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UFRRJ – Universidade Federal Rural do Rio de Janeiro
ICE – Instituto de Ciências Exatas
Departamento de Química
IC397 – Química Inorgânica I
Prof.: Geovan da Silva Souza
Ana Gabriele Santos Albuquerque 200602003-8
André Luiz Torres Rosas 200602004-6
 Átila Santana da Silva 200602005-4
Luis Augusto Avellar Martins 200602023-2 
FAMÍLIA DO BORO – GRUPO 13 ( ou III-A)
1- Introdução
 Neste grupo, encontramos propriedades estranhas, porque os elementos não são tão eletropositivos para perder elétrons com facilidade, nem são tão eletronegativos para ganhá-los facilmente.
 O Grupo 13/III é o primeiro grupo do bloco p. Seus membros têm configuração eletrônica ns2 np1: logo espera-se que seu número de oxidação máxima seja +3. Os números de oxidação de B e Al são +3 na maior parte de seus compostos. Entretanto, os elementos mais pesados do grupo são mais propensos a reter os elétrons s ( efeito do par inerte ); logo, o número de oxidação +1 passa a ser cada vez mais importante de cima para baixo no grupo. Os compostos de tálio(I) são tão comuns como os compostos de tálio(III). Vamos nos concentrar nos dois membros mais importantes do grupo, o boro e o alumínio.
II) Informações Gerais
	Elemento
	Z
	M.M.(g/mol)
	Densidade(g/cm3)
	P.F.(ºC)
	P.E.(ºC)
	E.I(kJ/mol)
	Afinidade eletrônica(kJ/mol)
	Eletronegatividade
	E.O.
	R.A.(pm)
	Símbolo
	Boro
	3
	10,81
	2,47
	2300
	3931
	799,2427,3660
	+27
	2,0
	+3
	83
	B
	Alumínio
	13
	26,98
	2,70
	660
	2467
	577,1817,2744
	+43
	1,6
	+3
	143
	Al
	Gálio
	31
	69,72
	5,91
	30
	2403
	577,1979,2963
	+29
	1,6
	+1,+3
	122
	Ga
	Índio
	49
	114,82
	7,29
	156
	2080
	556,1821
	+29
	1,8
	+1,+3
	163
	In
	Tálio
	81
	204,38
	11,87
	304
	1457
	590,1971
	+19
	2,0
	+1,+3
	170
	Tl
1- Estados de oxidação e tipos de ligação            
           Os elementos desse grupo apresentam configuração eletrônica terminada em ns2 np1, ou seja, com três elétrons na última camada eletrônica e, com exceção do Tl, eles geralmente utilizam esses elétrons para fazer três ligações, levando a um estado de oxidação +3. Três fatos sugerem a formação de ligações covalentes:
O tamanho reduzido e sua elevada carga favorecem a covalência. 
A soma das três primeiras energias de ionização é muito grande, o que também favorece a covalência. 
Os valores das eletronegatividades são maiores que os dos grupos IA e IIA, e quando os elementos do grupo IIIA se combinam com outros elementos, a diferença de eletronegatividade não deverá ser muito grande. 
           Muitos compostos simples dos demais elementos, tais como AlCl3 e GaCl3 são covalentes quando anidros. Porém, Al, Ga, In e Tl formam íons quando em solução. O tipo de ligação formada depende do que é mais favorável em termos de energia essa mudança de covalente para iônico ocorre porque os íons são hidratados e a quantidade energia de hidratação liberada excede a energia de ionização.
           Descendo pelo grupo, verifica-se uma tendência crescente dos elementos Ga, In e Tl para formar compostos monovalnetes, ou seja, nos quais o Nox desse elemento é +1. A monovalência pode ser explicada se os elétrons s externa permanecem emparelhados, não participando assim da ligação. É o chamado efeito do par inerte. Se a energia necessária para desemparelhar os elétrons for maior que a energia liberada na formação da ligação, então os elétrons permanecerão emparelhados. Os íons monovalente são muito maiores do que os trivalentes, e os compostos nos quais o elemento assume o estado de oxidação +1 são iônicos, assemelhando-se em muitos aspectos aos compostos do grupo IA. 
