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Sauter à un chapitre clé
Le fer. Oui, c'est le métal le plus utilisé et l'un des plus abondants que l'on trouve dans l'univers. Quelle est la première chose qui te vient à l'esprit lorsque tu penses au fer ? Il est dur, brillant et c'est un très bon conducteur d'électricité. Le fer reste dans le bloc d du tableau périodique.
Au contraire, sais-tu que certains métaux sont très souples comme le caoutchouc ? Le lithium est l'un de ces métaux qui est si mou qu'il peut être coupé avec un couteau ! Le lithium appartient au groupe 1 du tableau périodique. Lis la suite pour en savoir plus sur la famille du lithium.
- Dans cet article, nous allons voir quels sont les éléments qui composent le groupe 1 en chimie.
- Nous nous intéresserons plus particulièrement aux métaux alcalins.
- Nous découvrirons leur position dans le tableau périodique.
- Ensuite, nous explorerons les propriétés des éléments du groupe 1 et les tendances trouvées en descendant dans le groupe.
- Nous examinerons également la stabilité thermique des nitrates et des carbonates du groupe 1.
- Nous découvrirons ensuite comment identifier les métaux du groupe 1 à l'aide de tests de flamme et nous apprendrons les couleurs qu'ils produisent.
- Enfin, nous examinerons certaines utilisations et applications des éléments du groupe 1.
Les éléments du groupe 1
Les élémentsdu groupe 1 sont des éléments dont l'enveloppe externe contient un électron (dans une sous-coquille s) et comprennent les métaux alcalins et l'hydrogène.
Décortiquons un peu tout cela. Si tu regardes la première colonne du tableau périodique, c'est ce qu'on appelle le groupe 1. Peux-tu dire quel est l'élément le plus étrange ? Oui, c'est l'hydrogène. C'est un gaz et ce n'est certainement pas un métal. Bien que tous les autres éléments de ce groupe soient très similaires, on les appelle les métaux alcalins, car si tu les mets dans l'eau, ils en feront une solution alcaline.
Savais-tu que si tu le veux suffisamment (en termes de chimie, cela signifie généralement des températures et des pressions folles), l'hydrogène peut devenir une substance semblable à un métal ? Cela devrait exister sur certaines planètes, mais sans surprise, c'est difficile à vérifier.
Métaux alcalins du groupe 1
Les métauxalcalins sont les métaux qui appartiennent au groupe 1A du tableau périodique. Tous les métaux alcalins n'ont qu'un seul électron dans leur coquille externe (également appelée coquille de valence/ultime coquille).
| Le lithium | Li |
| Sodium | Na |
| Potassium | K |
| Rubidium | Rb |
| Césium | Cs |
| Francium | Fr |
Tableau 1 : Famille des métaux alcalins et du lithium
Pourquoi l'hydrogène n'est-il pas inclus dans les métaux alcalins alors qu'il possède un électron dans la couche externe, tout comme les métaux alcalins ?
L'hydrogène n'est pas un métal et forme des composés covalents avec les non-métaux, alors que les métaux alcalins forment des composés ioniques avec les non-métaux. Les métaux alcalins réagissent avec l'eau et forment des hydroxydes de métaux alcalins solubles, ce qui n'est pas le cas de l'hydrogène. Par conséquent, comme les propriétés de l'hydrogène sont différentes de celles des métaux alcalins, il n'est pas le bienvenu à la fête.
Groupe 1 du tableau périodique
Fig. 1. Le tableau périodique des éléments, avec les métaux du groupe 1 surlignés en violet, originaux StudySmarter.
Propriétés du groupe 1
Voyons maintenant les propriétés des éléments du groupe 1. Tous les éléments du groupe 1 ont des propriétés similaires parce qu'ils n'ont qu'un seul électron dans leur enveloppe externe. Cependant, certaines de ces propriétés montrent des tendances au fur et à mesure que l'on descend dans le tableau périodique.
Configuration des électrons
Comme expliqué ci-dessus, tous les métaux alcalins ont un électron s dans l'enveloppe la plus externe (enveloppe de valence). Mais au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe, le nombre de coquilles électroniques augmente. Reporte-toi à cet article pour en savoir plus sur la configuration des électrons.
| Numéro atomique | Métal alcalin et symbole | Configuration des électrons | Nombre de coques |
| 3 | Lithium- Li | [He] 2s1 | 2 |
| 11 | Sodium- Na | [Ne] 3s1 | 3 |
| 19 | Potassium- K | [Ar] 4s1 | 4 |
| 37 | Rubidium- Rb | [Kr] 5s1 | 5 |
| 55 | Césium- Cs | [Xe] 6s1 | 6 |
| 87 | Francium- Fr | [Rn] 7s1 | 7 |
Tableau 2 : Configurations électroniques des métaux alcalins.
