s-ब्लॉक तत्व (वर्ग 1 एवं वर्ग 2 के तत्व)

आवर्त सारणी के प्रथम वर्ग के तत्वों को क्षार धातुएं (Alkali Metals) कहा जाता है। इसमें छह तत्व सम्मिलित हैं: लिथियम ($\text{Li}, Z=3$), सोडियम ($\text{Na}, Z=11$), पोटैशियम ($\text{K}, Z=19$), रुबिडियम ($\text{Rb}, Z=37$), सीजियम ($\text{Cs}, Z=55$) तथा रेडियोसक्रिय फ्रांसियम ($\text{Fr}, Z=87$)। इनके ऑक्साइड तथा हाइड्रॉक्साइड जल में घुलकर तीव्र क्षारकीय (कास्टिक) विलयन बनाते हैं, इसलिए इन्हें क्षार धातुएं कहा जाता है।

• परमाणु एवं आयनिक त्रिज्या: अपने संबंधित आवर्त में क्षार धातुओं की परमाणु त्रिज्या सर्वाधिक होती है। वर्ग में ऊपर से नीचे ($\text{Li}$ से $\text{Cs}$) जाने पर नए मुख्य ऊर्जा स्तरों के जुड़ने के कारण परमाणु व आयनिक त्रिज्या में नियमित वृद्धि होती है: $$\text{परमाणु त्रिज्या: } \text{Li} < \text{Na} < \text{K} < \text{Rb} < \text{Cs}$$ एक इलेक्ट्रॉन त्यागने के पश्चात बने धनायन ($M^+$) की त्रिज्या मूल परमाणु से काफी छोटी होती है क्योंकि प्रभावी नाभिकीय आवेश बढ़ जाता है।
• आयनन एन्थैल्पी ($\Delta_i H$): प्रत्येक आवर्त में क्षार धातुओं की प्रथम आयनन एन्थैल्पी न्यूनतम होती है। वर्ग में नीचे जाने पर परमाणु आकार में वृद्धि तथा आंतरिक इलेक्ट्रॉनों के परिरक्षण प्रभाव के कारण बाह्यतम इलेक्ट्रॉन आसानी से निकल जाता है; अतः प्रथम आयनन एन्थैल्पी घटती है ($\text{Li} > \text{Na} > \text{K} > \text{Rb} > \text{Cs}$)।
  द्वितीय आयनन एन्थैल्पी ($\Delta_i H_2$): दूसरा इलेक्ट्रॉन स्थायी उत्कृष्ट गैस अष्टक से निकालना पड़ता है, जिसके लिए अत्यधिक ऊर्जा की आवश्यकता होती है। अतः क्षार धातुएं अपने सभी यौगिकों में केवल $+1$ ऑक्सीकरण अवस्था दर्शाती हैं।
• घनत्व एवं पोटैशियम का अपवाद: बड़े परमाणु आयतन के कारण क्षार धातुओं का घनत्व सामान्य धातुओं की तुलना में काफी कम होता है; $\text{Li, Na}$ व $\text{K}$ जल से भी हल्के होते हैं!
  वर्ग में नीचे जाने पर घनत्व सामान्यतः बढ़ता है, परंतु एक प्रसिद्ध अपवाद है: पोटैशियम ($\text{K}$) का घनत्व सोडियम ($\text{Na}$) से कम होता है! $$\text{घनत्व का सही क्रम: } \text{Li} (0.53\text{ g/cm}^3) < \mathbf{\text{K}} (0.86\text{ g/cm}^3) < \mathbf{\text{Na}} (0.97\text{ g/cm}^3) < \text{Rb} (1.53\text{ g/cm}^3) < \text{Cs} (1.90\text{ g/cm}^3)$$ कारण: $\text{Na}$ से $\text{K}$ पर जाने पर रिक्त $3d$-उपकोश की उपस्थिति के कारण पोटैशियम के परमाणु आयतन में असामान्य रूप से भारी वृद्धि होती है ($23.7\text{ cm}^3/\text{mol}$ से बढ़कर $45.9\text{ cm}^3/\text{mol}$)। आयतन वृद्धि का यह प्रतिशत परमाणु द्रव्यमान की वृद्धि से कहीं अधिक होता है, जिससे पोटैशियम का घनत्व सोडियम से कम हो जाता है।