           O efeito do par inerte ocorre também em outro elementos mais pesados de outros grupos do bloco p, como Sn e Pb (grupo IV) e Sb e Bi (grupo V). O estado de oxidação inferior se torna mais estável de cima para baixo no grupo. O gálio é aparentemente bivalente em alguns poucos compostos. No entanto, o Ga não é realmente divalente, pois demonstrou-se que a estrutura do GaCl2 é Ga+[GaCl4] -, que contém Ga nos dois estados de oxidação (+1 e +3).
           2- Tamanho dos átomos e íons            
           O boro é consideravelmente menor que os demais elementos. Os raios dos átomos não podem ser comparados a rigor, pois existem muitas diferenças entre os elementos. O boro não é um metal, o gálio tem uma estrutura incomum e nos demais há estruturas metálicas de empacotamento denso. Já os raios iônicos aumentam de cima para baixo dentro do grupo, embora não da maneira regular observada nos grupos IA e IIA. Há duas razões para isto: 
           a)- Não há evidências da existência do íon B3+ em condições normais. O valor apresentado é uma estimativa.
           b)- As estruturas eletrônicas dos elementos são diferentes. Ga, In e Tl seguem imediatamente após uma série de dez elementos de transição. Eles possuem, portanto, 10 elétrons d, que são menos eficientes na proteção (blindagem) da carga nuclear que os elétrons s e p. A proteção fraca da carga nuclear leva a elétrons externos mais firmemente ligados ao núcleo. Portanto, átomos com um subnível interno d10 são menores e possuem maior energia de ionização do que seria esperado. Essa diminuição do raio atômico é chamada d contração do bloco-d. De uma maneira análoga, o Tl segue imediatamente a uma série de 14 elementos de transição interna (bloco f). O tamanho e a energia de ionização do Tl são afetados ainda mais pela presença de 14 elétrons f, que dão proteção ainda menor à carga nuclear. A contração de tamanho provocada por esses elementos do bloco f é chamada contração lantanídica. 
           3- Energias de ionização
           As energias de ionização aumentam da forma esperada (primeira > segunda > terceira). A soma das três energias é muito elevada. O boro não apresenta nenhuma tendência a formar íons. Os outros elementos normalmente formam ligações covalentes, exceto em solução.
           4- Estrutura cristalina
           O boro apresenta uma estrutura cristalina fora do comum, da qual resulta um ponto de fusão muito elevado. Existem pelo menos quatro formas alotrópicas desse elemento, todas formadas por unidades icosaédricas (poliedro de 20 faces) com átomos de boro nos 12 vértices. As diferenças alotrópicas surgem da maneira pela qual os icosaedros estão ligados entre si. O gálio tem uma estrutura também pouco comum, na qual os átomos tendem a formar moléculas diatômicas discretas, e não uma estrutura metálica. Assim se explica o baixíssimo ponto de fusão do gálio (30o C). Além disso, o gálio também é incomum porque o líquido se expande quando forma o sólido, isto é, o sólido é menos denso que o líquido. Essa propriedade só é observada nos elementos Ga, Ge e Bi. Tálio, índo e alumínio apresentam estruturas metálicas de empacotamento denso. 
           5- Ponto de fusão e Ponto de ebulição
           Os pontos de fusão dos elementos do grupo IIIA não mostram uma tendência regular de variação, como no caso dos grupos IA e IIA. Os valores não podem ser comparados entre si com muito rigor, porque B e Ga apresentam estruturas cristalinas incomuns. Embora os pontos de fusão decresçam do Al para o In, ele aumenta novamente para o Tl. O ponto de ebulição do boro é incrivelmente elevado, mas os valores para Ga, In e Tl diminuem de cima para baixo, como o esperado.
