فلز قلوي

التفاعل مع الأكسجين

كذلك، وتتحلل بيروكسيدات الفلزات القلوية مائياً بسبب قاعدية أنيون البيروكسيد العالية، حيث ينتج الهيدروكسيد وفوق أكسيد الهيدروجين:

من جانب آخر، عند تفاعل الفلزات القلوية مع الأكسجين، تتكوّن أكاسيد وبيروكسيدات وفوق أكسيدات (سوبر أكسيدات)، غير أن الأنواع الثلاثة الأولى هي الأكثر شيوعاً. ويوضح الجدول التالي نواتج التفاعل المباشر مع الأكسجين، حيث يمثّل المركب الوارد بين قوسين الناتج الثانوي أو الأقل شيوعاً:

العناصر القلوية فائقة الثقل

من جانب آخر، وتفترض هذه التنبؤات أن الأونونينيوم سيحتفظ بالسلوك الكيميائي المميز للفلزات القلوية، وهو افتراض يُرجح صحته، إلا أنه قد لا يكون دقيقاً تماماً بسبب التأثيرات النسبية الشديدة.

من جهة ثانية، كما يؤدي الاستقرار النسبي للمدار 8s إلى زيادة الألفة الإلكترونية للأونونينيوم إلى قيمة تفوق نظيرتها في السيزيوم والفرانسيوم بفارق كبير، بل يُتوقع أن تكون ألفته الإلكترونية أعلى من ألفة جميع الفلزات القلوية الأخف منه. وتؤدي التأثيرات النسبية كذلك إلى انخفاض كبير في قابلية الاستقطاب لهذا العنصر. ومن ناحية أخرى، يُتوقع أن يواصل الأونونينيوم الاتجاه العام لانخفاض درجات الانصهار نزولاً في المجموعة، بحيث تقع درجة انصهاره المتوقعة بين 0 و30 درجة مئوية.

علاوةً على ذلك، وتشير التنبؤات إلى أن كيمياء الأونونينيوم ستكون أقرب إلى كيمياء البوتاسيوم أو الروبيديوم منها إلى كيمياء السيزيوم أو الفرانسيوم. ويُعد ذلك أمراً غير مألوف، لأن النزعات الدورية—عند إهمال التأثيرات النسبية—تتنبأ بأن يكون الأونونينيوم أكثر نشاطاً كيميائياً من السيزيوم والفرانسيوم. ويُعزى هذا الانخفاض المتوقع في النشاط الكيميائي إلى الاستقرار النسبي لإلكترون التكافؤ في الأونونينيوم، مما يؤدي إلى زيادة طاقة التأين الأولى له، وانخفاض نصف قطره الفلزي ونصف قطره الأيوني. وقد لوحظ هذا الأثر بالفعل، وإن بدرجة أقل، في الفرانسيوم.

وعلى صعيد آخر، على الرغم من أن الفرانسيوم هو أثقل الفلزات القلوية المكتشفة حتى الآن، فقد أُجريت دراسات نظرية عديدة للتنبؤ بالخواص الفيزيائية والكيميائية للفلزات القلوية الافتراضية الأثقل منه. ويُتوقع أن يكون العنصر غير المكتشف أونونينيوم (العنصر 119)، بوصفه أول عناصر الدورة الثامنة، العنصر التالي في مجموعة الفلزات القلوية بعد الفرانسيوم، وأن يُظهر سلوكاً كيميائياً يماثل إلى حد كبير سلوك نظائره الأخف في المجموعة، مع اختلافات ملحوظة في بعض خواصه.

Na2S + xS -> Na2S1+x

S^2- + H2O -> HS- + HO-

HS- + H2O -> H2S + HO-

علاوةً على ذلك، وبما أن كبريتيدات الفلزات القلوية هي في جوهرها أملاح حمض ضعيف وقاعدة قوية، فإنها تكوّن محاليل قاعدية:

3Li + 1/2N2 -> Li3N

Li3N + 3H2O -> 3LiOH + NH3

علاوةً على ذلك، ويمكن لنتريد الليثيوم Li3N أن يتفاعل مع الماء محرراً الأمونيا:

اختبار اللهب والخصائص الطيفية

إضافةً إلى ذلك، وترجع هذه الألوان المميزة إلى أن الطيف الانبعاثي الذري طيفٌ خطيّ منفصل، لا طيفٌ مستمر كطيف الجسم الأسود، وهو ما يعكس الطبيعة الكمّية لمستويات الطاقة في الذرات. وقد شكّلت هذه الظاهرة الأساس الذي قامت عليه المطيافية الذرية، والتي مكّنت روبرت بنزن وغوستاف كيرشوف من اكتشاف السيزيوم عام 1860 والروبيديوم عام 1861 من خلال تحليل خطوطهما الطيفية المميزة.

ومن جهة أخرى، يقع أقوى خط انبعاث للروبيديوم عند نحو 780 نانومتر ضمن نطاق الأشعة تحت الحمراء القريبة، ويصاحبه عدد من الخطوط المرئية التي تُكسب اللهب لونه الأحمر البنفسجي. ولا تُدرج بيانات للفرانسيوم بسبب ندرته الشديدة وقصر عمر نظائره، مما حال دون تحديد لون لهبه تجريبياً.

الكيمياء غير العضوية

وعلى صعيد آخر، يُعدّ اختبار اللهب من أبسط الوسائل النوعية للتعرّف على أيونات الفلزات القلوية، إذ يُكسب كل عنصر اللهب لوناً مميزاً ناتجاً عن الطيف الانبعاثي الذري الخاص به. ويعود ذلك إلى انتقال إلكترونات التكافؤ إلى مستويات طاقة أعلى بفعل حرارة اللهب، ثم عودتها إلى مستويات أدنى مع انبعاث فوتونات ذات أطوال موجية مميزة لكل عنصر.

الجدول الدوري

• مجموعة (جدول دوري)
• أكسدة واختزال
• طاقة التأين
• كيمياء لاعضوية
• عناصر الدورة الثانية
• عناصر الدورة السادسة
• عناصر المجموعة 13
• عناصر المجموعة 14
• عناصر المجموعة 15

التفاعل مع الهالوجينات والأكسجين

كذلك، تتفاعل الفلزات القلوية بعنف مع الهالوجينات مكوّنة هاليدات فلزية قلوية، وهي مركبات أيونية بلورية يغلب عليها اللون الأبيض، وجميعها عالية الذوبان في الماء باستثناء فلوريد الليثيوم (LiF)، الذي يشذ عن هذه القاعدة بسبب صغر حجمي أيوني الليثيوم والفلوريد، مما يؤدي إلى ارتفاع طاقة الشبكة البلورية وانخفاض ذوبانيته.

