Grupele principale ale sistemului periodic

Compuși de gaze rare

Vezi videoclipul: Compuși de gaze rare Vezi toată lecția: Grupa 18 sau grupa a VIII-a principală Citește teoria: Compuși de gaze rare

Compușii de gaze rare sau compușii gazelor nobile sunt compuși chimici care au în molecula lor un element din grupa 18 (VIII A) a tabelului periodic, grupa gazelor rare. Mult timp, elementele grupei 18 au fost considerate nereactive, însă în ultimele decenii s-au descoperit mai mulți compuși, în special compuși ai elementului xenon. 

Compuși de gaze rare
După descoperirea primului compus chimic al unui gaz nobil, în 1962, diferite grupe de cercetători au preparat și alți compuși de gaze rare, ca de exemplu fluorurile de xenon. Astfel, prin sinteza directă între xenon și fluor, la 400°C, sau prin iradierea cu lumină ultravioletă a unui amestec de xenon și fluor, s-a obținut bifluorura de xenon, XeF2, substanță cristalină, incoloră, cu punct de topire la 140°C. 

Prin încălzirea unui amestec de xenon și fluor sub presiune în autoclavă de nichel, la 400°C, se obține tetrafluorura de xenon, XeF4, cristale incolore care se topesc la 114°C. 

Hexafluorura de xenon, XeF6, prima combinație a xenonului hexavalent care a fost preparată, se poate obține prin încălzirea unui amestec de xenon și fluor în mare exces, la presiune și temperatură înalte (250-500°C) și apoi răcire la -78°C. 

S-au mai preparat și octafluorura de xenon, XeF8, oxifluoruri de xenon, ca XeOF4, oxizi de xenon ca XeO3, XeO4, etc. 

De asemenea, au fost obținute combinații ale kriptonului și radonului, ca de exemplu tetrafluorura de kripton, KrF4, acidul kriptic, KrO3 • xH2O, kriptatul de bariu, BaKrO4, fluorura de radon, RnFx, etc. 

Odată cu realizarea sintezei compușilor gazelor nobile, s-au efectuat studii asupra structurii compușilor obținuți și s-au emis ipoteze cu privire la modul de formare a legăturilor între atomii de gaz rar și atomii altor elemente cu care aceștia s-au legat. 

Configurația moleculelor compușilor de gaze rare a fost determinată pe cale experimentală (prin analize spectrale sau de difracție electronică). Așa s-a stabilit, de exemplu, că molecula de bifluorură de xenon are o configurație liniară, atomul de xenon fiind așezat la o distanță de circa 2 Å de cei doi atomi de fluor; tetrafluorura de xenon are o configurație plan-pătrată, atomul de xenon, fiind situat la 1,92 Å față de cei patru atomi de fluor care îl înconjoară. 
Configurația unor compuși ai gazelor rare
 
Compusul XeF2 XeF4 XeOF4 XeO4 XeO3 XeO64-
Configurația
Forma liniară plan-pătrată piramidală
cu baza pătrată		 piramidă tetragonală piramidă trigonală octaedrică
Cerculețele goale reprezintă fluorul, cele pline xenonul, iar cele hașurate, oxigenul. 


Formarea legăturilor în compușii de gaze rare
Din studiile teoretice efectuate s-au desprins două ipoteze cu privire la posibilitatea formării legăturilor în compușii de gaze rare. 

După prima ipoteză, se consideră că octetul electronic exterior al atomului de gaz nobil este depășit. De exemplu, tetrafluorura de xenon, XeF4, se formează prin participarea a 12 electroni în legături chimice: octetul exterior al atomului de xenon dă opt electroni și fiecare atom de fluor dă câte un electron. Acești 12 electroni formează șase perechi de electroni, care sunt orientați octaedric în jurul atomului de xenon. Prin urmare, este necesar să mai fie implicați și doi orbitali d ai xenonului, proveniți din tranzițiile p → d și s → d. Hibridizarea este deci sp3d2. Două dintre aceste perechi de electroni ocupă vârfurile opuse ale unui octaedru imaginar, sub formă de perechi de electroni neparticipanți, iar celelalte patru perechi, care se găsesc în același plan, formează legături cu cei patru atomi de fluor. În modul acesta, toți cei cinci atomi componenți ai moleculei se găsesc în același plan; deci pentru combinația XeF4 rezultă o așezare plan-pătrată, așa cum a fost determinată și pe cale experimentală. Lungimea legăturii a fost calculată la 1,97 Å, ceea ce este în bună concordanță cu valoarea 1,93 Å stabilită experimental. 

La formarea bifluorurii de xenon, XeF2, legăturile moleculare includ zece electroni: opt electroni provin de la atomul de xenon și doi electroni de la cei doi atomi de fluor. Se formează deci cinci perechi de electroni. Același raționament folosit pentru explicarea structurii la tetrafluorura de xenon arată în cazul bifluorurii de xenon o hibridizare sp3d. Aceasta condiționează o bipiramidă trigonală imaginară ale cărei vârfuri sunt ocupate de atomii de fluor, în timp ce în cele trei colțuri ale bazei se găsesc trei perechi de electroni neparticipanți. Ca urmare a așezării atomilor componenți, molecula XeF2 ar trebui să aibă o structură liniară, ceea ce corespunde de asemenea cu rezultatele experimentale. 

Însă, conform acestei ipoteze a octetului depășit nu se poate explica bine formarea hexafluorurii de xenon, XeF6, deoarece, în acest caz, în jurul atomului de xenon ar trebui să se găsească 14 electroni de legătură. Aceasta corespunde unei hibridizări sp3d3, care este puțin stabilă. În schimb, această ipoteză poate explica bine structurile oxifluorurilor de xenon, XeF4O și XeF4O2. 

A doua ipoteză privind structura orbitalilor moleculari a fluorurilor de xenon este complet diferită și neobișnuită. Conform acestei ipoteze, structura atribuită orbitalilor moleculari este alcătuită din legături liniare F - Xe - F, formate prin întrepătrunderea a doi orbitali 2p (ocupați fiecare cu câte un electron) din stratul electronic exterior al atomilor de fluor cu un orbital 5p (ocupat cu doi electroni) din stratul electronic exterior al atomului de xenon. În modul acesta, patru electroni de valență se repartizează în orbitalii moleculari formați prin combinarea liniară a celor trei orbitali atomici p. 

După această structură propusă, atomul de xenon își păstrează octetul exterior, adică regula octetului este respectată. Perechile liniare F - Xe - F apar o dată în XeF2, de două ori în XeF4 și de trei ori în XeF6. 

Și în favoarea acestei ipoteze sunt o serie de date experimentale; de exemplu, lungimea legăturii Xe - F, calculată după această ipoteză, corespunde cu rezultatele experimentale. 

 

Grupa 18 (VIII A)

Vezi videoclipul: Grupa 18 (VIII A) Vezi toată lecția: Grupa 18 sau grupa a VIII-a principală Citește teoria: Grupa 18 (VIII A)

Elementele grupei
Grupa a VIII-a principală a sistemului periodic, numerotată VIII A sau 18, numită și grupa gazelor rare sau nobile, cuprinde elementele heliu, He, neon, Ne, argon, Ar, kripton, Kr, xenon, Xe și radon, Rn. 
(Numele gazelor rare derivă din limba greacă, și anume: heliul de la "helios" = soare; neonul de la "neon" = nou; kriptonul de la "kriptos" = ascuns; xenonul de la "xenon" = străin.) 

Atomii acestor elemente au învelișul electronic exterior caracterizat la heliu prin doi electroni, dublet (1s2), iar la atomii celorlalte elemente prin opt electroni, octet (ns2np6): 
 
Această configurație electronică a stratului exterior se distinge printr-o stabilitate deosebită. Ca o consecință a inerției lor chimice, elementele din grupa a VIII-a principală au fost cunoscute și sub numele de gaze inerte. Însă descoperirea recentă a existenței unor compuși ai acestor elemente a distrus postulatul nereactivității gazelor rare. 

Răspândirea în natură
Sursa cea mai abundentă de gaze rare o reprezintă aerul atmosferic, care le conține în proporție de aproximativ 1%. 

Radonul, a cărui prezență este legată de aceea a radioelementelor care îl produc prin dezintegrare radioactivă, se găsește în atmosferă numai ca urme variabile (de ordinul 6 • 10-18% vol.). 

Gazele rare mai sunt răspândite în unele izvoare de ape termale, gaze vulcanice, în gazele grizu și petroliere, în gaze incluse în minereuri și roci, în apa de ploaie, în apa de mare, etc. 

Astfel, heliul, care rezultă din transformări radioactive, se găsește întotdeauna în ape și minerale radioactive (care pot conține până la 10 ml heliu pe gram de mineral). Heliul a mai fost identificat în cromosfera soarelui, precum și în unele stele și nebuloase calde. 

Obținere
Heliul se poate obține din gaze naturale, prin fracționare la temperatură joasă. În cantități mai mici se extrage prin încălzire la 1000-1200°C a unor minerale (de exemplu cleveit, monazit, torianit). 

Argonul, ca și celelalte gaze rare, cu excepția radonului, se obțin din aer lichefiat, prin repetate distilări fracționate (procedeul G. Claude) sau prin adsorbție fracționată pe cărbune activ. 

Proprietăți fizice
Elementele grupei sunt incolore, cu excepția radonului care, fiind radioactiv, este și luminiscent. Densitatea, punctul de fierbere și punctul de topire cresc în grupă odată cu numărul atomic, după cum se vede și în tabelul de mai jos. 
 
Constantele fizice ale gazelor rare
 
Caracteristici Heliu
He		 Neon
Ne		 Argon
Ar		 Kripton
Kr		 Xenon
Xe		 Radon
Rn
Numărul atomic/ de ordine 2 10 18 36 54 86
Masa atomică 4,0026 20,183 39,948 83,80 131,30 (222)
Densitatea, g/L 0,178 0,899 1,786 3,736 5,891 9,96
Punctul de topire, °C -272,1
(la 25 atm)		 -248,6 -189,4 -156,6 -111,5 -71
Punctul de fierbere, °C -269,0 -246,0 -185,8 -152,9 -107,1 -65
Solubilitatea în apă, mL/L, 
la 20°C		 13,8 14,7 37,9 73 110,9 -
Raza atomică, Å 1,29 1,60 1,92 1,98 2,18 -
Potențialul de ionizare (pentru
primul electron), eV		 24,58 21,56 15,76 14,00 12,13 10,75


Heliul este cel mai ușor dintre toate gazele, după hidrogen; heliul are punctul de fierbere și de solidificare foarte aproape de zero absolut. 

Gazele rare sunt sunt relativ puțin solubile în apă; solubilitatea lor crește odată cu creșterea masei atomice a elementului. 

Cu excepția heliului, gazele rare pot fi adsorbite de către cărbunele activ la temperaturi joase. Dintre gazele rare, heliul poate difuza la temperaturi înalte prin sticla de cuarț (proprietate folosită la separarea heliului de neon). 

Spre deosebire de alte substanțe gazoase, gazele rare sunt monoatomice la temperatură obișnuită; deci, masele lor moleculare sunt identice cu masele lor atomice. Din cauza monoatomicității, spectrele gazelor rare sunt formate din linii și nu din benzi. Aceste linii, foarte strălucitoare, se găsesc mai ales în partea vizibilă a spectrului. Pe spectrele caracteristice ale gazelor rare se bazează de altfel identificarea lor. 

Gazele rare opun rezistență slabă trecerii curentului electric; tuburi de sticlă prevăzute cu electrozi și umplute cu gaze rare sub presiune joasă emit, sub tensiune electrică, lumini colorate: galbenă în cazul heliului, roșie-stacojie în cazul neonului, roșie la argon, verde-violetă la kripton, violetă la xenon și albă strălucitoare la radon. 

Argonul, kriptonul și xenonul formează cu apa, la temperaturi joase și presiuni înalte, produse de adiție (de exemplu hidratul Kr • 5,7H2O). Acești hidrați cristalini se descompun imediat la încălzire sau la micșorarea presiunii. Studii structurale au arătat că în hidrați, gazele rare sunt incluse în spațiile interstițiale formate de moleculele de apă asociate între ele prin legături de hidrogen, adică formează clatrați (un clatrat este un compus molecular solid, un agregat, în care moleculele unuia din componente se găsesc incluse în rețeaua cristalină a celuilalt component, ca într-o cușcă; în lb. latină, clathratus = închis, sau protejat sub gratii). La formarea clatraților, electronii de valență ai gazelor rare nu sunt implicați în legături chimice; octetul electronic rămâne nesolicitat. 

Proprietăți chimice
Cu toate concepțiilor de până acum asupra inactivității chimice a gazelor rare, în decursul anilor s-au făcut totuși diferite încercări de a le combina cu alte substanțe, dar fără rezultate pozitive. Gazele nobile sunt nereactive în termeni relativi, însă unele (în special xenonul) nu sunt deloc "inerte" chiar dacă această etichetă a fost aplicată la un moment dat​​​​​​. Aceste gaze au potențiale de ionizare ridicate, dar, cu excepția heliului și neonului, nu atât de ridicate încât reacțiile chimice să fie imposibile. Ipoteza invulnerabilității gazelor "inerte" a fost însă spulberată prin lucrările lui Neil Bartlett și D. H. Lohmann care în 1962 au reușit să obțină primul compus chimic al unui gaz nobil (xenon) și anume - hexafluoroplatinatul de xenon, Xe[PtF6]. 

La desfășurarea reacției s-a ținut cont de faptul că oxigenul reacționează cu hexafluorura de platină, PtF6, care este un agent oxidant extrem de puternic:

O2(g) + PtF6(g) → O2+[PtF6-](s)

Unul dintre motivele pentru care această reacție este atât de interesantă este că potențialul de ionizare pentru molecula de oxigen este de 12,1268 eV (1170 kJ/mol) - prin comparație cu potențialul de ionizare pentru un atom de hidrogen care este de 13,5979 eV (1312 kJ/mol) - iar pentru xenon este de 12,1987 eV (1177 kJ/mol). Este evident că dacă PtF6 va elimina un electron din molecula de oxigen, ar trebui de asemenea să elimine un electron și din atomul de xenon. Când s-a încercat această reacție s-a obținut un solid galben-portocaliu și s-a considerat (parțial incorect, după cum s-a dovedit mai târziu) că produsul de reacție este Xe+[PtF6]-, hexafluoroplatinatul de xenon. S-a demonstrat mai târziu că produsul era, de fapt, XeF+[Pt2F11]-. 

Întrebuințări
Aplicațiile gazelor rare s-au bazat până în prezent pe proprietățile fizice și pe așa numita inerție chimică a acestor elemente. Astfel, argonul și kriptonul sunt folosite în locul azotului pentru umplerea becurilor electrice; având conductibilitate termică mai mică decât azotul, lumina obținută în bec este mai albă. 

Supuse la presiuni joase în tuburi de sticlă în care au loc descărcări electrice, gazele rare, fie singure, fie amestecate între ele sau cu vapori de mercur, dau lumini diferit colorate, folosite la reclamele luminoase. La iluminatul electric modern se folosesc tuburi de sticlă care au pe pereții interiori depuse sulfuri metalice cu proprietăți fluorescente. Asemenea tuburi sunt umplute cu argon și vapori de mercur și dau la descărcări electrice o lumină puternică albă. 

Gazele rare sunt folosite și în cercetarea științifică. Astfel, argonul este utilizat în camere de ionizare pentru studiul radiațiilor X și al radiațiilor cosmice, precum și în contoare Geiger-Müller. Unele gaze rare, ca heliul și neonul, au început să fie folosite în tehnica laser. 

Fiind neinflamabil și având densitate mică, heliul este întrebuințat pentru umplerea baloanelor de observație meteorologică. 

În metalurgie, argonul și heliul sunt utilizate la sudura în arc electric a unor metale și aliaje speciale, ca de exemplu: aluminiu, magneziu, titan sau oțeluri inoxidabile pe bază de siliciu și aluminiu, precum și la tratamente termice în atmosferă protectoare, în special pentru recoacerea oțelurilor bogate în carbon. 

Se prevăd, de asemenea, și pentru compușii gazelor rare apliacații practice. Astfel, fluorurile de xenon ar putea fi folosite ca agenți de fluorurare în locul fluorului, oxizii de xenon ca oxidanți puternici; de altfel, cu ajutorul trioxidului de xenon s-a reușit oxidarea Pu (III) la Pu (IV). 











 

Fluorul, F

Vezi videoclipul: Fluorul, F Vezi toată lecția: Grupa 17 sau grupa a VII-a principală Citește teoria: Fluorul, F

Fluorul este primul element din grupa 17 (VII A), grupa halogenilor, are simbolul F, număr atomic 9, masă atomică 18,9984; fluorul este un gaz sau lichid galben-pal, coroziv și foarte toxic; este cel mai electronegativ element chimic și cel mai reactiv dintre nemetale. 

Răspândire în natură
Fluorul se găsește în natură numai în stare combinată: în fluorină (fluorura de calciu, CaF2), în criolit (fluorura de sodiu și aluminiu, Na3AlF6), în apatit (un mineral de compoziția 3Ca3(PO4)2 • Ca(F,Cl)2), în unele ape minerale, etc. 

În cantități mici, fluorul se găsește și în sol, de unde este luat de plante (de aceea, cenușa plantelor conține fluor). Oasele și smalțul dinților conțin cantități mici de fluor sub formă de apatit. 

Preparare
Din cauza acțiunii distrugătoare pe care o are fluorul asupra materialelor, prepararea lui întâmpină greutăți tehnice. În general, fluorul se obține prin electroliza unei topituri formate din fluorură de potasiu, KF, și acidul fluorhidric, HF, adică KHF2, la 250°C. Celula pentru electroliză este confecționată de obicei din nichel, iar electrozii, din grafit. 

Proprietăți
Fluorul este un gaz de culoare slab verzuie, cu miros foarte pătrunzător și iritant. În condiții normale se lichefiază la -188,9°C, trecând într-un lichid de culoare galben deschis. (Vezi Proprietățile fizice ale halogenilor pentru mai multe constante fizice ale fluorului).

Fluorul este cel mai reactiv dintre elementele cunoscute. El se combină direct cu hidrogenul cu formare de acid fluorhidric. La rece reacția este foarte lentă; ea devine însă rapidă și chiar violentă la temperaturi înalte. De asemenea se combină direct cu bromul, iodul, sulful, fosforul, arsenul, carbonul, siliciul, etc. (cu excepția oxigenului și azotului) și cu aproape toate metalele; reacția se desfășoară în funcție de temperatură și de reactivitatea elementului. Aurul și platina sunt atacate de fluor numai la temperatură înaltă. De asemenea, fluorul se combină cu unele gaze rare (vezi Compuși de gaze rare). 

Fluorul reacționează cu acidul clorhidric și cu clorurile, punând în libertate clor:

\(2Cl^-+F_2\rightarrow 2F^-+Cl_2\)

Din cauza tendinței de a se combina cu hidrogenul, fluorul îl scoate din substanțele compuse, formând acid fluorhidric. De aceea, el descompune apa, punând oxigen în libertate:

\(2H_2O+2F_2\rightarrow 4HF+O_2\)

Substanțele organice, ca alcoolul, eterul, benzina, se aprind în contact cu fluorul. 

Fluorul produce iritații ale căilor respiratorii și răni pe piele care se vindecă greu. 

Utilizări
Fluorul a început să aibă importanță industrială. Sub formă de fluoruri metalice este întrebuințat la prepararea de derivați fluorurați ai hidrocarburilor aromatice, care se utilizează ca agenți frigorigeni (freoni), dizolvanți, lubrifianți, etc. 

Fluorul mai este folosit și ca combustibil pentru rachete. 

Bromul, Br

Vezi videoclipul: Bromul, Br Vezi toată lecția: Grupa 17 sau grupa a VII-a principală Citește teoria: Bromul, Br
 

Bromul, Br, este al treilea element din grupa 17 (VII A), grupa halogenilor; are numărul atomic 35 și masa atomică 79,909. Bromul este un lichid roșu-brun volatil la temperatura camerei; vaporii degajați sunt tot de culoare maroniu-roșiatică, au un miros puternic, neplăcut și sufocant. Lichidul atacă țesuturile, iar vaporii irită ochii și gâtul. Bromul este singurul nemetal lichid la temperatura camerei. Denumirea vine de la grecescul bromos care înseamnă "duhoare, miros greu". 

Răspândire în natură
Ca și clorul, bromul nu se găsește în stare liberă în natură; se găsește însă sub formă de bromuri (de sodiu, de potasiu și de magneziu) în apa mărilor și oceanelor, alături de cloruri, dar în concentrație mică (0,001% - 0,007%); cantități mari de bromură de magneziu se găsesc în Marea Moartă (4,8%). 

Bromurile însoțesc clorurile și în zăcăminte, aproximativ în aceeași proporție ca și apa mărilor (1 : 3000). De exemplu, la minele de sare de lângă Strassfurth, Germania, sunt zăcăminte de carnalit care conțin și brom (brom-carnalit, MgBr2・KBr・6H2O). 

Mici cantități de brom se găsesc în apele sondelor petroliere. Unele plante și animale marine conțin brom în organism. 

Preparare
În laborator, bromul se prepară tratând o bromură cu acid sulfuric în prezența unui oxidant, de obicei bioxid de mangan:

2KBr + 3H2SO4 + MnO2 → 2KHSO4 + MnSO4 + 2H2O + Br2

Pentru aceasta, într-un balon de sticlă (după cum e ilustrat în figura de mai jos), se introduce bromură de potasiu (sau de sodiu) și bioxid de mangan, iar prin pâlnie se toarnă acid sulfuric (2 : 1). Balonul se încălzește; vaporii de brom rezultați trec într-un tub în formă de U, răcit cu apă și gheață, în care se condensează. Vaporii necondensați sunt opriți de soluția de hidroxid de sodiu într-o eprubetă legată cu tubul în formă de U. 


Prepararea bromului în laborator

În principiu, reacția constă în oxidarea acidului bromhidric la brom:

2HBr + O → H2O + Br2

Prepararea industrială a bromului se bazează pe proprietatea pe care o are clorul de a înlocui bromul din compușii săi. În acest scop, în apele rămase de la extracția sărurilor minereurilor care conțin bromuri (ape mame) se introduce un curent de clor:

MgBr2 + Cl2 → MgCl2 + Br2

Operațiunea se face în coloane în care circulă clorul gazos în contracurent cu apele ce conțin brom. Bromul gazos obținut este apoi condensat în răcitoare. 

În unele țări, bromul se extrage din apa mării, prin tratarea cu clor, în vederea înlocuirii bromului din bromura de magneziu. Bromul (ca și iodul) se mai poate extrage și din apele sondelor petroliere supuse, de asemenea, acțiunii clorului. 

Proprietăți
Bromul este singurul nemetal lichid în condiții obișnuite. Are culoarea roșie-brună. Din cauza punctului de fierbere foarte scăzut (58,8°C), la temperatura normală bromul emite vapori de culoare brună-roșiatică. Prin solidificare (la -7,3°C) trece într-o masă cristalină cu un slab luciu metalic. 

Bromul se dizolvă puțin în apă (3,55 g în 100 g apă, al 20°C) formând apa de brom, care este un oxidant mai slab decât apa de clor:

Br2 + H2O → HBr + HBrO
HBrO → HBr + O;  2O → O2

Mai bine se dizolvă în dizolvanți organici (sulfură de carbon, benzen, cloroform, tetraclorură de carbon, etc). De aceea poate fi extras dintr-o soluție diluată, folosind dizolvanți organici. 

Bromul fiind mai puțin reactiv decât clorul poate fi înlocuit de clor din combinațiile sale cu hidrogenul și cu metalele:

2Br- + Cl2 → 2Cl- + Br2

Astfel, dacă la o soluție de bromură de potasiu se adaugă apă de clor și se agită, soluția incoloră se colorează în galben-brun din cauza dizolvării în apă a bromului pus în libertate de către clor. Dacă în continuare se adaugă cloroform și se agită, după repaus se observă separarea a două straturi: un strat inferior de cloroform, colorat în brun de către bromul extras din soluția apoasă, și deasupra un strat de lichid incolor - soluția de clorură de potasiu. Reacția servește la identificarea bromului.

Bromul reacționează cu hidrogenul la încălzire, în prezență de catalizatori, formând acidul bromhidric, HBr. El se poate combina direct și cu nemetalele (excepție fac oxigenul, azotul și carbonul), de cele mai multe ori foarte energic. De asemenea se combină direct cu metalele formând bromuri. Platina nu este atacată de brom. 

Bromul distruge substanțele organice; de aceea, sticlele care conțin brom nu se închid cu dopuri de cauciuc sau de plută. 

Bromul are un miros iritant și o acțiune dăunătoare asupra mucoaselor organelor respiratorii; chiar în concentrație foarte mică atacă pielea provocând răni dureroase. 

 

Utilizare
Bromul folosește la prepararea unor compuși organici: coloranți, gaze lacrimogene (de exemplu, bromacetona), etc. Fiind agent oxidant, are întrebuințări ca antiseptic și dezinfectant.

 

Acidul clorhidric, HCl

Vezi videoclipul: Acidul clorhidric, HCl Vezi toată lecția: Grupa 17 sau grupa a VII-a principală Citește teoria: Acidul clorhidric, HCl
 
Acidul clorhidric, HCl, este o soluție de clorură de hidrogen gazoasă în apă; este un lichid otrăvitor, înțepător și este un acid mineral tare, care disociază complet în soluție. 

Răspândire în natură
Acidul clorhidric este foarte puțin răpândit în natură; se găsește doar în cantități minime în gazele emanate de vulcani sau dizolvat în apa râurilor care vin din regiunile vulcanice. 

În sucul gastric al animalelor și oamenilor se găsesc cantități foarte mici de acid clorhidric (0,30%), care ajută începerea procesului de digestie și apără organismul de unele infecții provocate de bacterii introduse odată cu alimentele. 

Preparare
În laborator, acidul clorhidric se obține în mod obișnuit prin acțiunea acidului sulfuric asupra clorurii de sodiu, la încălzire:
NaCl + H2SO4 \(\rightarrow\) NaHSO4 + HCl
Acidul clorhidric fiind gaz, se degajă din amestecul de reacție pe măsură ce se formează, astfel încât reacția se desfășoară de la stânga spre dreapta. 

Prepararea acidului clorhidric poate fi efectuată într-un balon (ilustrat în figura de mai jos), în care se introduce o cantitate de clorură de sodiu măcinată; balonul se închide cu un dop, iar prin pâlnie, se adaugă, cu atenție, acid sulfuric (raport 3 : 2). Balonul se încălzește; se degajă acid clorhidric gazos, care se colectează într-un balon sau vas. 
Dispozitiv pentru prepararea acidului clorhidirc în laborator:
Dispozitiv pentru prepararea acidului clorhidric în laborator:
1 - balon; 2 - dop; 3 - bec de gaz; 4 - pâlnie; 5 - tub de legătură;
6 - pânză metalică cu azbest; 7 - vas pentru colectarea acidului clorhidric gazos.

Industrial, acidul clorhidric se prepară după mai multe metode, materia primă fiind fie clorura de sodiu, fie clorul. 

a) Prepararea acidului clorhidric prin acțiunea acidului sulfuric asupra clorurii de sodiu. Procesul are loc în două etape. În prima etapă, la o temperatură de circa 450°C, rezultă sulfat acid de sodiu:
NaCl + H2SO4 \(\rightarrow\) NaHSO4 + HCl
Sulfatul acid de sodiu reacționează apoi la o temperatură mai înaltă, de circa 700°C, cu altă cantitate de clorură de sodiu:
NaHSO4 + NaCl \(\rightarrow\) Na2SO4 + HCl
Reacția globală care se produce în cuptor între clorura de sodiu și acidul sulfuric este:
2NaCl + H2SO4 \(\rightarrow\) 2HCl + Na2SO4
În afară de acid clorhidric se obține sulfat de sodiu ca subprodus. 

b) Prepararea acidului clorhidric prin sinteză:
H2 + Cl2 \(\rightarrow\) 2HCl
Aceasta este o metodă care tinde din ce în ce mai mult să înlocuiască celelalte procedee întrucât prezintă avantajul că folosește hidrogenul și clorul rezultate concomitent la electroliza clorurii de sodiu. 

Reactorul (soba) pentru sinteza acidului clorhidric este format dintr-un tub de cuarț sau de oțel (ilustrat în figura de mai jos) în care intră două țevi concentrice ce formează arzătorul. Prin una dintre țevi se introduce clorul și prin cealaltă hidrogenul, ambele gaze fiind sub presiune. Hidrogenul arde în clor cu o flacără foarte caldă (de aproape 2000°C); acidul clorhidric format trece în coloanele de absorbție. Prin acest procedeu se obține un acid clorhidric foarte pur. 
 

Schema instalației pentru fabricarea acidului clorhidric prin sinteză:
1 - sobă pentru arderea hidrogenului; 2 - intrarea clorului în cuptor;
3 - intrarea hidrogenului în cuptor; 4 - coloană de absorbție. 

Prepararea soluției de acid clorhidric 
În mod obișnuit, acidul clorhidric se folosește sub formă de soluții concentrate. Pentru dizolvare se folosesc tuburi de absorbție din cuarț în formă de S, așezate unul deasupra altuia, formând un turn, în care apa circulă de sus în jos, întâlnind acidul clorhidric gazos în contracurent (ilustrat în figura de mai jos). Soluția de acid clorhidric are o concentrație uzuală de aproximativ 36% HCl (d = 1,19). 
 

Tuburi de absorbțe în formă de S, din cuarț sau metalice.
 
Depozitarea și transportul soluției de acid clorhidric se face în damigene de sticlă, în vase de ceramică sau în rezervoare de oțel căptușite cu cauciuc. Acidul clorhidric gazos se comprimă în tuburi de oțel. 
 
Acidul clorhidric este un gaz incolor, cu miros înțepător. Se lichefiază la -84,9°C și se solidifică la -114,8°C. El este de 1,3 ori mai greu decât aerul, din care cauză poate fi cules în vase ținute cu gura în sus. Un litru de acid clorhidric gazos cântărește 1,64 g. Se poate lichefia cu ușurință. 
 
Acidul clorhidric este foarte solubil în apă, cu dezvoltare de căldură; la temperatura obișnuită, un volum de apă dizolvă circa 450 volume acid clorhidric. 
 
Astfel, dacă un balon de sticlă umplut cu acid clorhidric gazos și astupat cu un dop străbătut de un tub de sticlă (ilustrat în figura de mai jos) se răstoarnă introducând tubul de sticlă în apa dintr-un cristalizator (căreia i s-au adăugat câteva picături de soluție de turnesol albastru), acidul clorhidric se dizolvă în apă, producând un vid în interiorul balonului; apa se urcă prin aspirație în balon, țâșnind puternic prin vârful deschis al tubului. În același timp culoarea turnesolului se schimbă din albastru în roșu. 
Solubilitatea HCl în apă
 
În contact cu aerul, acidul clorhidric în soluție concentrată (sau cel gazos) răspândește o ceață formată din picături mici de soluție de acid clorhidric rezultate prin dizolvarea în vaporii de apă din aer, a acidului clorhidric gazos. De aceea, acidul clorhidric foarte concentrat se mai numește și acid clorhidric fumans. 
 
La fierberea unei soluții saturate de acid clorhidric distilă vapori mai bogați în acid decât soluția; în modul acesta concentrația lichidului scade, iar punctul de fierbere crește. La 110°C distilă un acid clorhidric de compoziție constantă 20,2% HCl. Tot așa, la fierberea unei soluții diluate de acid clorhidric distilă vapori mai săraci în acid decât soluția, până când concentrația acesteia crește, iar la 110°C distilă un acid clorhidric de compoziție constantă 20,2%. Asemenea soluții cu punct de fierbere constant se numesc amestecuri azeotrope. 
 
Acidul clorhidric gazos este un compus foarte stabil (se descompune la o temperatură de peste 1800°C). Activitatea lui ca acid este aproape inexistentă; numai la temperaturi înalte poate ataca unele metale. În prezență de urme de apă, el reacționează cu amoniacul și formează clorura de amoniu:
NH3 + HCl → NH4Cl
Astfel, dacă se apropie de două vase, unul cu o soluție concentrată de amoniac și celălalt cu o soluție concentrată de acid clorhidric, se observă formarea unui fum alb: sunt particule de clorură de amoniu. 
 
Soluția de acid clorhidric în apă este un acid tare, proprietate pe care nu o prezintă acidul clorhidric gazos; prin electroliza ei se descompune, în hidrogen și clor (pe când acidul clorhidric, în stare gazoasă sau lichefiat nu este un electrolit). Cu metalele formează cloruri. 
 
Metalele situate înaintea hidrogenului în seria tensiunilor electrochimice înlocuiesc hidrogenul din acidul clorhidric; la unele metale reacția are loc la temperatura obișnuită, de exemplu în cazul zincului:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
La alte metale este necesar un aport de căldură. Cuprul reacționează la rece cu acidul clorhidric numai în prezența oxigenului:
2Cu + 4HCl + O2 → 2CuCl2 + 2H2O
Aurul și platina nu reacționează cu acidul clorhidric. Deoarece acidul clorhidric în soluție reacționează ușor cu metalele uzuale (Fe, Al, Ni, Sn), el nu poate fi manipulat în vase metalice. 
 
Acidul clorhidric reacționează cu oxizii de metale și cu bazele, formând o clorură și apă:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
NaOH + HCl → NaCl + H2O
De asemenea, reacționează și cu diferite săruri, formând cloruri. Astfel, cu azotatul de argint, AgNO3, se obține clorură de argint, un precipitat alb, cu aspect brânzos, care este insolubil în acid azotic:
AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3
Reacția fiind caracteristică folosește la identificarea ionului Cl-. 
Similar, este caracteristică reacția dintre acidul clorhidric și carbonatul de calciu; se produce o efervescență datorită degajării bioxidului de carbon rezultat prin descompunerea acidului carbonic, care este un compus foarte instabil:
CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2CO3;     H2CO3 → H2O + CO2
 
Acidul clorhidric este unul dintre cei mai folosiți atât în industrie, cât și în laborator. Astfel, el este consumat în cantități mari pentru fabricarea diferitelor cloruri anorganice (de exemplu, clorură de amoniu, de fier, de staniu, de zinc, de cupru, etc) și a unor produse organice importante ca: anilina, diferiți coloranți, clorura de vinil (materie primă pentru fabricarea unor materiale plastice), clorura de etil (anestezic cunoscut sub numele de “kelen”), apoi la extragerea gelatinei din oase (acidul clorhidric atacă materia osoasă și astfel rămâne gelatina), la prepararea cărbunelui activ, a pământului decolorant, la tăbăcirea și vopsirea pieilor, la colorarea țesăturilor textile, etc. 
 
În metalurgie, acidul clorhidric este folosit pentru decapajul (curățirea) foilor de tablă de oțel care urmează să fie galvanizate. Împreună cu zinc se folosește (sub numele de apă tare) pentru lipit metale. 
 
În laborator, acidul clorhidric se întrebuințează la prepararea clorului, hidrogenului, hidrogenului sulfurat, bioxidului de sulf, etc.
Clorurile (sărurile acidului clorhidric) sunt substanțe solide cristalizate și, în general, solubile în apă. Insolubile sunt clorurile de argint, de mercur, de cupru; foarte puțin solubilă este clorura de plumb. 
 
Cele mai importante cloruri sunt:
  • clorura de sodiu, NaCl (sarea de bucătărie);
  • clorura de potasiu, KCl;
  • clorura de zinc, ZnCl2;
  • clorura de argint, AgCl.

Acidul hipocloros, HClO

Vezi videoclipul: Acidul hipocloros, HClO Vezi toată lecția: Grupa 17 sau grupa a VII-a principală Citește teoria: Acidul hipocloros, HClO

Acidul hipocloros, HClO, este un oxoacid al clorului în care atomul de clor are numărul de oxidare +1. Acidul hipocloros este un acid lichid stabil numai în soluție; este un acid foarte slab, dar este un oxidant blând și e foarte folosit ca agent de albire. 
 
Preparare
Acidul hipocloros se obține odată cu acidul clorhidric prin acțiunea clorului asupra apei (formarea apei de clor). Are loc un proces de oxido-reducere (disproprorționare), deoarece clorul, când trece în acid clorhidric, își schimbă numărul de oxidare de la zero la -1, iar când trece în acid hipocloros își schimbă numărul de oxidare de la zero la +1:
Din cauza acizilor formați, soluția are un caracter slab acid; culoarea ei galbenă și mirosul caracteristic, indică, însă, și prezența clorului liber, dovedind prin aceasta că reacția este reversibilă. 
 
Pentru ca soluția să nu mai conțină clor liber, echilibrul reacției trebuie deplasat spre dreapta. Aceasta se poate realiza prin adăugarea, fie a unei substanțe oxidabile (care să lege oxigenul rezultat prin descompunerea acidului hipocloros: HClO → HCl + O), fie prin adăugarea unei baze (care să formeze cu cei doi acizi sărurile respective). 
 
Pentru ca soluția să conțină însă clor liber, echilibrul reacției trebuie deplasat spre stânga, ceea ce se poate realiza prin adăugarea de acid clorhidric. 
Acidul hipocloros este foarte instabil; se descompune sub acțiunea luminii sau căldurii în acid clorhidric și oxigen. Din această cauză are mare putere oxidantă și decolorantă; decolorează turnesolul și indigoul, pune în libertate iodul din ioduri și oxidează sărurile de mangan, plumb, etc. la săruri cu grad superior de oxidare. 
 
Sărurile acidului hipocloros - hipocloriții, MIClO - se obțin prin acțiunea clorului asupra hidroxizilor alcalini, la rece:
Cl2 + 2HO- → ClO- + Cl- + H2O
Ei se caracterizează printr-o mare putere oxidantă, din care cauză se folosesc drept decoloranți. Cei mai importanți sunt hipocloritul de sodiu și hipocloritul de potasiu. Aceștia fiind instabili, se obțin numai sub formă de soluții. 
 
Clorura de var nu este o substanță unitară, ci un amestec de diferite săruri de calciu obținute prin trecerea unui curent de clor peste hidroxid de calciu uscat; componentul principal al clorurii de var este o sare mixtă a acidului hipocloros și acidului clorhidric:
Aceasta este o pulbere albă cu miros de clor, care în aer umed este descompusă de bioxidul de carbon, cu punerea în libertate a acidului hipocloros. De aceea, clorura de var are o acțiune puternic oxidantă. Prin încălzire se descompune cu degajare de oxigen:
2CaOCl2 → 2CaCl2 + O2
Prin tratare cu acid clorhidric pune clor în libertate:
CaOCl2 + 2HCl → CaCl2 + H2O + Cl2
Cantitatea de clor degajată la tratare cu acid clorhidric (“clor activ”) este un criteriu de apreciere a calității clorurii de var. Clorura de var se întrebuințează ca decolorant pentru bumbac, hârtie, celuloză, ca dezinfectant ieftin pentru apele reziduale, ca insecticid, la clorurarea unor substanțe organice, ca dezinfectant contra iperitei, etc.
 
 

Acidul cloric, HClO3

Vezi videoclipul: Acidul cloric, HClO3 Vezi toată lecția: Grupa 17 sau grupa a VII-a principală Citește teoria: Acidul cloric, HClO3
Acidul cloric, HClO3, este un oxoacid al clorului în care atomul de clor are numărul de oxidare +5; este un lichid incolor, instabil, care se descompune la 40°C. Acidul cloric este un acid tare și un puternic agent oxidant.

Obținere
Acidul cloric se obține prin descompunerea acidului hipocloros sau prin tratarea cloratului de bariu cu acid sulfuric. Soluțiile apoase, mai ales cele concentrate, de acid cloric au putere oxidantă. Nu se cunoaște anhidrida acestui acid. 
 
Sărurile acidului cloric - clorații, MIClO3 - se obțin prin descompunerea hipocloriților:
3ClO- → ClO3- + 2Cl-
De asemenea, clorații se obțin din reacția între clor și hidroxizii alcalini, la încălzire:
2Cl2 + 6OH- → ClO3- + 5Cl- + 3H2O
Sunt substanțe incolore, solubile în apă. La încălzire pun în libertate oxigen. Important este cloratul de potasiu, KClO3.
 

Acidul iodhidric, HI

Vezi videoclipul: Acidul iodhidric, HI Vezi toată lecția: Grupa 17 sau grupa a VII-a principală Citește teoria: Acidul iodhidric, HI


Acidul iodhidric, HI, este un gaz incolor, solubil în apă, cu punctul de topire la -51°C și punctul de fierbere la -35,38°C. În formă lichidă, acidul iodhidric este format prin adăugarea formei gazoase în apă; este un acid tare care disociază considerabil în soluție. Acidul iodhidric este un agent reducător utilizat în sinteza organică și ca reactiv în chimia analitică. 
 
Acidul iodhidric se poate prepara prin reacția între acidul sulfuric și iodura de potasiu sau de sodiu:
2KI + H2SO4 → K2SO4 + 2HI
Deoarece în timpul reacției se pune însă în libertate și o mare cantitate de iod (prin oxidarea acidului iodhidric de către acidul sulfuric) pentru obținerea acidului iodhidric pur se preferă hidroliza pentaiodurii de fosfor. Aceasta rezultă ca produs intermediar prin acțiunea iodului asupra fosforului roșu, în prezența apei:
2P + 5I2 → 2PI5
Pentaiodura de fosfor reacționează imediat cu apa, formând acid iodhidric și acid fosforic:
2PI5 + 8H2O → 10HI + 2H3PO4
Acidul iodhidric poate fi obținut și din componente prin sinteză, în prezența platinei. Randamentul acestei reacții nu este însă satisfăcător, deoarece acidul iodhidric format se descompune parțial. 
 
Acidul iodhidric este un gaz incolor, cu miros care amintește mirosul acizilor bromhidric și clorhidric. El fumegă în aer. În apă se dizolvă foarte bine (1 vol. Apă dizolvă 425 vol. Acid iodhidric, la 10°C); soluția apoasă are o reacție puternic acidă. 
 
Acidul iodhidric gazos în soluție este stabil la temperatura obișnuită; prin încălzire însă începe să se descompună. Când este amestecat cu brom sau clor se formează acid clorhidric sau acid bromhidric și iodul este pus în libertate. 
 
În soluție este oxidat de oxidanți puternici până la iod. Astfel, dacă se adaugă bioxid de mangan într-o soluție de acid iodhidric, pe pereții vasului se depune iod sub formă de cristale. Aceeași acțiune o are oxigenul atmosferic, însă în măsură mai slabă:
4HI + O2 → 2H2O + 2I2
Din cauza ușurinței cu care cedează electroni, acidul iodhidric este un reducător puternic:
2I- → I2 + 2e-
Acidul iodhidric reacționează cu unele metale, de exemplu cu zincul și magneziul; se formează iodura respectivă și hidrogenul este pus în libertate. În același mod reacționează cu unii oxizi și hidroxizi, cu formare de iodură și apă. 
 
Acidul iodhidric are puține întrebuințări. Soluția concentrată de acid iodhidric este folosită la fabricarea unor coloranți și în cosmetică. 
 
Iodurile (sărurile acidului iodhidric) se aseamănă cu clorurile și bromurile; ele sunt însă mai puțin stabile și mai puțin solubile decât acestea. Iodurile solubile reacționează cu azotatul de argint, formând un precipitat galben de iodură de argint:
NaI + AgNO3 → AgI + NaNO3
Iodurile metalelor grele sunt în general colorate (iodura de mercur este roșie, iodura de plumb este galbenă, etc). 
 
Cele mai importante ioduri sunt iodura de sodiu, NaI, și iodura de potasiu, KI, folosite în medicină. 
 

Grupa 17 (VII A)

Vezi videoclipul: Grupa 17 (VII A) Vezi toată lecția: Grupa 17 sau grupa a VII-a principală Citește teoria: Grupa 17 (VII A)
 

Elementele fluor, F, clor, Cl, brom, Br, iod, I, precum și elemetul radioactiv astatin, At, formează grupa a VII-a principală (VII A sau 17) a sistemului periodic, o grupă foarte omogenă cunoscută sub numele de grupa halogenilor. 

Atomii acestor elemente conțin șapte electroni în stratul electronic exterior: 


Formarea legăturilor în combinațiile halogenilor
Corespunzător poziției lor în sistemul periodic, imediat înaintea grupei gazelor rare, atomii halogenilor manifestă tendința de completare a octetului electronic prin acceptarea unui electron. Astfel, cu elementele electropozitive formează combinații ionice, în care elementele grupei sunt anioni:

\(X^0+e^-\rightarrow X^-\)
unde X0 = elementul grupei

Ionizarea atomului de halogen se face cu degajare de energie. De aceea, combinațiile ionice ale halogenilor sunt extrem de stabile. De exemplu:

\(Cl+e^-\rightarrow Cl^-+86,5\: kcal\)

Atomii elementelor acestei grupe își pot completa octetul lor și prin formarea unei legături covalente prin participarea electronului p necuplat din stratul electronic exterior. 

Combinațiile binare ale halogenilor, RXn, pot fi fie ionice (de exemplu NaCl), fie covalente (de exemplu Cl2O), în funcție de cum R este un atom electropozitiv sau un atom electronegativ. Între aceste două tipuri există și combinații intermediare, cum sunt hidracizii, HX. 

Cu excepția fluorului, halogenii pot forma și compuși tri-, penta- și heptacovalenți. Această comportare poate fi explicată prin teoria mecanică-cuantică prin formare de orbitali hibrizi. Prin activarea atomilor, o parte din electronii exteriori care sunt cuplați în stare fundamentală, sunt promovați din starea p, respectiv s, în stare d. La fluor nu se pot forma asemenea compuși, întrucât stratul L nu are orbitali d. 

Posibilitatea halogenilor de a manifesta valențe superioare poate fi explicată, de asemenea, prin teoria electronică a valenței, admițând valabilitatea regulii octetului și rolul de donor de perechi de electroni al atomilor de halogeni. În complecșii rezultați, legăturile coordinative sunt formate din perechea de electroni s și din perechile de electroni p din stratul electronic exterior. Atomii halogenilor pot forma cel mult trei legături coordinative. De exemplu: 

Legăturile coordinative Cl → O create nu se deosebesc de legătura covalentă Cl — O existentă; ca urmare, toți atomii de oxigen sunt repartizați uniform în jurul atomului de clor. 

Combinațiile în care halogenii sunt tetracoordinați, deci saturați, sunt cele mai stabile. 

Proprietăți fizice ale elementelor din grupa halogenilor
Proprietățile fizice ale elementelor grupei halogenilor sunt ilustrate în tabelul de mai jos:
 
Caracteristicile elementelor din grupa a VII-a principală a sistemului periodic
 
Caracteristici Fluor
F		 Clor
Cl		 Brom
Br		 Iod
I
Numărul atomic 9 17 35 53
Configurația electronică exterioară 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5
Masa atomică 18,999 35,453 79,909 126,904
Densitatea (s), g/cm3 1,3 1,9 3,4 4,9
Punctul de topire, °C -223 -102 -7,3 +114
Punctul de fierbere, °C -188,9 -34,6 +58,8 +184
Solubilitatea în apă, la 20°C, mol/L - 0,09 (g) 0,210 (l) 0,001 (s)
Energia de disociație, kcal/mol 37,7 56,9 45,2 35,4
Potențialul de ionizare, eV 17,42 13,01 11,84 10,44
Afinitatea pentru electron, eV 4,27 4,01 3,78 3,43
Electronegativitatea (conform L. Pauling) 4,0 3,0 2,8 2,5
Raza de covalență, Å 0,709 1,050 1,193 1,360
Raza ionică (pentru X-), Å 1,36 1,81 1,97 2,16

Odată cu creșterea masei atomice a halogenilor, starea lor de agregare variază, de la gaz la solid, iar punctele de topire și de fierbere, precum și densitățile, cresc. Totodată, culoarea lor se închide de la galben deschis (în cazul fluorului) la roșu-violet (în cazul iodului). 

