« Métal alcalin » : différence entre les versions

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La bonne queue sa maman la hyenne qui rit comme le fromage

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 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⁺ 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 solvatation du cation Li⁺ a été déterminé expérimentalement avec la valeur 4, avec un ion tétraédrique [Li(H₂O)₄]⁺. Le nombre de solvatation 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]⁺^[1].

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 H_{2 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

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

Na _solide + NH_{3 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 + H_{2 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 + H_{2 gaz}.

Na⁺ _aq + OH^– _aq

\rightleftharpoons

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 + O_{2 gaz} → 2 Na₂O_solide : oxyde.

2 Na _solide + O_{2 gaz} → Na₂O_{2 solide} : peroxyde.

Na _solide + O_{2 gaz} → NaO_{2 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 :

NaO_{2 solide} (en) + H₂O_liquide → 2 Na⁺ _aq + 2 OH^– _aq

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

Notes et références

↑ (en) Ingmar Persson, « Hydrated metal ions in aqueous solution: How regular are their structures? », Pure and Applied Chemistry, vol. 82, n^o 10,‎ août 2010, p. 1901-1917 (DOI 10.1351/PAC-CON-09-10-22, lire en ligne)

Voir aussi

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Alcalins, sur Wikiversity

Articles connexes

Liens externes

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UICPA : Tableau périodique officiel du 22/06/2007

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