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title: "L’hydrogène et le bloc s"
book: "Chimie universitaire — 1re année"
subject: chemistry
language: fr
chapter: 26
exercises: 12
source: https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/26-lhydrogene-et-le-bloc-s
license: CC-BY-NC-SA-4.0
credit: "One Chemistry Book, One Course (one-course.com)"
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# Chapitre 26 — L’hydrogène et le bloc s

Chaque téléphone, chaque ordinateur portable et chaque voiture électrique embarque une batterie dont les charges positives sont portées par des ions lithium. Ce lithium provient surtout de deux sources : des mines de roche dure en Australie et les salars des Andes, où une saumure pompée sous la croûte est laissée à évaporer au soleil pendant des mois, jusqu’à ce que l’on puisse en précipiter des sels de lithium. Le lithium est le premier des [métaux alcalins](#def-b1-s-block-families), les métaux les plus réactifs qui soient, et ses voisins sodium, potassium, magnésium et calcium fournissent les grands produits de base de l’industrie : soude caustique, carbonate de sodium, chaux. Ce chapitre ouvre la chimie descriptive des éléments avec l’hydrogène et le [bloc](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/2-periodicite#def-b1-periodicity-table) s, en se servant des outils des chapitres précédents — énergies d’ionisation, [potentiels standard](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/13-equilibres-doxydoreduction-et-relation-de-nernst#def-b1-nernst-electrode-potential), [produits de solubilité](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/11-precipitation-et-solubilite#def-b1-precipitation-solubility-product) — pour expliquer le comportement de ces éléments.

**Rappel.**

Les énergies d’ionisation et l’[électronégativité](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/2-periodicite#def-b1-periodicity-electronegativity) ([Chapitre 2](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/2-periodicite#ch-b1-periodicity)) ; les [potentiels standard](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/13-equilibres-doxydoreduction-et-relation-de-nernst#def-b1-nernst-electrode-potential) ([Chapitre 13](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/13-equilibres-doxydoreduction-et-relation-de-nernst#ch-b1-nernst)) ; les [produits de solubilité](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/11-precipitation-et-solubilite#def-b1-precipitation-solubility-product) et la précipitation des hydroxydes ([Chapitre 11](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/11-precipitation-et-solubilite#ch-b1-precipitation)). Le volume scolaire (année 10) regroupait les éléments en familles : [métaux alcalins](#def-b1-s-block-families), [métaux alcalino-terreux](#def-b1-s-block-families), halogènes, gaz nobles.

![Bassins d’évaporation de saumure lithinifère sur le salar d’Atacama, vus de l’espace (Landsat 8, 2018 ; NASA Earth Observatory, domaine public, Wikimedia Commons). La couleur de chaque bassin change à mesure que la saumure se concentre et que les sels cristallisent.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-s-block/img-62416e056b18.jpg)

*Bassins d’évaporation de saumure lithinifère sur le salar d’Atacama, vus de l’espace (Landsat 8, 2018 ; NASA Earth Observatory, domaine public, Wikimedia Commons). La couleur de chaque bassin change à mesure que la saumure se concentre et que les sels cristallisent.*

## 26.1 L’hydrogène et les hydrures

L’hydrogène possède un électron : il peut le perdre ($\ce{H+}$, porté par l’eau sous forme de $\ce{H3O+}$), le mettre en commun ([liaisons covalentes](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/3-schemas-de-lewis-mesomerie-et-vsepr#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis)) ou en gagner un ($\ce{H-}$, de [configuration électronique](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/1-nombres-quantiques-et-configurations-electroniques#def-b1-quantum-numbers-configuration) celle de l’hélium). Ce qu’il fait dépend de son partenaire.

