Le lithium (Z = 3)

Bien qu'on en trouve un peu partout dans la nature, aussi bien dans la croûte terrestre que dans les océans, le lithium est un élément relativement peu abondant (dans l'eau de mer, il n'arrive qu'en dix-septième position en terme de masse). Il existe principalement sous deux formes (plus précisément deux isotopesOn appelle isotopes des atomes ayant le même nombre de protons, mais qui différent par leur nombre de neutrons.) stables : le lithium 7 (⁷Li), de loin le plus abondant (92,5 %), dont le noyau contient 3 protons et 4 neutrons, et le lithium 6 (⁶Li), dont le noyau contient 3 protons et 3 neutrons.

Origine du lithium

A l'instar de l'hélium, une partie du lithium (près de 25 %) aurait été synthétisé lors des premiers instants (entre dix et vingt minutes) qui ont suivi le Big Bang, au cours de ce qui est appelé la "nucléosynthèse primordiale". On donne à ce lithium le nom de "lithium cosmologique", même s'il est strictement identique, du point de vue de la chimie, au lithum provenant d'autres sources. Petit problème, il y a discordance entre la théorie et les observations. Il semblerait en effet que les étoiles les plus anciennes de notre Galaxie, dont les couches externes sont censées avoir une composition chimique très stable, proche de celle de l'Univers primordial, contiennent pratiquement trois fois moins de lithium 7 que ce qui est prédit par les modèles. Oups... Quand au lithium 6, c'est l'inverse ! On en observe en effet beaucoup trop, des centaines de fois plus que ce qui est prévu par la théorie. De quoi donner quelques bonnes migraines aux cosmologistes, mais ces derniers en ont l'habitude...

Autre problème, il reste à expliquer l'origine des 75 % de lithium restant, celui qui n'est pas d'origine cosmologique. Or les étoiles, pour ce que l'on en sait, n'en produisent pas (elles auraient même plutôt tendance à le détruire, dès que la température devient trop élevée). Il faut donc trouver d'autres mécanismes, or plusieurs pistes sont envisagées. On sait notamment que du lithium est produit en permanence dans l'espace interstellaire, où il résulte de la fission d'atomes plus gros sous l'action des rayons cosmiques, ces particules de (très) haute énergie qui circulent dans l'espace à des vitesses parfois proches de celle de la lumière. Ce phénomène est appelé spallation. Toutefois, des études récentes laissent à penser que le lithium pourrait bien être synthétisé en grandes quantités au cours d'explosions d'étoiles arrivées en fin de vie, qui en seraient même la principale source. Affaire à suivre...

Un peu d'histoire

Découvert à Stockholm en 1817, par le chimiste suédois Johan August Arfwedson (1792-1841), dans un minerai appelé pétalite, le lithium a été isolé pour la première fois par électrolyse en 1818, par les chimistes britaniques Humphry Davy et William Brande. Il tire nom du grec "lithos" qui signifie "pierre" car, n'existant pas à l'état natif (c'est-à-dire à l'état de métal pur), on ne le trouve que sous forme de sels dissous dans l'eau, ou combiné à certaines roches (pétalite, spodumène, lépidotite...).

Propriétés du lithium

Premier élément du groupe des alcalins, le lithium pur se présente sous la forme d'un métal gris argenté !, très mou et très léger (c'est même le plus léger de tous les métaux), sa masse volumique étant de seulement 0,534 g/cm³. Il flotte donc à la surface de l'eau, avec laquelle il réagit d'ailleurs assez vigoureusement (mais moins que les autres métaux alcalins), avec dégagement de dihydrogène ! et formation d'hydroxyde de lithium :

2 Li + 2 H₂O ---> 2 LiOH + H₂

Il réagit également au contact de l'air (tant avec le dioxygène qu'avec le diazote), d'où la nécessité de le conserver dans de l'huile minérale. Sa température de fusion est de 180,5°C.

Production industrielle du lithium

Nous venons de le voir, l'eau des mers et des océans contient une petite proportion de lithium. A l'échelle de la planète, cela représente tout de même près de 230 milliards de tonnes, mais l'exploitation n'en est pas rentable, c'est pourquoi le lithium employé dans l'industrie trouve son origne dans deux autres types de sources : d'une part des saumures provenant de grands lacs salés, d'autre part de minerais extraits de mines "traditionnelles", telles que celle de Greenbushes, en Australie.
Les grands lacs salés en question, ou salars, se trouvent principalement en Amérique du Sud, répartis sur trois pays (Chili, Bolivie et Argentine) formant ce que l'on appelle le "triangle du lithium", qui représentait près de 45 % de la production mondiale de lithium en 2017.

