chem

• Régulier

  Ces éléments représentent une progression régulière qu'on ne trouve pas dans les éléments de transition
• Éléments du Bloc (S) Groupe 1A (métaux alcalins)

  • Lithium
  • Sodium
  • Potassium
  • Rubidium
  • Césium
  • Francium
• Métaux alcalins

  • Ils forment des bases fortes
• Répartition électronique

  Lithium: [He] 2s1

  Sodium: [Ne] 3s1

  Potassium: [Ar] 4s1

  Rubidium: [Kr] 5s1

  Césium: [Xe] 6s1

  Francium: [Rn] 7s1
• Minerais


  Lithium: -

  Sodium: Sel Rocheux (NaCl)

  Potassium: KCl, eau de mer et Dépôts de carnallite (KCl.MgCl2.6H2O)

  Rubidium: -

  Césium: -

  Francium: Radioactif (demi-vie 20 min)
• Propriétés générales

  • Renferment tous un électron libre dans leur couche externe (ns1), ils occupent le début de chaque période
  • Leur nombre d'oxydation est (+1)
  • Ils perdent facilement l'électron de valence. Donc ils sont très actifs. Le 1er potentiel d'ionisation est plus petit des autres éléments. Le 2ème potentiel d'ionisation est très élevé à cause de la rupture d'une couche saturée stable
  • Ils sont agents réducteurs très forts car ils s'oxydent (perd e- de valence) facilement
  • La plupart de leurs composés sont ioniques. Leur ion ressemble à la structure du gaz inerte qui le précède
  • Liaison métallique faible car ils possèdent 1 seul électron de valence ce qui diminue la cohésion et la force de la liaison métallique alors ils sont les métaux les plus mous et le point de fusion et d'ébullition bas
  • Ils ont le plus grand volume atomique dans chaque période ce qui mène à la perte d'électron de valence très facile et un faible potentiel d'ionisation
  • Ils sont caractérisés par leur faible densité
  • Leur électronégativité est très faible alors leur union avec les non-métaux forment des composés ioniques forts
  • Durant leur excitation à des niveaux d'énergies supérieurs, ils donnent des couleurs de flamme
• Mise en évidence des ions du groupe (1A)

  On immerge un fil en platine dans l'acide chlorhydrique concentrée pour le nettoyer, puis on immerge le fil dans le sel inconnu et on l'expose au bec bunsen

  Li: flamme pourpre

  Na: flamme jaune dorée

  1. flamme violet claire

  Cs: flamme bleu violet
• Action de l'air atmosphérique

  Ils se rouillent facilement, ils perdent leur éclat métallique à cause de la formation des oxydes correspondants
• Réaction du lithium avec l'azote de l'air

  6Li (s)+N2(g) → 2Li3N(s) (Nitrure de Lithium)

  Li3N(s)+3H2O(l) → 3LiOH(aq)+NH3 (g)
• Réaction des métaux alcalins avec l'eau

  2Na+2H2O → 2NaOH+H2
• Oxydes formés par les métaux alcalins avec l'oxygène

  • 4Li + O2 → 2Li2O (O= -2) Oxyde de lithium [oxyde ordinaire]

  1. 2Na + O2 → Na2O2 (O= -1) Peroxyde de Sodium
  2. K + O2 → KO2 (O= -1/2) Super-oxyde de Potassium (Rb – Cs)
• Oxyde idéal des métaux alcalins

  X2O. C'est un oxyde basique fort qui réagit avec l'eau en donnant le plus fort alcalin sauf Li2O.
• Préparation des oxydes des métaux alcalins

  On fait dissoudre le métal dans du gaz ammoniac liquéfié, puis on ajoute la quantité calculée d'oxygène.
• Réaction des peroxydes et superoxydes avec l'eau et les acides

  Na2O2 (s) + 2HCl (aq) → 2 NaCl (aq) + H2O2 (l)

  Na2O2 (s) + 2H2O (l) → 2 NaOH (aq) + H2O2 (l)

  2 KO2 (s) + 2 HCl (aq) → 2 KCl (aq) + H2O2 (l) + O2 (g)

  2 KO2 (s) + 2H2O (l) → 2 KOH (aq) + H2O2 (l) + O2 (g)
• Utilisation du superoxyde de potassium dans les atmosphères fermées

