« Métal alcalin » : différence entre les versions

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{{Éléments/Métaux alcalins}}Un '''métal alcalin''' est un [[élément chimique]] de la première colonne ([[Éléments du groupe 1|{{1er|groupe}}]]) du [[Tableau périodique des éléments|tableau périodique]], à l'exception de l'[[hydrogène]]. Ce sont le [[lithium]] <sub>3</sub>Li, le [[sodium]] <sub>11</sub>Na, le [[potassium]] <sub>19</sub>K, le [[rubidium]] <sub>37</sub>Rb, le [[césium]] <sub>55</sub>Cs et le [[francium]] <sub>87</sub>Fr. Il s'agit de [[Métal|métaux]] du [[Éléments du bloc s|{{nobr|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.
{{Éléments/Métaux alcalins}}Un '''métal alcalin''' est un [[élément chimique]] de la première colonne ([[Groupe 1 du tableau périodique|{{1er|groupe}}]]) du [[Tableau périodique des éléments|tableau périodique]], à l'exception de l'[[hydrogène]]. Il s'agit du [[lithium]] <sub>3</sub>Li, du [[sodium]] <sub>11</sub>Na, du [[potassium]] <sub>19</sub>K, du [[rubidium]] <sub>37</sub>Rb, du [[césium]] <sub>55</sub>Cs et du [[francium]] <sub>87</sub>Fr. Ce sont les éléments du [[Bloc s du tableau périodique|{{nobr|bloc s}}]] ayant un [[électron]] dans la [[couche de valence]]. Ils forment une [[Famille d'éléments chimiques|famille]] 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'[[Dioxygène|oxygène]] et de l'[[humidité]] de l'air ; le [[lithium]] réagit également à l'[[Diazote|azote]] atmosphérique. Leur réactivité chimique très élevée fait qu'ils réagissent avec toute trace d'humidité et qu'on ne les trouve jamais comme [[Élément natif|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.
Dans les [[conditions normales de température et de pression|conditions normales]], leurs [[corps simple|corps simples]] sont tous des métaux brillants, mous et très réactifs à l'air. Ils peuvent être coupés au couteau en raison de leur faible dureté, laissant apparaître une tranche brillante. Sous cette forme métallique leurs atomes perdent facilement leur [[électron de valence]] pour former des [[cation]]s de [[charge électrique]] +1. Ce qui explique leur réactivité à l'air libre. En effet ils ternissent rapidement par [[oxydation]] sous l'effet du [[dioxygène]] et de l'[[humidité]] de l'air ; le [[lithium]] réagit également au [[diazote]]. Par conséquent on ne les trouve jamais comme [[Élément natif|éléments natifs]] ; 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 ([[Période radioactive|demi-vie]] de {{unité|22|minutes}}). Ces éléments sont employés dans diverses applications technologiques et industrielles. Le rubidium et surtout le {{nobr|césium 133}} sont ainsi utilisés dans les [[Horloge atomique|horloges atomiques]], le {{exp|133}}Cs offrant la mesure du temps la plus précise. Les [[Composé chimique|composés]] du [[sodium]] sont utilisés dans les [[Lampe à vapeur de sodium|lampes à vapeur de sodium]]. Le [[sel de table]] est constitué de [[chlorure de sodium]]. le sodium et le [[potassium]] sont des [[oligoélément]]s qui jouent un rôle [[Physiologie|physiologique]] essentiel.
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 ([[Période radioactive|demi-vie]] de {{unité|22|minutes}}). Ces éléments sont employés dans diverses applications technologiques et industrielles. Le rubidium et surtout le {{nobr|césium 133}} sont ainsi utilisés dans les [[Horloge atomique|horloges atomiques]] et les méthodes de [[datation absolue|datation]], le {{exp|133}}Cs offrant la mesure du temps la plus précise. Le sodium connaît de nombreuses applications industrielles, par exemple comme fluide caloporteur, ou dans les [[Lampe à vapeur de sodium|lampes à vapeur de sodium]]. Les composés du sodium sont très présents dans la vie quotidienne, comme le [[sel de table]], constitué de [[chlorure de sodium]], la [[Hydroxyde de sodium|soude]], ou encore l'[[eau de Javel]]. Le sodium et le [[potassium]] sont des [[oligoélément]]s qui jouent un rôle [[Physiologie|physiologique]] essentiel.