Quand aux minerais, on les trouve dans des gisements répartis un peu partout sur la planète : Chine, Etats-Unis, Canada, Afrique du Sud, Europe. Ce sont toutefois les gisements australiens qui sont à l'heure actuelle les plus exploités : en 2018, l'Australie était même le plus gros producteur mondial de lithium, avec près de 50 000 tonnes. Dans l'avenir, la Chine devrait cependant se tailler la part du lion, puisqu'on estime qu'elle dispose de près de 26 % des réserves mondiales, que ce soit sous forme de saumures ou de minerais.

Quelques exemples d'utilisation du lithium

- Près des deux tiers de la production mondiale de lithium (77 000 tonnes pour la seule année 2019) sont utilisés pour fabriquer des piles et des accumulateursLes accumulateurs sont des dispositifs permettant de stocker de l'énergie électrique, que l'on peut recharger après usage, contrairement aux piles. pour batteriesLes batteries sont des assemblages d'accumulateurs, reliés entre eux de sorte à obtenir une tension plus élevée.. L'avantage des batteries lithium-ion ne réside pas seulement dans leur légèreté et dans la grande quantité d'énergie qu'elles peuvent stocker, mais également dans l'absence d'effet mémoire, qui affecte les performances d'autres types de batteries (notamment celles au nickel-cadmium) si celles-ci ne sont pas totalement déchargées avant d'effectuer la recharge suivante. Les batteries lithium-ion ne doivent au contraire jamais être totalement déchargées, car cela peut les abimer et diminuer leur durée de vie.
Les batteries lithium-ion sont aujourd'hui incontournables. Elles sont utilisées aussi bien dans les téléphones et ordinateurs portables, que dans les véhicules électriques et les sondes spatiales. Vous souhaitez connaître leur principe de fonctionnement ? Rendez-vous ici !.

- Le lithium est utilisé dans certains verres (et céramiques), car il permet d'une part d'abaisser leur température de fusion (et de cuisson), d'autre part de limiter leur coefficient de dilatation thermique. C'est pour cette raison que le Zerodur, verre contenant près de 3 % d'oxyde de lithium, est employé dans la fabrication des miroirs de télescopes de grand diamètre, tels ceux du VLT ou de l'observatoire Keck.

- Le lithium est également employé dans les graisses servant à lubrifier des mécanismes portés à haute température (par exemple des roulements à billes), ou devant supporter des charges conséquentes.

- En médecine, le lithium est utilisé sous forme de sels (carbonate et citrate de lithium) dans le traitement des troubles bipolaires. Bien que l'on ne comprenne toujours pas son mode d'action, certaines études semblent indiquer qu'il améliorerait la communication entre les neurones de la matière grise du cerveau, mais cela reste une hypothèse.

- Dans les endroits confinés (sous-marins, engins spaciaux), il est employé sous forme d'hydoxyde de lithium pour assainir l'air en absorbant l'excès d'humidité et de dioxyde de carbone.

Voilà pour ses principales utilisations, mais il y en a d'autres : il est employé comme additif dans certains ergols (carburants pour fusées), en métallurgie pour améliorer la fluidité (et donc l'écoulement) des métaux en fusion, dans l'aéronautique où il sert à fabriquer des alliages aluminium-lithium très légers, dans le domaine nucléaire militaire pour produire du tritium, qui permet d'augmenter le rendement de certaines bombes nucléaire, etc...

Le sodium (Z = 11)

Bien que relativement peu abondant dans l'univers, le sodium est très présent sur Terre : avec une moyenne de 11 g/L, il arrive en quatrième position (en terme de masse) dans les océans (après l'oxygène, l'hydrogène et le chlore), et occupe la sixième place dans la croûte terrestre, dont il représente environ 2,8 % de la masse. Il possède 22 isotopesOn appelle isotopes des atomes ayant le même nombre de protons, mais qui différent par leur nombre de neutrons., mais un seul d'entre eux est stable, le sodium 23 (²³Na).

Origine du sodium

Le sodium se forme au coeur des étoiles suffisamment massives (au moins cinq masses solaires) pour amorcer la fusion du carbone (après celle de l'hydrogène et de l'hélium), qui est alors converti en néon 20, sodium 23, magnésium 23 et, dans une moindre mesure, magnésium 24 et oxygène 16. En effet, lorsque la température au coeur de l'étoile atteint le milliard de kelvins, plusieurs réactions nucléaires ont alors lieu, dont celle-ci :

¹²C + ¹²C ---> ²³Na + ¹H (proton)

A ce stade, il y a longtemps que l'étoile est devenue une géante rouge, voire une supergéante rouge si sa masse est de l'ordre de vingt masses solaires (ou davantage). Il ne lui reste alors que peu de temps à "vivre", quelques siècles ou milliers d'années selon sa masse (sachant que plus une étoile est massive, plus son espérance de vie est courte, ce qui peut sembler paradoxal).