În stare gazoasă, halogenii au moleculele biatomice: F2, Cl2, Br2, I2; însă stabilitatea lor descrește de la fluor la iod: moleculele de fluor sunt foarte stabile, pe când cele de iod se descompun pe la 1000°C în atomi. 

Halogenii au caracter nemetalic pronunțat. Din cauza afinității pentru electron, atomii de halogen se pot combina mai ales cu atomii metalelor alcaline, de la care captează unicul electron de valență, formând combinații cu caracter tipic de sare. De aici și numele de halogeni (în limba greacă = generator de sare) dat acestor elemente. 

Afinitatea pentru electron a halogenilor scade de la fluor la iod. Ionul de fluor are raza mai mică; electronii exteriori fiind mai apropiați de nucleu, sunt atrași mai puternic. 

Proprietăți chimice generale ale halogenilor
Din cauza caracterului puternic electronegativ, halogenii sunt oxidanți foarte energici. Această proprietate descrește de la fluor la iod. 

Halogenii se înlocuiesc în ordinea fluor, clor, brom, iod în combinațiile lor ionizate. Fluorul, care are cea mai mare afinitate pentru electroni, poate înlocui toți ceilalți halogeni în combinațiile lor metalice; clorul poate înlocui numai bromul și iodul în combinațiile lor, iar bromul, numai iodul în combinațiile sale:

\(2Br^-+Cl_2\rightarrow 2Cl^-+Br_2\)

Prin urmare, prin schimbul de electroni, clorul se reduce și bromul se oxidează. 

Pe măsură ce scade afinitatea pentru electron a ionilor simpli, se accentuează afinitatea pentru electroni a ionilor complecși. De aceea, stabilitatea oxoacizilor se accentuează în ordinea fluor, clor, brom, iod. Ca urmare, în combinațiile lor covalente, halogenii se înlocuiesc în ordinea inversă doar în ordinea inversă decât în combinațiile ionice. De exemplu:

\(2KClO_3+I_2\rightarrow 2KIO_3+Cl_2\)

Primul și ultimul element din grupă, fluorul și iodul, au unele caractere mai diferite decât ceilalți halogeni. Astfel, fluorul are tendința maximă de ionizare; unele fluoruri (de exemplu AlF3, SnF4) sunt compuși ionici, în timp ce clorurile, bromurile și iodurile metalelor respective sunt compuși covalenți. Fluorurile metalice se deosebesc de celelalte halogenuri prin solubilitatea lor. Astfel, AgF este solubilă, iar CaF2 este insolubilă. 

Iodul manifestă caractere opuse. El are tendință mare pentru a forma legături covalente. Sunt cazuri în care iodura este un compus covalent, pe când clorura este un compus ionic (exemplu AgI și AgCl). 

Toți halogenii reacționează cu apa conform ecuației:

\(X_2+H_2O\rightleftharpoons HOX+H^++X^-\)

În cazul fluorului reacția cu apa este cea mai energică. 

Obținerea halogenilor
Din cauza asemănării mari între halogeni se pot generaliza și metodele aplicabile pentru prepararea lor. Astfel, o metodă generală de preparare este tratarea halogenurilor metalice cu acid sulfuric în prezența unui agent oxidant:

\(2KBr+3H_2SO_4+MnO_2\rightarrow 2KHSO_4+2H_2O+Br_2\)

De fapt, această metodă se rezumă la oxidarea hidracidului halogenat respectiv:

\(4HBr+O_2\rightarrow 2Br_2+2H_2O\)

Reacția se poate scrie în formă generală:

\(2X^- \rightarrow X_2+2e^-\)
(în care X reprezintă halogenul)

Excepție face fluorul, deoarece legătura între fluor și hidrogen (în acidul fluorhidric) este mai puternică decât legătura între oxigen și hidrogen (în apă). De aceea, fluorul se prepară numai prin electroliză. 

Electroliza soluțiilor apoase sau a topiturilor halogenilor este de asemenea o metodă generală de preparare a halogenilor. 

Tot o metodă de preparare a halogenilor se bazează pe proprietatea că un halogen cu afinitate mai mare pentru electroni poate scoate din combinații un halogen cu afinitate mai mică:

\(2NaBr+Cl_2\rightarrow NaCl+Br_2\)

\(2NaI+Br_2\rightarrow 2NaBr+I_2\)
 

Compușii halogenilor

Hidracizii halogenați
Cu hidrogenul, halogenii formează hidracizi: acidul fluorhidric, acidul clorhidric, acidul bromhidric și acidul iodhidric, cu formula generală HX, prin X înțelegându-se halogenul. Dintre ei, cel mai stabil este acidul fluorhidric și cel mai puțin stabil, acidul iodhidric. Reacția de formare a acestor acizi este exotermă în cazul primilor trei acizi și endotermă în cazul acidului iodhidric:

\(H_2+F_2\rightarrow 2HF; \:\:\:\:\:\:\: \Delta H=-64,2\:kcal/mol\)
\(H_2+Cl_2\rightarrow 2HCl; \:\:\:\: \Delta H=-21,9\:kcal/mol\)
\(H_2+Br_2\rightarrow 2HBr; \:\:\, \Delta H=-8,6\:kcal/mol\)
\(H_2+I_2\rightarrow 2HI; \:\:\:\:\:\:\:\: \: \Delta H=+5,9\:kcal/mol\)

Cea mai mare energie este eliberată deci în cazul combinării fluorului cu hidrogenul. 

Hidracizii se pot obține prin mai multe metode. O metodă directă este combinarea hidrogenului cu halogenul respectiv (sinteză). Combinarea este cea mai energică în cazul fluorului (are loc la temperatură obișnuită cu explozie) și cea mai slabă în cazul iodului (are loc numai prin încălzire și în prezența unui catalizator). 

Altă metodă generală de preparare a hidracizilor halogenați constă în acțiunea unor acizi asupra unei halogenuri:

\(CaF_2+H_2SO_4\rightarrow CaSO_4+2HF\)

Hidracizii halogenați sunt gaze incolore, destul de ușor lichefiabili. În stare pură nu conduc curentul electric, dar în soluții apoase sunt electroliți puternici (în afară de acidul fluorhidric, care are gradul de disociere mult mai mic). 

În molecula acidului halogenat, distanța între nucleul atomului de hidrogen și nucleul atomului de halogen este mai mică decât razele ionilor de halogen:
 
  F Cl Br I
Raza ionică, Å 1,33 1,81 1,96 2,20
Distanța H \(\leftrightarrow\) X, Å 0,92 1,28 1,41 1,62

Aceasta se atribuie pătrunderii protonului prin învelișul electronic exterior în interiorul ionului negativ de halogen. Ca urmare, molecula hidracidului capătă o structură asemănătoare atomilor gazelor rare. Însă, spre deosebire de atomii gazelor rare, moleculele hidracizilor halogenați au momente electrice destul de mari. Din valorile momentelor electrice s-a dedus că legătura covalentă H — X are și un caracter parțial ionic, și anume: la HF este 43% ionică, la HCl 17%, la HBr 12% și la HI 5%. 

Halogenurile
Halogenurile sunt combinațiile binare ale halogenilor cu alte elemente. Deși halogenurile sunt foarte variate, se obișnuiește clasificarea lor în: halogenuri ionice (saline) și halogenuri covalente (acide). 

Halogenurile ionice sunt reprezentate caracteristic prin halogenurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase. În stare solidă formează cristale ionice sau semi-ionice, au puncte de topire și de fierbere înalte și sunt solubile în dizolvanți polari. Legătura metal-halogeneste electrovalentă, variind însă în grad cu diferența între electronegativitățile halogenului și metalului. 

Legătura metal-halogen capătă caracter covalent pe măsură ce cationul este mai mic și are un număr de oxidare mai mare; de asemenea, pe măsură ce halogenul este mai mare și are electronegativitatea mai mică se accentuează caracterul covalent al legăturii metal-halogen. O asemenea accentuare a caracterului covalent se observă, de exemplu, la halogenurile KCl, MgCl2, ScCl3 și TiCl4 sau CaF2, CaCl2, CaBr2 și CaI2. Fluorurile metalelor au caracter predominant ionic. 

Halogenurile covalente sunt reprezentate prin halogenurile nemetalelor și halogenurile metalelor la care raportul dintre sarcină și dimensiune este mare, cum sunt metalele grele. Ele sunt solubile în dizolvanți nepolari și insolubile în dizolvanți polari, deși de multe ori reacționează cu aceștia. De exemplu, triclorura de fosfor, PCl3, hidrolizează cu apa, formând acid fosforos și acid clorhidric:

PCl3 + 3H2O → H3PO3 + 3HCl
Caracterul covalent al legăturii este cel mai accentuat la halogenurile nemetalice.

Halogenurile ionice și cele covalente reprezintă cazuri limită de halogenuri, ținând seamă că majoritatea halogenurilor manifestă proprietăți intermediare. 

În afară de halogenurile simple, se cunosc și numeroase halogenuri complexe, deoarece ionii de halogen formează cu ușurință compuși de coordinație cu metalele. 

Compușii halogenilor între ei
Halogenii pot reacționa și între ei formând compuși de tipul XX' (de exemplu: ClF, BrF, BrCl, ICl). De asemenea se cunosc și compuși de tipul XX'n unde n = 3, 5 sau 7 (de exemplu: ClF3, BrF3, ICl3, BrF5, IF5, IF7).

Se constată că un atom de halogen se poate combina cu un număr cu atât mai mare de atomi de alt halogen, cu cât diferența dintre razele lor ionice este mai mare. 

Compușii halogenilor între ei sunt combinații covalente, cu puncte de topire și fierbere relativ joase; ei sunt foarte reactivi. 














 

Acidul fluorhidric, HF

Vezi videoclipul: Acidul fluorhidric, HF Vezi toată lecția: Grupa 17 sau grupa a VII-a principală Citește teoria: Acidul fluorhidric, HF

Acidul fluorhidric, HF, este o soluție apoasă de fluorură de hidrogen; este un lichid incolor, otrăvitor, extrem de coroziv, cu miros puternic și înțepător. Prin comparație cu acidul clorhidric, HF este un acid slab, însă atacă puternic sticla și alți silicați. Acidul fluorhidric gazos atacă agresiv căile respiratorii, iar în soluție are un efect caustic asupra pielii. 

Preparare
Acidul fluorhidric se prepară prin tratarea fluorinei, CaF2, cu acid sulfuric:
H2SO4 + CaF2 → 2HF + CaSO4
Deoarece acidul fluorhidric atacă sticla se folosesc alte tipuri de vase și materiale pentru manipulare și sinteză. În laborator se prepară în vase de platină; industrial, se obține în cuptoare căptușite cu nichel. Acidul fluorhidric gazos format este întâi separat de picăturile de acid sulfuric și de alte substanțe antrenate, apoi este trecut în turnuri de absorbție construite din plumb și umplute cu cocs, unde stropirea se face cu acid fluorhidric diluat și cu apă. În felul acesta se poate obține acid fluorhidric în soluție. 

La depozitarea și transportul acidului fluorhidric se folosesc, pentru cantități mici, vase de ebonită, de parafină sau din materiale plastice, iar pentru cantități mai mari, vase de plumb sau butoaie de lemn căptușite cu un strat de parafină. 

Acidul fluorhidric se poate obține și prin sinteză direct din elementele componente, însă această reacție este puternic exotermă (are loc cu explozie la temperatura camerei) și nu este folosită ca procedeu tehnic de sinteză:
H2 + F2 → 2HF;   \(\Delta\)H = -64,2 kcal/mol
Proprietăți
Acidul fluorhidric este un gaz incolor, care la 19,5°C se lichefiază, trecând într-un lichid incolor ce fumegă puternic. Se solidifică la -83,1°C. 

La temperatura și presiunea obișnuită, moleculele de acid fluorhidric sunt asociate; în afară de (HF)2 s-au identificat molecule (HF)6 până la (HF)8. Asocierea se face prin legături de hidrogen:

H — F • • • H — F • • • H — F 

Distanța H — F în molecula HF este 0,92 Å, pe când distanța F • • • H care corespunde legăturii de hidrogen este 1,63 Å. 

Prin ridicarea temperaturii are loc o desfacere a acestor molecule, astfel încât în stare de vapori sunt prezente și molecule simple de acid fluorhidric. 

Acidul fluorhidric este solubil în apă; în soluție este slab disociat (numai 15%), spre deosebire de acidul clorhidric, care este un acid tare (disociază complet în apă): 
2HF + H2O \(\rightleftharpoons\) [H3O]+ + [HF2]-
Ionii [HF2]- sunt ioni complecși; ei se formează prin adiția ionilor F- rezultați, în mică măsură, prin disociația:
HF \(\rightleftharpoons\) H+ + F-
la molecule nedisociate, HF:
HF + F- \(\rightarrow\) [HF2]-
La temperatură obișnuită, toate metalele sunt atacate de acidul fluorhidric în soluție, cu dezvoltare de hidrogen, cu excepția platinei, aurului și a plumbului, care sunt atacate superficial, reacția continuând la temperatură înaltă. 

Acidul fluorhidric acționează asupra bioxidului de siliciu, formând tetrafluorura de siliciu, SiF4, volatilă. Reacția este caracteristică. 
SiO2 + 4HF \(\rightarrow\) SiF4 + 2H2O
Acidul fluorhidric gazos atacă puternic căile respiratorii, iar în soluție produce pe piele răni dureroase, greu vindecabile. 

Utilizare
Datorită proprietății acidului fluorhidric de a reacționa cu bioxidul de siliciu și cu silicații, el se întrebuințează la dezagregarea silicaților, la mătuirea, șlefuirea și gravarea sticlei. În metalurgia fină se folosește pentru îndepărtarea nisipului de pe obiectele de metal turnate în forme de pământ. 

Acidul fluorhidric este folosit și la prepararea fluorurii de aluminiu sau criolitului sintetic (necesar la fabricarea aluminiului), la prepararea fluorurii de zinc, ZnF2, substanță cu proprietăți antiseptice (întrebuințată uneori la impregnarea lemnului), la fabricarea hârtiei de filtru cantitative (care nu lasă cenușă după calcinare), la prepararea freonilor necesari aparatelor frigorifice, la fabricarea unor antidăunători necesari în agricultură; acidul fluorhidric se mai folosește la decaparea cuprului, alamei, și a oțelului aliat, la curățarea pietrelor și cărămizilor, și pentru dezagregarea minereurilor. 

Sărurile acidului fluorhidric
Fluorurile (sărurile acidului fluorhidric) se dizolvă greu în apă, în afară de fluorura de argint, care este ușor solubilă. Cele mai importante fluoruri sunt: fluorura de sodiu, NaF, fluorura de potasiu, KF, fluorura de amoniu, NH4F. În afară de aceste fluoruri neutre, mai sunt cunoscute și fluoruri acide precum: fluorura acidă de sodiu, NaHF2, fluorura acidă de potasiu, KHF2, etc. 

Clorul, Cl

Vezi videoclipul: Clorul, Cl Vezi toată lecția: Grupa 17 sau grupa a VII-a principală Citește teoria: Clorul, Cl

Clorul este un element chimic cu simbolul Cl, numărul atomic 17 și masa atomică 35,453; este al doilea element din grupa 17, grupa halogenilor. Clorul este un gaz otrăvitor, galben-verzui, care se găsește din abundență în natură sub formă de clorură de de  sodiu în apa de mare, și în minereuri. A fost descoperit în 1774 de Karl Scheele și confirmat drept element chimic în 1810. 

Răspândire în natură
Clorul este relativ mult răspândit în natură (în compoziția litosferei și hidrosferei intră în proporție de 0,19%). Liber se găsește numai ca urme, în gazele emanate de vulcani. Sub formă combinată este însă foarte răspândit, mai ales sub formă de sare de bucătărie (clorură de sodiu, NaCl), silvină (clorură de potasiu, KCl), sau carnalit (clorură dublă de potasiu și magneziu, KCl • MgCl2 • 6H2O), care formează zăcăminte. 

Apa mărilor conține aproximativ 3% clorură de sodiu; în mările și lacurile sărate, acest procent este mai ridicat (chiar până la 26%). 

Preparare
Clorul se prepară prin mai multe metode. 
În laborator se poate obține din acid clorhidric prin oxidare:
O + 2HCl \(\rightarrow\) H2O + Cl2
Drept oxidant se poate folosi bioxidul de mangan, MnO2 (piroluzită):
 
Pentru aceasta, în balonul unui dispozitiv de preparare (ilustrat în imaginea de mai jos) se introduce o cantitate de bioxid de mangan mărunțit, peste care se toarnă, treptat, acid clorhidric. Reacția are loc la început la temperatura obișnuită după care necesită o ușoară încălzire. 

Dispozitiv pentru prepararea clorului în laborator:
1 - balon de reacție; 2 - vas spălător; 3 - vas pentru colectarea clorului; 4 - păstrarea clorului în vas. 

Clorul degajat este barbotat într-un vas spălător cu apă în care se dizolvă parțial formând apa de clor; restul se culege, prin deplasarea aerului, într-un vas ținut cu gura în sus. După umplere, vasul se acoperă imediat cu o placă. 

Drept oxidant se mai poate folosi permanganatul de potasiu, KMnO4: 

sau hipocloritul de potasiu, KClO (de sodiu, sau de calciu):

sau cloratul de potasiu, KClO3: 


Uneori, clorul se mai prepară în laborator, în cantități mai mari, folosindu-se drept oxidant clorura de var, Ca(ClO)2 (pentru preparare se folosește apartul Kipp):
4HCl + Ca(ClO)2 \(\rightarrow\) CaCl2 + 2Cl2 + 2H2O
Industrial, clorul se obține de preferință prin electroliza clorurii de sodiu, concomitent cu obținerea hidroxidului de sodiu și hidrogenului. 

Procedeul de oxidare a acidului clorhidric cu bioxid de mangan (procedeul Weldon), precum și procedeul de oxidare cu oxigenul din aer (procedeul Deacon) nu mai sunt astăzi folosite în industrie aproape deloc, fiind mai neeconomice decât procedeele electrochimice. 

Clorul rezultat din fabricație, după purificare și uscare, este trecut în compresoare și lichefiat la 8 atm. Pentru transport se încarcă în tuburi de oțel ("bombe") sau vagoane cisterne. 

Proprietăți fizice
Clorul este un gaz galben-verzui, cu miros înțepător și sufocant. Este de 2,4 ori mai greu decât aerul; de aceea poate fi cules în vase ținute cu gura în sus. 

Clorul este solubil în apă (3,1 vol. de clor în 1 vol.apă, la 10°C) formând apa de clor. 

Proprietăți chimice
După fluor, clorul este cel mai reactiv element; el se combină direct cu majoritatea elementelor. Nu se combină direct cu azotul, oxigenul și carbonul.

Reacția clorului cu metale
Cu foarte multe metale formează cloruri. De exemplu, dacă se încălzește sodiu în curent de clor, are loc o reacție violentă, însoțită de o flacără galbenă, și rezultă clorura de sodiu. Chiar metalele care în stare compactă și la temperatură obișnuită reacționează lent sau aproape deloc cu clorul - ca de exemplu fierul și cuprul - când sunt sub formă de pulbere fină sau strunjituri, se combină energic cu el. Astfel, dacă într-un vas umplut cu clor se introduce strunjitură de fier încălzită puternic în prealabil, strunjitura se aprinde, împăștiindu-se incandescentă sub formă de scântei. Vasul se umple cu un fum de culoare brună format din particule de clorură ferică, FeCl3. 

Practic, clorul nu se combină cu metale prețioase. 

Clorul umed este mult mai reactiv decât cel uscat (în acest caz, apa are rol de catalizator). De aceea, clorul, pentru a fi comprimat în cilindri de oțel, sau trecut prin conducte de fier, trebuie, în prealabil, bine uscat. 

Reacția clorului cu nemetale
Clorul are mare afinitate pentru hidrogen; un amestec echimolecular de clor și hidrogen, la temperatura obișnuită și în prezența luminii, reacționează energic cu formare de acid clorhidric. 

Clorul se combină cu dezvoltare de căldură și chiar de lumină cu fosforul, arsenul, antimoniul, sulful, etc dând naștere la clorurile respective. 

Reacția clorului cu apa
Clorul introdus în apă, parțial se dizolvă, parțial reacționează cu apa, formând acid clorhidric, HCl, și acid hipocloros, HClO, care constituie așa-numita apă de clor. Aceasta se descompune cu timpul în acid clorhidric și oxigen:
Cl2 + H2O \(\rightleftharpoons\) HCl + HClO
HClO \(\rightarrow\) HCl +O;  2O = O2
astfel încât reacția între clor și apă se poate scrie în total:
Cl2 + H2O \(\rightarrow\) 2HCl + O;  2O = O2
Reacția este accelerată de lumină. De aceea, apa de clor trebuie păstrată în sticle de culoare închisă. Oxigenul pus în libertate are putere de oxidare cu mult mai mare decât oxigenul în stare moleculară. Lui i se atribuie acțiunea decolorantă și sterilizantă a apei de clor. Datorită acțiunii oxigenului asupra microbilor patogeni, introducerea clorului în apă este un mijloc de sterilizare. 

Reacția clorului cu compuși anorganici
Clorul reacționează cu hidroxizii alcalini, formând un amestec de clorură și hipoclorit, solubili:
2NaOH + Cl2 \(\rightarrow\) NaCl + NaClO + H2O
Soluția de hipoclorit obținută are aceeași putere oxidantă ca și apa de clor. 

Clorul poate înlocui bromul și iodul din combinațiile lor:
2Br- + Cl2 \(\rightarrow\) 2Cl- + Br2
2I- + Cl2 \(\rightarrow\) 2Cl- + I2
Hidrogenul sulfurat este descompus de clor; se formează acid clorhidric și se separă sulf:
H2S + Cl2 \(\rightarrow\) 2HCl + S
Așa se explică de ce o atmosferă cu hidrogen sulfurat poate fi purificată cu clor. 

Reacția clorului cu substanțe organice
Din cauza marii afinități a clorului pentru hidrogen, unele substanțe organice care conțin hidrogen ard în clor cu formare de acid clorhidric. Astfel, terebentina, C10H16, în contact cu clorul se aprinde și arde cu flacără fumegândă, datorită carbonului pus în libertate o dată cu formarea acidului clorhidric:
C10H16 + 8Cl2 \(\rightarrow\) 16HCl + 10C
În mod similar, când o lumânare aprinsă este introdusă în clor, ea arde mai departe cu flacără fumegândă. Faptul că în cazul arderii unei lumânări în oxigen se formează numai acid clorhidric, iar carbonul rămâne în stare liberă, dovedește că tendința clorului de a se combina cu carbonul este mai mică decât tendința sa de a se combina cu hidrogenul. 

Proprietăți biologice
Clorul este un gaz dăunător sănătății. El pătrunde în organism prin căile respiratorii. În contact cu mucoasele organismului se combină cu hidrogenul din apa celulelor punând în libertate oxigenul, care acționează, foarte activ, asupra țesuturilor; în același timp se formează acidul clorhidric, care atacă și el organismul. De aceea, prezența în aer a unei cantități mai mari de 0,0001% clor provoacă tusea, iar o cantitate de 0,01%, provoacă intoxicații grave. Intoxicatul trebuie ținut la aer curat și este necesar să i se facă inhalații cu oxigen sau cu vapori de alcool-eter, după gravitatea intoxicației. 

La manipularea unor cantități mari de clor, lucrătorii trebuie să aibă la îndemână măști izolante cu rezervoare de oxigen. 

Utilizare
Clorul are foarte multe întrebuințări. El este o importantă materie primă în industria chimică, fiind folosit în special la prepararea acidului clorhidric de sinteză, la obținerea hipocloriților - mai ales a clorurii de var - la prepararea tetraclorurii de titan (substanță cu proprietăți fumigene), etc. 
 
Proprietatea clorului de a se combina ușor cu staniul și greu cu fierul este folosită la recuperarea staniului de pe tabla veche cositorită (cutiile de conserve). 
 
Clorul are rol important și în chimia organică: astfel, prin clorurarea metanului se obțin cloroformul și tetraclorura de carbon; multe produse folosite în industria coloranților și a materialelor plastice (ca de exemplu policlorura de vinil, cloroprenul) necesită clor pentru prepararea lor. 
 
În timpul primului război mondial (1914 - 1918), clorul a fost folosit drept gaz de luptă, singur sau în combinații, ca de exemplu: fosgen, iperită, cloropicrină, etc. Astăzi, aceste substanțe se folosesc ca antidăunători (contra rozătoarelor care distrug cerealele). Clorul, în combinații cu cuprul, formează substanțe folosite pentru combaterea bolilor produse plantelor de către diferite ciuperci (spori). O serie de derivați clorurați organici precum DDT-ul, hexacloranul, etc, sunt folosiți ca fungicide și insecticide. Clorul se utilizează la înălbirea fibrelor textile și a celulozei (pentru fabricarea hârtiei), la sterilizarea apei de băut și a apelor din bazinele de înot. 
 
Combinațiile clorului

Atomul de clor având pe stratul electronic exterior șapte electroni, poate accepta un electron și devine ion monovalent negativ:
Cl + e- \(\rightarrow\) Cl-1
dar clorul poate forma și combinații covalente în care are diferite grade de oxidare:
 
 
Număr de oxidare +7 +5 +4 +1 0 -1
Exemple de combinații Cl2O7
HClO4		 HClO3 ClO2 Cl2O
HClO		 Cl2 HCl

Combinațiile clorului cu hidrogenul 
Hidrogenul și clorul formează acidul clorhidric, HCl. 

Combinațiile clorului cu oxigenul
Clorul poate forma următorii oxizi: 
  • Cl2O - monoxidul de clor;
  • ClO2 - bioxidul de clor;
  • Cl2O6 - hexoxidul de clor;
  • Cl2O7 - heptoxidul de clor.
Dintre acești oxizi ai clorului, monoxidul și heptoxidul de clor sunt anhidride. Toți oxizii clorului sunt explozivi. 

Oxoacizii clorului și sărurile lor au următoarele formule și denumiri:
 
Oxoacizii clorului Sărurile corespunzătoare
HClO - acidul hipocloros MIClO - hipocloriți
HClO2 - acidul cloros MIClO2 - cloriți
HClO3 - acidul cloric MIClO3 - clorați
HClO4 - acidul percloric MIClO4 - perclorați

Cercetări cu raze X au arătat că structura ionilor hipoclorit, clorit, clorat și perclorat este: 

Dintre oxoacizi, numai acidul percloric este cunoscut în stare liberă; ceilalți acizi au fost obținuți numai în soluție. Sărurile lor sunt însă cunoscute în stare cristalină. 

Cu cât oxoacizii clorului conțin mai mult oxigen în moleculă, cu atât crește și stabilitatea lor; deci, puterea de oxidare descrește. Tăria acizilor crește de la acidul hipocloros la acidul percloric. 







 


 











 

Acidul percloric, HClO4

Vezi videoclipul: Acidul percloric, HClO4 Vezi toată lecția: Grupa 17 sau grupa a VII-a principală Citește teoria: Acidul percloric, HClO4
Acidul percloric, HClO4, este un oxoacid al clorului în care atomul de clor are numărul de oxidare +7; este un acid lichid și instabil care explodează la 90°C la presiune atmosferică. Acidul percloric este un acid tare cât și un puternic agent oxidant care este folosit la descompunerea probelor de materie organică pentru ca acestea să poată fi analizate. 
 
Proprietăți și obținere
Acidul percloric este cel mai stabil dintre oxoacizii clorului. El se poate obține în stare liberă din sărurile lui, prin tratare cu acid sulfuric. Este un lichid incolor care fumegă la aer și este solubil în apă. Prin încălzire se descompune, iar în prezența substanțelor organice explodează puternic. Puterea oxidantă a acidului percloric este mai slabă decât a celorlalți oxoacizi ai clorului. Anhidrida acidului percloric este heptoxidul de clor, Cl2O7. 
 
Sărurile acidului percloric - perclorații, MIClO4 - sunt cei mai stabili compuși oxigenați ai clorului. Se prepară prin electroliza clorurii de potasiu sau de sodiu, la temperaturi înalte, sau prin încălzirea cloraților respectivi la temperaturi peste 400°C:
2KClO3 → KClO4 + KCl + O2
Percloratul de amoniu, NH4ClO4, este folosit în industria explozivilor. 
 

Acidul bromhidric, HBr

Vezi videoclipul: Acidul bromhidric, HBr Vezi toată lecția: Grupa 17 sau grupa a VII-a principală Citește teoria: Acidul bromhidric, HBr

Preparare
Proprietăți
Utilizare
Sărurile acidului bromhidric


Acidul bromhidric, HBr, sau bromura de hidrogen, este un gaz incolor cu punctul de topire la -88,5°C și punctul de fierbere la -67°C; este un acid tare care disociază considerabil în soluție. În formă lichidă, acidul bromhidric este o soluție de bromură de hidrogen în apă, de obicei 40%; este un lichid clar, incolor, utilizat în medicină, chimie analitică și în sinteza compușilor organici. 
 
Preparare
Acidul bromhidric se poate prepara prin acțiunea acidului sulfuric asupra unei bromuri. Deoarece acidul bromhidric format este însă oxidat ușor de acidul sulfuric concentrat, pentru obținerea lui în stare pură se preferă metoda prin hidroliza tribromurii de fosfor (când rezultă și acid fosforos, H3PO3):
PBr3 + 3H2O → 3HBr + H3PO3
Tribromura de fosfor se prepară la rândul ei din fosfor roșu și brom:
2P + 3Br2 → 2PBr3
Acidul bromhidric mai poate fi obținut prin sinteză, trecând vapori de brom și hidrogen, la 200-300°C, printr-un tub, peste o sârmă de platină sau peste cărbune activ:
H2 + Br2 → 2HBr
Acidul bromhidric este un gaz incolor, cu miros înecăcios și foarte solubil în apă (1 vol. H2O dizolvă 600 vol. HBr, la 0°C). În stare de gaz nu are proprietăți acide; soluția lui în apă este însă puternic acidă. Cu unele metale și cu oxizi sau hidroxizi de metale dă reacții similare acidului clorhidric. 
 
Acidul bromhidric este folosit la prepararea unor bromuri, coloranți organici, etc. 
 
Bromurile (sărurile acidului bromhidric) se aseamănă mult cu clorurile. Toate sunt solubile în apă, în afară de bromura de argint, bromura de mercur și bromura de plumb. Bromurile solubile reacționează cu azotatul de argint, formând bromură de argint:
NaBr + AgNO3 → AgBr + NaNO3
Bromura de argint este un precipitat brânzos, de culoare gălbuie. Reacția folosește la identificarea ionului Br-. Fiind foarte sensibilă la acțiunea luminii, bromura de argint a fost întrebuințată în fotografie. 
 
Importante sunt, de asemenea, bromura de sodiu și bromura de potasiu, folosite în medicină drept somnifere. 

Iodul, I

Vezi videoclipul: Iodul, I Vezi toată lecția: Grupa 17 sau grupa a VII-a principală Citește teoria: Iodul, I

Iodul, I, este un nemetal din grupa 17 (VII A), grupa halogenilor; are numărul atomic 53 și masa atomică 126,9045; este mai puțin reactiv decât F, Cl, sau Br, și este cel mai electropozitiv (metalic) dintre halogeni. La temperatura camerei, iodul este un solid violet închis, cristalizat. La încălzire, sublimează rapid și se degajă un vapor violet; iodul sublimează chiar și la temperatura camerei. Iodul este un oligoelement necesar organismelor vii, însă este și otrăvitor și coroziv. 
 
Iodul este foarte răspândit în natură, dar se găsește în cantități atât de mici în scoarța pământului încât extragerea lui este anevoioasă. Sub formă de iodați însoțește azotatul de potasiu sau azotatul de sodiu, chiar până la proporția de 1%; sub formă de ioduri, însoțește, de obicei, clorurile și bromurile, însă în concentrație mult mai mică decât acestea. Cantități mari de iod se găsesc în apa mărilor, deși concentrația este de numai 2 - 3 mg iod/L. Cum algele marine extrag iodul din apa de mare, cenușa lor conține iod (sub formă de iodură de potasiu în concentrație până la 0,4%). Apele sondelor petroliere conțin 25 - 60 g iod/m3. De asemenea, unele ape minerale conțin iod. 
 
Și unele organe animale, ca de exemplu glanda tiroidă și ficatul unor pești conțin iod. Prezența iodului în glanda tiroidă are un rol important în funcționarea normală a organismului, astfel încât un exces sau o lipsă de iod în organism este cauza unor tulburări grave. 
 
În laborator iodul se poate prepara prin acțiunea acidului sulfuric asupra unei ioduri, în prezență de bioxid de mangan:
2NaI + MnO2 + 3H2SO4 → MnSO4 + 2NaHSO4 + 2H2O + I2
Sau se mai poate obține prin tratarea unor ioduri cu clor:
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2
 
Industrial, iodul se poate extrage din cenușa algelor marine, unde se găsește sub formă de ioduri. Obținerea iodului din ioduri se face apoi prin electroliză sau prin încălzire cu bioxid de mangan și acid sulfuric. 
 
Iodul se extrage uneori din apele sondelor petroliere prin tratarea apei de sondă cu un azotit (de sodiu sau de potasiu), în prezența acidului sulfuric. Iodul este adsorbit de cărbune activ, din care apoi se extrage. 
 
Cantități mari de iod se obțin din apele mame rămase de la extragerea azotatului de sodiu, unde se găsește sub formă de iodat de sodiu, NaIO3. 
 
Iodul este o substanță solidă, cristalizată în sistemul rombic, de culoare violet închis sau violet-cenușie și cu aspect metalic. Are un miros caracteristic. Încălzit în condiții normale trece direct în stare de vapori, adică sublimează. Deși punctul de fierbere al iodului este de 184°C, el are presiune de vapori mare chiar la temperatura camerei. De aceea, pe partea de sus a pereților vasului în care se păstrează, cu timpul se depun cristale de iod. 
 
Iodul este foarte puțin solubil în apă (0,029 g în 100 g apă, la 20°C) dând o soluție de culoare galbenă-brună. Pentru a înlesni solubilizarea iodului, se adaugă în apă o cantitate mică de iodură de potasiu (sau iodură de sodiu); se formează o soluție de iod-iodură de potasiu, în care iodul are toate proprietățile iodului în stare liberă. Soluția de iod-iodură de potasiu conține complexul KI3, ionul I3- comportându-se ca un amestec al moleculei de I2 și ionului monovalent I-. 
 
Iodul se dizolvă bine în dizolvanți organici, ca: sulfură de carbon, cloroform, tetraclorură de carbon (soluțiile au o culoare violetă), alcool, eter, acetonă (soluțiile au o culoare brună), etc. Cu ajutorul acestor dizolvanți se poate extrage iodul din soluțiile lui apoase. Astfel, dacă într-o eprubetă se amestecă cu cloroform o cantitate de soluție apoasă de iod proaspăt preparată și se agită puternic, după un timp se separă două straturi: un strat inferior de cloroform, colorat în violet de către iodul extras din soluția apoasă și deasupra stratul apos, decolorat. 
 
Diferitele culori date de iod, în diferiți dizolvanți organici, par să fie datorate diferenței între forțele de atracție care există între moleculele de iod și dizolvanți. Colorațiile violete se atribuie dizolvării iodului în dizolvanții respectivi; colorațiile brune sunt atribuite formării unor combinații moleculare între iod și moleculele dizolvantului. 
 
Iodul colorează pielea și hârtia în galben; el atacă pluta, din care cauză trebuie păstrat în vase cu dop de sticlă șlefuit. 
 
Proprietatea caracteristică a iodului este colorarea în albastru intens a unei soluții reci de amidon. Culoarea albastră dispare prin încălzire la circa 100°C, dar reapare prin răcire. Dacă în loc de soluție de iod se folosește o soluție de iodură de potasiu, proaspăt preparată, nu se observă apariția culorii albastre. Aceasta dovedește că colorația este dată de iodul liber și nu de iodul din combinații. Reacția cu amidonul folosește la identificarea iodului. 
 
Iodul este mai puțin reactiv decât clorul și bromul. El se combină mai greu cu hidrogenul (numai prin încălzire):
I2 + H2 ⇌ 2HI
Iodul se combină direct cu sulful și fosforul, precum și cu majoritatea metalelor. Astfel, dacă în apă se amestecă pulbere de zinc cu cristale de iod, soluția obținută este incoloră; se formează iodură de zinc, incoloră, care este solubilă în apă:
I2 + Zn → ZnI2
Iodul nu se combină direct cu oxigenul. El oxidează hidrogenul sulfurat până la sulf:
I2 + H2S → 2HI + S
Clorul și bromul scot iodul din combinațiile lui:
2I- + Cl2 → 2Cl- + I2
2I- + Br2 → 2Br- + I2
Vaporii de iod sunt toxici și produc inflamații puternice ale mucoaselor nazale și ale ochilor. 
 
Iodul este folosit în industria chimică organică pentru prepararea unor coloranți (cum sunt cei de ftaleină), la prepararea iodoformului, a tincturii de iod (un dezinfectant foarte mult întrebuințat), etc. De asemenea, iodul se folosește pentru prepararea unor săruri necesare în tehnica fotografică, la fabricarea unor săpunuri medicinale, medicamente, etc. Consumat în cantități mari este toxic. 

 

Oxigenul, O

Vezi videoclipul: Oxigenul, O Vezi toată lecția: Grupa 16 sau grupa a VI-a principală Citește teoria: Oxigenul, O

Oxigenul, O, este un element chimic gazos, inodor și incolor din grupa 16 (VIA) cu număr atomic 8 și masă atomică 15,9994. Oxigenul este un element esențial în respirația celulară și în procesele de combustie; este cel mai răspândit element din scoarța pământului (incluzând atmosfera) și reprezintă peste 20% din aer (în volume). 
 
Oxigenul este unul dintre cele mai răspândite elemente din natură. El formează jumătate din scoarța pământului (inclusiv atmosfera).
 
În stare liberă, oxigenul se găsește în aerul atmosferic, constituind a cincea parte din acesta (20,9% în volume, respectiv 23% în masă); în straturile superioare ale atmosferei (peste 60 km înălțime) acest procent este mai scăzut. 
 
Cea mai mare cantitate de oxigen din natură se găsește însă sub formă de combinații: astfel, numai în apă, el se găsește în proporție de 88,81% (în masă). De asemenea, majoritatea mineralelor conțin oxigen în compoziția lor. 
 
În natură există un continuu consum de oxigen, datorită proceselor de respirație animală, putrefacțiilor și, mai ales, industriilor care consumă cantități enorme de aer pentru combustie. Aceasta ar trebui să ducă la o permanentă scădere a procentului de oxigen din aer și la o creștere a conținutului de dioxid de carbon. Pierderea este însă compensată prin punerea în libertate a oxigenului din dioxid de carbon, în urma procesului de asimilație clorofiliană a plantelor, sub acțiunea luminii solare. Prin aceasta se menține un circuit al oxigenului în natură. 
 
Oxigenul se obține din substanțe care îl conțin și îl cedează ușor. 
 
În laborator, oxigenul se obține din clorat de potasiu, KClO3, permanganat de potasiu, KMnO4, dioxid de plumb, PbO2, oxid roșu de mercur, HgO, etc. prin descompunere termică:
2KClO3 → 2KCl + 3O2
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
2PbO2 → 2PbO + O2
2HgO → 2Hg + O2
Aceste descompuneri au loc la temperaturi destul de înalte; de aceea se adaugă catalizatori. De exemplu, descompunerea cloratului de potasiu, care în mod obișnuit are loc la temperatură de aproximativ 370°C, în prezența dioxidului de mangan se produce la aproape 280°C. 
 
Pentru prepararea unor cantități mai mari de oxigen, în laborator se încălzește un amestec de clorat de potasiu și dioxid de mangan într-un balon de sticlă prevăzut cu un tub de culegere (ilustrat în figura de mai jos):
 
dispozitiv pentru obtinerea oxigenului
Dispozitiv pentru obținerea oxigenului în laborator:
1 - balon cu amestec de clorat de potasiu și bioxid de mangan; 2 - tub de culegere;
3 - cristalizor cu apă; 4 - eprubetă pentru colectarea oxigenului.
 
Industrial, oxigenul se obține prin două metode:
a) Distilarea fracționată a aerului lichid (procedeul Linde): În mod curent, oxigenul se obține din aer, care, fiind un amestec de diferite gaze, poate fi separat în componente pe baza diferenței dintre punctele de fierbere ale gazelor componente. În acest scop, aerul este lichefiat la temperatură joasă, apoi supus unei distilări fracționate. Întâi distilă azotul, care are punctul de fierbere de -195,8°C și apoi oxigenul, al cărui punct de fierbere este -182,96°C. 
 
Asemănător este procedeul lichefierii fracționate a aerului (procedeul Claude). 
 
b) Electroliza apei: Oxigenul se poate prepara o dată cu hidrogenul prin electroliza apei.

Oxigenul obținut prin oricare dintre metodele tehnice este comprimat la 150 atm în tuburi de oțel, pentru a fi dat spre consum. 
 
Oxigenul este un gaz fără miros și fără gust. În strat subțire este incolor; în strat mai gros apare albăstrui. Este de 1,1 ori mai greu decât aerul. Oxigenul se dizolvă în apă, deși în cantitate mică (la 20°C se dizolvă 3,11% în volume), făcând astfel posibilă viața animalelor din apă. Prin lichefiere, oxigenul trece într-un lichid de culoare albastră, care prin solidificare se transformă într-o masă cu aspect de zăpadă albăstruie. 
 
În condiții obișnuite, molecula oxigenului este biatomică; ea este foarte stabilă. 
 
Unele comportări ale oxigenului arată că formula O = O, atribuită moleculei lui, nu corespunde întru totul. De aceea, Linus Pauling admite că atomii de oxigen sunt uniți în moleculă prin trei legături, și anume o covalență simplă și două legături formate din câte trei electroni (legături trielectronice), ceea ce se reprezintă prin formula (liniuța “—” reprezentând covalența). 
 
Oxigenul este foarte reactiv. După fluor este elementul cel mai electronegativ. Se combină cu cele mai multe elemente, formând oxizi, reacții însoțite întotdeauna de degajare de căldură și chiar de lumină; ele se desfășoară diferit după natura elementului respectiv și după condițiile de reacție.

Reacțiile oxigenului cu metalele
Sodiul, la rece, se oxidează imperceptibil; la temperatură ridicată, reacția se desfășoară însă energic și rezultă peroxidul de sodiu, Na2O2. Magneziul, după ce este aprins, arde cu lumină puternică albă și formează oxidul de magneziu, MgO. Aluminiul, ca și fierul, necesită o temperatură mult mai înaltă pentru a putea arde în oxigen; rezultă oxidul de aluminiu, Al2O3, respectiv oxidul de fier, Fe3O4. Metalele prețioase (aurul, platina) nu se combină direct cu oxigenul; oxizii lor se obțin pe cale indirectă. 
 
Pentru demonstrarea reactivității oxigenului cu metale se umplu cu oxigen două vase de sticlă prevăzute cu câte o placă de închidere de care sunt fixate, la una o spirală de sârmă de magneziu, iar la cealaltă, o spirală de sârmă de fier. La capătul spiralelor sunt fixate bucățele de iască ce sunt aprinse și introduse în vasele cu oxigen; sârma de magneziu arde cu flacără orbitoare, pe când sârma de fier arde fără flacără, dar răspândind scântei. 
 
Reacțiile oxigenului cu nemetalele
Și nemetalele reacționează diferit cu oxigenul. Astfel, fosforul alb se aprinde la ușoară încălzire și trece în pentoxid de fosfor, P2O5. Sulful trebuie în prealabil aprins pentru ca să se desfășoare arderea lui în oxigen; se formează dioxid de sulf, SO2. Carbonul arde în oxigen numai după ce a fost puternic încălzit; se produce dioxid de carbon, CO2. 
 
Pentru demonstrație, în trei vase umplute cu oxigen se introduc, fixate la capătul unor sârme groase: 
  1. Un creuzet cu o bucățică mică de fosfor alb aprins (prin atingere cu o sârmă fierbinte);
  2. Un creuzet cu o bucățică de sulf aprins;
  3. O bucățică de cărbune încălzit până la roșu în flacăra unui bec. 
Fosforul arde cu flacără vie, iar vasul respectiv se umple cu un fum alb de pentoxid de fosfor; sulful arde cu flacără albăstruie, iar basul respectiv se umple cu un  fum alb cu miros înțepător de dioxid de sulf (identificat prin puterea lui reducătoare: decolorarea unei hârtii îmbibate cu o soluție diluată de permanganat de potasiu); cărbunele arde cu lumină puternică, iar vasul se umple cu dioxid de carbon (identificat după formarea precipitatului insolubil de carbonat de calciu, CaCO3, rezultat la introducerea în vas a unei soluții de hidroxid de calciu). 
 
Unii oxizi inferiori se pot combina cu oxigenul trecând într-un grad superior de oxidare. Astfel, oxidul de azot, NO, se combină la rece cu oxigenul și trece în dioxid de azot, NO2; oxidul de carbon CO, arde în oxigen trecând în dioxid de carbon, CO2; dioxidul de sulf, SO2, se combină cu oxigenul la cald, în prezență de catalizator, și trece în trioxid de sulf, SO3 etc. 
În oxizi, legătura element—oxigen are un caracter care variază între pur ionic și pur covalent, după natura elementului. Astfel, la oxizii metalelor alcaline, ca de exemplu Na2O, legătura element—oxigen este electrovalentă. Formarea ionului O2- din oxigen molecular necesită însă un consum mare de energie (227 kcal/mol). De aceea, el nu există decât în rețele cristaline care au energia de rețea foarte mare. Oxizii ionici sunt stabili numai în stare solidă; în prezența apei, ionul O2- trece imediat în ioni hidroxid:
O2- + H2O → 2OH-
Pe măsură ce sarcina ionului pozitiv crește și volumul său se micșorează, legătura element—oxigen capătă caracter covalent, ca de exemplu la BeO sau B2O3. La acești oxizi, energia de rețea este insuficientă ca să permită o ionizare completă. Oxizii elementelor cu valențe superioare, ca de exemplu CO2, oxizii de azot, de fosfor, sulf, sunt compuși moleculari pur covalenți. Ei pot fi gaze, lichide sau solide. 
 
Din punct de vedere chimic, oxizii sunt clasificați după caracterul lor acid sau bazic în sistem apos (vezi Oxizi).
 
Reacțiile oxigenului cu compușii organici
Din cauza afinității lui pentru hidrogen, oxigenul reacționează cu compușii care conțin hidrogen. Importante sunt îndeosebi reacțiile oxigenului cu combinațiile organice, care conțin hidrogen și carbon (din reacții rezultă apă și dioxid de carbon); ele stau la baza procesului de ardere a combustibililor. 
 