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


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! [[Rayon atomique|Rayon<br>atomique]]
! [[Configuration électronique|Configuration<br> électronique]]<ref name="CRC Handbook">{{en}} ''[http://hbcponline.com/faces/contents/ContentsSearch.xhtml CRC Handbook of Chemistry and Physics]'', section 1 : ''Basic Constants, Units, and Conversion Factors'', sous-section : ''Electron Configuration of Neutral Atoms in the Ground State'', {{84e|édition}} en ligne, CRC Press, Boca Raton, Floride, 2003.</ref>
! [[Configuration électronique|Configuration<br> électronique]]
! [[Énergie d'ionisation|Énergie<br>d'ionisation]]
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Les métaux alcalins forment une [[série chimique]] plus homogène qu'aucune autre. Le [[potassium]], le [[rubidium]] et le [[césium]] sont ainsi difficiles à séparer les uns des autres en raison de la très grande similitude de leur [[rayon ionique]] ; le [[lithium]] et le [[sodium]] sont en revanche plus individualisés. Ainsi, lorsqu'on se déplace vers le bas de la colonne du [[Tableau périodique des éléments|tableau périodique]], le [[rayon atomique]] croît, l'[[électronégativité]] décroît, la réactivité chimique croît, et températures de fusion et d'ébullition décroissent, de même que l'[[enthalpie de fusion]] et l'[[enthalpie de vaporisation]]. Leur [[masse volumique]] croît globalement du haut vers le bas de la colonne, avec une exception au niveau du [[potassium]], qui est moins dense que le [[sodium]].
Les métaux alcalins forment une [[Famille d'éléments chimiques|famille]] plus homogène qu'aucune autre. Le [[potassium]], le [[rubidium]] et le [[césium]] sont ainsi difficiles à séparer les uns des autres en raison de la très grande similitude de leur [[rayon ionique]] ; le [[lithium]] et le [[sodium]] sont en revanche plus individualisés. Ainsi, lorsqu'on se déplace vers le bas de la colonne du [[Tableau périodique des éléments|tableau périodique]], le [[rayon atomique]] croît, l'[[électronégativité]] décroît, la réactivité chimique croît, et températures de fusion et d'ébullition décroissent, de même que l'[[enthalpie de fusion]] et l'[[enthalpie de vaporisation]]. Leur [[masse volumique]] croît globalement du haut vers le bas de la colonne, avec une exception au niveau du [[potassium]], qui est moins dense que le [[sodium]].


Les métaux alcalins sont de couleur argentée, hormis le césium, qui présente une teinte dorée pâle, faisant de ce dernier l'un des trois seuls métaux purs colorés, les deux autres étant le [[cuivre]] et l'[[or]] ; les [[Métal alcalino-terreux|métaux alcalino-terreux]] les plus lourds ([[calcium]], [[strontium]] et [[baryum]]), ainsi que les [[lanthanide]]s divalents [[europium]] et [[ytterbium]], présentent également une teinte jaune pâle, mais bien moins prononcée que celle du césium. L'éclat des métaux alcalins ternit rapidement à l'air libre en raison de la formation d'une couche d'[[oxyde]]s.
Les métaux alcalins sont de couleur argentée, hormis le césium, qui présente une teinte dorée pâle, faisant de ce dernier l'un des trois seuls métaux purs colorés, les deux autres étant le [[cuivre]] et l'[[or]] ; les [[Métal alcalino-terreux|métaux alcalino-terreux]] les plus lourds ([[calcium]], [[strontium]] et [[baryum]]), ainsi que les [[lanthanide]]s divalents [[europium]] et [[ytterbium]], présentent également une teinte jaune pâle, mais bien moins prononcée que celle du césium. L'éclat des métaux alcalins ternit rapidement à l'air libre en raison de la formation d'une couche d'[[oxyde]]s.
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=== Réactivité ===
=== Réactivité ===


Tous les métaux alcalins sont très réactifs et n'existent pas à l'état pur dans le milieu naturel. Pour cette raison, ils sont conservés dans une [[huile minérale]] ou de l'[[huile de paraffine]]. Ils réagissent violemment avec les [[halogène]]s en formant des {{Lien|lang=en|trad=Alkali metal halide|fr=Halogénure de métal alcalin|texte=halogénures de métaux alcalins}}, qui sont des composés cristallins solubles dans l'eau à l'exception du [[fluorure de lithium]] LiF. Les métaux alcalins réagissent également avec l'eau pour former des [[hydroxyde]]s fortement [[Base (chimie)|basiques]] qui doivent par conséquent être manipulés avec précaution. Les métaux alcalins les plus lourds sont plus réactifs que les plus légers : à quantité [[Mole (unité)|molaire]] égale, le césium mis en contact avec l'eau explose plus violemment que le potassium.
Tous les métaux alcalins sont très réactifs et n'existent pas à l'état pur dans le milieu naturel. Pour cette raison, ils sont conservés dans une [[huile minérale]] ou de l'[[huile de paraffine]]. Ils réagissent violemment avec les [[halogène]]s en formant des [[Halogénure de métal alcalin|halogénures de métaux alcalins]], qui sont des composés cristallins solubles dans l'eau à l'exception du [[fluorure de lithium]] LiF. Les métaux alcalins réagissent également avec l'eau pour former des [[hydroxyde]]s fortement [[Base (chimie)|basiques]] qui doivent par conséquent être manipulés avec précaution. Les métaux alcalins les plus lourds sont plus réactifs que les plus légers : à quantité [[Mole (unité)|molaire]] égale, le césium mis en contact avec l'eau explose plus violemment que le potassium.