Un peu d'histoire

Le sodium pur n'est isolé qu'en 1807, par le chimiste et physicien britanique Humphry Davy (1778-1829), qui réussit à l'obtenir en réalisant l'électrolyse de la soude caustique (NaOH).

Le sodium tire son nom du latin "sodanum", qui désigne un remède médiéval utilisé contre les maux de tête. Quant à son symbole, Na, il vient du latin "natron", lui-même issu du grec "nitron", désignant un carbonate de sodium naturel de formule Na₂CO₃, le natron, connu des Egyptiens de l'Antiquité qui l'employaient au cours des rituels de momification, mais également pour conserver les aliments et comme produit de nettoyage.

Propriétés du sodium

Deuxième élément du groupe des alcalins, le sodium présente un aspect blanc argenté, tirant légèrement sur le rose. Métal très mou (on peut aisément le couper à l'aide d'un couteau), il est également très léger (sa masse volumique est de 0,97 g/cm³), ce qui lui permet de flotter sur l'eau. Il réagit d'ailleurs très violemment avec cette dernière, en formant de l'hydroxyde de sodium (de la soude caustique), et en libérant de grandes quantités de dihydrogène, ce qui produit généralement une explosion ! :

2 Na + 2 H₂O ---> 2 NaOH + H₂

Cela oblige à le conserver sous atmosphère inerte (azote, argon) ou dans de l'huile minérale (provenant de la distillation du pétrole). A l'instar des autres métaux alcalins, sa température de fusion est faible, puisqu'elle n'est que de 98°C.

Très réactif, il brûle spontanément dans l'air en produisant une flamme jaune, lorsque la température dépasse 115°C.

Dans le corps humain, le sodium intervient dans l'équilibre acido-basique, ainsi que dans la transmission de l'influx nerveux et la contraction des muscles. La concentration de sodium dans le sang est appelé natrémie.

Production industrielle du sodium

L'électrolyse du chlorure de sodium (NaCl) fondu permet d'obtenir du sodium et du dichlore (Cl₂). La production mondiale de sodium est d'environ 100 000 tonnes/an. La France, seul producteur européen, occupe une place importante avec ses 28 000 t/an, provenant de la seule usine électrochimique de Plombière (en Savoie), qui produit du sodium depuis 1923 (ainsi que du dichlore, à raison de 42 000 t/an). L'usine de Niagara Falls (Etat de New York), qui en produisait 25 000 t/an, a mis fin à cette activité en 2016. Quant à la Chine, elle est en train de se tailler la part du lion dans ce secteur (avec près de 70 000 t/an).

Quelques exemples d'utilisation du sodium

- Les lampes à vapeur de sodium, utilisées pour l'éclairage public, produisent une douce lumière jaune-orangée.

- Dans les feux d'artifice, le jaune est obtenu grâce au sodium, qui est présent sous forme d'oxalate de sodium (COONa₂), d'oxyde de sodium (Na₂O) ou encore de nitrate de sodium (NaNO₃).

- Le sodium liquide est utilisé comme fluide caloporteur dans les réacteurs nucléaires à neutrons rapides (RNR). A l'heure actuelle, seuls trois réacteurs RNR alimentent un réseau électrique (deux en Russie et un en Chine), les risques liés au sodium liquide (porté à plus de 500 °C) n'étant pas négligeables. En France, le réacteur à neutrons rapides expérimental Superphénix, qui connut une fuite de sodium liquide en 1990, a été arrêté définitivement en 1997.

- Le NaK, alliage de sodium et de potassium liquide à température ambiante, est également utilisé comme fluide caloporteur dans des réacteurs nucléaires à neutrons rapides expérimentaux, ainsi que dans certains satellites soviétiques (il présente l'avantage de rester liquide même lorsqu'il est exposé au vide de l'espace).

- Les batteries constituées d'accumulateurs au sodium-soufre permettent de stocker de l'énergie afin de soutenir un réseau électrique. Ce type de batteries est exploité sur l'île de la Réunion, au Texas, ainsi qu'au Japon..

- Le sodium intervient dans la production du silicium utilisé en électronique ou dans les panneaux solaires.

Les composés du sodium sont assez nombreux. Pour n'en citer que quelques-uns :

- Le sel de table, ou chlorure de sodium, est utilisé pour fabriquer la soude caustique, l'acide chlorhydrique, et le dichlore.

