Métaux alcalins

Caractéristiques des métaux alcalins

Les atomes des éléments du groupe lithium ne contiennent qu’un seul électron sur la couche de valence à l’état basique sur l’orbitale s . En raison des faibles valeurs de la première énergie d’ionisation, qui sont :

• 3 [kJ ·mol ^-1] pour le lithium,
• 8 [kJ ·mol ^-1] pour le sodium,
• 8 [kJ ·mol ^-1] pour le potassium,
• 0 [kJ ·mol ^-1] pour le rubidium,
• 7 [kJ ·mol ^-1] pour le césium,

l’électron de valence est très faiblement lié à la coque et est facile à détacher. Il est beaucoup plus difficile pour un autre élément d’attirer l’électron suivant, qui se trouve dans la couche électronique fermée. Cela nécessite que l’apport d’énergie soit encore plusieurs fois supérieur. Les secondes énergies d’ionisation pour les éléments du groupe lithium sont les suivantes :

• 1 [kJ ·mol ^-1] pour le lithium,
• 4 [kJ ·mol ^-1] pour le sodium,
• 4 [kJ ·mol ^-1] pour le potassium,
• 0 [kJ ·mol ^-1] pour le rubidium,
• 0 [kJ ·mol ^-1] pour le césium.

Cela implique que les métaux alcalins ne forment que des cations monovalents et ne se produisent jamais dans des états d’oxydation plus élevés. De plus, les composés chimiques qu’ils forment sont presque exclusivement ioniques. En plus de l’état d’oxydation +I typique de ces éléments, il existe quelques composés où le sodium, le potassium, le rubidium et le césium sont présents à l’état d’oxydation –I. La position des métaux alcalins dans le tableau périodique , où ils commencent chaque période, suggère qu’ils ont la charge nucléaire la plus faible. Cela implique que l’attraction de leurs électrons de valence ainsi que des autres électrons situés sur les coquilles fermées est la plus faible. Ils ont également les rayons atomiques et ioniques les plus longs. Les faibles valeurs d’électronégativité sont causées par une faible énergie d’ionisation et un long rayon atomique. En raison de ces caractéristiques, le césium et le francium présentent la plus faible électronégativité parmi tous les éléments du tableau périodique. Les métaux alcalins se transforment facilement en un état ionique, car ils cèdent facilement des électrons. Cela se traduit également directement par leurs potentiels standards fortement négatifs. Le lithium occupe la première position dans la série électrochimique, avec un potentiel standard de -3,0401 V.

Métaux alcalins colorés

Ce qui est également intéressant, c’est la coloration des flammes par les éléments du groupe lithium. Leurs atomes libres, apparaissant suite à l’échauffement de leurs composés volatils, sont très sujets à l’excitation. Ils deviennent alors la source de rayonnement en raison de la libération d’énergie excédentaire, et leur spectre, tout comme celui des éléments du groupe calcium, se situe en partie dans le domaine de la lumière visible. Par conséquent, dans l’analyse qualitative , les métaux alcalins sont examinés par le test de flamme et, respectivement :

• le lithium colore le carmin de la flamme,
• le sodium colore la flamme en jaune,
• le potassium, le rubidium et le césium colorent la flamme en violet et en rose.

Les propriétés physico-chimiques des métaux alcalins

Tous les éléments du groupe 1 du tableau périodique sont de nature métallique et de couleur blanc et argent. Leurs surfaces présentent un brillant métallique, mais se ternissent généralement très rapidement et sont recouvertes d’oxydes. La dureté des métaux alcalins diminue du lithium au césium, mais chacun d’eux est suffisamment mou pour être facilement coupé avec un couteau. Le point de fusion varie également au sein d’une même série, allant de 453,7 K pour le lithium à 306,1 K pour le césium. Le lithium a la densité la plus faible et la densité du lithium, du sodium et du potassium est inférieure à celle de l’eau. Chaque métal alcalin conduit le courant électrique et le sodium présente, à température ambiante, une conductivité seulement trois fois inférieure à celle de l’argent, qui possède la résistance spécifique la plus faible. Contrairement à la plupart des métaux, les éléments du groupe lithium présentent des points d’ébullition relativement bas. La plupart d’entre eux (sauf le lithium) bout en dessous de 1 300 K. Les métaux alcalins transformés à l’état gazeux se présentent sous la forme de molécules monoatomiques.