Les métaux alcalins réagissent non seulement avec l'eau mais également avec les donneurs de protons comme les [[Alcool (chimie)|alcools]] et les [[Phénol (groupe)|phénols]], l'[[ammoniac]] gazeux et les [[alcyne]]s, ces derniers donnant lieu aux réactions les plus violentes. Ils sont également très utilisés pour réduire les autres métaux à partir de leurs oxydes ou de leurs [[halogénure]]s.
Les métaux alcalins réagissent non seulement avec l'eau mais également avec les donneurs de protons comme les [[Alcool (chimie)|alcools]] et les [[Phénol (groupe)|phénols]], l'[[ammoniac]] gazeux et les [[alcyne]]s, ces derniers donnant lieu aux réactions les plus violentes. Ils sont également très utilisés pour réduire les autres métaux à partir de leurs oxydes ou de leurs [[halogénure]]s.
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La première [[énergie d'ionisation]] des métaux alcalins est la plus faible de leur période dans le tableau périodique en raison de leur faible {{Lien|lang=en|trad=Effective nuclear charge|fr=charge nucléaire effective}} et la facilité avec laquelle ils adoptent une configuration électronique de gaz noble en ne perdant qu'un seul électron.
La première [[énergie d'ionisation]] des métaux alcalins est la plus faible de leur période dans le tableau périodique en raison de leur faible {{Lien|lang=en|trad=Effective nuclear charge|fr=charge nucléaire effective}} et la facilité avec laquelle ils adoptent une configuration électronique de gaz noble en ne perdant qu'un seul électron.


L'énergie de deuxième ionisation des métaux alcalins est toujours très élevée, ce qui s'explique par le fait qu'il s'agit de retirer un électron à une sous-couche saturée plus proche du [[noyau atomique]]. C'est la raison pour laquelle les métaux alcalins ne perdent qu'un seul électron pour former des cations. Les {{Lien|lang=en|trad=Alkalide|fr=Anion alcalin|texte=anions alcalins}} font exception : il s'agit de composés dans lesquels un métal alcalin est à l'état d'oxydation –1. Ils peuvent exister dans la mesure où ils présentent une sous-couche ''n''s{{2}}, saturée. L'anion M{{exp|–}} a été observé pour tous les métaux alcalins hormis le lithium<ref name="10.1021/ja00809a060">
L'énergie de deuxième [[ionisation]] des métaux alcalins est toujours très élevée, ce qui s'explique par le fait qu'il s'agit de retirer un électron à une sous-couche saturée plus proche du [[noyau atomique]]. C'est la raison pour laquelle les métaux alcalins ne perdent qu'un seul électron pour former des cations. Les [[alcalide]]s font exception : il s'agit de composés dans lesquels un métal alcalin est à l'état d'oxydation –1. Ils peuvent exister dans la mesure où ils présentent une sous-couche ''n''s{{2}}, saturée. L'anion M{{exp|−}} a été observé pour tous les métaux alcalins hormis le lithium<ref name="10.1021/ja00809a060">
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| langue = en
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| pmid =
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}}</ref>. Les anions alcalins présentent un intérêt théorique en raison de leur [[stœchiométrie]] inhabituelle et de leur faible potentiel d'ionisation. Un exemple particulièrement intéressant est l'hydrure de sodium inversé H{{exp|+}}Na{{exp|–}}, les deux ions étant complexé, par opposition à l'[[hydrure de sodium]] Na{{exp|+}}H{{exp|–}}<ref name="10.1021/ja025655+">
}}</ref>. Les anions alcalins présentent un intérêt théorique en raison de leur [[stœchiométrie]] inhabituelle et de leur faible potentiel d'ionisation. Un exemple particulièrement intéressant est l'hydrure de sodium inversé H{{exp|+}}Na{{exp|−}}, les deux ions étant complexés, par opposition à l'[[hydrure de sodium]] Na{{exp|+}}H{{exp|−}}<ref name="10.1021/ja025655+">
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| langue = en
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| nom1 = Mikhail Y. Redko, Mircea Vlassa, James E. Jackson, Andrzej W. Misiolek, Rui H. Huang et James L. Dye
| nom1 = Mikhail Y. Redko, Mircea Vlassa, James E. Jackson, Andrzej W. Misiolek, Rui H. Huang et James L. Dye
| titre = “Inverse Sodium Hydride”:  A Crystalline Salt that Contains H{{exp|+}} and Na{{exp|–}}
| titre = “Inverse Sodium Hydride”:  A Crystalline Salt that Contains H{{exp|+}} and Na{{exp|−}}
| périodique = Journal of the American Chemical Society
| périodique = Journal of the American Chemical Society
| volume = 124
| volume = 124
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=== Potentiel d'oxydoréduction ===
=== Potentiel d'oxydoréduction ===


