UTILISATIONS ET TOXICITE DES METAUX ALCALINS

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Lithium

Le Lithium est l’élément chimique de numéro atomique 3, de symbole Li. C’est le premier élément du premier groupe ou colonne du tableau de classification. Les noyaux des deux isotopes stables du lithium (6Li et 7Li) comptent parmi les noyaux atomiques ayant l’énergie de liaison par nucléon la plus faible de tous les isotopes stables, ce qui signifie que ces noyaux sont en fait assez peu stables comparés à ceux des autres éléments légers. C’est pourquoi, ils peuvent être utilisés dans des réactions de fission nucléaire comme de fusion nucléaire. C’est également la raison pour laquelle le Lithium est moins abondant dans le système solaire que les autres 25 des 32 éléments chimiques les plus légers (Lodders K., 2003).
Par conséquent, le Lithium joue un rôle important en physique nucléaire. La transmutation d’atomes de Lithium en Tritium a été la première réaction de fusion nucléaire artificielle, et le Deutérium de Lithium est le combustible de la bombe H. (Toffol E. et al., 2015).
Le Lithium est présent à l’état de traces dans les océans et chez tous les êtres vivants. Il ne semble pas avoir de rôle biologique notable car les animaux et les végétaux peuvent vivre en bonne santé dans un milieu dépourvu de Lithium. Les éventuelles fonctions non vitales du Lithium n’ont pas non plus été élucidées, cependant, l’administration d’ions Li+ sous forme de sels de Lithium s’est révélée efficace comme le thymorégulateur, notamment en cas de trouble bipolaire (Toffol E. et al., 2015).

Origine et abondance

Le Lithium, découvert en 1817 par le suédois Arfvedson, tire son nom de lithos « pierre ». Ce métal accompagne en petite quantité le Sodium et le Potassium dans leurs minéraux. Il est présent dans la plupart des eaux minérales. (Domange L. et al., 1974.).
Première partie : Propriétés des métaux alcalins
Dans l’univers, la Nova Centauri 2013, apparaissant sous l’aspect d’une étoile peu brillante semblable en tous points à des milliers d’autres, est la première nova dans laquelle la présence de Lithium a été identifiée.
Sur Terre, le Lithium est le 33ème élément le plus abondant. Bien qu’il soit présent dans toutes les régions du monde, il n’est pas à l’état de métal pur du fait de sa réactivité importante avec l’eau et l’air. Le contenu en Lithium total des eaux marines est estimé à 230 milliards de tonnes, avec une concentration relativement constante comprise entre 0,14 et 0,25 parties par million (ppm) ou 25 micromoles, contre une concentration variant entre 20 et 70 ppm (en poids) dans la croûte terrestre.
Le Lithium est présent en faible quantité dans les roches magmatiques, sa concentration la plus importante étant au sein des granites. Les pegmatites granitiques sont les minéraux présentant la plus forte abondance en Lithium, le spodumène et la pétalite étant les sources les plus viables pour une exploitation commerciale. Le lépidolite contient elle aussi du Lithium en quantité non négligeable. Une autre source de Lithium est l’argile d’hectorite. Ainsi, avec 20 mg par kg de croûte terrestre, le Lithium est le 25ème élément le plus abondant (Krebs H.A., 2006).

Obtention

Le procédé d’extraction consiste à :
– pomper la saumure présente dans le sous-sol des lacs salés ;
– augmenter la concentration de la saumure par évaporation ;
– purifier et traiter la saumure afin d’obtenir le carbonate de Lithium (Li2CO3) pur à 99 % ;
– effectuer la calcination du carbonate pour obtenir le métal Lithium.
L’extraction du Lithium a un impact environnemental important du fait de l’utilisation de carburant pour pomper la saumure, puis de l’évaporation nécessitant de larges espaces de salins ; enfin, la calcination du carbonate de Lithium libère du CO2 (Kowenje C., 2006).