जब गैसीय धनायन जल में प्रवेश करता है, तो जल के द्विध्रुवों के आकर्षण के कारण ऊर्जा मुक्त होती है, जिसे जलयोजन एन्थैल्पी ($\Delta_{\text{hyd}} H^\circ$) कहते हैं:

जब किसी क्षार धातु या उसके वाष्पशील लवण (विशेषकर सांद्र $\text{HCl}$ से नम किया गया क्लोराइड) को बुन्सन ज्वाला के अदीप्त ऑक्सीकारक क्षेत्र में रखा जाता है, तो ज्वाला की ऊष्मा से बाह्यतम $ns^1$ इलेक्ट्रॉन उच्च ऊर्जा स्तर में उत्तेजित हो जाता है। जब यह इलेक्ट्रॉन पुनः अपनी मूल अवस्था में लौटता है, तो अवशोषित ऊर्जा दृश्य प्रकाश क्षेत्र के फोटॉनों के रूप में उत्सर्जित होती है ($\Delta E = h\nu = hc/\lambda$)। प्रत्येक धातु का ऊर्जा अंतराल विशिष्ट होने के कारण वे अभिलाक्षणिक ज्वाला रंग दर्शाते हैं:

क्षार धातुएं नम वायु में अपनी धात्विक चमक खो देती हैं क्योंकि इनकी सतह पर ऑक्साइड, हाइड्रॉक्साइड व कार्बोनेट की परत बन जाती है। अत्यधिक वायु या शुद्ध ऑक्सीजन में गर्म करने पर भिन्न-भिन्न धातुएं भिन्न उत्पाद बनाती हैं:

वर्ग में नीचे जाने पर परऑक्साइड व सुपरऑक्साइड का स्थायित्व क्यों बढ़ता है?

• जल के साथ अभिक्रिया: क्षार धातुएं जल के साथ तीव्र ऊष्माक्षेपी अभिक्रिया कर धातु हाइड्रॉक्साइड तथा ज्वलनशील हाइड्रोजन गैस मुक्त करती हैं: $$2M(s) + 2\text{H}_2\text{O}(l) \to 2M^+(aq) + 2\text{OH}^-(aq) + \text{H}_2(g) \uparrow$$ वर्ग में नीचे जाने पर अभिक्रिया की तीव्रता बढ़ती है; सोडियम पिघलकर चांदी जैसी गोली बनकर जल की सतह पर तैरता है तथा पोटैशियम तुरंत ज्वाला के साथ जल उठता है।
• जलीय विलयन में अपचायक प्रकृति: जलीय माध्यम में अपचायक सामर्थ्य मानक अपचयन विभव ($E^\circ$) द्वारा मापी जाती है।
  उच्चतम प्रथम आयनन एन्थैल्पी होने के बावजूद लिथियम जलीय विलयन में सबसे प्रबल अपचायक है ($E^\circ = -3.05\text{ V}$)!
  ऊष्मागतिकीय कारण: मानक इलेक्ट्रोड विभव तीन पदों का योग होता है: $$\text{ऊर्ध्वपातन: } M(s) \xrightarrow{\Delta_{\text{sub}} H} M(g)$$ $$\text{आयनन: } M(g) \xrightarrow{\Delta_i H} M^+(g) + e^-$$ $$\text{जलयोजन: } M^+(g) + \text{aq} \xrightarrow{\Delta_{\text{hyd}} H} M^+(aq)$$ लिथियम की आयनन व ऊर्ध्वपातन ऊर्जाएं अधिक होने पर भी इसके अत्यंत सूक्ष्म आकार के कारण इसकी जलयोजन एन्थैल्पी का मान अत्यधिक ऋणात्मक ($\approx -506\text{ kJ/mol}$) होता है। यह विशाल मुक्त ऊर्जा पूर्ववर्ती दोनों पदों की ऊर्जा आवश्यकता को पूर्णतः संतुलित कर देती है, जिससे लिथियम का $E^\circ$ आवर्त सारणी में सर्वाधिक ऋणात्मक होता है।