           6- Caráter eletropositivo
           A natureza eletropositiva desses elementos cresce do B para o Al e decresce do a seguir até o Tl. Isso ocorre devido variação do raio atômico, que cresce do B para o Al, facilitando a saída dos elétrons de valência, e decresce a seguir devido à contração lantanídica. 
            7- Entalpias de formação dos compostos iônicos
           Com os halogênios menores, o lítio é o maisreativo, pois é um átomo que forma um cátion pequeno e, ao se ligar a um ânion, também pequeno, gasta pouca energia, devida à relativa facilidade de unir esses íons pequenos. Assim, maior quantidade de energia é liberada. Por outro lado, os compostos formados têm baixos calores de formação, pois há uma maior dificuldade de polarização de um ânion pequeno (com uma nuvem eletrônica pequena), para efetuar a ligação. Assim, a energia gasta nesse processo é maior.      
BORO ( B )
           HISTÓRICO:  O boro foi descoberto em 1808, por Gay-Lussac e Thénard.
           OCORRÊNCIA NATURAL:  O boro é encontrado na natureza sob a forma de ácido bórico ou de boratos de cálcio, sódio e magnésio. Cerca de 90% da produção mundial de boratos provém das jazidas existentes na Califórnia, EUA. Os principais minérios de boro são:
Bórax ou Tincal: Na2B4O7 . 10 H2O 
Colemanita: Ca2B6O11 . 5 H2O 
Boracita: Mg3B7O13Cl 
           PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  O boro tem grande afinidade pelos halogênios e forma espontaneamente com eles vários compostos importantes: os trihaletos de boro - compostos covalentes que se formam liberando grande quantidade de energia: BF3, BCl3, BBr3 e BI3. Entre eles destaca-se o fluoreto de boro, um composto gasoso usado como catalisador de várias reações orgânicas. Como receptores de elétrons, a ordem crescente segue do BI3 para o BF3. O boro faz três ligações covalentes e se estabiliza com seis elétrons na última camada. A configuração eletrônica da camada de valência do boro é 2s2 2p1. Para efetuar as ligações ocorre a promoção de um elétron s para um orbital p vazio (hibridação). 
	  
	 
	     
	     
	     
	
	     
	     
 
     
     
     
	     
	     
     
     
     
           O orbital híbrido sp3 emparelha os elétrons fazendo três ligações com o halogênio. No entanto, há ainda um orbital vazio que pode ser preenchido por uma ligação coordenada pelo halogênio. Isso ocorre apenas no BF3, devido ao seu pequeno tamanho. Os demais halogênios são átomos grandes e a distância de ligação impede o surgimento da ligação coordenada. Assim, no BF3 os átomos de flúor alternam a ocupação do orbital vazio do boro com um par eletrônico. Isso gera uma ressonância na molécula, que faz com que sua capacidade de aceitar elétrons seja reduzida, pois como há elétrons em constante movimento, originando formas canônicas, a repulsão à cargas negativas é maior.
           A temperaturas elevadas, o boro decompõe a água e liga-se ao oxigênio, formando o óxido (B2O3), substância higroscópica e de aspecto vítreo. Pela dissolução do óxido em água surge o ácido bórico (H3BO3), que é extremamente fraco e, por isso, pode-se utilizar as propriedades anti-sépticas da acidez, usando-o sob a forma de solução aquosa, como colírio (água boricada). 
           Combinando-se diretamente com o nitrogênio, origina o nitreto (BN), que é ótimo isolante térmico e elétrico. O boro também forma diversos compostos binários com o hidrogênio - os boranos. Nestes compostos ocorre um tipo especial de ligação dita policêntrica. Outro composto interessante do boro é o chamado borazol ou borazina, semelhante à estrutura do benzeno, constituído por um anel de seis átomos, alternando boro e nitrogênio. Esse composto possui, como o benzeno, propriedades de dissolver com muita facilidade as gorduras.