Propriétés physico-chimiques

Le Lithium pur est un métal mou, de couleur gris argenté, qui se ternit et s’oxyde très rapidement au contact de l’air et de l’eau, prenant une teinte gris – foncé virant rapidement à l’anthracite et au noir. C’est l’élément solide le plus léger. Comme les autres métaux alcalins, le Lithium métallique réagit facilement avec l’air et avec l’eau. Il est pour cette raison conservé dans de l’huile minérale pour le préserver de l’air.
Il est le métal ayant la plus faible masse molaire et la plus faible densité de (0,534 g/cm3), du même ordre de grandeur que le bois de sapin. C’est le moins dense de tous les éléments solides à température ambiante, avec une masse volumique inférieure de moitié à celle de l’eau. Conformément à loi de Dulong et Petit, c’est le solide ayant la plus grande chaleur massique (Air Liquide., 2016).
Lorsqu’il est placé au-dessus d’une flamme, celle-ci prend une couleur cramoisie mais lorsqu’il commence à brûler, la flamme devient d’un blanc très brillant. En solution, il forme des ions Li+(figure 2).
Le Lithium peut flotter sur les huiles d’hydrocarbures les plus légères et est avec le Sodium et le Potassium le seul métal pouvant flotter sur l’eau (figure 3).
En raison de son faible rayon ionique, le Lithium présente dans la plupart de ses combinaisons un caractère covalent assez net :
– son hydroxyde est une base de force moyenne, dissociable par la chaleur ;
– ses halogénures sont plus volatils et plus fusibles que ceux de Sodium, et sont solubles dans les solvants organiques ;
– ses carbonate et nitrate sont facilement dissociés par élévation de température ;
– il forme des complexes et des composés organominéraux tels que CH3Li, C2H5Li, C6H5Li, etc. (Domange L. et al., 1974).

Sodium

Le Sodium est l’élément chimique de numéro atomique 11, de symbole Na. C’est un métal mou et argenté, qui appartient aux métaux alcalins. Il n’est pas trouvé à l’état de corps pur dans la nature, mais il est très abondant sous forme de composés, par exemple dans le sel de cuisine. Il brûle dans l’air avec une flamme jaune (David. R. Lide., 2009).

Origine et abondance

Le Sodium est depuis longtemps reconnu dans les composés, mais il ne fut pas isolé avant 1807, lorsque Sir Humphry Davy réalisa l’électrolyse de la soude caustique. Pendant le Moyen Âge, un composé du Sodium avec le nom latin de sodanum était utilisé pour le traitement des maux de tête. Le symbole du sodium, Na, vient du nom latin d’un composé du Sodium appelé natrium, qui lui-même vient du grec νίτρον (nitron), un carbonate de sodium naturel (le natron). En allemand, comme en danois ou en néerlandais, Sodium se dit natrium (David. R. Lide., 2009).
Il est le plus abondant des métaux alcalins, facilement obtenu de l’eau de mer, et utilisé dans un grand nombre d’applications. De tous les métaux alcalins, le Sodium métallique est celui produit et utilisé dans l’industrie en plus grande quantité. Le Sodium est plus familier aux gens que la source de «salinité» dans le sel de table, une marchandise précieuse dans le commerce depuis des millénaires (Halka M., 2010).
La mer constitue un réservoir inépuisable de Sodium. Les mers fermées à forte évaporation en sont très concentrées. Ainsi, la Mer Morte renferme environ 10 p.100 de chlorure de Sodium. Au contraire, les mers fermées alimentées par des fleuves importants et situées dans des régions de faible évaporation sont peu salées. Il en est ainsi pour la Mer Noire (1,4p.100), la baltique (0,5p.100). Dans les grandes mers et les océans, la teneur est de l’ordre de 2,5p.100 (forte évaporation), la Mer Rouge (3,5p.100) (forte évaporation).
Le nitrate de Sodium NaNO3 forme au Chili de très importants gisements. Il est surtout utilisé pour l’ion nitrite qu’il contient. Il existe aussi le borax Na2B4O7.10H2O et la cryolite Na3ALF6 (Domange L.et al., 1974).