  Il est utilisé pour remplacer le CO2, qui provient de l'air expiré, par l'oxygène.
• Utilisation du césium ou du potassium dans les cellules photoélectriques

  Ils ont un grand rayon atomique et un faible potentiel d'ionisation, ce qui facilite la libération d'électrons sous l'effet de la lumière (phénomène photoélectrique).
• Réaction des métaux alcalins avec les acides

  2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
• Réaction des métaux alcalins avec l'hydrogène

  2Na + H2 → 2NaH

  2Li + H2 → 2LiH
• Réaction des métaux alcalins avec les halogènes

  2Na + Cl2 → 2NaCl

  2K + Br2 → 2KBr
• Réaction des métaux alcalins avec les non-métaux

  2Na + S → Na2S (Sulfure de Sodium)

  3K + P → K3P (Phosphure de potassium)
• Tous les sels des alcalins sont solubles dans l'eau.
• Effet de la chaleur sur les sels oxygénés des alcalis

  Carbonates: L: Li2CO3 (s) → Li2O (s) + CO2(g) (le seul qui se decompose)

  Nitrates: Na: 2NaNO3 → 2NaNO2 + O2
• Ils forment des halides ioniques fortement stable
• Réaction des métaux alcalins avec les non-métaux

  1. Les métaux alcalins réagissent à chaud directement avec le soufre et le phosphore

  2. 2Na + S

  3. 3K + P
• Tous les sels des alcalins sont solubles dans l'eau
• Effet de la chaleur sur les sels oxygénés des alcalis

  1. Carbonates: Le seul carbonate du groupe 1A qui se décompose par la chaleur est Carbonate de Lithium à 1000C

  2. Nitrates: Nitrate de Sodium 2NaNO3 -> 2NaNO2 Nitrite de Sodium + O2
• La décomposition du (KNO3) est accompagnée d'une forte explosion, alors on l'utilise dans la fabrication de la poudre à canon
• Le (NaNO3) n'est pas utilisé dans la fabrication de la poudre à canon car c'est une matière déliquescente qui absorbe l'humidité de l'air atmosphérique (hygroscopique)
• Extraction des métaux alcalins

  1. Électrolyse de leurs halides en fusion en présence de fondants pour diminuer le point de fusion de ces halides

  2. 2Na+ + 2e– -> 2 Na à la cathode

  3. 2Cl– -> Cl2 + 2 e– à l'anode
• Oxydes des métaux alcalins

  • KO2
  • Na2O2
  • NO
• Réaction de superoxyde de potassium avec l'eau et l'acide chlorhydrique

  Produit un sel et de l'eau
• Propriétés de NaOH

  • Solide de couleur blanc déliquescent
  • A un toucher savonneux et un effet caustique sur la peau
  • Soluble dans l'eau une solution alcaline et dégage de la chaleur (dissolution exothermique)
  • Réagit avec les acides sel sodique + eau
• Usages de NaOH

  • Fabrication du savon, de la soie artificielle et des papiers
  • Purification du pétrole des impuretés acides
  • Mettre en évidence des radicaux basiques (les cations)
• Na2CO3

  Carbonate de sodium
• Propriétés de Na2CO3

  • Poudre blanc soluble dans l'eau et à un effet basique
  • Par la chaleur, elle fond et ne se décompose pas
  • Réagit avec les acides formant un sel sodique et dégage le CO2
• Usages de Na2CO3

  • Fabrication des verres et des papiers
  • Le tissage
  • Eliminer la dureté de l'eau
• Na2CO3.10 H2O


  Soude de lessive
• Préparation de Na2CO3

  1. Au laboratoire: En faisant passer le CO2 sur une solution de NaOH chauffée, puis on laisse refroidir graduellement les cristaux de carbonate de sodium hydraté se séparent

  2. Dans l'industrie (procédé de Solvay): En faisant passer le gaz ammoniac et le CO2 sur une solution concentrée de NaCl bicarbonate de Na qui se décompose par la chaleur
• Matières dans 3 bouteilles

  • Carbonate de sodium
  • Acide chlorhydrique
  • Superoxyde de potassium
• Ions de sodium

  Les plus répandus dans le plasma du sang et les solutions entourant les cellules du corps, jouent un rôle important dans les opérations vitales, forment le milieu nécessaire pour la transmission des matières nutritives comme le glucose et les acides aminés