Métaux alcalins

Les propriétés des alcalins

Les alcalins se distinguent par leur formule électronique qui est le ns¹. En tant que numéro de la période, n confère à ces métaux une liaison métallique plus faible. En plus d’être mous, ceux-ci possèdent une température d’ébullition et de fusion moins élevées. Leur enthalpie de vaporisation et de sublimation est aussi assez basse. Au sein de la structure cubique centrée, ils peuvent cristalliser. Grâce à leur électron s¹ qui est facilement excitable, les alcalins disposent de leur propre couleur de flamme. Il convient de préciser que la configuration ns¹ offre à ces différents métaux un rayon ionique plus élevé. Elle confère également à ceux-ci une conductivité thermique et électrique importante.

En ce qui concerne la chimie des alcalins, celle-ci est caractérisée par la perte de l’électron de valence des métaux. À l’état d’oxydation, cela donne un cation. La première énergie d’ionisation des alcalins reste plus faible.

Les alcalins se dotent d’une grande réactivité chimique. Exposés à une température ambiante, ils absorbent l’oxygène et l’azote. Ils ont aussi tendance à dissoudre dans l’ammoniac liquide. La plupart de ces métaux sont reconnaissables par leur couleur argentée. Cependant, le césium se caractérise par sa teinte dorée pâle. Il est donc considéré comme un métal pur coloré. La seconde énergie d’ionisation présente une valeur plus élevée grâce à la configuration de gaz noble du cation M⁺.

Les métaux alcalins légers comme le lithium, le sodium, le potassium, le rubidium et le césium sont chimiquement bien connus. Quant au francium, celui-ci est trop radioactif. Pour le moment, ses propriétés chimiques ne sont pas encore connues en détail. Conformément aux simulations numériques, leur valeur rapproche de celle du césium.

Les alcalins forment une famille homogène. Le rubidium, le potassium ainsi que le césium sont difficiles à séparer. En effet, leur rayon ionique présente une grande similitude. Toutefois, le sodium et le lithium sont individualisés. Lorsque le rayon atomique augmente, l’électronégativité décroît et la réactivité chimique accroît. Tout comme les températures d’ébullition et de fusion, l’enthalpie de vaporisation et l’enthalpie de fusion diminuent.

L’énergie d’ionisation

Les alcalins possèdent une charge nucléaire effective moins importante. Par conséquent, leur première énergie d’ionisation semble plus faible. Ils adoptent facilement une configuration électronique des gaz nobles. La seconde énergie d’ionisation de ces métaux reste très élevée. En effet, ils perdent uniquement un seul électron lorsqu’ils forment des cations. Toutefois, les alcalides font exception. Ces composés disposent d’une sous-couche saturée.

Par ailleurs, l’anion M− est présent sur tous les métaux alcalins, sauf le lithium. Les anions alcalins sont caractérisés par leur faible potentiel d’ionisation, surtout par leur stœchiométrie inhabituelle. À titre d’exemple, pour l’hydrorure de sodium inversé avec une formule H⁺Na⁻, les deux ions sont complexés comparés à l’hydrorure de sodium classique Na⁺H^-5. Dotés d’une énergie plus élevée, ces composés sont instables. Cela entraîne le déplacement des électrons de l’hydrogène vers ceux du sodium.

Le potentiel d’oxydoréduction

Le potentiel redox M⁺ → M⁰ figure sur la liste des propriétés les plus rares des alcalins. Par exemple, celui du lithium semble anormal. Sensiblement négatif par rapport à celui des autres métaux, son potentiel d’oxydoréduction décroît de haut en bas. Le cation Li⁺ se dote d’une enthalpie d’hydratation élevée en phase gazeuse. Cela signifie que Li⁺ provoque une perturbation de la structure de l’eau, résultant une variation d’enthalpie plus élevée. Cet élément se présente ainsi comme étant plus électropositif.

La solubilité

Lorsqu’ils sont en solution aqueuse, les alcalins ont tendance à former des ions [M(H₂O)_n]⁺. Leur coordination et leur géométrie s’accordent parfaitement avec leur rayon ionique. Les molécules d’eau appartiennent à la première couche de solvatation quand ils sont liés aux atomes métalliques en solution aqueuse. Ce phénomène est appelé liaison covalente de coordination. L’oxygène cède les deux électrons. Ainsi, la molécule d’eau coordonnée peut se lier à d’autres molécules de H₂O. Dans le cas des cations des alcalins, cette liaison hydrogène n’est pas bien définie. En effet, le chargement électrique de ces actions est moins suffisant. Celles-ci ne peuvent pas polariser les molécules d’eau de la couche de solvatation. Cela entraîne une liaison hydrogène avec une deuxième couche de molécules.

En ce qui concerne le nombre de solvatation du lithium, celui-ci est défini expérimentalement avec la valeur 4 et avec un ion tétraédrique. Cela donne la formule [Li(H₂O)₄]⁺. Dans le cas du sodium, ce nombre est probablement 6. Il s’accompagne d’un ion octaédrique, fournissant ainsi la formule [Na(H₂O)₆]⁺. Celui du rubidium et du potassium est 8 avec des ions [Rb(H2O)8]+ anti prismatiques et [K(H₂O)₈]⁺. Enfin, le nombre de solvatation est de 12.

L’émission atomique

Excités par l’électricité ou la chaleur, les métaux alcalins émettent des vapeurs de couleur caractéristique :

• pour le sodium : jaune-orangé intense ;
• pour le lithium : rose fuchsia ;
• pour le potassium : mauve pâle.

Ces couleurs sont le résultat du spectre d’émission atomique qui est une raie spectrale. Grâce aux expériences d’un chimiste appelé Bunsen et d’un physicien nommé Kirchhoff, la spectroscopie ou la spectrométrie fut réalisée.

La réaction dans l’ammoniac

Les alcalins se dissolvent aisément dans l’ammoniac liquide. Cela procure des solutions bleues paramagnétiques. Voici la formule : Na _solide + NH_{3 liquide} → Na⁺ _solv + e⁻ _solv.

Compte tenu de la présence d’électrons libres, le volume occupé par la solution est supérieur à la somme des volumes de l’ammoniac et du métal. Grâce aux électrons libres, ces solutions deviennent de bons agents réducteurs.

La réaction avec l’hydrogène

Lorsque les métaux alcalins réagissent avec l’hydrogène, ils forment des hydrures. En raison de leur caractère basique, ces derniers se montrent instables en solution. Ils réagissent facilement sur l’eau afin de former des hydroxydes et de l’hydrogène.

La réaction avec l’oxygène

Les métaux alcalins peuvent également réagir avec l’oxygène. Cela permet d’obtenir un oxyde soluble dans l’eau. En général, la réaction est favorisée par le chauffage. Le cas échéant, le superoxyde et le peroxyde peuvent faire leur apparition :

• l’oxyde : 4 Na _solide + O_{2 gaz} → 2 Na₂O _solide ;
• le superoxyde : Na _solide + O_{2 gaz} → NaO_{2 solide} (en) ;
• le peroxyde : 2 Na _solide + O_{2 gaz} → Na₂O_{2 solide}.

La solvatation de l’oxyde entraîne la dissociation du sodium et de l’oxyde. Par ailleurs, l’ion oxyde s’avère instable en solution. Son caractère basique engendre la déprotonation de l’eau. Enfin, les superoxydes et les peroxydes peuvent se dismuter en oxyde et en oxygène.