Obtention

Sur une échelle industrielle, le processus de Down est utilisé pour extraire le Sodium.
Il s’agit d’une réduction par électrolyse de sel gemme purifié et fondu. La cellule de Down consiste en un contenant en acier de forme rectangulaire. L’intérieur du réservoir est tapissé de briques réfractaires. L’anode est faite d’une tige de graphite placée au centre de la base de la cellule. La cathode est un anneau de fer qui entoure l’anode. L’anode et la cathode sont séparées par un diaphragme en tamis métallique de façon à garder le Na et le Cl2 à part. Une cloche en forme de cagoule est immergée sur l’anode.
Le principal inconvénient est que le point de fusion du NaCl est à 801ºC. À pareille température, le NaCl fondu et Na forment dans le réservoir une buée métallique impossible à séparer.
Afin de contourner cette difficulté, une électrolyse, du mélange de NaCl (42 %) et de CaCl2 (58 %) est effectuée. Le point de fusion de ce mélange est à 600ºC.
À cette température, la formation de buée métallique est évitée.
Lorsqu’ un courant électrique est passé à travers le mélange fondu de NaCl et de CaCl2, le NaCl se décompose en ions Na+ et Cl – . Les ions Na+ migrent vers la cathode tandis que les ions Cl- vers l’anode. Le sodium fondu est recueilli dans le compartiment de la cathode où il s’amasse jusqu’au sommet du compartiment puis expulsé par un tuyau. Le chlore est recueilli à l’anode.
Les réactions suivantes sont notées :
Le NaCl fondu contient des ions de sodium et de chlore. 2NaCl →2Na+ + 2Cl-
Les ions Na+ migrent vers la cathode où ils sont réduits en Na. 2Na+ + 2e- → 2Na (Réduction)
Les ions Cl- migrent vers l’anode et s’oxydent pour former du chlore gazeux. 2Cl- → Cl2 + 2e- (Oxydation)
Ainsi, la réaction globale est :
2Na+ + 2e- → 2Na
2Cl- → Cl2 + 2e-
2Na+ + 2Cl- → 2Na + Cl2
Après ce processus, le Sodium est conservé dans l’huile parce qu’il s’oxyde rapidement au contact de l’oxygène de l’atmosphère. De plus, le Sodium réagit de façon explosive avec nombre d’éléments et composés non métalliques (kowenje C., 2006).

Propriétés physico-chimiques

Le Sodium est un métal gris tendre et argenté avec une densité de 0,97 g / cm3.
Puisque cette valeur est inférieure à la densité de L’eau, le métal sodique y flotte.
La température de fusion du Sodium est relativement basse, aux alentours de 97,81 °C, ce qui le rend facile à manipuler, stocker et transporter, à condition d’être très vigilant à bien le laisser toujours sous atmosphère inerte et à l’abri de l’eau ou de l’humidité, en raison de sa grande réactivité.
Ce métal ne brûle dans l’air qu’à des températures supérieures à 388 Kelvin (soit 115 °C).
Le spectre du Sodium possède la particularité de présenter un doublet spectral très brillant dans le jaune. Ces deux raies, localisées à 589,00 et 589,59 nm sont généralement notées D1 et D2 (Sacco L., 2009).
Le Sodium est tellement doux qu’il peut être coupé avec un couteau tranchant. Il s’oxyde lentement à l’air humide et réagit vigoureusement avec l’eau et forme l’hydroxyde de Sodium, comme indiqué ci-dessous l’équation chimique : 2 Na (s) + 2 H2O (l) → 2 NaOH (aq) + H 2 (g).
La réaction est si exothermique que la chaleur produite peut enflammer l’Hydrogène gazeux et le faire exploser, ce qui force à le conserver dans le pétrole ou sous une atmosphère inerte d’azote ou d’argon (Halka M., 2010).

Potassium

Le Potassium est l’élément chimique de numéro atomique 19, de symbole K. C’est un métal alcalin mou, d’aspect blanc métallique, légèrement bleuté, trouvé naturellement lié à d’autres éléments dans l’eau de mer et dans de nombreux minéraux. Il s’oxyde rapidement au contact de l’air et réagit violemment avec l’eau. Il ressemble chimiquement au Sodium (David R. Lide., 2009).
Le Potassium est un élément essentiel pour la vie sur terre. Il est nécessaire en grandes quantités pour toutes les plantes et les animaux et il est absorbé par les plantes depuis le sol. Les animaux l’assimilent par les plantes soit directement soit en mangeant d’autres animaux (ou des dérivés animaux) qui se sont nourris de plantes (IPI., 2012).