ومن ناحية أخرى، أما مع الأكسجين، فتتفاعل جميع الفلزات القلوية بقوة، إلا أن نواتج التفاعل تختلف تبعاً لحجم الكاتيون الفلزي وقدرته على تثبيت الأنيونات الأكسجينية المختلفة. فالليثيوم، لصغر حجم أيونه، يُكوّن عند الاحتراق في الهواء أكسيد الليثيوم (Li2O) بصورة رئيسة، بينما يُكوّن الصوديوم أساساً بيروكسيد الصوديوم (Na2O2). أما البوتاسيوم فيُنتج مزيجاً من بيروكسيد البوتاسيوم (K2O2) وفوق أكسيد البوتاسيوم (KO2)، في حين يُكوّن الروبيديوم والسيزيوم فوق الأكاسيد بصورة رئيسة. وتزداد نشاطية هذه العناصر تجاه الأكسجين كلما اتجهنا إلى أسفل المجموعة، حتى إن الروبيديوم والسيزيوم قد يشتعلان تلقائياً عند تعرضهما للهواء، وهي خاصية تُعرف بالاشتعال الذاتي (Pyrophoricity).

النزعات الدورية

وفي السياق ذاته، تنخفض درجتا الانصهار والغليان، وكذلك أنثالبيتا الانصهار والتبخر: وذلك لضعف الرابطة الفلزية مع ازدياد المسافة بين الأيونات الموجبة والإلكترونات غير المتموضعة.

من جانب آخر، تزداد الكثافة بوجه عام: مع استثناء لافت يتمثل في كون كثافة البوتاسيوم أقل من كثافة الصوديوم، لأن الزيادة النسبية في الكتلة الذرية بين العنصرين أقل من الزيادة النسبية في الحجم الذري.

وفي هذا السياق، يزداد نصف القطر الذري: بسبب تزايد عدد الأغلفة الإلكترونية، إذ لا يتأثر إلكترون التكافؤ إلا بشحنة نووية فعالة تقارب +1 نتيجة تأثير الحجب الذي تُحدثه الإلكترونات الداخلية.

كذلك، تزداد النشاطية الكيميائية: نتيجة انخفاض طاقة التأين الأولى وازدياد الحجم الذري، مما يُسهّل فقد إلكترون التكافؤ ويزيد من ميل العناصر إلى تكوين أيونات موجبة، فتزداد سرعة تفاعلاتها.

علاوةً على ذلك، تقل الكهرسلبية: لأن إلكترون التكافؤ يصبح أبعد عن النواة مع ازدياد نصف القطر الذري، فتضعف قدرة الذرة على جذب زوج الإلكترونات المشترك في الروابط الكيميائية.

من جهة ثانية، ومن الخواص القليلة التي لا تتبع نزعة دورية منتظمة جهد الاختزال القياسي؛ إذ يشذّ الليثيوم بامتلاكه أكثر جهود الاختزال القياسية سلبية بين عناصر المجموعة. ويُعزى ذلك إلى الارتفاع الكبير في طاقة الإماهة لأيون الليثيوم (+Li) في المحاليل المائية، وهو ما يعوّض ارتفاع طاقة التأين الخاصة به ويجعله، من الناحية الديناميكية الحرارية، أكثر الفلزات القلوية كهروجابية، على الرغم من أن طاقة تأينه في الطور الغازي أعلى نسبياً من بقية عناصر المجموعة.

في هذا الإطار، تُعدّ الفلزات القلوية أكثر مجموعات الجدول الدوري تجانساً في خواصها الكيميائية والفيزيائية، ويظهر بينها انتظام دوري واضح يفوق أغلب المجموعات الأخرى. وحتى إن الفصل الكيميائي بين البوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم يُعتبر من أكثر عمليات الفصل صعوبة، نظراً لتقارب أنصاف أقطارها الأيونية وتشابه خواصها الكيميائية، بخلاف الليثيوم والصوديوم الأكثر تمايزاً عن بقية عناصر المجموعة. وعموماً، كلما اتجهنا نزولاً في المجموعة:

الخواص الكيميائية

التفاعل مع مركبات الهاليد العضوية

من جانب آخر، تتفاعل الفلزات القلوية مع مشتقات الهالوجين لتوليد هيدروكربونات عبر تفاعل فورتز:

2CH3Cl + 2Na -> C2H6 + 2NaCl

التفاعل مع النيتروجين والفوسفور والهيدروجين

ومن جهة أخرى، يتميّز الليثيوم دون بقية الفلزات القلوية بقدرته على التفاعل مباشرةً مع النيتروجين في الظروف القياسية، مُكوِّناً نتريد الليثيوم (Li3N)، وهو النتريد المستقر الوحيد بين نتريدات هذه المجموعة. ويُعزى ذلك إلى صغر نصف قطر أيون الليثيوم (+Li)، وما يترتب عليه من ارتفاع طاقة الشبكة البلورية لمركب نتريد الليثيوم، مما يجعل تكوينه مفضلاً من الناحية الديناميكية الحرارية رغم الطاقة الكبيرة اللازمة لكسر الرابطة الثلاثية في جزيء النيتروجين (N2). أما بقية الفلزات القلوية الأكبر حجماً فلا تُكوِّن نتريدات مستقرة في الظروف الاعتيادية.

كذلك، وتذوب الفلزات القلوية كذلك في الأمونيا السائلة مُكوِّنة محاليل زرقاء ذات موصلية كهربائية مرتفعة وخواص بارامغناطيسية (Paramagnetism). وفي هذه المحاليل تتأين الفلزات إلى أيونات فلزية موجبة وإلكترونات مُذابة (solvated electrons) تُثبِّتها جزيئات الأمونيا، وهي المسؤولة عن اللون الأزرق المميز والقدرة الاختزالية العالية لهذه المحاليل.

ومن ناحية أخرى، كما تتفاعل الفلزات القلوية عند التسخين مع الفسفور والزرنيخ مُكوِّنة الفوسفيدات والزرنيخيدات وفق الصيغتين العامتين M3P وM3As، كما تتفاعل مباشرة مع الهيدروجين مُكوِّنة هيدريدات فلزية مثل هيدريد الصوديوم (NaH)، وهي مركبات أيونية شديدة القاعدية تتفاعل بعنف مع الماء مطلقةً غاز الهيدروجين ومكوِّنة الهيدروكسيد الموافق.