**Définition 26.1 (Hydrures).**

Un *hydrure* est un composé binaire de l’hydrogène et d’un autre élément. Les *hydrures salins*, formés avec les [métaux alcalins](#def-b1-s-block-families) et les alcalino-terreux les plus lourds ($\ce{LiH}$, $\ce{NaH}$, $\ce{CaH2}$), sont des solides ioniques contenant $\ce{H-}$. Les *hydrures covalents*, formés avec les éléments du [bloc](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/2-periodicite#def-b1-periodicity-table) p ($\ce{CH4}$, $\ce{NH3}$, $\ce{H2O}$, $\ce{HCl}$), sont moléculaires. Les *hydrures métalliques*, formés avec certains métaux de transition, sont des solides dans lesquels l’hydrogène occupe des [sites interstitiels](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/5-cristaux-i-le-cristal-parfait-et-les-metaux#def-b1-crystals-metals-site) du [réseau](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/5-cristaux-i-le-cristal-parfait-et-les-metaux#def-b1-crystals-metals-lattice) du métal, souvent avec une composition variable.

L’ion [hydrure](#def-b1-s-block-hydride) est une base et un [réducteur](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/13-equilibres-doxydoreduction-et-relation-de-nernst#def-b1-nernst-couple) très forts : les [hydrures salins](#def-b1-s-block-hydride) réagissent avec l’eau, $\ce{NaH + H2O -> NaOH + H2}$, et servent d’agents desséchants pour les solvants et de bases en synthèse organique ([Chapitre 22](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/22-les-alcools-activer-le-groupe-oh#ch-b1-alcohol-activation)). Les [hydrures covalents](#def-b1-s-block-hydride) de la deuxième [période](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/2-periodicite#def-b1-periodicity-table) traduisent l’évolution de l’[électronégativité](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/2-periodicite#def-b1-periodicity-electronegativity) le long de celle-ci : $\ce{CH4}$ n’est ni acide ni basique, $\ce{NH3}$ est basique, $\ce{H2O}$ amphotère, $\ce{HF}$ acide.

## 26.2 Les métaux alcalins

**Définition 26.2 (Métaux alcalins et alcalino-terreux).**

Les *métaux alcalins* (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) forment le [groupe](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/2-periodicite#def-b1-periodicity-table) 1, avec un électron de valence *ns*$^1$ ; les *métaux alcalino-terreux* (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) forment le [groupe](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/2-periodicite#def-b1-periodicity-table) 2, avec *ns*$^2$. Ces éléments constituent le [bloc](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/2-periodicite#def-b1-periodicity-table) s.

**Proposition 26.3 (Les métaux alcalins sont des réducteurs forts).**

Les [métaux alcalins](#def-b1-s-block-families) ont les [énergies de première ionisation](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/2-periodicite#def-b1-periodicity-ionisation-energy) les plus faibles de leur [période](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/2-periodicite#def-b1-periodicity-table) (Li $5.39\,\mathrm{eV}$, Na 5.14, K 4.34) et des [potentiels standard](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/13-equilibres-doxydoreduction-et-relation-de-nernst#def-b1-nernst-electrode-potential) très négatifs ($\ce{Li+}$/$\ce{Li}$ $-3.04$ V, $\ce{Na+}$/$\ce{Na}$ $-2.71$, $\ce{K+}$/$\ce{K}$ $-2.94$) : ils réduisent l’eau et ne se rencontrent dans la nature que sous forme d’ions $\ce{M+}$.

**Démonstration.** Un électron unique à l’extérieur d’un cœur de gaz noble, loin du noyau et écranté par les couches internes ([Chapitre 2](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/2-periodicite#ch-b1-periodicity)), s’arrache facilement. Dans l’eau, le petit ion $\ce{M+}$ est fortement hydraté, ce qui abaisse encore le potentiel du couple. Avec un $E^\circ$ inférieur de plus de $2.2\,\mathrm{V}$ à la droite de l’eau à pH 7 ($-0.41$ V), la réaction $\ce{2M + 2H2O -> 2M+ + 2OH- + H2}$ a une constante énorme ([Proposition 13.12](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/13-equilibres-doxydoreduction-et-relation-de-nernst#prop-b1-nernst-equilibrium-constant)). ∎

![À gauche : le sodium est conservé sous huile minérale, à l’abri de l’air et de l’humidité (photographie Justin Urgitis, CC BY-SA 2.5). À droite : couleurs de flamme, de gauche à droite, de composés du lithium, du strontium, du calcium, du sodium, du baryum, du bore, du cuivre, du césium et du potassium : les électrons excités dans la flamme retournent vers des niveaux inférieurs en émettant de la lumière à des longueurs d’onde caractéristiques de chaque élément () (photographie Hegelrast, CC BY-SA 4.0). Les deux images proviennent de Wikimedia Commons.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-s-block/img-cafacefef83e.jpg)

