Vidéo de la leçon : Métaux alcalins Chimie

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Dans cette vidéo, nous allons découvrir les métaux alcalins. Plus précisément, nous allons apprendre quels éléments sont classés comme métaux alcalins, où ils se trouvent dans le tableau périodique, et les tendances des propriétés dans ce groupe d’éléments. Nous allons examiner la réactivité des métaux alcalins et expliquer la façon dont ils réagissent. Enfin, nous allons étudier la réaction des métaux alcalins avec les halogènes, l’oxygène et l’eau et examiner les équations de ces réactions.

Commençons par regarder où se trouvent les métaux alcalins dans le tableau périodique. Les métaux alcalins sont le nom donné aux éléments groupe 1 dans le tableau périodique. Ces métaux sont placés dans le même groupe car ils réagissent tous de manière similaire. On les appelle les métaux alcalins car ils forment tous des solutions alcalines quand ils réagissent avec l’eau. Les métaux alcalins n’incluent pas l’hydrogène en haut du groupe car l’hydrogène n’est pas un métal mais un non-métal et dans les conditions standard, c’est un gaz. Les métaux alcalins incluent donc Li, Na, K, Rb, Cs et Fr. Regardons de plus près ces éléments.

Li est le lithium, Na le sodium, K le potassium, Rb le rubidium, Cs le césium, dont l’orthographe IUPAC inclut un A, et Fr est le francium. Le sodium et le potassium sont relativement abondants dans la croûte terrestre par rapport aux autres métaux alcalins. Le lithium, le rubidium et le césium sont relativement rares, et le francium est extrêmement rare, se trouvant uniquement en quantités infimes dans la croûte terrestre. Cet élément est radioactif, et on en sait très peu sur sa chimie, tellement il est rare. Tous les métaux alcalins manifestent les propriétés caractéristiques des métaux. Lorsque leurs surfaces sont polies, ces métaux sont brillants. Ils sont ductiles et peuvent être étirés en fils fins, ils sont malléables et peuvent être martelés en feuilles plates, et ils conduisent tous très bien l’électricité et la chaleur.

Maintenant que nous avons vu où se trouvent les métaux alcalins dans le tableau périodique, quels sont leurs noms et symboles, et quelques unes de leurs propriétés, discutons certaines tendances de ce groupe. Plus précisément, regardons quelques-unes des tendances des propriétés physiques des métaux du groupe 1. Une tendance est un modèle général qu’on peut observer dans les propriétés ou dans le comportement d’un groupe ou d’une période d’éléments. Voyons maintenant les tendances en matière de densité, de dureté et de point de fusion. Commençons par le point de fusion. Le graphique à barres montre visuellement les points de fusion en degrés Celsius des métaux du groupe 1. Ici, ils sont arrondis sans les décimales.

Quand on descend dans le premier groupe, en allant du lithium au sodium au potassium au rubidium au césium, on peut voir que le point de fusion diminue. Qu’en est-il du francium ? D’après la tendance générale, on peut prédire que le francium aura probablement un point de fusion plus bas que celui du césium. Le point de fusion du francium est estimé à environ 27 degrés Celsius. Ce qui est surprenant, c’est que les points de fusion des métaux du groupe 1 sont en général très inférieurs à ceux des autres métaux du tableau périodique. Nous savons maintenant que la tendance du point de fusion est une diminution générale lorsqu’on descend dans le groupe 1. Regardons maintenant la densité.

Le graphique à barres montre les densités des métaux alcalins. On peut voir que la tendance générale de la densité est opposée à celle du point de fusion. En descendant dans le groupe, la densité des métaux alcalins augmente, à l’exception du potassium dont la densité est légèrement inférieure à celle du sodium. Mais qu’en est-il du francium? D’après la tendance générale, on peut prédire que la densité du francium est probablement supérieure à la densité du césium. La densité de francium est estimée à environ 2,4 grammes par centimètre cube, ce qui est supérieur à la densité du césium.

Ce qui est intéressant, c’est que les métaux alcalins sont relativement légers et de faible densité par rapport aux autres métaux du tableau périodique. Plus précisément, le lithium, le sodium et le potassium ont tous une densité inférieure à celle de l’eau, c’est-à-dire inférieure à un gramme par centimètre cube. Donc, ces trois métaux flottent sur l’eau. Maintenant, nous connaissons la tendance générale de la densité. Mais qu’en est-il de la dureté? Les métaux alcalins ont tous une dureté relativement faible. Ils sont assez mous pour pouvoir être coupés au couteau. Donc pour ces métaux, on pourrait parler de mollesse plutôt que de dureté. Mais gardons le terme de dureté pour ne pas nous mélanger.