Le [[potentiel d'oxydoréduction]] {{nobr|M{{exp|+}} → M{{exp|0}}}}, en revanche, est l'une des rares propriétés des métaux alcalins qui ne présente pas de tendance uniforme le long de la série : celui du [[lithium]] est anormal, étant sensiblement plus négatif que celui des autres, qui décroît par ailleurs légèrement de haut en bas. Cela s'explique par le fait que le cation Li{{exp|+}} a une {{Lien|lang=en|trad=Hydration energy|fr=enthalpie d'hydratation}} très élevée en phase gazeuse qui compense le fait que Li{{exp|+}} perturbe fortement la structure de l'eau, ce qui induit une variation d'enthalpie élevée, faisant apparaître cet élément comme le plus [[Électronégativité|électropositif]] des métaux alcalins.
Le [[potentiel d'oxydoréduction]] {{nobr|M{{exp|+}} → M{{exp|0}}}}, en revanche, est l'une des rares propriétés des métaux alcalins qui ne présente pas de tendance uniforme le long de la famille : celui du [[lithium]] est anormal, étant sensiblement plus négatif que celui des autres, qui décroît par ailleurs légèrement de haut en bas. Cela s'explique par le fait que le cation Li{{exp|+}} a une {{Lien|lang=en|trad=Hydration energy|fr=enthalpie d'hydratation}} très élevée en phase gazeuse qui compense le fait que Li{{exp|+}} perturbe fortement la structure de l'eau, ce qui induit une variation d'enthalpie élevée, faisant apparaître cet élément comme le plus [[Électronégativité|électropositif]] des métaux alcalins.


=== Solubilité ===
=== Solubilité ===


En [[solution aqueuse]], les métaux alcalins forment des ions de formule générique [{{fchim|M(H|2|O)|''n''}}]{{exp|+}}, ''n'' étant le nombre de solvatation. Leur géométrie et leur [[coordinence]] s'accorde bien avec celles attendues en fonction de leur [[rayon ionique]]. Les [[Molécule d'eau|molécules d'eau]] qui se lient directement à l'atome métallique en solution aqueuse sont dites appartenir à la première sphère de coordination, ou première couche de solvatation. Il s'agit d'une [[liaison covalente de coordination]], l'[[oxygène]] cédant les deux électrons de la liaison. Chaque molécule d'eau coordonnée est susceptible d'être liée à d'autres molécules d'eau par [[liaison hydrogène]]. Ces dernières sont dites de la seconde sphère de coordination. Celle-ci n'est cependant pas bien définie dans le cas des cations de métaux alcalins dans la mesure où ces cations ne sont pas suffisamment chargés électriquement pour polariser les molécules de la première couche de solvatation au point d'induire des liaisons hydrogène avec une seconde couche de molécules d'eau.
En [[solution aqueuse]], les métaux alcalins forment des ions de formule générique [{{fchim|M(H|2|O)|''n''}}]{{exp|+}}, ''n'' étant le nombre de solvatation. Leur géométrie et leur [[coordinence]] s'accorde bien avec celles attendues en fonction de leur [[rayon ionique]]. Les [[Molécule d'eau|molécules d'eau]] qui se lient directement à l'atome métallique en solution aqueuse sont dites appartenir à la première sphère de coordination, ou première couche de solvatation. Il s'agit d'une [[liaison covalente de coordination]], l'[[oxygène]] cédant les deux électrons de la liaison. Chaque molécule d'eau coordonnée est susceptible d'être liée à d'autres molécules d'eau par [[liaison hydrogène]]. Ces dernières sont dites de la seconde sphère de coordination. Celle-ci n'est cependant pas bien définie dans le cas des cations de métaux alcalins dans la mesure où ces cations ne sont pas suffisamment chargés électriquement pour polariser les molécules de la première couche de [[solvatation]] au point d'induire des liaisons hydrogène avec une seconde couche de molécules d'eau.


