Métaux alcalins et alcalino-terreux : guide des groupes 1 et 2

Les deux colonnes à l'extrême gauche du tableau périodique renferment certains des métaux les plus réactifs qui soient. Le groupe 1, lithium, sodium, potassium, rubidium, césium et francium, forme les métaux alcalins. Le groupe 2, béryllium, magnésium, calcium, strontium, baryum et radium, forme les métaux alcalino-terreux. Tous appartiennent au bloc s, et le simple fait que leurs atomes ne portent qu'un ou deux électrons sur la couche externe explique l'essentiel de leur comportement.

D'où viennent les noms

« Alcali » vient d'un mot arabe désignant les cendres de plantes. On lessivait autrefois à l'eau les cendres de bois ou d'algues brûlés pour fabriquer du savon et du verre, et ces cendres étaient riches en carbonates de potassium et de sodium, fortement basiques. Les métaux extraits plus tard de ces substances devinrent les métaux alcalins.

« Terre » était un ancien terme chimique désignant les oxydes qui résistent sans changement à une forte chaleur. La chaux (oxyde de calcium) et la magnésie (oxyde de magnésium) étaient des terres qui se dissolvaient dans l'eau en donnant des solutions basiques, d'où le nom d'alcalino-terreux. Les métaux eux-mêmes furent obtenus pour la première fois en 1808, lorsque Humphry Davy utilisa en Angleterre l'électrolyse pour isoler le calcium, le magnésium, le strontium et le baryum, un an après avoir fait de même pour le sodium et le potassium.

Groupe 1 : propriétés communes

Chaque atome de métal alcalin possède un seul électron dans son orbitale s externe. Cet électron est éloigné du noyau et écranté par les électrons internes ; il se perd donc facilement. Ces éléments apparaissent ainsi presque toujours sous forme d'ions +1.

• Ils sont mous. Le sodium et le potassium se coupent au couteau comme du beurre froid. Une surface fraîche est argentée mais se ternit en quelques secondes à l'air.
• Ils sont légers. Le lithium a une masse volumique d'environ 0,53 g/cm³, la plus faible de tous les métaux, et flotte sur l'eau. Le sodium et le potassium sont eux aussi moins denses que l'eau.
• Ils fondent facilement. Le lithium fond vers 180 °C, le sodium vers 98 °C, le potassium vers 63 °C et le césium vers 28 °C. Le césium fondrait dans une main chaude, mais il ne faut jamais le toucher, car il réagit violemment avec l'humidité de la peau.
• Ils sont conservés sous huile ou sous gaz inerte, car ils réagissent avec l'oxygène et la vapeur d'eau de l'air.

La réactivité augmente vers le bas du groupe

Les métaux alcalins réagissent avec l'eau en produisant du dihydrogène et un hydroxyde. Pour le sodium :

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

La même réaction devient bien plus violente à mesure qu'on descend dans le groupe. Le lithium pétille doucement et disparaît lentement. Le sodium fond en une perle qui file à la surface. Le potassium enflamme l'hydrogène qu'il libère, qui brûle avec une flamme lilas. Le rubidium et le césium réagissent de façon explosive.

Cette tendance suit l'énergie d'ionisation. Chaque pas vers le bas ajoute une couche électronique : l'électron externe se trouve plus loin du noyau et s'arrache plus facilement. Les premières énergies d'ionisation baissent d'environ 5,39 eV pour le lithium à 5,14 eV pour le sodium, 4,34 eV pour le potassium et 3,89 eV pour le césium.

Les réactions avec l'oxygène montrent une autre différence. Le lithium forme principalement l'oxyde Li₂O, le sodium tend à former le peroxyde Na₂O₂, et le potassium et les métaux plus lourds forment des superoxydes comme KO₂. Les gros cations forment des réseaux plus stables avec les gros anions.

Le francium se trouve au bas du groupe 1, mais son isotope le plus durable n'a qu'une demi-vie d'environ 22 minutes. On n'en a jamais rassemblé une quantité visible ; la plupart de ses propriétés sont donc des estimations fondées sur ses voisins.

Groupe 2 : propriétés communes

Les métaux alcalino-terreux possèdent deux électrons dans l'orbitale s externe et forment des ions +2. Arracher deux électrons coûte plus d'énergie ; ils sont donc moins réactifs que le métal du groupe 1 de la même période, et ils sont plus durs, plus denses et ont des points de fusion plus élevés.