![À gauche : le sodium est conservé sous huile minérale, à l’abri de l’air et de l’humidité (photographie Justin Urgitis, CC BY-SA 2.5). À droite : couleurs de flamme, de gauche à droite, de composés du lithium, du strontium, du calcium, du sodium, du baryum, du bore, du cuivre, du césium et du potassium : les électrons excités dans la flamme retournent vers des niveaux inférieurs en émettant de la lumière à des longueurs d’onde caractéristiques de chaque élément () (photographie Hegelrast, CC BY-SA 4.0). Les deux images proviennent de Wikimedia Commons.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-s-block/img-bc353a64d5cd.jpg)

*À gauche : le sodium est conservé sous huile minérale, à l’abri de l’air et de l’humidité (photographie Justin Urgitis, CC BY-SA 2.5). À droite : couleurs de flamme, de gauche à droite, de composés du lithium, du strontium, du calcium, du sodium, du baryum, du bore, du cuivre, du césium et du potassium : les électrons excités dans la flamme retournent vers des niveaux inférieurs en émettant de la lumière à des longueurs d’onde caractéristiques de chaque élément ([Chapitre 1](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/1-nombres-quantiques-et-configurations-electroniques#ch-b1-quantum-numbers)) (photographie Hegelrast, CC BY-SA 4.0). Les deux images proviennent de Wikimedia Commons.*

**Au laboratoire — Une démonstration, pas une expérience.**

La réaction du sodium avec l’eau n’est montrée que par un enseignant, derrière un écran de protection, avec un morceau de la taille d’une lentille lâché dans un grand cristallisoir d’eau additionnée de phénolphtaléine : le métal fond en une bille qui court à la surface, le dihydrogène crépite, et la traînée rose révèle l’hydroxyde formé. Le potassium enflamme le dihydrogène. De plus gros morceaux explosent. Le sodium se coupe sous l’huile, se manipule à la pince, et ses résidus sont détruits à l’éthanol, jamais à l’eau.

Le lithium est l’exception de son groupe : l’ion le plus petit, le plus fortement hydraté, donc le potentiel le plus négatif, et pourtant la réaction la plus lente avec l’eau. Ses composés ressemblent à ceux du magnésium (le carbonate et le phosphate de lithium sont peu solubles, comme ceux du magnésium) : c’est une relation diagonale dans le tableau périodique. Les [métaux alcalins](#def-b1-s-block-families) sont produits par électrolyse de leurs chlorures fondus, car aucun [réducteur](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/13-equilibres-doxydoreduction-et-relation-de-nernst#def-b1-nernst-couple) chimique n’est assez fort ; les réactions aux électrodes de ces cellules sont étudiées dans le volume de deuxième année.

## 26.3 Les composés du sodium dans l’industrie

**Définition 26.4 (Caractère des oxydes).**

Un *oxyde basique* réagit avec l’eau pour donner un hydroxyde, ou avec les acides pour donner des sels ($\ce{Na2O}$, $\ce{CaO}$) ; un *oxyde acide* réagit avec l’eau pour donner un acide, ou avec les bases pour donner des sels ($\ce{CO2}$, $\ce{SO3}$, $\ce{P4O10}$) ; un *oxyde amphotère* réagit à la fois avec les acides et avec les bases ($\ce{Al2O3}$, $\ce{ZnO}$). Le long d’une [période](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/2-periodicite#def-b1-periodicity-table), les oxydes passent de basiques (métaux, à gauche) à acides (non-métaux, à droite).

L’hydroxyde de sodium est fabriqué par électrolyse de la saumure (le procédé chlore-soude, qui fournit aussi du dichlore et du dihydrogène). Le carbonate de sodium, utilisé pour le verre, les détergents et l’extraction du lithium, est soit extrait sous forme du minéral trona, soit fabriqué à partir de sel et de calcaire : en 2025, le monde en a produit environ 71 millions de tonnes, dont 19 millions issus de gisements naturels et 52 millions de synthèse, en majeure partie par le procédé Solvay.