Combustii. Oxidările însoțite de o degajare energică de căldură și lumină se numesc arderi vii sau combustii. Astfel, arderea în oxigen a cărbunelui, fosforului, sulfului, fierului, etc. sunt combustii. Deoarece oxigenul la temperatura obișnuită are o reactivitate mică, pentru ca să aibă loc combustiile este necesară o încălzire prealabilă a substanțelor până la atingerea unei anumite temperaturi, numită punctul de aprindere, după care căldura dezvoltată de reacția de oxidare întreține singură oxidarea. Uneori, din cauza energiei degajate în timpul reacției, punctul de aprindere este depășit și oxidarea decurge tot mai energic. Astfel, când se aprinde o panglică de magneziu (la circa 750°C), arderea este însoțită de lumină orbitoare, iar temperatura poate ajunge până la 3000°C. 
 
Punctul de aprindere diferă de la o substanță la alta. Deoarece depinde de o serie de factori - de exemplu la substanțe solide de forma și de starea lor de diviziune, la substanțe gazoase de presiunea la care se găsesc, etc. - el nu este o constantă a substanței respective. Astfel, fierul sub formă de pulbere se aprinde ușor în oxigen și arde răspândind scântei, pe când o bucată masivă de fier trebuie încălzită la o temperatură foarte înaltă ca să se poată oxida. 
 
În aer, oxidarea este mult mai lentă decât în oxigen. De exemplu, metanul se aprinde în aer la o temperatură de 650 - 750°C, iar în oxigen la 556-700°C; alcoolul se aprinde în aer la 558°C, iar în oxigen la 425°C; fierul poate arde în oxigen, dar nu în aer. 
 
Faptul că în oxigen pur toate reacțiile de ardere se desfășoară mai intens decât în aer se datorează existenței în aer a azotului, care nu întreține arderea și consumă din căldura degajată în timpul reacției de oxidare pentru propria lui încălzire până la punctul de aprindere a substanței supuse arderii. Un exemplu îl reprezintă însăși reacția de recunoaștere a oxigenului, și anume arderea cu flacără vie în atmosfera de oxigen a unui bețișor de lemn care abia arde, fără flacără, în aer. 
 
De aceea, pentru intensificarea reacțiilor de oxidare care stau la baza unor procedee tehnice se mărește proporția de oxigen din aerul folosit la oxidare, sau, în anumite cazuri, se întrebuințează chiar oxigen pur. 
 
Câteodată reacțiile de oxidare sunt atât de energice, încât se transformă în explozii. De exemplu, amestecul de aer și gaze combustibile (hidrogen, acetilenă, metan, etc) sau vapori de substanțe inflamabile (benzină, eter, sulfură de carbon, acetonă etc.) explodează. 
 
Combinarea oxigenului cu hidrogenul pentru a forma apa se face după mecanismul reacțiilor înlănțuite. La temperaturi sub 450°C, reacția se produce dacă în sistem există atomi liberi de hidrogen, care să inițieze lanțuri de reacție. Când reacția, care este puternic exotermă, are loc într-un spațiu închis, creșterea bruscă a presiunii datorită dilatării gazelor în urma ridicării temperaturii produse de căldura de reacție, precum și creșterea numărului de molecule de gaz care rezultă din reacție, determină apariția exploziei. 
 
Desfășurarea reacției se face prin atomi și radicali liberi. La reacția dintre hidrogen și oxigen, în primul stadiu, la temperaturi mai joase, în cursul reacției înlănțuite se poate forma și apă oxigenată, H2O2:
(1)    H ・ + O2 → H — O — O ・
(2)    H — O — O ・ + H2  → H — O — O— H + H ・  etc.
La temperaturi mai înalte, reacția (1) se poate desfășura astfel:
H ・ + O2 → ・ OH + O ・
O ・ + H2 → ・ OH + H ・   etc. 
Iar reacția (2) se poate desfășura în modul următor:
H — O — O ・ + H2 → H2O + ・ OH
・ OH + H2 → H2O + H ・   etc.
În realitate, mecanismul reacției este însă cu mult mai complicat. 
 
Oxidări lente. În prezența umidității, oxidările pot decurge într-un timp mai lung, fără dezvoltare de lumină și fără dezvoltare aparență de căldură. Un exemplu cunoscut de astfel de oxidare lentă este ruginirea fierului. Tot o oxidare lentă este și respirația animală. Cantitatea de căldură dezvoltată în timpul oxidărilor în corpul omenesc este extrem de mare. Dacă ea s-ar acumula timp de 24 h, temperatura corpului ar ajunge la 100°C. Oxidările fiind însă lente, organismul are timp să cedeze căldura mediului exterior și astfel temperatura corpului se menține la 36-37°C. 
 
Uneori, când căldura eliberată în timpul unei oxidări nu este îndepărtată cu ajutorul curenților de aer, ea se poate acumula și în cele din urmă poate ridica temperatura substanței la temperatura de aprindere. Acest fenomen se numește autoaprindere. Așa se explică de ce se aprind de la sine căpițe de fân, grămezi mari de cârpe, bumbac și chiar de cărbune mărunt, când sunt depozitate mai mult timp. 
 
Oxigenul are foarte multe întrebuințări în diferite domenii. 
 
În industria chimică, oxigenul este utilizat la oxidarea amoniacului pentru prepararea acidului azotic; la fabricarea acidului sulfuric, dioxidul de sulf se amestecă cu aer îmbogățit cu oxigen, obținându-se astfel randamente mai bune. Ca utilizări ale oxigenului se mai menționează obținerea uleiurilor sicative, albirea hârtiei, etc. 
 
Una dintre cele mai uzuale întrebuințări ale oxigenului în tehnică este la sudura autogenă. În acest scop se folosesc “suflătoare”, în care oxigenul și acetilena pătrund prin două canale separate, se amestecă la capătul suflătorului și ies arzând printr-o duză. În loc de acetilenă se poate folosi și hidrogen. Cu flacăra oxiacetilenică (oxigen și acetilenă) se pot obține temperaturi până la 3000°C, care permit tăierea și lipirea metalelor, topirea și prelucrarea sticlei, cuarțului, platinei și a altor substanțe greu fuzibile; cu flacără oxihidrică (oxigen și hidrogen) se obțin temperaturi până la 2500°C. 
 
În metalurgie, îndeosebi în siderurgie, se consumă cantități din ce în ce mai însemnate de oxigen pentru îmbogățirea cu oxigen a aerului suflat în furnale (realizând astfel economie de combustibil și scurtarea timpului de reacție); de asemenea, uneori se suflă direct oxigen în convertizoare. 
 
Prin îmbibarea cu oxigen lichid a unui cărbune poros, rumeguș de lemn sau parafină, se prepară un exploziv folosit la lucrări miniere. 
 
Oxigenul are o mare importanță biologică. Inspirat, pătrunde prin plămâni în sânge, unde cu hemoglobina formează o combinație nestabilă, oxihemoglobina. În cursul circulației sanguine, oxihemoglobina ajunge la vasele capilare ale organismului, unde se descompune; oxigenul trece în țesuturi unde, prin oxidările lente care au loc, se produce căldura animală necesară organismului. Dioxidul de carbon rezultat din arderi este expirat prin plămâni. Un om matur consumă pe oră circa 20 L oxigen; la eforturi fizice, această cantitate este mult mai mare. 
 
Deoarece echilibrul: oxigen + hemoglobină \(\rightleftharpoons\) oxihemoglobină este dependent de concentrația oxigenului, trebuie introdus oxigen ori de câte ori respirația nu se poate face în condiții normale. De aceea, când se lucrează în atmosfere impurificate cu gaze toxice sau la înălțimi mari, unde procentul de oxigen din aer este redus (cazul aviatorilor), precum și sub ape (cazul scafandrilor), se folosesc măști de protecție izolante prevăzute cu mici rezervoare de oxigen.
 
Oxizii obișnuiți și peroxizii se deosebesc prin faptul că oxizii sunt considerați derivați ai apei, iar peroxizii sunt considerați derivați ai apei oxigenate (vezi Oxizi). Atât în oxizi cât și în peroxizi oxigenul este bivalent. 
 
În peroxizi, numărul de oxidare al oxigenului este -1, pe când în oxizi este -2; deci, peroxizii reprezintă un grad de oxidare intermediar între oxigenul liber și oxizii obișnuiți. 
 
Importante sunt combinațiile oxigenului cu hidrogenul: apa (care este un oxid de hidrogen) și apa oxigenată (care este un peroxid de hidrogen). 

Sulful, S

Vezi videoclipul: Sulful, S Vezi toată lecția: Grupa 16 sau grupa a VI-a principală Citește teoria: Sulful, S


Sulful, S, este un nemetal galben din grupa 16 (VI A) cu număr atomic 32 și masă atomică 32,064. Sulful există în natură sub formă de sulfiți și sulfați, dar există și zăcăminte de sulf nativ; are mai multe forme alotropice. Sulful este un element esențial pentru organismele vii - face parte din aminoacizii cisteină și metionină, deci intră în componența multor proteine. De asemenea, este un element constituent al unor metaboliți celulari, de exemplu, coenzima A. 
 
În natură, sulful se găsește atât în stare nativă, cât și sub formă de compuși. 
Nativ, există în Italia (Sicilia), în SUA (în Luisiana și Texas), în Japonia, în Caucaz, în Crimea. Și în România s-au descoperit unele zăcăminte de sulf nativ. 
 
Dintre compușii sulfului, foarte răspândiți în natură sunt sulfurile, și anume:
  • pirita (sulfură de fier, FeS2);
  • calcopirita (sulfură de fier și cupru, CuFeS2);
  • galena (sulfură de plumb, PbS);
  • blenda (sulfură de zinc, ZnS).
Și sulfații precum:
  • ghipsul (sulfat de calciu, CaSO4 ・ 2H2O)
  • baritina (sulfat de bariu, BaSO4), etc. 
 
În gazele vulcanice, sulful se găsește sub formă de hidrogen sulfurat și dioxid de sulf. 
Litosfera conține circa 0,03% sulf. În apa mărilor se găsește sulf în proporție de 0,09%. Se crede că în scoarța pământului, sub învelișul de silicați există o zonă formată din sulfuri. 
 
Sulful există și în unele substanțe organice: țiței, cărbuni, plante și chiar animale. Este un element constitutiv al organismului; astfel, unele proteine conțin 0,8 - 2,4% S legat chimic. Mirosul pătrunzător al unor plante, cum sunt ceapa, usturoiul și muștarul, se datorează de asemenea unor combinații cu sulf (mercaptani și sulfuri) rezultate din proteine. 
 
Circuitul sulfului în natură
În natură, se poate urmări un circuit al sulfului:
 
Prin acțiunea apei și a bioxidului de carbon asupra sulfurilor aflate aproape de suprafața pământului rezultă hidrogen sulfurat:
CaS + CO2 + H2O → CaCO3 + H2S
Hidrogenul sulfurat este imediat oxidat în aer la sulf (procesul are loc sub acțiunea unor bacterii speciale, bacterii sulfuroase):
2H2S + O2 → 2H2O + 2S
O parte din sulful rezultat poate forma zăcăminte; altă parte, în exces de aer, suferă o oxidare până la acid sulfuric:
2S + 3O2 + 2H2O  → 2H2SO4
Iar acidul sulfuric, la rândul lui, reacționează cu diferitele săruri din sol sau din apă formând sulfați:
H2SO4 + CaCO3 → CaSO4 + H2O + CO2
În felul acesta rezultă depozitele de sulfați din natură. O parte din acești sulfați pot fi reduși la sulfuri, care, la rândul lor, pot trece în hidrogen sulfurat. Acesta fie se degajă în stare gazoasă, fie se dizolvă în apele subterane, care ajung la suprafață sub formă de izvoare sulfuroase. O altă parte din sulfații din pământ este extrasă de către plante prin rădăcini - pentru a se transforma în corpul lor, prin procese biochimice, în proteine. Animalele, hrănindu-se cu plante, introduc sulful în corpul lor. După moarte, corpul animalelor putrezind, proteinele se descompun și sulful se elimină sub formă de hidrogen sulfurat și reintră în circuit (după cum e ilustrat în figura de mai jos). 

circuitul sulfului in natura
   Circuitul sulfului în natură
 
Sulful se poate obține fie prin extracție din zăcăminte, fie prin separare din compuși. 
a) Extragerea sulfului din minereurile de sulf nativ se bazează pe proprietatea sulfului de a avea un punct de topire relativ scăzut față de celelalte substanțe de care este însoțit în minereuri. 
 
Obținerea sulfului din minereuri native se face în cuptoare de diferite construcții. Cele mai simple sunt formate dintr-o vatră înclinată pe care se așază bulgări de minereu de sulf. Totul se acoperă cu ghips și se dă foc. Căldura degajată prin arderea unei părți din sulf topește restul de sulf, care, topit, se scurge pe vatră, de unde este colectat. Aceasta este cea mai veche metodă de obținere a sulfului; ea mai este aplicată în Sicilia (procedeul calcheronilor). 
 
În procedeele mai perfecționate se folosesc cuptoare cu mai multe camere, unite între ele cu canale, prin care circulă gazele de ardere și aerul. Avantajul acestor cuptoare constă într-o mai bună utilizare a căldurii degajate prin arderea parțială a sulfului (gazele calde provenite de la topirea minereului, înainte de a fi evacuate, încălzesc minereul proaspăt care urmează să fie topit). 
 
În Japonia topirea minereului de sulf nativ se face cu ajutorul aburului supraîncălzit, în autoclave. 
 
În țările unde sulful nativ se găsește la adâncimi mari, se aplică metoda de extracție cu vapori de apă, direct din zăcământ (procedeul Frasch). Pentru aceasta se introduc în pământ sonde formate din trei țevi concentrice de fontă, până ce întâlnesc zăcământul de sulf (după cum e ilustrat în figura de mai jos). Prin țeava exterioară se injectează abur supraîncălzit (160-170°C), sub presiune, care topește o parte din sulful din zăcământ. Acesta se adună în partea inferioară a sondei. Prin țeava centrală se introduce aer sub presiune; amestecul de aer și sulf topit se ridică la suprafață prin a doua țeavă concentrică. Prin acest procedeu se obține un sulf de puritate 99,6% S, care nu mai trebuie rafinat.

extragerea sulfului cu abur prin procedeul Frasch
Extragerea sulfului cu abur prin metoda Frasch
 
b) Separarea sulfului din compuși. Pentru obținerea sulfului din pirite, se încălzește pirita în cuptoare până la 600°C, când are loc descompunerea:
2FeS2 → 2FeS + 2S
Căldura necesară este dată prin arderea FeS până la Fe2S3 și SO2. 
 
Sulful se poate obține și din calcopirită, prin topire reducătoare, odată cu mata de cupru. 
 
O valoroasă sursă de sulf pentru unele țări o constituie gazele de la cocserie, care conțin sulf sub formă de hidrogen sulfurat. Din aceste gaze se pot recupera 2-5 kg sulf/t de cocs. 
 
Sulful brut este de cele mai multe ori supus unei rafinări în cuptoare speciale, încălzite cu gaze industriale, la o temperatură de peste 450°C (adică mai mare decât temperatura de fierbere a sulfului). Vaporii de sulf rezultați, parțial se lichefiază în bazinul cuptorului, de unde se toarnă în forme (bastoane sau blocuri), parțial sublimează pe pereții reci ai unor camere, depunându-se ca o pulbere fină (floare de sulf). 
 
Sulful este o substanță solidă, fărâmicioasă, de culoare galbenă, rău conducătoare de căldură și electricitate. Are un miros caracteristic, deoarece în contact cu aerul umed se formează cantități mici de hidrogen sulfurat și dioxid de sulf.
 
Sulful apare în mai multe stări alotropice. La temperatura obișnuită este stabil sulful cristalizat în sistemul rombic (figura de mai jos), care are densitatea 2,06 (sulful α). Sulful rombic este slab conducător de electricitate și de căldură. Când este frecat se încarcă cu electricitate negativă. Este insolubil în apă, dar se dizolvă bine în sulfură de carbon (la 22°C se pot dizolva 46,1 părți sulf în 100 părți sulfură de carbon); dacă se evaporă dizolvantul (sulfura de carbon), se obține din nou sulful rombic. În mică măsură sulful rombic este solubil și în benzen, alcool și eter. 
 
sulf rombic
Sulf rombic
 
Încălzit la peste 110°C, sulful rombic se topește trecând într-un lichid galben-auriu, foarte fluid. Dacă acest lichid este lăsat să se răcească într-un creuzet și prin stratul solid format la suprafață se scurge sulful rămas încă lichid, se poate observa că pereții creuzetului sunt acoperiți cu cristale aciculare de culoare galbenă-deschisă de sulf cristalizat în sistemul monoclinic (sulful β). Punctul de transformare a sulfului rombic în sulf monoclinic este 95,6°C.  
 
Sulful monoclinic (ilustrat în figura de mai jos) are densitatea de 1.96 și se topește la 119°C, transformându-se într-un lichid galben. Aceasta este adevărata temperatură de topire a sulfului. Sulful monoclinic nu este stabil la temperatura obișnuită; cu timpul se transformă în sulf rombic. 

sulf monoclinic
Sulf monoclinic
 
Sulful topit încălzit peste 160°C se închide la culoare și devine mai vâscos, iar pe la 200°C are o consistență rășinoasă. Încălzit peste 250°C, vâscozitatea lui scade din nou, iar la 400°C sulful devine fluid; la 444,6°C fierbe. 
 
Dacă sulful încălzit la temperatura de fierbere este turnat în apă rece, se obține o masă elastică, de culoare brună; acesta este așa numitul sulf plastic. Sulful plastic este numai parțial solubil în sulfura de carbon. 
 
Comportarea deosebită a sulfului plastic se datorează existenței altor două modificații ale sulfului, sulful λ și sulful μ, care sunt în echilibru; primul este de culoare galbenă și este solubil în sulfura de carbon și este mai vâscos. 
 
Dacă sulful plastic este lăsat câteva zile la temperatură obișnuită el se transformă din nou în sulf cristalin rombic. 
 
Cercetări efectuate cu raze X au arătat că sulful cristalin are moleculele alcătuite din opt atomi (S8), formând un ciclu, în care fiecare atom de sulf este legat de alți doi atomi de sulf prin câte o legătură covalentă:

ciclul de sulf
 
Acești opt atomi nu sunt așezați în același plan, ci molecula are forma unei coroane:
 
molecula de sulf
Molecula de sulf

 
Cu creșterea temperaturii are loc o scădere a numărului de atomi de sulf din molecule. Vaporii de sulf sunt alcătuiți din molecule de mărimi diferite: S8, S6, S4, S2; la peste 2000°C moleculele de sulf devin monoatomice. Sulful plastic are moleculele alcătuite dintr-un număr mare de atomi, formînd macromolecule, rezultate prin desfacerea ciclurilor S8 și reunirea lor în lanțuri foarte lungi:

lanturi de sulf
 
Când sulful plastic se transformă din nou în sulf cristalin, lanțurile de macromolecule se desfac și se formează din nou moleculele ciclice S8. 
 
După Linus Pauling, molecula S2 ar conține cei doi atomi de sulf uniți printr-o legătură covalentă și două legături trielectronice, legaturi trielectronice din molecula de sulf (ca și molecula de oxigen). 
 
Sulful este o substanță reactivă. Se combină cu aproape toate elementele. Astfel, aprins, arde ușor cu flacără albăstruie, formând dioxid de sulf, SO2; încălzit în aer până la 250°C se aprinde de la sine (această temperatură este punctul lui de aprindere). În prezență de catalizator, oxidarea sulfului poate merge până la trioxid de sulf, SO3. 
 
Cu hidrogenul, sulful se combină mai greu; numai la o temperatură mai mare de 300°C se formează hidrogen sulfurat, H2S. 
Sulful se combină ușor cu halogenii, cu excepția iodului. La temperatură înaltă se combină cu carbonul, formând sulfura de carbon, CS2. 
 
Sulful se combină și cu metalele formând sulfuri, reacția având loc uneori chiar la temperatura obișnuită. Astfel, dacă se freacă o bucată de argint cu pulbere umedă de sulf, argintul se acoperă cu un strat negru de sulfură de argint, Ag2S. Tot așa, dacă se freacă într-un mojar pulbere de sulf umedă, cu mercur, se obține o pastă neagră de sulfură de mercur, HgS. 
 
Combinarea sulfului cu metalele de fier, cupru, aluminiu, plumb, etc. necesită încălzire până la începerea reacției. Căldura degajată ajută la continuarea acesteia. Se amintește combinarea sulfului cu fierul, când se formează sulfura de fier, FeS. 
 
Dacă se tratează o soluție de polisulfură de calciu (obținută prin fierberea laptelui de var cu sulf) cu acid clorhidric diluat, se obține un lichid cu aspect lăptos, laptele de sulf, format dintr-o suspensie de particule de sulf, fin divizate în apă sau în soluție de clorură de calciu. 
 
Dacă se introduce la rece hidrogen sulfurat într-o soluție concentrată de dioxid de sulf, se obține o soluție coloidală de sulf. Din asemenea soluții, sulful poate fi precipitat cu un adaos de electrolit. 
 
Sulful coloidal este întrebuințat la prepararea unor insecticide agricole cât și în medicină, contra bolilor de piele, de exemplu contra râiei. 
 
În țările unde există mari zăcăminte de sulf, sulful se folosește la prepararea dioxidului de sulf, din care se fabrică apoi acid sulfuric, sulfiți, hiposulfiți, etc. 
 
Împreună cu cărbunele, sulful formează materiile prime pentru fabricarea sulfurii de carbon (un bun dizolvant). De asemenea este folosit la fabricarea coloranților de tipul ultramarinului și a celor derivați din gudroane (coloranți de sulf). 
 
Importantă este întrebuințarea sulfului la vulcanizarea cauciucului și la fabricarea ebonitei (adaosul de sulf le mărește rezistența și elasticitatea). 
 
În industria petrolieră, sulful este folosit la rafinarea benzinei. 
 
Sulful amestecat cu clorat de potasiu și cărbune formează praful de pușcă și alte pulberi pentru focuri de artificii. La fabricarea chibriturilor se folosește uneori sulf în compoziția pastei cu care se îmbibă lemnul. 
 
Foarte cunoscută este utilizarea sulfului pentru combaterea filoxerei viței de vie, precum și ca decolorant (sub formă de dioxid de sulf).
 
În construcții se folosește sulful ca liant pentru prinderea barelor de oțel în piatră. 
 
Sulful formează un număr mare de combinații în care se manifestă cu diferite numere de oxidare, dintre care cele mai importante sunt următoarele:
 
Combinațiile sulfului
 
Număr de oxidare -2 0 +4 +6
Exemple de combinații H2S
S2-		 S8 SO2
H2SO3
SO32-		 SO3
H2SO4
SO42-

 
Sulful formează cu hidrogenul o serie de combinații cu formula generală H2Sn, hidrogeni polisulfurați sau sulfani, dintre care cel mai important este monosulfanul, H2S, adică hidrogenul sulfurat. 
 
Sulful formează cu oxigenul următorii oxizi: 
De semenea, poate forma și doi peroxizi:
  • S2O7 - heptoxidul de sulf;
  • SO4 - tetrozidul de sulf.
Dintre aceștia, dioxidul de sulf este anhidrida acidului sulfuros, iar trioxidul de sulf este anhidrida acidului sulfuric. 
 
Oxoacizii sulfului și sărurile lor au următoarele formule și denumiri:
 
Oxoacizii sulfului și sărurile lor
 
Oxoacizii sulfurile Sărurile oxoacizilor
H2SO3 - acidul sulfuros M2ISO3 - sulfiți
H2SO4 - acidul sulfuric M2ISO4 - sulfați
H2S2O3 - acidul tiosulfuric M2IS2O3 - tiosulfați
H2S2O6 - acidul ditionic M2IS2O6 - ditionați
H2SxO6 - acizii politionici M2ISxO6 - politionați
(x poate avea valorile 3, 4, 5, 6)
 
De la heptoxidul de sulf, S2O7, derivă doi peroxoacizi:
  • H2SO5 - acidul peroxomonosulfuric (acidul lui Caro);
  • H2S2O8 - acidul peroxodisulfuric,
Acești peroxoacizi pot fi considerați derivați ai apei oxigenate cu acid sulfuric. 

 

Dioxidul de sulf, SO2

Vezi videoclipul: Dioxidul de sulf, SO2 Vezi toată lecția: Grupa 16 sau grupa a VI-a principală Citește teoria: Dioxidul de sulf, SO2


Dioxidul de sulf, sau oxid de sulf (IV), SO2, este un oxid al sulfului în care atomul de sulf are numărul de oxidare +4. Dioxidul de sulf gazos are un miros înțepător, iar în formă lichidă este incolor; se formează la arderea sulfului în aer. Dioxidul de sulf are punctul de topire la -72,7°C și punctul de fierbere la -10°C. La dizolvarea în apă a dioxidului de sulf se formează un amestec între acidul sulfuric, H2SO4, și acidul sulfuros, H2SO3. 

Răspândire în natură
Dioxidul de sulf se găsește în natură în cantități reduse și variabile. Astfel, atmosfera orașelor industriale conține urme de dioxid de sulf rezultat prin combustia cărbunilor cu conținut de sulf. Dioxidul de sulf se mai găsește, de asemenea, în emanațiile vulcanice. 
 
În laborator, dioxidul de sulf se obține prin tratarea sulfitului (acid sau neutru) de sodiu cu acid clorhidric (sau sulfuric). Se formează acidul sulfuros, H2SO3, care, fiind nestabil, se descompune; dioxidul de sulf rezultat se degajă:
NaHSO3 + HCl → NaCl + H2SO3
H2SO3 → SO2 + H2O
O altă metodă de preparare a dioxidului de sulf este reducerea acidului sulfuric concentrat, cu cupru, la temperatură înaltă:
2H2SO4 + Cu → CuSO4 + 2H2O + SO2
În loc de cupru, drept reducător se poate folosi cărbune sau sulf. 
 
În industrie, dioxidul de sulf se prepară după diferite metode:
a) Arderea sulfului este o metodă aplicată mai ales în țările bogate în sulf:
S + O2 → SO; \(\Delta\) H = -70,9 kcal/mol
b) Prăjirea sulfurilor este o metodă generală pentru obținerea dioxidului de sulf. Căldura degajată din reacția:
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2; \(\Delta\) H = -102 kcal/mol SO2
întreține prăjirea mai departe a piritei (de aceea se folosește combustibil numai pentru punerea în funcțiune a cuptorului). 
 
Oxidul de fier rezultat în urma prăjirii piritei, cenușa de pirită, conține diferite impurități, de exemplu: cupru, zinc, argint și alte metale provenite din minereu. Recuperarea lor este o problemă economică de mare importanță. 
 
În afară de pirite, pentru obținerea dioxidului de sulf se pot folosi și alte minereuri, de exemplu blenda; dioxidul de sulf rezultat prin prăjrea sulfurii de zinc reprezintă un produs secundar.
 
Prăjirea piritei sau a altor minereuri sulfurice se face pe grătare întinse sau în cuptoare cu etaje prevăzute cu agitare mecanică. Un procedeu modern este arderea piritei în “strat fluidizat”. 
 
La acest procedeu, minereul foarte fin granulat, amestecat cu aer preîncălzit, întâlnește în cuptor un contracurent de aer care îl menține în suspensie în timpul arderii. În modul acesta se asigură o prăjire practic completă a minereului. 
 
În România, acest procedeu de mare randament a fost introdus pentru prăjirea piritei la Uzina de superfosfați și acid sulfuric Năvodari, precum și pentru prăjirea blendei la Combinatele chimico-metalurgice de la Baia Mare și Copșa Mică. 
 
c) Sulfatul de calciu (care se găsește în natură sub formă de ghips, CaSO4 ⸱ 2H2O, sau ca anhidrit, CaSO4) poate fi folosit de asemenea pentru obținerea dioxidului de sulf. Deoarece se descompune însă abia la temperatura de  1350 - 1400°C:
2CaSO4 → 2CaO + 2SO2 + O2
se adaugă cărbune drept reducător:
2CaSO4 + 2C → 2CaO + 2SO2 + 2CO
Totodată se mai adaugă argilă și nisip. Concomitent cu gazele de prăjire, care conțin 7-7,5% SO2, se obține și un clincher de ciment asemănător cimentului obișnuit. 
 
Dioxidul de sulf este un gaz incolor, cu miros înăbușitor; nu arde și nu întreține arderea. Are densitatea 2,93. Dioxidul de sulf se lichefiază ușor (la -10,1°C), trecând într-un lichid incolor (care se solidifică la -72,7°C). 
 
Astfel, dacă se introduce capătul tubului de degajare de la un dispozitiv pentru prepararea dioxidului de sulf într-o eprubetă lungă și îngustă așezată într-un vas cu amestec răcitor, ca de exemplu gheață și sare (după cum e ilustrat în figura de mai jos), în eprubetă se adună dioxid de sulf lichid. Când se scoate eprubeta din amestecul răcitor, lichidul începe să fiarbă.
lichefierea dioxidului de sulf
Lichefierea dioxidului de sulf:
1 - eprubetă cu dioxid de sulf; 2 - vas cu amestec de
gheață și sare; 3 - dop de vată.
 
Dioxidul de sulf lichid dizolvă anumite hidrocarburi. Pe proprietatea lui de a fi perfect miscibil cu benzenul, dar numai parțial miscibil cu hidrocarburile parafinice (deci este un dizolvant selectiv), se bazează procedeul Edeleanu pentru rafinarea benzinei. 
 
În molecula dioxidului de sulf cele două legături S — O sunt echivalente (au lungimea de 1,43 Å); ele formează un unghi O — S — O de 129°. Momentul electric al moleculei este μ = 1,61 D. 
 
Ca urmare, s-a atribuit moleculei de dioxid de sulf o structură intermediară (de rezonanță) între structurile limită (I) și (II); această structură ar putea fi redată și prin formula (III) care reprezintă o suprapunere a celorlalte două structuri:
structurile limita ale SO2, structura de rezonanta a SO2
 
Dioxidul de sulf este solubil în apă (la 20°C se pot dizolva 10,5 g SO2 în 100 g apă). Soluția formată are caracter acid, deoarece conține acid sulfuros:
SO2 + H2O → H2SO3
Ca orice anhidridă acidă, dioxidul de sulf reacționează cu oxizi bazici sau cu baze, formând săruri, sulfiți:
SO2 + CaO → CaSO3
SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O
Caracterul reducător al dioxidului de sulf
Dioxidul de sulf are accentuate proprietăți reducătoare, sulful trecând de la numărul de oxidare +4 la numărul de oxidare +6. Astfel, el se combină direct cu oxigenul în prezența unui catalizator, trecând în trioxid de sulf:
De aceea, el poate reduce dioxidul de azot la oxid de azot:
sau permangantul de potasiu la sulfat manganos:
(Dacă se trece un curent de dioxid de sulf printr-o soluție violetă de permanganat de potasiu, soluția se decolorează.)
 
Mulți coloranți organici sunt decolorați de către dioxidul de sulf. (Astfel, dacă o hârtie de filtru îmbibată cu suc de fructe colorat se ține într-un curent de dioxid de sulf, hârtia se decolorează).
 
Acțiunea decolorantă a dioxidului de sulf se deosebește de aceea a clorului prin faptul că substanța colorantă este redusă de dioxid de sulf și nu oxidată de către oxigenul pus în libertate în apa de clor. Uneori, culoarea revine, deoarece compusul rezultat cu dioxid de sulf este instabil și se descompune . De exemplu, trandafirii roșii decolorați sub acțiunea dioxidului de sulf revin la culoarea lor inițială dacă sunt puși într-o soluție diluată de acid sulfuric, care îndepărtează dioxidul de sulf. 
 
Caracterul oxidant al dioxidului de sulf
Uneori, dioxidul de sulf este și oxidant, sulful trecând de la numărul de oxidare +4 la numărul de oxidare zero sau -2. Astfel, poate fi redus de hidrogen sau de hidrogen sulfurat:

Dioxidul de sulf are o influență dăunătoare asupra vegetației, pe care o distruge, ceea ce se observă mai ales în jurul industriilor de acid sulfuric și cuptoarelor de prăjire a minereurilor de sulf. (Dioxidul de sulf reacționează cu picăturile de apă de pe frunzele plantelor, iar acidul sulfuros format reacționează cu fierul din clorofilă, distrugând-o, și astfel procesul de asimilație clorofiliană este împiedicat.)
 
În concentrație de 0,015%, dioxidul de sulf irită căile respiratorii, iar în concentrație de 0,05% poate provoca moartea. 
 
Cea mai importantă întrebuințare a dioxidului de sulf este fabricarea acidului sulfuric (și, în parte, a acidului sulfuros). De asemenea, este mult întrebuințat pentru decolorarea fibrelor textile, penelor, țesăturilor de paie, pentru albirea pastei de hârtie, a cleiului, a gelatinei, la tratarea fructelor înainte de a fi conservate, la scoaterea petelor de fructe și de cerneală, etc. 
Pentru acțiunea lui dezinfectantă este folosit la dezinfectarea încăperilor, a butoaielor de vin etc. În acest scop dioxidul de sulf este obținut direct prin arderea sulfului. 
Lichefiat, dioxidul de sulf este întrebuințat ca dizolvant selectiv (la rafinarea benzinelor), precum și în aparate frigorifice (prin trecerea din stare lichidă în gaz produce o apreciabilă scădere de temperatură). 
 

Acidul sulfuros, H2SO3

Vezi videoclipul: Acidul sulfuros, H2SO3 Vezi toată lecția: Grupa 16 sau grupa a VI-a principală Citește teoria: Acidul sulfuros, H2SO3

Acidul sulfuros, H2SO3, este un acid slab dibazic, cunoscut sub forma sărurilor sale: sulfiții și sulfiții de hidrogen. Acidul sulfuros este un lichid instabil, solubil în apă, incolor, cu o puternică aromă de sulf; derivă din absorbția dioxidului de sulf în apă. Denumirea întreagă este acid trioxosulfuric (IV). 

Preparare
Acidul sulfuros se obține prin introducerea dioxidului de sulf în apă. El se cunoaște numai sub formă de soluție apoasă, deoarece se descompune ușor în dioxid de sulf și apă:
H2SO3 \(\rightleftharpoons\) H2O + SO2
De aceea, soluția de acid sulfuros miroase puternic a dioxid de sulf. 

Proprietăți
Ca și dioxidul de sulf, acidul sulfuros este un reducător puternic, prin faptul că se oxidează ușor trecând în acidul sulfuric:
caracterul reducator al acidului sulfuros
Astfel, la tratare cu dioxid de sulf sau acid sulfuros (respectiv sulfiți), o soluție violetă de permanganat se decolorează (MnO4- → Mn2+) sau o soluție portocalie de bicromat devine verde (Cr2O72- → Cr3+), iar o soluție galbenă brună de apă de brom se decolorează (Br → Br-). 
 
Reducerea halogenilor de către dioxid de sulf, respectiv acid sulfuros:
este o reacție caracteristică; ea folosește la determinarea calitativă a acidului sulfuros, ca și a dioxidului de sulf. 
 
Acidul sulfuros reacționează cu metalele active, formând sulfiți:
H2SO3 + Mg → MgSO3 + H2
De asemenea reacționează cu oxizi bazici și cu baze trecând în sulfiți. 
 
Sulfiții (sărurile acidului sulfuros) sunt produse importante. Acidul sulfuros fiind un acid dibazic slab:
H2SO3 \(\rightleftharpoons\) HSO3- + H+;          K1 = 1,6 ⸱ 10-2
HSO3- \(\rightleftharpoons\)SO32- + H+;            K2 = 1,0 ⸱ 10-7
de la el derivă două serii de săruri: sulfiți acizi, adică sulfiți de hidrogen și un metal, MIHSO3, și sulfiți neutri, M2ISO3. 
 
Sulfiții acizi (numiți înainte și bisulfiți) sunt solubili în apă; unii există numai în soluție apoasă, de exemplu sulfitul acid de calciu, Ca(HSO3)2, folosit la obținerea celulozei (sub numele de leșie bisulfitică), sau sulfitul acid de sodiu, NaHSO3, întrebuințat în industriile textile (ca reducător în vopsitorie și decolorant).
 
Sulfiții neutri sunt greu solubili în apă, cu excepția sulfiților alcalini și a sulfitului de amoniu. 
În soluție apoasă, sulfiții se oxidează ușor la sulfați; de aceea trebuie păstrați în vase perfect închise. Prin reducere, ei trec în ditioniți (hiposulfiți), M2IS2O4. 
Acidul sulfuros fiind un acid slab, sulfiții reacționează cu acizii tari, de exemplu cu acidul clorhidric:
CaSO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + SO2
(de fapt, rezultă acid sulfuros, care însă se descompune). 
 
Sulfiții alcalini dizolvați în apă, prin tratarea cu sulf, trec în tiosulfați (vezi Acidul tiosulfuric). 
 
Sulfiții alcalini, singurii sulfiți solubili, se prepară prin tratarea cu dioxid de sulf a soluțiilor apoase sau a suspensiilor de hidroxizi sau carbonați alcalini. Sulfiții insolubili se obțin prin reacții de dublu schimb între sulfiți alcalini și săruri solubile ale unor metale. 
 
Dintre sulfiți, importanți sunt sulfitul de sodiu, Na2SO3, și sulfitul de potasiu, K2SO3. 
 
Deși acidul sulfuros liber nu a fost izolat, i se atribuie două formule de structură, izomere:

structura moleculei de acid sulfuros, H2SO3 
de la care derivă același ion . Ionul SO32- are structură de piramidă, cu baza triunghiulară și atomul de sulf în vârf. 
 
Cele două forme ale acidului sufluros, deși sunt inseparabile, formează două serii de esteri organici. 
 
În acidul sulfuros, atomul de sulf mai posedă o pereche de electroni neparticipanți, ceea ce este caracteristic atomilor care au numărul de oxidare mai mic cu doi decât numărul lor maxim de oxidare. 
 

Acidul sulfuric, H2SO4

Vezi videoclipul: Acidul sulfuric, H2SO4 Vezi toată lecția: Grupa 16 sau grupa a VI-a principală Citește teoria: Acidul sulfuric, H2SO4

Acidul sulfuric, H2SO4, este un lichid incolor, uleios, cu punctul de topire la 10,36°C și punctul de fierbere la 338°C. Acidul sulfuric pur este folosit foarte rar; în general este disponibil sub formă de soluție de concentrație 96-98%, cu punctul de topire la 3°C. Numele întreg al acidului sulfuric este acid tetraoxosulfuric (IV). 
 
În industrie există mai multe procedee pentru obținerea acidului sulfuric; oricare ar fi însă procedeul utilizat, întâi trebuie obținut dioxidul de sulf (prin prăjirea sulfurilor metalice, mai rar prin arderea sulfului sau prin descompunerea ghipsului). 
 
Gazele sulfuroase rezultate din cuptorul de prăjire (un amestec de circa 7-10% SO2, 10% O2, 83% N2), după ce sunt trecute prin camerele de desprăfuire (mecanice și electrice), pentru a fi purificate de praful de cenușă antrenat din cuptor, se transformă în acid sulfuric prin oxidarea dioxidului de sulf și adiționarea apei). 
 
Oxidarea dioxidului de sulf se poate face prin două metode: prin contact și cu nitroză. 
 
a) Fabricarea acidului sulfuric prin contact. Procedeul constă în oxidarea dioxidului de sulf în trioxid de sulf în prezența unui catalizator. 
 
Gazele provenite de la prăjirea piritei în amestec cu aer, după ce în prealabil au fost desprăfuite, sunt purificate prin spălături repetate în turnuri, în contracurent cu soluții de acid sulfuric, și uscate cu acid sulfuric concentrat; în acest mod, substanțele străine antrenate, mai ales compușii de arsen, sunt eliminate pentru a nu împiedica acțiunea catalizatorului prin otrăvire. După aceea, gazele sunt încălzite într-un schimbător de căldură și apoi trecute peste catalizator (oxid de vanadiu sau oxid de fier, mai rar azbest platinat) în prezența căruia are loc oxidarea dioxidului de sulf la trioxid de sulf de către oxigenul din aer (figura de mai jos).
schema de fabricare a acidului sulfuric de contact
Schema de fabricare a acidului sulfuric de contact:
1 - turn de spălare; 2 - filtru electric; 3 - turn de uscare; 4 - schimbătoare de căldură; 5 - sobă de cataliză;
6 - turn de absorbție; 7 - rezervor de H2SO4 concentrat.
 
În timpul catalizei, din cauza căldurii dezvoltate, temperatura se menține între 430 și 450°C. Trioxidul de sulf format este trecut apoi prin schimbătorul de căldură, unde cedează căldura (gazelor de prăjire care urmează să intre în soba de cataliză). De acolo trece în turnuri de absorbție, pentru a fi absorbit în acid sulfuric concentrat. 
 
În modul acesta se poate obține acid sulfuric foarte concentrat (98% H2SO4), precum și oleum (acid sulfuric anhidru, în care s-a introdus o cantitate de trioxid de sulf). 
 
În acest procedeu, reacția între dioxid de sulf și oxigen are loc la suprafața catalizatorului; de aceea, el poartă numele de “procedeul prin contact”. 
 
Procedeul prin contact este mai simplu din punctul de vedere al reacțiilor chimice și produce un acid sulfuric mai pur și mai concentrat (98% H2SO4) decât cel fabricat prin procedeul cu oxizi de azot (78% H2SO4). 
 
b) Fabricarea acidului sulfuric prin procedeul cu oxizi de azot. Oxidarea dioxidului de sulf cu ajutorul oxizilor de azot (NO2 și N2O3) poate fi reprezentată în principiu prin următoarele ecuații:
SO2 + NO2 → H2SO4 + NO
SO2 + N2O3 + H2O → H2SO4 + 2NI
Prin urmare, în timpul oxidării dioxidului de sulf, oxizii de azot sunt reduși la monoxid de azot, care, în contact cu oxigenul din aer, trece din nou în oxizi superiori. Aceasta înseamnă că o cantitate mică de oxizi de azot ar putea transforma cantități nelimitate de dioxid de sulf în acid sulfuric. 
 
În industrie, oxidarea dioxidului de sulf cu ajutorul oxizilor de azot se face în camere de plumb sau în turnuri. Oricare ar fi instalația, gazele despărfuite intră, cu o temperatură de 300-400°C, într-un turn de denitrare (turnul Glover), căptușit cu plăci de plumb și umplut cu materiale poros și rezistent la acțiunea acizilor (de exemplu gresie, pietre de lavă). Prin partea superioară a turnului curge, sub formă pulverizată, o soluție de oxizi de azot în acid sulfuric, numită “nitroză”, care se formează în ultima parte a instalației, în turnul de absorbție (turnul Gay-Lussac). Comportamentul principal al nitrozei este sulfatul acid de nitrozil (numit și acidul nitrozil-sulfuric), NOHSO4, care rezultă din acid sulfuric, prin înlocuirea unui atom de hidrogen cu o grupă nitrozo grupul nitrozo. 
 
Procesul chimic care are loc ar putea fi explicat în felul următor:
În turnul Glover, datorită suprafeței mari a materialului din interior, contactul între nitroză și gazele sulfuroase se face foarte bine. Temperatura gazelor fiind ridicată și în prezența vaporilor de apă, acidul nitrozil-sulfuric este supus hidrolizei; rezultă acid sulfuric și oxizi de azot:
2NOHSO4 + H2O \(\rightleftharpoons\) 2H2SO4 + NO + NO2
care reacționează cu apa, formând acid azotos:
NO + NO2 + H2O → 2HNO2
Tot în turn, dioxidul de sulf din gazele de prăjire reacționează cu apa, formând acidul sulfuros:
SO2 + H2O → H2SO3
Acesta reacționează cu acidul azotos și formează acid sulfuric, monoxid de azot și apă:
H2SO3 + 2HNO2 → H2SO4 + 2NO + H2O
În același timp, din cauza temperaturii înalte se evaporă o parte din apa conținută în acid, astfel încât în rezervorul de plumb, care se găsește la baza turnului, se adună acid sulfuric mai concentrat (75-78%), numit acid de turn. 
 
Restul de gaze (70-80%, format din dioxid de sulf, aer și oxizi de azot) se ridică în partea de sus a turnului, și răcit sub 100°C de nitroza care intră, trece în camerele de plumb (încăperi de formă paralelipipedică, de obicei trei la număr, goale în interior, cu pereții și fundul din plăci de plumb), unde are loc oxidarea monoxidului de azot la dioxid de azot:
2NO + O2 → 2NO2
Acesta, în prezența apei reci introduse în camere sub formă de ploaie fină, oxidează dioxidul de sulf la acid sulfuric:
SO2 + NO2 + H2O → H2SO4 + NO
Acidul sulfuric format, numit acid de cameră, are o concentrație de 60-70%. El se adună în partea inferioră a camerelor. 
Gazele care părăsesc camerele de plumb, practic, nu mai conțin dioxid de sulf, ci numai oxizi de azot. Ele pătrund prin partea inferioară a turnului Gay-Lussac (construit de asemenea din plăci de plumb și umplute cu material poros). Prin partea superioară curge, sub formă de picături fine, acid sulfuric concentrat, adus din turnul Glover. Acidul absoarbe oxizii de azot, formând sulfat acid de nitrozil:
formarea sulfatului acid de nitrozil
Sulfatul acid de nitrozil este apoi trimis în turnul Glover, unde stropește gazele ce vine de la prăjirea piritei. 
 
Gazele din turnul de absorbție Gay-Lussac, formate din resturi de oxizi de azot și oxigen care nu au intrat în reacție, sunt eliminate în atmosferă. Pentru a compensa pierderile în oxizi de azot, în turnul de denitrare se introduce o cantitate mică de acid azotic. 
 
Instalația cu camere de plumb prezintă însă unele dezavantaje: concentrația mică a acidului sulfuric obținut (65%), cantități mari de plumb ca material de instalații (de unde prețul ridicat al instalației), aparatura ocupă spații mari și capacitatea de producție este scăzută. Din această cauză se preferă instalații cu turnuri. 
 
În turnuri, reacția de oxidare a dioxidului de sulf se face cu mult mai repede decât în camerele de de plumb și prin aceasta productivitatea și concentrația acidului este mărită.

Instalația se compune din cinci turnuri (figura de mai jos), două de producție, similare turnurilor Glover, unul de oxidare, în locul camerelor de plumb, și două de absorbție, similare turnurilor Gay-Lussac. Turnul de oxidare este gol în interior. 
 
fabricarea acidului sulfuric prin procedeul cu nitroza, in turnuri
Schema reacțiilor la fabricarea acidului sulfuric prin procedeul cu nitroză, în turnuri
 
Gazele de prăjire cu conținut de SO2 intră în turnurile de producție, unde oxizii de azot oxidează dioxidul de sulf. Cum la ieșirea din turnurile de producție (după oxidarea dioxidului de sulf) gazele conțin mai mult NO decât NO2, ele sunt trecute în turnul de oxidare, unde sunt oxidate până la un grad aproape de N2O3, și apoi în turnurile de absorbție, unde are loc absorbția lor în acid sulfuric, adică formarea nitrozei. Aceasta este trimisă apoi în turnurile de producție. 
 
Acidul sulfuric obținut în camerele de plumb are concentrația 65%, iar cel obținut în turnuri este de 75%; pentru a avea o concentrație mai mare, acidul sulfuric astfel obținut trebuie supus evaporării. 
 
