Métal alcalin

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Un métal alcalin est un élément chimique de la première colonne (groupe 1, excepté l'hydrogène) du tableau périodique des éléments. Le lithium 3Li, le sodium 11Na, le potassium 19K, le rubidium 37Rb, le césium 55Cs et le francium 87Fr sont des métaux alcalins.

Très réactifs, ils ne se trouvent jamais à l'état élémentaire dans le milieu naturel, et réagissent immédiatement en présence d'humidité ; on les conserve par conséquent immergés dans de l'huile minérale, par exemple de l'huile de vaseline.

Le mot alcalin provient, via le mot d'emprunt alcali, de l'arabe al-qily signifiant la soude.

Propriétés[modifier | modifier le code]

Les métaux alcalins sont de couleur argentée (le césium a toutefois des reflets dorés), mous, à bas point de fusion et faible densité. Ils réagissent facilement avec les halogènes pour former des sels ioniques, et avec l'eau pour former des hydroxydes fortement basiques.

Élément Masse atomique
(u)
Température
de fusion
Température
d'ébullition
Masse volumique
(kg/m3)
Électronégativité
(Pauling)
Lithium 6,941 180,54 °C 1 341,85 °C 534 0,98
Sodium 22,990 97,72 °C 882,85 °C 968 0,93
Potassium 39,098 63,38 °C 758,85 °C 890 0,82
Rubidium 85,468 39,31 °C 687,85 °C 1 532 0,82
Césium 132,905 28,44 °C 670,85 °C 1 930 0,79
Francium (223) 26,85 °C 676,85 °C 1 870 0,70

Leur configuration électronique est caractérisée par la présence d'un électron unique ns1, facilement perdu pour retrouver la configuration du gaz noble de la période précédente : les métaux alcalins forment donc très facilement des cations. Ils ont toujours le potentiel d'ionisation le plus bas de leur période ; le second potentiel d'ionisation est en revanche très élevé, en raison de la configuration électronique de gaz rare des cations alcalins.

Élément chimique Configuration électronique
no 3 Li Lithium 1s2 2s1
no 11 Na Sodium 1s2 2s2 2p6 3s1
no 19 K Potassium 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
no 37 Rb Rubidium 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1
no 55 Cs Césium 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1
no 87 Fr Francium 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s1

L'hydrogène, avec son électron 1s1 solitaire, devrait normalement appartenir au groupe des métaux alcalins. Toutefois, la perte de cet électron requiert davantage d'énergie que pour les autres éléments du groupe 1. L'hydrogène n'est pas non plus métallique aux conditions normales de température et de pression : il ne devient métallique qu'aux pressions très élevées (cf. hydrogène métallique).

Identification[modifier | modifier le code]

Émission atomique[modifier | modifier le code]

Les vapeurs de métaux alcalins (ou de leurs ions) excités par la chaleur ou l'électricité sont connus pour émettre des couleurs caractéristiques. C'est ainsi que la spectroscopie a vu ses premiers pas se réaliser, grâce aux expériences de Bunsen et Kirchhoff. Les couleurs sont dues au fait que le spectre d'émission atomique est un spectre de raie, et non un spectre continu de type corps noir, preuve de la nature quantique des niveaux d'énergie dans les atomes et ions. Les couleurs caractéristiques sont :

  • lithium : rose fuchsia intense ; de fait très utilisé en pyrotechnie,
  • sodium : jaune-orangé intense ; utilisé en pyrotechnie et dans les ampoules d'éclairages publics,
  • potassium : mauve pâle.

Réactions[modifier | modifier le code]

Réaction avec l'eau[modifier | modifier le code]

Les métaux alcalins sont connus pour leur réaction violente avec l’eau. Cette violence augmente quand on descend dans l'ordre du groupe. Voici cette réaction:

Métal alcalin + eau \to Hydroxyde du métal alcalin + Dihydrogène

Exemple avec le sodium:

{\rm 2{Na}_{(s)} + 2{H_2O}_{(l)} \to 2{NaOH}_{(aq)} + {H_2}_{(g)} }

Cette réaction est très exothermique et peut provoquer l’inflammation ou l’explosion du dihydrogène avec une flamme jaune. Avec le potassium, la flamme est de couleur lilas.

Les réactions des métaux alcalins avec l'eau peuvent être, selon les quantités mises en œuvre, très dangereuses. Si dans les batteries au lithium, lorsqu'elles sont dégradées, comme après un accident, le liquide de refroidissement (de l'eau) rentre en contact (même par simple taux d’hygrométrie) avec le lithium, cela peut enclencher une combustion si la température est favorable à cette réaction (20°C).

Réaction dans l'ammoniac[modifier | modifier le code]

Les métaux alcalins se dissolvent dans l'ammoniac liquide donnant des solutions bleues qui sont paramagnétiques

 {Na}_{(s)} + {NH_3}_{(l)} \to {Na}^{+}   _{(solv)} + {e}^{-}   _{(solv)}

Vu la présence d'électrons libres, la solution occupe plus que la somme des volumes du métal et de l'ammoniac. Les électrons libres font de ces solutions de très bons agents réducteurs.

Réaction avec le dihydrogène[modifier | modifier le code]

En réagissant avec le dihydrogène, les alcalins forment des hydrures.

 2{Na}_{(s)} + {H_2}_{(g)} \to 2{NaH}_{(s)}

Ces hydrures sont très instables en solution, du fait de leur caractère très basique, et réagissent sur l'eau pour former du dihydrogène et des hydroxydes.

{NaH}_{(s)} + {H_2O}_{(l)} \to {Na}^{+}_{(aq)} + {OH}^{-}_{(aq)} + {H_2}_{(g)}

{Na}^{+}_{(aq)} + {OH}^{-}_{(aq)} = {NaOH}_{(aq)}

Réaction avec le dioxygène[modifier | modifier le code]

En réagissant avec le dioxygène, les métaux alcalins forment un oxyde, soluble dans l'eau. La réaction doit cependant être favorisée par le chauffage par exemple, sinon, le peroxyde ou l'hyperoxyde (et non l'oxyde) d'alcalin est formé.

 4{Na}_{(s)} + {O_2}_{(g)} \to 2{Na_2O}_{(s)} (formation de l'oxyde)

 2{Na}_{(s)} + {O_2}_{(g)} \to {Na_2O_2}_{(s)} (formation du peroxyde)

 {Na}_{(s)} + {O_2}_{(g)} \to {NaO_2}_{(s)} (formation de l'hyperoxyde)

La solvatation de l'oxyde conduit à la dissociation des composés sodium et oxyde. L'ion oxyde est instable en solution, et son caractère basique conduit à la déprotonation de l'eau :

{Na_2O}_{(s)} + {H_2O}_{(l)} \to 2{Na}^{+}_{(aq)} + 2{OH}^{-}_{(aq)}

Les peroxydes et hyperoxydes se dismutent en dioxygène et en oxyde.

Voir aussi[modifier | modifier le code]

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Liens externes[modifier | modifier le code]

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