**Proposition 26.5 (Le procédé Solvay).**

Le procédé Solvay convertit le chlorure de sodium et le carbonate de calcium en carbonate de sodium et chlorure de calcium, $\ce{2NaCl + CaCO3 -> Na2CO3 +
CaCl2}$, par des étapes dans lesquelles l’ammoniac et le dioxyde de carbone sont recyclés.

**Démonstration.** Les étapes sont : (1) $\ce{CaCO3 -> CaO + CO2}$ (four à chaux) ; (2) $\ce{NaCl + NH3 +
CO2 + H2O -> NaHCO3 + NH4Cl}$ (la saumure ammoniacale est carbonatée ; l’hydrogénocarbonate, le sel le moins soluble présent, précipite) ; (3) $\ce{2NaHCO3 -> Na2CO3 + CO2 + H2O}$ (calcination) ; (4) $\ce{CaO + H2O ->
Ca(OH)2}$ ; (5) $\ce{Ca(OH)2 + 2NH4Cl -> CaCl2 + 2NH3 + 2H2O}$ (récupération de l’ammoniac). En additionnant $(1) + 2\times(2) + (3) + (4) + (5)$, $\ce{NH3}$, $\ce{CO2}$, $\ce{NH4Cl}$, $\ce{NaHCO3}$, $\ce{CaO}$, $\ce{Ca(OH)2}$ et l’eau se simplifient : $\ce{2NaCl + CaCO3 -> Na2CO3 + CaCl2}$. ∎

![Le procédé Solvay. Le dioxyde de carbone et l’ammoniac circulent en boucle ; le sel et le calcaire entrent, le carbonate de sodium et le chlorure de calcium sortent.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-s-block/fig-36f3b33eaa4c.svg)

*Le procédé Solvay. Le dioxyde de carbone et l’ammoniac circulent en boucle ; le sel et le calcaire entrent, le carbonate de sodium et le chlorure de calcium sortent.*

![Une usine de carbonate de sodium : fours à chaux, tours de carbonatation et stocks de carbonate de sodium.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-s-block/img-a198b0c7519a.jpg)

*Une usine de carbonate de sodium : fours à chaux, tours de carbonatation et stocks de carbonate de sodium.*

**Méthode 26.6 (Bilan de matière sur un schéma de procédé).**

1. Écrire l’équation globale (somme des étapes, espèces recyclées simplifiées).
2. À partir du produit voulu, calculer les quantités de matières premières avec l’équation globale, puis corriger du [rendement](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/7-decrire-un-systeme-chimique-avancement-activites-q-et-k#def-b1-extent-q-and-k-fractional-extent) de chaque étape.
3. Pour une espèce recyclée, ne calculer que l’appoint nécessaire pour compenser ses pertes.
4. Vérifier le bilan de chaque élément entre entrées et sorties.

## 26.4 Les métaux alcalino-terreux

Le magnésium et le calcium sont moins réactifs que les [métaux alcalins](#def-b1-s-block-families) (énergies d’ionisation plus élevées : Mg $7.65\,\mathrm{eV}$, Ca 6.11 ; deux électrons à perdre), mais restent des [réducteurs](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/13-equilibres-doxydoreduction-et-relation-de-nernst#def-b1-nernst-couple) forts ($E^\circ$ de $\ce{Mg^2+}$/$\ce{Mg}$ $-2.36$ V). Le magnésium brûle dans l’air avec une lumière blanche éblouissante ; sa couche d’oxyde le protège à température ambiante. On récupère le magnésium de l’eau de mer en précipitant son hydroxyde par la chaux, $\mathrm{p}K_s = 11.25$ ([Chapitre 11](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/11-precipitation-et-solubilite#ch-b1-precipitation)).

**Proposition 26.7 (Le cycle de la chaux).**

Calcaire, chaux vive, chaux éteinte et de nouveau calcaire forment un cycle : $\ce{CaCO3 -> CaO + CO2}$ (chauffage dans un four) ; $\ce{CaO + H2O -> Ca(OH)2}$ (extinction, fortement exothermique) ; $\ce{Ca(OH)2 + CO2 -> CaCO3 + H2O}$ (prise du mortier de chaux à l’air). Le cycle dans son ensemble ne change rien chimiquement, mais stocke et libère de l’énergie et du dioxyde de carbone.