Masse atomique
En descendant le groupe, plus le nombre de coquilles augmente, plus le nombre d'électrons augmente, tout comme le nombre de protons et de neutrons. Lorsque le nombre de protons et de neutrons augmente, la masse atomique augmente également.
La force
Les métaux du groupe 1 sont tous si mous qu'on peut les couper avec un couteau. La douceur augmente au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe. Cela s'explique par le fait que la force des liaisons métalliques entre les atomes diminue à mesure que leur taille atomique augmente.
Rayon atomique
La distance entre le centre du noyau et l'électron le plus à l'extérieur d'un atome est appelée rayon atomique.
Le rayon atomique augmente au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe 1, ce qui est dû à l'augmentation du nombre d'enveloppes d'électrons. Examinons à nouveau les configurations électroniques :
Lithium : 1s² 2s¹
Sodium : 1s2 2s² 2p⁶ 3s1
Il y a davantage de couches d'enveloppes électroniques entre l'électron le plus externe et le noyau à mesure que l'on descend dans le groupe. Et comme les électrons se repoussent, le rayon atomique a tendance à augmenter avec le nombre d'électrons.
Fig. 2 : Rayon atomique des éléments du groupe 1 | Chemguide
Densité
Tous les éléments du groupe 1 ont une densité très faible. La densité augmente au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe parce que l'augmentation de la masse atomique est plus importante que l'augmentation de la taille atomique. Le potassium est une exception à cette tendance - il a une densité plus faible que le sodium.
Fig. 3 : Densités des éléments du groupe 1 | Chemguide
L'eau a une densité de 1 g cm-3. Si tu regardes le graphique ci-dessus, tu te rendras compte que le lithium, le sodium et le potassium ont une densité inférieure à celle de l'eau.
Points de fusion et d'ébullition
Les éléments du groupe 1 ont des points de fusion et d'ébullition relativement bas, comparés aux autres métaux. Leur point de fusion diminue au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe. Cela est dû à la diminution de la force des liaisons métalliques à mesure que l'on descend dans le groupe. Les liaisons métalliques entre les atomes sont plus faibles et plus faciles à rompre ; une fois rompues, le métal a fondu et ses atomes sont libres de se déplacer.
Fig. 4 : Evolution des points de fusion et d'ébullition des éléments du groupe 1 | Chemguide
Énergie d'ionisation
La première énergie d'ionisation est l'énergie nécessaire pour enlever 1 électron d'une mole d'un atome d'un élément à l'état gazeux. L'énergie d'ionisation est mesurée en kilojoules mole-1 (kJ-mol-1) ou en électronvolts (eV).
$$X_{(g)}\rightarrow X^{+}_{(g)}+e^{-}I_{2}=ykJ\cdot mol^{-1}$$
I1est la première énergie d'ionisation. D'après l'équation, un élément X perd son électron le plus externe pour former un cation chargé positivement. L'énergie que tu investis pour enlever ce premier électron externe s'appelle l'énergie de première ionisation.
Et si nous voulons retirer plus d'électrons d'un ion ? Tu as déjà retiré un électron, c'est maintenant un cation. Maintenant, tu veux enlever plus d'électrons à cet ion. De quoi auras-tu besoin ? Bien sûr, plus d'énergie ! Pourquoi ? Parce que le noyau te surveille. Tu as déjà arraché un électron, il s'opposera à ce que tu en arraches d'autres.
Par conséquent, la deuxième énergie d'ionisation est plus grande que la première, car tu as besoin de plus d'énergie pour surmonter l'attraction nucléaire.
Discutons de ce concept avec le métal alcalin - le sodium.
\(Na^+ + e^-\quad I_1 = 496\space kJmol^{-1}\)
La deuxième énergie d'ionisation du sodium atteint 4563 k J mol-1. Remarque l'énorme différence entre la première et la deuxième énergie d'ionisation. C'est parce que l'atome de sodium perd un électron et atteint la configuration de gaz noble stable du néon. Il est très stable, car il possède une enveloppe externe d'électrons entièrement remplie, et l'élimination du deuxième électron nécessite une énorme quantité d'énergie.
Fig. 5 : Énergie de première ionisation des éléments du groupe 1 | Chemguide
Au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe, le rayon atomique augmente et, par conséquent, l'électron le plus externe est plus faiblement retenu par le noyau. Il faut donc moins d'énergie pour le retirer de l'atome, ce qui se traduit par une énergie de première ionisation plus faible.