- La soude caustique, ou hydroxyde de sodium, intervient dans la fabrication de la pâte à papier, du savon et des détergents. Elle est également utilisée dans le traitement des eaux, dans le traitement de la bauxite afin de produire de l'aluminium, dans l'industrie textile, etc... la liste est longue.

- L'eau de Javel est une solution aqueuse de chlorure et d'hypochlorite de sodium, utilisée comme agent désinfectant et décolorant.

- Les chaufferettes à main, si apréciées en hivers, contiennent une solution saturée d'acétate de sodium. Lorsque cette solution est portée à plus de 54°C, l'acétate de sodium est entièrement dissous. Quand la température redescend en dessous de 54°C, il reste dissous alors qu'il devrait cristalliser : la solution est alors sursaturée. Pour le faire cristalliser, il suffit de tordre la plaquette métallique contenue dans la solution (cela produit un petit craquement) : l'acétate de sodium repasse alors à l'état solide en libérant de la chaleur.

- Cette liste serait incomplète si nous omettions de parler de l'incontournable bicarbonate de sodium (appelé autrefois bicarbonate de soude). Véritable "produit à tout faire", nous ne citerons ici que quelques-uns de ses usages, tant la liste est longue : soins du visage et de la peau, agent de blanchiment des dents (dentifrice), bain de bouche (contre les aphtes), produit de nettoyage (carrelage, vitres, vaisselle...), fongicide (il permet de lutter contre le mildiou et l'oidium), levure chimique (gâteaux). Sans oublier ses propriétés médicinales : il facilite la digestion et diminue les maux d'estomac (il neutralise l'acidité excessive des sucs gastriques), intervient dans le traitement des diarrhées sévères et de la goutte... et ce n'est là qu'un petit aperçu. Bref, une véritable panacée !

Le potassium (Z = 19)

Très abondant sur Terre, le potassium représente environ 2,6 % de la masse de la croûte terrestre. Il est également présent en grandes quantités dans l'eau des océans, à raison de 0,4 g/L. Il possède 24 isotopesOn appelle isotopes des atomes ayant le même nombre de protons, mais qui différent par leur nombre de neutrons. connus, mais l'on en trouve que trois dans la nature : le potassium 39 (³⁹K), pour 93,3 %, le potassium 41 (⁴¹K), pour 6,7 %, et le potassium 40 (⁴⁰K), radioactif (avec une période de 1,3 milliards d'années) et présent à l'état de traces (0,0117 %).

Origine du potassium

Le potassium est synthétisé par de vieilles massives (au moins huit masses solaires) arrivées au stade de la fusion de l'oxygène, lorsque la température centrale est proche de deux milliards de kelvins et la densité d'environ 10 tonnes / cm³. Une multitude de particules alpha, de protons et de neutrons sont alors libérés (issus de gros noyaux brisés par les photons gammas très énergétiques), qui participent ensuite à la synthèse d'éléments tels que le chlore, l'argon, le potassium, le calcium... Du potassium sera également produit lors de l'explosion de l'étoile (supernova).

Un peu d'histoire

En 1807, le physicien et chimiste britanique Humphry Davy (1778-1829) réalise l'électrolyse de la potasse caustique (KOH), ce qui lui permet d'isoler le potassium, faisant de celui-ci le tout premier élément à être découvert grâce à la fée électricité. Davy le baptise ainsi en référence à la potasse, qui tient elle-même son nom de l'anglais "pot ash", ou de l'allemand "pottasche", ou peut-être du néerlandais "potas". Quoi qu'il en soit, la signification reste la même, à savoir "cendre de pot", la potasse pouvant être obtenue à partir de cendres de végétaux mélangées à de l'eau... dans un pot. Le savant suédois Jöns Jacob Berzelius (1779-1848) préfère quant à lui appeler kalium ce nouvel élément, la potasse étant autrefois préparée à partir de salicorne, appelée "al kali" en arabe (d'où le terme "alcalin"). Berzélius étant l'inventeur des symboles chimiques utilisés de nos jours, nous lui devons donc le "K" de potassium.