الاستخدامات والتطبيقات

من جانب آخر، الروبيديوم والسيزيوم: يُستعملان في تصنيع الساعات الذرية عالية الدقة، ويُعرَّف مقدار الثانية في النظام الدولي للوحدات استناداً إلى تردد انتقال فائق الدقة في ذرة سيزيوم-133.

وفي السياق ذاته، الصوديوم: يُستعمل الصوديوم المنصهر سائلاً ناقلاً للحرارة في بعض التطبيقات الصناعية والنووية، كما يُستعمل بخاره في مصابيح بخار الصوديوم عالية الكفاءة. وتُعد مركباته، مثل كلوريد الصوديوم وهيدروكسيد الصوديوم وهيبوكلوريت الصوديوم، من أكثر المواد الكيميائية استعمالاً في الصناعة.

كذلك، للفلزات القلوية ومركباتها تطبيقات واسعة في الصناعة والتقنية والطب والزراعة، ومن أبرزها:

ومن ناحية أخرى، الفرانسيوم: لا يُستعمل عملياً خارج نطاق الأبحاث العلمية، وذلك بسبب ندرته الشديدة وقصر عمر نصف نظائره، ويقتصر استعماله على الدراسات المتخصصة في الفيزياء النووية والفيزياء الذرية.

علاوةً على ذلك، الليثيوم: تُستعمل أملاح الليثيوم في علاج الاضطراب ثنائي القطب، كما يدخل الليثيوم الفلزي ومركباته في تصنيع بطاريات الليثيوم وبطاريات الليثيوم-أيون المستعملة على نطاق واسع في الأجهزة الإلكترونية والمركبات الكهربائية.

من جانب آخر، الأدوار الحيوية: يُعد الصوديوم والبوتاسيوم عنصرين أساسيين للحياة، إذ يؤديان دوراً محورياً بوصفهما إلكتروليتين ضروريين لعمل الأعصاب والعضلات والمحافظة على توازن السوائل في الجسم. أما الليثيوم، فتشير بعض الدراسات إلى احتمال كونه عنصراً نزراً ضرورياً، إلا أن ذلك لم يُثبت بصورة قاطعة لدى الإنسان. ولا تُعد الفلزات القلوية الأثقل (الروبيديوم والسيزيوم والفرانسيوم) عناصر ضرورية حيوياً، وقد يكون لبعضها تأثيرات سمّية.

من جانب آخر، البوتاسيوم: تُعد مركباته، ولا سيما كلوريد البوتاسيوم، من أهم مكونات الأسمدة الزراعية، إذ تُستعمل لتزويد النباتات بعنصر البوتاسيوم الضروري لنموها، كما تدخل في عدد من التطبيقات الغذائية والكيميائية.

التفاعل مع الكربون

علاوةً على ذلك، الليثيوم هو الفلز الوحيد الذي يتفاعل مباشرة مع الكربون معطياً كربيد الليثيوم، بينما يمكن للصوديوم والبوتاسيوم أن يتفاعلا مع الأسيتيلين لإعطاء الكربيدات:

Na2O2 + 2H2O -> 2NaOH + H2O2

• وتُعد مركبات الأكسجين الأخرى غير مستقرة في الماء كذلك:
• 2KO2 + 2H2O -> 2KOH + H2O2 + O2
• Li2O + H2O -> 2LiOH

السبائك والمركبات البين فلزية

إضافةً إلى ذلك، تُكوّن الفلزات القلوية عدداً من المركبات البينفلزية مع بعضها بعضاً ومع كثير من فلزات المجموعات 2–13 في الجدول الدوري، وتتميز هذه المركبات بتراكيب ثابتة ذات نسب ذرية محددة (Stoichiometry). ومن أبرز الأمثلة ملغمات الصوديوم مع الزئبق، مثل Na₅Hg₈ وNa₃Hg. ويحمل بعض هذه المركبات طابعاً أيونياً واضحاً؛ ففي مركباتها مع الذهب يكون كلٌّ من NaAu وKAu موصلين فلزيين، في حين يسلك كلٌّ من RbAu وCsAu سلوك أشباه الموصلات، ويُعزى ذلك إلى ازدياد الطابع الأيوني للرابطة مع ازدياد حجم الفلز القلوي.

علاوةً على ذلك، كما توجد سبيكة يوتكتية ثلاثية تتكون من نحو 41% سيزيوم و47% صوديوم و12% بوتاسيوم، وتمتلك إحدى أدنى نقاط الانصهار المعروفة بين السبائك الفلزية، إذ تبلغ نحو −78 °م.

إضافةً إلى ذلك، وتكوّن الفلزات القلوية كذلك عدداً من السبائك المهمة عملياً، من أشهرها سبيكة الصوديوم والبوتاسيوم (NaK)، وهي سبيكة يوتكتية سائلة عند درجة حرارة الغرفة، إذ تنصهر عند نحو −12.6 °م، وتُستعمل سائلاً ناقلاً للحرارة في بعض التطبيقات الصناعية والنووية، مع ضرورة التعامل معها بحذر شديد بسبب تفاعلها العنيف مع الماء والهواء.

التفاعل مع الهيدروجين

• تكوّن الفلزات القلوية مع الهيدروجين هيدريدات ملحية تتحلل مائياً:
• 2Na + H2 -> 2NaH
• 2NaH + 2H2O -> 2NaOH + H2

التفاعل مع النيتروجين

وفي هذا الصدد، الليثيوم هو الفلز القلوي الوحيد الذي يتحد مباشرة مع النيتروجين عند درجة حرارة الغرفة:

النظائر والنشاط الإشعاعي

وعلى صعيد آخر، بما أن جميع الفلزات القلوية ذات أعداد ذرية فردية، فإن نظائرها إما أن تكون «فردية–فردية» (عدد البروتونات والنيوترونات كلاهما فردي) أو «فردية–زوجية». وتندر النويدات الأولية المستقرة ذات العددين الفرديين من البروتونات والنيوترونات بسبب تأثير اقتران النوكليونات، الذي يجعل هذا النمط أقل استقراراً نووياً. ولذلك، فإن أغلب النظائر الطبيعية الأولية للفلزات القلوية فردية–زوجية، باستثناء ليثيوم-6، وهو نظير طبيعي مستقر ذو عدد فردي من البروتونات والنيوترونات، وبوتاسيوم-40، وهو نظير مشع طويل العمر.