क्षार धातुएं निर्जल द्रव अमोनिया में घुलकर हाइड्रोजन गैस निकाले बिना विशेष भौतिक गुणों वाले विलयन बनाती हैं:

वर्ग 1 का प्रथम तत्व होने के कारण लिथियम अपने अन्य समजात तत्वों ($\text{Na, K, Rb, Cs}$) से काफी भिन्न व्यवहार दर्शाता है। इसके मुख्य तीन कारण हैं:

1. अति सूक्ष्म परमाणु एवं आयनिक आकार: परमाणु त्रिज्या केवल $152\text{ pm}$ तथा $\text{Li}^+$ आयन त्रिज्या मात्र $76\text{ pm}$ होती है।
2. उच्च ध्रुवण क्षमता (High Polarizing Power): फायान्स के नियमानुसार ध्रुवण क्षमता आवेश घनत्व ($\text{आवेश} / \text{त्रिज्या}^2$) के समानुपाती होती है। $\text{Li}^+$ की उच्च ध्रुवण क्षमता बड़े ऋणायनों के इलेक्ट्रॉन मेघ को विकृत कर देती है, जिससे लिथियम के यौगिकों में प्रबल सहसंयोजी लक्षण आ जाता है।
3. उच्च विद्युत-ऋणात्मकता एवं उच्च आयनन एन्थैल्पी: विद्युत-ऋणात्मकता $1.0$ तथा $\Delta_i H$ का मान $520\text{ kJ/mol}$ होता है।

आवर्त सारणी के द्वितीय आवर्त के तत्वों के गुण अगले वर्ग में स्थित तृतीय आवर्त के विकर्णतः स्थित तत्वों से अत्यधिक समानता दर्शाते हैं। लिथियम ($\text{Li}$, वर्ग 1, आवर्त 2) तथा मैग्नीशियम ($\text{Mg}$, वर्ग 2, आवर्त 3) के मध्य सुप्रसिद्ध विकर्ण संबंध पाया जाता है:

1. सीधे नाइट्राइड निर्माण: $\text{Li}$ तथा $\text{Mg}$ दोनों धातुएं गर्म करने पर वायु की नाइट्रोजन से सीधे क्रिया कर आयनिक नाइट्राइड बनाती हैं: $$6\text{Li} + \text{N}_2 \to 2\text{Li}_3\text{N}; \quad 3\text{Mg} + \text{N}_2 \to \text{Mg}_3\text{N}_2$$ दोनों नाइट्राइड जल में जल-अपघटित होकर अमोनिया गैस मुक्त करते हैं: $\text{Li}_3\text{N} + 3\text{H}_2\text{O} \to 3\text{LiOH} + \text{NH}_3 \uparrow$।
2. कार्बोनेटों का ऊष्मीय अपघटन: दोनों धातुओं के कार्बोनेट गर्म करने पर अपघटित होकर धातु ऑक्साइड तथा कार्बन डाइऑक्साइड गैस देते हैं: $$\text{Li}_2\text{CO}_3 \xrightarrow{\Delta} \text{Li}_2\text{O} + \text{CO}_2 \uparrow; \quad \text{MgCO}_3 \xrightarrow{\Delta} \text{MgO} + \text{CO}_2 \uparrow$$
3. नाइट्रेटों का समान अपघटन: दोनों के नाइट्रेट गर्म करने पर धातु ऑक्साइड, भूरी $\text{NO}_2$ गैस तथा ऑक्सीजन देते हैं: $$4\text{LiNO}_3 \xrightarrow{\Delta} 2\text{Li}_2\text{O} + 4\text{NO}_2 + \text{O}_2; \quad 2\text{Mg}(\text{NO}_3)_2 \xrightarrow{\Delta} 2\text{MgO} + 4\text{NO}_2 + \text{O}_2$$
4. क्लोराइडों का प्रस्वेद्य स्वभाव व सहसंयोजी लक्षण: $\text{LiCl}$ तथा $\text{MgCl}_2$ दोनों प्रस्वेद्य (deliquescent) हैं और जलीय विलयन से हाइड्रेटेड क्रिस्टल ($\text{LiCl}\cdot 2\text{H}_2\text{O}$ व $\text{MgCl}_2\cdot 6\text{H}_2\text{O}$) के रूप में पृथक होते हैं। दोनों ऐल्कोहॉल जैसे कार्बनिक विलायकों में विलेय हैं।
5. फ्लोराइड, कार्बोनेट व फॉस्फेट की कम विलेयता: क्षार धातुओं के अन्य लवणों की तुलना में लिथियम व मैग्नीशियम के फ्लोराइड ($\text{LiF}, \text{MgF}_2$), कार्बोनेट ($\text{Li}_2\text{CO}_3, \text{MgCO}_3$) तथा फॉस्फेट ($\text{Li}_3\text{PO}_4, \text{Mg}_3(\text{PO}_4)_2$) जल में अत्यंत अल्प विलेय होते हैं।

आवर्त सारणी के द्वितीय वर्ग को क्षारीय मृदा धातुएं (Alkaline Earth Metals) कहा जाता है। इसमें बेरिलियम ($\text{Be}, Z=4$), मैग्नीशियम ($\text{Mg}, Z=12$), कैल्शियम ($\text{Ca}, Z=20$), स्ट्रॉन्शियम ($\text{Sr}, Z=38$), बेरियम ($\text{Ba}, Z=56$) तथा रेडियोएक्टिव रेडियम ($\text{Ra}, Z=88$) सम्मिलित हैं। इनके ऑक्साइड क्षारीय होते हैं और भू-पर्पटी में खनिजों के रूप में मिलते हैं, इसलिए इन्हें क्षारीय मृदा धातुएं कहा गया।

• परमाणु एवं आयनिक त्रिज्या: नाभिकीय आवेश ($Z$) अधिक होने के कारण वर्ग 2 धातुओं की त्रिज्या संबंधित आवर्त की क्षार धातुओं से छोटी होती है: $$\text{त्रिज्या: } \text{Be} < \text{Mg} < \text{Ca} < \text{Sr} < \text{Ba}$$
• आयनन एन्थैल्पी:
  • प्रथम आयनन एन्थैल्पी ($\Delta_i H_1$): छोटे आकार तथा पूर्णतः भरे $ns^2$ उपकोश के स्थायित्व के कारण क्षार धातुओं से अधिक होती है।
  • द्वितीय आयनन एन्थैल्पी ($\Delta_i H_2$): क्षार धातुओं की द्वितीय आयनन एन्थैल्पी से काफी कम होती है, क्योंकि दूसरा इलेक्ट्रॉन निकलने पर अक्रिय गैस विन्यास प्राप्त होता है। अतः ये द्विसंयोजी $M^{2+}$ बनाती हैं।
• जलयोजन एन्थैल्पी: द्वि-धनात्मक आवेश ($+2$) तथा छोटे आकार के कारण इनकी जलयोजन एन्थैल्पी क्षार धातुओं से लगभग चार से पांच गुना अधिक ऋणात्मक होती है! $$\Delta_{\text{hyd}} H^\circ: \mathbf{\text{Be}^{2+} > \text{Mg}^{2+} > \text{Ca}^{2+} > \text{Sr}^{2+} > \text{Ba}^{2+}}$$ इसी कारण वर्ग 2 के लवण अत्यधिक जल-युक्त क्रिस्टल बनाते हैं: जैसे $\text{MgCl}_2\cdot 6\text{H}_2\text{O}$ व $\text{CaCl}_2\cdot 6\text{H}_2\text{O}$, जबकि $\text{NaCl}$ व $\text{KCl}$ निर्जल रहते हैं।
• कठोरता, गलनांक व क्वथनांक: दो संयोजकता इलेक्ट्रॉनों के धात्विक बंध में भाग लेने तथा अंतरापरमाणुक दूरी कम होने के कारण इनका धात्विक बंध बहुत मजबूत होता है। अतः इनके घनत्व, कठोरता, गलनांक व क्वथनांक क्षार धातुओं से काफी उच्च होते हैं।