**Démonstration.** En additionnant les trois équations, toutes les espèces se simplifient. La décomposition du carbonate exige de la chaleur, restituée lors des deux autres étapes ; le $\ce{CO2}$ dégagé dans le four est repris, lentement, par le mortier. ∎

![Le cycle de la chaux, du calcaire au mortier et retour au carbonate de calcium.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-s-block/fig-c3162d4b41bc.svg)

*Le cycle de la chaux, du calcaire au mortier et retour au carbonate de calcium.*

## 26.5 Le lithium

![Les principaux producteurs de lithium en 2025 (estimations ; total mondial d’environ 290\,000 tonnes de lithium). L’Australie exploite des roches dures (spodumène) ; le Chili et l’Argentine pompent des saumures.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-s-block/fig-187cd03dccad.svg)

*Les principaux producteurs de lithium en 2025 (estimations ; total mondial d’environ $290\,000$ tonnes de lithium). L’Australie exploite des roches dures (spodumène) ; le Chili et l’Argentine pompent des saumures.*

La saumure est concentrée par évaporation, le magnésium éliminé par la chaux, et le carbonate de lithium précipité par le carbonate de sodium. Le carbonate de lithium a la propriété inhabituelle d’être moins soluble à chaud qu’à froid : $1.31\,\%$ en masse à $20\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, $0.84\,\%$ à $80\,{}^{\circ}\mathrm{C}$, $0.71\,\%$ à $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$. On le précipite donc à chaud, comme le calcule le problème du week-end.

## 26.6 Exercices

**Exercice 26.1 ★.**

Classer en [hydrure salin](#def-b1-s-block-hydride), covalent ou métallique : $\ce{KH}$, $\ce{SiH4}$, $\ce{CaH2}$, $\ce{H2S}$, $\ce{PdH_{0.6}}$. Écrire la réaction de $\ce{CaH2}$ avec l’eau.

**Solution de Exercice 26.1.**

$\ce{KH}$ et $\ce{CaH2}$ : salins ; $\ce{SiH4}$ et $\ce{H2S}$ : covalents ; $\ce{PdH_{0.6}}$ : métallique. $\ce{CaH2 + 2H2O -> Ca(OH)2 + 2H2}$.

**Exercice 26.2 ★.**

Écrire les réactions du lithium, du sodium et du potassium avec l’eau, et du magnésium avec l’acide chlorhydrique dilué.

**Solution de Exercice 26.2.**

$\ce{2Li + 2H2O -> 2LiOH + H2}$, et de même avec Na et K ; $\ce{Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2}$.

**Exercice 26.3 ★.**

Classer en [oxyde basique](#def-b1-s-block-oxide-character), acide ou amphotère : $\ce{Na2O}$, $\ce{MgO}$, $\ce{Al2O3}$, $\ce{SiO2}$, $\ce{SO3}$, $\ce{ZnO}$, $\ce{CO2}$. Écrire une réaction pour chaque catégorie.

**Solution de Exercice 26.3.**

Basiques : $\ce{Na2O}$, $\ce{MgO}$ ($\ce{MgO + 2HCl -> MgCl2 + H2O}$). Acides : $\ce{SiO2}$, $\ce{SO3}$, $\ce{CO2}$ ($\ce{SO3 + H2O -> H2SO4}$). Amphotères : $\ce{Al2O3}$, $\ce{ZnO}$ ($\ce{ZnO + 2OH- + H2O -> Zn(OH)4^2-}$).

**Exercice 26.4 ★.**

Calculer la constante de $\ce{2Na + 2H2O -> 2Na+ + 2OH- + H2}$ à pH 14 à partir des [potentiels standard](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/13-equilibres-doxydoreduction-et-relation-de-nernst#def-b1-nernst-electrode-potential).

**Solution de Exercice 26.4.**

À pH 14, le couple de l’eau est $\ce{2H2O + 2e- -> H2 + 2OH-}$, $E = -0.83$ V ; $\log K = 2(-0.83 + 2.71)/0.059 = 64$.