           UTILIZAÇÃO: Dentre os diversos usos do boro, os boranos são substâncias altamente energéticas, muito utilizadas na indústria como combustível. O ácido bórico é empregado como colírio e o tetraborato de sódio (bórax) é usado na indústria do vidro e no método de análise denominado pérola de bórax (teste da chama).
ALUMÍNIO ( Al )
           HISTÓRICO:  O alumínio foi obtido no estado elementar em 1825, por Oersted.
           OCORRÊNCIA NATURAL:  De grande reatividade, o alumínio não se encontra puro, aparecendo geralmente em substâncias oxigenadas, na forma de óxidos, em fluoretos ou silicatos de constituição complexa. Os minerais de alumínio mais comuns são:
Bauxita: Al2O3 . n H2O 
Criolita: Na3AlF3 
Alumina: Al2O3 
           PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  As soluções aquosas de quase todos os sais de alumínio são ácidas. Quando se adiciona uma base a essas soluções, forma-se um precipitado branco gelatinoso - o hidróxido de alumínio - Al(OH)3. Com ácido clorídrico, o alumínio reage violentamente, numa reação extremamente exotérmica. O alumínio, portanto, tem um caráter anfótero, por reagir tanto com bases quanto com ácidos.
           UTILIZAÇÃO:  Além de ser utilizado em diversas ligas, é empregado largamente na indústria por ser um metal extremamente leve, servindo como material de estrutura. Quando se apresenta coberto por uma camada protetora de óxido, oferece, como o ouro e a prata, excepcional resistência aos efeitos corrosivos da atmosfera, da água e de vários agentes químicos. Por isso é utilizado na fabricação de embalagens de alimentos e na manipulação de ácidos e solventes. 
           O alúmen - Al2(SO4)3 . K2SO4 . 24 H2O (sulfato de alumínio e potássio) - é usado em tinturaria, para fixação do corante ao tecido. A alumina (óxido de alumínio) é utilizada como material refratário e como material de preenchimento nas colunas cromatográficas. Com o óxido de ferro e areia silicosa o alumínio forma a termite, mistura que encontra aplicação direta em operações de solda.
GÁLIO ( Ga )
           HISTÓRICO:  O gálio foi descoberto em 1875, por Lecoq de Boisbaudran.
           OCORRÊNCIA NATURAL:  Embora não seja tão raro, o gálio encontra-se em baixo teor nos minerais e, por isso, não pode ser extraído diretamente. O gálio quase sempre acompanha a bauxita. É no beneficiamento desse mineral que os compostos do gálio aparecem como subprodutos. Para obtê-lo puro faz-se a eletrólise das soluções aquosas de tais compostos.
           PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  O gálio é um metal muito mole, que funde a 30o C, reduzindo seu volume. Muito estável, não reage com o oxigênio do ar, permanecendo inalterado. Embora o ataque ácido seja muito lento, as bases o atacam sem nenhuma dificuldade, formando o ânion hidroxigalato - Ga(OH)4-. O estado de oxidação III é o mais estável.
           UTILIZAÇÃO:  É empregado na fabricação de termômetros especiais, de tubos de quartzo, que podem ser usados mesmo acima de 1200o C. Isso porque, apesar do baixo ponto de fusão (30o C), seu ponto de ebulição é bastante elevado: 1700o C.
ÍNDIO ( In )
           HISTÓRICO:  O índio foi descoberto em 1863, por F. Reich e T. Reichter.
           OCORRÊNCIA NATURAL:  O índio é muito raro, e acompanha sempre o zinco, o alumínio e o chumbo. É obtido pela eletrólise de seu óxido com carvão:  In2O3 + 3 C   2 In + 3 CO. 
           PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  Seu estado de oxidação mais estável é +3. O óxido - In2O3 - e o hidróxido - In2(OH)3 - são obtidos tratando os sais solúveis com bases. O sulfeto pode ser obtido tratando-se um sal solúvel de índio com gás sulfídrico:  2 InCl3 + 3 H2S   In2S3 + 6 HCl. 