Cea mai mare concentrație la care se poate ajunge prin încălzirea acidului sulfuric este 98%; în practică se obține concentrarea până la 96%. 
 
Acidul sulfuric este un lichid incolor, fără miros și vâscos când este concentrat. În stare pură cristalizează la 10,36°C. 
 
Se cunosc diferiți hidrați ai acidului sulfuric, de exemplu H2SO4 ⸱ H2O, care cristalizează la 8,5°C; H2SO4 ⸱ 2H2O, care cristalizează la -38°C; H2SO4 ⸱ 4H2O, care cristalizează la -27°C. 
 
Acidul de 98,2% are densitatea 1,84 și fierbe la 338°C. Dacă acidul este mai diluat, prin încălzire distilă întâi apa până când concentrația acidului ajunge la 98,2%; tot așa, când concentrația acidului este mai mare decât 98,2%, prin fierbere se degajă întâi SO3, până când acidul ajunge din nou la concentrația de 98,2%. Amestecul de 98,2% acid sulfuric cu apă, în timpul fierberii, respectiv distilării, nu își mai schimbă compoziția; el este deci un amestec azeotrop. 
 
Acidul sulfuric se dizolvă în apă în orice proporție și cu degajare de foarte multă căldură (\(\Delta\) H = -20,42 kcal/mol) datorită hidratării ionilor HSO4- și H3O+.

Dacă se toarnă brusc acid sulfuric în apă, acesta fiind mai greu decât apa, se adună în fundul vasului, încălzind apa din stratul imediat superior. Temperatura apei astfel încălzită se poate ridica chiar la 100°C; vaporii de apă produși pot răbufni prin toată masa de lichid, antrenând și împroșcând în afară picături de acid sulfuric. Din cauza energiei reacției între acidul sulfuric și apă, nu trebuie turnat niciodată apă în acid sulfuric; pentru prepararea unor soluții de acid sulfuric, se introduce acidul sulfuric câte puțin în apă, amestecând continuu.
 
Acidul sulfuric este foarte avid de apă. Astfel, dacă o cantitate cântărită de acid sulfuric este ținută un timp descoperită într-un pahar, masa lui crește datorită absorbției vaporilor de apă din atmosferă. Pe această proprietate se bazează întrebuințarea acidului sulfuric ca deshidratant (de exemplu în exsicatoare, în laborator); de asemenea, și în multe reacții chimice se folosește acid sulfuric pentru îndepărtarea apei formate în reacție. 
 
Caracteristică este acțiunea acidului sulfuric asupra substanțelor organice. Dacă se toarnă puțin acid sulfuric peste zahăr, hârtie sau lemn, aceste substanțe întâi se îngălbenesc și pe urmă se înnegresc. Acidul sulfuric scoate hidrogenul și oxigenul din substanțele organice pentru a forma apă, și în modul acesta carbonul rămâne liber, colorând restul substanțelor în negru:
actiunea acidului sulfuric asupra substantelor organice
Deoarece substanțele organice sunt distruse prin acțiunea acidului sulfuric, este necesară multă atenție la manipularea lui. 
 
Acidul sulfuric este un acid bibazic tare, în soluție apoasă diluată, prima disociație fiind practic completă:
H2SO4 → H+ + HSO4-
HSO4- \(\rightleftharpoons\) H+ + SO42-;           K2 = 1,29 ⸱ 10-2
Acidul sulfuric diluat reacționează numai cu metalele situate în seria tensiunilor electromagnetice la stânga hidrogenului; rezultă sulfatul metalului respectiv și hidrogen. De exemplu, reacția acidului sulfuric cu zinc:
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
Ca orice acid tare, acidul sulfuric reacționează și cu oxizi bazici, cu baze sau cu săruri, formând sulfați:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HCl
Astfel, dacă în acid sulfuric diluat (sau o soluție de sulfat) se pun câteva picături de soluție de clorură de bariu, se formează un precipitat alb de sulfat de bariu, BaSO4. Reacția fiind caracteristică atât ionului SO42- cât și ionului Ba2+, folosește ca reacție de identificare și determinare a acestor ioni. 
 
Având punctul de fierbere ridicat, acidul sulfuric poate înlocui un acid mai volatil din sărurile sale. Astfel, prin încălzirea azotatului de sodiu cu acid sulfuric, rezultă acid azotic:
NaNO3 + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3
Importanță practică prezintă comportarea acidului sulfuric față de fier și plumb. Fierul este foarte ușor atacat de acidul sulfuric diluat, dar rezistă acțiunii acidului concentrat. Acest fenomen se numește pasivitate. Pasivitatea se datorează sulfatului de fier format din oxidul de fier rezultat intermediar prin acțiunea oxidantă a acidului sulfuric concentrat. Sulfatul de fier se depune sub formă de strat subțire pe suprafața metalului, astfel încât împiedică acidul sulfuric concentrat să atace mai departe fierul. Sulfatul de fier este solubilizat de acidul sulfuric diluat; deci, în acest mediu, stratul protector se dizolvă și astfel fierul este mereu expus acțiunii acidului. Din această cauză , nuami acidul sulfuric concentrat (peste 93% H2SO4) poate fi păstrat în vase de fontă. 
 
Plumbul este atacat numai superficial de acidul sulfuric diluat, stratul de sulfat de plumb fiind protector; în schimb este atacat de acidul sulfuric concentrat (peste 80% H2SO4), în care sulfatul de plumb este solubil. 
 
Caracterul oxidant al acidului sulfuric
Acidul sulfuric poate ceda oxigen, comportându-se deci ca un oxidant. În aceste reacții, sulful, de la numărul de oxidare +6, trece la numărul de oxidare +4:
Astfel, în reacția dintre acidul sulfuric și cupru, oxigenul eliberat oxidează metalul la oxid, care reacționează cu o altă cantitate de acid sulfuric:
Cu + O → CuO
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
Prin urmare, cuprul, cedând doi electroni, se oxidează, pe când sulful, primind doi electroni, se reduce:
reactia acidului sulfuric cu cuprul
De aceea, dacă într-o eprubetă care conține acid sulfuric concentrat se introduce o cantitate mică de cupru (sârmă sau strunjitură), la încălzire se degajă dioxid de sulf, care se recunoaște după miros. Dacă, după răcire, se toarnă în eprubetă puțină apă, soluția are culoarea albastră din cauza sulfatului de cupru format.
 
În mod similar, carbonul este oxidat de acidul sulfuric concentrat, la cald:
reactia acidului sulfuric cu carbonul
Astfel, dacă într-o eprubetă prevăzută cu tub de culegere se introduce o bucată mică de cărbune de lemn și apoi se toarnă acid sulfuric concentrat, la încălzire până la fierbere are loc o degajare concomitentă dioxid de sulf și dioxid de carbon. Dioxidul de sulf se identifică introducând capătul tubului de culegere într-o eprubetă cu soluție diluată de iod în iodură de potasiu; soluția se decolorează. Pentru identificarea dioxidului de carbon, capătul tubului de culegere se cufundă într-o eprubetă cu apă de var; aceasta se tulbură. 
Tot așa, acidul sulfuric concentrat la cald poate oxida sulful la dioxid de sulf:
oxidarea sulfului cu acid sulfuric
Astfel, dacă într-o eprubetă care conține o cantitate mică de sulf, se toarnă câțiva milimetri de acid sulfuric concentrat și se încălzește până la fierbere, sulful se topește sub stratul de acid și reacționează cu acidul sulfuric; se degajă dioxid de sulf, care se identifică după miros, sau, mai bine, prin decolorarea unei soluții de iod în iodură de potasiu. 
 
Cu unii compuși organici, acidul sulfuric formează acizi sulfonici. Notând compusul organic cu R — H, în care R reprezentând un radical organic, iar acidul sulfonic cu R — H, în care R reprezintă un radical organic, iar acidul sulfonic cu R — SO3H, reacția de sulfonare se poate reprezenta în forma generală:
R — H + H2SO4 → R — SO3H +H2O
Sulfonarea este o reacție importantă în chimia organică. 
 
Acidul sulfuric este unul din cele mai importante produse din întreaga industrie chimică; aproape că nu există nicio ramură a economiei naționale, unde, într-o măsură mai mare sau mai mică, direct sau indirect, să nu se utilizeze acidul sulfuric. Astfel, acidul sulfuric este întrebuințat la fabricarea multor acizi precum: acidul clorhidric, acidul azotic, acidul carbonic,acidul fosforic, la fabricarea unor explozivi, a celuloidului și a unor coloranți (în amestec cu acid azotic), la fabricarea uleiurilor tehnice pentru industria textilă și tăbăcărie, la fabricarea unor insecticide, la rafinarea unor produse petroliere (benzine, petrol lampant, uleiuri etc.), la decaparea metalelor. 
 
Trebuie menționat rolul important al acidului sulfuric la fabricarea îngrășămintelor agricole, mai ales a sulfatului de amoniu și a superfosfaților. Pentru prepararea superfosfaților se consumă aproape jumătate din producția mondială de acid sulfuric. 
 
Acidul sulfuric se folosește și la fabricarea sărurilor sale - sulfații. 
 
Sulfații (sărurile acidului sulfuric) sunt de două tipuri: sulfați acizi, MIHSO4, și sulfați neutri, M2ISO4. 
 
Sulfații acizi ai metalelor alcaline (sulfații de hidrogen și metal alcalin), cunoscuți și sub denumirea veche de bisulfați, sunt ușor solubili în apă. Prin încălzire peste punctul de topire pierd apă și trec în pirosulfați, M2IS2O7:
2NaHSO4 → H2O + NaS2O7
Pirosulfații, la încălzire mai puternică, se descompun în sulfați și trioxid de sulf:
Na2S2O7 → Na2SO4 + SO3
Sulfații neutri sunt stabili la temperatură mai înaltă. Cei mai mulți sunt solubili în apă. Excepție fac sulfații de plumb, bariu, stronțiu și calciu. Sulfații solubili în apă cristalizează din soluție sub formă  de hidrați cristalini (de exemplu, FeSO4 ⸱ 7H2O, CuSO4 ⸱ 5H2O etc.). Mulți dintre sulfați formează săruri duble; de exemplu AlK(SO4)2 ⸱ 12H2O - alaunul. 
Prepararea sulfaților se poate realiza prin diferite metode generale ca:
  • tratarea metalelor cu acid sulfuric:
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
  • tratarea oxizilor sau hidroxizilor cu acid sulfuric:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
  • tratarea sărurilor unor acizi volatili cu acid sulfuric:
Na2CO3 + H2SO4 → NaSO4 + CO2 + H2O
  • prin reacție de dublu schimb între un sulfat și o sare a metalului respectiv:
Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2NaCl
  • oxidarea sulfurilor sau a sulfaților:
2Na2SO3 + O2 → 2Na2SO4
 
Unii sulfați se găsesc în pământ sub formă de minerale, de exemplu: sulfatul de calciu, CaSO4 (ghipsul), sulfatul de bariu, BaSO4 (baritina) etc. 
 
Cercetări efectuate cu raze X au arătat că ionul SO42- este o grupă structurală bine definită, în care legăturile covalente dintre cei patru atomi de oxigen și atomul central de sulf sunt echivalente între ele. Cei patru atomi de oxigen se găsesc în vârfurile unui tetraedru regulat, lungimea legăturii S — O fiind de 1,51 Å. 
Pentru molecula de H2SO4 sunt posibile structurile (I), (II) și (III):
 
structurile limita ale acidului sulfuric, structura de rezonanta a acidului sulfuric
 
Molecula reală a acidului sulfuric are structura intermediară între structurile limită (I), (II) și (III). Se obișnuiește să se folosească pentru acidul sulfuric și formula (IV), care indică o structură echivalentă cu structura (I). 
 
Se observă că la structura (I) legăturile sunt formate prin participarea orbitalilor 3s și 3p, pe când la structurile (II) și (III), la formarea legăturilor participă și orbitalii 3d. 
 

Poloniul, Po

Vezi videoclipul: Poloniul, Po Vezi toată lecția: Grupa 16 sau grupa a VI-a principală Citește teoria: Poloniul, Po

Poloniul, Po, este un element metalic rar, și radioactiv din grupa 16 (VI A) a tabelului periodic; are numărul atomic 84 și masa atomică 210. Poloniul are peste 30 de izotopi, mai mult decât orice alt element chimic. Cel mai longeviv izotop este poloniu-209, 209Po (cu timp de înjumătățire de 103 ani). 
 
Poloniul sau radiul F (RaF), este primul element radioactiv descoperit (de către Marie și Pierre Curie, în 1898). În minereul pechblendă se găsesc cantități mari de poloniu, împreună cu radiul, al cărui produs de dezagregare activă este. 
 
Întrucât 1 g radiu este în echilibru radioactiv cu 1/5000 g poloniu, extragerea poloniului direct din pechblendă este foarte anevoioasă. De obicei, ca materie primă se folosesc reziduurile de la prelucrarea pechblendelor pentru radiu. 
 
Poloniul este mult mai radioactiv decât radiul, timpul său de înjumătățire fiind mai scurt (140 zile). Prin dezintegrare radioactivă, prin emisie de particule α, trece în izotopul 206Po, ultimul element al familiei radioactive a uraniului:
RaF → Po + He2+
Comportarea chimică a poloniului seamănă cu aceea a telurului. Sărurile sale hidrolizează cu ușurință.  
 

Grupa 16 (VI A)

Vezi videoclipul: Grupa 16 (VI A) Vezi toată lecția: Grupa 16 sau grupa a VI-a principală Citește teoria: Grupa 16 (VI A)

Elementele grupei 16 (VI A)
Grupa a VI-a principală a sistemului periodic (sau grupa 16) cuprinde elementele oxigen, O, sulf, S, seleniu, Se, telur, Te, și elementul radioactiv poloniu, Po. Elementele grupei 16 se mai numesc și calcogeni.

Atomii acestor elemente au stratul electronic exterior format din șase electroni:
 
De aceea, atomii acestor elemente pot accepta doi electroni și iau configurația electronică a gazului rar cel mai apropiat în tabelul periodic. 
 
Formarea legăturilor în combinațiile calcogenilor
Elementele grupei 16 pot forma combinații ionice cu elemente puternic electropozitive în care sunt întotdeauna bivalent negative, iar în soluții pot avea rol de anion:
X0 + 2e- → X-
Atomii elementelor grupei 16 (VI A) își pot completa octetul lor electronic și prin formarea a două legături covalente; de exemplu, în combinațiile cu hidrogenul: H2O, H2S, etc.
 
La formarea acestor covalențe intervin cei doi electroni p necuplați din stratul electronic exterior. 
 
Cu excepția oxigenului, atomii elementelor grupei a VI-a principale pot avea și numere superioare de oxidare, manifestând drept covalență maximă, valența șase (corespunzător numărului grupei). 
 
Comportarea deosebită a oxigenului este datorită faptului că electronii lui sunt legați foarte puternic (ceea ce se explică prin sarcina nucleară efectivă foarte mare față de o rază atomică relativ mică). Din cauza potențialului de ionizare foarte mare a oxigenului, nici un atom de alt element nu poate să-i smulgă electroni din învelișul exterior. Ca urmare, în combinații, oxigenul constituie totdeauna componentul negativ. 
 
Nici în combinații covalente, oxigenul nu poate manifesta grade de oxidare mai mari decât doi, întrucât stratul electronic cu număr cuantic n = 2, în care se găsesc cei șase electroni exteriori, nu cuprinde decât patru orbitali, care pot fi ocupați de opt electroni, ceea ce se realizează prin formarea a două covalențe. La omologii oxigenului însă, stratul în care se găsesc electronii exteriori, având un număr cuantic mai mare de n = 2, cuprinde și orbitali d. Dar, pentru ca omologii oxigenului să manifeste mai mult de două covalențe, trebuie ca o parte din electronii structurii stratului exterior să fie promovați în orbitali d din același strat. De aceea combinațiile în care elementele manifestă covalențe superioare derivă de la stări activate ale atomilor și nu de la stările fundamentale. 
 
Atomii de sulf, seleniu, telur pot forma și combinații în care sunt legați coordinativ, având rol de donori de electroni. 
 
Perechile de electroni neparticipanți care pot forma legături coordinative sunt perechea de electroni p și perechea de electroni s din stratul electronic exterior (uneori, și electronii d). 
 
Datorită faptului că în stratul electronic exterior au șase electroni, atomii elementelor grupei a VI-a principale pot avea rol și de acceptori de electroni. Această proprietate se manifestă mai ales la oxigen, care formează un număr mare de oxoacizi. Sulful poate înlocui oxigenul în mulți din acești oxoacizi, formând tioacizi, în care are, de asemenea, rol de acceptor de electroni. Se pot da ca exemplu acidul sulfuric și acidul tiosulfuric:
 

 
Proprietățile fizice ale elementelor grupei a VI-a principale sunt arătate în tabelul de mai jos.
 
Caracteristicile elementelor din grupa 16 a sistemului periodic
 
Caracteristici Oxigen
O		 Sulf
S		 Seleniu
Se		 Telur
Te
Numărul atomic 8 16 34 52
Configurația electronică exterioară 2s22p4 3s23p4 4s24p4 5s25p4
Masa atomică 15,999 32,064 78,96 127,60
Densitatea, (s) g/cm3 1,27 2,06 4,82 6,25
Punctul de topire, °C -218,9 118,95 220,2 452,0
Punctul de fierbere, °C -182,9 444,60 688 1390
Potențialul de ionizare, eV 13,614 10,367 9,750 9,01
Afinitatea pentru electron, eV -7,28 -3,44 -4,21 -
Electronegativitatea (conform L. Pauling) 3,5 2,5 2,4 2,1
Raza de covalență, Å 0,74 1,04 1,17 1,37
Raza ionică (pt. X2-), Å 1,40 1,84 1,98 2,21

 
Molecula oxigenului este biatomică, pe când celelalte elemente au molecule biatomice numai la temperaturi destul de înalte (când sunt în stare de vapori). În stare solidă, moleculele acestor elemente pot cuprinde până la 8 atomi. 
 
Toate elementele există în mai multe modificații alotropice. 
 
Prin faptul că atomii acestor elemente pot accepta electroni, ei au caracter electronegativ. Cu creșterea numărului atomic, acest caracter slăbește. Cel mai puternic se manifestă caracterul electronegativ la oxigen și la sulf; seleniul și telurul fac trecerea spre metale. Astfel, seleniul, pe lângă modificația alotropică obișnuită, are și una metalică, iar modificația alotropică obișnuită a telurului este cea metalică; de asemenea pot forma unele săruri în care au rol de component electropozitiv (de exemplu TeSO4). Poloniul, ultimul element din grupă, are caracter metalic mai pronunțat (în soluție apoasă poate apare sub formă de ioni pozitivi). 
 
Cu hidrogenul, elementele grupei 16 formează combinații de tipul H2X, în care manifestă covalența normală a grupei. Pe când apa este neutră, hidrurile celorlalte elemente sunt însă acizi slabi. 
 
Intensificarea caracterului acid al combinațiilor H2X se datorează, după teoria lui Kossel, creșterii razei ionului negativ; protonul se desprinde cu atât mai ușor cu cât raza ionică este mai mare (deci ecranarea datorită straturilor electronice este mai mare). 
Cu oxigenul, elementele acestei grupe formează oxizi de tipul XO2 și XO3. Acești oxizi sunt anhidride acide. 

 

Ozonul, O3

Vezi videoclipul: Ozonul, O3 Vezi toată lecția: Grupa 16 sau grupa a VI-a principală Citește teoria: Ozonul, O3

Ozonul (trioxigen), O3, este un gaz albastru, instabil, cu un miros înțepător; este o formă alotropică a oxigenului. Ozonul e un puternic agent oxidant, cu punct de fierbere la 111,9°C. Forma lichidă a ozonului este albastru închis. 
 
Ozonul se formează în straturile superioare ale atmosferei în urma acțiunii razelor ultraviolete asupra oxigenului. Concentrația lui maximă este la o altitudine de aproximativ 25 km. Deoarece o parte din ozonul format se descompune însă în apropierea solului, concentrația în ozon din atmosferă este foarte mică (0,1-1· 10 -6%). Cu toate acestea, ozonul are rol de protecție a naturii organice, deoarece, având mare putere de absorbție în domeniul ultraviolet, oprește o parte din radiațiile ultraviolete emise de soare (cu lungimi de undă 0,02-0,3 μ) să ajungă la suprafața pământului. 
 
Ozonul se obține din oxigen prin intervenția unei energii dinafară: a căldurii ( de exemplu acțiunea temperaturilor înalte ale arcului electric asupra oxigenului), a electricității (descărcări electrice prin oxigen), a radiațiilor de unde scurte (iradierea oxigenului cu radiații ultraviolete, raze X) etc., care scindează molecula de oxigen în atomi și favorizează combinarea acestora cu molecule nescindate:
O + O2 → O3;    \(\Delta\)H = 34 kcal/mol
Pentru prepararea ozonului se folosește în mod obișnuit numai metoda bazată pe descărcările electrice în atmosferă de oxigen care se realizează în aparate speciale cu curent alternativ de înaltă frecvență, numite ozonizatoare (după cum e ilustrat în figura de mai jos).

ozonizator
Ozonizator
 
Unul dintre tipurile obișnuite de ozonizatoare este format din două tuburi concentrice de sticlă prevăzute cu plăci metalice. Prin spațiul dintre tuburi se trece un curent de oxigen uscat care este supus descărcărilor electrice obscure; oxigenul care iese din aparat conține până la 15% ozon. Nu se pot obține concentrații mai mari de ozon, deoarece descărcările electrice contribuie și la descompunerea ozonului format în oxigen. 
 
Ozonul este un gaz cu miros specific, ușor de recunoscut, chiar într-o concentrație de 1 vol. ozon la 500 000 vol. aer. În cantitate mare are culoare albastră. Ozonul este mai greu decât aerul (de 1,66 ori). Se lichefiază la -111,9°C trecând într-un lichid albastru-negru; se solidifică la -251,4°C. Este solubil în apă: 100 vol. apă, la 20°C, dizolvă 45 vol. ozon (și numai 3,11 vol. oxigen).
 
Constatarea că ozonul se obține din oxigen, iar prin descompunere formează tot oxigen, și anume că 2 vol. ozon dau prin descompunere 3 vol. oxigen, a dus la concluzia că molecula ozonului este alcătuită din trei atomi de oxigen, O3. 
 
Prin urmare, elementul oxigen poate exista sub forma a două substanțe simple; oxigenul (dioxigenul), O2, și ozonul (trioxigenul), O3, sunt deci modificații alotropice ale oxigenului. Ele se deosebesc prin numărul de atomi din molecule. 
 
Măsurătorile de distanțe între nucleele atomilor și momentul electric au arătat că structura moleculei de ozon este simetric: cei trei atomi de oxigen sunt legați astfel încât între ei formează un unghi de 117°; legăturile între atomii de oxigen O — O sunt egale (1,2 Å), fiecare având caracter de dublă legătură. 
 
Moleculei ozonului i se atribuie o structură intermediară (de rezonanță) între structurile limită (I) și (II):

structuri limita ale ozonului
 
O asemenea repartiție electronică poate fi redată și prin formula (III) care reprezintă o suprapunere a celor două structuri limită. 
 
Momentul electric al moleculei de ozon este μ = 0,49 D. 
 
În concentrație mare, ozonul se descompune și rezultă oxigen:
2O3 → 3O2;  \(\Delta\)H = -34 kcal/mol
Descompunerea se produce mai repede la încălzire sau în prezență de catalizatori (dioxid de mangan, dioxid de plumb, etc) sau prin iradiere cu radiații ultraviolete. Din cauza căldurii degajate și a măririi de volum care se produc în timpul descompunerii, ozonul pur este foarte exploziv. 
 
Ozonul este un oxidant cu mult mai puternic decât oxigenul, deoarece prin descompunerea lui rezultă uneori și oxigen atomic:
O3 → O2 + O
Oxigenul atomic este foarte activ. Din această cauză, ozonul poate oxida substanțe pe care oxigenul nu le poate oxida; de exemplu, oxidează sulfura de plumb, PbS, la sulfat de plumb, PbSO4, argintul la oxid de argint, etc. 
 
Reacția de oxidare a iodurii de potasiu, în soluție apoasă, la iod, folosește pentru identificarea ozonului:
O3 + 2KI + H2O → I2 + 2KOH + O2
Astfel, dacă în aerul ce conține ozon se introduce o bucățică de hârtie de filtru îmbibată în soluție de iodură de potasiu și amidon, aceasta se albăstrește. 
 
Prin tratarea cu ozon a unor substanțe organice nesaturate (care conțin o dublă legătură), ozonul se adiționează la dubla legătură și rezultă ozonide. 
 
Ozonul are acțiune energică asupra combinațiilor organice: decolorează coloranții; distruge microorganismele; eterul, alcoolul, terebentina etc. se aprind în contact cu oxigen ozonizat etc. De aceea, la experimente cu ozon nu se lucrează cu dopuri și tuburi de cauciuc, acestea fiind atacate de ozon. 
 
Ozonul, în concentrație foarte mică, are un efect înviorător asupra organismului omenesc, îndeosebi la bolile căilor respiratorii. În concentrații mari este iritant și toxic. 
 
Deși ozonul este un bun oxidant, totuși, având în vedere că necesită cheltuieli de fabricație foarte mari în raport cu alți oxidanți, el are un domeniu de folosire destul de restrâns. Se folosește aer ozonizat pentru dezinfectarea și dezodorizarea aerului din sălile de spectacole, spitale, vapoare etc. În unele orașe mari, sterilizarea apelor potabile se face cu ozon. 


 

Apa oxigenată, H2O2

Vezi videoclipul: Apa oxigenată, H2O2 Vezi toată lecția: Grupa 16 sau grupa a VI-a principală Citește teoria: Apa oxigenată, H2O2
Apa oxigenată (sau peroxidul de hidrogen), H2O2, este un lichid incolor, uneori albastru pal, vâscos și instabil care fierbe la 150,2°C și este solubil în apă și acool. Apa oxigenată este folosită ca decolorant, intermediar chimic, combustibil pentru rachete și antiseptic.
 
Apa oxigenată se poate prepara după mai multe metode:
 
a) Din peroxizi. Apa oxigenată se poate obține din peroxidul de bariu, BaO2, sau de sodiu, Na2O3, prin tratare cu acid sulfuric sau acid fosforic:
BaO2 + H2SO4 → H2O2 + BaSO4
Apa oxigenată obținută este foarte diluată și impurificată cu urme de acid antrenat. De aceea, ea trebuie supusă unei distilări (care se face sub vid). Concomitent rezultă și sulfat de bariu, BaSO4. 
 
b) Pe cale electrochimică. Din considerente economice, metoda obținerii apei oxigenate din peroxizi este folosită tot mai rar, peroxizii fiind greu de obținut. Astăzi, apa oxigenată se prepară pe cale electrochimică, din acid peroxodisulfuric (dipersulfuric). 
 
În acest scop acidul sulfuric este supus electrolizei la temperaturi joase; prin oxidare anodică, el trece în acid peroxosulfuric (mai exact peroxodisulfuric), H2S2O8. Acesta, prin hidroliză, trece apoi în apă oxigenată și acid sulfuric (intermediar se formează acidul peroxomonosulfuric - monopersulfuric - H2SO5):

 
În loc de acid peroxodisulfuric se preferă folosirea peroxodisulfatului de amoniu, din care se obține în mod similar acidul peroxodisulfuric. 
 
Soluția de apă oxigenată de 30% este cunoscută sub numele de perhidrol. Pentru scopuri industriale apa oxigenată se poate fabrica și mai concentrată (de 30-60%). S-a realizat și fabricarea unei ape oxigenate de 80-85% H2O2. 
 
Molecula de apă oxigenată conține două grupe OH legate între ele prin atomii de oxigen. Aceste grupe se găsesc în două plane care formează între ele un unghi de 90°. Unghiul pe care îl formează legătura O — H cu legătură O — O este circa 110° (după cum este ilustrat în figura de mai jos).

structura moleclei de apa oxigenata, peroxid de hidrogen
Molecula de apă oxigenată
 
Legătura covalentă O — O este nepolară, pe când legăturile O — H sunt polare. 
 
Apa oxigenată pură este un lichid incolor, siropos, cu densitatea 1,448, care fierbe la 150,2°C. Prin răcire la -0,5°C se solidifică sub formă de cristale. Cu apa este miscibilă în orice proporție. Soluția apoasă a apei oxigenate are reacție slab acidă. 
 
Datorită caracterului polar al legăturilor O — H, sub influența moleculelor polare ale apei, apa oxigenată poate pune în libertate ioni de hidroniu:
H2O2 + H2O \(\rightleftharpoons\) H3O+ + HO2¯
Constanta de disociere este foarte mică (K = 1,5 · 10-12). 
 
Având caracter acid, apa oxigenată poate forma săruri, care sunt peroxizii. 
 
Molecula de apă oxigenată se descompune ușor și pune în libertate oxigen, reacția fiind însoțită de degajare de căldură:
2H2O2 → 2H2O + O2;    \(\Delta\)H = -23,47 kcal/mol
Procesul se produce foarte lent în soluție apoasă; este însă accelerat de lumină și de prezența unor substanțe cu acțiune catalitică, cum este platina, bioxidul de mangan, săruri alcaline, de fier, de cupru, praful de cărbune, pulberea de sticlă etc., precum și de unele enzime cu acțiune specifică (catalaze). 
 
Pentru ca sărurile alcaline din compoziția sticlei să nu producă descompunerea lentă a apei oxigenate, aceasta se păstrează în sticle parafinate sau de polietilenă. 
 
Există și substanțe care împiedică acțiunea de descompunere a apei oxigenate de către catalizatori sau enzime, ca de exemplu acidul fosforic (care înlătură acțiunea de descompunere a sărurilor de fier sau de mangan) și, mai ales acidul barbituric sau acidul uric. 
 
De aceea se obișnuiește să se stabilizeze soluțiile de apă oxigenată, înainte de a fi date în consum, prin adăugare de substanțe cu asemenea acțiune. 
 
Apa oxigenată poate acționa atât ca agent oxidant, cât și ca agent reducător. 
 
Deoarece prin descompunerea ei, apa oxigenată pune în libertate oxigen, ea este un puternic oxidant; astfel, oxidează acidul sulfuros, H2SO3, la acid sulfuric, H2SO4; acidul azotos HNO2, la acid azotic, HNO3; sulfura de plumb, PbS, la sulfat de plumb, PbSO4:
H2SO3 + H2O2 → H2SO4 + H2O
HNO2 + H2O2 → HNO3 + H2O
PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O
Reacția de oxidare a acidului iodhidric la iod servește la identificarea apei oxigenate:
2HI + H2O2 → I2 + 2H2O
Când apa oxigenată acționează drept oxidant, fiecare atom de oxigen trece de la numărul de oxidare -1 la numărul de oxidare -2. Reacția este:
H2O2 + 2e- → H2O + O2-
Apa oxigenată se poate descompune și în alt mod, și anume în hidrogen și oxigen:
H2O2 → H2 + O2;    \(\Delta\)H = 46,8 kcal/mol
Din cauza hidrogenului pus în libertate, apa oxigenată are proprietatea de a fi și reducătoare. Această acțiune o manifestă însă numai atunci când este în prezența unei substanțe mai puternic oxidată decât ea, cum este, de exemplu, permanganatul de potasiu:
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 → 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O + 5O2
Când apa oxigenată acționează drept reducător, fiecare atom de oxigen trece de la numărul de oxidare -1 la numărul de oxidare 0 (se degajă oxigen molecular). Reacția este:
H2O2 → O2 + 2H+ + 2e-
Apa oxigenată poate înlocui apa de cristalizare în multe săruri, de exemplu Na2CO3 · 3H2O2. 
 
Apa oxigenată este folosită ca oxidant, decolorant și dezinfectant. Se folosește la înălbirea diferitelor materiale ca: paie, pene, păr, piei, blănuri și, mai ales, fibre textile. Decolorarea cu apă oxigenată înlocuiește din ce în ce mai mult decolorarea cu clor, deoarece, pe lângă acțiunea ei mai rapidă și cu eficacitate mai mare, atacă mai puțin fibra textilă. 
 
Cantități mari de apă oxigenată se întrebuințează și pentru înălbirea grăsimilor și a uleiurilor. În acest scop se folosesc soluții cât se poate de concentrate (până la 60%). 
 
În medicină, apa oxigenată este utilizată (de obicei în soluție de 3%) ca antiseptic, dezinfectant etc. Datorită acțiunii ei germicide este folosită în unele cazuri și pentru conservarea alimentelor (lapte, unt, bere etc.). 
 
În pictură se folosește apa oxigenată pentru reîmprospătarea tablourilor vechi înnegrite. Astfel, culoarea albă a carbonatului de plumb, devenită neagră cu timpul din cauza sulfurii de plumb (care se formează prin acțiunea urmelor de hidrogen sulfurat din aer) este regenerată prin spălarea cu apă oxigenată. 
 
Apa oxigenată mai este folosită și pentru prepararea altor decoloranți. De exemplu, împreună cu boraxul formează așa-numitul perborax, Na4B4O7 · H2O2 · 9H2O, necesar în industria textilă. 
 
În amestec cu hidrat de hidrazină, metanol sau hidrocarburi, apa oxigenată poate folosi drept carburant pentru avioane cu reacție. 
 
De la apa oxigenată derivă un număr mare de compuși (anorganici și organici). Compușii anorganici binari care conțin grupa peroxo, — O — O — , se numesc peroxizi. (Dacă numai un singur atom de hidrogen din molecula apei oxigenate este înlocuit cu un metal, rezultă un hidroperoxid, de exemplu hidroperoxidul de sodiu, NaOOH). 
 
Peroxizii au caracter de săruri: prin tratare cu un acid diluat pun în libertate apa oxigenată. Dintre peroxizi, mai stabili sunt peroxizii metalelor alcaline și alcalino-pământoase. Peroxidul de sodiu, Na2O2, este utilizat ca sursă de H2O2 și pentru oxidări. 
 
Peroxoacizii (denumiți uneori și peracizi) și sărurile lor conțin în moleculă grupa peroxo, — O — O —, în locul unui atom de oxigen, — O —; de exemplu, acidul peroxomonosulfuric, H2SO5, acidul peroxoazotic, HNO4: 
 
acidul peroxomonosulfuric (acidul lui Caro)                               acid peroxoazotic
acid peroxomonosulfuric                                acid peroxoazotic
(acidul lui Caro)
 
 
 

Hidrogenul sulfurat, H2S

Vezi videoclipul: Hidrogenul sulfurat, H2S Vezi toată lecția: Grupa 16 sau grupa a VI-a principală Citește teoria: Hidrogenul sulfurat, H2S
Hidrogenul sulfurat (sau sulfura de hidrogen), H2S, este un gaz inflamabil, toxic și fără culoare, cu miros de ouă stricate, care fierbe la -60°C. Hidrogenul sulfurat este solubil în apă și alcool și este folosit drept reactiv analitic, ca sursă de sulf, și la purificarea acizilor clorhidric și sulfuric. 
 
Hidrogenul sulfurat (monosulfanul sau sulfanul) se găsește liber în natură, dar în cantități mici, ca rezultat al putrezirii substanțelor animale. Astfel, mirosul ouălor clocite se datorează prezenței hidrogenului sulfurat provenit din sulful existent în substanțele albuminoide. 
 
În cantități ceva mai mari, hidrogenul sulfurat apare la erupțiile vulcanice. Unele ape minerale, așa-numitele izvoare sulfuroase, conțin dizolvat hidrogen sulfurat. 
 
De asemenea, s-a descoperit prezența hidrogenului sulfurat în fundul Mării Negre și în unele părți ale Mării Baltice; el provine din proteine descompuse în absența aerului, sub influența unor microorganisme (nu poate ajunge la suprafață, deoarece este descompus prin acțiunea altor microorganisme sulfuroase care trăiesc la o anumită adâncime de la suprafață). 
Hidrogenul sulfurat este un acid slab, de aceea poate fi obținut dintr-o sare a lui - o sulfură - și un acid mai puternic și neoxidant. Reacția de bază este:
S2- + 2H+ \(\rightleftharpoons\) H2S
De preferință se folosesc sulfurile metalelor grele - de exemplu sulfura de fier - și acidul clorhidric (sau acidul sulfuric):
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S
În laborator se prepară în aparatul Kipp sau într-un dispozitiv similar celui folosit pentru prepararea hidrogenului.
 
Hidrogenul sulfurat este un gaz incolor, cu miros caracteristic de ouă stricate. Este mai greu decât aerul (are densitatea 1,19). Se lichefiază la -60,75°C și se solidifică la -85,6°C. 
 
Cercetări spectrale și valoarea momentului electric arată că, în molecula de hidrogen sulfurat, unghiul între valențele sulfului este de 90°:
structura moleculei de hidrogen sulfurat
Molecula de hidrogen sulfurat
Distanța S — H este de 1,34 Å, iar momentul electric μ = 0,93 D. 

Prin încălzire, hidrogenul sulfurat se descompune în componente:
H2S \(\rightleftharpoons\) H2 + S;    \(\Delta\)H = 4,8 kcal/mol
La 310°C descompunerea este slabă: ea însă crește odată cu ridicarea temperaturii.  
 
Hidrogenul sulfurat arde în aer, formând apă (vapori) și dioxid de sulf:
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2
Când oxigenul este în cantitate insuficientă, în loc de dioxid de sulf se separă sulf:
2H2S + O2 → 2H2O + 2S
Astfel, dacă se aprinde hidrogenul sulfurat la capătul unui tub efilat (care străbate dopul ce închide o eprubetă în care se prepară hidrogen sulfurat, sau este legat de tubul de culegere al unui generator de gaze) și peste flacără se așează, cu gura în jos, un pahar de sticlă, rece și uscat, acesta se aburește din cauza apei formate; dacă în flacără se ține fundul unei capsule de porțelan, rece, pe porțelan apare o pată galbenă de sulf rezultată prin arderea incompletă a hidrogenului sulfurat. 
 
Hidrogenul sulfurat reacționează cu cele mai multe metale, formând sulfuri. Astfel, o piesă de argint, ținută într-o atmosferă cu hidrogen sulfurat, se acoperă cu un strat de sulfură de argint, de culoare neagră:
H2S + 2Ag → Ag2S + H2
Reacția este folosită pentru identificarea urmelor de hidrogen sulfurat. 
 
Hidrogenul sulfurat reacționează și cu unele nemetale, de exemplu cu clorul sau cu bromul; se formează acidul halogenat respectiv, iar sulful este pus în libertate:
H2S + Cl2 → 2HCl + S
De aceea, la intoxicarea cu hidrogen sulfurat se inhalează apă de clor proaspăt preparată. 

Prin faptul că ionii S2- cedează cu ușurință electronii lor trecând în atomi neutri, hidrogenul sulfurat este un reducător. Astfel, el poate reduce dioxidul de sulf la sulf:
2H2S + SO2 → 2H2O + 3S
În acest fel se explică formarea depozitelor de sulf pe coastele vulcanilor. 

Obținerea acidului sulfhidric și proprietățile lui
Hidrogenul sulfurat este solubil în apă; la 20°C, un volum de apă dizolvă 2,6 vol. H2S. Soluția saturată obținută se numește apă de hidrogen sulfurat, sau, datorită proprietăților ei de acid, acid sulfhidric; este însă un acid foarte slab. 
 
Ca orice acid dibazic, acidul sulfhidric disociază în două trepte:
H2S \(\rightleftharpoons\) H+ + HS-                       K1 = 0,87 ⸱ 10-7
HS- \(\rightleftharpoons\) H+ + S2-                         K2 = 0,79 ⸱ 10-13
El poate fi neutralizat de baze formând sulfuri. Reacția are loc în două etape: la început are loc formarea unei sulfuri acide, care apoi, cu o altă cantitate de hidroxid, trece în sulfură neutră:
H2S + NaOH → NaHS + H2O
NaHS + NaOH → Na2S + H2O
Acidul sulfhidric poate forma sulfuri și cu oxizi bazici sau cu săruri:
H2S + PbO → PbS + H2O
H2S + CuSO4 → CuS + H2SO4
Prin acțiunea oxigenului din aer asupra acidului sulfhidric, sulful este pus în libertate; din această cauză, apa de hidrogen sulfurat nu este stabilă (cu timpul se tulbură din cauza sulfului separat). 
 
Hidrogenul sulfurat este foarte toxic; inhalat în cantități mici produce dureri de cap și amețeli, iar în cantități mai mari, chiar moartea. 
 
Hidrogenul sulfurat este foarte folosit în laborator drept reactiv, întrucât formează sulfuri colorate caracteristic, care precipită din soluții. 
 
Sulfurile (sărurile acidului sulfhidric) sunt de două tipuri: sulfuri acide, MIHS, și sulfuri neutre, M2IS (MI = metal monovalent).
 
Sulfurile acide sunt toate solubile în apă; dintre cele neutre sunt solubile sulfurile alcaline. Acestea sunt hidrolizate în soluție apoasă; soluția are reacție alcalină:
Na2S + H2O \(\rightleftharpoons\) NaOH + NaHS
Respectiv:
S2- + H2O \(\rightleftharpoons\)OH- + HS-            K ≅ 1
Majoritatea sulfurilor metalelor grele nu sunt solubile în apă; de aceea, ele se separă sub formă de precipitat în momentul formării lor. Foarte multe dintre aceste precipitate sunt colorate. Astfel, sulfura de fier, FeS, sulfura de cupru, CuS, sulfura de plumb, PbS, sunt de culoare neagră; sulfura de antimoniu, Sb2S3, este portocalie; sulfura de cadmiu, CdS, și sulfura de arsen, As2S3, sunt galbene; sulfura de mangan, MnS, este roz; sulfura de zinc, ZnS, și sulfura de bariu, BaS, sunt albe. 
 
Sulfurile precipitate în soluție apoasă sau cele dizolvate se pot oxida la temperatura camerei, trecând în sulfați sau sulf elementar:
CuS + 2O2  → CuSO4
2Fe2S3 + 3O2 → 2Fe2O3 + 6S
De aceea, dacă pe o hârtie albă (sau de filtru) se scriu litere cu o soluție (incoloră) de acetat de plumb și hârtia se așază într-un curent de hidrogen sulfurat, semnele scrie se înnegresc datorită formării sulfurii de plumb, negre:
(CH3COO)2Pb + H2S → PbS + 2CH3COOH
Spălate apoi cu apă oxigenată, semnele devin albe, deoarece apa oxigenată oxidează sulfura de plumb, neagră, la sulfat de plumb, alb:
PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O
Prin încălzire în curent de aer (sau de oxigen), sulfurile trec în oxizi (sau sulfați). Pe această proprietate se bazează obținerea dioxidului de sulf prin prăjirea altor sulfuri. 
 
Pentru prepararea sulfurilor se pot folosi diferite metode:
 
     1. Sulfurile solubile (cele alcaline) se obțin prin tratarea hidroxizilor alcalini cu hidrogen sulfurat:
2NaOH + H2S → Na2S + 2H2O
     2. Sulfurile insolubile se prepară prin tratarea soluției unei sări cu hidrogen sulfurat sau sulfură de amoniu:
CuSO4 + H2S → CuS + H2SO4
     3. Reducerea sulfaților prin calcinare cu cărbune este o metodă mult aplicată în tehnică; așa se prepară, spre exemplu, sulfura de sodiu din sulfat de sodiu:
Na2SO4 + 4C → Na2S + 4CO
     4. Prin sinteză direct din componente se obțin de asemenea unele sulfuri, de exemplu sulfura de fier:
Fe + S → FeS
 
Polisulfuri
Dacă o soluție de sulfură solubilă, de exemplu sulfura de sodiu, Na2S, este fiartă cu sulf se obțin polisulfuri, compuși cu compoziția variind între Na2S2 și Na2S5. (Acești compuși se pot obține și prin topirea împreună a sulfului cu un carbonat alcalin). 
 
Prin tratare cu acizi, polisulfurile sunt descompuse cu separare de sulf:
Na2S2 + 2HCl → 2NaCl + H2S + S
În anumite condiții nu se degajă hidrogen sulfurat, ci se obțin sulfanii respectivi. Aceștia, cu timpul, la aer, se descompun în hidrogen sulfurat și sulf. 
 
În molecula unei polisulfuri, atomii de sulf sunt legați între ei; au numărul de oxidare -1. Li se atribuie următoarele structuri:
ion disulfura, ion trisulfura, ion de tetrasulfura
      ion de disulfură                           ion de trisulfură                                ion de tetrasulfură

Sulfurile și polisulfurile sunt folosite împotriva paraziților plantelor, în industria pielăriei, în metalurgia minereurilor neferoase, la sinteza unor tipuri de cauciuc, etc.

 

Trioxidul de sulf, SO3

Vezi videoclipul: Trioxidul de sulf, SO3 Vezi toată lecția: Grupa 16 sau grupa a VI-a principală Citește teoria: Trioxidul de sulf, SO3
 

Trioxidul de sulf sau oxidul de sulf (VI), SO3, este un oxid al sulfului în care atomul de sulf are numărul de oxidare +6. Este un compus solid (uneori lichid, incolor) toxic și iritant ce are trei forme cristaline. În ordinea descrescătoare a stabilității, acestea sunt: \(\alpha\), \(\beta\),  și \(\gamma\). Trioxidul reacționează violent cu apa cu formare de acid sulfuric; este un intermediar important în prepararea acidului sulfuric și a acidului sulfuric fumans (oleum). 

Trioxidul de sulf se prepară prin oxidarea dioxidului de sulf de către oxigen:
2SO2 + O2 \(\rightleftharpoons\) 2SO3;           \(\Delta\) H = -23,2 kcal/mol
Cum această reacție are loc la temperatură înaltă și este reversibilă, pentru realizarea unui randament cât mai bun este necesară folosirea catalizatorilor.
 
În laborator, trioxidul de sulf se obține trecând un amestec de dioxid de sulf și oxigen printr-un tub de sticlă, în care se găsește azbest platinat încălzit la 450°C (după cum e ilustrat în figura de mai jos). Amestecul gazos care iese din tub este colectat într-un vas; acesta se umple cu o ceață albă și grea, formată din picături foarte fine de acid sulfuric, provenit din reacția trioxidului de sulf cu vaporii de apă din atmosferă. Când vasul este puternic răcit, se formează o masă albă, cu aspect de gheață, care fumegă la aer. 
 
prepararea trioxidului de sulf in laborator
Prepararea trioxidului de sulf în laborator
 
Trioxidul de sulf, în stare pură, se obține prin încălzirea acidului sulfuric fumans, adică a acidului sulfuric care conține dizolvat trioxid de sulf în exces. 
 
În industrie, trioxidul de sulf se obține din gazele de la prăjirea piritei, trecute peste un catalizator. (vezi Prepararea acidului sulfuric prin contact).
 
La temperatură obișnuită, trioxidul de sulf este un lichid incolor care fierbe la 44,8°C. La 16,8°C se solidifică formând o masă albă cristalină (trioxidul de sulf γ). Păstrat la temperaturi sub 25°C, trioxidul de sulf se transformă într-o modificație cu aspect fibros mătăsos (trioxidul de sulf β), care are un punct de topire mai înalt decât trioxidul de sulf γ. Există și o a treia modificație alotropică (trioxidul de sulf α), care se obține în condiții speciale. 
 
Existența acestor diferite modificări alotropice și transformările lor reciproce sunt explicate prin prezența diferitelor specii de molecule polimere (SO3)n. 
 
