कार्बोनेट को मैग्नीशियम कार्बोनेट के साथ लोहे जैसी धातुओं के निष्कर्षण में फ्लक्स के रूप में प्रयोग किया जाता है। विशेष रूप से अवक्षेपित $\mathrm{CaCO_3}$ उच्च गुणवत्ता वाले कागज के निर्माण में व्यापक रूप से प्रयोग होता है। इसे एंटासिड, टूथपेस्ट में हल्का अपघर्षक, च्युइंग गम का घटक और कॉस्मेटिक्स में भराव के रूप में भी प्रयोग किया जाता है।

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

यह कैल्शियम सल्फेट का हेमिहाइड्रेट है। यह तब प्राप्त होता है जब जिप्सम, $\mathrm{CaSO_4} \cdot 2 \mathrm{H_2} \mathrm{O}$, को $393 \mathrm{~K}$ तक गरम 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, क्रिस्टलन जल बिल्कुल नहीं बचता और निर्जल कैल्शियम सल्फेट, $\mathrm{CaSO_4}$ बनता है। इसे ‘डेड बर्न्ट प्लास्टर’ कहा जाता है।

इसमें पानी के साथ सेट होने की एक उल्लेखनीय संपत्ति होती है। पर्याप्त मात्रा में पानी के साथ मिलाने पर यह एक प्लास्टिक द्रव्य बनाता है जो 5 से 15 मिनट में एक कठोर ठोस में बदल जाता है।

उपयोग:

प्लास्टर ऑफ पेरिस का सबसे बड़ा उपयोग निर्माण उद्योग में तथा प्लास्टरों के रूप में होता है। इसका उपयोग अंग के प्रभावित भाग को स्थिर करने के लिए किया जाता है जहाँ हड्डी का फ्रैक्चर या मोच होता है। इसका प्रयोग दंत चिकित्सा में, सजावटी कार्यों में तथा मूर्तियों और बस्ट्स की ढलाई बनाने में भी किया जाता है।

सीमेंट: सीमेंट एक महत्वपूर्ण निर्माण सामग्री है। इसे पहली बार 1824 में इंग्लैंड में जोसेफ एस्पडिन द्वारा प्रस्तुत किया गया था। इसे पोर्टलैंड सीमेंट भी कहा जाता है क्योंकि यह इंग्लैंड के आइल ऑफ पोर्टलैंड में खनन किए गए प्राकृतिक चूना पत्थर से मिलता-जुलता है।

सीमेंट एक ऐसा उत्पाद है जिसे चूने से भरपूर एक पदार्थ, $\mathrm{CaO}$ को ऐसे अन्य पदार्थ जैसे कि चिकनी मिट्टी के साथ मिलाकर प्राप्त किया जाता है जिसमें सिलिका, $\mathrm{SiO_2}$ के साथ-साथ एल्युमिनियम, आयरन और मैग्नीशियम के ऑक्साइड होते हैं। पोर्टलैंड सीमेंट की औसत संरचना 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, सिलिका $\left(\mathrm{SiO_2}\right)$ और एल्युमिना $\left(\mathrm{Al_2} \mathrm{O_3}\right)$ का अनुपात 2.5 से 4 के बीच होना चाहिए और चूने $(\mathrm{CaO})$ का सिलिकन $\left(\mathrm{SiO_2}\right)$, एल्युमिनियम $\left(\mathrm{Al_2} \mathrm{O_3}\right)$ और आयरन $\left(\mathrm{Fe_2} \mathrm{O_3}\right)$ के ऑक्साइडों के कुल योग से अनुपात यथासंभव 2 के निकट होना चाहिए।

