GRUPO IVA - Família do Carbono

Carbono, Silício, Germânio, Estanho, Chumbo

            1- Tamanho dos átomos

            Como regra geral, o primeiro átomo de cada grupo é sempre menor e mais eletronegativo, e por isso apresenta maior energia de ionização e, sendo mais covalente e menos metálico. Os raios covalentes, portanto, aumentam de cima para baixo. A diferença de tamanho entre o Si e o Ge é menor do que seria de esperar, porque o Ge possui uma camada 3d preenchida, e a blindagem da carga nuclear é menor eficiente. De um modo semelhante, a pequena diferença de tamanho entre Sn e Pb se deve ao preenchimento de um subnível 4f.

            2- Estados de oxidação e tipos de ligação           

          O carbono difere dos demais elementos do grupo por vários motivos. O principal deles é a sua capacidade de se ligar a vários outros átomos de carbono, formando enormes cadeias (catenação). Isso porque as ligações C-C são fortes, e as ligações Si-Si, Ge-Ge e Sn-Sn diminuem progressivamente de energia. Além disso, o carbono é o único capaz de formar ligações múltiplas (duplas e triplas ligações). Os demais elementos do grupo dificilmente formam ligações múltiplas, principalmente porque seus orbitais atômicos são muito grandes e difusos para permitir uma interação efetiva. Entretanto, eles podem utilizar orbitais d para formar estas ligações, principalmente entre Si e N e entre Si e O.         

          O efeito do par inerte se mostra em caráter crescente nos elementos mais pesados do grupo. Há um decréscimo da estabilidade do estado de oxidação +4 e um aumento da estabilidade do estado de oxidação +2.

          3- Energias de ionização

            As energias de ionização decrescem do C para o Si e a seguir variam de forma irregular por causa dos efeitos do preenchimento dos subníveis d e f. A quantidade de energia necessária para ionizar um átomo desse grupo é muito alta e, por isso, compostos iônicos simples são raros. O único íon metálico significativo é o Pb²⁺.

          4- Pontos de fusão

            O carbono apresenta um ponto de fusão extremamente elevado. Silício e Germânio fundem a temperaturas menores, mas ainda assim são bastante elevadas. Todos os elementos do grupo IVA têm um retículo do tipo do diamante, e a fusão requer uma energia muito grande para romper as ligações covalentes fortes existentes nesse retículo. Os pontos de fusão decrescem de cima para baixo porque as ligações M-M se tornam mais fracas à medida que os átomos aumentam de tamanho. Sn e Pb são metálicos e têm pontos de fusão baixos, porque eles não aproveitam todos os quatro elétrons externos na ligação (efeito do par inerte), contribuindo para a formação de uma ligação menos forte.

            5- Caráter metálico e não-metálico

          A transição de não-metal para metal com o aumento do número atômico é bem ilustrada com os elementos desse grupo, onde o C e o Si são ametais, o Ge tem caráter intermediário e o Sn e o Pb são metais. O aumento do caráter metálico se manifesta nas estruturas e no aspecto dos elementos, através de propriedades físicas como maleabilidade e condutividade elétrica., e através de propriedades químicas, como o aumento da tendência a formar íons ou as propriedades ácidas ou básicas de óxidos e hidróxidos.

CARBONO ( C )

            OCORRÊNCIA NATURAL:  No estado elementar, o carbono é encontrado em três formas: diamante, grafita e carvão amorfo. Nas duas primeiras os átomos de carbono estão dispostos segundo um retículo cristalino particular; na terceira, apresentam uma disposição desordenada.

          PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  Aquecendo-se o carbono a uma temperatura acima de 1000^o C, seus átomos se ordenam progressivamente, adquirindo a conformação reticular da grafita. Este processo chama-se "grafitização", e é empregado para produzir grafita sintética.

          O carbono forma compostos binários com vários elementos, denominados carbetos. De longe, o mais importante deles é o carbeto de cálcio, obtido industrialmente pelo forte aquecimento (cerca de 2 200^o C) de cal com carvão coque:  CaO + C    CaC₂

          Esse carbeto é usado na reação com a água, para produzir gás acetileno:

H₂O + CaC₂    HC CH + CaO

         O CaC₂ ainda é empregado, dentre várias aplicações, na produção de cianamida de cálcio, um fertilizante nitrogenado:

CaC₂ + N₂    Ca(NCN) + C

         O carbeto de magnésio Mg₂C₃, quando reagido com água, fornece o propino (CH₃-C CH).