În stare de vapori, trioxidul de sulf este monomer, fiecare moleculă având o structură plană de triunghi echilateral cu atomul de sulf în centru; legăturile S — O sunt echivalente, având distanța de 1,43 Å. Se atribuie moleculei de SO3 o structură intermediară (de rezonanță) între structurile:

structurile limita ale trioxidului de sulf
 
Structurile (I) și (II) au la rândul lor structură intermediară între legăturile simple și duble. Spre deosebire de structura (I) la care legăturile sunt formate prin participarea orbitalilor 3s și 3p, la structurile (II) și (III), la formarea legăturilor participă și orbitali 3d ai atomului de sulf. 
 
În stare lichidă se stabilește un echilibru între monomer și un trimer. În stare solidă, forma γ este alcătuită din grupe moleculare trimere:
forma gamma alcatuita din grupe moleculare trimere
iar forma β, din grupe SO3 individuale legate între ele în lanțuri:

forma beta a trioxidului de sulf
Forma α se aseamănă cu forma β, numai că lanțurile sunt legate între ele formând un plan. 
 
Trioxidul de sulf reacționează energic cu apa, cu dezvoltare de căldură:
SO3 + H2O → H2SO4;        \(\Delta\) H = -21,28 kcal/mol
Din cauza marii afinități a trioxidului de sulf pentru apă, el scoate apa din diferiți compuși, mai ales organici, chiar dacă aceasta intră în compoziția compușilor respectivi. 
 
Cu acidul sulfuric, trioxidul de sulf formează acidul sulfuric fumans sau oleumul. Acesta este constituit mai ales din acid pirosulfuric:
SO3 + H2SO4 \(\rightleftharpoons\) H2S2O7
 
Trioxidul de sulf este folosit în industria materiilor colorante și la prepararea acidului sulfuric. El servește și ca agent fumigen pentru camuflaje. 
 

Acidul tiosulfuric, H2S2O3

Vezi videoclipul: Acidul tiosulfuric, H2S2O3 Vezi toată lecția: Grupa 16 sau grupa a VI-a principală Citește teoria: Acidul tiosulfuric, H2S2O3
Preparare
Deși foarte instabil, acidul tiosulfuric rezultă prin sinteză din trioxid de sulf și hidrogen sulfurat, în soluție eterică:
H2S + SO3 \(\rightleftharpoons\) H2S2O3
Sau prin tratarea unor tiosulfați cu acid clorhidric:
S2O32- + 2H+ \(\rightleftharpoons\) H2S2O3
Dintre sărurile acidului tiosulfuric - tiosulfații - se cunosc numai cei neutri, M2IS2O3, care sunt stabili. Ei se obțin fierbând sulfiții cu sulf:
SO32- + S → S2O32-
Reacție analogă cu oxidarea sulfiților la sulfați:
SO3- + O → SO42-
După altă metodă industrială, tiosulfații se prepară prin oxidarea polisulfurilor cu oxigenul atmosferic sau cu un oxidant slab:
2Na2S2 + 2O2 → 2Na2S2O3
Tiosulfații metalelor alcaline sunt substanțe stabile, ușor solubile în apă; din soluție cristalizează sub formă de hidrați cristalini. Tiosulfații metalelor grele formează complecși. 
 
Prin tratarea soluțiillor apoase ale tiosulfaților cu un acid rezultă dioxid de sulf și sulf. Intermediar se formează acid tiosulfuric:
S2O32- + 2H+ → H2S2O3 → H2O + SO2 + S
Tiosulfatul de sodiu cristalizează în cristale incolore, Na2S2O3 ⸱ 5H2O. El este solubil în apă, dizolvarea fiind însoțită de absorbție de căldură. 
 
Caracteristică este reacția lui cu iod, când trece în tetrationat de sodiu:
2S2O32- + I2 → S4O62- + 2I-
Tiosulfatul de sodiu are multe întrebuințări; de exemplu folosește la îndepărtarea clorului din țesăturile albite cu clor:
S2O32- + 4Cl2 + 5H2O → 2HSO4- + 8HCl
De aceea, tiosulfatul de sodiu se mai numește și anticlor. De asemenea este utilizat în fotografie pentru îndepărtarea bromurii de argint neatacate de lumină de pe placa fotografică (fixator). În consum, tiosulfatul de sodiu mai este denumit în mod greșit hiposulfit de sodiu. 
 
În molecula ionului tiosulfat cei doi atomi de sulf nu sunt echivalenți. Comparând structura ionilor: SO32-, SO42- și S2O32-
 
 
se observă că ionul S2O32- se deosebește de ionul SO32- prin adiția unui atom de sulf. Prin urmare, trecerea ionului sulfit în ionul sulfat este un proces de oxidare. Înainte, acidul tiosulfuric era considerat a fi un produs de reducere a acidului sulfuros, de unde și numele lui impropriu de “acid hiposulfuros”. Acidul hiposulfuros, este acidul ditinos, H2S2O4, ale cărui săruri, ditioniții (hiposulfiții), se pot obține prin reducerea sulfiților:
2SO32- + 2e- + 4H+ → S2O42- + 2H2O
De asemenea, comparând structura celor trei ioni de mai sus, se observă că ionul SO42- se deosebește de ionul S2O32- prin înlocuirea unui atom de oxigen cu un atom de sulf. (Deoarece prin prefixul tio se arată că sulful a înlocuit oxigenul într-o combinație, numele corect al compusului este acid tiosulfuric.) Atomul de sulf central are numărul de oxidare +6, iar atomul de sulf legat, numărul de oxidare -2 (ca și atomii de oxigen). 

Seleniul, Se

Vezi videoclipul: Seleniul, Se Vezi toată lecția: Grupa 16 sau grupa a VI-a principală Citește teoria: Seleniul, Se

Seleniul, Se, este un nemetal foarte toxic din grupa 16 (VI A) a tabelului periodic; are numărul atomic 34 și masa atomică 78,96. Există mai multe forme alotropice ale seleniului, incluzând seleniu sticlos, seleniu roșu, seleniu amorf, și seleniu cenușiu. Se găsește în minereurile de sulfuri ale altor metale. Forma alotropică cenușie este sensibilă la lumină și se folosește la celule fotoelectrice, în xerografie, și aplicații similare. Chimia seleniului este asemănătoare cu chimia sulfului. 

Preparare
În natură, seleniul se găsește ca urme în multe sulfuri, de exemplu în pirite și în blende. Din această cauză, industrial, seleniul se extrage din nămolul camerelor de plumb de la fabricarea acidului sulfuric sau din praful depus în camerele de desprăfuire a gazelor provenite de la arderea piritelor. 
 
Seleniul din nămoluri este trecut în soluție prin tratare cu acid sulfuric concentrat; rezultă acid selenios, H2SeO3, și acid selenic, H2SeO4, care, prin tratare cu acid clorhidric, trece de asemenea în acid selenios. 
 
Seleniul este o substanță solidă, care, ca și sulful, se prezintă sub mai multe modificări alotropice: seleniul roșu, seleniul amorf, seleniul sticlos, și seleniul cenușiu. 
 
Seleniul roșu cristalizează în sistemul monoclinic și este solubil în sulfură de carbon; seleniul amorf este o pulbere brună.
 
Seleniul sticlos este o masă brună-roșiatică sau cenușie, casantă. Este rău conducător de electricitate; încălzit la peste 50°C trece în seleniu cenușiu, o masă cristalină (cristalizată în sistemul hexagonal-romboedric) care prin iradiații luminoase devine de 1000 de ori mai bun conducător de electricitate decât este la întuneric; acest fenomen se bazează pe faptul că la iradierea cu radiații luminoase, electronii din atomi, acceptând energie, sunt promovați pe nivele superioare de energie, dar fără să treacă în afară, în spațiul exterior învelișului electronic. În modul acesta ei devin mai liberi și conduc curentul electric. 
Cînd iradierea se face însă cu lumină ultravioletă, a cărei energie este mai mare decât a luminii vizibile, atunci se produce emisie de electroni (efect fotoelectric). 
 
În stare lichidă, seleniul are culoare roșie-brună; vaporii sunt gălbui. Cercetările au arătat că peste 400°C, molecula de seleniu este diatomică; în mod obișnuit conține însă opt atomi (Se8). 
 
Încălzit, seleniul arde cu flacără albastră, răspândind un miros neplăcut; rezultă anhidrida selenioasă, SeO2, o substanță albă, solidă, foarte solubilă în apă, cu care formează acidul selenios, H2SeO3. 
 
Combinațiile seleniului
Seleniul se combină cu foarte multe metale, formînd seleniuri, analoge sulfurilor. Cu hidrogenul formează hidrogenul seleniat, H2Se, gaz incolor, cu miros specific neplăcut, puțin solubil în apă. Soluția lui dă reacții acide; altă denumire este acidul selenhidric, H2Se.

În combinațiile cu hidrogenul și cu metalele, seleniul, ca de altfel și sulful, este componentul electronegativ. 
 
Seleniul este atacat de acidul sulfuric concentrat, acidul azotic și hidroxizi alcalini. Încălzit cu acid azotic diluat formează acidul selenios, H2SeO3 (după cum sulful în aceleași condiții formează acid sulfuros, H2SO3). 
 
Acidul selenios la rece este cristalizat în prisme hexagonale. Prin acțiunea unui oxidant puternic trece în acid selenic, H2SeO4:
H2SeO3 + Cl2 + H2O → H2SeO4 + 2HCl
Acidul selenic este un acid tare, dibazic, ale cărui săruri, seleniații, M2ISeO4, se comportă asemănător sulfaților, fiind de obicei izomorfi cu ei. 
 
Compușii de seleniu sunt foarte toxici. Astfel, hidrogenul seleniat cauzează dureri de cap, chiar în concentrații mici; în concentrații mari atacă mucoasele. 

Utilizare
Deoarece sensibilitatea seleniului față de intensitățile luminii întrece cu mult acce a ochiului omenesc, seleniul este întrebuințat în special în industria electrotehnică pentru celule fotoelectrice, instalații de semnalizare, televizoare, filme sonore, fotocolorimetre etc. În aceste dispozitive variațiile intensității luminoase sunt transformate în variații de curent electric. Seleniul este de asemenea folosit pentru redresoare de curent alternativ. 

Telurul, Te

Vezi videoclipul: Telurul, Te Vezi toată lecția: Grupa 16 sau grupa a VI-a principală Citește teoria: Telurul, Te

Telurul, Te, este un metaloid argintiu din grupa 16 (VI A) a tabelului periodic; are numărul atomic 52 și masa atomică 127,66. Telurul se găsește în general sub formă de telururi în minereuri de aur, argint, cupru și nichel, și este obținut ca produs secundar în rafinarea cuprului. Telurul are opt izotopi naturali și nouă izotopi radioactivi. Chimia telurului se aseamănă cu chimia sulfului. 
Ca și seleniul, telurul se găsește în natură sub formă de telururi, însoțind sulfurile. El se extrage din minereuri (de exemplu din nagyagit, un amestec izomorf de sulfuri și telururi de plumb, aur cupru, argint și antimoniu), sau, uneori, prin prelucrarea nămolului anodic de la rafinarea cuprului, sau din praful din camerele de desprăfuire ale fabricilor de acid sulfuric. 
 
Telurul a fost descoperit în 1782 în minereurile aurifere din Transilvania; M. H. Klaproth, care l-a studiat, i-a dat numele de telur după “tellus” care în limba greacă înseamnă “pământ”.
 
Telurul este o substanță cristalină (cristalizează în sistemul hexagonal-romboedric, de culoare albă-argintie, cu luciu metalic și foarte casantă. Conductibilitatea electrică a telurului este foarte mică (de 100 000 ori mai mică decât a argintului); ea crește la lumină, dar nu așa de mult ca la seleniu. 
 
Telurul se mai poate prezenta ca o pulbere de culoare brună; este așa-numitul telur amorf. 
 
Încălzit la aer, telurul arde cu flacără albastră-verzuie dând anhidrida teluroasă, TeO2, o substanță incoloră, greu solubilă în apă, dar solubilă în acizi tari. În afară de acest oxid stabil al telurului se mai cunoaște și trioxidul de telur, TeO3. 
 
Combinațiile telurului
Telurul se combină cu multe metale, formând telururi; mai greu se combină cu hidrogenul, formând hidrogenul teluriat, H2Te, gaz incolor, toxic, cu miros neplăcut, asemănător hidrogenului arseniat. 
 
Acidul teluros, H2TeO3, este un acid foarte slab, care nu a fost însă obținut în stare pură. Prin oxidarea energică a telurului sau a dioxidului de telur se obține acidul teluric, H6TeO6, care, spre deosebire de acidul sulfuric sau acidul selenic, este un acid foarte slab. La încălzire peste 300°C pierde apă, trecând în TeO3, o pulbere galbenă, insolubilă în apă, care la încălzire înaintată trece în dioxid de telur, TeO2. 
 
Telurul este puțin utilizat în tehnică. În metalurgie se adaugă la aliaje speciale pentru a mări rezistența, duritatea și stabilitatea lor față de agenții corozivi. Mai este folosit pentru redresoare de curenți. 

Azotul, N

Vezi videoclipul: Azotul, N Vezi toată lecția: Grupa 15 sau grupa a V-a principală Citește teoria: Azotul, N

Azotul, N, este un gaz incolor, fără miros, din grupa 15 (V A) a tabelului periodic; are numărul atomic 7, masa atomică 14,0067, punctul de topire la -209,86°C și punctul de fierbere la -195,8°C. Azotul se găsește în aer (78% din volumul aerului e azot) și este un constituent esențial al proteinelor și al acizilor nucleici (ADN și ARN) din organismele vii. 
 
Azotul este foarte răspândit în natură. În stare liberă intră în compoziția aerului în proporție de 4/5. Azotul se întâlnește în natură și sub formă de combinații, ca de exemplu azotatul de potasiu, KNO3, cunoscut curent sub numele de silitră, și azotatul de sodiu, NaNO3, numit și salpetru (de Chili), formați prin descompunerea substanțelor de origine animală și vegetală. 
 
Deoarece face parte din compoziția proteinelor și al acizilor nucleici, azotul este un component indispensabil organismelor vii. 
 
Azotul pur se obține din aer sau substanțe care îl conțin și care se pot descompune ușor, de exemplu azotitul de amoniu:
NH4NO2 → N2 + 2H2O
În laborator, în loc de azotit de amoniu se folosește un amestec de soluții de azotit de sodiu și clorură de amoniu, din a căror reacție rezultă parțial azotit de amoniu:
NaNO2 + NH4Cl → NH4NO2 + NaCl
Un alt procedeu de laborator pentru obținerea azotului din aer constă în trecerea unui curent de aer printr-un tub de sticlă umplut cu strunjitură de cupru și încălzit la roșu (după cum e ilustrat în figura de mai jos).  
 
obtinerea azotului din aer in laborator
Obținerea azotului din aer, în laborator
 
 Cuprul se combină cu oxigenul din aer, transformându-se în oxid de cupru, conform reacției:

\(\underbrace{4N_2+O_2}+2Cu\rightarrow 4N_2+2CuO\)
       aer 
 
Azotul pus în libertate poate fi captat într-un vas. 
 
Industrial, azotul se obține odată cu oxigenul prin lichefierea și distilarea fracționată a aerului lichid. În acest scop se folosește o coloană specială. Aerul uscat, comprimat și răcit la -170°C, este supus unei detente de la 50 la 5 atm. La baza coloanei se adună aer lichefiat bogat în oxigen, care este constituentul mai puțin volatil; azotul, sub formă gazoasă, se ridică în coloană, străbate două refrigerente și, sub formă lichidă, se colectează în rezervorul central de la baza coloanei la -183°C, sub 5 atm (figura de mai jos). De aici este recirculat spre vârful coloanei unde se produce din nou o detentă, de la 5 atm la 1 atm; fracțiunea gazoasă, formată din azot practic pur, părăsește coloana printr-o conductă din vârf. Lichidul rămas curge prin talere, se îmbogățește din ce în ce în oxigen și se adună sub formă de oxigen lichid, aproape pur, în alt refrigerent, de unde poate fi evacuat prin detentă, sub formă gazoasă. 
 
coloana de lichefiere si distilare fractionata a aerului

Coloană de lichefiere și distilare fracționată a aerului
 
Azotul rămas după îndepărtarea oxigenului mai conține și gazele inerte existente în atmosferă. 
 
Azotul se păstrează și se transportă comprimat la 150 atm în tuburi de oțel. 
 
Azotul este un gaz incolor, fără miros, mai ușor decât aerul. În apă se dizolvă mai puțin decât oxigenul (la 0°C, 1 L apă dizolvă 23,2 ml azot). Azotul nu întreține arderea și deci nici viața; din această cauză poartă numele de azot (de la cuvântul grecesc azotos = fără viață). Vechea lui denumire este însă nitrum, adică generator de nitru (silitră); de aceea i se mai spune și nitrogen, iar simbolul a rămas N. 
 
Molecula azotului este diatomică, atomii de azot fiind legați între ei prin trei perechi de electroni:  \(\mathrm{: \: N\: \vdots \vdots \vdots \: N\: : }\)
Distanța între nuclee este de 1,09 Å. Figura de mai jos ilustrează în detaliu molecula de azot. Disocierea moleculei, chiar la temperaturi înalte, se face foarte greu: energia de disociere a moleculei de azot în atomi este de 225,2 kcal/mol (pe cînd, de exemplu, a oxigenului este 117,2 kcal/mol; a hidrogenului, 102,72 kcal/mol și a clorului este 57,08 kcal/mol). 

reprezentarea legturilor sigma si pi in molecula de azot
Reprezentarea legăturilor \(\sigma\) și \(\pi\) în molecula de azot:
a - doi atomi de azot; b - întrepătrunderea orbitalilor;
c - cele două plane perpendiculare între ele ale legăturilor \(\pi\)
 
Dacă se trece azotul sub presiune redusă printr-un arc electric la o tensiune mare, se formează azot activ. Se pare că acesta este alcătuit din atomi de azot și molecule activate. Recombinarea atomilor în molecule este însoțită de o luminiscență galbenă. 
 
Din cauza stabilității moleculei (datorită celor trei legături covalente ale sale) azotul are o reactivitate foarte mică. Reactivitatea lui poate fi mărită prin ridicarea temperaturii. 
 
Cu hidrogenul se combină direct în condiții anumite pentru a forma amoniac (de exemplu la 500°C, sub presiune și în prezență de catalizatori):
N2 + 3H2 \(\rightleftharpoons\) 2NH3
La temperaturi înalte echilibrul este deplasat spre stânga. Azotul se combină și cu oxigenul, formând monoxid de azot:
N2 + O2 \(\rightleftharpoons\) 2NO
Această reacție are loc la temperatura arcului electric; cu scăderea temperaturii, echilibrul se deplasează spre stânga. 
 
Prin combinarea azotului cu unele metale rezultă nitruri. Nitrura de litiu, Li3N, se formează la temperatură obișnuită; nitrurile metalelor alcalino-pământoase se formează la 300-400°C; nitrura de magneziu, Mg3N2, la 600°C etc. 
 
Azotul are unele întrebuințări industriale. Trebuie amintită folosirea lui la prepararea amoniacului, precum și la prepararea acidului azotic. Peste 80% din producția mondială de azot este destinată agriculturii pentru prepararea unor îngrășăminte, ca de exemplu cianamida de calciu, CaCN2. 
 
Datorită însușirii lui de a fi o substanță aproape inertă, azotul se folosește la umplerea becurilor electrice (aerul poate fi înlocuit cu atmosferă de azot, pentru a împiedica oxidarea și deci arderea filamentului), ca mediu pentru efectuarea unor reacții, la transvazarea unor lichide inflamabile, ca benzina, eterul (acestea sunt împinse cu azot comprimat, deoarece azotul nu formează amestec exploziv cu vaporii lichidelor inflamabile, așa cum se formează cu aerul) etc. 
 
Atomul de azot având pe stratul electronic exterior cinci electroni, în combinațiile cu hidrogenul și cu metalele el își completează octetul electronic, adică este tricovalent; în combinațiile cu oxigenul participă complet sau parțial cu electronii stratului exterior, - electronii de valență (fiind tricoordinat sau tetracoordinat). Diferitele numere de oxidare pe care le poate manifesta azotul în combinațiile sale sunt următoarele:
 
Numerele de oxidare pe care le manifestă azotul în combinații
 
Număr de oxidare +5 +4 +3 +2 +1 0 -1 -2 -3
Exemple
de combinații		 N2O5
HNO3 		 NO2   N2O3
HNO2  		 NO  N2O   N2   NH2OH   H2N—NH2   NH3
 
Azotul formează mai multe combinații cu hidrogenul: amoniacul, NH3, acidul azothidric, HN3, (ale cărui săruri se numesc azide) și hidrazina, N2H4. Dintre acestea, cea mai importantă combinație este amoniacul. 
 

Oxizii azotului
Azotul formează cu oxigenul următorii oxizi:
  • N2O - protoxidul de azot;
  • NO - monoxidul de azot;
  • N2O3 - trioxidul de azot;
  • NO2 - dioxidul de azot (N2O4 - tetraoxidul de azot);
  • N2O5 - pentoxidul de azot.
Unele combinații organice conțin NO și NO2 sub formă de grupe funcționale; cele care conțin grupa NO se numesc nitrozoderivați, iar cele care conțin grupa NO2 se numesc nitroderivați. 
 
Dintre oxizii azotului, trioxidul și pentoxidul sunt anhidride: anhidrida azotoasă și anhidrida azotică. Dioxidul de azot formând cu apa acidul azotos, HNO2, și acidul azotic, HNO3, este considerat o anhidridă mixtă. Protoxidul de azot este formal anhidrida acidului hipoazotos, H2N2O2, însă este prea puțin solubil ca să reacționeze cu apă și să formeze acest acid. Se obține însă prin încălzirea soluției apoase a acestui acid. Monoxidul de azot este un oxid indiferent. 
 
Azotul formează mai mulți oxoacizi; formulele acestora și ale sărurilor lor sunt:
 
Oxoaczii azotului Sărurile corespunzătoare
H2N2O3 - acidul hipoazotos M2IN2O2 - hipoazotiți
H4N2O4 - acidul nitroxilic M4IN2O4 - nitroxilați
HNO2 - acidul azotos MINO2 - azotiți
HNO3 - acidul azotic MINO3 - azotați

 
MI = metal monovalent
De asemenea se cunoaște și HNO4, acidul peroxoazotic, derivat din acidul azotic prin înlocuirea grupei — OH cu grupa — O — OH.












 

Atmosfera Pământului (aer)

Vezi videoclipul: Atmosfera Pământului (aer) Vezi toată lecția: Grupa 15 sau grupa a V-a principală Citește teoria: Atmosfera Pământului (aer)

Atmosfera Pământului, numită simplu aer, este gazul care înconjoară planeta. Compoziția aerului uscat la nivelul mării este: azot 78,08%, oxigen 20,95%, argon 0,93%, dioxid de carbon 0,03%, neon 0,0018%, heliu 0,0005%, kripton 0,0001% și xenon 0,00001%. Pe lângă vapori de apă, în anumite zone, aerul mai conține și compuși ai sulfului, peroxid de hidrogen, hidrocarburi și particule de praf.
 
Pâna la descoperire oxigenului se presupunea că aerul este o substanță unitară. Abia în 1777 s-a ajuns la concluzia că aeru trebuie să fie un amestec de două gaze: oxigen și azot, gaze denumite astfel de către Lavoisier, care prin experiența lui istorică - oxidarea mercurului în retortă - a demonstrat că aerul este un amestec alcătuit din 1/5  oxigen și 4/5 azot. 
 
Faptul că aerul este un amestec format din oxigen și azot se mai poate demonstra aprinzând (cu o vergea de sticlă încălzită) o bucățică de fosfor într-o capsulă de porțelan, așezată pe un dop de plută ce plutește pe apă, într-un cristalizator, totul fiind acoperit cu un clopot de sticlă (figura de mai jos). 
 
arderea fosforului in aer
Arderea fosforului în aer
 
După ce pentoxidul de fosfor rezultat prin arderea fosforului se dizolvă în apa din cristalizator (formând acidul fosforic), se poate constata că nivelul apei s-a ridicat cu 1/5 din volumul ocupat înainte de aerul din clopot. Introducând o lumânare aprinsă sub clopot, lumânarea se stinge, dovedind prin aceasta prezența numai a azotului. 
 
Componente ale aerului sunt și gazele rare. În aer se mai găsesc de asemenea cantități mici de dioxid de carbon și vapori de apă, în proporții diferite, după localitate. Astfel, aerul din vecinătatea unei ape este mai bogat în vapori de apă, după cum cel de lângă centrele industriale este mai bogat în dioxid de carbon. Tabelul de mai jos prezintă compoziția aerului uscat, la o înălțime nu prea mare de pământ (compoziția aerului variază cu înălțimea):
 
 
Compoziția aerului
 
Gazul % de volum % de masă
Azot 78,08 75,53
Oxigen 20,95 23,14
Dioxid de carbon 0,03 0,047
Argon 0,93  
Neon 0,0018  
Heliu 0,0005  
Kripton 0,0001  
Xenon 0,00001  

Aerul mai poate conține și cantități variabile de praf, urme de dioxid de sulf și de hidrogen sulfurat, precum și bacterii. 
 
Aerul nu are miros, gust sau culoare. Privit în strat gros, el pare albastru.
 
Densitatea aerului a fost luată ca unitate pentru densitățile gazelor. Un litru de aer uscat, la 0°C, cântărește 1,293 g. 
 
Presiunea pe care o exercită aerul asupra pământului - presiunea atmosferică - echilibrează o coloană de mercur cu înălțimea de 760 mm. 
 
Aerul este rău conducător de căldură și electricitate, mai ales când este uscat. El poate fi lichefiat, prin răcire la o temperatură foarte joasă. Aceasta se realizează pe baza principiului fizic că atunci când un gaz trece de la o presiune mare la o presiune mică, deci când se destinde, el se răcește (slăbirea forțelor de atracție intermoleculară necesită energie). Deoarece dintr-o singură dată nu se ajunge la temperatura destul de scăzută pentru lichefiere, operația se repetă de mai multe ori (figura de mai jos).
schema lichefierii aerului (dupa Linde)
Schema lichefierii aerului (după Linde)
 
Aerul lichid este incolor și transparent; el are densitatea apropiată de a apei. Nefiind o substanță unitară, nu are un punct de fierbere fix. (Separarea oxigenului și azotului din aerul lichid se bazează tocmai pe diferența dintre punctele lor de fierbere.)
Din cauza temperaturii de fierbere foarte joase a componentelor, aerul lichid lăsat descoperit se evaporă violent. Substanțele ținute în aer lichid își schimbă brusc proprietățile. Astfel, frunzele sau florile plantelor, cufundate în aer lichid, devin casante ca și sticla, mercurul se solidifică imediat, plumbul capătă la lovire un sunet clar și metalic, obiectele de cauciuc devin atât de fragile încât lovite ușor se sparg în țăndări etc. Transformările pe care le suferă corpurile cufundate în aerul lichid sunt trecătoare; imediat ce corpurile se încălzesc, ele își redobândesc proprietățile anterioare. 
 
Proprietățile chimice ale aerului sunt cele ale gazelor din care este format. Rolul principal îl are oxigenul, care își păstrează în amestec toate proprietățile lui, moderate în măsura diluării sale cu azot. Rolul secundar îl deține azotul, care este necesar vegetației. În al treilea rând vine dioxidul de carbon, care are și el un rol în nutriția plantelor. Vaporii de apă care se găsesc în aer determină descompunerea materiilor organice, transformându-le în dioxid de carbon, apă și amoniac (proces numit fermentație) etc. 
 
Aerul servește la respirația animalelor și plantelor, datorită oxigenului și dioxidului de carbon pe care le conține. Unele plante și bacterii folosesc chiar și azotul din aer. Aerul are însă și însemnate întrebuințări industriale: el este materia primă a multor ramuri din industria chimică. Astfel, el se folosește în mod curent pentru prepararea oxigenului și a azotului, precum și a gazelor rare, la prepararea unor oxizi precum: miniul (oxidul de plumb), albul de zinc (oxid de zinc) etc. La prăjirea unor minereuri cu sulf, ca, de exemplu, pirita din care se obțin cantități mari de dioxid de sulf, materie primă pentru prepararea acidului sulfuric. În siderurgie și în metalurgia cuprului se folosesc cantități importante de aer. Întreținând arderea, datorită oxigenului pe care îl conține, aerul constituie un factor important la iluminat și încălzit. 
 

Stibiul, Sb

Vezi videoclipul: Stibiul, Sb Vezi toată lecția: Grupa 15 sau grupa a V-a principală Citește teoria: Stibiul, Sb

Obținerea stibiului
Proprietăți generale
Combinațiile stibiului
            Combinațiile stibiului cu hidrogenul
                      Hidrogenul antimoniat
            Combinațiile stibiului cu oxigenul
                      Trioxidul de stibiu
                      Pentaoxidul de stibiu
                      Acidul antimonic
 

Obținerea stibiului
Stibiul sau antimoniul se găsește în natură mai rar în stare nativă, de obicei însă în combinații, mai ales sub formă de stibină, Sb2S3, cristale prismatice aciculare, lungi până la 15-20 cm. Uneori se mai găsește sub formă de trioxid de antimoniu, Sb2O3, valentinitul. 

Una dintre cele mai bogate țări în antimoniu este China. La noi în țară minereul de la Baia Sprie are un conținut de circa 40% Sb. 
 
Stibiul se extrage de obicei din stibină. În acest scop, minereul este prăjit în curent de aer; tetraoxidul de stibiu rezultat este redus cu cărbune: 
Sb2S3 + 5O2 = Sb2O4 + 3SO2

Sb2O4 + 4C = 2Sb + 4CO
Acest procedeu se numește procedeul prin prăjire și reducere. Pentru minereuri de puritate ridicată este aplicat procedeul prin precipitare după care stibina este topită cu fier:
Sb2S3 + 3Fe = 2Sb + 3FeS
Stibiul brut este apoi rafinat electrolitic. 

Proprietăți generale
Stibiul este un metal alb-argintiu cu luciu metalic. Are duritate medie (3 după scara lui Mohs). Fiind sfărâmicios, se poate pulveriza ușor. Este bun conducător de electricitate.
 
Ca și arsenul, stibiul are mai multe stări alotropice. În mod obișnuit se găsește stibiul cenușiu sau metalic, cristalizat în sistemul hexagonal. 
 
Trecând un curent de oxigen prin hidrogen antimoniat lichid, la -90°C, rezultă stibiul galben. Acesta corespunde arsenului galben și fosforului alb. Este foarte nestabil; expus la lumina solară sau la ușoară încălzire trece în stibiul negru. Acesta este mai activ decât stibiul cenușiu. La temperatură obișnuită se oxidează în aer, chiar cu aprindere. 
 
Altă modificație alotropică a stibiului este stibiul exploziv, formă sub care se separă stibiul la catod, la electroliza unei soluții de clorură de stibiu. Prin încălzire sau lovire (sau zgâriere), stibiul exploziv se transformă imediat în stibiu cenușiu. 
Stibiul nu se oxidează în aer liber și la temperatură obișnuită; în stare topită se oxidează însă ușor la trioxid de stibiu:

\(2Sb + \frac{3}{2}O_2\rightarrow Sb_2O_3\)
 
Cu halogenii se combină energic. Astfel, dacă într-un vas de sticlă umplut cu clor se aruncă, cu atenție, câte puțin stibiu proaspăt mărunțit, stibiul se aprinde în contact cu clorul arzând cu flacără vie, iar vasul se umple cu un nor de fum alb de pentaclorură de stibiu, SbCl5. 
 
Stibiul se combină și cu sulful, arsenul sau fosforul; cu unele metale formează aliaje. 
 
Acidul azotic oxidează stibiul la trioxid sau pentoxid de antimoniu, în funcție de concentrația acidului; cu acidul sulfuric concentrat la cald formează sulfat de stibiu și se degajă dioxid de sulf. Stibiul nu este atacat de acid clorhidric. 
 
Stibiul este întrebuințat la fabricarea unui mare număr de aliaje, deoarece are proprietatea să mărească duritatea metalelor moi. Astfel, cu plumbul formează plumbul antimonios, aliaje tipografice, etc. 
 
În combinațiile sale, stibiul, ca și arsenul, are numărul de oxidare trei și cinci. Întrucât combinațiile antimoniului cu număr superior de oxidare au tendință să treacă în combinații ale stibiului cu număr de oxidare inferior, ele au caracter oxidant. 
 
Combinațiile stibiului sunt toxice. Cum sunt foarte puțin solubile, nu pot fi resorbite în intestin, ci cauzează vomitări. 
 
Hidrogenul antimoniat, SbH3, numit și stibină, se obține prin acțiunea hidrogenului asupra unor săruri de stibiu. El este un gaz incolor, cu miros neplăcut. Ca și hidrogenul arseniat, hidrogenul antimoniat prin descompunere termică depune o oglindă metalică, oglindă care poate fi obținută și prin aprinderea gazului și turtirea flăcării cu o capsulă de porțelan. Spre deosebire de oglinda de arsen, oglinda de stibiu este insolubilă într-o soluție de hipoclorit de sodiu. 
 
Hidrogenul antimoniat este foarte toxic. 
 
Stibiul formează cu oxigenul trei oxizi: trioxidul de stibiu, Sb2O3, în care are numărul de oxidare +3; pentoxidul de stibiu, Sb2O5, în care are numărul de oxidare +5, și tetroxidul de stibiu, Sb2O4, un oxid mixt, în care stibiul are numărul de oxidare odată +3 și odată +5. 
 
Trioxidul de stibiu, Sb2O3, sau anhidrida antimonioasă, se găsește și în natură. În laborator, se poate prepara trecând un curent de aer peste antimoniu în pulbere, încălzit la roșu într-un tub de sticlă. În părțile reci ale tubului se depune trioxidul de stibiu sub formă de ace albe, prismatice, strălucitoare - “floare de antimoniu”. 
 
Trioxidul de antimoniu este greu solubil în apă. La încălzire se colorează în galben; la răcire, culoarea albă revine. Densitatea de vapori corespunde formulei Sb4O6, analog cu P4O6 sau As4O6. În stare solidă este dimorf, prezentând o modificație cubică sub 570°C și o modificație ortorombică peste această temperatură. Modificația cubică este alcătuită din grupe Sb4O6, pe când modificația ortorombică este alcătuită din lanțuri. 
 
Prin încălzire în curent de hidrogen sau prin calcinare cu cărbune, trioxidul de stibiu este redus la metal. 
 
Trioxidul de stibiu nu reacționează cu acidul sulfuric sau cu acidul azotic diluați; cu acidul sulfuric concentrat sau cu acidul clorhidric formează sărurile respective:
Sb2O3 + 3H2SO4 = Sb2(SO4)3 + 3H2O
Tratat cu hidroxizi alcalini formează antimoniați(III) (numiți înainte antimoniți), MISbO2, de exemplu:
Sb2O3 + 2NaOH = 2NaSbO2 + H2O
Prin urmare, trioxidul de stibiu are caracter amfoter. Cu tartratul acid de potasiu formează tartratul de antimoniu și potasiu, numit și emetic, o substanță care conține stibiu sub forma unui complex, K[C4H2O6Sb(OH)2] · ½ H2O. Este una dintre cele mai vechi substanțe folosite în medicină. 
 
Trioxidul de stibiu este folosit în pictură ca pigment alb, în industria ceramică pentru smalțuri opace și în industria textilă la imprimarea țesăturilor.
 
Hidroxidul derivat de la trioxidul de stibiu nu are o compoziție bine definită, care să corespundă formulei Sb(OH)3. La preparare se obține sub formă de gel (trioxid de antimoniu hidratat) care cu timpul trece în trioxid. Cu acizi formează săruri normale, SbX3, dar mai ales săruri bazice, și anume săruri ale oxidului de antimoniu(III), SbOX (numite înainte săruri de antimonil), iar cu hidroxizi alcalini formează antimonați (III), MISbO2. 
 
Pentoxidul de stibiu, Sb2O5, sau anhidrida antimonică se obține oxidând antimoniul cu acid azotic fumans. 
 
Pentoxidul de stibiu este o pulbere gălbuie, puțin solubilă în apă; deci are o comportare deosebită de a pentoxizilor de fosfor și arsen. Prin încălzire trece în tetroxid, Sb2O4. 

Acidul antimonic obișnuit, cunoscut numai în soluție, este un acid cu compoziția H[Sb(OH)6], acidul acidul hexahidroxoantimonic. 
 
Până nu de mult, prin acid antimonic se înțelegeau produse de precipitare cu conținut variabil de apă, obținute, de exemplu, prin hidroliza pentaclorurii de antimoniu. Aceștia sunt însă hidrați ai pentoxidului de antimoniu cu caracter de gel, în care Sb2O5 este legat de cantități variabile de apă (pentoxid de antimoniu hidratat).
 
Acidul antimonic este un acid monobazic slab. Dintre sărurile lui, mai cunoscută este sarea de potasiu, K[Sb(OH)6], hexahidroxoantimonatul de potasiu (substanță căreia i s-a atribuit greșit formula K2H2Sb2O7 · 6H2O, adică de piroantimonat acid de potasiu). Este folosită în chimia analitică drept reactiv al sodiului.
 

Grupa 15 (V A)

Vezi videoclipul: Grupa 15 (V A) Vezi toată lecția: Grupa 15 sau grupa a V-a principală Citește teoria: Grupa 15 (V A)

Elementele grupei 15
Grupa a V-a principală a sistemului periodic, numerotată V A sau 15, cuprinde următoarele elemente: azot, N, fosfor, P, arsen, As, stibiu (antimoniu), Sb, și bismut, Bi. 

Atomii acestor elemente au stratul electronic exterior format din cinci electroni:

strat electronic exterior format din 5 electroni
Existența acestor cinci electroni conferă în principiu elementelor numărul de oxidare maxim cinci. În realitate, însă, acest număr maxim se manifestă numai foarte rar. El se întâlnește în unii compuși pentahalogenați. (În compușii halogenați, de tipul X2O5, elementul X este în realitate tetracoordinat.)
 
Atomii elementelor grupei 15 nu formează în general combinații ionice. În soluție nu se cunosc cationi decât la stibiu, Sb3+, și bismut, Bi3+. În acești cationi, electrovalența maximă nu este atinsă. Doar cei trei electroni p sunt ionizabili și nu au și cei doi electroni s. La aceste elemente mai grele, ionizarea este posibilă datorită ecranizării nucleului de către mai multe straturi electronice. 
 
Fiind așezate mai departe de gazele rare, la elementele acestei grupe atomii nu manifestă, în general, tendință de a forma ioni negativi (repulsia datorată electronilor atomilor este atât de mare, încât nucleul nu poate să mai atragă alți trei electroni necesari completării învelișului electronic exterior). Ionii N3-, P3- și As3- există numai în stare solidă (în unele nitruri, fosfuri sau arseniuri metalice). 
 
Atomii elementelor grupei a V-a principale tind, însă, să-și completeze stratul electronic exterior prin formare de legături covalente. 
 
În mod obișnuit, conform regulii octetului, atomii elementelor grupei a V-a pot forma trei covalențe; compușii respectivi au formula generală XR3. La formarea covalențelor participă cei trei electroni p. 
 
Cum regula octetului se aplică riguros la a doua perioadă mică, azotul poate fi numai tricovalent. 
 
În cazuri speciale, din cauza existenței perechii de electroni neparticipanți s2, atomii elementelor grupei pot forma și combinații în care sunt legați coordinativ, având rol de donori de electroni. Această proprietate este pronunțată la azot. (Omologii azotului pot avea rol și de acceptori de electroni). 
 
Odată cu creșterea volumului atomic crește și valoarea maximă a numărului de coordinație a acestor elemente. Regula octetului, valabilă riguros la azot, limitează numărul de coordinație al acestui element la patru. La fosfor, arsen și uneori la stibiu, numărul maxim de coordinație este cinci, de exemplu în halogenuri (PF5, PCl5, AsF5, SbF5). Stibiul și bismutul formează complecși în care numărul lor de coordinație se ridică chiar la șase, de exemplu în [Sb(OH)6]K și [BiI6]K2. 
 
Proprietățile fizice ale elementelor grupei 15 sunt arătate în tabelul de mai jos:
 
Caracteristicile elementelor din grupa 15 a sistemului periodic
 
Caracteristici Azot
N		 Fosfor
P		 Arsen
As		 Stibiu
Sb		 Bismut
Bi
Numărul atomic 7 15 33 51 83
Configurația electronică exterioară 2s22p3 3s23p3 4s24p3 5s25p3 6s26p3
Masa atomică 14,007 30,974 74,922 121,75 208,98
Densitatea (s), g/cm3 0,96 1,82 5,72 6,69 9,80
Punctul de topire, °C -210,0 44,1 817 (36 atm) 630,5 271,0
Punctul de fierbere, °C -195,8 280 633 1640 1560
Potențialul de ionizare, eV 14,54 11,0 10,0 8,64 8,0
Electronegativitatea
(conform L. Pauling)		 3,0 2,1 2,0 1,9 1,9
Raza de covalență, Å 0,74 1,10 1,21 1,41 1,52
Raza ionică (pt. X3-), Å 1,71 2,12 2,22 2,45 -
 
Omologii azotului au proprietatea de a exista sub formă de mai multe modificații alotropice, dintre care, la arsen, stibiu și bismut, modificația alotropică obișnuită este cea metalică. 
 
Azotul are molecula diatomică; în stare gazoasă, fosforul, arsenul și stibiul au molecula formată din patru atomi; molecula de bismut este diatomică. În stare solidă, fosforul, arsenul și stibiul au atât structură tetraedrică (P4, As4, Sb4), cât și structură metalică; bismutul are numai structură metalică. 
 
Cu hidrogenul, elementele grupei 15 formează combinații de tipul XH3, unde X reprezintă elementul grupei, adică NH3, PH3, AsH3 etc. În timp ce combinațiile cu hidrogenul ale elementelor grupei 17 (hidracizii halogenați) au caracter acid, iar cele din grupa 16, caracter slab acid (ca de exemplu H2S), combinațiile cu hidrogenul ale elementelor grupei 15 nu mai au caracter acid (din această cauză, formulele lor nu se scriu cu hidrogenul înainte, ca la acizi; de exemplu: NH3 și nu H3N; PH3 și nu H3P). NH3 este o bază slabă.
 
Stabilitatea hidrurilor este din ce în ce mai mică la ultimele elemente ale grupei: amoniacul, NH3, este un compus stabil, pe când hidrura de bismut, BiH3, este atât de instabilă, încât a fost obținută cu greu. 
 
Aceasta reiese, de altfel, din căldurile de formare ale acestor hidruri:
 
Căldurile de formare ale hidrurilor elementelor din grupa 15
 
Hidrura NH3 PH3 AsH3 SbH3
Căldura de formare, kcal/mol        lichid
                                                       gaz		 -11
-16,07		 -6
-2,3		 43
43,6		 35
81,8

Molecula de NH3 poate adiționa un ion de hidrogen, formând radicalul amoniu, care în soluție formează ionul pozitiv monovalent NH4+. Această manifestare este mai puțin accentuată la PH3, care formează radicalul fosfoniu PH4, și nu se mai întâlnește la celelalte elemente. În aceste combinații, numărul de coordinație al azotului și fosforului este patru. 
 
Cu oxigenul, elementele grupei 15 formează combinații de tipul X2O3 și X2O5, care sunt anhidride. Astfel, N2O3 este anhidrida azotoasă și N2O5 - anhidrida azotică; P2O3 - anhidrida fosforoasă și P2O5 - anhidrida fosforică etc. 
 
Acizii corespunzători sunt de tipul HXO2 și HXO3 (de exemplu HNO2 și HNO3):
X2O3 + H2O → 2HXO2
X2O5 + H2O → 2HXO3
sau de tipul H3XO3 și H3XO4 (de exemplu H3AsO3 și H3AsO4):
X2O3 + 3H2O → 2H3XO3
X2O5 + 3H2O → 2H3XO4
Tăria acizilor în care elementul are număr de oxidare cinci se micșorează odată cu creșterea numărului atomic al elementului. Deci scade tăria acizilor în ordinea:
 
HNO3            H3PO4            H3AsO4           H[Sb(OH)6]          Bi2O5 · H2O(?)
acid azotic    acid fosforic    acid arsenic     acid antimonic      acid bismutic (?)
 
Astfel, acidul azotic este un acid tare, acidul fosforic un acid de tărie mijlocie, iar acidul arsenic și acidul antimonic sunt acizi slabi (cunoscuți numai în soluție sau ca săruri). Compoziția acidului bismutic nu este cunoscută (există însă săruri care derivă de la acest acid). 
 
Cu creșterea numărului atomic crește și caracterul electropozitiv al elementelor grupei 15. Astfel N2O3 și P2O3 sunt anhidride acide, pe când As2O3 și Sb2O3 au caracter amfoter, iar Bi2O3 este un oxid cu caracter bazic pronunțat. 
 
Intensificarea caracterului electropozitiv se manifestă și în ce privește acțiunea apei asupra derivaților halogenați. De exemplu, triclorura de fosfor este total hidrolizată în acid fosforos și acid clorhidric:
PCl3 + 3H2O → H3PO3 + 3HCl
Triclorura de arsen, AsCl3, este parțial hidrolizată datorită reacției în sens contrar (hidroxidul de arsen rezultat are caracter amfoter). Hidroliza triclorurii de stibiu, SbCl3, și a triclorurii de bismut, BiCl3, se oprește la o etapă intermediară, cu formarea unor săruri ale oxidului de stibiu sau de bismut, [SbO]+ sau [BiO]+, în soluție rămânând o cantitate de ioni Sb3+ și Bi3+. 
 
Unele elemente ale grupei pot manifesta și alte grade de oxidare față de oxigen; astfel, azotul formează combinații cu oxigenul în care are numerele de oxidare de la +1 la +5. 
 
Ca și la elementele altor grupe principale ale tabelului periodic, primul element (azotul) și ultimul element (bismutul) din grupă manifestă proprietăți oarecum diferite de fosfor, arsen și stibiu. Astfel, azotul este mai puțin reactiv, derivații lui trihalogenați sunt instabili, nu poate forma derivați pentahalogenați etc. 
 

Arsenul, As

Vezi videoclipul: Arsenul, As Vezi toată lecția: Grupa 15 sau grupa a V-a principală Citește teoria: Arsenul, As
 

Obținerea arsenului
Arsenul este un element destul de puțin răspândit în natură. Se găsește uneori în stare nativă. De obicei este combinat cu sulful sub formă de sulfuri: realgar, AsS4, sau auripigment, As2S3, de arsenuri: smaltina, CoAs2, nichelina, Ni2As2, dar mai ales sub formă de amestecuri izomorfe de sulfuri și arsenuri, adică sulfoarseniuri: mispichel, FeAsS, cobaltină, CoAsS etc. Pirita poate conține mai întotdeauna mici cantități de arsen. 
 
Arsenul se mai găsește în cantități foarte mici sub formă de oxid, ca As2O3, arsenolitul. 
 