कैल्शियम, स्ट्रॉन्शियम तथा बेरियम बुन्सन ज्वाला में वाष्पीकृत होकर विशिष्ट दृश्य रंग उत्पन्न करते हैं:

• ऑक्सीजन के साथ अभिक्रिया:
  • $\text{Be}$ व $\text{Mg}$ सामान्य ताप पर सतह पर बनने वाली ऑक्साइड की रक्षी परत के कारण अक्रिय रहते हैं। जलाने पर $\text{Mg}$ चकाचौंध सफेद प्रकाश के साथ जलकर $\text{MgO}$ व $\text{Mg}_3\text{N}_2$ बनाता है।
  • $\text{Ca, Sr}$ व $\text{Ba}$ तेजी से जलकर सामान्य मोनोक्साइड ($MO$) तथा बेरियम परऑक्साइड ($\text{BaO}_2$) बनाते हैं।
  • ऑक्साइडों की क्षारकता: $\text{BeO}$ उभयधर्मी (amphoteric) है; $\text{MgO}$ दुर्बल क्षारीय है; $\text{CaO, SrO}$ व $\text{BaO}$ प्रबल क्षारीय हैं। $$\text{क्षारकता का क्रम: } \mathbf{\text{BeO (उभयधर्मी)} < \text{MgO} < \text{CaO} < \text{SrO} < \text{BaO (प्रबलतम क्षार)}}$$
• जल के साथ अभिक्रिया:
  • $\text{Be}$ गर्म जल या भाप से भी क्रिया नहीं करता।
  • $\text{Mg}$ ठंडे जल से मंद गति से परंतु भाप से तेजी से क्रिया करता है: $\text{Mg} + \text{H}_2\text{O}(g) \to \text{MgO} + \text{H}_2 \uparrow$।
  • $\text{Ca, Sr}$ व $\text{Ba}$ ठंडे जल से ही तीव्रता से क्रिया कर हाइड्रॉक्साइड व हाइड्रोजन गैस बनाते हैं: $$M(s) + 2\text{H}_2\text{O}(l) \to M(\text{OH})_2(aq) + \text{H}_2(g) \uparrow$$
  • हाइड्रॉक्साइडों की विलेयता: वर्ग में नीचे जाने पर विलेयता बढ़ती है ($\text{Be(OH)}_2 < \text{Mg(OH)}_2 < \text{Ca(OH)}_2 < \text{Sr(OH)}_2 < \text{Ba(OH)}_2$), क्योंकि जालक ऊर्जा जलयोजन ऊर्जा की तुलना में अधिक तेजी से घटती है।
  • सल्फेटों की विलेयता: वर्ग में नीचे जाने पर विलेयता घटती है ($\text{BeSO}_4 > \text{MgSO}_4 \gg \text{CaSO}_4 > \text{SrSO}_4 > \text{BaSO}_4$), क्योंकि बड़े सल्फेट आयन के कारण जालक ऊर्जा लगभग स्थिर रहती है परंतु धनायन की जलयोजन ऊर्जा तीव्रता से गिरती है।