           UTILIZAÇÃO:  É empregado na fabricação de lâmpadas de mercúrio, nas quais é misturado ao vapor de mercúrio, melhorando a iluminação. Também o índio é utilizado em reatores atômicos, sob a forma de discos usados para medir o fluxo de nêutrons produzidos e ainda na fabricação de rolamentos para motores de avião, combinado com o chumbo.
TÁLIO ( Tl )
           HISTÓRICO:  O tálio foi descoberto em 1861, por William Crookes.
           OCORRÊNCIA NATURAL:  Não é encontrado livre na natureza e ocorre como componentes de minerais ou impurezas nos compostos de alumínio, chumbo, zinco, selênio e enxofre. O tálio forma alguns minerais, sendo os mais importantes a crokesita, a corandita e a hutchinsonita. Também é encontrado acompanhando piritas e blendas.
           PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  O estado de oxidação mais comum no tálio é +1, sendo os compostos monovalentes maisestáveis. Queimando-se o elemento no ar, obtém-se o óxido taloso (Ta2O), que apresenta-se como um pó preto, ávido por água, com a qual reage, dando o hidróxido TlOH, muito forte, como os hidróxidos de metais alcalinos. O cloreto, TlCl, de coloração amarelada, assemelha-se ao cloreto de prata: é decomposto pela luz, tornando-se negro, porque se reduz a metal.
           UTILIZAÇÃO:  É empregado na fabricação de lâmpadas de mercúrio, nas quais é misturado ao vapor de mercúrio, melhorando a iluminação. Por ser altamente venenoso é usado na fabricação de raticidas (Ta2S) e desinfetantes.
III) Experimental
BORO
1) Preparação de ácido bórico
 Em um béquer, com 10 mL de água destilada, adicionou-se 2 g de bórax ( Na2B4O7.10H2O ) e foi aquecido ( para facilitar a hidrólise do bórax )até completa dissolução. Verificou-se pH básico. Aqueceu-se novamente a solução e foia dicionado HCl (6M), verificando o pH ( ácido ). Foi resfraido em banhod e gelo e foi observado a formação de cristais.
Na2B4O7.10H2O ( 2NaH2BO3 + 2H3BO3 + 5H2O
2NaH2BO3 + HCl ( 2H3BO3 + 2NaCl____________________
Na2B4O7.10H2O + 2HCl ( 4H3BO3 + 2NaCl + 5H2O
2) Reações( para provar que o produto é Boro )
a) Foi secado, em uma caçarola, uma pequena quantidade de ácido bórico recém-preparado. Foi retiarada a caçarola da chama do bico de bunsen, adicionado metanol e agitado com bastão de vidro. A solução foi inflamada formando uma chama verde, caracterizando a presença de Boro.
H3BO3 + 3CH3OH ( B(OCH3)3 + 3H2O
2B(OCH3)3 + 15/2O2 ( 6CO2 + 9H2O + emissão de luz verde
b) Colocou-se uma gota de ácido bórico e uma gota de ácido clorídrico sobre papel de cúrcuma. O papel de cúrcuma fica rosa ( pouco avermelhado ), caracterizando a presença de Boro.
ALUMÍNIO
1) Comportamento de Alumínio frente a ácidos
 Foi feito ensaios de reatividade de alumínio metálico com ácidos clorídrico, sulfúrico e nítrico( diluídos e concentrados ).
2Al(s) + 6HCl ( 2Al3+ + 6Cl- + 3H2 ( mais rápido )
2Al(s) + 3H2SO4 ( 2Al3+ + 3SO42- + 3H2 ( mais rápido )
2Al(s) + 6HNO3 ( 2Al3+ + 6NO3- + 3H2 ( mais lenta )
 O ácido nítrico apassivou o alumínio e promoveu a formação de óxido, tornando-o possível à corrosão.
