Classe 12

Métaux alcalins, alcalino-terreux, aluminium

Comprendre tendances des alcalins et alcalino-terreux, couleurs de flamme, traitement de la dureté et extraction de l’aluminium par la chimie ionique, l’électrochimie et les liaisons.

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IntuitionDes métaux qui cèdent facilement des électrons

Les alcalins possèdent un électron s externe ; les alcalino-terreux en ont deux. Ils forment surtout des composés ioniques, mais propriétés et réactivité varient avec charge, taille et chimie des oxydes. L’aluminium est particulier : son film d’oxyde résistant rend durable ce métal réactif.

Faites tourner le réseau bcc du sodium : chaque atome a huit plus proches voisins. Réglez le nombre de mailles, la taille des atomes, les arêtes de la maille et les lacunes.

Le métal sélectionné est le sodium (metal 1) ; amount 0.8 règle la quantité affichée. La couleur de flamme caractérise l’élément, sans mesurer quantitativement sa concentration.

ScolaireMétaux alcalins et leurs composés

Les alcalins sont mous, peu denses, à bas points de fusion et de structure bcc dans les conditions usuelles. Leur réactivité avec l’eau augmente de Li à Cs, avec formation de dihydrogène et d’hydroxyde et dégagement de chaleur. Conserver les échantillons réactifs dans une huile adaptée, à l’écart de l’eau et des sources d’inflammation.

\ce{2M + 2H2O -> 2MOH + H2}

Le lithium brûle surtout en Li₂O ; le sodium forme couramment Na₂O₂ dans l’oxygène, tandis que le potassium peut donner KO₂ dans des conditions riches en oxygène. L’électrolyse chlor-alcali de la saumure produit chlore, dihydrogène et hydroxyde de sodium. Le procédé Solvay produit Na₂CO₃ ; NaHCO₃ est un intermédiaire utile et un agent levant.

ScolaireMétaux alcalino-terreux

Les métaux du groupe 2 forment M²⁺. Le magnésium brûle avec une lumière blanche vive ; le calcium réagit plus lentement avec l’eau froide que les alcalino-terreux plus lourds. Calcaire, chaux vive et chaux éteinte constituent un cycle utile. L’ébullition réduit la dureté temporaire due aux hydrogénocarbonates ; une précipitation carbonatée élimine durablement Ca²⁺/Mg²⁺.

\ce{CaCO3 ->[\Delta] CaO + CO2}

\ce{CaO + H2O -> Ca(OH)2}

Exemple: Adoucissement à la chaux et à la soude

Un échantillon contient 1,00 mmol L⁻¹ de Ca(HCO₃)₂ et de CaCl₂. Quelles quantités idéales de réactifs éliminent les ions responsables de la dureté dans 1,00 L ?

Solution

Dureté temporaire : $\ce{Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 -> 2CaCO3(s) + 2H2O}$ , donc 1,00 mmol de Ca(OH)₂. Dureté permanente : $\ce{CaCl2 + Na2CO3 -> CaCO3(s) + 2NaCl}$ , donc 1,00 mmol de Na₂CO₃. En pratique, il faut tenir compte des autres ions, du pH et d’un excès adapté.

Les couleurs de flamme sont des indices qualitatifs : Li rouge, Na jaune, K lilas, Sr rouge et Ba vert. Elles proviennent de transitions électroniques propres à l’élément ; mélanges et contaminations peuvent les masquer.

Données physiques sélectionnées vers 1 bar
Métal	Point de fusion / °C	Masse volumique / g cm⁻³	Première énergie d’ionisation / kJ mol⁻¹
Li	180,5	0,534	520,2
Na	97,8	0,968	495,8
K	63,4	0,862	418,8
Mg	650	1,738	737,7
Ca	842	1,55	589,8

Couleurs de flamme caractéristiques
Élément	Couleur observée
Li	Rouge cramoisi
Na	Jaune
K	Lilas
Sr	Rouge cramoisi
Ba	Vert

ScolaireAluminium : passivation et électrolyse

Un film mince et adhérent d’Al₂O₃ passivise l’aluminium à l’air. L’hydroxyde d’aluminium est amphotère : il se dissout dans un acide et dans un excès de base forte. Le procédé Hall-Héroult électrolyse l’alumine dissoute dans la cryolithe fondue (Na₃AlF₆) vers 950 °C ; les anodes de carbone sont consommées lors de la formation de produits oxygénés. La thermite réduit Fe₂O₃ par l’aluminium avec un fort dégagement de chaleur.

\ce{Al(OH)3 + 3H+ -> Al3+ + 3H2O}

\ce{Al(OH)3 + OH- -> [Al(OH)4]-}

Exemple: Production d’aluminium selon Faraday

Une cuve idéale fonctionne à 10,0 A pendant 30,0 min. Calculer la masse d’Al à rendement faradique de 100 %.

Solution

Pour $\ce{Al^3+ + 3e- -> Al}$ , $n=3$ et $Q=It=1.80\times10^4\,C$ . Donc $m=MIt/(nF)=(26.98)(10.0)(1800)/(3\times96485)=1.68\,g$ Al. Le rendement réel est inférieur à 100 %.

\ce{Fe2O3 + 2Al -> 2Fe + Al2O3}

UniversitaireOrigine des variations au sein des groupes

En descendant un groupe, l’électron de valence occupe une couche plus éloignée et davantage écrantée ; cet effet domine l’augmentation de charge nucléaire et l’énergie de première ionisation diminue généralement. Li et Mg présentent une relation diagonale : tailles ioniques et densités de charge comparables donnent certaines chimies voisines (nitrures, carbonates moins solubles), sans identité. Be et Al partagent aussi des tendances covalentes et amphotères.

La stabilité thermique des carbonates du groupe 2 augmente vers le bas : les ions M²⁺ plus grands, de moindre densité de charge, polarisent moins CO₃²⁻ et la décomposition est moins favorisée. La solubilité ne dépend pas de la seule énergie de réseau : elle oppose séparation du réseau et hydratation. Vers le bas du groupe 2, la solubilité des hydroxydes augmente généralement, celle des sulfates diminue, l’hydratation devenant moins favorable relativement à la stabilisation du réseau.

Références

Inorganic Chemistry, 5th edition · Catherine E. Housecroft and Alan G. Sharpe, 2018
Chemistry of the Elements, 2nd edition · N. N. Greenwood and A. Earnshaw, 1997