Électronégativité
Les métaux du groupe 1 ont une faible électronégativité.
L'électronégativité est la tendance d'un atome à attirer une paire d'électrons. L'électronégativité est mesurée sur l'échelle de Pauling.
Fig. 6 : Électronégativité des éléments du groupe 1 | Chemguide
L'électronégativité n'a pas d'unité.
L'élément le plus électronégatif (le fluor) a une valeur d'électronégativité de 4,0 sur l'échelle de Pauling. À en juger par ces chiffres, tu peux constater que tous les éléments du groupe 1 ont une électronégativité très faible. L'électronégativité diminue au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe, ce qui signifie que les éléments attirent de moins en moins bien une paire d'électrons.
Remarque que les métaux alcalins ont un électron de plus que les gaz nobles les plus proches. Par exemple, le sodium a 11 électrons. Le gaz noble le plus proche est le néon (10 électrons). Pour atteindre la stabilité, le sodium doit perdre des électrons. Par conséquent, les métaux alcalins préfèrent perdre un électron pour atteindre les configurations de gaz rares les plus proches. Par conséquent, leur tendance à attirer une paire d'électrons est très faible. Ils préfèrent toujours en perdre !
Réactivité
La réactivité des métaux alcalins augmente au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe 1. Au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe, le rayon atomique augmente et l'électron le plus externe est plus faiblement retenu par le noyau. Il est donc plus facile pour les atomes de métaux alcalins de perdre un électron car le noyau n'est pas surveillé, ce qui leur permet de participer plus facilement aux réactions.
Les métaux alcalins donnent souvent des réactions vigoureuses lorsqu'ils réagissent avec l'eau. As-tu vu des vidéos sur YouTube qui montrent la réaction du métal sodium avec l'eau ? Si oui, tu as dû observer qu'un petit morceau de sodium suffit à provoquer une violente explosion. Il est dangereux de toucher du sodium métallique lorsque tes mains sont moites.
Pour éviter ces réactions violentes, le lithium est stocké dans de la paraffine et le sodium dans de l'huile de kérosène.
Alors, pourquoi ces réactions sont-elles violentes ?
Les métaux alcalins réagissent avec l'eau pour former de l'hydroxyde de métal alcalin et de l'hydrogène gazeux. Cette réaction est exothermique et dégage une grande quantité de chaleur. Cette chaleur enflamme le gaz d'hydrogène hautement inflammable, ce qui provoque une explosion.
Voyons l'équation de la réaction entre le sodium et l'eau pour mieux comprendre.
\(Na(s)+H_2O(l)\N- NaOH(aq) + H_2(g)\N- NaOH(aq) + H_2(g)\N- NaOH(aq) + H_2(g))
Tous les autres métaux alcalins réagissent de la même manière, provoquant des réactions chimiques explosives.
Stabilité thermique
Les nitrates et les carbonates des éléments du groupe 1 ont une tendance dans leur stabilité thermique telle qu'elle augmente au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe. Étudions en détail les raisons de ce phénomène. Cela peut s'expliquer par la taille et la charge des cations impliqués.
Un cation d'un petit atome contient beaucoup de charge dans un volume plus petit. Il a donc une densité de charge élevée. Un cation de même charge mais d'un atome plus grand a une densité de charge moindre, car la charge est répartie dans un plus grand volume. Ladensité de charge des cations métalliques diminue au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe 1.
Visualisons maintenant l'ion carbonate (CO32-).
Fig. 7 : Ion carbonate | StudySmarter Originals
La charge négative d'un ion carbonate n'est pas focalisée sur un ou deux atomes d'oxygène, mais est délocalisée sur l'ensemble de l'ion (bien que plus concentrée sur les atomes d'oxygène que sur l'atome de carbone). L'oxygène est marqué en rouge pour indiquer que la charge négative est plus susceptible de se trouver sur ces atomes.
Visualisons maintenant à quoi ressemble un composé de carbonate d'un élément du groupe 1.
Fig. 8 : Carbonate d'un élément du groupe 1 | StudySmarter Originals
La présence de la charge positive d'un cation déforme l'anion chargé négativement. Comme on peut le voir sur cette figure, la charge négative est maintenant concentrée sur l'oxygène le plus proche du cation. Lorsque de l'énergie est fournie à ce composé sous forme de chaleur, l'oxygène le plus proche du cation forme un oxyde avec le cation, et du dioxyde de carbone est libéré.
Plus la distorsion de l'anion est importante, plus cette décomposition est facile à réaliser. Les cations ayant une densité de charge plus élevée déformeront davantage l'anion. Comme la densité de charge des cations diminue au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe 1, la stabilité des carbonates augmente. La stabilité des nitrates peut également être justifiée par cette explication.