من جانب آخر، وتحمل جميع الفلزات القلوية، عدا الليثيوم والسيزيوم، نظيراً مشعاً طبيعياً واحداً على الأقل؛ فالبوتاسيوم الطبيعي يحتوي على نسبة ضئيلة (نحو 0.012%) من النظير المشع بوتاسيوم-40، مما يجعل البوتاسيوم ضعيف النشاط الإشعاعي طبيعياً، وقد شكّل هذا الإشعاع الطبيعي أساساً لادعاء خاطئ باكتشاف عنصر الفرانسيوم عام 1925. كذلك يحتوي الروبيديوم الطبيعي على نسبة تقارب 27.83% من النظير المشع روبيديوم-87 طويل العمر. أما الفرانسيوم فجميع نظائره مشعة وقصيرة العمر، وأشهرها فرانسيوم-223 الناتج عن اضمحلال ألفا لـأكتينيوم-227.

إضافةً إلى ذلك، ويستحق سيزيوم-137 ذكراً خاصاً؛ إذ يُعد، إلى جانب سترونشيوم-90، أحد أهم نواتج الانشطار النووي متوسطة العمر (بعمر نصف يبلغ 30.17 سنة)، وأحد أبرز مصادر النشاط الإشعاعي المتبقي في الوقود النووي المستهلك خلال العقود الأولى بعد إخراجه من المفاعل، كما يُشكّل المصدر الرئيس للإشعاع المتبقي في منطقة تشيرنوبل المحظورة. ونظراً لخواصه الكيميائية بوصفه فلزاً قلوياً، فإنه يذوب بسهولة في الماء وينتشر بيسر في البيئة، ويمتصه الجسم الحي بسبب تشابهه الكيميائي مع البوتاسيوم؛ إذ يُنقل عبر مسارات النقل الحيوية نفسها على وجه التقريب ليتوزع في أنسجة الجسم، مما يجعله من أخطر نواتج الانشطار النووي من الناحية البيولوجية.

مركبات عناصر المجموعة 13

وفي هذا الصدد، تُكوِّن الفلزات القلوية مركبات بينفلزية مع عناصر مجموعة البورون الأثقل (الألومنيوم والغاليوم والإنديوم والثاليوم)، وتختلف طبيعة الروابط فيها عن تلك الموجودة في السبائك الاعتيادية. فمركب مثل NaTl موصلٌ رديء للكهرباء أو شبه موصل، ويُفسَّر ذلك بانتقال إلكترون الفلز القلوي إلى شبكة الثاليوم، مما يؤدي إلى تكوُّن أنيونات زنتل. وتتخذ بنية NaTl (المعروفة باسم «نمط بنية NaTl»، ذي الزمرة الفراغية Fd-3m) شكل شبكتين ماسيتين متداخلتين؛ إحداهما من ذرات الثاليوم المرتبطة بروابط تساهمية فيما بينها، إذ ترتبط كل ذرة ثاليوم بأربع ذرات ثاليوم مجاورة، مُكوِّنةً شبكة أنيونية بوليمرية تساهمية ممتدة يُعبَّر عنها اصطلاحاً بـ (Tl⁻)n، وتماثل في بنيتها البنية الماسية؛ والأخرى من أيونات الصوديوم (+Na)، التي لا تتوزع عشوائياً بين فراغات شبكة الثاليوم، بل تشغل هي كذلك مواقع تُشكِّل شبكة ماسية ثانية متداخلة هندسياً مع الشبكة الأولى. وعلى خلاف عناصر المجموعة 14 وما بعدها، التي تميل إلى تكوين عناقيد أنيونية منفصلة، تميل عناصر المجموعة 13 إلى تكوين شبكات أنيونية بوليمرية ثلاثية الأبعاد تمتد عبر البنية البلورية بأكملها.

من جهة ثانية، أما البورون، وهو اللافلز الوحيد في المجموعة 13، فتُشكِّل معه الفلزات القلوية بوريدات غنية بالبورون، تمتاز باحتوائها على شبكات من روابط بورون–بورون وبنى متعددة السطوح (دلتاهدرية Deltahedron). ويصعب تحضير هذه البوريدات عند درجات الحرارة المرتفعة بسبب الارتفاع الكبير في الضغط البخاري للفلزات القلوية، مما يؤدي إلى فقد جزء من الفلز بالتبخر أثناء التفاعل. وعلى خلاف أغلب النزعات الدورية في هذه المجموعة، تتناقص قابلية الفلزات القلوية للتفاعل مع البورون كلما اتجهنا إلى أسفل المجموعة؛ ويُعزى ذلك إلى عاملين متضافرين: فمن جهة، يؤدي ارتفاع الضغط البخاري للفلزات الأثقل إلى زيادة فقدها بالتبخر عند درجات الحرارة اللازمة للتفاعل؛ ومن جهة أخرى، يقلل كِبَر الحجم الأيوني للروبيديوم والسيزيوم من استقرار البنى البوريدية الغنية بالبورون ذات الشبكات التساهمية المعقدة. فالليثيوم يتفاعل كلياً مع البورون عند نحو 700°م تفاعلاً سريعاً، بينما يحتاج الصوديوم إلى نحو 900°م، ولا يتفاعل البوتاسيوم إلا عند نحو 1200°م وبعد عدة ساعات، في حين لم تُوصَف حتى الآن بوريدات للروبيديوم أو السيزيوم. ومن أبرز البوريدات المعروفة: LiB₁₀، وNaB₆، وNaB₁₅، وKB₆.

2Na + S -> Na2S

وقد تتكون بولي كبريتيدات الصوديوم عند وجود فائض من الكبريت:

احتياطات السلامة

• انظر كذلك
• فلز قلوي ترابي
• فلز
• هالوجين

في هذا الإطار، نظراً لنشاطها الكيميائي الشديد وسرعة تفاعلها مع الماء ورطوبة الهواء، تُحفظ الفلزات القلوية بمعزل عن الأكسجين والرطوبة، وذلك عادةً بغمرها في زيت معدني أو الكيروسين الخامل. يجب التعامل معها بحذر شديد، مع تجنب ملامستها المباشرة للماء أو غيره من المواد المانحة للبروتون، مثل الكحولات، إذ يؤدي تفاعلها إلى انطلاق غاز الهيدروجين وتولد حرارة كافية لإشعال الغاز المنطلق، مما قد يسبب انفجاراً، ولا سيما في حالة الفلزات القلوية الأثقل مثل الروبيديوم والسيزيوم. وتجدر الإشارة إلى أن حرائق الفلزات القلوية لا تُطفأ بالماء أو ثنائي أكسيد الكربون، بل تُستعمل لذلك وسائط إخماد خاصة مثل الرمل الجاف أو مساحيق إطفاء حرائق الفلزات (Class D).