Dans le cas du lithium, le nombre de solvatation du cation Li{{exp|+}} a été déterminé expérimentalement avec la valeur 4, avec un ion [[Tétraèdre|tétraédrique]] [{{fchim|Li(H|2|O)|4}}]{{exp|+}}. Le nombre de solvatation du sodium serait probablement 6, avec un ion [[Octaèdre|octaédrique]] [{{fchim|Na(H|2|O)|6}}]{{exp|+}}, tandis que celui du potassium et du rubidium serait vraisemblablement 8 avec des ions [{{fchim|K(H|2|O)|8}}]{{exp|+}} et [{{fchim|Rb(H|2|O)|8}}]{{exp|+}} [[Antiprisme|antiprismatiques]], et celui du césium serait peut-être 12 avec des ions [{{fchim|Cs(H|2|O)|12}}]{{exp|+}}<ref name="10.1351/PAC-CON-09-10-22">
Dans le cas du lithium, le nombre de solvatations du cation Li{{exp|+}} a été déterminé expérimentalement avec la valeur 4, avec un ion [[Tétraèdre|tétraédrique]] [{{fchim|Li(H|2|O)|4}}]{{exp|+}}. Le nombre de solvatations du sodium serait probablement 6, avec un ion [[Géométrie moléculaire octaédrique|octaédrique]] [{{fchim|Na(H|2|O)|6}}]{{exp|+}}, tandis que celui du potassium et du rubidium serait vraisemblablement 8 avec des ions [{{fchim|K(H|2|O)|8}}]{{exp|+}} et [{{fchim|Rb(H|2|O)|8}}]{{exp|+}} [[Antiprisme|antiprismatiques]], et celui du césium serait peut-être 12 avec des ions [{{fchim|Cs(H|2|O)|12}}]{{exp|+}}<ref name="10.1351/PAC-CON-09-10-22">
{{Article
{{Article
| langue = en
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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 (couleur)|lilas]].
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 (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).
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) entre 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 ===
=== Réaction dans l'ammoniac ===
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Les métaux alcalins se dissolvent dans l'[[ammoniac]] liquide donnant des solutions bleues qui sont [[paramagnétique]]s.
Les métaux alcalins se dissolvent dans l'[[ammoniac]] liquide donnant des solutions bleues qui sont [[paramagnétique]]s.


:[[Sodium|Na {{ind|solide}}]] + [[Ammoniac|{{fchim|NH|3 liquide}}]] → [[Sodium|Na{{exp|+}} {{ind|solv}}]] + [[Électron|e{{exp|–}} {{ind|solv}}]].
:[[Sodium|Na {{ind|solide}}]] + [[Ammoniac|{{fchim|NH|3 liquide}}]] → [[Sodium|Na{{exp|+}} {{ind|solv}}]] + [[Électron|e{{exp|−}} {{ind|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 [[agent réducteur|agents réducteurs]].
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 [[agent réducteur|agents réducteurs]].
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Ces hydrures sont très instables en [[Solution (chimie)|solution]], du fait de leur caractère très [[Base (chimie)|basique]], et réagissent sur l'eau pour former de l'hydrogène et des [[hydroxyde]]s.
Ces hydrures sont très instables en [[Solution (chimie)|solution]], du fait de leur caractère très [[Base (chimie)|basique]], et réagissent sur l'eau pour former de l'hydrogène et des [[hydroxyde]]s.


:[[Hydrure de sodium|NaH {{ind|solide}}]] + [[Eau|{{fchim|H|2|O| liquide}}]] → [[Sodium|Na{{exp|+}} {{ind|solv}}]] + [[Hydroxyde|OH{{exp|–}} {{ind|aq}}]] + [[Dihydrogène|{{fchim|H|2 gaz}}]].
:[[Hydrure de sodium|NaH {{ind|solide}}]] + [[Eau|{{fchim|H|2|O| liquide}}]] → [[Sodium|Na{{exp|+}} {{ind|solv}}]] + [[Hydroxyde|OH{{exp|−}} {{ind|aq}}]] + [[Dihydrogène|{{fchim|H|2 gaz}}]].
:[[Sodium|Na{{exp|+}} {{ind|aq}}]] + [[Hydroxyde|OH{{exp|–}} {{ind|aq}}]] {{équil}} [[Hydroxyde de sodium|NaOH {{ind|aq}}]].
:[[Sodium|Na{{exp|+}} {{ind|aq}}]] + [[Hydroxyde|OH{{exp|−}} {{ind|aq}}]] {{équil}} [[Hydroxyde de sodium|NaOH {{ind|aq}}]].