**Exercice 26.5 ★★.**

Expliquer les couleurs de flamme du lithium (rouge) et du sodium (jaune) à l’aide des [niveaux d’énergie](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/1-nombres-quantiques-et-configurations-electroniques#def-b1-quantum-numbers-energy-level) des atomes ([Chapitre 1](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/1-nombres-quantiques-et-configurations-electroniques#ch-b1-quantum-numbers)). Quelle est l’énergie d’un photon jaune à $589\,\mathrm{nm}$ ?

**Solution de Exercice 26.5.**

Dans la flamme, les chocs portent un électron sur un niveau excité ; en revenant à l’[état fondamental](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/1-nombres-quantiques-et-configurations-electroniques#def-b1-quantum-numbers-energy-level), l’atome émet un photon d’énergie égale à l’écart entre les niveaux, propre à l’élément. $E = hc/\lambda = 6.626 \times 10^{-34} \times
3.00 \times 10^8/(589 \times 10^{-9}) = 3.375 \times 10^{-19}\,\mathrm{J} = 2.11\,\mathrm{eV}$.

**Exercice 26.6 ★★.**

Calculer la masse de calcaire ($\ce{CaCO3}$ pur) et de chlorure de sodium nécessaire pour une tonne de carbonate de sodium par le procédé Solvay, avec un [rendement](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/7-decrire-un-systeme-chimique-avancement-activites-q-et-k#def-b1-extent-q-and-k-fractional-extent) global de $90\,\%$ sur le chlorure de sodium.

**Solution de Exercice 26.6.**

$10^6/106.0 = 9.43 \times 10^{3}\,\mathrm{mol}$ de carbonate de sodium : $9.43 \times 10^{3}\,\mathrm{mol}$ de calcaire, soit $0.944\,\mathrm{t}$, et $2 \times 9.43 \times 10^3/0.90 =
2.10 \times 10^{4}\,\mathrm{mol}$ de sel, soit $1.23\,\mathrm{t}$.

**Exercice 26.7 ★★.**

L’eau de mer contient environ $1.3\,\mathrm{g}/\mathrm{L}$ de magnésium (donnée de l’exercice). À quel pH l’hydroxyde de magnésium commence-t-il à précipiter ? Quelle masse de chaux éteinte précipite le magnésium de $1.0\,\mathrm{m}^{3}$ ?

**Solution de Exercice 26.7.**

$[\ce{Mg^2+}] = 1.3/24.3 = 0.053\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ; $\mathrm{pH} = 14.00 -
\frac12(11.25 + \log 0.053) = 9.0$. Les $53.5\,\mathrm{mol}$ de magnésium de $1.0\,\mathrm{m}^{3}$ exigent $53.5\,\mathrm{mol}$ de $\ce{Ca(OH)2}$ : $4.0\,\mathrm{kg}$.

**Exercice 26.8 ★★.**

Pourquoi le lithium réagit-il plus lentement avec l’eau que le potassium, bien que son [potentiel standard](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/13-equilibres-doxydoreduction-et-relation-de-nernst#def-b1-nernst-electrode-potential) soit plus bas ? Distinguer thermodynamique et cinétique.

**Solution de Exercice 26.8.**

La constante d’équilibre (thermodynamique) est énorme dans les deux cas ; la vitesse (cinétique) n’est pas fixée par $E^\circ$. Le lithium fond à plus haute température, reste solide et se recouvre d’une couche de produit moins soluble, et perd son électron moins facilement que le potassium (énergie d’ionisation plus élevée) : il réagit régulièrement, le potassium violemment.

**Exercice 26.9 ★★.**

Calculer la masse de chaux vive obtenue à partir d’une tonne de calcaire et le volume de $\ce{CO2}$ dégagé, à $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ et $1\,\mathrm{bar}$.

**Solution de Exercice 26.9.**

$10^6/100.1 = 9.99 \times 10^{3}\,\mathrm{mol}$ : CaO $9.99 \times 10^3 \times 56.1 =
0.560\,\mathrm{t}$ ; $\ce{CO2}$ $9.99 \times 10^{3}\,\mathrm{mol}$, $V = nRT/p = 9.99 \times 10^3
\times 8.314 \times 298.15/10^5 = 248\,\mathrm{m}^{3}$.