सीमेंट के निर्माण के लिए कच्चे पदार्थ चूना पत्थर और चिकनी मिट्टी होते हैं। जब चिकनी मिट्टी और चूने को एक साथ तेज़ी से गरम किया जाता है तो वे पिघलकर ‘सीमेंट क्लिंकर’ बनाने के लिए अभिक्रिया करते हैं। इस क्लिंकर को जिप्सम $\left(\mathrm{CaSO_4} \cdot 2 \mathrm{H_2} \mathrm{O}\right)$ के $2-3 %$ वजन के साथ मिलाकर सीमेंट बनाया जाता है। इस प्रकार पोर्टलैंड सीमेंट में उपस्थित महत्वपूर्ण तत्व डाइकैल्शियम सिलिकेट $\left(\mathrm{Ca_2} \mathrm{SiO_4}\right) 26 %$, ट्राइकैल्शियम सिलिकेट $\left(\mathrm{Ca_3} \mathrm{SiO_5}\right) 51 %$ और ट्राइकैल्शियम एल्युमिनेट $\left(\mathrm{Ca_3} \mathrm{Al_2} \mathrm{O_6}\right) 11 %$ हैं।

सीमेंट का सेटिंग: जब पानी के साथ मिलाया जाता है, तो सीमेंट का सेटिंग होता है और एक कठोर द्रव्य बनता है। यह इसके घटकों के अणुओं के हाइड्रेशन और उनके पुनर्विन्यास के कारण होता है। सीमेंट के सेटिंग की प्रक्रिया को धीमा करने के लिए जिप्सम मिलाया जाता है ताकि यह पर्याप्त रूप से कठोर हो सके।

उपयोग: सीमेंट किसी भी देश के लिए लोहे और इस्पात के बाद राष्ट्रीय आवश्यकता का एक वस्तु बन गया है। इसका उपयोग कंक्रीट और सुदृढ़ित कंक्रीट में, प्लास्टरिंग में और पुल, बांध और इमारतों के निर्माण में किया जाता है।

10.10 मैग्नीशियम और कैल्शियम का जैविक महत्व

एक वयस्क शरीर में लगभग $25 \mathrm{~g}$ $\mathrm{Mg}$ और $1200 \mathrm{~g}$ Ca होता है, जबकि केवल $5 \mathrm{~g}$ लोहा और $0.06 \mathrm{~g}$ तांबा होता है। मानव शरीर में इसकी दैनिक आवश्यकता लगभग $200-300 \mathrm{mg}$ आंकी गई है।

सभी एंजाइम जो फॉस्फेट स्थानांतरण में ATP का उपयोग करते हैं, उन्हें सहकारक के रूप में मैग्नीशियम की आवश्यकता होती है। पौधों में प्रकाश अवशोषण का मुख्य रंजक क्लोरोफिल है जिसमें मैग्नीशियम होता है। शरीर के कैल्शियम का लगभग $99 %$ हड्डियों और दांतों में मौजूद होता है। यह न्यूरोमस्कुलर कार्य, इंटरन्यूरोनल संचरण, कोशिका झिल्ली की अखंडता और रक्त के थक्के बनने में भी महत्वपूर्ण भूमिका निभाता है। प्लाज्मा में कैल्शियम की सांद्रता लगभग $100 \mathrm{mgL}^{-1}$ पर नियंत्रित रहती है। इसे दो हार्मोनों द्वारा बनाए रखा जाता है: कैल्सीटोनिन और पैराथाइरॉयड हार्मोन। क्या आप जानते हैं कि हड्डी कोई निष्क्रिय और अपरिवर्तनीय पदार्थ नहीं है, बल्कि यह निरंतर घुलती और पुनः जमती रहती है, इतनी मात्रा में कि मनुष्य में प्रतिदिन लगभग $400 \mathrm{mg}$ तक? यह सारा कैल्शियम प्लाज्मा से होकर गुजरता है।