Propriétés du potassium

Troisième élément du groupe des alcalins, le potassium présente un aspect gris métallique légèrement bleuté !. Métal mou (on peut aisément le couper à l'aide d'un couteau), il est également très léger (sa masse volumique est de 0,89 g/cm³), ce qui lui permet de flotter sur l'eau. Il réagit violemment au contact de cette dernière, encore plus vigoureusement que le sodium, prenant feu avec des flammes roses-violettes, et libérant de grandes quantités de dihydrogène, ce qui produit généralement une explosion ! :

2 K + 2 H₂O ---> 2 KOH + H₂

A l'instar des autres métaux alcalins, il s'oxyde très rapidement au contact de l'air, ce qui oblige à le conserver dans l'huile. Quant à sa température de fusion, elle n'est que de 63,5°C.
Enfin, bien que le potassium 40 soit présent en très faibles quantités dans le sol, il est à l'origine d'une part importante de la radioactivité naturelle, y compris chez les êtres vivants, du fait des apports alimentaires (on estime que chez un homme de 80 kg, ce sont près de 5000 atomes de potassium 40 qui se désintègrent chaque seconde).

Dans notre corps, le potassium joue un rôle important dans la transmission de l'influx nerveux et la contraction des muscles (notamment du muscle cardiaque). Sa concentration dans le sang, appelée kaliémie, doit donc être équilibrée afin de participer au bon fonctionnement de notre coeur. Le potassium intervient également dans la sécrétion de l'insuline, et contribue à la régulation de l'acidité des sucs gastriques.
Nombre d'aliments en contiennent : bananes, tomates, pommes de terre, figues, lentilles, avocats, chocolat noir...

Production industrielle du potassium

N'existant pas à l'état natif, on trouve le potassium combiné à d'autres éléments (sodium, calcium, magnésium...), dans des gisements d'origine sédimentaire, provenant de l'évaporation d'anciennes mers. Les sels naturels de potassium sont principalement des chlorures (sylvine (KCl), carnallite...) ou des sulfates (schönites, polyhalite...). En général, on donne indistinctement à ces sels le nom de "potasse".

Le plus gros producteur mondial de potasse est le Canada (gisements du Saskatchewan), avec 21 millions de tonnes en 2019 (soit 13 millions de tonnes en "équivalant K₂O"), ce qui représente un peu plus de 30% de la production mondiale. Viennent ensuite la Russie, la Biélorussie et la Chine. La France n'en produit plus depuis 2002, date à laquelle ses mines de potasse, situées en Alsace, ont fermé.

Quelques exemples d'utilisation du potassium

- Indispensable à la croissance des plantes, le potassium entre dans la composition des engrais NPK (azote - phosphore - potassium).

- La potasse caustique (ou hydroxyde de potassium) intervient dans la fabrication du savon noir, de produits détergents, de certains engrais liquides, ou encore du carbonate de potassium (K₂CO₃), qui est à son tour employé pour élaborer des verres spéciaux utilisés en optique. L'hydroxyde de potassium sert également d'électrolyte dans les piles alcalines.

- Le NaK, alliage de sodium et de potassium liquide à température ambiante, est utilisé comme fluide caloporteur dans des réacteurs nucléaires à neutrons rapides expérimentaux, ainsi que dans certains satellites soviétiques (il présente l'avantage de rester liquide même lorsqu'il est exposé au vide de l'espace).

- Le chlorure de potassium (KCl) est parfois employé en cuisine comme sel de substitution par les personnes sujettes à l'hypertension. Létal à forte dose (il provoque un arrêt cardiaque), il est injecté en intraveineuse aux condamnés à mort aux Etats-Unis.

- L'iodure de potassium (KI), utilisé autrefois en photographie (comme précurseur du chlorure d'argent), est un additif alimentaire ajouté dans le sel de table "iodé", afin de prévenir les carences en iode (responsables du "crétinisme").

- En raison de ses propriétes sédatives et antispasmodiques, le bromure de potassium (KBr) est utilisé comme antiépileptique dans certains pays (notamment en Allemagne).

Mythe ou réalité, le bromure de potassium aurait été employé autrefois dans l'armée, à l'insu des soldats (ajouté à leur nourriture), afin d'inhiber leur désir sexuel.

- Le sulfate de potassium (K₂SO₄) est parfois utilisé comme mordant (substance qui permet de fixer la couleur) dans l'industrie textile.

- Le permanganate de potassium est un composé ionique de formule KMnO₄, très soluble dans l'eau. Intervenant comme oxydant dans nombre de réactions chimiques, il en est également utilisé dans le domaine de la santé comme antiseptique (en solution, à 0,5 g/L), ainsi que dans le traitement de l'eau (il permet d'oxyder le fer et le manganèse contenus dans les eaux souterraines).

- Le dichromate de potassium (K₂Cr₂O₇), solide de couleur orangée, est utilisé (entre autres) dans les éthylotests (alcootests) chimiques. Pour faire simple, en présence d'éthanol, les ions chrome VI contenus dans le dichromate de potassium se transforment en ions chrome III, de couleur verte, ce qui permet de confondre les contrevenants. Pour la petite histoire, le record du monde d'alcoolémie est détenu depuis le 24 juillet 2013 par un Polonais, qui a été retrouvé totalement ivre dans un fossé en bord de route, avec un taux d'alcoolémie de 13,7 g par litre de sang ! Normalement, il aurait dû être mort...