**Exercice 26.10 ★★★.**

Le monde a extrait environ $290\,000$ tonnes de lithium en 2025. À quelle masse de carbonate de lithium cela correspond-il ? Si une batterie de voiture contient $8\,\mathrm{kg}$ de lithium (donnée de l’exercice), combien de batteries cela permettrait-il d’équiper ?

**Solution de Exercice 26.10.**

$2.9 \times 10^8/6.9 = 4.2 \times 10^{7}\,\mathrm{kmol}$ de Li (masse en kg), $\times 73.8/2 =
1.55 \times 10^{9}\,\mathrm{kg}$ : environ 1.6 million de tonnes de carbonate de lithium. $2.9 \times 10^8/8 = 3.6 \times 10^{7}$ batteries.

**Exercice 26.11 ★★★.**

Montrer à partir des données du chapitre que la [solubilité](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/11-precipitation-et-solubilite#def-b1-precipitation-solubility) du carbonate de lithium diminue quand la température augmente, et expliquer pourquoi le précipiter à chaud améliore le [rendement](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/7-decrire-un-systeme-chimique-avancement-activites-q-et-k#def-b1-extent-q-and-k-fractional-extent) d’extraction à partir d’une saumure.

**Solution de Exercice 26.11.**

1.31, 0.84 et 0.71 pour cent à 20, 80 et $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ : la [solubilité](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/11-precipitation-et-solubilite#def-b1-precipitation-solubility) diminue. À chaud, moins de carbonate reste en solution : on en récupère davantage.

**Exercice 26.12 ★★★.**

À l’étape (2) du procédé Solvay, la solution contient $\ce{Na+}$, $\ce{NH4+}$, $\ce{Cl-}$ et $\ce{HCO3-}$. Expliquer pourquoi c’est l’hydrogénocarbonate de sodium qui précipite et non le chlorure d’ammonium, et pourquoi le procédé exige l’ammoniac plutôt que l’hydroxyde de sodium.

**Solution de Exercice 26.12.**

$\ce{NaHCO3}$ est le moins soluble des sels que ces ions peuvent former, et la solution en est saturée la première. L’ammoniac rend la solution assez basique pour transformer $\ce{CO2}$ en $\ce{HCO3-}$ tout en restant récupérable (sous forme de $\ce{NH4Cl}$, régénéré par la chaux) ; l’hydroxyde de sodium serait consommé et coûterait plus cher que le produit.

## 26.7 Problème : le lithium des saumures

**Problème 26.1.**

Problème du week-end — concentrer une saumure de lithium, éliminer le magnésium par la chaux, précipiter le carbonate de lithium par le carbonate de sodium, et la masse de carbonate de lithium récupérée à partir d’un mètre cube

Une saumure pompée sous un salar contient $1.5\,\mathrm{g}/\mathrm{L}$ de lithium et $0.60\,\mathrm{g}/\mathrm{L}$ de magnésium (sous forme d’ions, avec beaucoup de chlorure de sodium). L’évaporation en bassins la concentre quatre fois. Un mètre cube de la saumure concentrée est ensuite traité : la chaux élimine le magnésium, le carbonate de sodium le calcium, et du carbonate de sodium chaud précipite enfin le carbonate de lithium à $80\,{}^{\circ}\mathrm{C}$. Données : masses molaires ($\mathrm{g}/\mathrm{mol}$) Li 6.9, Mg 24.3, $\ce{Ca(OH)2}$ 74.1, $\ce{Na2CO3}$ 106.0, $\ce{Li2CO3}$ 73.8 ; $\mathrm{p}K_s$ $\ce{Mg(OH)2}$ 11.25, $\ce{CaCO3}$ 8.30 ; $\mathrm{p}K_e = 14.00$ ; [solubilité](https://one-course.com/books/chemistry/2/fr/chapter/11-precipitation-et-solubilite#def-b1-precipitation-solubility) de $\ce{Li2CO3}$ $0.84\,\%$ en masse à $80\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ; on assimile la liqueur finale à $1.00\,\mathrm{m}^{3}$ de masse volumique $1.0\,\mathrm{kg}/\mathrm{L}$.