مركبات مجموعة الكربون المجموعة 14

علاوةً على ذلك، وعند تفاعل الفلزات القلوية مع العناصر الأثقل من مجموعة الكربون (السيليكون والجرمانيوم والقصدير والرصاص)، تتكوّن مركبات أيونية ذات بنى قفصية. فتتكوّن السيليسيدات بصيغة M4Si4 (حيث M = K, Rb, Cs)، وتحتوي على أيونات M+ وعناقيد سيليكون رباعية الوجوه Si4^{4-}. وتماثلها إلى حد بعيد الجرمانيدات، التي تنطوي على عناقيد الجرمانيوم و أيونات زنتل معقدة. أما الستانيدات فأغلبها أيوني، وتظهر فيها أنيونات زنتل معقّدة، مثل Sn9^{4-} الموجود في مركب رباعي بوتاسيوم نونا-ستانيد (K4Sn9). في حين لا يُعرف الأيون الأحادي الذرة Pb^{4-}، إذ يُتوقّع أن يكون تكوّنه غير مؤاتٍ من الناحية الطاقية؛ ولذلك تظهر البلمبيدات بأيونات زنتل معقّدة مثل Pb9^{4-} بدلاً من ذلك. وتُحضَّر هذه الجرمانيدات والستانيدات والبلمبيدات عادةً باختزال العناصر المقابلة بفلز الصوديوم في الأمونيا السائلة.

إضافةً إلى ذلك، وتُعدّ الفلزات القلوية عوامل اختزال قوية قادرة على اختزال فوليرين باكمنستر (C60) وتكوين مركبات صلبة تُعرف باسم الفوليريدات، ذات الصيغة العامة MnC60، تنتج عن انتقال إلكترونات من الفلز القلوي إلى جزيئات الفوليرين. وتختلف قيمة n باختلاف الفلز وظروف التحضير؛ إذ يستطيع الصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم تكوين فوليريدات بقيم n تساوي 2 أو 3 أو 4 أو 6، بينما يستطيع الروبيديوم والسيزيوم كذلك تكوين مركبات تكون فيها n = 1.

علاوةً على ذلك، يتفاعل الليثيوم والصوديوم مع الكربون مكوِّنَين الأسيتيليدات Li2C2 وNa2C2، التي يمكن الحصول عليها كذلك بتفاعل الفلز مع غاز الأسيتيلين. أما البوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم فتتفاعل مع الغرافيت، إذ تتداخل ذراتها بين الطبقات السداسية للغرافيت مكوِّنة ما يُعرف بـمركبات التداخل الغرافيتية (Graphite intercalation compounds)، بصيغ عامة مثل MC48 وMC36 وMC24 وMC12 وMC8 (حيث M = K, Rb, Cs)، وتتفاوت ألوانها بين الرمادي الداكن والأزرق الفولاذي والبرونزي تبعاً لنسبة التداخل. وتفوق موصلية هذه المركبات الكهربائية موصلية الغرافيت النقي بأكثر من مئتي ضعف، مما يدل على انتقال إلكترون التكافؤ للفلز القلوي إلى طبقات الغرافيت. ويُعد مركب KC8 على وجه الخصوص عامل اختزال بالغ القوة، كما أنه ذاتي الاشتعال (Pyrophoric)، إذ يشتعل تلقائياً عند تعرضه للهواء، ويتفاعل بعنف مع الماء.

التفاعل مع الماء

إضافةً إلى ذلك، حيث يتصاعد غاز الهيدروجين وتتكوّن هيدروكسيدات فلزية شديدة القاعدية. وتزداد شدة هذا التفاعل بانتظام كلما اتجهنا إلى أسفل المجموعة؛ إذ يتفاعل الليثيوم بفوران معتدل، بينما قد يشتعل الصوديوم والبوتاسيوم أثناء التفاعل، أما الروبيديوم والسيزيوم فيتفاعلان بعنف شديد، وقد يُحدث التفاعل انفجاراً يولّد موجات صدمية قادرة على تحطيم الأوعية الزجاجية.

2 M + 2 H2O -> 2 MOH + H2 ^

من جهة ثانية، من أبرز الخواص الكيميائية للفلزات القلوية تفاعلها الشديد مع الماء البارد، والذي قد يبلغ حد الانفجار في العناصر الأثقل من المجموعة، وذلك وفق المعادلة العامة:

إضافةً إلى ذلك، وقد بيّنت دراسات حديثة أُجريت باستخدام كاميرات فائقة السرعة أن الانفجار المصاحب لتفاعل الفلزات القلوية مع الماء لا يعود فقط إلى احتراق غاز الهيدروجين المتصاعد، بل يخضع في مراحله الأولى كذلك لظاهرة فيزيائية تُعرف بانفجار كولوم (Coulomb explosion). فمع انتقال الإلكترونات سريعاً من سطح الفلز إلى الماء، تتراكم شحنة موجبة على السطح المعدني، ويؤدي التنافر الكهروستاتيكي الناتج إلى تمزق المعدن السائل إلى قطرات دقيقة جداً، فتزداد مساحة سطح التلامس مع الماء بصورة كبيرة، مما يسرّع التفاعل على نحو مفاجئ. ويحدث هذا التفتت قبل أن يصبح احتراق غاز الهيدروجين المتصاعد العامل الرئيس في الانفجار، وهو ما يفسّر شدة المرحلة الأولى من التفاعل.