=== Réaction avec l'oxygène ===
=== Réaction avec l'oxygène ===
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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 :
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 :


:{{Lien|lang=en|trad=Sodium superoxide|fr=Superoxyde de sodium|texte={{fchim|NaO|2 solide}}}} + [[Eau|{{fchim|H|2|O| liquide}}]] → 2 [[Sodium|Na{{exp|+}} {{ind|aq}}]] + 2 [[Hydroxyde|OH{{exp|–}} {{ind|aq}}]]
:[[Oxyde de sodium|{{fchim|Na|2|O| solide}}]] + [[Eau|{{fchim|H|2|O| liquide}}]] → 2 [[Sodium|Na{{exp|+}} {{ind|aq}}]] + 2 [[Hydroxyde|OH{{exp|−}} {{ind|aq}}]]


Les peroxydes et superoxydes se [[Dismutation|dismutent]] en oxygène et en oxyde.
Les peroxydes et superoxydes se [[Dismutation|dismutent]] en oxygène et en oxyde.
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{{Tableau périodique (navigation)}}
{{Tableau périodique (navigation)}}
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{{Familles d'éléments chimiques (navigation)}}
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{{Portail|chimie}}


Version du 28 mars 2024 à 07:23

  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
8 Uue Ubn ⁂ Uth Uts Uto Ute Uqn Uqu Uqb  
  ↓  
  * 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
  ⁂ Ubu Ubb Ubt Ubq Ubp Ubh Ubs Ubo Ube Utn Utu Utb Utt Utq Utp
 
  Li Métaux alcalins Al Métaux pauvres
  Be Métaux alcalino-terreux B Métalloïdes
  La Lanthanides Non-métaux :
  Ac Actinides H « CHNOPS » et sélénium
  Sc Métaux de transition F Halogènes
  Mt Nature chimique inconnue He Gaz nobles
  Uue Éléments hypothétiques (dont les superactinides)

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

Dans les conditions normales, leurs corps simples sont tous des métaux brillants, mous et très réactifs à l'air. Ils peuvent être coupés au couteau en raison de leur faible dureté, laissant apparaître une tranche brillante. Sous cette forme métallique leurs atomes perdent facilement leur électron de valence pour former des cations de charge électrique +1. Ce qui explique leur réactivité à l'air libre. En effet ils ternissent rapidement par oxydation sous l'effet du dioxygène et de l'humidité de l'air ; le lithium réagit également au diazote. Par conséquent on ne les trouve jamais comme éléments natifs ; 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 et les méthodes de datation, le 133Cs offrant la mesure du temps la plus précise. Le sodium connaît de nombreuses applications industrielles, par exemple comme fluide caloporteur, ou dans les lampes à vapeur de sodium. Les composés du sodium sont très présents dans la vie quotidienne, comme le sel de table, constitué de chlorure de sodium, la soude, ou encore l'eau de Javel. 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

Les propriétés physiques et chimiques des métaux alcalins peuvent aisément s'expliquer par leur configuration électronique ns1, n étant le numéro de la période, qui leur confère une liaison métallique faible. Ce sont par conséquent des métaux mous de faible masse volumique, dont la température de fusion et la température d'ébullition sont peu élevées, et dont l'enthalpie de sublimation et de vaporisation sont également assez basses. Ils cristallisent dans la structure cubique centrée et présentent chacun une couleur de flamme caractéristique en raison de leur électron s1 très facilement excitable. La configuration ns1 confère également un rayon ionique élevé aux métaux alcalins ainsi qu'une conductivité électrique et une conductivité thermique également élevées.

La chimie des métaux alcalins est dominée par la perte de leur électron de valence célibataire dans la sous-couche s externe, ce qui donne un cation à l'état d'oxydation +1 en raison à la fois du caractère labile de cet électron — la première énergie d'ionisation des métaux alcalins est toujours la plus faible de leur période — et de la valeur élevée de la seconde énergie d'ionisation en raison de la configuration électronique de gaz noble des cations M+. Seuls les cinq métaux alcalins les plus légers sont chimiquement bien connus, le francium étant trop radioactif pour exister sous forme massive, de sorte que ses propriétés chimiques ne sont pas connues en détail et que les valeurs numériques de ses propriétés sont issues de modèles numériques ; le peu qu'on sait de lui rapproche cependant cet élément du césium, conformément aux simulations numériques.

