Métal alcalin

Un métal alcalin est un élément chimique de la première colonne du tableau périodique des éléments. Le lithium (Li), le sodium (Na), le potassium (K), le rubidium (Rb), le césium (Cs) et le francium (Fr) sont des métaux alcalins. Ils ne sont jamais trouvés sous forme élémentaire dans la nature. Ils sont très réactifs notamment avec l'humidité de l'air et, pour cela, on les conserve dans de l'huile minérale (huile de vaseline par exemple). Le mot alcalin provient de l'arabe al-gilyi signifiant la soude.

Introduction

Les métaux alcalins sont de couleur argentée, mous et de faible densité. Ils réagissent facilement avec les halogènes pour former des sels ioniques, et avec l'eau pour former des hydroxydes fortement basiques. Ces éléments ont un électron dans leur couche électronique la plus externe, et donc la manière d'atteindre l'état énergétique favorisé se fait par perte d'un électron pour former un ion positif. L'hydrogène, avec son électron solitaire, devrait normalement appartenir au groupe des métaux alcalins. Toutefois, la perte de cet électron requiert une plus grande quantité d'énergie que pour les métaux alcalins. Comme pour les halogènes, il faut un électron en plus à l'hydrogène pour compléter sa couche extérieure, et donc on peut considérer que pour certains aspects, il se comporte comme un halogène. On le trouve sous forme d'un gaz diatomique (le dihydrogène H₂), et il peut même former des sels avec les métaux alcalins, où ceux-ci lui fournissent un électron Toutefois, à l'état solide (très haute pression et très basse température), il se comporte comme un métal, bien que ces conditions ne se rencontrent pas sur Terre. Voir hydrogène métallique. Les métaux alcalins sont très réactifs. Ils ont les plus bas potentiels d’ionisation de leurs périodes. L'élimination d'un simple électron de la couche externe leur donne la configuration stable des gaz nobles. Cependant, les deuxièmes potentiels d'ionisation sont très élevés puisqu'il est très difficile d'arracher un électron d'une espèce qui a une configuration de gaz noble.

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 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 fameux pour leur réaction violente avec l’eau. Cette violence augmente quand on descend dans l'ordre du groupe . Voici cette réaction:

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

Exemple avec le sodium:

$2\{Na\}\_\{(s)\}\; +\; 2\{H\_2O\}\_\{(l)\}\; \backslash to\; 2\{NaOH\}\_\{(aq)\}\; +\; \{H\_2\}\_\{(g)\}$

Cette réaction est très exothermique et met parfois feu au dihydrogène avec une flamme jaune. Si nous utilisons le potassium au lieu du sodium, la flamme sera de couleur lilas.

Réaction dans l'ammoniac

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

$\{Na\}\_\{(s)\}\; +\; \{NH\_3\}\_\{(l)\}\; \backslash to\; \{Na\}^\{+\}\; \_\{(solv)\}\; +\; \{e\}^\{-\}\; \_\{(solv)\}$

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