La réactivité des métaux alcalins

La réactivité chimique des métaux alcalins est assez élevée et s’étend du lithium au césium. Le lithium ne réagit avec l’oxygène que lorsque la température augmente jusqu’à environ 370 K. Ainsi, dans des conditions normales, le lithium ne perd pas son éclat métallique. À température ambiante, tous les autres métaux alcalins réagissent rapidement avec l’oxygène et perdent leur brillant. Ainsi, ils sont normalement stockés sous kérosène. La combustion de métaux alcalins dans l’air produit également des effets variés : le lithium se transforme en oxyde, le sodium en peroxyde et le potassium, le rubidium et le césium forment des superoxydes. Une réaction caractéristique des métaux alcalins est le jet couramment observé d’un morceau de métal dans l’eau. Cette réaction se produit brutalement et son processus est de plus en plus spectaculaire du lithium au césium. La chaleur émise lorsque nous le faisons avec du sodium est suffisante pour le brûler. Le potassium s’enflamme juste après avoir touché l’eau, tandis que le rubidium et le césium provoquent des explosions. Le césium, étant l’élément du groupe du lithium le plus réactif, s’auto-enflamme dès son contact avec l’air. Par certaines de ses propriétés, le lithium ressemble à un élément du deuxième groupe du tableau périodique : le magnésium. Contrairement à d’autres métaux alcalins, mais comme le magnésium, il produit un carbonate et un phosphate peu solubles.

Les composés des éléments du groupe du lithium

Les composés pouvant être formés par les métaux alcalins sont classés dans les groupes suivants :

1. Hydrures de métaux alcalins de type MH, produits par une réaction directe entre l’hydrogène et les métaux à des températures élevées.
2. Les composés de métaux alcalins avec l’oxygène, qui sont un peu plus complexes. Comme mentionné ci-dessus, seul l’oxyde de lithium est formé par la combustion d’un élément métallique dans l’air. D’autres brûlent lors de la formation d’oxydes supérieurs, qui peuvent être réduits avec un métal approprié à une température élevée.
3. Les composés de métaux alcalins avec des halogènes sont pour la plupart des composés ioniques à structure cristalline. Une grande partie des halogénures de métaux alcalins ont un réseau spatial similaire au chlorure de sodium, tandis que CsCl, CsBr et CsI forment un réseau comme le chlorure de césium.
4. Les hydroxydes de métaux alcalins sont des solides incolores dotés de fortes propriétés hygroscopiques. Ce sont des composés ioniques et leur dissolution dans l’eau est fortement exothermique.
5. Leurs composés avec le soufre se présentent sous trois types : les sulfures d’hydrogène MHS, les sulfures M ₂ S et les polysulfures MS _n , où n varie de 2 à 6.
6. Les métaux alcalins produisent également des sels d’oxyacides tels que des nitrates, des carbonates et des sulfates de métaux alcalins, ainsi qu’un groupe distinct de sels d’ammonium.

Un fait intéressant concernant les sels de métaux alcalins est que si l’anion n’a pas non plus de couleur, les sels sont incolores et souvent facilement solubles dans l’eau. Dans les solutions aqueuses, leurs cations sont soumis à une hydratation avec une force qui augmente du césium au lithium. Presque tous les sels de lithium contiennent de l’eau cristalline. Beaucoup d’entre eux sont en outre hydratés, contrairement aux sels de potassium. Les sels de rubidium et de césium sont toujours anhydres.

