Groupe 1 : les métaux alcalins
Le groupe 1 contient le lithium (Li), le sodium (Na), le potassium (K), le rubidium (Rb) et le césium (Cs). On les appelle métaux alcalins parce qu'ils réagissent avec l'eau pour former des alcalis (des bases solubles).
- Un seul électron externe : la configuration électronique se termine par ns¹ (Na : 2, 8, 1).
- Ils perdent facilement cet électron et forment des ions M⁺, donc leurs composés sont ioniques.
- Mous : on peut couper le sodium au couteau. Il est brillant fraîchement coupé, mais ternit vite à l'air.
- Faible masse volumique : Li, Na et K flottent sur l'eau.
- Points de fusion bas, qui diminuent quand on descend dans le groupe.
Tendances en descendant dans le groupe
La taille de l'atome augmente, donc l'électron externe est plus loin du noyau et moins retenu. L'énergie d'ionisation diminue et la réactivité augmente : Li réagit doucement avec l'eau, Na pétille, K s'enflamme avec une flamme lilas.
Comme ils réagissent avec l'air et l'eau, Na et K sont conservés sous du kérosène ou de l'huile de paraffine.
Les réactions du sodium
Avec l'eau
2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑. Le sodium flotte, fond en une boule (la réaction dégage de la chaleur), pétille et se déplace. Une goutte de phénolphtaléine devient rose car NaOH est une base.
Avec le dioxygène
- Lentement, à température ambiante : 4Na + O₂ → 2Na₂O (oxyde de sodium, blanc).
- Brûlé avec beaucoup d'air : 2Na + O₂ → Na₂O₂ (peroxyde de sodium, jaune pâle).
Les deux réagissent avec l'eau. Na₂O + H₂O → 2NaOH. Le peroxyde de sodium libère aussi du dioxygène : 2Na₂O₂ + 2H₂O → 4NaOH + O₂↑, et avec le dioxyde de carbone : 2Na₂O₂ + 2CO₂ → 2Na₂CO₃ + O₂. C'est pourquoi Na₂O₂ a servi à fournir de l'oxygène dans les sous-marins et les appareils respiratoires.
Avec le dichlore
2Na + Cl₂ → 2NaCl (sel de cuisine), avec une flamme jaune vif.
Carbonate de sodium et hydrogénocarbonate de sodium
| Na₂CO₃ (cristaux de soude une fois hydraté : Na₂CO₃·10H₂O) | NaHCO₃ (bicarbonate de soude) | |
|---|---|---|
| Solubilité | Plus soluble | Moins soluble |
| Solution | Assez fortement basique | Faiblement basique |
| Par chauffage | Ne se décompose pas | 2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑ |
| Avec un acide | Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂ | NaHCO₃ + HCl → NaCl + H₂O + CO₂ (plus rapide) |
| Usages | Verre, savon, adoucissement de l'eau dure | Pâtisserie, antiacides, extincteurs |
Pour les distinguer, chauffe chaque solide et fais passer le gaz dans de l'eau de chaux : seul NaHCO₃ la trouble. On peut passer de l'un à l'autre : Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O → 2NaHCO₃.
Tests de flamme et voisins du groupe 1
Tests de flamme
Trempe un fil propre de platine ou de nichrome dans le sel et place-le dans une flamme chaude, presque incolore. La chaleur fait monter les électrons à des niveaux d'énergie plus élevés ; en retombant, ils émettent une lumière d'une couleur bien précise.
- Li : rouge carmin · Na : jaune vif · K : lilas (à regarder à travers un verre bleu au cobalt pour cacher le jaune du sodium) · Ca : rouge brique · Ba : vert pâle · Cu : bleu-vert.
Les feux d'artifice utilisent ces couleurs.
Le groupe 2 et l'aluminium en bref
Le magnésium et le calcium (groupe 2) ont deux électrons externes, forment des ions M²⁺ et sont moins réactifs que le groupe 1. Les ions Ca²⁺ et Mg²⁺ dissous rendent l'eau dure : le savon forme des dépôts. La dureté temporaire (due aux hydrogénocarbonates) disparaît en faisant bouillir l'eau ; la dureté permanente (sulfates, chlorures) s'élimine avec des cristaux de soude ou par échange d'ions.
L'aluminium (groupe 13) forme Al³⁺. Son oxyde et son hydroxyde sont amphotères : ils réagissent avec les acides et avec les bases, par exemple Al(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O et Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄].
Dans les êtres vivants
Na⁺ et K⁺ transmettent les signaux nerveux et règlent l'équilibre de l'eau ; Ca²⁺ construit les os et les dents ; Mg²⁺ se trouve au centre de la chlorophylle. Les bananes et l'eau de coco sont riches en potassium.
À essayer à la maison
Mets une cuillère de bicarbonate de soude dans un verre, ajoute du jus de citron ou du vinaigre et regarde le CO₂ pétiller. Puis, avec un adulte, saupoudre une pincée de sel dans une flamme de gaz et cherche la couleur jaune du sodium.
Formules et définitions clés
- 2M + 2H₂O → 2MOH + H₂↑ (M = Li, Na, K…)
- 4Na + O₂ → 2Na₂O; 2Na + O₂ → Na₂O₂
- 2Na₂O₂ + 2H₂O → 4NaOH + O₂↑
- 2NaHCO₃ →(chaleur) Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑
- Couleurs de flamme : Li rouge, Na jaune, K lilas, Ca rouge brique, Ba vert, Cu bleu-vert
Exemples résolus
1. Pourquoi le potassium réagit-il plus violemment avec l'eau que le sodium ?
K a une couche électronique de plus que Na, donc son électron externe est plus loin du noyau et plus écranté. Il est perdu plus facilement, donc K réagit plus vite.
2. 4.6 g de sodium réagissent complètement avec l'eau. Quelle masse de dihydrogène se forme ? (Na = 23, H = 1)
2Na → H₂. Moles de Na = 4.6 / 23 = 0.2 mol, donc moles de H₂ = 0.1 mol. Masse = 0.1 × 2 = 0.2 g.
3. 8.4 g de NaHCO₃ sont chauffés complètement. Quel volume de CO₂ se forme dans les conditions normales (STP) ? (NaHCO₃ = 84 g/mol, 22.4 L/mol)
2NaHCO₃ → CO₂. Moles de NaHCO₃ = 0.1 mol, donc CO₂ = 0.05 mol. Volume = 0.05 × 22.4 = 1.12 L.
4. Deux poudres blanches sont Na₂CO₃ et NaHCO₃. Donne un test simple pour les distinguer.
Chauffe chacune et fais barboter le gaz dans de l'eau de chaux. NaHCO₃ libère du CO₂ qui trouble l'eau de chaux ; Na₂CO₃ ne libère aucun gaz.
Erreurs fréquentes
- Écrire Na₂O comme produit de sodium + eau. Les produits sont NaOH et H₂.
- Confondre Na₂O (oxyde, O²⁻) et Na₂O₂ (peroxyde, O₂²⁻). Le peroxyde se forme quand le sodium brûle avec beaucoup d'air.
- Dire que Na₂CO₃ libère du CO₂ quand on le chauffe. Seul NaHCO₃ se décompose.
- Croire que la réactivité diminue en descendant dans le groupe 1. Pour les métaux, elle augmente, car l'électron externe est perdu plus facilement.