         Com o oxigênio, o carbono forma alguns compostos importantes, como o dióxido de carbono (CO₂) e o monóxido de carbono (CO). As seguintes misturas são importantes combustíveis:

• Gás d'água: CO + H₂
• Gasogênio: CO + N₂
• Gás de iluminação: CO + CO₂ + CH₄ + H₂

         O CO é tóxico porque forma um complexo com a hemoglobina do sangue, impedindo-a de transportar oxigênio para as células do organismo. Isso se deve ao fato de o C, no monóxido de carbono, possuir um par de elétrons livres, capazes de efetuar uma ligação coordenada com o metal. Essa ligação, particularmente chamada retrodoação, é fraca e, por isso, se uma pessoa intoxicada por CO voltar a um ambiente bem arejado, ela volta a respirar normalmente. A reação, portanto, é reversível.

          UTILIZAÇÃO:  O carvão amorfo possui muitas aplicações. Além de ser usado como pigmento (negro-de-fumo), possui a propriedade de absorver grande quantidade de gás e de solventes fortemente esfriados. Levado à temperatura do gelo seco (-53^o C) ou do ar líquido (-190^o C), o carvão amorfo é colocado dentro de instalações de vácuo, para retirar a s moléculas de gás residual que as bombas não conseguem extrair.

          A grafita tem emprego amplo na indústria metalúrgica, usado na fabricação dos eletrodos dos fornos de arco ou de certas células eletrolíticas, devida à sua boa condutividade elétrica. A grafita é usada ainda como moderadora de nêutrons em reatores nucleares. A estrutura da grafita permite que ela seja facilmente esfoliada em lâminas planas, bem escorregadias, umas sobre as outras. esta propriedade é aproveitada para produzir óleos com partículas de grafita em suspensão coloidal, que mantém suas ótimas propriedades lubrificantes, mesmo sob fortes pressões.

          O diamante é a variedade mais preciosa do carbono, e encontra emprego na indústria mecânica e na fabricação de brocas de perfuração na indústria do petróleo. Graças à sua excepcional dureza, ele pode ser utilizado para cortar superfícies muito duras. Não se conhece nenhum outro material na natureza capaz de riscar o diamante. Também utiliza-se o diamante para fabricação de jóias.

          Foram descobertas há poucos anos, outras formas alotrópicas do carbono, denominadas fulerenos ou buckballs, formadas por complexas estruturas C₆₀ e C₇₀, semelhantes a esferas multifacetadas. São substâncias simples utilizadas principalmente em brocas de perfuração de petróleo, pois constituem excelentes lubrificantes.

SILÍCIO ( Si )

          HISTÓRICO:  O silício elementar foi obtido em 1823 por Berzelius.

          OCORRÊNCIA NATURAL:  Não ocorre livre na natureza, mas forma inúmeros minerais - os silicatos - que compõe cerca de 95% da crosta terrestre. Também encontra-se sob a forma de dióxido (SiO₂), chamado de sílica.

          PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  O silício é um semimetal quebradiço e de cor cinza. Sua obtenção no estado elementar pode ser feita de várias maneiras. Uma delas consiste em aquecer o magnésio em presença de sílica:

2 Mg + SiO₂    2 MgO + Si

          Industrialmente, o método preferido é a redução da sílica com carvão, apesar de o produto conter um grau de impureza relativamente elevado:

SiO₂ + 2 C  Si + 2 CO

          O silício elementar pode se apresentar em duas formas alotrópicas: cristalina (semelhante ao diamante) ou amorfa. Inatacável pelos ácidos, com exceção do HF, o silício reage com qualquer base, liberando hidrogênio e formando um silicato:

Si + 2 KOH + H₂O  SK₂SiO₃ + H₂

          Quando uma mistura de areia e coque é aquecida em forno elétrico, o resultado é o carbeto de silício (SiC), conhecido como carborundum:

SiO₂ + 3 C  SiC + 2 CO

          O silício também pode formar compostos orgânicos - as siliconas - Sob a forma de óleos, tais produtos apresentam uma série de vantagens sobre os hidrocarbonetos, principalmente porque não sofrem grandes alterações de viscosidade com o aumento da temperatura e resistem sem se decompor.

          UTILIZAÇÃO:  São inúmeras as aplicações do dilício na indústria. Ele pode ser adicionado ao aço para remoção de oxigênio, tornando o aço resistente à corrosão. É usado na indústria do vidro e na indústria eletrônica, como compoenentes de transistores e microprocessadores. Também é usado em cromatografia e como agente desidratante. Da sílica ainda podem ser fabricados cadinhos e cápsulas para laboratório, devido ao seu baixo coeficiente de dilatação.

GERMÂNIO ( Ge )

           HISTÓRICO:  O germânio foi descoberto em 1886, por C. Winkler.

           OCORRÊNCIA NATURAL:  Traços desse elemento são encontrados junto com o zinco e em muitos silicatos, mas as principais fontes de germânio são:

• Argirodita (sulfeto de germânio e prata): Ag₈GeS₆ - abundante na Saxônia e na Bolívia
• Germanita: Cu₃(FeGe)S₄ - descoberto no sul da África

           PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: O germânio é um semicondutor de eletricidade e muito estável à temperatura ambiente, mas quando aquecido forma o dióxido de germânio (GeO₂). O semimetal não é atacado por ácidos não oxidantes, mas dissolve-se me bases, prodiuzindo germanatos. Com o hidrogênio, forma o hidreto (GeH₄). Forma haletos com os halogênios (GeX₄), dos quais destaca-se o fluoreto, um gás que quando em contato com a água dá lugar ao ácido hexafluorgermânico (H₂GeF₄).