- En chimie, le potassium métallique est souvent employé pour ses propriétés réductrices (il "donne" facilement des électrons aux autres substances).

- La méthode de datation par le potassium-argon est employée pour estimer l'âge de roches formées à partir de magmas entièrement dégazés, en mesurant les quantités relatives de potassium 40 et d'argon 40 qu'elles contiennent. On part de l'hypothèse selon laquelle au moment de sa formation, la roche contient du potassium 40 (isotope radioactif), mais pas d'argon. Une fois que le magma est solidifié, le potassium 40 se désintègre progressivement (avec une périodeLa période ou demi-vie d'un isotope radio-actif correspond à la durée au bout de laquelle la moitié des noyaux de cet isotope se sont désintégrés. de 1,25 milliards d'années) en libérant de l'argon 40 qui s'accumule progressivement dans la roche. Donc, plus le temps passe, moins il y a de potassium 40 et plus il y a d'argon 40. Les formules mathématiques font le reste...

- Dans les feux d'artifice, la couleur violette est généralement obtenue à l'aide de sels de potassium.

Le rubidium (Z = 37)

Le rubidium appartient à la famille des métaux alcalins. On lui connait 32 isotopesOn appelle isotopes des atomes ayant le même nombre de protons, mais qui différent par leur nombre de neutrons., mais seuls deux d'entre eux sont présents dans la nature : le rubidium 85 ⁸⁵Rb (72,2 %), seul isotope stable, et le rubidium 87 ⁸⁷Rb (27,8 %) radioactif (avec une période de 49 milliards d'années). On le trouve en petites quantités dans certains minéraux (pollucite, lépidotite, carnallite, triphylite), sa teneur moyenne (ou clarke) dans l'écorce terrestre étant de 79 g/tonne. Il est également présent à l'état de traces dans l'eau de mer (un peu moins de 0,2 mg/L) et dans les eaux minérales.

Origine du rubidium

Le rubidium est essentiellement produit par capture de neutrons, comme nombre d'éléments plus lourds que le fer, lors de l'explosion d'étoiles massives, selon un mécanisme appelé processus r, la lettre r signifiant qu'il s'agit d'un processus de capture rapide, nécessitant un flux de neutrons très élevé.

Un peu d'histoire

Le rubidium a été découvert en 1860 par les allemands Gustav Kirchhoff (physicien) et Robert Bunsen (chimiste).

Alors qu'ils effectuent l'analyse spectroscopiqueL'analyse spectroscopique d'une substance chimique inconnue consiste à chauffer cette dernière et à analyser les raies spectrales (rayonnements) qu'elle émet afin d'en déterminer la composition. de l'eau de Dürkheim (ville thermale allemande) afin d'en déterminer la composition, ils observent une multitude de raies spectrales inconnues, témoins de la présence de nouveaux éléments chimiques, qu'il nomment en fonction de la couleur desdites raies. C'est ainsi que l'un de ces éléments, caractérisé par de belles raies spectrales d'un rouge profond, sera appelé "rubidium" (du latin "rubeus" signifiant rougeâtre).
Un peu plus d'un siècle plus tard, en 1995 pour être précis, le tout premier condensat de Bose-EinsteinLorsqu'ils sont refroidis à une température ultra-basse (à l'aide de champs magnétiques et de lasers), certains gaz voient leurs atomes perdre leur individualité et adopter un comportement collectif. On appelle cela un condensat de Bose-Einstein, en référence à Albert Einstein qui, s'appuyant sur les travaux du physicien indien Satyendranath Bose, prédit en 1924 l'existence de cet état particulier de la matière. sera obtenu à partir d'atomes de rubidium refroidis à une température inférieure à 170 nanokelvins, soit très proche du zéro absolu (-273,15°C).

Propriétés du rubidium

Dans les CNTPLes CNTP ou conditions normales de température et de pression sont considérées de façon arbitraire comme étant les conditions d'expérimentation et de mesure en laboratoire, définies par une température de 0°C (273,15 K) et une pression de 1 atmosphère (soit 101 325 Pa ou 1,013 bars)., le rubidium pur se présente sous forme d'un métal mou d'aspect argenté, très léger (sa masse volumique n'est que de 1,53 g/cm³) dont la température de fusion n'est que de 39,3°C. Il peut d'ailleurs être maintenu dans l'état liquide à température ambiante grâce au phénomène de surfusionUne substance est en état de surfusion lorsqu'elle reste à l'état liquide alors que sa température descend en dessous de sa température de solidification. C'est parfois le cas de l'eau quand elle est très pure (elle ne doit pas contenir de poussières), mais il suffit alors d'une petite perturbation (comme un léger choc) pour qu'elle gèle instantanément., à l'instar du césium et du gallium.