**Partie I — La concentration.**

1. Calculer les concentrations du lithium et du magnésium dans la saumure concentrée.
2. Quel volume d’eau s’évapore par mètre cube de saumure concentrée ?
3. Pourquoi utilise-t-on l’évaporation solaire plutôt qu’un chauffage ?
4. Quel sel cristallise en premier dans les bassins, et pourquoi ?
5. Calculer les quantités de matière de lithium et de magnésium dans un mètre cube.
6. Pourquoi faut-il éliminer le magnésium avant de précipiter le lithium ?

**Partie II — Éliminer le magnésium et le calcium.**

7. Écrire la réaction des ions magnésium avec la chaux éteinte.
8. Calculer la masse de chaux éteinte nécessaire (stœchiométrique).
9. À quel pH $99.9\,\%$ du magnésium sont-ils précipités ?
10. Pourquoi le lithium ne précipite-t-il pas sous forme d’hydroxyde ?
11. Écrire l’élimination du calcium introduit, par le carbonate de sodium.
12. Calculer la masse de carbonate de sodium nécessaire à cette étape.

**Partie III — Le carbonate de lithium.**

13. Écrire la précipitation du carbonate de lithium.
14. Calculer la masse de carbonate de sodium nécessaire pour le lithium.
15. Calculer la masse théorique de carbonate de lithium.
16. Pourquoi la précipitation est-elle réalisée à $80\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ ?
17. Quelle masse de carbonate de lithium reste dissoute dans la liqueur ?
18. Comment lave-t-on le précipité sans en perdre beaucoup ?

**Partie IV — Le bilan.**

19. Calculer la masse de carbonate de lithium récupérée.
20. Calculer le taux de récupération du lithium.
21. Proposer un usage de la liqueur.
22. Comparer le lithium d’un mètre cube à la production mondiale de 2025 : combien de mètres cubes cette production représenterait-elle ?
23. Donner la masse de carbonate de lithium récupérée par mètre cube de saumure concentrée.

**Solution de Problème 26.1.**

**1.** Li $6.0\,\mathrm{g}/\mathrm{L}$, Mg $2.4\,\mathrm{g}/\mathrm{L}$. **2.** Quatre mètres cubes de saumure en donnent un : trois mètres cubes d’eau s’évaporent. **3.** Le soleil et le climat sec fournissent l’énergie gratuitement. **4.** Le chlorure de sodium, de loin le sel le plus abondant, est le premier à saturer. **5.** Li $6000/6.9 = 870\,\mathrm{mol}$ ; Mg $2400/24.3 = 98.8\,\mathrm{mol}$. **6.** Le magnésium précipiterait avec le carbonate et contaminerait le produit. **7.** $\ce{Mg^2+ + Ca(OH)2 -> Mg(OH)2 + Ca^2+}$. **8.** $98.8 \times 74.1 = 7.32\,\mathrm{kg}$. **9.** Il reste $[\ce{Mg^2+}] = 9.88 \times 10^{-5}$ mol/L : $\mathrm{pH} = 14.00 -
\frac12(11.25 - 4.01) = 10.38$. **10.** L’hydroxyde de lithium est soluble : aucun solide ne se forme à ce pH. **11.** $\ce{Ca^2+ + CO3^2- -> CaCO3}$. **12.** $98.8 \times 106.0 = 10.5\,\mathrm{kg}$. **13.** $\ce{2Li+ + CO3^2- -> Li2CO3}$. **14.** $435 \times 106.0 = 46.1\,\mathrm{kg}$. **15.** $435 \times 73.8 = 32.1\,\mathrm{kg}$. **16.** Le carbonate de lithium est moins soluble à chaud. **17.** $0.0084 \times 1000 = 8.4\,\mathrm{kg}$. **18.** Avec de petits volumes d’eau chaude, dans laquelle il est le moins soluble. **19.** $32.1 - 8.4 = 23.7\,\mathrm{kg}$. **20.** $23.7/32.1 = 74\,\%$. **21.** Elle contient encore du lithium : on la renvoie dans les bassins. **22.** $2.9 \times 10^8/6.0 = 4.8 \times 10^{7}$ mètres cubes. **23.** **$24\,\mathrm{kg}$** (23.7) de carbonate de lithium par mètre cube.