التفاعل مع الكبريت

تتكوّن مع الكبريت كبريتيدات وبولي كبريتيدات:

2Li + 2C -> Li2C2

2Na + 2C2H2 \xrightarrow{150\ ^\circ C} 2NaC2H + H2

2Na + 2NaC2H \xrightarrow{220\ ^\circ C} 2Na2C2 + H2

مركبات مجموعة النيتروجين المجموعة 15

من جانب آخر، يُعد الليثيوم الفلز القلوي الوحيد الذي يتفاعل مباشرة مع النيتروجين في الظروف القياسية، مُكوِّناً نتريد الليثيوم (Li3N)، وهو النتريد المستقر الوحيد بين نتريدات الفلزات القلوية. أما نتريد الصوديوم (Na3N) ونتريد البوتاسيوم (K3N)، فرغم إمكان تحضيرهما بطرائق خاصة، فإنهما غير مستقرين للغاية وسريعا التفكك إلى عنصريهما، ولا يمكن الحصول عليهما بالتفاعل المباشر بين العنصرين في الظروف القياسية. أما نتريدات الروبيديوم والسيزيوم فلا تُعرف في الظروف العادية، ويُعزى ذلك إلى كبر حجم الكاتيون القلوي وعدم استقرار البنية البلورية الناتجة.

علاوةً على ذلك، وتتفاعل جميع الفلزات القلوية مع الفوسفور والزرنيخ مكوِّنة الفوسفيدات والزرنيخيدات، مثل M3P وM3As. ولا تقتصر كيمياء الفوسفيدات على هذه المركبات البسيطة؛ إذ يُعرف للبوتاسيوم عدد من الفوسفيدات ذات التراكيب المختلفة، من أمثلتها K3P وK4P3 وK5P4 وKP وK4P6 وK3P7 وK3P11 وKP10.3 وKP15.

التفاعلات النموذجية للفلزات القلوية

وعلى صعيد آخر، أما الأنتيمونيدات فهي أقل استقراراً وأكثر نشاطاً كيميائياً، إذ يعمل الأنيون Sb^{3-} عاملَ اختزال قوي، ويتحول عند معالجته بالأحماض إلى ستيبين (SbH3)، وهو غاز شديد السمية وغير مستقر. وتنطوي أنتيمونيدات الفلزات القلوية من الصيغة MSb على شبكات من ذرات الأنتيمون ذات بنى حلزونية تُعد مثالاً على أنيونات زنتل. أما البزموثيدات فلا تكون أيونية خالصة، بل تُظهر خواصاً وسطية تجمع بين الطابع الأيوني والطابع الفلزي.

من جانب آخر، ومع ذلك، يُكوِّن الصوديوم والبوتاسيوم بسهولة أملاح الأزيد عديمة اللون، المحتوية على أنيون الأزيد الخطي (N3^-)، وهي مركبات مستقرة حرارياً بما يكفي لتنصهر قبل أن تتفكك، ويرجع ذلك إلى استقرار هذا الأنيون مع الكاتيونات القلوية الكبيرة نسبياً.

الخواص الفيزيائية

وفي السياق ذاته، يوضّح الجدول التالي أبرز الخواص الفيزيائية والكيميائية للفلزات القلوية:

وعلى صعيد آخر، تشترك الفلزات القلوية في مجموعة من الخواص الفيزيائية المميزة الناجمة مباشرة عن توزيعها الإلكتروني (ns¹)، الذي يمنحها رابطة فلزية ضعيفة نسبياً. فهي فلزات لينة يمكن قطعها بسكين عادية، وذات لون فضي لامع (باستثناء السيزيوم ذي الصبغة الذهبية الباهتة، وهو من الفلزات النادرة الملوَّنة إلى جانب النحاس والذهب)، سرعان ما يفقد لمعانها بالتفاعل مع رطوبة الهواء وأكسجينه (والنيتروجين كذلك في حالة الليثيوم). ولذلك تُحفظ عادة تحت طبقة من الزيت المعدني أو الكيروسين لعزلها عن الهواء.

وفي هذا السياق، ملاحظة: بسبب الندرة الشديدة للفرانسيوم وقصر عمر نصف جميع نظائره، فإن أغلب خواصه الفيزيائية لم تُقَس مباشرة، وإنما استُنبطت نظرياً أو حُسبت اعتماداً على النماذج الكمومية والتأثيرات النسبية؛ لذلك تختلف بعض القيم التقديرية بين المراجع العلمية.

من جهة ثانية، وتتميز الفلزات القلوية بكثافة منخفضة جداً، إذ إن الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم هي الفلزات الوحيدة في الجدول الدوري الأخف من الماء، بل إن الليثيوم هو أخف مادة صلبة معروفة عند درجة حرارة الغرفة. كما تنخفض درجتا الانصهار والغليان بانتظام كلما اتجهنا إلى أسفل المجموعة، نتيجة ضعف الرابطة الفلزية مع تزايد نصف القطر الذري. وتتبلور جميعها في البنية البلورية المكعبة المتمركزة الجسم (BCC)، وتتميز كل منها بلون مميز عند إجراء اختبار اللهب، وذلك لسهولة إثارة إلكترونها الخارجي الوحيد؛ فيُعطي الليثيوم لوناً قرمزياً، والصوديوم لوناً أصفر، والبوتاسيوم لوناً بنفسجياً، والروبيديوم لوناً أحمر بنفسجي، والسيزيوم لوناً أزرق. ويُعدّ هذا الاختبار من أشيع الوسائل للتعرف على هذه العناصر عملياً، نظراً لذوبان جميع أملاحها الشائعة في الماء.

الوفرة الطبيعية

علاوةً على ذلك، يُشكّل الصوديوم نحو 2.6% من كتلة القشرة الأرضية، مما يجعله سادس أكثر العناصر وفرة فيها وأكثر الفلزات القلوية وفرة على الإطلاق، ويوجد أساساً في صورة كلوريد الصوديوم المذاب بكميات هائلة في مياه البحر، إضافة إلى معادن مثل الهاليت والكريوليت. أما البوتاسيوم فيُشكّل نحو 1.5% من القشرة الأرضية، وهو سابع أكثر العناصر وفرة، غير أنه أقل وفرة من الصوديوم في مياه المحيطات بسبب ميله إلى الارتباط بمعادن السيليكات في القشرة الأرضية، واختلاف سلوكه الجيوكيميائي مقارنة بالصوديوم.