Le rubidium appartient à la famille des métaux alcalins, par conséquent il réagit violemmment avec l'eau et s'enflamme au contact du dioxygène de l'air.
Les plantes ayant la capacité de l'absorber facilement, il est donc présent dans notre alimentation (en très faibles quantités), mais il ne semble pas qu'il joue de rôle particulier dans notre métabolisme. Légérement toxique en cas d'ingestion, le principal danger du rubidium réside dans le risque de brûlures thermiques qu'il peut occasionner lors d'une manipulation.

Production industrielle du rubidium

Le rubidium est principalement coproduit lors de l'exploitation de minerais contenant du césium ou du lithium. En 2022, les réserves connues sont estimées à 200 000 tonnes, détenues principalent par la Namibie, le Zimbabwe, le Canada, la Chine et l'Australie. Sa production est cependant faible : de l'ordre de 5 tonnes/an en 2022.

Quelques exemples d'utilisation du rubidium

- Le rubidium 82, radioactif (c'est un émetteur gamma), est utilisé en médecine en raison de sa propension à se concentrer sur les cellules cancéreuses, ce qui permet de localiser les tumeurs cérébrales. Il est également employé en imagerie médicale pour détecter les anomalies cardiaques.

- L’oxyde de rubidium (Rb₂O) et/ou le carbonate de rubidium (Rb₂CO₃) entrent dans la composition des verres trempés utilisés pour fabriquer les fibres optiques.

- Le rubidium est utilisé (avec le césium) dans certaines cellules photovoltaïques.

- Les horloges atomiques au rubidium, moins précises que celles au césium mais beaucoup moins chères, permettent de mesurer le temps avec une marge d'erreur de l'ordre d'une seconde tous les 600 ans.

Voilà pour l'essentiel...

Le césium (Z = 55)

Le césium est, après le francium, l'élément qui a le plus d' isotopesOn appelle isotopes des atomes ayant le même nombre de protons, mais qui différent par leur nombre de neutrons. connus (à savoir 40), mais un seul d'entre eux, le césium 133 (¹³³Cs), est stable et présent dans la nature, les autres isotopes étant radioactifs. Il est peu abondant dans la croûte terrestre : son clarke n'est que de 3 ppm (parties par millions), soit une teneur moyenne de 3 g/tonne. Son principal minerai est un aluminosilicate, la pollucite, de formule (Cs,Na)₂Al₂Si₄O₁₂.2H₂O, appelée ainsi en référence au Pollux de la mythologie grecque, car elle est souvent associée à la pétalite, minerai autrefois connu sous le nom de castorite.

Origine du césium

Le césium est produit au coeur des étoiles peu massives, par capture de neutrons, lorsque ces dernière arrivent en fin de vie. Plusieurs réactions sont alors susceptibles de fournir des neutrons, comme par exemple :

¹²C + ¹²C ---> ²³Mg + ¹n (neutron)

¹³C + ⁴He ---> ¹⁶O + ¹n

²²Ne + ⁴He ---> ²⁵Mg + ¹n

Comme il s'agit d'un mode de capture lent, on appelle cela le processus s ("s" pour slow). On estime toutefois que ce processus ne rend compte que de 30% de tout le césium présent dans l'Univers, les 70% restants étant produits lors de la fusion de deux étoiles à neutrons. Le mécanisme qui intervient alors est appelé processus r, la lettre r signifiant qu'il s'agit d'un processus de capture rapide, nécessitant un flux de neutrons très élevé.

Un peu d'histoire

Le césium a été découvert en 1860 par les allemands Gustav Kirchhoff (physicien) et Robert Bunsen (chimiste).

Alors qu'ils effectuent l'analyse spectroscopiqueL'analyse spectroscopique d'une substance chimique inconnue consiste à chauffer cette dernière et à analyser les raies spectrales (rayonnements) qu'elle émet afin d'en déterminer la composition. de l'eau de Dürkheim (ville thermale allemande) afin d'en déterminer la composition, ils observent une multitude de raies spectrales inconnues, témoins de la présence de nouveaux éléments chimiques, qu'il nomment en fonction de la couleur desdites raies. C'est ainsi que l'un de ces éléments, caractérisé par des raies spectrales de couleur bleu clair, sera appelé "césium" (du latin "caesius" signifiant bleu ciel).