2) Proriedade Redox
 Foi lixada um pequena placa de alumínio. E depois foi lavada e enxugada com o papel de filtro. Após isso, foi colcada na superfície limpa uma gota de nitrato mercúrico e esperou-se por 2 min. Removeu-se o sal, secou-se a superfecíe metálica e a deixou exposta ao ar.
 Foi observado que quando foi retirada a camada protetora, o alumínio pode reagir com outros elementos ( corrosão do Alumínio ).
3) Caráter anfótero
 Em um béquer de 50 mL, contendo 5 mL de solução de alumínio(III), foi adicionado gotas de hidróxido de amônio (6M) até formar um precipitado branco. Foi dividida a solução resultante em duas partes iguais e juntada, a cada uma, ácido clorídrico e hidróxido de amônio, ambos 6 M.
Al3+ + 3NH3 + 3H2O ( Al(OH)3+ 3NH4+
Pp. Branco forma solução incolor em meio ácido:
Al(OH)3(s)+ 3H+ ( Al3+ + 3H2O
Pp. Branco forma solução incolor em meio alcalino
Al(OH)3(s)+ HO- ( Al(OH)4-
4) Propriedades do sulfato de alumínio ( Al2(SO4)3 )
 Foi adicionado um pequeno pedaço de magnésio lixado ( feito a decapagem, ou seja, remover a camada de óxido ) a 2 mL de solução diluída de sulfato de alumínio. Foi aquecido brandamente.
 Foi observado que ao adicionar Mg a Al2(SO4)3, ocorreu uma reação exotérmica:
3Mg(s) + Al2(SO4)3 ( 3MgSO4 + 2Al(s) H =-1376,12 kJ/mol
Quando se aqueceu, começou a espumar:
MgSO4 + calor ( MgO(s) + SO2 + ½ O2
FAMÍLIA DO CARBONO – GRUPO 14 ( ou IV-A)
I) Introdução
 Os elementos mostram caráter crescente de metal de cima para baixo no grupo. O Carbono tem propriedades definidas de ametal. Ele forma compostos covalentes com os ametais e iônicos com os metais. Os óxidos de carbono e silício são ácidos. O germânio é um metalóide típico, porque ele tem propriedades de metal ou de ametal, de acordo com o outro elemento presente no composto. O estanho e, ainda mais, o chumbo têm propriedades de metal bem definidas. Entretanto, embora o estanho seja classificado como metal, ele não está longe dos metalóides na Tabela Periódica e, por isso, tem algumas propriedades anfotéricas. 
II) Informações Gerais
	Elemento
	Z
	M.M.(g/mol)
	Densidade(g/cm3)
	P.F.(ºC)
	P.E.(ºC)
	E.I(kJ/mol)
	Afinidade eletrônica(kJ/mol)
	Eletronegatividade
	E.O.
	R.A.(pm)
	Símbolo
	Carbono
	6
	12,01
	2,27
	3700
	-
	1090,2352,4620
	+122
	2,6
	-4,-2, -1,-1,+2,+4
	77
	C
	Silício
	14
	28,09
	2,33
	1410
	2620
	786,1577
	+134
	1,9
	+4
	117
	Si
	Germânio
	32
	72,64
	5,32
	937
	2830
	784,1557,3302
	+116
	2,0
	+2,+4
	123
	Ge
	Estanho
	50
	118,71
	7,29
	232
	2720
	707,1412
	+116
	2,0
	+2,+4
	141
	Sn
	Chumbo
	82
	207,2
	11,34
	328
	1760
	716,1450
	+35
	2,3
	+2,+4
	175
	Pb
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 manifestanas 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 1000o 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 200o 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 (-53o C) ou do ar líquido (-190o 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 silício 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 13o C, sua tendência é assumiruma forma a, uma variedade alotrópica cristalizada no sistema cúbico, cuja densidade é 5,75 g/cm3. A temperaturas superiores a 161o C, o estanho assume outra forma alotrópica - o estanho g - uma variedade rômbica. Trata-se de um sólido quebradiço, que funde a 232o 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 (327o 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.