L'évolution au sein du groupe reproduit celle du groupe 1. Le béryllium réagit à peine avec l'eau, le magnésium réagit avec l'eau chaude ou la vapeur, et le calcium, le strontium et le baryum réagissent avec l'eau froide en libérant de l'hydrogène.

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂

Le béryllium fait figure d'exception. Son atome est si petit qu'il tend à former des liaisons covalentes plutôt qu'ioniques, et son oxyde est amphotère, réagissant à la fois avec les acides et les bases. Les composés du béryllium peuvent aussi provoquer de graves maladies pulmonaires s'ils sont inhalés sous forme de poussière ; on les manipule donc avec précaution.

Les couleurs au test de flamme

Lorsqu'on place dans une flamme des composés des métaux alcalins et de certains alcalino-terreux, chaque élément donne une couleur caractéristique. La chaleur excite les électrons vers des niveaux d'énergie supérieurs, et en redescendant ils émettent de la lumière à des longueurs d'onde précises. Les feux d'artifice reposent sur le même effet.

Le jaune du sodium est si intense qu'il peut masquer les autres couleurs. Les chimistes observent la flamme lilas du potassium à travers un verre bleu de cobalt pour filtrer tout jaune du sodium. Le béryllium et le magnésium ne donnent pas de couleur de flamme caractéristique ; la lumière blanche éblouissante du ruban de magnésium en combustion provient de la combustion elle-même, et non d'une émission de test de flamme.

Usages courants et industriels

• Lithium : batteries lithium-ion rechargeables des téléphones et des voitures électriques, alliages légers aluminium-lithium, et carbonate de lithium comme médicament régulateur de l'humeur.
• Sodium : sel de table (chlorure de sodium), bicarbonate de soude (hydrogénocarbonate de sodium), lampadaires jaunes à vapeur de sodium et caloporteur de certains réacteurs nucléaires.
• Potassium : l'un des trois grands nutriments des plantes et un ingrédient clé des engrais. Dans l'organisme, il est indispensable aux signaux nerveux et au rythme cardiaque.
• Rubidium et césium : horloges atomiques. La seconde du SI est définie par une fréquence de transition précise de l'atome de césium 133.
• Magnésium : alliages légers pour pièces automobiles et coques d'ordinateurs portables, et atome central de la chlorophylle.
• Calcium : os et dents, calcaire, ciment et plâtre. Une eau du robinet « dure » est une eau riche en ions calcium et magnésium.
• Strontium : le rouge des feux d'artifice et des fusées de signalisation.
• Baryum : le sulfate de baryum est si insoluble qu'on peut l'avaler sans danger comme produit de contraste radiologique, alors que les composés solubles du baryum sont toxiques.

Où placer l'hydrogène ?

L'hydrogène possède un seul électron ; la plupart des tableaux le placent donc en haut du groupe 1. Pourtant, l'hydrogène est un gaz non métallique à température ambiante et se comporte très différemment des métaux alcalins.

L'argument en faveur du groupe 1 repose sur sa configuration, 1s¹, et sur sa capacité à former H⁺. D'un autre côté, comme un halogène, il peut gagner un électron pour former l'ion hydrure H⁻, et il existe sous forme de molécule diatomique, H₂ ; certains estiment donc qu'il devrait se trouver au-dessus du groupe 17. D'autres font remarquer que sa couche externe est exactement à moitié remplie, comme celle du carbone, et suggèrent le groupe 14.

C'est pourquoi certains tableaux placent l'hydrogène au-dessus du groupe 1 mais le colorent comme un non-métal, tandis que d'autres le font flotter seul au-dessus du milieu du tableau. Plutôt qu'une réponse unique, ce débat montre que l'hydrogène est singulier et ne correspond parfaitement à aucun groupe. Des théoriciens ont aussi prédit que, sous les pressions extrêmes régnant au cœur de planètes comme Jupiter, l'hydrogène pourrait exister à l'état métallique.

Les relations diagonales

Un élément de la période 2 ressemble souvent à l'élément de la période 3 situé en diagonale, en bas à droite. On parle de relation diagonale. Le lithium partage plusieurs traits avec le magnésium plutôt qu'avec le sodium : il forme un nitrure, et son carbonate se décompose facilement à la chaleur. Le béryllium ressemble à l'aluminium, surtout par son oxyde amphotère. L'explication habituelle est que le rapport entre la charge et la taille devient semblable le long de la diagonale. Connaître ces exceptions en plus des grandes tendances de groupe donne une vision bien plus approfondie des groupes 1 et 2.