Propriétés du césium

Métal mou (c'est même le plus mou) et ductile (il peut être étiré sans se rompre), le césium présente un aspect brillant, légérement doré. Sa température de fusion n'est que de 28°C (il fond donc dans la main), et il peut être maintenu dans l'état liquide à température ambiante grâce au phénomène de surfusionUne substance est en état de surfusion lorsqu'elle reste à l'état liquide alors que sa température descend en dessous de sa température de solidification. C'est parfois le cas de l'eau quand elle est très pure (elle ne doit pas contenir de poussières), mais il suffit alors d'une petite perturbation (comme un léger choc) pour qu'elle gèle instantanément., à l'instar du rubidium et du gallium.

Le césium est l'élément le moins électronégatif connu (cela signifie qu'il cède très facilement ses électrons, en particulier celui de sa dernière couche), ce qui en fait le plus réactif des métaux alcalins : il réagit de façon vigoureuse avec l'air (il s'enflamme spontanément) et avec l'eau (il explose) (voir ici !). Dès qu'il entre au contact de l'eau, il se forme de l'hydroxyde de césium, avec dégagement de dihydrogène :

2 Cs + 2 H₂O ---> 2 CsOH + H₂

L'hydroxyde de césium est une base ("inverse" d'un acide) très réactive : elle est capable d'attaquer le verre.

Le césium 133 est considéré comme peu toxique, mais absorbé en excès, il peu provoquer perte d'appétit, nausées, vomissements et diarrhées. Il ne semble toutefois pas jouer de rôle particulier dans notre corps.

Quant au césium 137, il n'existe pas à l'état naturel car il est radioactif, avec une périodeLa période ou demi-vie d'un élément radioactif correspond à la durée au bout de laquelle la moitié des atomes de cet élément se sont désintégrés spontanément. de 30 ans. Essentiellement produit lors de la fission de l'uranium, il constitue la principale source de radioactivité des déchets des réacteurs nucléaires, avec le strontium-90 et les isotopes du plutonium. Les essais nucléaires et l'accident de Tchernobyl en ont envoyé des quantités non négligeables dans l'atmosphère, ce qui n'est pas une bonne nouvelle car il est considéré comme radiotoxique et s'avère dangereux s'il est ingéré ou inhalé.

Production industrielle du césium

Nous l'avons vu, le principal minéral contenant du césium est la pollucite, avec une teneur en oxyde de césium (Cs₂O) variant de 5 à 32 % selon les gisements. Le plus important au monde est celui de Bernic Lake, situé dans la province de Manitoba (Canada). Il renfermerait à lui seul près de 120 000 tonnes de Cs₂O, soit plus de la moitié des réserves mondiales (estimées à 220 000 tonnes en 2019). La production mondiale de césium est cependant très faible, puisqu'elle n'est que de 5 à 10 tonnes par an.

La pollucite est dans un premier temps dissoute dans de l'acide chlorhydrique chaud (ou dans de l'acide sulfurique, mais cela implique davantage d'étapes), ce qui permet d'obtenir du chlorure de césium. Ce dernier est ensuite réduit (vers 750°C) par du calcium ou du baryum, donnant ainsi du césium pur (métal).

Quelques exemples d'utilisation du césium

- Le formiate de césium, sel de formule Cs(CCOO), est employé depuis les années 1990 dans les puits de forage pétroliers et gaziers sous haute pression et haute température (jusqu'à 1 000 atmosphères et 200°C), notamment en Mer du Nord. Il donne en effet des boues extrêmement denses, qui permettent d'une part de faire remonter les débris de forage à la surface, d'autre part de contrebalancer la pression élevée qui règne au fond du puits.

- La définition de la seconde a longtemps reposé sur des phénomènes astronomiques : considérée dans un premier temps comme 1/86 400 du jour solaire moyen, elle est redéfinie en 1960, lors de la 11^ème Conférence générale des poids et mesures (CGPM), comme correspondant à 1/31 556 925,9747 de l'année tropique. La précision est certes meilleure, mais les phénomènes astronomiques étant par nature sujets à fluctuations, la 13^ème Conférence générale sur les poids et mesures décida en 1967 de se tourner vers l'infiniment petit : dorénavant, la la seconde correspond à la durée de 9 192 631 770 périodes de la radiation correspondant à la transition entre les 2 niveaux hyperfins de l’état fondamental de l’atome de césium 133 au repos, à une température de 0 K.

- Le césium 137, émetteur gamma, est utilisé en médecine pour traiter certaines tumeurs cancéreuses. Il est également employé dans l'industrie pour contrôler les soudures de pièces métalliques.

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