           O dióxido de germânio, pouco solúvel em água, pode formar com esta o ácido germânico (H₄GeO₄), coloidal - um ácido fraco. O germânio pode encontrar-se também no estado de oxidação +2. O mais importante desses compostos é o óxido (GeO), obtido pelo tratamento do dióxido com redutores muito enérgicos.

           UTILIZAÇÃO:  Assemelha-se com o silício, e é usado na fabricação de transistores, retificadores de corrente, moduladores e detetores de células fotoelétricas. Comparece também em prismas e lentes especiais.

ESTANHO ( Sn )

           OCORRÊNCIA NATURAL:  A principal fonte de estanho é a cassiterita, que contém óxido de estanho (SnO₂). As maiores reservas de cassiterita estão nas regiões oriental e nordeste da Sibéria, Tailândia, na Malásia e nas ilhas de Bankga e Billiton (Indonésia). Existem ainda reservas na Nigéria, Bolívia e no Brasil (Rondônia).

           PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: Quando puro, em condições normais de temperatura e pressão, o estanho é um metal branco, de densidade 7,28 g/cm³, cristalizada no sistema tetragonal, com a designação de estanho b ou estanho comum. Contudo, a temperaturas inferiores a 13^o C, sua tendência é assumir uma forma a, uma variedade alotrópica cristalizada no sistema cúbico, cuja densidade é 5,75 g/cm³. A temperaturas superiores a 161^o C, o estanho assume outra forma alotrópica - o estanho g - uma variedade rômbica. Trata-se de um sólido quebradiço, que funde a 232^o C, dando origem ao estanho líquido.

          O estado de oxidação do estanho pode ser +2 ou +4, embora este último seja o mais encontrado. O metal, quando aquecido a altas temperaturas, oxida-se lentamente, gerando o óxido estanoso (SnO). Este por sua vez, oxida-se facilmente a óxido estânico (SnO₂). Este último, quando fundido com hidróxido de sódio, forma o estanato de sódio (Na₂SnO₃). Outra reação interessante é a do cloreto estânico (SnCl₄) com o ácido clorídrico, formando-se o ácido cloroestânico:

SnCl₄ + 2 HCl    H₂SnCl₆

          UTILIZAÇÃO:  O estanho é empregado no revestimento de outros metais, em particular o ferro (o ferro estanhado é comumente chamado folha-de-flandres), por via eletrolítica ou por imersão no estanho fundido. No entanto, a maior parte do estanho é consumida na formação de ligas com outros metais. Dentre as ligas importantes do estanho estão as soldas e o bronze.

CHUMBO ( Pb )

         HISTÓRICO:  Embora tenha sido conhecido e utilizado desde épocas remotas, o chumbo só encontrou seu verdadeiro campo no final do século XIX.

            OCORRÊNCIA NATURAL:  O chumbo é raramente encontrado no estado elementar, mas forma diversos minerais, dentre os quais apenas a galena (PbS) e a cerusita (PbCO₃) se prestam à extração do metal. Os principais produtores de chumbo são a Austrália e os países da ex-URSS.

            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  O chumbo apresenta valência +2 na maioria dos compostos, embora possa aparecer também com a valência +4. O metal é muito denso (11,3 g/cm³) e funde-se a uma temperatura relativamente baixa para um metal (327^o C). Possui quatro isótopos estáveis, de números atômicos 204, 206, 207 e 208, sendo este último, o mais abundante.

          O chumbo e a maioria de seus compostos são muito venenosos, e o metal acumula-se no sistema nervoso central, podendo causar, com o tempo, uma intoxicação chamada saturnismo.

            UTILIZAÇÃO:  De caráter fortemente metálico, o chumbo combina-se facilmente com o oxigênio, formando óxidos, dos quais o Pb₃O₄ é muito importante, chamado zarcão, usado como base na pintura de outros metais, para evitar a corrosão destes. Também o PbO₂ encontra aplicação como cátodo nas baterias de chumbo.

          Entre os compostos orgânicos do metal, são importantes o chumbo-tetraetila Pb(C₂H₅)₄ e o chumbo-tetrametila Pb(CH₃)₄, adicionados comumente à gasolina como antidetonantes, embora hoje em dia tem-se procurado substitutos para estes compostos, devido à liberação de gases tóxicos durante a queima do combustível.

          O chumbo é ainda usado em tubulações, em revestimentos protetores contra radiações X e na fabricação de cargas para cartuchos de caça.

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Química 2000 - Wagner Xavier Rocha, 1999