Élément Masse
atomique 		Température
de fusion 		Température
d'ébullition 		Masse
volumique 		Rayon
atomique 		Configuration
électronique[1] 		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 495,8 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 — [Rn] 7s1 392,8 kJ·mol-1 0,70

Les métaux alcalins forment une famille plus homogène qu'aucune autre. Le potassium, le rubidium et le césium sont ainsi difficiles à séparer les uns des autres en raison de la très grande similitude de leur rayon ionique ; le lithium et le sodium sont en revanche plus individualisés. Ainsi, lorsqu'on se déplace vers le bas de la colonne du tableau périodique, le rayon atomique croît, l'électronégativité décroît, la réactivité chimique croît, et températures de fusion et d'ébullition décroissent, de même que l'enthalpie de fusion et l'enthalpie de vaporisation. Leur masse volumique croît globalement du haut vers le bas de la colonne, avec une exception au niveau du potassium, qui est moins dense que le sodium.

Les métaux alcalins sont de couleur argentée, hormis le césium, qui présente une teinte dorée pâle, faisant de ce dernier l'un des trois seuls métaux purs colorés, les deux autres étant le cuivre et l'or ; les métaux alcalino-terreux les plus lourds (calcium, strontium et baryum), ainsi que les lanthanides divalents europium et ytterbium, présentent également une teinte jaune pâle, mais bien moins prononcée que celle du césium. L'éclat des métaux alcalins ternit rapidement à l'air libre en raison de la formation d'une couche d'oxydes.

Réactivité

Tous les métaux alcalins sont très réactifs et n'existent pas à l'état pur dans le milieu naturel. Pour cette raison, ils sont conservés dans une huile minérale ou de l'huile de paraffine. Ils réagissent violemment avec les halogènes en formant des halogénures de métaux alcalins, qui sont des composés cristallins solubles dans l'eau à l'exception du fluorure de lithium LiF. Les métaux alcalins réagissent également avec l'eau pour former des hydroxydes fortement basiques qui doivent par conséquent être manipulés avec précaution. Les métaux alcalins les plus lourds sont plus réactifs que les plus légers : à quantité molaire égale, le césium mis en contact avec l'eau explose plus violemment que le potassium.

Les métaux alcalins réagissent non seulement avec l'eau mais également avec les donneurs de protons comme les alcools et les phénols, l'ammoniac gazeux et les alcynes, ces derniers donnant lieu aux réactions les plus violentes. Ils sont également très utilisés pour réduire les autres métaux à partir de leurs oxydes ou de leurs halogénures.

Énergie d'ionisation

La première énergie d'ionisation des métaux alcalins est la plus faible de leur période dans le tableau périodique en raison de leur faible charge nucléaire effective (en) et la facilité avec laquelle ils adoptent une configuration électronique de gaz noble en ne perdant qu'un seul électron.

L'énergie de deuxième ionisation des métaux alcalins est toujours très élevée, ce qui s'explique par le fait qu'il s'agit de retirer un électron à une sous-couche saturée plus proche du noyau atomique. C'est la raison pour laquelle les métaux alcalins ne perdent qu'un seul électron pour former des cations. Les alcalides font exception : il s'agit de composés dans lesquels un métal alcalin est à l'état d'oxydation –1. Ils peuvent exister dans la mesure où ils présentent une sous-couche ns2, saturée. L'anion M− a été observé pour tous les métaux alcalins hormis le lithium[2],[3],[4]. Les anions alcalins présentent un intérêt théorique en raison de leur stœchiométrie inhabituelle et de leur faible potentiel d'ionisation. Un exemple particulièrement intéressant est l'hydrure de sodium inversé H+Na−, les deux ions étant complexés, par opposition à l'hydrure de sodium Na+H−[5] : de tels composés sont instables en raison de l'énergie élevée résultant du déplacement de deux électrons de l'hydrogène vers le sodium mais plusieurs dérivés pourraient être métastables ou stables[5],[6].

Potentiel d'oxydoréduction

Le potentiel d'oxydoréduction M+ → M0, en revanche, est l'une des rares propriétés des métaux alcalins qui ne présente pas de tendance uniforme le long de la famille : celui du lithium est anormal, étant sensiblement plus négatif que celui des autres, qui décroît par ailleurs légèrement de haut en bas. Cela s'explique par le fait que le cation Li+ a une enthalpie d'hydratation (en) très élevée en phase gazeuse qui compense le fait que Li+ perturbe fortement la structure de l'eau, ce qui induit une variation d'enthalpie élevée, faisant apparaître cet élément comme le plus électropositif des métaux alcalins.