وفي هذا السياق، لا يوجد أي من الفلزات القلوية في الطبيعة بحالته العنصرية الحرة، نظراً لنشاطها الكيميائي الشديد؛ إذ توجد جميعها في صورة مركبات ومعادن وأملاح. ويُعدّ الصوديوم أوفر هذه العناصر، يليه البوتاسيوم، ثم الليثيوم، فالروبيديوم، فالسيزيوم، وأخيراً الفرانسيوم، الذي يُعتبر من أندر العناصر على الإطلاق بسبب عدم استقراره الإشعاعي الشديد؛ إذ لا يتكوّن إلا بكميات ضئيلة جداً بوصفه ناتجاً وسيطاً في بعض متفرعات سلاسل التحلل الإشعاعي الطبيعية، ويُقدَّر أن مجمل ما يوجد منه في القشرة الأرضية في أي وقت لا يتجاوز نحو ثلاثين غراماً، وذلك لقصر عمر نصفه الذي لا يتعدى 22 دقيقة.

إضافةً إلى ذلك، ويُعزى هذا النمط من الوفرة إلى عدة عوامل، من بينها قاعدة أودو-هاركينز، التي تنص على أن العناصر ذات الأعداد الذرية الزوجية تكون – في العموم – أوفر من نظيراتها ذات الأعداد الذرية الفردية، وجميع الفلزات القلوية ذات أعداد ذرية فردية. كما أن الفلزات القلوية الأثقل من الروبيديوم فصاعداً لا تتكوّن إلا في المستعرات العظمى (السوبرنوفا)، لا في عمليات الاندماج النووي النجمي الاعتيادية، وهو ما يُفسّر ندرتها النسبية مقارنة بالصوديوم والبوتاسيوم.

علاوةً على ذلك، وعلى النقيض من ذلك، لا يتوارد الليثيوم عادةً مع الصوديوم أو البوتاسيوم في المعادن نفسها بسبب صغر حجم أيونه واختلاف سلوكه الجيوكيميائي عن بقية عناصر المجموعة، غير أن نشاطه الكيميائي الأضعف نسبياً يسمح بوجوده بتركيز يتراوح بين 0.14 و0.25 جزءاً في المليون في مياه البحر. ويُعدّ معدن السبودومين أهم مصادر الليثيوم تجارياً. أما الروبيديوم فوفرته تقارب وفرة الزنك وتفوق وفرة النحاس، ويوجد ضمن معادن مثل اللوسيت والبولوسيت واللبيدوليت دون أن يُشكّل معادن خاصة به. والسيزيوم أوفر من عناصر معروفة مثل الأنتيمون والكادميوم والقصدير، لكنه أقل وفرة من الروبيديوم بكثير.

التفاعل مع الأملاح الأخرى

TiCl4 + 4Na -> 4NaCl + Ti

ومن جهة أخرى، تُعد الفلزات القلوية عوامل اختزال قوية جداً، إذ يمكنها اختزال كاتيونات الفلزات الأقل كهروجابية. فمثلاً، يُنتَج التيتانيوم في بعض عمليات الاختزال الكيميائي باختزال رباعي كلوريد التيتانيوم بالصوديوم:

أصل التسمية

في هذا الإطار، يعود مصطلح «قلوي» في اللغات الأوروبية (Alkali) إلى الكلمة العربية «القِلْي»، وهو اسم يُطلق على الرماد القلوي الناتج من حرق النباتات الملحية أو النباتات الغنية بأملاح البوتاسيوم والصوديوم، والذي استُخدم منذ القدم في صناعة الزجاج والصابون والمنظفات التقليدية. وانتقل هذا المصطلح من العربية إلى عدد من اللغات الأوروبية خلال العصور الوسطى، مع احتفاظه بمعناه الدال على المواد القاعدية.

إضافةً إلى ذلك، وفي الاصطلاح الكيميائي الحديث، لا يُقصد بتسمية «الفلزات القلوية» أن هذه العناصر نفسها مواد قلوية في حالتها النقية، وإنما سُمِّيت بذلك لأن عناصرها تُكوِّن عند تفاعلها مع الماء هيدروكسيدات قوية الذوبان تُنتج محاليل شديدة القاعدية (قلويات)، ومنها اشتُق اسم هذه المجموعة في الكيمياء الحديثة.

لمحة تاريخية

وفي هذا الصدد، عُرفت مركبات الصوديوم منذ القدم، وكان الملح (كلوريد الصوديوم) سلعة أساسية في النشاط البشري عبر التاريخ. وعلى الرغم من استخدام «البوتاس» (رماد النبات الغني بـالبوتاسيوم) منذ العصور القديمة كذلك، فإن الفرق الجوهري بينه وبين أملاح الصوديوم لم يُدرَك إلا متأخراً؛ إذ توصل الكيميائي الألماني جورج شتال عام 1702 إلى أدلة تجريبية تشير إلى هذا الاختلاف، وأثبته بصورة قاطعة الكيميائي الفرنسي هنري لويس دوهاميل دو مونسو عام 1736. ولمّا كان التركيب الكيميائي الدقيق لمركبات الصوديوم والبوتاسيوم لا يزال مجهولاً حينذاك، لم يُدرج أنطوان لافوازييه أياً من القلويين ضمن قائمته للعناصر الكيميائية عام 1789.

إضافةً إلى ذلك، وكان الروبيديوم والسيزيوم أول عنصرين يُكتشَفان بالاستعانة بجهاز المطياف الضوئي، الذي اخترعه عام 1859 كلٌّ من روبرت بنسن وغوستاف كيرشوف. فاكتشف العالمان السيزيوم عام 1860 في مياه معدنية من بلدة بادن دوركهايم الألمانية، ثم اكتشفا الروبيديوم في العام التالي في معدن الليبيدوليت بمدينة هايدلبرغ. واشتُقّ اسم الروبيديوم من الكلمة اللاتينية «روبيدوس» بمعنى الأحمر الداكن، نسبة إلى الخط الأحمر البارز في طيفه الانبعاثي، فيما اشتُقّ اسم السيزيوم من الكلمة اللاتينية «سيزيوس» بمعنى الأزرق السماوي.

وعلى صعيد آخر، أما الليثيوم فقد اكتُشف أولاً في معدن «البيتاليت» عام 1800 على يد الكيميائي البرازيلي جوزيه بونيفاسيو دي أندرادا في منجم بجزيرة أوتو السويدية، غير أن العنصر نفسه لم يُكتشف إلا عام 1817، حين لاحظ الكيميائي السويدي يوهان آوغست أرفيدسون، أثناء عمله في مختبر يونس ياكوب بيرسيليوس، وجود عنصر جديد أثناء تحليله لخام البيتاليت. ولاحظ أرفودسون أن هذا العنصر يُكوّن مركبات شبيهة بمركبات الصوديوم والبوتاسيوم، إلا أن كربوناته وهيدروكسيده أقل ذوباناً في الماء وأكثر قلوية من نظيريهما. وأطلق بيرسيليوس على المادة اسم «ليثيون»، من الكلمة اليونانية «ليثوس» بمعنى الحجر، تمييزاً له عن البوتاسيوم المكتشَف في رماد النبات والصوديوم المعروف بوفرته في دم الحيوان. وشكّل اكتشاف الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم، بما بينها من تشابه في الخواص، أحد الأسس التي قام عليها مفهوم الدورية الكيميائية لاحقاً على يد يوهان دوبراينر عام 1850.