Arsenul se extrage din sulfoarseniuri prin încălzire în absența aerului. El se volatilizează și sublimează pe pereții superiori ai cuptorului:
FeAsS = FeS + As
De asemenea, se obține prin reducerea trioxidului de arsen cu cărbune:
As4O6 + 3C = 4As + 3CO2
Proprietăți generale 
Arsenul se prezintă în mai multe stări alotropice. Modificația obișnuită este arsenul metalic sau cenușiu, cristalizat în sistemul hexagonal; acesta conduce curentul electric. Arsenul metalic este casant, sublimează pe la 633°C, vaporii fiind formați din molecule tetraatomice (ca și la fosfor), care la 1700°C devin biatomice. Arsenul se topește (sub presiune de 36 atm) la 817°C; vaporii de arsen sunt incolori. Prin răcirea bruscă a vaporilor în aer lichid se obține arsenul galben, care este moale ca ceara și cristalizat în sistemul cubic; el nu este bun conducător de electricitate și de căldură și este solubil în sulfură de carbon. În acest dizolvant, molecula lui este tetraatomică. Are proprietăți reducătoare ca și fosforul alb. Arsenul galben este nestabil; cu timpul, și mai ales sub acțiunea luminii, se transformă în arsen cenușiu metalic. 
 
La trecerea arsenului galben în arsen metalic apare deseori o altă modificație alotropică a arsenului, și anume arsenul negru. Sub această modificație se separă arsenul când rezultă prin descompunerea termică a hidrogenului arseniat. Arsenul negru este sticlos, amorf. Se pare că este o formă fin divizată de arsen cenușiu. 
 
Prin încălzire, arsenul arde cu flacără albastră răspândind un miros caracteristic de usturoi; rezultă As2O3. Sub formă de pulbere, arde în clor cu flacără albă, dând clorura de arsen, AsCl3. 
 
Acidul azotic și apa regală oxidează arsenul în acid arsenic (analog fosforului). Acidul sulfuric concentrat, ca și soluțiile alcaline, îl transformă la cald în acid arsenios. 
 
Arsenul intră în compoziția multor aliaje (le face mai fărâmicioase), asemănându-se prin aceasta cu fosforul și antimoniul. Dintre aliajele cu arsen, mai importante sunt cele de plumb, întrebuințate pentru alice, litere tipografice, etc. 
 
Arsenul poate forma combinații atât cu hidrogenul, când are numărul de oxidare -3, cât și cu oxigenul, când are numărul de oxidare +3 sau +5:
Combinațiile arsenului
Număr de oxidare +5 +3 0 -3
Exemple de combinații As2O5
H3AsO4		 As2O3
H3AsO3		 As AsH3
 
Toate combinațiile arsenului sunt toxice; pe aceasta se bazează folosirea lor ca antidăunători. 
 
Hidrogenul arseniat, AsH3, numit și arsină (monoarsină), se obține prin acțiunea hidrogenului asupra unei combinații solubile de arsen:
AsCl3 + 6H = AsH3 + 3HCl
Pentru obținerea de cantități mai mari de hidrogen arseniat se tratează o arseniură metalică cu un acid; de exemplu arseniura de zinc cu acid sulfuric diluat:
Zn3As2 + 3H2SO4 = 2AsH3 + 3ZnSO4
Hidrogenul arseniat este un gaz incolor, cu miros de usturoi, puțin solubil în apă. Sub acțiunea căldurii se descompune:
 
\(AsH_3 \rightarrow As+\frac{3}{2}H_2;\; \; \; \; \; \Delta H=-44,2\: kcal/mol\)
 
Arde cu flacără albăstruie, formând anhidridă arsenioasă, As2O3, sub forma unui fum alb:
2AsH3 + 3C = As2O3 + 3H2O
Dacă arderea nu este completă, oxidarea se oprește la arsen, care se depune ca o oglindă de culoare brună-neagră. Această reacție folosește la identificarea combinațiilor arsenului:
4AsH3 + 3O2 = As4 + 6 H2O
Pentru aceasta, la 2-3 ml soluție de anhidridă arsenioasă (acid arsenios) sau de altă combinație solubilă de arsen, conținuți într-o eprubetă, se adaugă câțiva mililitri acid clorhidric și 1-2 granule de zinc. Eprubeta se închide cu un dop de plută străbătut de un tub de sticlă efilat la capătul exterior și se încălzește. 
 
Dacă se aprinde hidrogenul arseniat la vârful tubului și în flacără se ține fundul unei capsule reci de porțelan, pe porțelan se formează o pată neagră, strălucitoare, de arsen. 
 
Hidrogenul arseniat are putere reducătoare; de exemplu, reduce azotatul de argint, în soluție, la argint:
AsH3 + 6AgNO3 + 3H2O = 6Ag + As(OH)3 + 6HNO3
Hidrogenul arseniat este foarte otrăvitor, de aceea e nevoie de o atenție deosebită când se prepară. O atmosferă cu 50 mg AsH3 la 1 m3 aer este mortală după 30-60 min de respirație. 
 
Arsenul formează doi oxizi: trioxidul de arsen, As4O6, și pentoxidul de arsen, care sunt anhidride acide.
 
Trioxidul de arsen, As4O6 sau anhidrida arsenioasă, cunoscut sub numele de șoricioaică, se prepară din mispichel, prin prăjire:
4FeAsS + 10 O2 = 2Fe2O3 + As4O6 + 4SO2
Se obține și ca produs secundar la prăjirea piritelor care conțin arsen. El este apoi rafinat prin sublimare în retorte de fontă, unde se depune sub formă de cele trei modificații alotropice: în părțile cele mai calde, ca o masă sticloasă translucidă, în părțile mai puțin calde, sub formă de cristale prismatice și , unde temperatura este și mai scăzută, sub formă de cristale octaedrice. 
 
Trioxidul de arsen este o substanță incoloră, fără miros și volatilă. Este puțin solubilă în apă (2,1 g în 100 ml apă, la 25°C); soluția are un gust slab dulceag, metalic. 
 
Până la 800°C, molecula lui are compoziția As4O6, analoagă cu P4O6; abia la peste 1800°C molecula are compoziția As2O3. 
 
Trioxidul de arsen poate fi ușor redus la arsen metalic. Astfel, dacă se încălzește într-un tub de sticlă un amestec de anhidridă arsenioasă și pulbere de cărbune, pe partea mai rece a peretelui se formează un inel negru de arsen (oglinda de arsen):
As4O6 + 3C = 3CO2 + 4As
Hidrogenul în stare născândă reduce trioxidul de arsen, în soluție acidă, la hidrogen arseniat, AsH3. 
 
Acidul azotic, apa de clor, apa de brom, permanganatul de potasiu etc. oxidează trioxidul de arsen la acid arsenic, H3AsO4. 

Trioxidul de arsen este o otravă foarte puternică; în cantități de 0,1g poate fi mortală dacă pătrunde în stomac și nu este îndepărtată de îndată. În cantități foarte mici se întrebuințează totuși în medicină ca întăritor al organismului și în tratarea diferitelor boli. 
 
Trioxidul de arsen este întrebuințat pentru prepararea insecticidelor, la stârpirea șoarecilor (de unde și numele de șoricioaică); hârtia otrăvitoare contra muștelor este impregnată într-o soluție de zahăr și anhidridă arsenioasă; cu vopsele de arsen se vopsește fundul corăbiilor pentru a nu fi atacate de animale marine. Trioxidul de arsen se mai întrebuințează la prepararea unor culori (pentru smalțuri și glazuri) și în medicină. 
 
Pentoxidul de arsen sau anhidrida arsenică nu se obține prin încălzirea elementului sau trioxidului în aer, ci numai prin oxidare cu agent puternic oxidant, ca de exemplu acidul azotic, sau prin deshidratarea acidului arsenic. Formula sa moleculară este As2O5. Vaporii săi sunt complet disociați în trioxid de arsen și oxigen. 
 
Pentoxidul de arsen este o substanță albă, sticloasă, delicvescentă; cu apa formează acidul arsenic. 
 
Acidul arsenios, H3AsO3, nu se cunoaște în stare liberă, ci numai sub formă de soluție, în echilibru cu produsele lui de disociație. Acidul arsenios este un acid slab:
 
\(H_3AsO_3\rightleftharpoons H^++H_2AsO_3^-;\; \; \; \; \! \; \; K=8\cdot 10^-10\: (la\: 25^\circ C)\)
 
Uneori se comportă ca o bază slabă:
 
\(As(OH)_3\rightleftharpoons OH^-+As(OH)_2^+;\; \; \; \; \; \; K\approx 1\cdot 10^{-14}\)
 
Însă nu formează ioni As3+. Prin urmare, acidul arsenios este un electrolit amfoter sau un amfolit. 
 
Sărurile acidului arsenios, arseniții, sunt insolubili în apă, cu excepția arseniților metalelor alcaline și a unor metale alcalino-pământoase. În soluție apoasă, arseniții alcalini, din cauza hidrolizei, au reacția bazică. 
 
Cele mai multe săruri ale acidului arsenios corespund tipului MIAsO2; deci, ele nu derivă de la acidul ortoarsenios, H3AsO3, ci de la acidul metaarsenios, HAsO2. 
 
Acidul arsenic, H3AsO4, se prepară oxidând arsenul sau anhidrida arsenioasă cu acid azotic concentrat:
3As + 5HNO3 + 2H2O = 3H3AsO4 + 5NO
El se dizolvă ușor în apă, dându-i un gust acru și metalic neplăcut; din soluție concentrată se separă sub formă de cristale incolore, cu compoziția 3H3AsO4 · H2O, care pierd apa la încălzire sub 100°C dând, succesiv H3AsO4, H2As2O7, și, la 200°C, HAsO3; la temperaturi mai înalte pierde toată apa și rezultă pentoxidul de arsen. 
 
În soluție acidă, acidul arsenic are acțiune oxidantă (de exemplu față de sulfiți sau sulfuri), proprietate care îl deosebește de acidul fosforic. 
 
Acidul arsenic atacă pielea și țesuturile organice; este însă mai puțin toxic decât trioxidul de arsen. Se întrebuințează ca antidăunător, în imprimeria textilă și ca materie primă pentru o serie întreagă de combinații organice importante (în medicină), precum și la prepararea unor coloranți. 
 
Sărurile lui, arsenații, se aseamănă mult cu fosfații în ce privește compoziția și sunt în general izomorfi cu aceștia. 
 
Dintre arsenați, mai important este arsenatul disodic, Na2HAsO4, care se întrebuințează în medicină, și arsenatul de calciu, Ca3(AsO4)2, care se întrebuințează în agricultură și pomicultură, ca insecticid.

Fosforul, P

Vezi videoclipul: Fosforul, P Vezi toată lecția: Grupa 15 sau grupa a V-a principală Citește teoria: Fosforul, P


Fosforul, P, este un element nemetalic din grupa 15 (V A) a tabelului periodic; are numărul atomic 15 și masa atomică 30,9738. Fosforul nu se găsește în stare liberă în natură, însă este destul de răspândit sub formă de compuși, în special fosfați de calciu. Fosforul are mai multe stări alotropice: fosforul alb, fosforul roșu și fosforul negru. Fosforul este un element esențial pentru organismele vii - este un important element constituent al țesuturilor (în special al oaselor și dinților), fiind necesar în formarea acizilor nucleici și a moleculelor transportatoare de energie (de exemplu ATP); de asemenea, este implicat în diverse reacții metabolice. 
 
Fosforul nu se găsește în stare liberă în natură; în schimb este destul de răspândit sub formă de compuși, mai ales ca fosfați de calciu. După originea și structura lor, zăcămintele de fosfați de calciu se împart în apatite și fosforite. 
 
Apatitele sunt roci eruptive de origine vulcanică, mineralul de bază fiind fluorapatitul, Ca5[F(PO4)3]; zacaminte de apatit se găsesc în peninsula Kola, în Finlanda, Suedia, Spania, Africa de Sud. 
 
Fosforitele sunt formațiuni sedimentare de diferite tipuri. Fosforitele carstice sunt formate în golurile din roci calcaroase, prin acțiunea apelor subterane. Zăcăminte de acest tip se găsesc în Belgia, Franța, SUA etc. Fosforitele stratificate cuprind diferite tipuri de zăcăminte de origine maritimă; ele se găsesc în Maroc, SUA, Rusia, Vietnam etc. Fosforitele insulare sunt formate din excremente de păsări pe insule cu climat uscat, ca de exemplu pe unele insule din Oceanul Pacific. La noi în țară există fosforite de peșteră rezultate din excremente de lilieci (ca de exemplu la Cioclovina). 
 
Fosforul se găsește combinat și în corpul plantelor și al animalelor sub formă de combinații anorganice, de exemplu în carapacea racilor și a scoicilor, în oasele vertebratelor, și sub formă de compuși organici, de exemplu în sânge, în păr, în gălbenușul de ou, în lapte, în fibre musculare, în celulele nervilor și ale creierului. 
 
Prepararea fosforului se bazează pe reducerea pentaoxidului de fosfor cu cărbune, la temperatură înaltă:
2P2O5 + 10C → 10CO + P4
În industrie, fosforul se prepară din fosfat tricalcic, provenit fie din făina de oase, fie din fosforite și apatite. 
Fosfatul de calciu în amestec cu cărbune și nisip fin pulverizat se încălzește într-un cuptor electric (figura de mai jos), la o temperatură de peste 1300°C. 
 
cuptor electric pentru prepararea fosforului
       Cuptor electric pentru prepararea fosforului
 
Se formează silicat de calciu, CaSiO3, și anhidrida fosforică, P4O10, care este redusă de cărbune la P4:
2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C → 6CaSiO3 + P4 + 10CO;        \(\Delta\) H = 730,7 kcal
La temperatura înaltă din cuptorul electric, silicatul de calciu se topește formând o zgură (care se îndepărtează din cuptor pe măsura formării ei), în timp ce fosforul trece în stare de vapori. Vaporii de fosfor distilați se condensează în vase cu apă. Astfel obținut, fosforul este impus. După purificare este turnat în forme de bastonașe și păstrat sub apă. 
 
Dacă o parte din nisip este înlocuit cu alumină, se obține, final, ca zgură, un silicat alumino-calcic, care poate fi utilizat drept ciment. 
 
Fosforul apare în diferite modificații alotropice.
 
Fosforul alb. Fosforul alb se prezintă ca o masă albă-gălbuie, moale ca ceara, înct se poate tăia cu cuțitul. Densitatea lui este 1,82. Fosforul alb se topește la 44,1°C și fierbe la 280°C. Presiunea lui de vapori la temperatura obișnuită este mare. Fosforul are un miros neplăcut, care se apropie de cel al usturoiului. 
 
Fosforul este insolubil în apă; se dizolvă, însă, foarte bine în sulfură de carbon, eter, benzen, ulei de terebentină etc. Evaporând cu încetul această soluție, fosforul cristalizează. 
 
La fosforul alb se deosebesc două modificații cristaline. Fosforul obișnuit (fosfor alb - ɑ) este alcătuit din cristale cubice (densitate 1,82), care nu conduc curentul electric și se dizolvă ușor în dizolvanți organici, mai ales în sulfură de carbon. A doua varietate (fosfor alb - ꞵ) rezultă din forma ɑ la -77°C și este alcătuită din cristale hexagonale (cu densitatea 2,70). Proprietățile celor două forme cristaline sunt similare. 
 
Molecula stabilă de fosfor este formată din patru atomi. 
 
În moleculele P4, cei patru atomi de fosfor ocupă pozițiile vârfurilor unui tetraedru (figura de mai jos), unghiurile de valență fiind de 60°. 
structura tetraedrica a moleculei de fosfor P4
Structura tetraedrică a moleculei de P4
 
Abia la temperaturi de peste 800°C începe disocierea moleculelor P4 în molecule P2, dar numai treptat, astfel încât la 1700°C moleculele P4 și P2 sunt în număr egal. În soluție, fosforul este prezent de asemenea sub formă de molecule P4. 
 
Fosforul alb este foarte reactiv; îndeosebi cu oxigenul se combină ușor. Astfel, dacă se încălzește o bucată de fosfor la circa 50°C, el se aprinde și arde cu o flacără gălbuie, formând pentoxid de fosfor:
P4 + 5O2 → 2P2O5;       \(\Delta\)H = -370 kcal/mol P2O5
Aprinderea fosforului în aer este cu atât mai rapidă, cu cât el se găsește într-o stare mai fin divizată. De aceea, o hârtie de filtru înmuiată într-o soluție de fosfor în sulfură de carbon se aprinde spontan de îndată ce sulfura de carbon se evaporă. Sulfura de carbon, evaporându-se repede, lasă în porii hârtiei fosforul în stare de diviziune foarte fină; suprafața de contact a fosforului cu oxigenul din aer fiind mai mare, aprinderea are loc mai repede. 
 
Din cauza aprinderii spontane a fosforului în aer, el trebuie păstrat sub apă. 
 
În oxigen, fosforul se aprinde imediat și arde cu strălucire; arderea poate continua și sub apă. 
 
Caracteristic pentru fosforul alb este lumina pe care o emană când este în prezență de vapori de apă și oxigen, la o temperatură inferioară temperaturii lui de aprindere. Acest fenomen se numește chimioluminiscență (sau fosforescență). El se datorează energiei reacției de oxidare a fosforului, care în acest caz se manifestă sub formă de lumină. 
 
Chimioluminiscența este produsă de vapori de fosfor. De aceea, când se ține la întuneric un pahar cu puțină apă în care se găsesc bucăți de fosfor, în jurul lor se observă luminiscența caracteristică fosforului. Tot așa, dacă într-un pahar se introduce o bucățică de fosfor umed și se umple paharul cu dioxid de carbon, la încălzire se poate vedea la întuneric cum la gura paharului, unde vaporii de fosfor sunt în contact cu aerul, iese o flacără verzuie fosforescentă. 
 
Fosforul nu prezintă fenomenul de chimioluminiscență când este în contact cu oxigen pur la presiune obișnuită; când presiunea oxigenului scade, luminiscența apare din nou. Alcoolul, eterul, sulfura de carbon, clorul, amoniacul etc. slăbesc chimioluminiscența fosforului. 
 
Fenomenul de luminiscență a fost atribuit mecanismului înlănțuit al reacției de oxidare lentă a fosforului (N. Semenov, 1927).

Pentru ca aceasta să se poată desfășura în aer, oxigenul trebuie să aibă o anumită presiune parțială (limita superioară fiind aproape de 700 mm Hg). Alcoolul, eterul, sulfura de carbon, etc au rol de inhibitori ai reacției înlănțuite. 
 
Fosforul se aprinde spontan și arde în curent de clor; rezultă pentaclorura de fosfor:
P4 + 10Cl2 → 4PCl5
Cu hidrogenul, fosforul se combină în mod indirect, trecând în hidrogen fosforat, PH3. La temperaturi înalte, reacționează cu metalele, formând fosfuri. 
 
Din cauza reactivității lui față de oxigen, fosforul este un reducător puternic. Astfel, acidul azotic concentrat îl transformă în acid fosforic, reacție care este foarte energică. 
 
Cu hidroxizii alcalini se combină cu formare de fosfină și hipofosfit alcalin. Este un proces în care fosforul este concomitent redus și oxidat:
reactia fosforului cu hidroxizii alcalini
 
Fosforul alb este foarte otrăvitor; în cantitate de numai 0,1 g omoară un om. Introdus în stomac produce vărsături cu dureri mari și moarte. 
 
Fosforul roșu. Fosforul alb, păstrat într-un vas de sticlă transparentă și incoloră capătă cu timpul o culoare roșie deschisă; el trece într-o modificație alotropică, fosforul roșu. Această transformare a fosforului alb se produce cu încetul și numai la suprafață, sub acțiunea luminii; sub acțiunea căldurii, transformarea are loc mult mai repede și aproape în întregime. De aceea, dacă se încălzește fosfor topit la 240-250°C, în absență de aer (preferabil în prezența luminii sau a unui catalizator, cum este iodul sau sodiul) rezultă fosfor roșu. 
 
Fosforul roșu se deosebește de fosforul alb prin reactivitate chimică mai mică, insolubilitate în unii dizolvanți organici, cum este sulfura de carbon, și caracterul netoxic. 
 
Culoarea, presiunea de vapori, punctul de topire și alte caracteristici ale fosforului roșu depind de temperatura și durata încălzirii în timpul preparării. Astfel, culoarea variază de la roșu la violet, presiunea de vapori devine constantă numai dacă încălzirea s-a făcut un timp peste 550°C. Aceste constatări au dus la concluzia că fosforul roșu este în realitate modificația violetă a fosforului, impurificată cu fosforul stacojiu. Fosforul violet are o structură cristalină romboedrică, iar fosforul stacojiu este amorf. 
 
Fosforul roșu sublimează la 416°C la presiune atmosferică. El se topește la 589,5°C, când presiunea lui de vapori este 43,1 atm. Lichidul este incolor, ca și cel rezultat la topirea fosforului alb. 
 
La temperatura obișnuită, fosforul roșu nu are miros și nu manifestă fenomenul de luminiscență. Este însă oxidat de acidul azotic la acid fosforic. 
 
Fosforul negru. Se mai cunoaște și altă modificație alotropică a fosforului. Astfel, supus unei presiuni foarte înalte (12000 atm) și încălzit la 200°C, fosforul alb trece în fosfor negru. În comportare, acesta se aseamănă cu fosforul roșu; este dur, casant și insolubil în sulfură de carbon, dar este mai reactiv și conduce curentul electric. Structura lui este asemănătoare grafitului. 
 
Proprietățile modificațiilor alotropice colorate ale fosforului se datorează structurii lor macromoleculare. 
 
Fosforul alb fiind otrăvitor are puține întrebuințări; în cantități reduse este folosit la prepararea unor antidăunători (șobolani și șoareci). În metalurgie este utilizat pentru prepararea unor aliaje de fier, cupru sau staniu. În timp de război fosforul a fost utilizat la fabricarea bombelor incendiare sau pentru umplerea proiectilelor  de artilerie. 
 
Fosforul roșu are aproape aceleași întrebuințări ca și fosforul alb; mari cantități sunt folosite la fabricarea chibriturilor. 
 
Atomul de fosfor are cinci electroni pe stratul electronic exterior. De aceea, în combinațiile cu hidrogenul și metalele, fosforul are numărul de oxidare trei, pe când în combinațiile cu oxigenul, numărul lui de oxidare maxim este cinci. 
Diferitele numere de oxidare pe care le poate manifesta fosforul în combinațiile sale sunt următoarele:
 
Numerele de oxidare pe care le manifestă fosforul în combinațiile sale
 
Numărul de oxidare +5 +3 +1 0 -2 -3
Exemple de combinații P2O5
H3PO4		 P2O3
H3PO3		 -
H3PO2		 P4
-		 P2H4
-		 PH3
-
 
Fosforul este mai puțin electronegativ decât azotul. 
 
Fosforul formează cu hidrogenul două combinații: fosfina, PH3, și difosfina, P2H4. 
 
Compușii binari ai fosforului cu halogenii sunt de obicei tri- și penta- halogenuri (tetrahalogenurile sunt mai puțin cunoscute). 
 
Trihalogenurile de fosfor, PX3, se obțin prin reacția directă între fosfor și halogeni în condiții controlate, pentru a nu se forma alte halogenuri. Trihalogenurile au structură de piramidă cu atomul de fosfor în vârf:
 
 
trihalogenuri de fosfor
Datorită perechii de electroni neparticipanți ai atomului de fosfor, trihalogenurile au caracter nesaturat. Ele reacționează cu halogenii formând pentahalogenuri, PX5; cu oxigenul formează oxihalogenuri, POX3. 
 
Dintre trihalogenuri cea mai importantă este triclorura de fosfor, PCl3. 
 
Pentahalogenurile de fosfor, PX5, sunt mai puțin stabile decât trihalogenurile respective, cea mai stabilă fiind pentafluorura de fosfor, PF5; pentaiodura nu se cunoaște. Pentaclorura de fosfor, PCl5, este o halogenură importantă a fosforului. 
 
 
Fosforul formează oxizi cu compoziția moleculară:
  • P4O6 - trioxid de fosfor;
  • P4O10 - pentoxid de fosfor;
  • (PO2)n - tetroxid de fosfor;
  • PO3 sau P2O6 - care este un peroxid de fosfor.
 
Oxizii P4O6 și P4O10 sunt anhidridele acizilor fosforos, H3PO3, și fosforic, H3PO4. 
 
Fosforul formează mai mulți oxoacizi (de la care derivă o serie de fosfați):
 
Oxoacizii fosforului și fosfații derivați
 
Oxoacizi Fosfați
H3PO2 - acid hipofosforos MIPO2H2 - hipofosfit
HPO2 - acid metafosforos MIPO2 - metafosfit
H4P2O5 - acid pirofosforos M2IP2O5H2 - pirofosfit
H3PO3 - acid ortofosforos (fosforos) M2IPO3H - ortofosfit
H4P2O6 - acid hipofosforic M4IP2O6 - hipofosfat
HPO3 - acid metafosforic MIPO3 - metafosfat
H5P3O10 - acid trifosforic (tripolifosforic) M5IP3O10 - tripolifosfat
H4P2O7 - acid pirofosforic M4IP2O7 - pirofosfat
H3PO4 - acid ortofosforic M3IPO4 - ortofosfat
H3PO5 - acid peroxomonofosforic M3IPO5 - peroxomonofosfat
H4P2O8 - acid peroxodifosforic M4IP2O8 - peroxodifosfat

 
Pentoxidului de fosfor, P4O10, îi corespunde acidul fosforic (ortofosforic) H3PO4. De la acesta, prin eliminare parțială de molecule de apă între două molecule de acid (condensare) derivă mai mulți acizi condensați, dintre care cei mai importanți sunt acidul pirofosforic, H4P2O7, și acizii metafosforici, (HPO3)n, unde n = 3, 4, 5, 6: Ei derivă de la fosforul cu numărul de oxidare +5. 
 
Trioxidului de fosfor, P4O6, îi corespunde acidul fosforos, H3PO3, de la care derivă ca acizi condensați: acidul pirofosforos, H4P2O5, și acidul metafosforos, HPO2. În acești compuși, fosforul are numărul de oxidare +3. 
 
Un număr intermediar de oxidare (+4) prezintă fosforul în acidul hipofosforic, H4P2O6; acesta poate fi considerat rezultat prin condensarea unei molecule de acid fosforic cu o moleculă de acid fosforos:
H3PO4 + H3PO3 → H4P2O6 + H2O
Aceasta nu este însă o metodă de obținere a acestui acid. 
 
De la acidul fosforic mai derivă și doi peroxoacizi: acidul peroxomonofosforic, H3PO5, și acidul peroxodifosforic, H4P2O8, rezultați prin înlocuirea unei grupe — OH din acidul pirofosforic, cu o grupă — O — OH (peroxo). 
 
În acizii oxigenați, fosforul are numărul de coordinație patru. Toți oxoacizii fosforului au legături P — OH  în care atomul de hidrogen este ionizabil; atomii de hidrogen în legături P — H nu sunt ionizați. Așa se poate explica de ce acidul fosforos, care conține un atom de hidrogen legat de atomul de fosfor, ca și atomii de oxigen, este un acid dibazic, deși conține trei atomi de hidrogen în moleculă, iar acidul hipofosforos, care conține doi atomi de hidrogen legați de atomul de fosfor, este un acid monobazic, deși conține trei atomi de hidrogen în moleculă:
 
  ion fosfat, ion fosfit, ion hipofosfit
       ion fosfat                      ion fosfit                     ion hipofosfit
 
Acizii fosforici condensați fiind rezultați prin eliminarea unei molecule de apă între două grupe OH, conțin doi atomi de fosfor uniți printr-un atom de oxigen. 
 
Dintre oxoacizii fosforului se menționează acidul fosforos și, îndeosebi, acidul fosforic.
 

Bismutul, Bi

Vezi videoclipul: Bismutul, Bi Vezi toată lecția: Grupa 15 sau grupa a V-a principală Citește teoria: Bismutul, Bi

Obținere și proprietăți generale
Bismutul se găsește în natură în stare nativă sau sub formă de combinații, ca de exemplu bismutina (sulfura de bismut, Bi2S3). 
 
Zăcăminte bogate de bismut se găsesc în Bolivia și Tasmania. Cantități mici de minereuri de bismut se găsesc la noi în țară la Băița Bihorului. 
 
Bismutul se extrage fie din oxizi, prin reducere cu cărbuni:
Bi2O3 + 3C = 2Bi + 3CO
fie din sulfuri, prin prăjire și reducere sau prin topire cu fier (precipitare). 
 
Bismutul are aspectul unui metal alb-roșiatic, strălucitor; ca stibiul, topit și apoi răcit, cristalizează în romboedre. Prin răcire își mărește volumul; deci bismutul solid este mai ușor decât topitura lui. El conduce curentul electric cu atât mai bine, cu cât este mai rece. Bismutul este un metal casant, care se poate pulveriza ușor. 
 
Este interesant de remarcat că bismutul fiind un element unitar (vezi Izotopii) prezintă totuși o foarte slabă radioactivitate. Prin dezintegrare ???? trece în izotopul stabil al taliului 205Tl. Timpul de înjumătățire este 2,5 · 1017 ani (deci de 50 de milioane de ori mai mare ca la uraniu). 
 
Bismutul este stabil la temperatură obișnuită; la încălzire puternică arde cu flacără albăstruie formând trioxidul de bismut, Bi2O3. Cu clorul se combină energic. De asemenea se poate combina la cald cu ceilalți halogeni, cu sulful, seleniul, telurul. Cu apa nu reacționează la temperatura obișnuită. 
 
Acidul sulfuric concentrat și acidul clorhidric îl atacă foarte puțin, deoarece la suprafața bismutului se formează imediat un strat protector de sare bazică (de exemplu clorura de bismutil, BiOCl); la cald, acidul sulfuric concentrat, dar mai ales acidul azotic, îl atacă imediat. 
 
În aliaje cu alte metale, bismutul le scade punctul de topire. De exemplu, un aliaj format din 37,5% Bi, 45% Pb, 10% Sn, 7,5% Cd se topește la 60°C, iar un aliaj format din 50% Bi, 25% Pb, 12,5% Sn, 12,5% Cd se topește la 71°C. 
 
Bismutul fiind casant nu are utilizări tehnice ca atare, ci numai la prepararea unor aliaje. Aceste aliaje, ca și bismutul, își măresc volumul prin răcire. 
 
Bismutul formează combinații în care, în mod obișnuit, are număr de oxidare +3; poate forma însă și combinații în care numărul de oxidare este +5, de exemplu în acidul bismutic, HBiO3, și, uneori, și +2. 
 
Hidrogenul bismutat, BiH3, este foarte puțin stabil; se descompune la încălzire și, uneori, chiar la temperatura obișnuită. Ca și hidrogenul arseniat, și hidrogenul antimoniat formează prin reducere oglinda de bismut. 
 
Trioxidul de bismut, Bi2O3, combinație existentă și în natură sau obținută prin calcinarea azotatului, carbonatului sau hidroxidului de bismut, este o pulbere grea, gălbuie, folosită la fabricarea unor sticle speciale sau glazuri ceramice. El este singurul oxid stabil și mai bine cunoscut dintre toți oxizii bismutului. Spre deosebire de trioxidul de arsen sau de antimoniu, trioxidul de bismut are caracter bazic: reacționează cu acizii formând săruri ale bismutului trivalent; nu reacționează cu bazele.
 
Hidroxidul de bismut, Bi(OH)3, se separă sub formă de precipitat alb când se tratează soluția unei sări de bismut cu ioni hidroxid. Formează cu ușurință soluții coloidale. Cu acizi formează săruri; cu bazele nu reacționează. Prin încălzire la 100°C pierde apă și trece în BiO(OH). 
 
Sărurile de bismut sunt incolore. Ele hidrolizează formând săruri bazice, care au compoziția unor săruri ale oxidului de bismut, BiOX3 (numite înainte săruri de bismutil). 
 
Dintre alte combinații ale bismutului se menționează azotatul de bismut, Bi(NO3)3 · 5H2O, care se obține tratând bismutul cu acid azotic, și azotatul bazic de bismut (subnitratul de bismut), BiONO3, folosit în medicină. 
 

Importanța fosforului în natură

Vezi videoclipul: Importanța fosforului în natură Vezi toată lecția: Grupa 15 sau grupa a V-a principală Citește teoria: Importanța fosforului în natură


Circuitul fosforului în natură
Fosforul, ca și azotul, urmează în natură un circuit închis. El se găsește în pământ ca fosfați, fie naturali, fie introduși ca îngrășăminte. Din pământ el trece în plante, fiind un component al proteinelor.

Animalele se hrănesc cu plante și asimilează fosforul, care intră în compoziția oaselor, creierului și nervilor. Prin moartea animalelor, fosforul se întoarce în pământ, închizând astfel circuitul fosforului în natură. 

Fosforul din pământ fiind continuu consumat de plante, cu timpul se împuținează; de aceea este nevoie ca pământul să fie din când în când amendat cu produse cu fosfor. Valoarea îngrășămintelor cu fosfor se apreciază după conținutul în P2O5. 

Dintre toți fosfații din natură, foarte important este fosfatul tricalcic, Ca3(PO4)2, care, prin fosforul pe care îl conține, are un rol însemnat la hrănirea plantelor. Cum plantele nu pot asimila direct fosfatul tricalcic, acesta fiind greu solubil în apă, rădăcinile plantelor secretă substanțe acide, care transformă fosfatul tricalcic în fosfat monocalcic, care este solubil. Este un fel de mistuire, comparabilă cu digestia la animale. Deoarece, însă, plantele nu pot da întotdeauna suficiente secreții acide care să producă această transformare, fosfatul tricalcic, natural sau cel din oase, înainte de a fi folosit ca îngrășământ, trebuie trecut în fosfat monocalcic. 

Îngrășăminte cu fosfor
Din punct de vedere chimic-tehnologic, îngrășămintele cu fosfor se clasifică în: îngrășăminte simple și îngrășăminte compuse. 

Îngrășămintele simple au în compoziția lor un singur element nutritiv - fosforul. Ele se obțin prin atacul fosfaților naturali pe diferite căi. Fosfații naturali folosiți în acest scop sunt săruri de calciu ale acidului ortofosforic, de care se mai leagă un anion, de obicei monovalent (F-, Cl-, OH-). Combinațiile chimice respective, care fac parte din clasa apatitelor, pot fi reprezentate prin formula generală Ca5(PO4)3X. Transformarea fosfatului tricalcic, neasimilabil pentru plante, în fosfat monocalcic se face prin tratarea materiei prime cu acizi. 

Când solubilizarea se face cu acid sulfuric:

\(2Ca_5(PO_4)_3X+7H_2SO_4\rightarrow 3Ca(H_2PO_4)_2+7CaSO_4+2HX\)
se obține un produs cunoscut sub numele de superfosfat simplu.
 
În realitate superfosfatul simplu are o compoziție mult mai complexă, conținând pe lângă ghips, rezultat din reacție, apatit nereacționat, mici cantități de acid fosforic liber, diferiți compuși cu fier, aluminiu, magneziu, care pot altera solubilitatea superfosfatului prin formare de fosfați insolubili, etc. Conținutul în P2O5 asimilabil din superfosfat este 16-18%. 

Dacă atacul fosfaților naturali se face cu acid fosforic:

\(2Ca_5(PO_4)_3X+12H_3PO_4+9H_2O\rightarrow 9Ca(H_2PO_4)_2\cdot H_2O+CaX_2\)
se obține așa-numitul superfosfat concentrat sau superfosfat triplu. El conține 46-50% P2O5 și este format, practic, numai din fosfat monocalcic. 

Uneori fosfații naturali se solubilizează și cu acid clorhidric sau acid azotic. 

Tot îngrășăminte simple de fosfor sunt și termofosfații, care se obțin printr-o acțiune termică asupra fosfaților naturali, cu adaosuri de produse care modifică structura apatitică transformându-i în produse mai solubile; de exemplu cu silicați de magneziu rezultă termofosfați magnezieni, cu săruri alcaline (carbonat de sodiu, sulfat de sodiu sau de potasiu etc.) rezultă termofosfați alcalini. 

Un important îngrășământ cu fosfor este și zgura Thomas, care rezultă în cuptoarele de la fabricarea oțelului; ea este însă mai greu asimilabilă pentru plante decât superfosfații. 

Îngrășămintele compuse conțin, pe lângă fosfor, cel puțin încă un element nutritiv, fie legat chimic, fie în amestec. Se deosebesc două tipuri de astfel de îngrășăminte: îngrășăminte complexe și îngrășăminte mixte. 

Îngrășămintele complexe se obțin de obicei printr-un proces chimic, ca de exemplu prin atacul fosfaților naturali cu: acid azotic (cu sau fără adaos de CO2), amestec de acid azotic și acid sulfuric, amestec de acid azotic și acid fosforic etc. Îngrășămintele complexe sunt de tip nitrofos sau nitrofoska. Există și îngrășăminte de tipul fosfați de amoniu, care se fabrică din acid fosforic și amoniac. 

Avantajele oferite de îngrășămintele complexe sunt atât faptul că conțin mai multe elemente nutritive, cât și concentrația mai mare în substanța activă (la cele de tip nitrofos, concentrația în substanța activă este 28-42%, iar la cele de tip fosfați de amoniu, concentrația în substanță activă este 59-66%). 

Îngrășămintele mixte se obțin de obicei printr-un proces mecanic de amestecare a unor îngrășăminte simple sau complexe conținând diferite elemente nutritive. Ele pot fi de tipul NP, NPK, NPKMg, etc. Tot îngrășământ mixt este considerat și superfosfatul amonizat, care conține, pe lângă fosfor, 2,5-3% azot, obținut prin neutralizarea acidității libere a superfosfatului cu amoniac, precum și din reacția între fosfatul monocalcic și amoniac, când rezultă fosfat bicalcic și fosfat monoamoniacal:

\(Ca(H_2PO_4)_2\cdot H_2O+NH_3\rightleftharpoons CaHPO_4+(NH_4)H_2PO_4+H_2O\)

Importanța azotului în natură

Vezi videoclipul: Importanța azotului în natură Vezi toată lecția: Grupa 15 sau grupa a V-a principală Citește teoria: Importanța azotului în natură

 
Circuitul azotului în natură
Azotul este un component al corpului plantelor și animalelor, astfel că rolul lui în natură este foarte mare. Azotul intră în componența proteinelor, fără de care viața organismelor nu este posibilă. 
 
Plantele au nevoie de azot pentru dezvoltarea lor, după cum au nevoie și de fosfor, potasiu, calciu, magneziu, fier și alte elemente. Cele mai multe dintre aceste elemente se găsesc în pământ în cantități suficient destul de mari cât să acopere nevoile plantei; numai azotul, fosforul și potasiul nu se găsesc în cantități suficiente. Lipsa de azot cauzează la plante o reducere a creșterii rădăcinii, tulpinii și frunzelor. De asemenea, din lipsă de azot, semințele și fructele apar prea timpuriu și sunt nedezvoltate. 
 
Plantele nu pot asimila azotul din aer, ci îl iau din pământ, sub formă de săruri. Toate sărurile necesare plantelor fiind solubile în apă, sunt ușor absorbite de rădăcina plantelor. Pe calea proceselor celor mai complicate care se petrec în organism, plantele creează proteine din diferite săruri, din apă și din dioxid de carbon. 
 
Animalele și omul nu pot asimila azotul nici ca atare, nici sub formă de compuși minerali; organismele lor primesc azotul sub formă de proteine sintetizate de plante. În corpul animal, azotul din aceste substanțe este transformat și eliminat apoi prin urină (sub formă de uree), care ajunge din nou în pământ, unde este supus altor transformări. După moartea plantelor și animalelor, prin putrezire, azotul din ele trece în compuși de amoniu, care, după oxidare, se transformă din nou în azotați, etc. În acest proces, numit nitrificare, un rol important îl au anumite bacterii. Datorită activității lor are loc circuitul natural al azotului în natură. 
 
Circuitul azotului în natură cuprinde: fixarea azotului din atmosferă cu formarea de proteine; transformarea acestor proteine din organismele moarte (animale și vegetale) până la amoniac; nitrificarea amoniacului, adică oxidarea lui la azotiți și apoi la azotați; denitrificarea parțială a azotului din azotați la azot molecular, care se degajă în atmosferă. 
 
Deci, azotul din pământ trece în plante, apoi la animale și apoi iar în pământ, descriind astfel un circuit, după cum este ilustrat în figura de mai jos:
circuitul azotului in natura













 
 

Circuitul azotului în natură
 
Dar nu toată cantitatea de azot urmează acest circuit. În timpul descompunerii corpurilor animalelor și vegetalelor, o parte din azot se degajă în aer, reprezentând astfel o pierdere pentru hrana plantelor. Altă pierdere de azot este cauzată de anumite bacterii existente în pământ care descompun azotații: azotul eliberat se împrăștie, sărăcind astfel pământul în azot. Aceste bacterii se numesc denitrifiante, iar procesul însuși, denitrificare. Sub influența descărcărilor descărcărilor electrice din atmosferă, azotul din aer este însă recombinat în parte sub formă de acid azotic, care, cu ajutorul apei de ploaie, ajunge din nou în pământ. Apa de ploaie poate să introducă în sol pe această cale, 2-20 kg de azot la hectar într-un an.

O altă parte din azotul din aer este fixat de unele bacterii existente în terenuri agricole bogate în humus (azobacterii). S-a calculat că pe această cale, pe hectar, se asimilează anual, în medie, 48 kg azot din aer. Și bacteriile îngrămădite la rădăcinile plantelor leguminoase, în celulele unor bulbi, rețin azotul atmosferic și îl combină sub formă de substanțe organice cu azot, complexe, solubile, care după moartea bacteriilor sunt asimilate de plante. După veștejirea plantelor leguminoase, substanțele cu azot conținute în ele îmbogățesc solul. Din această cauză, pe terenurile cultivate este bine să se cultive, rând pe rând, într-o ordine stabilită de știința agrotehnică, cereale care consumă azot, apoi leguminoase care redau azot pământului. 
 
Prin urmare, azotul din sol provine pe două căi:
  • din descompunerea substanțelor organice, care prin fermentare dau naștere amoniacului, acesta trecând la rândul lui în săruri de amoniu și azotați;
  • din atmosferă, fie prin apele de ploaie, sub formă de azotați sau săruri de amoniu, fie direct prin intermediul bacteriilor. 
Așadar există un echilibru între procesele de combinare și de pierdere a azotului din pământ. În acest proces a intervenit și omul. Împreună cu recolta plantelor omul scoate din sol o cantitate enormă de azot, cantitate care întrece cu mult cantitatea de azot care este redată solului pe diferite căi. De exemplu, s-a constatat că plantele de cultură (cereale) extrag din pământ la un hectar: 80 kg azot, 50 kg pentoxid de fosfor, 60 kG de calciu, 160 kg oxid de potasiu, 1000 kg carbon, sub formă de dioxid de carbon, provenit din putrefacții, căruia i se adaugă încă 1000 kg dioxid de carbon din aer. Pentru a reda subsolului elementele care îi lipsesc, îmbunătățind astfel pământul pentru cultură, se folosesc îngrășăminte. 
 
Îngrășămintele, după proveniența lor, pot fi naturale sau artificiale. 
 
Dintre îngrășămintele naturale, cel mai întrebuințat este îngrășământul de la fermă (gunoiul de grajd, compostul, etc), care conține azot, fosfor și potasiu, fiecare element în proporție sub 1% (cantități insuficiente, astfel încât la o utilizare îndelungată a acestor îngrășăminte, pământul totuși sărăcește). Marele avantaj, însă, al gunoiului de grajd este că încălzește solul, îl afânează și îi aduce unele substanțe care lipsesc din îngrășămintele artificiale. 
 
Alte îngrășăminte naturale organice sunt: gunoaiele orașelor (resturi de legume, pește, carne, hârtii), făina de oase și de coarne animale, guano-ul (rămășițe de excremente de păsări și animale). Un bun îngrășământ natural este și salpetrul de Chile (azotatul de sodiu), dar rezervele bogate în salpetru încep să se micșoreze, așa încât s-a pus problema înlocuirii lui cu alte îngrășăminte. 
 
Întrucât îngrășămintele naturale nu mai sunt suficiente pentru a reda pământului puterea lui de rodire, se obțin pe cale artificială diferiți compuși care, introduși în sol, îl fertilizează. 
 
În îngrășămintele artificiale, azotul este conținut sub formă de azotați, săruri de amoniu sau amoniac lichefiat. 
 
Azotații de potasiu și de sodiu sunt asimilați de plante, însă din cauza marii lor solubilități și nefiind absorbiți de pământ, sunt ușor spălați de ploaie. Sărurile de amoniu au o acțiune mai lentă decât azotații, astfel încât solul trebuie tratat întâi cu azotați. 
 
Nitrocalcarul, care este un amestec de azotat de amoniu și carbonat de calciu, conține azotul, jumătate sub formă de amoniu, iar jumătate sub formă de azotat. Alt îngrășământ cu azot este cianamida de calciu. Folosită ca atare, ea este otrăvitoare pentru plante și animale; de aceea se introduce în pământ cu mult înainte de însămânțare. Acolo suferă o serie de transformări chimice, în urma cărora se formează săruri de amoniu și azotați. 
 
În cadrul preocupării principale în domeniul îngrășămintelor chimice, de a lărgi sortimentele, o importanță deosebită este acordată îngrășămintelor lichide, care conțin o proporție mai mare de azot în comparație cu alte tipuri de îngrășăminte cu azot și prezintă avantajul că toate lucrările de manipulare și împrăștiere sunt complet mecanizate. 
 
Ca îngrășăminte lichide cu azot se menționează: apele amoniacale, amoniacul anhidru (lichefiat sub presiune) și, mai ales, amoniacații și carboamoniacații. 
 
Amoniacații sunt soluții apoase ale îngrășămintelor minerale cu azot. Ca îngrășăminte cu azot din această categorie, largă utilizare au azotatul de amoniu și ureea, cu sau fără adaos de amoniac. Unii amoniacați pot conține peste 40% azot total. 
 
Prin carboamoniacați se înțeleg îngrășămintele lichide cu azot pe bază de amoniac-azotat de amoniu, sau pe bază de amoniac-azotat de amoniu și uree, în care amoniacul liber este neutralizat cu dioxid de carbon. Întrebuințarea îngrășămintelor cu azot este însă numai o latură a problemei generale a îngrășămintelor. Alegerea și întrebuințarea îngrășămintelor nu se fac la întâmplare, ci trebuie să se țină seama de natura solului și de felul culturilor. De exemplu, un pământ uscat are nevoie în primul rând de îngrășăminte cu fosfor și apoi de cele cu azot. Un pământ umed are nevoie atât de azot cât și de fosfor. 
 

Grupa 14 (IV A)

Vezi videoclipul: Grupa 14 (IV A) Vezi toată lecția: Grupa 14 sau grupa a IV-a principală Citește teoria: Grupa 14 (IV A)


Elementele grupei 14
Grupa a IV-a principală a sistemului periodic, numită și grupa 14, cuprinde elementele carbon, C, siliciu, Si, germaniu, Ge, staniu, Sn, și plumb, Pb. 

Atomii acestor elemente conțin în stratul electronic exterior patru electroni:

configuratia electronica de pe stratul exterior a elementelor din grupa 14

Ca urmare, elementele grupei a IV-a principale au numărul de oxidare maxim patru, care se manifestă în combinațiile halogenate (de exemplu CCl4, SiCl4, SnCl4), în oxizii superiori (de exemplu CO2, SiO2, PbO2) și acizii corespunzători. 
 