Origine et abondance

Le Potassium a été découvert en 1807 par Sir Humphry Davy, physicien chimiste britannique. Il est obtenu par électrolyse d’hydroxyde de Potassium ; c’est d’ailleurs le premier métal isolé par électrolyse. C’est aussi Davy qui forge le mot potassium, à partir du mot potasse (nom de l’hydroxyde de potassium à l’époque) et du sufixe -ium.
Le symbole K fait référence au latin kalium, lui-même forgé à partir de l’arabe al-qalyahﺓَﻱﻝْﻕﻝﺍَ — (« cendre de plantes »). Potassium se dit aussi kalium en allemand et dans d’autres langues germaniques.
Le Potassium est presque aussi abondant que le Sodium, rencontré à l’état de silicoaluminate de Potassium dans les feldspaths, les micas, et à l’état de nitrate KNO3 ou salpêtre.
Les minerais les plus importants sont à base de chlorure de Potassium KCl tels que la sylvinite d’Alsace KCl.NaCl, la Carnalite de Stassfurt KCl.MgCl2.6H2O, la Kaïnite de Stassfurt KCl.MgSO4.3H2O, la Schonite de Stassfurt K2SO4.MgSO4.6H2O
Dans l’eau de mer, le Potassium est beaucoup moins abondant que le Sodium. Il est retenu préférentiellement par les plantes terrestres et est fixé plus énergiquement par le sol (absorption, échanges d’ions) il est donc moins entrainé par les eaux que le Sodium (Domange L.et al., 1974).

Obtention

Les métaux alcalins sont obtenus par électrolyse de leurs sels fondus.
Ici, le chlorure de potassium (KCl) est soumis à la vapeur de Na KCl (l) + NaCl (g) NaCl (s) + K (g) à 850°C
Bien que la constante d’équilibre de cette réaction ne soit pas particulièrement favorable, la réaction va vers la droite par ce que le sodium est plus volatil que le sodium : la vapeur de sodium est emportée par la chaleur et condensée dans un ballon récepteur refroidi (Atkins P. et al., 2008).

Propriétés physico-chimiques

Le Potassium, de masse molaire 39 g.mol-1, un métal blanc argenté mou comme la cire et peu dense, peut être coupé facilement à l’aide d’un couteau. Les surfaces fraîchement tranchées ont un aspect métallique. Il s’oxyde rapidement à l’air et doit donc être conservé dans l’huile. Il a des températures de fusion de 63,6°C et d’ébullition de 760°C (Le Parc G., 2010).
Comme les autres métaux alcalins, l’eau se décompose à son contact avec formation de dihydrogène. Lorsqu’il est plongé dans l’eau, il réagit violemment en produisant du dihydrogène qui peut s’enflammer, voire s’exploser en présence d’oxygène et d’une source de chaleur.
Les sels de Potassium émettent une couleur violette lorsqu’ils sont exposés à une flamme (Hatterer A. et al., 2001).

Rubidium, Césium, Francium

Le Rubidium est l’élément de numéro atomique 37 avec une densité supérieure à celle de l’eau de 1,53g/cm3.
Le Césium est l’élément de numéro atomique 55 et est 30 fois moins abondant que le Rubidium avec une densité de 1,88g/cm 3.
Le Francium est l’élément de numéro atomique 85 et est très radioactif avec des demi-vies très courtes. Il est extrêmement rare, et peu d’études ont été faites à propos de ses propriétés (Halka M. et al., 2010).

Origine et abondance

Le Rubidium et le Césium ont été mis en évidence par Kirchhoff (qui est l’un des plus grands physiciens du XIXe siècle de nationalité allemande, avec des contributions essentielles à l’électrodynamique, la physique du rayonnement et la théorie mathématique de l’élasticité) et Bunsen (chimiste allemand, connu pour ses travaux en spectroscopie et c’est son nom qui a été donné au bec Bunsen) en 1860 et 1861 grâce à leur spectre d’émission. Leur nom vient de la couleur de leurs raies caractéristiques (bleu, rouge rubis) (Domange L. et al., 1974).
Le Rubidium et le Césium se trouvent en petite quantité en même temps que les autres métaux alcalins dans le lépidolite et renferme une quantité relativement importante de rubidium. Dans la nature, ils sont très diffus (Domange L. et al., 1974).

Propriétés physico-chimiques

Le Rubidium

Le Rubidium est un métal alcalin, mou et argenté, dont la température de fusion n’est que de 39,3°C. Il peut être maintenu liquide à température ambiante grâce au phénomène de surfusion
Le Rubidium possède 32 isotopes connus, de nombre de masse variant entre 71 et 102, et 12 isomères nucléaires. Seuls deux de ces isotopes sont présents dans la nature, 85Rb (72,2 %), seul isotope stable du Rubidium (faisant de lui un élément monoisotopique) et le 87Rb (27,8 %) radioactif avec une masse atomique standard de 85,4678 (3) u.
Comme les autres métaux alcalins, le Rubidium s’enflamme spontanément au contact avec l’air et réagit violemment avec l’eau.
Quatre oxydes de Rubidium sont connus : Rb2O, Rb2O2, Rb2O3 et RbO2. Les trois premiers se forment rapidement en exposant du Rubidium à l’air. Le dernier oxyde, RbO2, se forme en présence d’un excès d’oxygène.
D’autres composés du Rubidium communs sont l’hydroxyde de Rubidium (RbOH) plus corrosif que les hydroxydes de Sodium et de Potassium. C’est aussi le composé de départ dans la plupart des synthèses chimiques ou du Rubidium intervient (Oliver R. et al., 1990).