La présence naturelle des métaux alcalins

La répartition des métaux alcalins dans la nature est variée. La croûte terrestre contient des quantités extrêmement élevées de sodium (2,83 %) et de potassium (2,59 %) ainsi que de petites quantités de lithium (2,0,10 ^-3 %), de rubidium (9,10 ^-3 %) et de césium (3,10 ^-3 %). Le francium n’est présent naturellement qu’en quantités négligeables sous la forme d’un isotope radioactif instable, un produit de dégradation de l’actinium. Le lithium se trouve normalement dans la croûte terrestre sous forme de lits de lithium-sodium-potassium tels que les aluminosilicates, par exemple le spodumène LiAl[Si ₂ O ₆] et la lépidolite KLi ₂ Al[ (F,OH) ₂ Si ₄ O ₁₀], et comme phosphates, par exemple l’amblygonite LiAl[ (PO ₄ )(F,OH)]. Les minéraux contenant du sodium comprennent l’albite Na[AlSi ₃ O ₈] la plus courante et ses solutions solides avec des aluminosilicates de potassium et de calcium. Des gisements extrêmement riches, répartis pratiquement partout dans le monde, sont également constitués de composés de sodium tels que le chlorure de sodium (sel gemme) et le nitrate de sodium, appelé salpêtre du Chili. D’énormes quantités de sodium peuvent également être trouvées dans l’eau salée : les mers et les océans. On estime que le chlorure de sodium représente même 2,8 %de l’eau des océans. En comparant le sodium et le potassium contenus dans la croûte terrestre, malgré leurs quantités similaires, le potassium est distribué de manière complètement différente, car ses composés forment très peu de dépôts. Les minéraux les plus couramment trouvés sont les minéraux à base de potassium présents dans les couches supérieures des lits de sel gemme. Il s’agit notamment de : la sylvine KCl, la carnallite KMgCl ₃ ·6H ₂ O et la kainite KMgCl(SO ₄ )·3H ₂ O. Cet élément chimique se présente également sous forme d’aluminosilicates tels que le feldspath potassique K[AlSi ₃ O ₈] et du mica KAl ₂ [AlSi ₃ O ₁₀ (F,OH) ₂]. Les composés de potassium produits lors de la dégradation de ces minéraux sont très facilement solubles dans l’eau. En conséquence, au fur et à mesure de leur formation, une grande partie d’entre eux est absorbée par le sol en raison des conditions météorologiques et seule une petite quantité est transférée vers les mers et les océans avec l’eau courante. C’est pourquoi la quantité de potassium présente dans l’eau salée est environ 40 fois inférieure à la teneur en sodium. La présence du potassium présent dans le sol étant nécessaire à la bonne croissance des plantes, leurs cendres contiennent des quantités considérables de carbonate de potassium tout en étant plutôt pauvres en composés sodiques. La présence naturelle de rubidium et de césium est faible ; on ne les trouve qu’accompagnés d’autres métaux alcalins. Le francium se présente principalement sous forme d’isotopes radioactifs formés comme suit :

• un produit de la dégradation de l’uranium ²³⁵ U,
• un produit de la dégradation de l’actinium ²²⁷ Ac.

On peut également trouver du potassium ⁴⁰ K et du rubidium ⁸⁷ Rb sous forme d’isotopes radioactifs.

Applications des métaux alcalins

Le lithium métallique est souvent utilisé comme additif améliorant la stabilité et la résistance des alliages d’aluminium, de zinc et de magnésium. Il est également utilisé comme désoxydant dans la métallurgie du cuivre et comme composant dans les batteries électriques Li/FeS _x . Sous forme de stéarate de lithium, il fournit une densité appropriée de lubrifiants. Ses caractéristiques lubrifiantes sont stables à des températures de 250 à 420 K. Le carbonate de lithium est utilisé pour la production de porcelaine et d’émail sous forme de fondant. Le sodium est un matériau très important utilisé pour acquérir de nombreux produits d’usage quotidien, tels que le peroxyde de sodium blanchissant, l’amide et le cyanure de sodium. Dans les laboratoires, le sodium est appliqué à plus petite échelle en raison de ses propriétés réductrices de nombreux composés organiques. Une autre application importante du sodium consiste à l’utiliser comme constituant de l’alliage de plomb utilisé pour produire les agents antidétonants ajoutés à l’essence. Le sodium métallique est également utilisé dans les lampes à vapeur de sodium en raison de la lumière jaune caractéristique que l’on peut observer en l’excitant. Les réacteurs nucléaires contiennent du sodium liquide et un alliage liquide sodium-potassium qui sont là pour refroidir l’ensemble du système. Les électrons du césium métallique sont soumis à l’effet photoélectrique, ils peuvent donc facilement être détectés grâce à la lumière. C’est pourquoi le césium est utilisé pour construire des photocellules à base de césium qui contiennent un alliage de césium avec de l’aluminium et du baryum.