Résumé
Résumons les tendances périodiques que nous avons apprises jusqu'à présent.
| Propriété périodique | Tendance vers le bas du groupe | Raison |
| Configuration des électrons | Augmente |
|
| Rayon atomique | Augmente |
|
| Densité | Augmente (exception : le potassium) |
|
| Réactivité | Augmente |
|
| Stabilité thermique des carbonates | Augmente |
|
| Résistance des métaux | Diminue |
|
| Point de fusion | Diminue |
|
| Énergie de première ionisation | Diminue |
|
| Électronégativité | Diminue |
|
Tableau 3 : Résumé de tout ce que nous avons appris jusqu'à présent.
Test de flamme du groupe 1
Dans le laboratoire de chimie, les métaux du groupe 1 peuvent être identifiés par la couleur de leur flamme. Les métaux du groupe 1 brûlent avec une couleur de flamme caractéristique.
Couleurs de flamme caractéristiques données par les métaux alcalins :
- Lithium : rouge.
- Sodium : jaune-orange.
- Potassium : rose.
- Rubidiu : rouge-violet.
- Césium : bleu-violet.
Lorsque ces métaux sont chauffés sous une flamme, les électrons sont excités de leur état fondamental à des orbitales supérieures. Lorsqu'ils reviennent à l'état fondamental, ils libèrent de l'énergie. Ce retour des électrons de leur état excité à l'état fondamental peut se faire en une ou plusieurs étapes. Chaque étape correspond à une quantité spécifique d'énergie libérée, qui correspond à une longueur d'onde spécifique de la lumière. La couleur visible pour nous est la combinaison de toutes ces longueurs d'onde.
Utilisations du groupe 1
Les éléments du groupe 1 ont de nombreuses utilisations non seulement dans l'industrie, mais aussi dans le domaine biomédical et universitaire.
Les métaux alcalins peuvent être alliés à différents autres métaux, y compris les métaux de transition, pour améliorer leurs propriétés physiques et chimiques. Les alliages de métaux alcalins ont plusieurs applications - par exemple, l'alliage Li-Al est utilisé pour fabriquer des pièces d'avion. L'aluminium est un métal léger idéal pour la fabrication de pièces d'avion, mais l'aluminium seul ne peut pas être utilisé en raison de sa faible résistance à la traction. Lorsque l'aluminium est allié au lithium, l'alliage formé présente une meilleure résistance à la traction et peut être utilisé dans les pièces d'avion.
Voyons quelques applications courantes des métaux alcalins du groupe 1.
Lelithium est largement utilisé dans les piles. Les piles au lithium alimentent tous les appareils électroniques modernes, les véhicules électriques et la plupart des choses qui ont besoin d'énergie électrique.
Lesodium est utilisé pour fabriquer des savons, et il est également utilisé dans les lampadaires.
Lepotassium est un composant essentiel des engrais et joue un rôle majeur dans le fonctionnement quotidien du corps humain. Le potassium est également utilisé pour fabriquer des détergents
Lerubidium est utilisé dans la fabrication des verres optiques, ainsi que dans le refroidissement par laser.
Lecésium est utilisé dans les équipements de vision nocturne. Le césium 137 est utilisé pour traiter le cancer, tandis que le césium 134 est utilisé dans l'industrie de l'énergie nucléaire.
Peux-tu voir comment le rubidium et le césium (éléments avec des atomes plus gros) ont des applications moins nombreuses et plus spécifiques que les éléments avec des atomes plus petits ?
Groupe 1 - Principaux enseignements
- Les éléments du groupe 1 se trouvent dans la première colonne du tableau périodique(à l'exception de l'hydrogène). Ils sont également appelés métaux alcalins. Tous les éléments du groupe 1 n'ont qu'un seul électron dans leur enveloppe externe.
- Les métaux alcalins sont mous, très réactifs et ont des points de fusion et d'ébullition relativement bas....
- Le rayon atomique augmente au fur et à mesure que l'on descend dans le groupe 1, car chaque élément possède une couche d'électrons supplémentaire.
- Tous les éléments du groupe 1 ont une faible densité. La densité augmente à mesure que l'on descend dans le groupe 1 (à l'exception du potassium, dont la densité est inférieure à celle du sodium).
- Tous les métaux du groupe 1 ont une énergie de première ionisation et une électronégativité faibles qui diminuent avec le groupe.
- Les métaux du groupe 1 ont une réactivité élevée, car ils perdent facilement 1 électron et participent donc facilement aux réactions.
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