सारांश

आवर्त सारणी का s-ब्लॉक समूह 1 (क्षार धातुएं) और समूह 2 (क्षारीय पृथ्वी धातुएं) को सम्मिलित करता है। इन्हें इसलिए ऐसा कहा जाता है क्योंकि इनके ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड प्रकृति में क्षारीय होते हैं। क्षार धातुओं की विशेषता यह होती है कि इनके परमाणुओं के संयोजक कोश में एक s-इलेक्ट्रॉन होता है और क्षारीय पृथ्वी धातुओं में दो $s$-इलेक्ट्रॉन होते हैं। ये अत्यधिक क्रियाशील धातुएं हैं जो क्रमशः एकल धनात्मक $\left(\mathbf{M}^{+}\right)$और द्वि धनात्मक $\left(\mathbf{M}^{2+}\right)$ आयन बनाती हैं।

क्षार धातुओं में परमाणु संख्या बढ़ने के साथ भौतिक और रासायनिक गुणों में एक नियमित प्रवृत्ति देखी जाती है। परमाणु और आयनिक आकार बढ़ते हैं और समूह के नीचे जाने पर आयनन एन्थैल्पी नियमित रूप से घटती है। क्षारीय मृदा धातुओं के गुणों में भी कुछ-कुछ समान प्रवृत्तियाँ देखी जाती हैं।

इन प्रत्येक समूहों में पहला तत्व, समूह 1 में लिथियम और समूह 2 में बेरिलियम, अगले समूह के दूसरे सदस्य के गुणों से समानताएँ दिखाता है। ऐसी समानताओं को आवर्त सारणी में ‘विकर्ण संबंध’ कहा जाता है। इस प्रकार ये तत्व अपने समूह के लक्षणों के संदर्भ में विचित्र हैं।

क्षार धातुएँ चाँदी-सफेद, नरम और कम गलनांक वाली होती हैं। ये अत्यधिक क्रियाशील होती हैं। क्षार धातुओं के यौगिक प्रायः आयनिक होते हैं। इनके ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड पानी में घुलकर प्रबल क्षार बनाते हैं। सोडियम के महत्वपूर्ण यौगिकों में सोडियम कार्बोनेट, सोडियम क्लोराइड, सोडियम हाइड्रॉक्साइड और सोडियम हाइड्रोजनकार्बोनेट शामिल हैं। सोडियम हाइड्रॉक्साइड कास्टनर-केलनर प्रक्रम द्वारा और सोडियम कार्बोनेट सॉल्वे प्रक्रम द्वारा निर्मित किया जाता है।

क्षारीय मृदा धातुओं की रसायन शास्त्र क्षार धातुओं की तरह ही होता है। हालांकि, कुछ अंतर इसलिए आते हैं क्योंकि इनकी परमाणु और आयनिक आकार कम होते हैं और धनायनिक आवेश बढ़ा हुआ होता है। इनके ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड क्षार धातु ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड की तुलना में कम क्षारीय होते हैं। कैल्शियम के औद्योगिक रूप से महत्वपूर्ण यौगिकों में कैल्शियम ऑक्साइड (चूना), कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड (भुना हुआ चूना), कैल्शियम सल्फेट (प्लास्टर ऑफ पेरिस), कैल्शियम कार्बोनेट (चूना पत्थर) और सीमेंट शामिल हैं। पोर्टलैंड सीमेंट एक महत्वपूर्ण निर्माण सामग्री है। इसे चूना पत्थर और मिट्टी के पिसे हुए मिश्रण को रोटरी भट्ठी में गर्म करके बनाया जाता है। इस प्रकार प्राप्त क्लिंकर को थोड़े से जिप्सम $(2-3 %)$ के साथ मिलाकर सीमेंट का बारीक पाउडर बनाया जाता है। ये सभी पदार्थ विभिन्न क्षेत्रों में विविध उपयोगों में आते हैं।

एकसंबद्ध सोडियम और पोटैशियम आयन और द्विसंबद्ध मैग्नीशियम और कैल्शियम आयन जैविक द्रवों में बड़ी मात्रा में पाए जाते हैं। ये आयन महत्वपूर्ण जैविक कार्य जैसे आयन संतुलन बनाए रखना और तंत्रिका आवेग संचालन करते हैं।