Métal alcalin

Un métal alcalin est un élément chimique de la première colonne du tableau périodique des éléments. Le lithium 3 Li, le sodium 11 Na, le potassium 19 K, le rubidium 37 Rb, le césium 55 Cs et le francium 87 Fr sont des métaux alcalins.

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Un métal alcalin est un élément chimique de la première colonne (groupe 1, excepté l'hydrogène) du tableau périodique des éléments. Le lithium ₃Li, le sodium ₁₁Na, le potassium ₁₉K, le rubidium ₃₇Rb, le césium ₅₅Cs et le francium ₈₇Fr sont des métaux alcalins.

Très réactifs, ils ne se trouvent jamais à l'état élémentaire dans le milieu naturel, et réagissent immédiatement en présence d'humidité ; on les conserve donc immergés dans de l'huile minérale, par exemple de l'huile de vaseline.

Le mot alcalin provient, via le mot d'emprunt alcali, de l'arabe al-qily signifiant la soude.

Propriétés

Les métaux alcalins sont de couleur argentée (le césium a cependant des reflets dorés), mous, à bas point de fusion et faible densité. Ils réagissent aisément avec les halogènes pour former des sels ioniques, et avec l'eau pour former des hydroxydes fortement basiques.

Élément	Masse atomique (u)	Température de fusion	Température d'ébullition	Masse volumique (kg/m³)	Électronégativité (Pauling)
Lithium	6, 941	180, 54 °C	1 341, 85 °C	534	0, 98
Sodium	22, 990	97, 72 °C	882, 85 °C	968	0, 93
Potassium	39, 098	63, 38 °C	758, 85 °C	890	0, 82
Rubidium	85, 468	39, 31 °C	687, 85 °C	1 532	0, 82
Césium	132, 905	28, 44 °C	670, 85 °C	1 930	0, 79
Francium	(223)	26, 85 °C	676, 85 °C	1 870	0, 70

Leur configuration électronique est caractérisée par la présence d'un électron unique ns¹, aisément perdu pour retrouver la configuration du gaz noble de la période précédente : les métaux alcalins forment par conséquent particulièrement aisément des cations. Ils ont toujours le potentiel d'ionisation le plus bas de leur période ; le second potentiel d'ionisation est par contre particulièrement élevé, à cause de la configuration électronique de gaz rare des cations alcalins.

Élément chimique			Configuration électronique
n^o 3	Li	Lithium	1s² 2s¹
n^o 11	Na	Sodium	1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
n^o 19	K	Potassium	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹
n^o 37	Rb	Rubidium	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s¹
n^o 55	Cs	Césium	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s¹
n^o 87	Fr	Francium	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s¹

L'hydrogène, avec son électron 1s¹ solitaire, devrait normalement appartenir au groupe des métaux alcalins. Cependant, la perte de cet électron requiert davantage d'énergie que pour les autres éléments du groupe 1. L'hydrogène n'est pas non plus métallique aux conditions normales de température et de pression : il ne devient métallique qu'aux pressions particulièrement élevées (cf. Hydrogène métallique).

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 particulièrement 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 lorsque on descend dans l'ordre du groupe. Voici cette réaction :

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

Exemple avec le sodium :

$2{Na}_{(s)} + 2{H_2O}_{(l)} \to 2{NaOH}_{(aq)} + {H_2}_{(g)}$

Cette réaction est particulièrement exothermique et met quelquefois feu au dihydrogène avec une flamme jaune. Avec le potassium au lieu du sodium, la flamme est de couleur lilas.

Les réactions des métaux alcalins avec l'eau peuvent être, selon les quantités mises en œuvre, particulièrement dangereuses.

Réaction dans l'ammoniac

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

${Na}_{(s)} + {NH_3}_{(l)} \to {Na}ˆ{+} _{(solv)} + {e}ˆ{-} _{(solv)}$

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.

Liens externes

UICPA : Page de liens vers le tableau périodique
UICPA : Tableau périodique officiel du 22/06/2007

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Métalloïdes	Non-métaux	Halogènes	Gaz rares
Métaux alcalins	Métaux alcalino-terreux	Métaux de transition	Métaux pauvres
Lanthanides	Actinides	Superactinides	Éléments non classés

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