La dureté diminue quand on descend dans le groupe. En descendant dans le groupe, les métaux deviennent donc plus faciles à couper. Puisque ces métaux sont généralement mous, ils ne sont pas utilisés dans des applications où la solidité est importante. Nous avons donc examiné les tendances de certaines des propriétés physiques de ce groupe. Mais qu’en est-il des propriétés chimiques et, plus précisément, de la réactivité? Regardons de près la réactivité des métaux alcalins.

Nous avons vu que quand on descend dans le groupe, le point de fusion diminue, la densité augmente et la dureté diminue. Ces tendances, ainsi que la réactivité, on peut les comprendre en regardant la taille des atomes. La taille de l’atome, plus formellement appelée le rayon atomique, est le rayon d’un atome en fonction de son interaction avec d’autres atomes. Et cela correspond approximativement à la distance entre le noyau et l’électron de valence, comme le montre la double-flèche verte. Les atomes des éléments du groupe 1 ont tous un électron de valence, comme indiqué sur cette figure.

Voyons maintenant comment la réactivité est influencée par le rayon atomique. Regardons les cinq premiers métaux des métaux alcalins. Bien que tous ces éléments contiennent un électron dans leur couche de valence, ou couche externe, le nombre d’électrons dans les couches internes augmente quand on descend dans le groupe ou, dans la figure, quand on va de gauche à droite. En général, plus il y a d’électrons internes, plus l’atome est grand ou plus le rayon atomique est grand. Regardons par exemple le lithium et le sodium.

Si on regarde bien, on peut voir que la distance entre le noyau chargé positivement du sodium et son électron de valence est légèrement plus grande que la distance entre le noyau du lithium et son électron de valence. Si on fait de même pour les autres métaux du groupe 1, on peut voir une tendance claire dans le rayon atomique. En descendant dans le groupe ou, dans le schéma, en allant de gauche à droite du lithium vers le césium, on peut voir que la distance entre le noyau et l’électron de valence augmente.

Lorsque le rayon atomique est très petit, comme dans le cas du lithium, le noyau chargé positivement exerce une force d’attraction relativement importante sur l’électron de valence, puisqu’ils sont proches l’un de l’autre. Dans une réaction, une quantité d’énergie relativement importante est donc nécessaire pour retirer cet électron de valence.

Au contraire, lorsque le rayon atomique est très grand, comme dans le cas du césium, le noyau chargé positivement exerce une force d’attraction relativement faible sur l’électron de valence. On peut imaginer que c’est parce que l’électron de valence est plus éloigné du noyau. Mais ce n’est qu’une partie de l’explication. Rappelez-vous qu’il y a beaucoup plus de protons dans le noyau de césium que dans le noyau de lithium. On peut donc s’attendre à ce que la force d’attraction sur l’électron de valence du césium soit très forte à cause de ces nombreux protons.

Mais rappelez-vous, il y a aussi beaucoup d’électrons internes dans le césium par rapport au lithium. Et ces nombreux électrons internes repoussent en fait l’électron de valence du césium, diminuant la force d’attraction globale subie par cet électron de valence. Autrement dit, la force d’attraction ressentie par l’électron de valence dans le césium est une fonction de la distance entre cet électron et le noyau, de la force d’attraction du noyau et de la force de répulsion des électrons internes. Donc, puisque la force d’attraction sur l’électron de valence est globalement faible, moins d’énergie est nécessaire pour retirer cet électron de valence lors d’une réaction.

Donc, en descendant dans le groupe 1 ou ici, en allant de gauche à droite, du lithium au césium, on peut voir qu’il y a une tendance dans la quantité d’énergie nécessaire à une réaction. De moins en moins d’énergie est nécessaire à mesure qu’on descend dans le groupe. La facilité avec laquelle une réaction se produit augmente, et on dit alors que la réactivité augmente. En pratique, le lithium est assez réactif avec l’eau, l’oxygène et les halogènes, par exemple. Le potassium et le rubidium sont très réactifs. Et en bas du groupe, les éléments sont extrêmement réactifs. Maintenant que nous connaissons la tendance de la réactivité dans ce groupe, examinons quelques réactions spécifiques de ces éléments.

Étudions la réaction des métaux alcalins avec l’oxygène atmosphérique, l’eau et les halogènes. Les métaux du groupe 1 réagissent rapidement avec l’oxygène pour produire divers oxydes. C’est pour cette raison que ces métaux sont stockés dans une huile minérale pour éviter leur exposition à l’oxygène atmosphérique. Le lithium et le sodium, représentés par M, réagissent avec l’oxygène pour former des oxydes métalliques de la forme M2O, qui sont des solides. Regardons un exemple réel de cette équation générale en prenant le sodium.