كذلك، في سنة 1807، نجح الكيميائي الإنجليزي همفري ديفي في عزل البوتاسيوم النقي لأول مرة، وذلك بتحليل هيدروكسيد البوتاسيوم المنصهر (البوتاس الكاوي) كهربائياً باستخدام العمود الفولتي المخترَع حديثاً؛ إذ كانت المحاولات السابقة لتحليل المحلول المائي كهربائياً قد فشلت بسبب النشاط الكيميائي الشديد للبوتاسيوم. وبذلك يكون البوتاسيوم أول فلز يُعزَل بطريقة التحليل الكهربائي. وفي العام نفسه، تمكّن ديفي من استخلاص الصوديوم بالطريقة ذاتها من هيدروكسيد الصوديوم (الصودا الكاوية)، مؤكداً بذلك أن العنصرين مختلفان.

في هذا الإطار، أما العنصر التالي نظرياً بعد الفرانسيوم في المجموعة، وهو العنصر ذو العدد الذري 119 (الأُنونينيوم)، فلم يُكتشَف بعد رغم محاولات تصنيعه التي بدأت عام 1985 بقذف هدف من الآينشتاينيوم-254 بأيونات الكالسيوم-48، ولم تسفر عن نتائج حاسمة. ومن المرجّح أن العدد الذري الكبير لهذا العنصر يجعله يخضع لـتأثيرات نسبية قوية قد تُبعده عن سلوك الفلزات القلوية النمطي، حتى لو ثبت انتماؤه إلى المجموعة.

في هذا الإطار، وأخيراً، اكتشفت الفيزيائية الفرنسية مارغريت بيري، الباحثة في معهد كوري بباريس، عنصر الفرانسيوم عام 1939، وذلك أثناء تنقيتها لعيّنة من الأكتينيوم-227، حين لاحظت جسيمات تحلل ذات مستوى طاقة أقل مما هو متوقع، فتبيّن أن مصدرها ناتج تحلل غير معروف سابقاً يسلك سلوكاً كيميائياً يماثل الفلزات القلوية، وذلك بترسّبه المصاحب لأملاح السيزيوم، فاستنتجت أنه العنصر ذو العدد الذري 87 الناتج عن التحلل الألفي للأكتينيوم-227. وقد سبقت هذا الاكتشاف الصحيح أربعة ادعاءات خاطئة أو غير مكتملة باكتشاف العنصر نفسه.

التفاعل مع الماء

وفي السياق ذاته، عند التفاعل مع الماء، تتولد أيونات الهيدروكسيد وغاز الهيدروجين. وهذا التفاعل شديد وطارد للحرارة بقوة، وقد يشتعل الهيدروجين الناتج في الهواء أو حتى ينفجر في حالتي الروبيديوم والسيزيوم:

2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2

الفلزات القلوية في الأمونيا السائلة

وفي هذا الصدد، تذوب الفلزات القلوية في الأمونيا السائلة أو في مذيبات مانحة أخرى كـالأمينات الأليفاتية أو سداسي ميثيل فوسفوراميد، معطيةً محاليل زرقاء اللون تحتوي إلكترونات مذابة:

الكيمياء العامة وحالات التأكسد

في هذا الإطار، غير أن هناك استثناءً لافتاً يتمثل في فئة من المركبات الخاصة يظهر فيها الفلز القلوي بحالة تأكسد نادرة مقدارها −1؛ إذ يكتسب الفلز إلكتروناً إضافياً فيتكوّن على هيئة أنيون، ولا تستقر هذه الحالة إلا في مركبات محددة بوجود جزيئات عضوية معقدة، مثل الإيثرات التاجية أو الكريبتاندات، التي تعمل على تثبيت الأيونات داخل البنية الجزيئية. وقد حُضِّرت هذه المركبات لجميع الفلزات القلوية المستقرة باستثناء الليثيوم.

وفي هذا الصدد، تُهيمن على كيمياء الفلزات القلوية عملية فقد الإلكترون الوحيد في المدار s الخارجي لتكوين أيون أحادي الشحنة الموجبة (M+)، وذلك بفضل انخفاض طاقة التأين الأولى، في مقابل الارتفاع الكبير في طاقة التأين الثانية، لأن إزالة الإلكترون الثاني تتطلب كسر غلاف إلكتروني ممتلئ وأكثر استقراراً يقع أقرب إلى النواة. ولذلك تكاد لا تُعرف للفلزات القلوية حالات تأكسد أخرى في الظروف الاعتيادية، وتوجد جميع مركباتها على وجه التقريب في حالة التأكسد +1.

من جانب آخر، وفي المحاليل المائية، تُحاط أيونات الفلزات القلوية بجزيئات الماء مكوّنةً معقدات إماهة تُعرف بأيونات الماء المنسقة ([M(H2O)n]+). ويعتمد عدد الإماهة على حجم الأيون؛ إذ يرتبط أيون الليثيوم عادةً بأربعة جزيئات ماء في تناسق رباعي الوجوه، بينما يرتبط أيون الصوديوم غالباً بستة جزيئات ماء في تناسق ثماني الأوجه. أما البوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم فتزداد أعداد الإماهة لديها مع ازدياد الحجم الأيوني، وتختلف القيم الدقيقة باختلاف طريقة القياس والبنية البلورية للمركبات.

التفاعلات الكيميائية

Na + xNH3 -> Na+ + e(NH3)x-

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

في هذا الإطار، ونظراً لوجود الإلكترونات المذابة، تُعد هذه المحاليل عوامل اختزال قوية جداً تُستعمل في التخليق العضوي، ويُعرف أحد أهم تطبيقاتها باسم اختزال بيرش. ومن التفاعلات الاختزالية الأخرى التي يمكن إجراؤها بهذه المحاليل:

S8 + 2e- -> S8^2-