Métal alcalin

Un article de Wikipédia, l'encyclopédie libre.
Aller à : navigation, rechercher
  1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 H He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
     
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu  
**  Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr  
     
  Li   Métaux alcalins
  Be   Métaux alcalino-terreux
  La   Lanthanides
  Ac   Actinides
  Sc   Métaux de transition
  Al   Métaux pauvres
  B   Métalloïdes
  H   Non-métaux
  F   Halogènes
  He   Gaz nobles
  Mt   Propriétés chimiques inconnues

Un métal alcalin est un élément chimique de la première colonne (1er groupe) du tableau périodique, à l'exception de l'hydrogène. Ce sont le lithium 3Li, le sodium 11Na, le potassium 19K, le rubidium 37Rb, le césium 55Cs et le francium 87Fr. Il s'agit de métaux du bloc s ayant un électron dans la couche de valence. Ils forment une série chimique très homogène offrant le meilleur exemple des variations des propriétés chimiques et physiques entre éléments d'un même groupe du tableau périodique.

Les métaux alcalins sont tous des métaux brillants, mous et très réactif dans les conditions normales de température et de pression. Ils perdent facilement leur électron de valence pour former un cation de charge électrique +1. Ils peuvent être coupés au couteau en raison de leur faible dureté, laissant apparaître une tranche brillante qui ternit rapidement à l'air libre par oxydation sous l'effet de l'oxygène et de l'humidité de l'air ; le lithium réagit également à l'azote atmosphérique. Leur réactivité chimique très élevée fait qu'ils réagissent avec toute trace d'humidité et qu'on ne les trouve jamais comme éléments natifs dans la nature ; ils doivent être conservés dans une huile minérale pour être préservés de l'air, par exemple de l'huile de paraffine. Cette réactivité croît avec leur numéro atomique, c'est-à-dire en descendant le long de la colonne : 5e métal alcalin, le césium est le plus réactif de tous les métaux.

Le sodium est le métal alcalin le plus abondant du milieu naturel, suivi par le potassium, le lithium, le rubidium, le césium et le francium, qui est extrêmement rare (il n'y en aurait pas plus d'une trentaine de grammes sur toute la surface de la Terre) en raison de sa radioactivité très élevée (demi-vie de 22 minutes). Ces éléments sont employés dans diverses applications technologiques et industrielles. Le rubidium et surtout le césium 133 sont ainsi utilisés dans les horloges atomiques, le 133Cs offrant la mesure du temps la plus précise. Les composés du sodium sont utilisés dans les lampes à vapeur de sodium. Le sel de table est constitué de chlorure de sodium. le sodium et le potassium sont des oligoéléments qui jouent un rôle physiologique essentiel.

Le mot alcalin provient, via le mot d'emprunt alcali, de l'arabe al-qily désignant les cendres végétales, riches en potassium.

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
Température
de fusion
Température
d'ébullition
Masse
volumique
Rayon
atomique
Configuration
électronique
Énergie
d'ionisation
Électronégativité
(Pauling)
Lithium 6,941 u 180,54 °C 1 341,85 °C 0,534 g·cm-3 152 pm [He] 2s1 520,2 kJ·mol-1 0,98
Sodium 22,990 u 97,72 °C 882,85 °C 0,968 g·cm-3 186 pm [Ne] 3s1 405,8 kJ·mol-1 0,93
Potassium 39,098 u 63,38 °C 758,85 °C 0,890 g·cm-3 227 pm [Ar] 4s1 418,8 kJ·mol-1 0,82
Rubidium 85,468 u 39,31 °C 687,85 °C 1,532 g·cm-3 248 pm [Kr] 5s1 403,0 kJ·mol-1 0,82
Césium 132,905 u 28,44 °C 670,85 °C 1,930 g·cm-3 265 pm [Xe] 6s1 375,7 kJ·mol-1 0,79
Francium [223] 26,85 °C 676,85 °C 1,870 g·cm-3 ? pm [Rn] 7s1 392,8 kJ·mol-1 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 ce 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 le long du groupe :

métal alcalin + eau → hydroxyde du métal alcalin + hydrogène

Exemple avec le sodium :

Na solide + H2O liquideNaOH aq + 1/2 H2 gaz.

Cette réaction est très exothermique et peut provoquer l’inflammation ou l’explosion de l'hydrogène 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 solide + NH3 liquideNa+ 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 l'hydrogène[modifier | modifier le code]

En réagissant avec l'hydrogène, les métaux alcalins forment des hydrures.

2 Na solide + H2 gaz → 2 NaH solide.

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

NaH solide + H2O liquideNa+ solv + OH aq + H2 gaz.
Na+ aq + OH aq    NaOH aq.

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

En réagissant avec l'oxygène, les métaux alcalins forment un oxyde, soluble dans l'eau. La réaction doit cependant être favorisée par le chauffage par exemple, sinon, c'est le peroxyde ou le superoxyde (et non l'oxyde) qui se forme.

4 Na solide + O2 gaz → 2 Na2O solide : oxyde.
2 Na solide + O2 gazNa2O2 solide : peroxyde.
Na solide + O2 gazNaO2 solide (en) : superoxyde.

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 :

NaO2 solide (en) + H2O liquide → 2 Na+ aq + 2 OH aq

Les peroxydes et superoxydes se dismutent en oxygène et en oxyde.

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Sur les autres projets Wikimedia :

Articles connexes[modifier | modifier le code]

Liens externes[modifier | modifier le code]


1  H     He
2  Li Be   B C N O F Ne
3  Na Mg   Al Si P S Cl Ar
4  K Ca   Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5  Rb Sr   Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6  Cs Ba   La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7  Fr Ra   Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
8  119 120 *    
  * 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 141 142  


Métaux
  Alcalins  
  Alcalino-  
terreux
  Lanthanides     Métaux de  
transition
Métaux
  pauvres  
  Métal-  
loïdes
Non-
  métaux  
Halo-
  gènes  
Gaz
  nobles  
Éléments
  non classés  
Actinides
    Superactinides