Fiind așezate la distanțe egale între două gaze rare, elementele grupei nu prezintă o electroafinitate netă. Acceptarea de electroni pentru realizarea unor configurații de gaz rar este din punct de vedere energetic imposibilă pentru elementele grupei, cu excepția carbonului. Dar și la acest element, ionul C4- nu se întâlnește decât în două carburi, Be2C și Al4C3, care se cunosc numai în stare solidă, deoarece în soluție hidrolizează instantaneu. 
 
Nu se cunosc combinații în care să existe ionul C4+. Acest ion ar trebui să aibă doi electroni în stratul K, la fel ca și atomul de heliu, dar volumul său ar fi mai mic decât al atomului de heliu, deoarece din cauza sarcinii mai mari a nucleului, cei doi electroni ar fi atrași mai puternic de nucleu. 
 
Nu se cunosc nici ioni Si4+.
 
Pe măsură ce crește masa atomică, elementele grupei a IV-a principale pot forma combinații ionice. Ionii tetravalenți pozitivi ai staniului, SN4+, și ai plumbului, Pb4+, se cunosc numai în stare solidă. Plumbul formează cationi stabili, Pb2+. 
 
Ca urmare a structurii electronice ns2np2, elementele grupei 14 a sistemului periodic pot fi bicovalente și tetracovalente, după cum la formarea legăturilor sunt implicați cei doi electroni p, sau toți cei patru electroni s și p. 
 
Cea mai mare tendință de a forma covalențe o manifestă atomul de carbon. În conformitate cu regula covalentei maxime, care se aplică la elementele din prima perioadă scurtă, carbonul este tetracovalent. Dar pentru a manifesta tetracovalența, atomul de carbon trebuie activat. În formă activă, atomul de carbon are configurația 2s2p3. 
 
Energia necesară trecerii atomului de carbon din starea fundamentală în starea excitată cu patru electroni necuplați (circa 65 kcal/mol) este dată de energia de formare a legăturii covalente. 
 
Pe măsură însă ce crește masa atomică a elementului, se accentuează tendința elementelor de a manifesta bicovalențe; astfel, combinațiile în care plumbul este bicovalent sunt mai stabile decât cele în care este tetracovalent. 
 
Atomii de carbon manifestă tendința accentuată de a se lega covalent între ei în număr foarte mare, formând catene (lanțuri de atomi de carbon). Această tendință se manifestă mult mai redus la siliciu și germaniu. 
 
Elementele grupei 14 pot forma și legături coordinative, atomii elementelor având rol de acceptor față de atomii sau ionii care pot ceda o pereche de electroni. 
 
Numărul maxim de coordinație față de oxigen al elementelor de la carbon la staniu crește de la 3 la 6; față de hidrogen, numărul maxim de coordinație este 4. 
 
Proprietățile fizice ale elementelor grupei 14 sunt redate în tabelul de mai jos:
 
Caracteristicile elementelor din grupa 14 a sistemului periodic
 
Caracteristici Carbon
C		 Siliciu
Si		 Germaniu
Ge		 Staniu
Sn		 Plumb
Pb
Numărul atomic 6 14 32 50 82
Configurația electronică exterioară 2s22p2 3s23p2 4s24p2 5s25p2 6s26p2
Masa atomică 12,011 28,086 72,59 118,69 207,19
Densitatea (s), g/cm3 3,51 2,33 5,32 7,28 11,34
Punctul de topire, °C 3570 1413 958,5 231,8 327,4
Punctul de fierbere, °C 3850 2355 - 2362 1750
Potențialul de ionizare, eV 11,264 8,149 8,13 7,32 7,415
Electronegativitatea (Pauling) 2,5 1,8 1,8 1,8 1,8
Raza de covalență, Å 0,771 1,173 1,223 1,412 1,538
Raza ionică, Å - (X4-)
  - (X4+)
 
 2,60
0,15		 2,71
0,41		 2,72
0,53		 2,94
0,71		 2,15
0,84
 
Creșterea masei atomice și a numărului atomic sunt însoțite de creșteri de densitate și de dimensiunile atomice și ionice ale elementelor, dar și de o descreștere a punctelor de topire și de fierbere ale acestora. Acești factori dovedesc că tăria legăturilor în substanțele simple în stare solidă descrește cu creșterea masei sau a dimensiunii atomice, o caracteristică obișnuită a metalelor. 
 
Electronegativitatea elementelor grupei scade pronunțat odată cu creșterea numărului atomic. 
 
Carbonul și siliciul sunt elemente cu caracter nemetalic: ei pot forma acizi. Proprietatea de a forma acizi este întâlnită și la germaniu, dar foarte slab; germaniul ca element are caracter metalic. Staniul și plumbul au proprietăți fizice de metal. În combinațiile sale, staniul când are număr de oxidare patru, manifestă caracter acid, iar când are număr de oxidare doi, manifestă caracter amfoter. Plumbul, când are număr de oxidare patru, manifestă caracter slab acid, iar la număr de oxidare doi, caracter bazic. 
 
Cu hidrogenul, elementele grupei 14 formează combinații de tipul XH4, a căror stabilitate scade de la carbon la plumb. 
 
Cu oxigenul formează combinații obișnuite de tipul XO și XO2. 
 
Oxoacizii de tipul H4XO4 pot fi formulați și în formă de hidroxid, X(OH)4. Pe măsura creșterii numărului atomic, caracterul acid al acestor hidroxizi slăbește, iar caracterul bazic se intensifică. Aceleași observații sunt valabile și pentru oxoacizii de tipul H2XO3, respectiv OX(OH)2, formați de elementele grupei. 
 
Ca și la celelalte grupe principale ale sistemului periodic, carbonul, primul element din grupă, are o poziție mai aparte; de exemplu, se topește mai greu decât omologii săi.
 

Carbon, C

Vezi videoclipul: Carbon, C Vezi toată lecția: Grupa 14 sau grupa a IV-a principală Citește teoria: Carbon, C
Carbonul este unul dintre elementele cele mai răspândite în natură, deși formează numai 0,35% din scoarța pământului. El este o componentă atât a lumii minerale, cât și a lumii organice.
 
În lumea minerală, carbonul apare îndeosebi sub formă de carbonați, mai ales piatră de var și marmură, CaCO3, magnezit, MgCO3, dolomit, MgCO3 · CaCO3; mult răpândiți sunt și carbonații metalelor grele, ca de exemplu sideroza, FeCO3. 
 
În aerul atmosferic, carbonul se găsește sub formă de dioxid de carbon, CO2, însă în concentrații mici (în medie 0,03%).
 
Importanța cea mai mare o are însă carbonul în lumea organică; nu există organism vegetal sau animal care să nu conțină carbon; țițeiul și gazele naturale, ozocherita și chihlimbarul, grăsimile și zahărul, amidonul și celuloza, precum și multe alte substanțe conțin în molecula lor elementul carbon. 
 
Carbonul se găsește în natură și în stare elementară, și anume sub formă de cărbuni de pământ, grafit și diamant. 
 
Cărbunii de pământ (cărbunii fosili) sunt produsele de descompunere - bogate în carbon - ale substanțelor organice, mai exact ale substanțelor lemnoase din plante. 
 
Procesul formării cărbunilor fosili este următorul:
În decursul secolelor, scoarța pământului a suferit diferite transformări. Prin mișcările de straturi, o mare parte din vegetația existentă a fost acoperită de pământ sau de nisip și mâl adus de ape, fiind astfel izolată de aer. În aceste condiții. Întâi sub influența unor microorganisme, iar apoi sub influența presiunii straturilor de pământ și a temperaturilor înalte, substanța lemnoasă a suferit procese complicate; substanțele volatile rezultate, de exemplu CO2 și H2O, s-au eliminat parțial; concomitent substanța lemnoasă s-a îmbogățit în carbon, transformându-se astfel în cărbuni. Acest proces lent de transformare a substanței lemnoase în cărbuni se numește încarbonizare. Cu cât încarbonizarea s-a desfășurat într-un interval de timp mai lung, cu atât cărbunii rezultați sunt mai bogați în carbon. 
 
După natura substanței din care a luat naștere cărbunele și în funcție de temperatură, presiune și timp, s-a format o varietate mare de cărbuni. 
 
Din punctul de vedere al vârstei, cărbunii se pot clasifica în: antracit, huilă, cărbune brun, lignit și turbă. 
  • Antracitul este cărbunele cel mai vechi și cu cel mai mare conținut în carbon (94-97%). Are strălucire metalică, culoare neagră (irizații) și este compact. Arde mai greu, cu flacără scurtă, fără fum, deoarece dezvoltă puține gaze; prin ardere dezvoltă multă căldură (circa 8700 kcal/kg), din care cauză este de mare valoare termică. 
  • Huila, sau cărbunele de pământ are o strălucire unsuroasă, culoare neagră și pe hârtie lasă o urmă cenușie-neagră. Conținutul în carbon este de 75-94%. Sunt diferite calități de huile: huilă grasă, care arde cu flacără luminoasă fără fum și se folosea pentru obținerea gazului de iluminat, și huila slabă, care arde cu flacără fără fum, este greu de aprins și se folosește numai pentru încălzire directă. Are o putere calorifică de 7600-8700 kcal/kg. 
  • Cărbunele brun este un cărbune de culoare brună, cu aspect câteodată lucios. Arde cu flacără lungă. Conținutul în carbon este de 65-76%. Puterea lui calorifică este de 6200-7600 kcal/kg. 
  • Lignitul este o varietate de cărbune brun, cu structură foarte variată după locul de formare. Conținutul în carbon este de 65-70%. Arde cu flacără cu fum. Puterea calorifică variază între 6200 și 6700 kcal/kg. 
  • Turba reprezintă starea cea mai nouă de încarbonizare, în care se observă chiar adeseori urmele plantelor din care provine. Conținutul de carbon este de 49-60%. Este de culoare cafenie, cu aspect buretos; arde încet cu fum dens și miros neplăcut. Cantitatea de apă din turbă este foarte mare (70-80%); de aceea trebuie uscată înainte de utilizare. Puterea calorifică este de 5000-5800 kcal/kg. 
Zăcămintele de cărbuni se găsesc pe tot globul. Țări bogate în cărbuni superiori sunt: Rusia, SUA, Anglia, Belgia, Germania, China. Valorificarea cărbunilor extrași se face în funcție de calitățile naturale ale acestora. Antracitul se utilizează ca reducător în industria metalurgică și pentru confecționarea electrozilor; huila de calitate superioară - pentru fabricarea cocsului. O parte din huilele din Valea Jiului, cărbunele brun și lignitul au fost folosiți drept combustibili pentru termocentrale și alte scopuri energetice. Turba era folosită drept combustibil casnic. 
 
Diamantul se găsește în pământ, răspândit în puține locuri pe glob. Cele mai importante zăcăminte sunt mai ales în Congo, în sudul Africii, în SIberia, India, Brazilia. 
 
Masa diamantului se exprimă în carate, un carat având 0,205 g. Cel mai mare diamant găsit până astăzi este diamantul Cullinan care are 3106 carate, și a fost descoperit în Africa de Sud în 1905. 
 
 În ultimele decenii s-a reușit obținerea pe cale artificială a unor diamante cu mase până la 0,05 g, încălzind mai multe ore grafit la 2000°C, sub o presiune de 100 000 kgf/cm2. 
 
Diamantul este cristalizat în sistemul cubic cu fețe centrate. În rețeaua diamantului, atomii de carbon sunt astfel așezați, încât fiecare atom este înconjurat tetraedric la distanțe egale, de alți atomi de carbon, (după cum se vede în figura de mai jos), fiecare dintre cei patru electroni de valență formând o legătură covalentă cu câte un atom vecin. Structura diamantului este deci aceea a unui cristal atomic sau a unei molecule uriașe. Din această cauză diamantul este atât de dur, are punct de topire foarte ridicat și este insolubil în dizolvanți. 
 
reteaua cristalina a diamantului
Rețeaua cristalină a diamantului
 
Diamantul are densitatea 3,51. El are cea mai mare duritate dintre toate substanțele (duritate 10). De obicei, diamantul este fără culoare; rareori este colorat în negru, galben sau albastru. Este rău conducător de căldură și electricitate. Spre deosebire de sticlă, este transparent pentru razele X (așa poate fi identificat). De asemenea, dispersează energic razele de lumină care îl străbat, având un indice de refracție foarte mare, aceasta fiind și cauza “focurilor” sale. Puterea sclipitoare, jocurile de lumină sau “focurile” diamantului cresc într-un grad mai mare când i se fac fețe artificiale, așezate astfel, ca razele de lumină care pătrund în diamant să sufere o reflexie totală. Așa se obțin briliantele. 
 
Din punct de vedere chimic diamantul este foarte rezistent; nu este atacat nici de acizi, nici de baze. Încălzit la peste 800°C arde în oxigen curat, trecând în dioxid de carbon; încălzit în absență de aer, se transformă în grafit. 
 
Diamantul este utilizat pentru găurirea și șlefuirea materialelor foarte dure, la tăiatul sticlei, la confecționarea unor lagăre speciale, a instrumentelor de precizie și la calibrarea sârmei; 5% din cantitatea totală de diamante se utilizează la confecționarea bijuteriilor. 
 
Grafitul este mult mai răspândit în natură decât diamantul. El formează de asemenea zăcăminte, dintre care cele mai importante sunt în Ceylon, Madagascar, Rusia (Siberia), Noua Zeelandă, etc. 
 
Grafitul cristalizează în sistemul hexagonal, atomii lui fiind așezați în plane paralele și distribuiți în forme de hexagon regulat, cu muchia de 1,42 Å. În același plan, atomii sunt legați puternic prin covalențe. Între plane însă, distanța este de 3,35 Å. Planele sunt deplasate astfel, încât un atom de carbon dintr-un plan este așezat în direcția centrului hexagonului planului următor. Planele sunt legate între ele prin forțe de atracție foarte slabe (forțe van der Waals). Din această cauză, grafitul clivează (se desface în foi) și are duritate mică. Prin urmare, spre deosebire de diamant, în care atomul de carbon manifestă patru valențe îndreptate în cele patru colțuri ale unui tetraedru, la grafit, valențele carbonului sunt îndreptate în special în cele trei direcții din același plan (figura de mai jos).
 
reteaua cristalina a grafitului
Rețeaua cristalină a grafitului
 
Întrucât în același plan, distanțele interatomice carbon-carbon sunt la grafit de 1,42 Å, deci între distanța unei legături simple (1,504 Å) și distanța unei duble legături (1,33 Å), L. Pauling considera că toate cele patru valențe ale fiecărui atom de carbon sunt folosite să formeze legături cu trei atomi de carbon vecini; ca urmare a unei rezonanțe între diferite structuri de legături de tipul celei din imaginea de mai jos, fiecare legătură carbon-carbon capătă un caracter de o treime dublă legătură. 
straturi de grafit
 
Datorită celui de-al patrulea electron, mai mobil, se explică și proprietățile de bun conducător termic și electric ale grafitului, precum și opacitatea lui. 
 
Grafitul diferă mult de diamant. El are densitatea 2,1 - 2,3, este opac, de culoare neagră-cenușie și foarte moale (are duritatea 1). Pe hîrtie lasă o urmă cenușie; este unsuros la pipăit. Luciul lui se aseamănă cu al oțelului. Spre deosebire de diamant, este un bun conducător de electricitate și de căldură. 
 
Din punct de vedere chimic este mai reactiv decât diamantul. Prin arderea grafitului în oxigen (la peste 690°C) se obține dioxid de carbon. Căldura de ardere a grafitului este mai mică decât a diamantului (94,04 kcal, față de 94,99 kcal), ceea ce dovedește că este modificația mai stabilă a carbonului. 
 
Grafitul are mare aplicație la fabricarea minelor de creioane (a căror tărie se modifică prin adăugare de argilă), la confecționarea creuzetelor pentru metalurgie (care suportă variații de temperatură), la fabricarea electrozilor (fiind rezistent față de acțiunea substanțelor chimice, mai ales față de clor), apoi la acoperirea tiparelor în galvanoplastie (și datorită conductibilității lui electrice), la fabricarea periilor colectoare la dinamurile electrice, a granulelor din microfoanele telefonice, ca lubrifiant pentru mașini (deoarece în stare coloidală, adăugat la uleiuri, ameliorează acțiunea lor de ungere) etc. 
 
Carbonul negru era considerat înainte carbon amorf; în realitate are însă o structură foarte fină (microcristalină), asemănătoare grafitului. Studii cu raze X au arătat că dimensiunile cristalelor variază între 20 și 40 Å. 
 
Proprietățile carbonului negru sunt condiționate de suprafața foarte mare a cristalelor sale. Datorită suprafeței totale mari, forțele de atracție se manifestă intens; puterea de adsorbție și acțiune catalitică sunt accentuate. De aceea este important ca dimensiunile cristalelor să fie cât mai mici și acestea să nu fie aglomerate între ele. 
 
Carbonul negru se separă când unele produse organice sunt încălzite la temperatură înaltă, în absența aerului. De obicei este numit numai cărbune. El nu se dizolvă în dizolvanți obișnuiți, dar este dizolvat de multe metale topite, ca de exemplu de fier; prin răcire se separă sub formă de grafit. 
 
Cum niciodată nu se obține în stare pură, proprietățile cărbunelui sunt influențate de materia primă, precum și de modul de preparare. De aceea se deosebesc diferite varietăți de cărbune: cărbunele de lemn, cocsul, negrul de fum, cărbunele animal, etc. 
 
Cărbunele de lemn, numit și mangal, se obține prin încălzirea lemnului în lipsă de aer, ceea ce se face fie prin arderea înăbușită a lemnului, fie prin distilare uscată în retorte de oțel. 
 
Prin arderea înăbușită, care se face în bocșe, lemnul pierde produsele volatile și rămân carbonul și cenușa. 
 
Cum multe dintre componentele volatile ale lemnului sunt însă produse chimice de valoare, astăzi se preferă distilarea uscată a lemnului în instalații speciale; produsele volatile sunt captate și separate, iar în retorte rămâne cărbunele de lemn (mangalul). Produsele obținute prin distilare sunt: acetonă, alcool metilic, acid acetic, gudroane. 
 
Procesul de carbonizare are loc treptat, și anume: până la 200°C distilă apa din lemn, până la 280°C distilă gazele cu conținut de oxigen ca: dioxid și oxid de carbon, până la 380°C distilă hidrocarburile, acidul acetic, alcoolul metilic și gudroanele ușoare. La această temperatură, practic, distilarea se oprește. 
 
Mangalul este un produs de culoare neagră, poros și fragil, la care se mai recunoaște structura lemnului. Aprins (la circa 300°C), arde fără flacără și fără fum. Spre deosebire de cocs, mangalul nu conține sulf. 
 
În afară de întrebuințarea lui drept combustibil, mangalul se întrebuințează în cantități mari în metalurgie, la fabricarea fontei, a oțelului, la rafinarea cuprului, la reducerea oxizilor, la fabricarea carbidului (în amestec de cocs și var), pentru fabricarea pulberii negre explozive, drept adsorbant și în filtrele pentru curățirea apei. 
 
Cocsul este reziduul care rămâne în urma încălzirii antracitului sau huilei în absență de aer, după ce au fost îndepărtate produsele de distilare care s-au format din cărbune sub influența temperaturii înalte, printr-o așa-numită descompunere pirogenă. Procesul se numește cocsificare; el are loc la temperaturi de circa 1000°C. 
 
Pe măsura încălzirii huilei, peste 100°C distilă apa; peste 200°C, combinații ale carbonului cu hidrogenul (hidrocarburi); peste 270°C, oxizii de carbon; la 280°C începe separarea gudroanelor și cu aceasta începe și descompunerea cărbunelui; până la 600°C distilă componentele volatile din cărbune, iar el rămâne poros. Cantitatea și natura produselor de distilare nu depind atât de tipul cărbunelui, cât de condițiile de distilare. 
 
Produsele de distilare ale huilei sunt toate întrebuințate. Astfel, gazele folosesc la încălzit și iluminat (gazul de iluminat); apele amoniacale rezultate prin dizolvarea în apă a amoniacului, format din azotul conținut în cărbuni, servesc la prepararea sărurilor de amoniu; din gudroane supuse unor rectificări se obțin benzen, toluen, antracen, diferite uleiuri și smoală - produse importante pentru industria coloranților, explozivilor și medicamentelor. 
 
După calitatea huilei folosite se obțin, în funcție de scopul urmărit (adică cocs sau gaz de iluminat), cocsul metalurgic și cocsul de gaz. Cocsul metalurgic este dur, conține circa 90% carbon, arde cu flacără scurtă și are o putere calorifică de 7000-8000 kcal/kg; este folosit acolo unde este necesară o mare dezvoltare de căldură: la elaborarea fontei în furnale, în industria varului, a cimentului, etc. Cocsul de gaz este mai poros, prin ardere lasă mai multă cenușă și are o putere calorifică până la 6500 kcal/kg; este folosit drept combustibil, la fabricarea carbidului și a gazului de apă. 
 
Cărbunele de retortă se formează la temperaturi peste 1500°C, în partea de sus, mai răcită, a retortelor sau camerelor de combustie ale cocseriilor. El are duritate mare, este rezistent față de agenții chimici și bun conducător de electricitate. Deoarece se aseamănă foarte mult cu grafitul, este numit și grafit de retortă. Este utilizat la fabricarea electrozilor, a cărbunilor din lămpile cu arc electric, la bateriile electrice Leclanché, etc. 
 
Negrul de fum (sau funinginea) este cărbunele obținut prin arderea incompletă a unor substanțe organice cu mare conținut de carbon, de exemplu, rășini, petrol, naftalină, acetilenă, dar mai ales gaz metan. El este folosit la fabricarea cernelii de tipar, a tușului, la confecționarea creioanelor de desen, la fabricarea articolelor de cauciuc, a ebonitei negre (pentru plăci de patefon) etc. 
 
Cărbunele de oase se prepară prin calcinarea în retorte a oaselor degresate. El are un conținut ridicat de săruri minerale, mai ales de fosfat de calciu; de aceea lasă multă cenușă. Fiind cărbune poros, este folosit pentru puterea lui adsorbantă. 
 
Cărbunele animal este cărbunele obținut prin calcinarea sângelui și a resturilor animale, împreună cu carbonat de potasiu. Este un cărbune medicinal. 
 
Proprietățile carbonului negru
Toate varietățile de carbon negru: cărbunele de lemn, cocsul, negrul de fum, cărbunele de oase, cărbunele animal, deși se deosebesc de grafit numai prin mărimea cristalelor, au totuși o comportare diferită. Astfel, carbonul negru are o densitate mai mică decât grafitul. Oxigenul îl oxidează la 200°C la dioxid de carbon. De asemenea, el are putere reducătoare; dacă se încălzește un amestec de oxid de cupru (II) cu cărbune, oxidul de cupru este redus la cupru și se dezvoltă oxizi de carbon:
CuO + O = Cu + CO
2CuO + C = 2Cu + CO2
Carbonul negru are o structură poroasă. Din cauza suprafeței mari care rezultă datorită porilor, are putere de adsorbție. El poate adsorbi diferite gaze, de exemplu clorul. Cea mai bună capacitate de adsorbție manifestă cărbunii obținuți din lemn.

Cărbunele activ
Puterea de adsorbție a unui cărbune poate fi mărită prin anumite tratamente, ca de exemplu încălzirea cărbunilor la temperaturi înalte (800-1200°C) cu vapori de apă, sau, uneori, cu oxigen sau dioxid de carbon. Prin aceasta, numărul porilor cărbunelui se mărește și ca urmare se mărește și suprafața totală a cărbunelui. Cărbunele astfel preparat se numește cărbune activ. Un gram de cărbune activ poate avea o suprafață de 300-1000 m2, din care cauză poate adsorbi cantități foarte mari de substanțe. De exemplu, 1 g de cărbune activ poate adsorbi 234 ml clor, la 15°C. 
 
Puterea de adsorbție variază și cu natura substanței adsorbite. În general, cu cât un gaz are punctul de fierbere mai înalt, cu atât poate fi mai ușor adsorbit, după cum se poate observa din exemplele date în tabelul de mai jos:
 
Gazul SO2 Cl2 NH3 H2S CO2 CO O2 N2
Gaz adsorbit de 1 g cărbune la 15°C, ml

Punct de fierbere, °C		 380

-10,1		 234

-34,1		 181

-33,4		 98,9

-61,8		 47,6

-78,5		 9,3

-190		 8,2

-183		 8,0

-195,8

Cantitatea de substanță adsorbită variază și cu presiunea gazului (respectiv concentrația, la substanțe dizolvate). 
 
Adsorbția pe cărbune este foarte mult folosită în practică pentru decolorarea unor substanțe (de exemplu  siropul de zahăr), pentru purificarea apelor potabile, pentru captarea substanțelor volatile din amestecuri (de exemplu, separare de hidrocarburi) etc. Astfel, dacă într-o eprubetă cu apă slab colorată (cu cerneală, vin roșu, indigo) se introduce o cantitate mică de cărbune activ și se agită, apa se decolorează. Tot apa, dacă într-o eprubetă se agită energic o soluție diluată de amoniac sau de apă de hidrogen sulfurat, cu puțin cărbune activ, mirosul dispare. 
 
Îndepărtarea substanțelor adsorbite de cărbune (desorbția) se face trecând un curent de abur, sub presiune, prin cărbune. Acesta se usucă apoi și astfel, regenerat, poate fi folosit din nou. 
 
Proprietatea cărbunelui activ de a adsorbi gaze toxice, cum este clorul, și a lăsa să treacă aproape total oxigenul și azotul este aplicată la fabricarea măștilor contra gazelor.
 
Carbonul este relativ rezistent din punct de vedere chimic; reactivitatea lui depinde mult de starea lui de diviziune și de modificația alotropică sub care se găsește. 
 
Carbonul se combină direct numai cu unele elemente. Astfel, se combină cu hidrogenul la temperatura arcului electric și formează hidrocarburi, în special acetilenă. În oxigen arde cu formare de oxizi de carbon; condițiile de oxidare sunt diferite după modificația în care se găsește carbonul (cărbune, grafit, diamant). Cu sulful se combină la cald formând sulfura de carbon, CS2. Cu azotul se combină numai simultan cu hidrogenul formând acidul cianhidric, HCN. Cu metalele formează carburi. 
 
Datorită afinității mari pentru oxigen, carbonul se comportă ca un reducător față de multe alte substanțe compuse. De exemplu, reduce acidul sulfuric concentrat dând un amestec de dioxid de carbon și dioxid de sulf, sau vaporii de apă la temperatură ridicată formând gazul de apă. Datorită proprietății lui de a reduce un mare număr de oxizi metalici, carbonul are o largă întrebuințare în metalurgie pentru obținerea unor metale, în special a fontei. 

 

Staniu, Sn

Vezi videoclipul: Staniu, Sn Vezi toată lecția: Grupa 14 sau grupa a IV-a principală Citește teoria: Staniu, Sn

 
Staniul este un metal cunoscut din timpurile cele mai vechi; la noi este cunoscut și sub denumirea de cositor. Bronzul, aliajul său cu cuprul, a dat numele uneia dintre primele epoci ale culturii omenești. 
 
Răspândire în natură. Staniul se găsește în natură mai ales sub formă de casiterit (dioxid de staniu, SnO2) în rocile de granit, alături de cuarț, minereuri de fier, cupru și plumb. 
 
Zăcăminte importante de minereuri de staniu se găsesc în Mexic, China, Siberia, Indonezia, Malaezia, Bolivia, Australia, etc. Cel mai mare producător de staniu din lume este Congo (Kinshasa).
 
Preparare. Pentru extragerea staniului, casiteritul trebuie în prealabil supus unei operații de îmbogățire, până când concentrația în SnO2 crește până la 60%. Concentratul se încălzește apoi în cuptoare cu cărbune și fondant. Reacția de reducere este, în principiu, următoarea:
SnO2 + 2C = Sn + 2CO
În urma topirii reducătoare a concentratelor de staniu rezultă un staniu brut, care conține și alte metale, și o zgură bogată în staniu. Staniul brut, care conține și alte metale, și o zgură bogată în spațiu. Staniul brut este supus rafinării, care se poate face după diferite procedee pirometalurgice și, în anumite cazuri, prin electroliză. Zgurile, care mai pot conține până la 25% Sn, sunt și ele prelucrate în scopul extragerii metalului. 
 
Prelucrarea zgurilor, care sunt formate în cea mai mare parte din silicat de staniu, SnSiO3, se poate face fie prin metoda reducerii, adică topire cu cărbune și var:
SnSiO3 + CaO + C = Sn + CaSiO3 + CO
fie prin metoda precipitării, adică topire cu deșeuri de fier și cărbune:
SnSiO3 + Fe = FeSiO3 + Sn
SnO2 + 2C = Sn + 2CO
Staniul, fiind un metal foarte căutat, în multe țări lipsite de zăcăminte naturale el este recuperat din deșeurile care îl conțin (de exemplu cutiile vechi de conserve, care sunt confecționate din tablă de fier cositorită). Recuperarea staniului se face fie pe cale electrolitică, fie prin tratare cu clor, când se obține tetraclorura de staniu, SnCl4, în stare de vapori. 
 
Proprietăți fizice. Staniul este un metal alb, cu strălucire argintie. Frecat între degete lasă un miros neplăcut. Dintre toate metalele de uz comun, staniul are cea mai joasă temperatură de topire (231,8°C). Punctul lui de fierbere este foarte înalt (2362°C); staniul se volatilizează însă de la 1200°C. 
 
Staniul se prezintă sub formă de mai multe modificații alotropice. Între 18 și 161°C are o structură cristalină tetragonală și densitatea 7,3 (staniul \(\beta\)). Peste 161°C are structura cristalină rombică și densitatea 6,6 (staniul \(\gamma\)). Sub 13°C, staniul devine pulverulent, de culoare cenușie, cu densitatea 5,7 (staniul cenușiu sau staniul \(\alpha\)):
 
formele alotropice ale staniului
Transformările sunt reversibile. 
 
Faptul că, uneori, când sunt menținute mai mult timp la temperaturi scăzute, obiectele de staniu se acoperă pe alocuri sau în întregime cu o pulbere cenușie - fenomen numit “ciuma staniului” - se datorează tocmai transformării staniului obișnuit în staniu cenușiu. Deci, numai datorită unei transformări în structura metalului și nu unui atac din exterior se explică fărâmițarea cu timpul a obiectelor de staniu. Tendința de a se transforma în staniu cenușiu este cu atât mai mare, cu cât temperatura este mai joasă de 13,2°C. 
 
Structura cristalină a staniului cenușiu este similară diamantului, însă cu constanta de rețea mai mare. 
 
Bastonașele de staniu, când sunt îndoite, produc un zgomot, “strigătul staniului’ datorită ruperii cristalelor metalului. 
 
Staniul este foarte ductil maleabil; el poate fi tras în fire și foi subțiri. 
 
Proprietăți chimice. Staniul este stabil la aer. Încălzit la 200°C se oxidează la suprafață; la temperatura mai înaltă se transformă în dioxid de staniu. 
 
Staniul se poate combina cu hidrogenul formând hidrura de staniu, SnH4, o combinație care s-a putut separa și menține un timp oarecare în vase închise. De asemenea se combină cu halogenii, sulful, seleniul, telurul, fosforul; cu azotul se combină numai indirect. 
 
Staniul este atacat încet de acizii diluați; cu acidul clorhidric formează clorura stanoasă:
Sn + 2HCl = SnCl2 + H2
Cu acidul azotic concentrat reacționează energic formând formând dioxidul de staniu hidratat. Cu acidul sulfuric concentrat reacționează mai lent, cu dezvoltare de SO2:
Sn + 2H2SO4 = SnSO4 + SO2 + 2H2O
Cu hidroxizii alcalini, la fierbere, formează hidroxostanați (IV), numiți pe scurt stanați:
Sn + 4H2O + 2NaOH = Na2[Sn(OH)6] + 2H2
Cu alte metale formează aliaje. 
 
Utilizare. Staniul, nefiind toxic, se întrebuința înainte pentru confecționarea diferitelor vase și cupe pentru alimente și băuturi. Astăzi, cele mai mari cantități de staniu sunt folosite la cositorirea tablei necesare cutiilor de conserve și a unor acoperișuri. 
 
Staniul se mai folosește la confecționarea unor vase de măsură, aparate industriale (retorte, serpentine, refrigerente) și la cositorirea vaselor de aramă. În industria alimentară se folosesc foițe de staniu pentru împachetat alimente (staniol). Staniul este foarte mult întrebuințat pentru metalelor. În acest caz se aliază cu plumbul. 
 
Aliaje de staniu. Plumbul, cu care staniul se poate alia în orice proporție, îi conferă acestuia duritate și rezistență. Efect similar are cadmiul, cuprul, antimoniul și bismutul. 
 
Dintre toate aliajele staniului, cel mai important este aliajul de cositor pentru lipit, care conține 20-80% plumb. Compozițiile pentru lagăre, numite și aliaje antifricțiune, mai conțin ca adaosuri, antimoniu și cupru. Aliaje de Sn-Cu se numesc bronzuri. 

 
 
Staniul poate forma atât compuși de staniu (IV), în care are funcție de metal tetravalent (formează cationi Sn4+), dar mai ales funcție de nemetal (formează anioni), precum și compuși de staniu (II), în care are de obicei funcție de metal bivalent (formează cationi Sn2+). De asemenea are tendința de a forma complecși în care intră în componență anionul complex. 
 
Ionii Sn2+ și Sn4+ sunt incolori în soluție; tot așa, și ionii complecși. Numai unele combinații ale staniului (II) sunt colorate (de exemplu SnS, care este brună, sau SnS2, care este galbenă). 
 
Combinațiile de staniu (II) au tendința de a trece în combinații de staniu (IV), ceea ce arată caracterul lor reducător. 
 
 
 
Cu oxigenul staniul formează doi oxizi: oxidul de staniu, SnO, și dioxidul de staniul, SnO2. 
 
Oxidul de staniu, adică oxidul de staniu (II) sau oxidul stanos, SnO, este o pulbere brună sau cristale albastre-negre. El rezultă prin deshidratarea la 100°C a oxigenului de staniu (II) hidratat, SnO·xH2O. Acesta este un precipitat coloidal, alb, care se obține când se tratează soluția unei sări de Sn2+ cu un hidroxid alcalin. În mod obișnuit este considerat hidroxid și notat Sn(OH)2. El reacționează cu acizii tari formând săruri ale staniului (II), ca de exemplu:
Sn(OH)2 + 2HCl = SnCl2 + 2H2O
iar cu hidroxizii alcalini formează hidroxostanați, ca de exemplu:
Sn(OH)2 + NaOH = Na[Sn(OH)3]
Prin urmare are caracter amfoter. 
 
Din cauza tendinței de a trece în combinații ale staniului (IV), hidroxidul de staniu (II) și soluțiile de hidroxostanați (II) au putere reducătoare, proprietate pe care se bazează folosirea lor în imprimeria și vopsitoria textilă. 
 
Dioxidul de staniu, adică oxidul de staniu (IV) sau oxidul stanic, SnO2, este o pulbere albă, insolubilă în apă, acizi și baze. Industrial, se obține prin trecerea unui curent de aer peste staniu puternic încălzit. 
 
Prin încălzire în curent de hidrogen trece în staniu metalic; prin încălzire în curent de clor formează tetraclorura de staniu. 
 
Dioxidul de staniu este o anhidridă. Prin topire cu un hidroxid alcalin se obține o sare ușor solubilă în apă, hidroxostanatul (IV) de sodiu:
SnO2 + 2NaOH + 2H2O = Na2[Sn(OH)6]
Dioxidul de staniuse folosește ca adaos la fabricarea sticlelor, a emailurilor și smalțurilor, cărora le imprimă o culoare albă opacă. Dioxidul de staniu natural, casiteritul, este materia primă din care se extrage staniul. 
 
Dioxidul de staniu hidratat obținut prin hidroliza la temperatură scăzută a unei sări de staniu (IV) în soluție (oxidul \(\alpha\)) este ușor solubil în acizi sau baze, în timp ce dioxidul de staniu obținut prin hidroliza la temperatură ridicată sau prin acțiunea acidului azoti asupra metalului (oxidul \(\beta\)) este aproape inert. Studii cu raze X au arătat că ambele forme au aceeași structură, diferența de reactivitate fiind atribuită diferențelor între mărimea particulelor, naturii suprafețelor particulelor etc. 
 
Stanații, uzual formulați ca metastanați, MI2SnO·3H2O, sunt în realitate hidroxostanați. Stanatul de potasiu, K2[Sn(OH)6], este izomorf cu plumbatul de potasiu, K2[Pb(OH)6], conținând șase ioni OH- dispuși octaedric în jurul atomului central. 
 
 
Dintre sărurile de staniu, mai importante sunt clorurile și sulfura de staniu (IV). 
 
Diclorura de staniu, adică clorura de staniu (II) sau clorura stanoasă, SnCl2, este o masă albă lucioasă care se obține prin tratarea staniului cu acid clorhidric gazos. Este ușor solubilă în apă, alcool, eter și alți dizolvanți organici; din soluția apoasă cristalizează sub formă de hidratați cristalini, SnCl2·2H2O. 
 
Clorura stanoasă este un reducător puternic; ea reduce sărurile ferice la săruri feroase, permanganații la săruri manganoase, cromații la săruri cromice etc.:
3SnCl2 + K2Cr2O7 + 14HCl = 3SnCl4 + 2CrCl3 + 7H2O + 2KCl
Astfel, dacă la o cantitate mică de soluție clorhidrică de clorură stanoasă se adaugă, picurând, o soluție de dicromat (sau cromat) de potasiu, soluția devine verde din cauza reducerii cromului de la numărul de oxidare +6 (în dicromat), la numărul de oxidare +3 (în clorura cromică).
 
De asemenea reduce unele metale din sărurile lor în soluție, de exemplu aurul sau argintul.
 
Dacă într-o soluție de clorură stanoasă (sau altă sare stanoasă) se adaugă câteva picături de clorură de aur, apare o colorație purpurie (“purpura lui Cassius”). În urma reacției:
3Sn2+ + 2Au3+ + 6H2O = 2Au + 3SnO2 + 12H+
se formează dioxid de staniu care rămâne în soluție în formă coloidală și adsoarbe aurul, care și el se găsește în soluție ca un sol de culoare purpurie. Prin urmare, “purpura lui Cassius” rezultă prin adsorbția a doi coloizi. Ea este utilizată ca pigment în industria porțelanului. Reacția este foarte sensibilă și poate fi utilizată pentru identificarea sărurilor de staniu (II). 
 
Tetraclorura de staniu, adică clorura de staniu (IV) sau clorura stanică, SnCl4, se obține în industrie prin tratare cu clor a deșeurilor de tablă cositorită. Este un lichid incolor care fumegă la aer și se dizolvă în apă cu dezvoltare de căldură. În soluție apoasă se produce hidroliza, conform reacției:
SnCl2 + 2H2O = SnO2 + 4HCl
Dioxidul de staniu format rămâne în stare coloidală în soluție. Acidul clorhidric rezultat concomitent se adiționează la clorura stanică neintrată în reacție formând acidul hexaclorostanic:
SnCl4 + 2HCl = H2[SnCl6]
Dintre sărurile acestui acid, hexaclorostanații (IV) sau, pe scurt, clorostanații, MI2[SnCl6], mai important este clorostanatul de amoniu [NH4]2[SnCl6], folosit la imprimeria textilă ca mordant (sarea Pink). 
 
Clorura de staniu (IV) este un acid Lewis puternic. Ea este întrebuințată pentru îngreunarea mătăsii și ca mordant în industria textilă, ca agent de clorurare, ca fumigen, etc. 
 
Disulfura de staniu, adică sulfura de staniu (IV) sau sulfura stanică, SnS2, se obține prin încălzirea unui amestec de amalgam de staniu sau staniu în foi, cu sulf, în prezență de clorură de amoniu. Se prezintă sub formă de fulgi galben aurii, cristalizați în sistemul hexagonal, insolubili în acid clorhidric și acid azotic. Sub această formă este solubilă în acid clorhidric la cald:
SnS2 + 4HCl = SnCl4 + 2H2S
Sulfura stanică se dizolvă în soluții de sulfuri alcaline, cu care formează combinații complexe, tiostanați (IV) alcalini:
SnS2 + S2- = [SnS3]2-
SnS2 + 2S2- = [SnS4]4-
sau în soluții de hidroxizi alcalini, cu care se formează un amestec de hidroxostanați (IV) și tiostanați (IV):
3SnS2 + 6OH- = 2[SnS3]2- + [Sn(OH)6]2-
Aceste reacții sunt reversibile: prin acidularea soluției unui tiostanat precipită din nou sulfura stanică.

 

Importanța carbonului în natură

Vezi videoclipul: Importanța carbonului în natură Vezi toată lecția: Grupa 14 sau grupa a IV-a principală Citește teoria: Importanța carbonului în natură

Circuitul carbonului în natură
Izotopul 14C și determinarea vechimii substanțelor organice
 

Carbonul este unul dintre elementele cele mai răspândite în natură, deși formează numai 0,35% din scoarța pământului. El este o componentă atât a lumii minerale, cât și a lumii organice. Importanța cea mai mare o are însă carbonul în lumea organică; nu există organism vegetal sau animal care să nu conțină carbon; țițeiul și gazele naturale, ozocherita și chihlimbarul, grăsimile și zahărul, amidonul și celuloza, precum și multe alte substanțe conțin în molecula lor elementul carbon.

Circuitul carbonului în natură
Deși conținutul de dioxid de carbon din aer este foarte mic, totuși el are un rol deosebit de important pentru viață, deoarece formează o rezervă din care plantele își sintetizează substanțele lor. Plantele absorb dioxidul de carbon din aer; în corpul lor, cu ajutorul clorofilei și sub influența luminii solare, se produce un proces de fotosinteză. Ca urmare a acestor transformări are loc o eliminare de oxigen, precum și formarea glucozei și amidonului. Reacția de mai jos redă formarea glucozei:
6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2
Cantitatea de dioxid de carbon consumată de plante este redată atmosferei prin diferite căi. O cale formează respirația animalelor; în corpul animal, aproape tot carbonul din hrana lor este transformat în dioxid de carbon, care este apoi expirat. Alte cantități de dioxid de carbon sunt date atmosferei prin putrezirea plantelor și prin diverse arderi care au loc mai ales în industrie. De asemenea, și prin putrezirea animalelor se formează dioxid de carbon; cea mai mare parte din carbon din corpul animalelor moarte se depune însă sub formă de carbonați (schelete, cochilii, etc). Zăcămintele calcaroase din fundul mărilor sunt rezultate tocmai din depunerea de-a lungul miilor de ani a carapacelor și scheletelor animalelor marine. 

Așadar, în natură se poate urmări un circuit al carbonului, circuit care condiționează existența atât a lumii vegetale, cât și a lumii animale. 
 
Dioxidul de carbon din atmosferă conține și carbon radioactiv 14C. Acesta rezultă în permanență din reacția nucleară:
 
\(_{7}^{14}\textrm{N}+_{0}^{1}\textrm{n}\: =\: _{6}^{14}\textrm{C} + _{1}^{1}\textrm{H}\)

Neutronii necesari se formează sub influența razelor cosmice. Intensitatea radiațiilor rămânând constantă și ținând seamă că, practic, fiecare neutron ciocnind un atom de azot dă naștere la un izotop 14C (al cărui timp de înjumătățire este cunoscut), s-a calculat cantitatea de izotop 14C staționară pe pământ (20 de tone). Izotopul 14C în atmosferă formează imediat CO2 și pe această cale intră în circuitul biologic. Cantitatea totală de carbon care participă în circuitul biologic din lume este 8 · 1013 tone. Din această cantitate, a 10-13 -a parte este radioactiv. Aceste date au fost verificate pe cale experimentală. 
 
Dacă o substanță este scoasă din circuitul biologic, radioactivitatea ei scade corespunzător timpului de înjumătățire al izotopului 14C. De aceea, conținutul de 14C al unei substanțe organice este o indicație care arată cât timp a trecut de când substanța a ieșit din circuitul biologic. 
 
În modul acesta s-a stabilit vârsta multor substanțe organice. În măsura în care nu sunt prea bătrâne (la substanțele care au peste 40 000 de ani, ca de exemplu antracitul și huila, nu se mai pot face măsurători exacte din cauza dispariției radioactivității datorată izotopului 14C). 
 
Pe baza conținutului izotopului 14C în carbon se pot diferenția substanțele naturale de cele obținute pe cale de sinteză.

 

Combinațiile carbonului

Vezi videoclipul: Combinațiile carbonului Vezi toată lecția: Grupa 14 sau grupa a IV-a principală Citește teoria: Combinațiile carbonului



Numărul combinațiilor carbonului este imens; în combinațiile sale carbonul este în general tetracovalent și numai foarte rar bicovalent. 
 
Elementul cu care carbonul se leagă cel mai frecvent este hidrogenul. Combinațiile carbonului cu hidrogenul se numesc hidrocarburi. Spre deosebire de hidrurile altor elemente, ca de exemplu HCl sau NaH, la care polaritatea legăturii este mare, legăturile dintre C și H în hidrocarburi sunt nepolare (ceea ce se datorează poziției centrale a carbonului în prima perioadă scurtă a tabelului periodic). 
 
Datorită proprietății carbonului de a se combina concomitent cu elemente electropozitive și elemente electronegative, el formează combinații derivate din hidrocarburi prin înlocuirea atomilor de hidrogen cu atomi ai altor elemente, în special cu atomi cu caracter electronegativ. De asemenea, există multe combinații ale carbonului, tot derivate din hidrocarburi specifice (alcooli, aldehide, acizi, etc.)
 
Carbonul formează mai mulți oxizi, din care foarte cunoscuți sunt: dioxidul de carbon, CO2, care este produsul arderii complete a carbonului, și monoxidul de carbon, CO, care este produsul arderii lui incomplete. 
 
Mai există un oxid de carbon mai sărac în oxigen, suboxidul de carbon (sau dioxidul de tricarbon), C3O2 (O = C = C = C = O), care se obține din acid malonic prin eliminare de molecule de apă; de aceea este considerat ca anhidrida acidului malonic:
 
\(HOOC-CH2-COOH\; \overset{-2H_2O}{\rightarrow}\; O=C=C=C=O\)
 
Suboxidul de carbon este un gaz incolor care se polimerizează cu ușurință trecând într-o substanță amorfă de culoare roșie. 
 
În 1966 a fost izolat și caracterizat un alt oxid al carbonului, și anume trioxidul de carbon, CO3. El a fost obținut în cantități detectabile spectral, într-o matrice de CO2 solid, la temperatura de 77 K și mai jos. Reacția esențială este:

\(CO_2\; \overset{h\nu }{\rightarrow}\; CO_2^*\rightarrow CO+O(_1 D)\)
\(CO_2+O(_1D)\rightarrow CO_3\)
 
Pe baza unor studii spectrale s-au propus următoarele structuri posibile pentru CO3:
 
structuri posibile pentru structura moleculara a trioxidului de carbon CO3
 
Monoxidul de carbon, CO

Obținere
Monoxidul de carbon (numit și oxid de carbon în trecut) se formează la arderea cărbunilor în cantitate insuficientă de aer sau oxigen:
2C + O2 = 2CO;           \(\Delta\)H = -26,4 kcal/mol
Monoxidul de carbon se mai formează și prin trecerea dioxidului de carbon peste cărbune înroșit:
 CO2 + C \(\rightleftharpoons\) 2CO;        \(\Delta\)H = 40,8 kcal/mol
Reacția are loc numai la temperaturi înalte (peste 900°C), deoarece altfel echilibrul este deplasat spre stânga. Astfel, dacă printr-un tub (de gresie, porțelan, oțel) ce conține cărbune de lemn în pulbere și este încălzit puternic, se trece un curent de dioxid de carbon, din tub iese oxid de carbon (figura de mai jos), care poate fi identificat prin aprindere (arde cu flacără mică albastră).  
reducerea dioxidului de carbon cu carbune
Reducerea dioxidului de carbon cu cărbune
 
Pentru a separa dioxidul de carbon rămas neredus, curentul de gaz este trecut, la ieșirea din tubul de reacție, printr-un tub mic, ce conține puțină calce sodată, sau printr-un vas spălător cu hidroxid de sodiu. 
 