बेरिलियम ($\text{Be}$) अपने अत्यंत सूक्ष्म आकार ($r_{\text{Be}^{2+}} = 31\text{ pm}$), उच्च विद्युत-ऋणात्मकता ($1.5$) तथा रिक्त $d$-कक्षकों के अभाव के कारण वर्ग 2 के अन्य तत्वों से भिन्न है। इसकी अधिकतम सहसंयोजकता 4 ही हो सकती है। बेरिलियम वर्ग 13 के ऐलुमिनियम ($\text{Al}$) के साथ विशिष्ट विकर्ण संबंध दर्शाता है:

1. सांद्र नाइट्रिक अम्ल द्वारा निष्क्रियता (Passivation): सांद्र $\text{HNO}_3$ की क्रिया से $\text{Be}$ व $\text{Al}$ दोनों निष्क्रिय हो जाते हैं, क्योंकि इनकी सतह पर ऑक्साइड ($\text{BeO}$ व $\text{Al}_2\text{O}_3$) की एक अभेद्य सूक्ष्म रक्षी परत बन जाती है।
2. उभयधर्मी ऑक्साइड एवं हाइड्रॉक्साइड: वर्ग 2 के क्षारीय ऑक्साइडों के विपरीत, $\text{BeO}$ व $\text{Be(OH)}_2$ उभयधर्मी हैं; ये अम्लों व क्षारों दोनों में घुलकर क्रमशः बेरिलेट व ऐलुमिनेट बनाते हैं: $$\text{Be(OH)}_2 + 2\text{OH}^- \to [\text{Be(OH)}_4]^{2-} \quad (\text{बेरिलेट आयन})$$ $$\text{Al(OH)}_3 + \text{OH}^- \to [\text{Al(OH)}_4]^- \quad (\text{ऐलुमिनेट आयन})$$
3. क्लोरो-सेतुयुक्त बहुलक हैलाइड:
   • वाष्प प्रावस्था में $\text{BeCl}_2$ क्लोरो-सेतुयुक्त द्विलक ($\text{Be}_2\text{Cl}_4$) तथा ठोस अवस्था में लंबी बहुलक श्रृंखला के रूप में रहता है।
   • इसी प्रकार ऐलुमिनियम क्लोराइड वाष्प प्रावस्था व कार्बनिक विलायकों में द्विलक ($\text{Al}_2\text{Cl}_6$) बनाता है। दोनों प्रबल लुईस अम्ल हैं और फ्रीडेल-क्राफ्ट्स अभिक्रिया में उत्प्रेरक का कार्य करते हैं!
4. कार्बाइड का जल-अपघटन (मेथेनाइड कार्बाइड): बेरिलियम कार्बाइड ($\text{Be}_2\text{C}$) व ऐलुमिनियम कार्बाइड ($\text{Al}_4\text{C}_3$) जल के साथ अभिक्रिया करके शुद्ध मेथेन गैस ($\text{CH}_4$) बनाते हैं: $$\text{Be}_2\text{C} + 4\text{H}_2\text{O} \to 2\text{Be(OH)}_2 + \text{CH}_4 \uparrow; \quad \text{Al}_4\text{C}_3 + 12\text{H}_2\text{O} \to 4\text{Al(OH)}_3 + 3\text{CH}_4 \uparrow$$

सोडियम कार्बोनेट (धावन सोडा, $\text{Na}_2\text{CO}_3 \cdot 10\text{H}_2\text{O}$) के निर्माण की प्रमुख औद्योगिक विधि 1861 में अर्नेस्ट सॉल्वे द्वारा खोजी गई सॉल्वे विधि है। यह विधि सांद्र ब्राइन विलयन में सोडियम हाइड्रोजन कार्बोनेट ($\text{NaHCO}_3$) की अल्प विलेयता के सिद्धांत पर कार्य करती है।