Le Césium

Le Césium est un métal alcalin d’apparence argentée dorée dont le point de fusion de 28 °C est proche de la température ambiante (CNTP), à laquelle il peut demeurer à l’état liquide par surfusion. Le Césium possède 40 isotopes connus, de nombre de masse variant entre 112 et 151, et 17 isomères nucléaires. Seul l’isotope 133Cs est stable, ce qui fait du Césium un élément monoisotopique. Cet isotope étant également le seul présent dans la nature, il fait du Césium un élément mononucléidique. Sa masse atomique standard est de 132,9054519(2) u.
Le Césium 135 a une période radioactive de 2,3 millions d’années et fait partie des déchets radioactifs à vie longue.
L’isotope radiogénique 137Cs (l’un des nombreux produits de fission de l’uranium) est le plus connu, car il a été utilisé dans les études hydrologiques et écologiques à la suite d’une contamination générale de l’atmosphère induite, à partir de 1945, par l’utilisation des bombes atomiques et des essais nucléaires (puis l’accident de Tchernobyl), et dans une moindre mesure, à cause des rejets de centrales nucléaires ou de sites de retraitement, stockage, etc.
Ses propriétés chimiques sont semblables à celles du Rubidium et du Potassium, qui appartiennent à la même série chimique. Il est extrêmement réactif et pyrophorique, et réagit avec l’eau même à une température aussi basse que -116 °C (Oliver R. et al., 1990).

Table des matières

NTRODUCTION
CHAPITRE 1 : PROPRIETES DES METAUX ALCALINS
I- Définition
II- Propriétés des métaux alcalins
II-1- Lithium
II-1-1- Origine et abondance
II-1-2- Obtention
II-1-3- Propriétés physico-chimiques
II-2- Sodium
II-2-1- Origine et abondance
II-2-2- Obtention
II-2-3- Propriétés physico-chimiques
II-3- Potassium
II-3-1- Origine et abondance
II-3-2- Obtention
II-3-3- Propriétés physico-chimiques
II-4- Rubidium, Césium, Francium
II-4-1- Origine et abondance
II-4-2- Propriétés physico-chimiques
II-4-2-1- Le Rubidium
II-4-2-2- Le Césium
II-4-2-3- Le Francium
II-4-3- Propriétés radiologiques
II-4-3-1- Le Rubidium
II-4-3-2- Le Césium
II-4-3-3- Le Francium
CHAPITRE 2 : UTILISATIONS ET TOXICITE DES METAUX ALCALINS
I- Lithium
I-2- Utilisations thérapeutiques
I-2-1- Carbonate de Lithium
I-2-2- Gluconate de Lithium
I-2-3- Chlorure de Lithium
I-3- Autres utilisations
I-4- Toxicité
II- Sodium
II-1- Mécanisme d’action
II-2- Utilisations thérapeutiques
II-2-1- Chlorure de sodium (NaCl)
II-2-2- Bicarbonate de sodium [NaHCO3]
II-2-3- Phosphate disodique [Na2HPO4] – Phosphate monosodique [NaH2PO4]
II-3- Autres utilisations
III- Toxicité
IV- Potassium
IV-1- Mécanisme d’action
IV-2- Utilisations thérapeutiques
IV-2-1- Chlorure de Potassium
IV-2-2- Bicarbonate de potassium [KHCO3]
IV-3- Autres utilisations
IV-4- Toxicité
V- Rubidium
V-1- Mécanisme d’action
V-2- Utilisations thérapeutiques
V-3- Autres utilisations
V-4- Toxicité
VI- Césium
VI-1- Mécanisme d’action
VI-2- Utilisations thérapeutiques
VI-3- Autres utilisations
VII- Francium
VII-1- Mécanisme d’action
VII-2- Autres utilisations
CONCLUSION
REFERENCES BIBLIOGRAPHIQUES

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