III) Experimental
CARBONO
1) Adsorção
 Em um béquer, foi misturado 2 g de carvão ativo com 5 mL de solução diluída de azul de metileno. Após filtração, saiu um líquido azul bem claro. As moléculas de Carbono no Carvão ativo são fixadas no adsorvente ( azul de metileno ).
 
Estrutura do azul de metileno
2) Preparação e propriedades do dióxido de carbono( CO2)
 Foi colocado cerca de 10 g de calcário ( CaCO3 ), em pedaços, num gerador de gás e foi adicionado ácido clorídrico. O gás desprendido foi recolhido em um tubo de ensaio contendo água de cal (Ca(OH)2).
CaCO3 + 2HCl ( CaCl2 + CO2 + H2O
CO2 + Ca(OH)2 ( CaCO3(pp) + H2O (branco)
CaCO3 + CO2 (exc.) + H2O ( Ca(HCO3)2 > sal solúvel
 Quando a turvação desapareceu, após passagem prolongada de dióxido de carbono, o gás foi recolhido em tubo de ensaio com 3 mL de NaOH 1 M e gotas de fenolftaleína.
H2CO3 (( HCO3-+ H+ Ka=4,3.10-7
HCO3- (( CO3-- + H+ Ka=4,7.10-11
CO2 + 2NaOH ( Na2CO3 + H2O
Na2CO3 + H2O + CO2(exc.) ( 2NaHCO3
Após adicionar gotas de fenoltaleína,
A solução fica rosa ( fenolftaleína em pH > 8,2, fica rosa )
 
SILÍCIO
1) Propriedades adsorventes da sílica gel
 Em um tubo de ensaio, contendo 1 mL de solução de sulfato de cobre ( aquocomplexo ( [Cu(H2O)4]2+)), foi juntado, gota a gota, uma solução de hidróxido de amônio até coloração azul intensa. 
[Cu(H2O)4]2+ + NH4OH ( [Cu(NH3)4]2+
Obs.: O NH3 é um ligante mais forte que a água.
Após isto, foi adicionado 1 g de sílica gel a foi agitado por algum tempo. Deixou –se decantar e observou-se que a sílica gel absorve o [Cu(NH3)4]2+ para o fundo.
[Cu(NH3)4]2+ + SiO42- ( Cu(NH3)4 SiO4
2) Preparação de silicatos insolúveis
 
 Foi adicionado, separadamente, 2 mL de soluções de sais solúveis de Ca2+,Ni2+, Cu2+, Co2+ e Fe3+ a cada um dos cinco tubos de ensaio, contendo volumes iguais de solução de silicato de sódio 30%.
Ca2+ + SiO42- ( CaSiO4(pp) Kps=
Ni2+ + SiO42- ( NiSiO4(pp) Kps=
Cu2+ + SiO42- ( CuSiO4(pp) Kps=
Co2+ + SiO42- ( CoSiO4(pp) Kps=
Fe3+ + SiO42- ( Fe2(SiO4)3(pp) Kps=
QUESTIONÁRIO
1,2,3,4 – Resposta já dada na parte experimental do relatório;
5 – Adsorção - Fixação de moléculas de uma substância (o adsorvato) na superfície de outra substância (o adsorvente);
 Absorção - Fixação de uma substância, geralmente líquida ou gasosa, no interior da massa de outra substância, em geral sólida, e resultante dum conjunto complexo de fenômenos de capilaridade, atrações eletrostáticas, reações químicas, etc;
6 – Porque a o dióxido de carbono já consumiu toda a água de cal;
7 – O carbonato hidrolisa mais, pois ele é mais básico que o bicarbonato.
Bibliografia
1. http://www.geocities.com/Vienna/Choir/9201/grupo_IIIA.htm;
2 .http://pt.wikipedia.org;
3. ATKINS,Peter,JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. – 3. ed. – Porto Alegre : BookMan, 2006.