4Na, solide, plus O2, gaz, réagit pour donner le 2Na2O, solide. Ces réactions sont très exothermiques. Le sodium, le potassium, le rubidium et le césium peuvent réagir avec l’oxygène pour former des peroxydes métalliques de la forme M2O2, qui sont des solides. Écrivons un exemple spécifique de cette équation en prenant de nouveau le sodium. On obtient 2Na, solide, plus O2, gaz, qui réagissent pour former Na2O2, solide. Le sodium, le potassium, le rubidium et le césium peuvent également réagir avec l’oxygène pour former des composés appelés superoxydes, dans certaines conditions. Les superoxydes ont la formule générale MO2. Ici, nous ne donnons pas d’exemple spécifique d’équation de réaction où un superoxyde est formé. Cependant, nous pouvons donner un exemple de superoxyde, le NaO2, qui est le superoxyde de sodium.

Maintenant que nous connaissons les deux équations principales pour la réaction des métaux alcalins avec l’oxygène, regardons leur réaction avec l’eau. Les métaux alcalins réagissent tous facilement et plutôt vigoureusement avec l’eau. Le dessin au début de cette leçon, avec le journal parlant de la grosse explosion, cela vient d’une histoire vraie. C’est un exemple réel de la nature vigoureuse et même violente de la réaction entre un métal alcalin et l’eau. Tous les métaux alcalins réagissent de la même manière avec l’eau. Ils produisent tous une solution d’hydroxyde métallique et d’hydrogène gazeux. Regardons un exemple spécifique de cette équation.

En prenant le lithium, on obtient 2Li, solide, plus 2H2O, liquide, qui réagissent pour former 2LiOH, aqueux, plus H2, gazeux. Les hydroxydes métalliques formés dans cette réaction sont tous de la forme MOH. Ces solutions d’hydroxydes métalliques sont toutes alcalines, autrement dit basiques, avec un pH supérieur à sept. Quand on ajoute de l’indicateur universel à l’une de ces solutions d’hydroxydes métalliques, l’indicateur devient violet, ce qui nous montre que ces solutions sont alcalines. Et c’est la raison même pour laquelle ces métaux sont appelés métaux alcalins.

Sachant que la réactivité des métaux alcalins augmente quand on descend dans le groupe, il n’est pas surprenant d’observer des différences lorsque ces métaux réagissent : le lithium pétille sur l’eau, le sodium fond, forme une boule, pétille rapidement et s’enflamme parfois, le potassium pétille rapidement, s’enflamme avec des étincelles et provoque parfois même une petite explosion, et le rubidium et le césium explosent violemment en réagissant avec l’eau.

Regardons un dernier type de réaction, la réaction avec les halogènes. Les métaux alcalins réagissent facilement avec les halogènes pour former des halogénures métalliques, dont la formule générale est M+ X-. Les halogénures métalliques sont ioniques car ils sont composés d’ions. Regardons un exemple spécifique de équation. Lorsque le lithium réagit avec le chlore, qui est un exemple d’halogène gazeux, on obtient 2Li, solide, plus Cl2, gaz, qui réagissent pour former 2LiCl, solide. Le chlorure de lithium LiCl est un solide, comme tous les halogénures métalliques. Ces réactions sont exothermiques. Maintenant que nous avons examiné quelques réactions subies par les métaux alcalins, résumons tout ce que nous avons appris.

Dans cette vidéo, nous avons appris des choses sur les métaux alcalins. Nous avons appris qu’ils se trouvent dans le groupe 1 du tableau périodique et comprennent les éléments lithium, sodium, potassium, rubidium, césium et francium, mais pas l’hydrogène. Nous avons appris qu’ils manifestent des tendances spécifiques quand on descend dans le groupe. En termes de propriétés physiques, nous avons vu qu’en descendant dans le groupe, il y a une diminution du point de fusion, une augmentation de la densité et une diminution de la dureté. En termes de propriétés chimiques, nous avons vu qu’il y a une augmentation de la réactivité en descendant dans le groupe. Nous avons appris que la réactivité est une fonction du rayon atomique et de la facilité avec laquelle un électron de valence peut être enlevé lors d’une réaction, ou de la quantité d’énergie requise pour enlever cet électron.

Enfin, nous avons examiné la réaction des métaux alcalins avec l’oxygène, l’eau et les halogènes. Lorsque les métaux alcalins réagissent avec l’oxygène, ils forment des oxydes métalliques de la forme M2O ou des peroxydes de la forme M2O2. Nous avons brièvement mentionné que certains métaux alcalins réagissent avec l’oxygène pour former des superoxydes. Lorsqu’ils réagissent avec l’eau, les métaux du groupe 1 forment des solutions alcalines d’hydroxydes métalliques, où l’hydroxyde métallique a la formule générale MOH, ainsi que l’hydrogène gazeux. Et enfin, nous avons vu que les métaux alcalins réagissent facilement avec les halogènes pour former des halogénures métalliques ioniques de formule générale M+ X-.