Solubilité

En solution aqueuse, les métaux alcalins forment des ions de formule générique [M(H2O)n]+, n étant le nombre de solvatation. Leur géométrie et leur coordinence s'accorde bien avec celles attendues en fonction de leur rayon ionique. Les molécules d'eau qui se lient directement à l'atome métallique en solution aqueuse sont dites appartenir à la première sphère de coordination, ou première couche de solvatation. Il s'agit d'une liaison covalente de coordination, l'oxygène cédant les deux électrons de la liaison. Chaque molécule d'eau coordonnée est susceptible d'être liée à d'autres molécules d'eau par liaison hydrogène. Ces dernières sont dites de la seconde sphère de coordination. Celle-ci n'est cependant pas bien définie dans le cas des cations de métaux alcalins dans la mesure où ces cations ne sont pas suffisamment chargés électriquement pour polariser les molécules de la première couche de solvatation au point d'induire des liaisons hydrogène avec une seconde couche de molécules d'eau.

Dans le cas du lithium, le nombre de solvatations du cation Li+ a été déterminé expérimentalement avec la valeur 4, avec un ion tétraédrique [Li(H2O)4]+. Le nombre de solvatations du sodium serait probablement 6, avec un ion octaédrique [Na(H2O)6]+, tandis que celui du potassium et du rubidium serait vraisemblablement 8 avec des ions [K(H2O)8]+ et [Rb(H2O)8]+ antiprismatiques, et celui du césium serait peut-être 12 avec des ions [Cs(H2O)12]+[7].

Identification

Émission atomique

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

Réaction avec l'eau

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 liquide → NaOH 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) entre 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

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

Na solide + NH3 liquide → 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 l'hydrogène

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 liquide → Na+ solv + OH− aq + H2 gaz.
Na+ aq + OH− aq    NaOH aq.

Réaction avec l'oxygène

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 gaz → Na2O2 solide : peroxyde.
Na solide + O2 gaz → NaO2 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 :

Na2O solide + H2O liquide → 2 Na+ aq + 2 OH− aq

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

Notes et références

  1. ↑ (en) CRC Handbook of Chemistry and Physics, section 1 : Basic Constants, Units, and Conversion Factors, sous-section : Electron Configuration of Neutral Atoms in the Ground State, 84e édition en ligne, CRC Press, Boca Raton, Floride, 2003.
  2. ↑ (en) James L. Dye, Joseph M. Ceraso, Mei LokTak, B. L. Barnett et Frederick J. Tehan, « Crystalline salt of the sodium anion (Na-) », Journal of the American Chemical Society, vol. 96, no 2,‎ , p. 608-609 (DOI 10.1021/ja00809a060, lire en ligne)
  3. ↑ (en) Frederick J. Tehan, B. L. Barnett et James L. Dye, « Alkali anions. Preparation and crystal structure of a compound which contains the cryptated sodium cation and the sodium anion », Journal of the American Society, vol. 96, no 23,‎ , p. 7203-7208 (DOI 10.1021/ja00830a005, lire en ligne)
  4. ↑ (en) James L. Dye, « Compounds of Alkali Metal Anions », Angewandte Chemie, vol. 18, no 8,‎ , p. 587-598 (DOI 10.1002/anie.197905871, lire en ligne)
  5. ↑ a et b (en) Mikhail Y. Redko, Mircea Vlassa, James E. Jackson, Andrzej W. Misiolek, Rui H. Huang et James L. Dye, « “Inverse Sodium Hydride”:  A Crystalline Salt that Contains H+ and Na− », Journal of the American Chemical Society, vol. 124, no 21,‎ , p. 5928-5929 (DOI 10.1021/ja025655+, lire en ligne)
  6. ↑ (en) Agnieszka Sawicka, Piotr Skurski et Jack Simons, « Inverse Sodium Hydride:  A Theoretical Study », Journal of the American Chemical Society, vol. 125, no 13,‎ , p. 3954-3958 (PMID 12656631, DOI 10.1021/ja021136v, lire en ligne)
  7. ↑ (en) Ingmar Persson, « Hydrated metal ions in aqueous solution: How regular are their structures? », Pure and Applied Chemistry, vol. 82, no 10,‎ , p. 1901-1917 (DOI 10.1351/PAC-CON-09-10-22, lire en ligne)

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