În laborator, oxidul de carbon se obține tratând, la 100°C, acid formic, HCOOH, cu acid sulfuric, acesta având acțiune deshidratantă:
HCOOH = CO + H2O
În loc de acid formic se poate folosi și acid oxalic, HOOC-COOH:
HOOC-COOH = CO + CO2 + H2O
Pentru aceasta, în balonul unui dispozitiv de preparare a gazelor la cald (după cum ilustrează figura de mai jos) se tratează acid oxalic cu acid sulfuric concentrat, încălzind până la fierbere. 
 
prepararea oxidului de carbon în laborator
Prepararea oxidului de carbon în laborator
 
Amestecul de gaze care se degajă este trecut printr-un vas spălător ce conține o soluție diluată de hidroxid de sodiu, unde dioxidul de carbon este reținut; oxidul de carbon trece mai departe și poate fi cules sub apă sau prin deplasarea aerului. (Când oxidul de carbon se prepară din acid formic, vasul spălător nu mai este necesar). 
 
Oxidul de carbon pur rezultă prin descompunerea tetracarbonilului de nichel, Ni(CO)4, la 200°C:
Ni(CO4) ⇌ Ni + 4CO 
În industrie, oxidul de carbon se prepară în instalații (generatoare de gaz sau gazogene) alcătuite în principiu dintr-un cuptor umplut cu cărbune ilustrat în figura de mai jos:
 
schema generatorului de gaz
 
După aprinderea cărbunelui se introduce prin grătar un curent puternic de aer la 1000-1200°C. Oxigenul din aer oxidează stratul inferior de cărbune înroșit și este redus. Oxidul de carbon format este amestecat cu azotul din aer, cu urme de dioxid de carbon format la început, etc. Acest amestec de gaze se numește gaz de generator. El are următoarea compoziție medie: 25% CO, 4% CO2, 70% N2, iar restul de 1% este format din H2, CH4 și O2. Puterea lui calorifică este de 800-1100 kcal/m3 gaz. Gazul de generator fiind ieftin, este utilizat în industrie drept combustibil. 
 
Dacă în loc de aer se trec vapori de apă peste cărbune înroșit, se obține un amestec de gaze, cunoscut sub numele de gaz de apă, care are în medie următoarea compoziție: 40% CO, 5% CO2, 50% H2 și 5% N2 și CH4. Oxidul de carbon rezultă în acest caz prin reducerea apei de către cărbune, la temperaturi peste 1200°C:
C + H2O = CO + H2;             \(\Delta\)H = 31,4 kcal/mol
 La temperaturi sub 1000°C, din reacție rezultă dioxid de carbon:
C + 2H2O \(\rightleftharpoons\) CO2 + 2H2;     \(\Delta\)H = 21,6 kcal/mol
Având o putere calorifică de 2500-2800 kcal/m3 gaz, este folosit pentru producerea unei flăcări calde. 
 
Oxidul de carbon din gazul de apă poate fi transformat în dioxid de carbon și hidrogen, dacă se trece împreună cu vapori de apă peste un catalizator:
CO + H2O \(\rightleftharpoons\) CO2 + H2;      \(\Delta\)H = -9,8 kcal/mol
Prin îndepărtarea dioxidului de carbon format rămâne hidrogenul, ce poate fi folosit ca atare. 
 
Gazul mixt este un amestec de gaz de generator cu gaz de apă, obținut prin trecerea concomitentă a unui curent de aer și vapori de apă peste cărbunele înroșit. Compoziția lui medie este: 30% CO, 5% CO2, 15% H2, 50% N2. Are o putere calorifică de 1200-1300 kcal/m3 gaz. Pentru separarea monoxidului de carbon din aceste gaze se trece amestecul de gaze sub presiune printr-o soluție de clorură cuproasă. 
 
Dacă în loc de aer se suflă oxigen, odată cu vaporii de apă, peste cărbune înroșit, se obține un gaz combustibil fără azot, alcătuit în medie din 40% CO, 40% H2, și 20% CO2 care poate fi folosit fie pentru obținerea hidrogenului (după separarea oxizilor de carbon), fie drept gaz de sinteză (după îndepărtarea dioxidului de carbon). 
 
Conversia metanului prin oxidare parțială și tratare catalitică cu vapori de apă, la 850°C este o metodă modernă de obținere a xidului de carbon în industrie:
CH4 + H2O = CO + 3H2
 
Monoxidul de carbon este un gaz incolor, fără miros și fără gust. Se lichefiază la -190,5°C și se solidifică la -204°C. Are densitatea 0,967. Este greu solubil în apă (la 20°C se dizolvă 2,3 volume monoxid de carbon în 100 volume apă), dar solubil în alcool. El nu întreține arderea, însă arde cu flacără albastră. 
 
Datorită faptului că proprietățile fizice ale monoxidului de carbon prezintă o mare analogie cu cele ale azotului (vezi Azotul), moleculele lor conținând același număr de electroni (sunt izoelectronice sau izostere), s-a considerat că atomii componenți din molecula de monoxid de carbon sunt legați printr-o legătură triplă:
 
legatura tripla in molecula de carbon
Structura reală a moleculei este însă o structură intermediară între structurile:
 
Din valorile pentru distanța dintre atomi (1,13 Å) și momentul electric al moleculei (0,10 D) rezultă că cea mai mare contribuție la structura reală a moleculei o are structura III (50%).
 
La temperatura obișnuită monoxidul de carbon este puțin reactiv. Încălzit la 700°C, monoxidul de carbon arde în aer cu formare de dioxid de carbon:
2CO + O2 \(\rightleftharpoons\) 2CO2;            \(\Delta\)H = -67,6 kcal/mol
Reacția este reversibilă. Oxidarea se produce mai ușor în prezență de catalizator. Din cauza căldurii dezvoltate, oxidul de carbon este un bun combustibil. Un amestec de oxid de carbon și aer, aprins, detonează. 
 
Prin tratarea oxidului de carbon cu vapori de apă rezultă de asemenea dioxid de carbon:
CO + H2O \(\rightleftharpoons\) CO2 + H2 
La peste 830°C echilibrul este deplasat spre stânga. 
 
Caracteristică este puterea reducătoare a oxidului de carbon. Astfel, la temperatură înaltă reduce mulți oxizi metalici până la metal. De exemplu, reduce oxidul de cupru la cupru metalic:
CuO + CO = Cu + CO2 
De aceea, dacă printr-un tub de sticlă greu fuzibilă în care se încălzește puternic o cantitate de oxid de cupru, se trece cu viteză foarte mică, un curent de oxid de carbon (după cum e ilustrat în figura de mai jos), rezultă dioxid de carbon (care poate fi identificat prin barbotare în apă de var). Concomitent se observă depunerea de cupru metalic pe peretele interior al tubului. 
 
reducerea oxidului de cupru cu oxid de carbon
Reducerea oxidului de cupru cu oxid de carbon, în laborator
 
Pe acțiunea reducătoare a monoxidului de carbon se bazează obținerea fontei în furnale. 
 
Monoxidul de carbon se combină la cald cu sulful formând oxisulfura de carbon, COS. Tot așa, prin clorurare directă în prezență de catalizatori se formează oxiclorura de carbon (fosgenul), COCl2, un gaz foarte toxic. 
 
Prin hidrogenare catalitică, monoxidul de carbon se transformă în diferite produse, după condițiile reacției. 
 
Astfel, la 200-300°C și presiune normală, în prezența catalizatorilor de nichel sau cobalt, rezultă metan:
CO + 3H2 = CH4 + H2O 
La 170-200°C, tot la presiune normală, dar cu catalizator de cobalt activat cu oxid de magneziu și dioxid de toriu, rezultă hidrocarburi nesaturate:
nCO + 2nH2 = CnH2n + nH2O 
La 180-200°C, sub presiune de 300 atm, în prezență de catalizator de ruteniu activat cu carbonat de potasiu, se obțin hidrocarburi saturate superioare:
nCO + (2n+1)H2 = CnH2n+2 + nH2O
La 200-400°C și sub presiune de 200-300 atm, în prezență de oxid de zinc activat cu cupru și oxid de aluminiu, se obține alcool metilic:
CO + 2H2 = CH3OH
La 200°C și 20 atm, în prezență de fier activat cu oxid aluminiu și carbonat de potasiu, se obține un amestec de carbonați sintetici. De exemplu:
17CO + 20H2 = C6H14 + C6H13OH + 5CO2 + 6H2O 
Cu unele metale, cum sunt: fierul, cobaltul, nichelul, monoxidul de carbon se combină la cald formând carbonili metalici. De exemplu, cu nichelul formează tetracarbonilul de nichel:
Ni + 4CO = Ni(CO)4 
Oxidul de carbon reacționează cu hidroxizii alcalini, la temperaturi înalte sau sub presiune, formând formiați:
CO + NaOH = HCOONa 
Oxidul de carbon formează cu clorura de cupru(I) în mediu de acid clorhidric sau de amoniac o combinație de adiție, CuCl · CO · 2H2O, nestabilă. De aceea, pentru a separa oxidul de carbon dintr-un amestec de gaze, acesta este trecut sub presiune printr-o soluție clorhidrică de clorură cuproasă, care reține oxidul de carbon; micșorând apoi presiunea, combinația de adiție se descompune punând oxidul de carbon în libertate. 
 
Oxidul de carbon este foarte toxic; de aceea, toate gazele care conțin oxid de carbon sunt toxice. Toxicitatea lui se datorează afinității mari pentru hemoglobina din sânge: când este inspirat formează cu hemoglobina carboxihemoglobina și împiedică astfel formarea oxihemoglobinei. Este suficientă o concentrație de 0,3% CO în aer pentru a scădea posibilitatea absorbției oxigenului de către sânge, producând în modul acesta sufocare (asfixie). O concentrație de 1% CO în aer provoacă moartea. 
 
În caz de otrăvire cu oxid de carbon, cel otrăvit trebuie scos imediat la aer curat și făcută respirație artificială sau trebuie să i se administreze oxigen, care să deplaseze oxidul de carbon din carboxihemoglobină. 
 
Otrăviri ușoare cu oxid de carbon, manifestate prin dureri de cap, oboseală amețeală până la leșinuri, erau frecvente când se folosea fierul de călcat umplut cu cărbuni sau când se ardeau cărbuni în sobă pentru încălzire, iar arderea nu era completă. 
 
Oxidul de carbon este folosit în industrie, sub formă de gaz de generator, gaz de apă sau gaz mixt, drept combustibil, sau pentru reducerea minereurilor. Importante sunt și întrebuințările lui în sinteze industriale, când se obțin benzine de sinteză, alcooli, aldehide, etc.; de asemenea, mai folosește la fabricarea fosgenului. 
 
 
 
Răspândire în natură
Dioxidul de carbon se găsește liber în atmosferă, însă în cantități mici (0,02-0,04%). În spații închise se poate aglomera în cantități mai mari, din cauza proceselor de ardere și respirație, astfel încât poate stânjeni respirația. 
 
Uneori dioxidul de carbon iese din interiorul pământului formând “mofete” (cum sunt cele de la Tușnad sau Covasna). Mai ales din crăpăturile din regiuni vulcanice (ca de exemplu la Neapole - Grota Câinelui) și în regiuni carbonifere ies mari cantități de dioxid de carbon. 

Nivelul dioxidului de carbon din atmosferă a crescut considerabil în ultimii 100 de ani, în special din cauza arderilor masive de combustibili fosili și a distrugerii pădurilor tropicale. Cercetătorii consideră că această creștere a dioxidului de carbon atmosferic este cauza principală a încălzirii globale, prin procesul ce se numește efect de seră.
 
Dioxidul de carbon se găsește în stare combinată sub formă de carbonați: piatră de var și marmură, CaCO3, magnezit, MgCO3, dolomit, MgCO3 · CaCO3, etc. Dizolvat, dioxidul de carbon se găsește în mai toate apele naturale, mai ales în cele gazoase. 
 
În laborator, dioxidul de carbon se prepară prin tratarea marmurei (carbonatului de calciu) cu acidul clorhidric; rezultă clorură de calciu și acid carbonic, H2CO3, care fiind însă foarte nestabil, se descompune imediat în dioxid de carbon și apă:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O
În industrie, dioxidul de carbon se obține prin arderea completă a cărbunilor, prin fermentare alcoolică, dar mai ales prin calcinarea unor carbonați care se descompun ușor, ca de exemplu piatra de var:
CaCO3 = CaO + CO2
Uneori, dioxidul de carbon este extras din gazele de ardere de la centralele termice înainte de a fi trimise în atmosferă. 
 
Dioxidul de carbon este un gaz incolor mai greu decât aerul (are densitatea 1,53). Din această cauză el se poate culege în vase ținute cu gura în sus și se poate turna dintr-un vas în altul prin înlocuirea aerului. 
 
Fiind mai greu decât aerul, dioxidul de carbon se adună în pivnițe, mai ales unde au loc fermentații. 
 
Dioxidul de carbon nu arde și nici nu întreține arderea. De aceea, o lumânare aprinsă se stinge când este introdusă într-un vas cu dioxid de carbon. Deoarece dioxidul de carbon nu întreține arderea, nu întreține nici respirația; animalele se sufocă într-o atmosferă de dioxid de carbon. Când se coboară în pivnițe adânci, grote, mine, etc. trebuie luată o lumânare aprinsă sau o brichetă pentru control. 
 
Dioxidul de carbon se lichefiază ușor, chiar numai sub presiune (56,5 atm la 20°C). Lichefiat, se poate transporta în cilindri de oțel (de tipul acelora pentru oxigen). Când se deschide ventilul unui cilindru umplut cu dioxid de carbon lichid, acesta iese cu presiune și se evaporă. Din cauza destinderii de la presiunea de aproape 60 atm la presiunea normală de 1 atm (proces care necesită energie) se produce o răcire puternică; dioxidul de carbon se solidifică într-o masă albă ca zăpada. Această “zăpadă carbonică” formează o rezervă apreciabilă de frigorii cu care se poate scădea temperatura multor substanțe.)
 
Dioxidul de carbon este solubil în apă (la 20°C se dizolvă 88 volume CO2 în 100 volume H2O). Solubilitatea în apă crește cu presiunea și scade cu ridicarea temperaturii. Soluția apoasă de dioxid de carbon are reacție slab acidă, din cauza disociației acidului carbonic format în urma reacției dintre dioxid de carbon și apă: 
CO2 + H2O \(\rightleftharpoons\) H2CO3 \(\rightleftharpoons\) H+ + HCO3-
 
Molecula dioxidului de carbon are structură liniară simetrică (nu are moment electric). Deoarece distanța C-O este 1,13 Å, deci mai mică decât distanța dintre un atom de carbon și un atom de oxigen legați prin două covalențe, se atribuie moleculei de dioxid de carbon o structură de rezonanță între structurile:

structura moleculei de dioxid de carbon
 
La temperaturi peste 1000°C, dioxidul de carbon se disociază în oxid de carbon și oxigen, gradul de disociere crescând cu creșterea temperaturii. 
 
Fiind o anhidridă acidă, dioxidul de carbon reacționează cu oxizi bazici sau baze, formând carbonați. Astfel, trecut printr-o soluție limpede de apă de var, o tulbură, din cauza formării carbonatului de calciu, insolubil:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O
Reacția folosește la identificarea dioxidului de carbon. 
 
Dioxidul de carbon este o combinație stabilă. Numai la temperatură înaltă reacționează cu metale puternic electropozitive, cum sunt potasiul, magneziul, zincul, cărora le cedează oxigen. De aceea, dacă într-o atmosferă de dioxid de carbon se introduce o panglică de magneziu aprinsă, ea continuă să ardă; se formează oxid de magneziu și carbonul este pus în libertate:
CO2 + 2Mg = 2MgO + C
Dacă trece dioxid de carbon peste cărbune înroșit, el este redus la oxid de carbon, reacția fiind reversibilă. 
 
Concentrații mici de dioxid de carbon nu sunt dăunătoare organismului; astfel, dioxidul de carbon existent în sânge are acțiune excitantă asupra centrilor respiratorii. În cantități mari însă, dioxidul de carbon produce sufocare. 
 
Unele utilizări ale dioxidului de carbon se pot confunda cu întrebuințările carbonatului de calciu, deoarece în industrie dioxidul de carbon se obține direct prin descompunerea carbonatului de calciu (de exemplu la prepararea carbonatului de sodiu după procedeul cu amoniac). 
 
Dioxidul de carbon este folosit la fabricarea ureei, la fabricarea acidului salicilic (un acid organic întrebuințat la fabricarea unor medicamente, de exemplu a aspirinei), la fabricarea băuturilor gazoase (sifon, limonade, vinuri spumoase, bere, etc). 
 
Deoarece nu întreține arderea, dioxidul de carbon se utilizează la stingerea incendiilor produse mai ales de petrol, păcură, benzină, care nu se pot stinge cu apă (aceste produse fiind ușoare, plutesc pe apă, cu care nu se amestecă, și continuă astfel să ardă; aducând însă peste ele dioxid de carbon, ele sunt izolate de aer și astfel arderea încetează din lipsă de oxigen). 
 
Pentru stingerea incendiilor, dioxidul de carbon se prepară în momentul utilizării, prin acțiunea acidului sulfuric sau clorhidric asupra carbonatului de sodiu, în aparate numite stingătoare (extinctoare). 
 
Scăderea de temperatură produsă prin evaporarea dioxidului de carbon lichid se folosește și la prepararea zăpezii carbonice (gheață uscată), formă sub care este întrebuințat la instalații frigorifice la conservarea alimentelor. 
 
 
Cei mai simpli oxoacizi ai carbonului și sărurile lor sunt:
 
H2CO3 - acidul carbonic           MI2CO3 - carbonați
H2C2O4 - acidul oxalic              MI2C2O4 - oxalați
HCOOH - acidul formic             HCOOMI - formiați
CH3COOH - acidul acetic         CH3COOMI - acetați
 
După formulele sărurilor neutre ale acestor acizi se observă că acidul formic și acidul acetic sunt monobazici, pe când acidul carbonic și acidul oxalic sunt dibazici. 
 
Dintre aceștia, acidul oxalic, acidul formic și acidul acetic sunt studiați în cadrul chimiei organice.


Acidul carbonic, H2CO3

Acidul carbonic se formează prin dizolvarea dioxidului de carbon în apă. Fiind însă foarte nestabil, se descompune în dioxid de carbon și apă (echilibrul reacției este deplasat mult spre stânga), astfel încât în soluție se găsește dizolvată numai o cantitate de acid, care este parțial disociat în ioni:
CO2 + H2O ⇌ H2CO2 ⇌ 2H+ + CO32-
Acidul carbonic este un acid dibazic slab:
H2CO3 ⇌ H+ + HCO3-;          K1 = 4,45 · 10-7
HCO3- ⇌ H+ + CO32-;            K2 = 5,7 · 10-11
Sărurile acidului carbonic - carbonații - sunt substanțe stabile. 
 
Ca orice acid dibazic, acidul carbonic formează două tipuri de carbonați: carbonați neutri, M2ICO3, și carbonați acizi, MIHCO3, (aceștia din urmă - carbonații de hidrogen și metal - mai sunt cunoscuți sub denumirea veche de bicarbonați). 
 
Carbonații alcalini se pot obține prin introducerea unui curent electric de CO2 în soluția hidroxidului alcalin respectiv. De exemplu:
KOH+CO2 = KHCO3
KHCO3 + KOH = K2CO3 + H2O
Ceilalți carbonați se obțin prin reacții de dublu schimb între carbonații alcalini și o sare solubilă a metalului respectiv. 
 
Carbonații sunt substanțe solide, cristalizate. Cei neutri sunt greu solubili în apă, cu excepția carbonaților alcalini; cei acizi sunt toți solubili în apă, în afară de carbonatul acid de sodiu, NaHCO3, care este mai greu solubil. Soluțiile carbonaților au reacție bazică, din cauza hidrolizei:
MI2CO3 + H2O ⇌ MIHCO3
MIHCO3 + H2O ⇌ MIOH + H2CO3
Prin fierberea soluțiilor, carbonații acizi pierd CO2 și trec în carbonați neutri:
2KHCO3 = CO2 + H2O + K2CO3
De exemplu, dacă în apă de var se barbotează un curent de dioxid de carbon, până la saturare, la început se formează un precipitat alb de carbonat de calciu: 
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O
care, la continuarea barbotării gazului dispare, deoarece excesul de dioxid de carbon transformă carbonatul neutru de calciu, insolubil, în carbonat acid de calciu, care este solubil:
CO2 + H2O + CaCO3 = Ca(HCO3)2
Prin încălzire, carbonații neutri se descompun în oxidul metalului respectiv și dioxid de carbon:
MgCO3 = MgO + CO2
Excepție fac carbonații alcalini, care la încălzire se topesc fără să se descompună. 
 
Carbonații acizi ai metalelor alcaline, prin încălzire, trec în carbonații neutri respectivi:
2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O
De aceea, la fierbere, din cauza formării carbonatului neutru de calciu, o soluție limpede de carbonat de calciu se tulbură:
Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O
Carbonații, chiar dacă sunt insolubili, reacționează cu acizii și se dezvoltă dioxid de carbon. Reacția între carbonatul de calciu și acidul clorhidric este reacția de recunoaștere a carbonaților:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O
Dintre carbonați, mai importanți sunt carbonații de calciu, sodiu, potasiu. 
 
Acidul carbonic are o structură intermediară între structurile:
structura moleculei de acid carbonic
 
Această rezonanță, uneori inhibată în cazul acidului, este completă în cazul ionului carbonat. Acesta are o structură plană, cu unghiurile între legăturile C-O de 120° și toate cele trei distanțe C-O egale cu 1,30 Å. 
     Sulfura de carbon se obține prin trecerea vaporilor de sulf peste cărbune înroșit:
C + 2S ⇌ CS2;          \(\Delta\)H = +22 kcal/mol
În industrie se prepară în cuptoare electrice, vaporii de sulfură de carbon fiind condensați prin răcire. 
 
Molecula sulfurii de carbon este liniară, distanța C-S fiind de 1,55 Å. Are o structură de rezonanță de același tip ca și dioxidul de carbon. 
 
În stare pură, sulfura de carbon este un lichid incolor cu miros aromat; de obicei are însă miros neplăcut de varză stricată, datorită impurităților pe care le conține. Are densitatea 1,26. Sulfura de carbon este foarte volatilă (punctul de fierbere este 46,2°C), iar vaporii ei sunt ușor inflamabili. Arde cu flacără albastră, formând un amestec de dioxid de sulf și dioxid de carbon:
CS2 + 3O2 = CO2 + 2SO2;       \(\Delta\)H = -258 kcal/mol
Temperatura de aprindere a sulfurii de carbon în aer este de 23,6°C. Cenușa fierbinte a unei țigări aprinse, sau un bec electric obișnuit pot aprinde vaporii de sulfură de carbon. Un amestec de vapori de sulfură de carbon și aer poate exploda ușor. 
 
Sulfura de carbon se descompune la lumină, de unde provine culoarea gălbuie pe care o are în mod obișnuit. Apa o hidrolizează la temperatură peste 400°C:
CS2 + 2H2O = CO2 + 2H2S
Oxidanții puternici o descompun cu separare de sulf. 
 
Sulfura de carbon este puțin solubilă în apă; este însă miscibilă cu alcool, eter și cloroform. Fiind un bun dizolvant pentru iod, fosfor, sulf, uleiuri, grăsimi, rășini, cauciuc etc., sulfura de carbon este întrebuințată în tehnică pentru a extrage grăsimile din substanțele pe care le conțin: uleiuri din plante, esențe din flori, grăsimi din lână (lanolina) etc., cât și pentru dizolvarea cauciucului, rășinilor etc. 
 
Cantități mari de sulfură de carbon se folosesc la fabricarea vîscozei și ca insecticid în agricultură. Ea mai servește ca materie primă în chimia organică, pentru prepararea unor combinații, cum este de exemplu tetraclorura, CCl4, un dizolvant tot așa de bun ca și sulfura de carbon, dar care nu este inflamabil. 
 
Mânuirea sulfurii de carbon trebuie făcută cu atenție, deoarece este inflamabilă și toxică. 
 
 
Prin combinații cianice se înțeleg acele substanțe care conțin în moleculă radicalul monovalent -CN. După cum radicalul amoniu, -NH4, prin proprietățile sale, se apropie de halogeni. 
 
Radicalul -CN nu există în stare liberă; dacă ionul CN- pierde sarcina electrică, atunci se combină cu alt ion (care a pierdut și el sarcina electrică), formând dicianul, (CN)2, un gaz incolor, toxic, numit de obicei cian. 
 
Cea mai importantă combinație cianică este acidul cianhidric, HCN, și sărurile sale, cianurile. 
 
Acidul cianhidric, HCN, numit și acid prusic, se găsește în plante, fie în stare liberă, fie combinat. De exemplu, amigdalina, substanță care se găsește în sâmburii de migdale, prune etc., este un compus al acidului cianhidric. Gazele de cocserie conțin cantități mici de acid cianhidric. 
 
Acidul cianhidric se prepară prin acțiunea acidului sulfuric asupra cianurii de potasiu:
2KCN + H2SO4 = 2HCN + K2SO4
În industrie se obține trecând un amestec de amoniac (sau chiar azot) și metan, 1000°C, peste un catalizator de platină:
CH4 + NH3 + 3/2 O2 = HCN + 3H2O;         \(\Delta\)H=-115 kcal/cal
Acidul cianhidric este un lichid incolor, care fierbe la 26,5°C și are un miros intens de migdale amare. Este miscibil cu apa în orice proporții, la fel cu eterul și alcoolul.
 
Molecula acidului cianhidric este liniară, distanța C-N fiind de 1,15 Å. 
 
Este un acid slab; de aceea, sărurile sale hidrolizează. 
 
Acidul cianhidric este foarte toxic; 50 mg omoară un om în câteva secunde. 
 
Acidul cianhidric este întrebuințat la prepararea cianurilor alcaline sau a altor combinații cianice, precum și în sinteze din chimia organică. Importantă este folosirea lui la sinteza acrilonitrilului, monomer pentru rășina sintetică poliacrilonitril. Se mai utilizează ca antidăunător. Cianurile alcaline se folosesc la extragerea aurului și a argintului prin metoda cianurării. Unele cianuri sunt folosite în galvanotehnică. Întrebuințările acidului cianhidric cât și a sărurilor sale se fac cu deosebită atenție din cauza toxicității lor extreme. 
 
Sărurile acidului cianhidric, cianurile, au compoziție corespunzătoare formulei MICN. Cianurile sunt clasificate în cianuri ionice, cianuri covalente, cianuri complexe și derivații metalici ai acestor complecși. 
 
Cianurile ionice sunt formate din metale cu caracter electropozitiv pronunțat, cum sunt metalele alcaline (cu excepția litiului) și metalele alcalino-pământoase. În ionul de cianură, CN-, distanța C-N este de 1,05 Å legătura având 57% caracter ionic. Structura acestui ion presupune rezonanța între formele:
structura ionului de cianura 
Cianurile metalelor alcaline sunt ușor solubile în apă; din cauza hidrolizei, soluțiile apoase au o reacție puternică bazică și miros de acid cianhidric. 
 
Cianurile covalente sunt formate de metalele cu caracter electropozitiv mai puțin pronunțat, ca de exemplu argintul, precum și de metalele bivalente cupru, nichel, platină, paladiu. Cianura de argint, AgCN, rezultă sub formă de precipitat alb brânzos la tratarea unei sări de argint cu o cianură:
Ag+ + CN- = AgCN
Studii cu raze X au arătat că acest compus are o structură de lanț format din grupe alternative de Ag și CN:
 
\(-Ag-C\equiv N-Ag-\) 
 
Cianurile complexe sunt formate, în special, de metalele de tranziție. Ele se caracterizează prin deosebită stabilitate și au proprietăți diferite de cele ale cationilor de la care derivă. În asemenea complecși, metalele prezente sunt bi-, tetra-, hexa- și octo-coordinate. Astfel, Ni în în complexul [Ni(CN)4]2- este teracoordinat; Fe în [Fe(CN)6]3- este hexacoordinat. 
 
Cianuri complexe mai cunoscute sunt: hexacianoferatul(II) de potasiu, K4[Fe(CN)6], numit înainte ferocianură de potasiu, care rezultă din cianură de fier(II):
4KCN + Fe(CN)2 = K2[Fe(CN)6]
precum și hexacianoferatul(III) de potasiu, K3[Fe(CN)6], cunoscut ca fericianura de potasiu, care derivă din cianura de fier(III):
3KCN + Fe(CN)3 = K3[Fe(CN)6]
Sărurile de metale alcaline și alcalino-pământoase ale cianurilor complexe sunt solubile în apă; cele ale ionilor metalelor de tranziție și de Cu(II) formează însă precipitate gelatinoase, insolubile. 
 
 
Prin carburi se înțeleg combinațiile carbonului cu un alt element. Deoarece compușii carbonului cu elemente mai electronegative, ca de exemplu halogenii, oxigenul, sulful sunt considerați însă de preferință halogenuri, respectiv oxizi, sulfuri, se consideră drept carburi adevărate compușii carbonului cu elemente mai electropozitive. 
 
Pe baza tipului de legătură prezent în moleculă, carburile se clasifică în ionice, covalente și interstițiale. 
 
Carburile ionice sau saline sunt formate de metalele din grupele I, II și III. Acești compuși se prezintă sub formă de cristale transparente; în stare solidă nu conduc curent electric. Tratate cu apă sau cu acizi formează hidrocarburi datorită hidrolizei ionilor negativi. 
 
1. Carburi care la hidroliză dau metan, CH4, (metanuri) sunt carbura de beriliu, Be2C, și carbura de aluminiu, Al4C3:
Al4C3 + 12H2O = 3CH4 + 4Al(OH)3
2. Carburi care la hidroliză dau acetilenă, C2H2 (acetiluri) sunt carburile unor metale din grupele I, II și III. Ele sunt de tipul M2C2 și MC2. De exemplu, Na2C2, CaC2, Cu2C2, Ag2C2. 
 
Dintre acestea cea mai importantă este carbura de calciu.
 
Carbura de calciu, CaC2, numită și carbid, se fabrică din var și cărbune, la circa 2000°C:
CaO + 3C ⇌ CaC2 + CO;    \(\Delta\)H = 108 kcal/mol
Temperaturi mai joase favorizează reacția în sens contrar; temperaturi peste 2500°C sunt nefavorabile, deoarece carbura se descompune:
CaC2 → Ca + 2C
Fabricația se realizează în cuptoare prevăzute cu electrozi de grafit (figura de mai jos) prin care trece un curent electric de intensitate până la 100 000 A. 
cuptor electric pentru fabricarea carbidului
Cuptor electric pentru fabricarea carbidului
 
Gazele ieșite din cuptor, care conțin oxidul de carbon, sunt captate și folosite drept combustibil pentru uscarea materiilor prime. 
 
Carbura de calciu pură se prezintă sub formă de cristale aciculare albe. 
 
Deoarece carbidul tehnic conține impurități, acetilena care se degajă prin acțiunea apei asupra carbidului nu este niciodată pură:
CaC2 + 2H2O = C2H2 + Ca(OH)2
Acetilena produsă astfel conține printre impurități și hidrogen fosforat, care îi imprimă mirosul neplăcut și poate provoca explozii în instalațiile cu acetilenă. 
 
Carbidul este un produs industrial foarte important. În afară de întrebuințarea lui curentă pentru prepararea acetilenei, mai folosește la fabricarea cianamidei de calciu (și de potasiu) și uneori, ca reducător în metalurgie.

Cianamida de calciu, CaCN2, se obține prin acțiunea azotului asupra carburii de calciu, la 1100°C:
CaC2 + N2 = CaCN2 + C            \(\Delta\)H = -72 kcal/mol
În stare pură este o masă albă; de obicei are însă o culoare neagră-cenușie. 
 
La temperatură înaltă este descompusă de vaporii de apă:
CaCN2 + 3H2O = CaCO3 + 2NH3
Aceeași descompunere cu produse finale amoniac și carbonat de calciu, se produce în pământ, la temperatura obișnuită, sub acțiunea unor bacterii din sol; de aceea, cianamida de calciu este folosită drept îngrășământ. 
 
3. Carburi care la hidroliză dau un amestec de hidrocarburi nesaturate sunt carburile de toriu, de uraniu și de unele lantanide. 
 
Carburile covalente reprezentative sunt formate de siliciu și de bor.
 
Carbura de siliciu, SiC, numită și carborund, se prepară industrial prin încălzirea în cuptor electric, la circa 2000°C, a unui amestec de cărbune (cocs) și dioxid de siliciu:
3C + SiO2 = SiC + 2CO
Carbura de siliciu are densitatea 3,2. Este bună conducătoare de căldură, asemănându-se prin aceasta cu grafitul; prin duritatea ei mare se aseamănă însă mai mult cu diamantul. 
 
Carbura de siliciu pură este incoloră; de obicei este însă neagră, din cauza carbonului cu care este amestecată. Este foarte stabilă față de agenții chimici, chiar față de acizii oxidanți. Este atacată numai prin topire cu hidroxizi alcalini în prezența unui oxidant, deosebindu-se prin aceasta de diamant, de care se poate separa în acest mod. 
 
În rețeaua cristalină a carburii de siliciu, atomii de carbon și de siliciu sunt așezați alternativ, fiecare fiind înconjurat tetraedric de ceilalți atomi. La ruptura structurii trebuie să se rupă deci un mare număr de legături. Așa se explică temperatura de descompunere înaltă (2200°C), inerția chimică, precum și duritatea foarte mare (9,15) a acestei carburi. 
 
Din cauza durității ei mari se întrebuințează la prepararea prafului și pastei de șlefuit, a diferitelor obiecte dure, la tăiatul sticlei și a porțelanului (în locul diamantului); în electrotehnică, ca rezistențe pentru cuptoare electrice (silită) etc. Din carbură de siliciu se pot fabrica creuzete de laborator rezistente la temperatură înaltă și agenți chimici. 
 
Carburi interstițiale sunt formate de metale de tranziție din grupele IV, V și VI. Ele sunt de tipul MC (unde M = Ti, Zr, Hf, V, Nb, Ta, Mo, W) și de tipul M2C (unde M = V, Mo, W), atomii de carbon ocupând poziții interstițiale în rețelele cristaline ale metalelor, fără a le produce o deformare substanțială. Acești compuși se caracterizează prin opacitate, luciu metalic și conductibilitate electrică mare; au duritate mare, puncte de topire înalte și inerție chimică. Cele de tip MC au rețea cubică compactă, pe când cele de tip M2C au rețea hexagonal compactă.

Metalele de tranziție Mn, Fe, Co, Ni sau carburi de tipul M3C (cromul formează Cr3C2), care, deși formal sunt similare carburilor interstițiale, se deosebesc de acestea prin faptul că reacționează cu apa sau cu acizi diluați dând hidrocarburi. Din această categorie face parte carbura de fier, Fe3C, cementita, care are deosebită însemnătate în metalurgia fierului.

Siliciu, Si

Vezi videoclipul: Siliciu, Si Vezi toată lecția: Grupa 14 sau grupa a IV-a principală Citește teoria: Siliciu, Si
Siliciul nu se găsește în stare liberă în natură; în schimb, sub formă de combinații, este cel mai răspândit element după oxigen: circa 25% din scoarța pământului este constituită din siliciu. Compușii cei mai răspândiți ai siliciului sunt dioxidul de siliciu și silicații.
 
În lumea minerală, siliciul este elementul caracteristic, după cum carbonul este elementul caracteristic în cea organică; el se găsește și în regnul organic, în anumite plante, cum sunt cerealele, în penele păsărilor, cărora le conferă tărie, în scheletul multor animale marine (diatomee și infuzorii). După moartea acestor animale marine, scheletele lor s-au depus pe fundul mărilor formând prin sedimentare kiselgurul, adică pământul de infuzorii.
 
Siliciul se obține prin reducerea dioxidului de siliciu sau a halogenilor de siliciu. Ca reducător pentru dioxid de siliciu nu se poate folosi cărbunele, deoarece ar forma carbura de siliciu. 
 
Reducerea cu magneziu a dioxidului de siliciu dă un siliciu sub forma unei pulberi brune, considerată în trecut siliciu amorf:
SiO2 + 2Mg = Si + 2MgO
Reacția este puternic exotermă. Trebuie evitat un exces de magneziu, deoarece altfel se formează siliciură de magneziu, Mg2Si. 
 
Reducerea cu aluminiu a dioxidului de siliciu (în anumite condiții) să un siliciu cristalizat. De asemenea se obține siliciu pur, cristalizat, reducând fluorosilicatul de potasiu cu aluminiu:
3K2[SiF6] + 4Al = 3Si + 2K[AlF4] + 2K2[AlF5]
Reducerea cu cărbune a dioxidului de siliciu în prezența fierului, în cuptor electric, dă un aliaj de siliciu cu fier (cunoscut sub numele de ferosiliciu). Siliciul folosit în tehnică drept siliciu metalic este un ferosiliciu cu 2-5% fier. Se prepară ferosiliciu și cu 25% fier. 
 
Siliciul se prezintă fie cristalizat în octaedre cenușii cu luciu metalic și aspect grafitic, fie sub formă de pulbere brună-cenușie. 
 
Studiile cu raze X au arătat însă că toate formele sub care se prezintă soliciul și care au fost considerate ca modificații diferite, au la bază aceeași rețea cristalină, având numai mărimi diferite de cristale. Rețeaua cristalină a siliciului este similară rețelei diamantului. Distanța Si-Si este de 2,34 Å. 
 
Siliciul are duritatea 7, astfel încât poate zgâria sticla; este însă foarte casant, așa încât poate fi pulverizat. Conductibilitatea lui electrică crește cu temperatura. 
 
Reactivitatea siliciului diferă după mărimea cristalelor sale. Siliciul cristalizat în cristale mari este foarte puțin reactiv; nu reacționează nici măcar cu acidul fluorhidric. Abia la temperaturi foarte înalte se combină cu oxigenul. Cu unele metale formează aliaje. Uneori rezultă combinații între siliciu și metale, siliciuri (ca de exemplu, siliciura de magneziu); alteori siliciul se dizolvă în metalul topit, separându-se însă la răcire.
 
Când se prezintă însă ca o pulbere brună-cenușie foarte ușoară, siliciul este mult mai reactiv; este atacat de acidul fluorhidric și de halogeni. 
 
Sub orice mărime de cristale s-ar prezenta, siliciul reacționează cu ușurință cu hidroxizi alcalini, din cauza tendinței de a trece în ioni de silicați:
Si + 2OH- + H2O = SiO32- + 2H2
Această reacție se produce chiar și cu concentrații mici de hidroxid. 
 
Siliciul pur se folosește din ce în ce mai mult pentru semiconductoare, necesare confecționării tranzistoarelor. 
 
Siliciul tehnic este folosit ca dezoxidant pentru aliajele cu cupru. Întrebuințări au însă aliajele de siliciu, îndeosebi ferosiliciul (ce conține peste 25% Si) utilizat în metalurgia fontei și oțelului. Prin căldura dezvoltată la ardere reduce oxidul de fier format prin injectarea aerului în convertizor. Siliciul are și proprietatea de a micșora solubilitatea carbonului în fier topit, favorizând separarea lui sub formă de grafit. Aliaje de fier cu siliciu sunt folosite în construcția unor aparate chimice antiacide. 

Germaniu, Ge

Vezi videoclipul: Germaniu, Ge Vezi toată lecția: Grupa 14 sau grupa a IV-a principală Citește teoria: Germaniu, Ge

Obținere și proprietăți
Germaniul este elementul eka-siliciu prevăzut de Mendeleev. În natură este foarte puțin răspândit sub formă de sulfuri: argiroditul (sulfură de germaniu și argint, 4Ag2S·GeS2) și germanitul (sulfură de germaniu și cupru, 6CuS·GeS2). De asemenea a fost identificat în cantități foarte mici în unele minerale, ca de exemplu blenda, apoi în zgurile de la cuptoarele înalte, precum și în cărbunii de pământ. 
 
Germaniul se obține prin reducerea dioxidului de germaniu cu hidrogen. Are aspect metalic, este dur și casant și are culoarea albă-cenușie. Cristalizează în sistemul cubic. 
 
Corespunzător așezării lui în sistemul periodic, între siliciu și staniu, germaniul are unele proprietăți asemănătoare staniului. Astfel, ca și siliciul, are o rețea cristalină în care fiecare atom este înconjurat tetraedric de alți patru (tipul diamantul). De asemenea, ca siliciul formează hidruri volatile, germanii. Cu staniul se aseamănă prin faptul că în soluții apoase poate exista sub formă de ioni pozitivi și poate forma săruri ionice. 
 
Germaniul nu este atacat de acidul clorhidric și acidul sulfuric diluat, dar este oxidat de acidul sulfuric concentrat (la cald) și de acidul azotic fumans. Reacționează cu hidroxizi alcalini concentrați. Cu metalele formează aliaje. 
 
Germaniul foarte pur se folosește ca semiconductor pentru confecționarea tranzistoarelor. Un adaos mic de germaniu la duraluminiu ușurează prelucrarea acestuia. 
 
Combinațiile germaniului. Germaniul formează combinații în care poate avea numerele de oxidare +2 și +4. Combinațiile germaniului (II) sunt nestabile; ele tind să treacă în combinațiile germaniului (IV). 

Hidrurile de germaniu (germanii) sunt mai reactive decât silanii. Nu se aprind așa de ușor; sunt însă oxidate de oxigen la GeO2 și H2O. De asemenea sunt mai stabile la hidroliză. Ca și silanii, se obțin prin hidroliza acidă a Mg2Ge, produsul de hidroliză fiind, practic, numai GeH4. 
 
Dioxidul de germaniu, GeO2, se obține prin calcinarea germaniului sau a sulfurii de germaniu, GeS, sau prin oxidarea lor cu acid azotic. Este o pulbere albă, cristalină, care se înmoaie la încălzire. Se topește la 1115°C. La răcire se vitrifică, ca și dioxidul de siliciu. Este puțin solubil în apă. Dioxidul de germaniu este amfoter, caracterul acid predominând caracterul bazic. Astfel, cu alcalii formează săruri ale acidului germanic, numite germanați, care sunt de obicei izomorfi cu silicații; de exemplu, germanatul de sodiu, Na2GeO3, este izomorf cu silicatul de sodiu Na2SiO3. 
 
Dioxidul de germaniu folosește pentru fabricarea sticlelor cu indice de refracție mare, necesare în optică. 
 
Tetraclorura de germaniu, GeCl4, se poate obține din elemente la temperaturi de 100-180°C. Este un lichid incolor care hidrolizează în apă.

Plumbul, Pb

Vezi videoclipul: Plumbul, Pb Vezi toată lecția: Grupa 14 sau grupa a IV-a principală Citește teoria: Plumbul, Pb

 
Răspândire în natură. Plumbul se găsește mult răspândit în natură sub formă de combinații. Cele mai însemnate minereuri de plumb sunt galena (sulfura de plumb, PbS), ceruzitul (carbonatul de plumb, PbCO3), care este un produs de descompunere a galenei, ca și anglezitul (sulfatul de plumb, PbSO4). 
 
Zăcăminte bogate de combinații de plumb se găsesc în Australia, Canada, Germania și Rusia. 
 
Aproape întotdeauna minereurile de plumb sunt polimetalice, adică conțin și alte metale, de exemplu zinc. 
 
Plumbul este produsul final al celor trei serii radioactive; deoarece masa atomică a plumbului din minerale radioactive variază, valoarea ei indică originea plumbului. 
 
Obținere. Plumbul se extrage din galenă. În prealabil, aceasta trebuie îmbogățită, ceea ce se face de obicei prin flotație. Flotația este  una dintre cele mai utilizate metode pentru a mări concentrația minereului de bază și a micșora cantitatea de impurități. Această metodă se bazează pe adeziunea selectivă a particulelor minerale la suprafața de separare a două faze. 
 
Extragerea plumbului din galenă se face după trei procedee:
 
Procedeul prin prăjire și reducere constă în trecerea unui curent de aer printr-un cuptor în care se găsește galena. În prima etapă, prin prăjire, la 500-600°C, sulfura de plumb este transformată în oxid de plumb:
2PbS + 3O2 = 2PbO + 2SO2
În a doua etapă a procesului, în furnale, la 1400-1500°C, oxidul de plumb este redus cu cocs și cu oxidul de carbon format prin arderea cocsului:
PbO + C = Pb + CO
PbO +CO = Pb + CO2
Curentul de aer insuflat în cuptor trebuie astfel potrivit, încât sulfura să nu fie oxidată până la sulfat:
PbS + 2O2 = PbSO4
deoarece, în etapa de reducere, sulfatul va trece din nou în sulfură de plumb. Pentru a împiedica această reacție se adaugă dioxid de siliciu:
2PbSO4 + 2SiO2 = 2PbSiO3 + 2SO2 + O2
Silicatul de plumb format nu este redus direct de către cocs; datorită oxidului de calciu adăugat concomitent se formează întâi oxid de plumb, care reacționează apoi cu oxidul de carbon:
PbSiO3 + CaO = PbO + CaSiO3
PbO + CO = Pb + CO2
Procedeul prin prăjire și reacție se aplică minereurilor bogate în plumb și sărace în silice. În prima etapă, numai o parte din sulfură este prăjită la oxid de plumb. În a doua etapă, restul de sulfură de plumb reacționează cu oxidul de plumb (și sulfatul de plumb eventual format), la temperatura de 800-900°C, în absența aerului:
PbS + 2PbO = 2Pb + SO2
PbS + PbSO4 = 2Pb + 2SO2
Dioxidul de sulf rezultat este folosit la fabricarea acidului sulfuric. 
 
Procedeul prin precipitare, care constă în tratarea sulfurii de plumb cu fier (obținut prin reducerea oxidului de fier cu cocs, introduși concomitent în cuptor) are aplicație mai limitată:
PbS + Fe = Pb + FeS
Plumbul obținut, indiferent de metodă, conține ca impurități: arsen, stibiu, staniu, zinc, cupru etc., care îi modifică proprietățile. De aceea, el trebuie rafinat. Plumbul pur, necesar fabricării acumulatoarelor și diferiților pigmenți, se obține prin rafinare electrolitică. 
 
Dacă între impuritățile plumbului se găsește argint în cantități mai mari (până la 1%), extragerea lui constituie un procedeu de obținere a argintului. 
 
Proprietăți fizice. Plumbul este un metal cu luciu cenușiu-albăstrui în tăietură proaspătă; la aer se acoperă însă imediat cu un strat de oxid de culoare cenușie. Este maleabil și ductil și se poate tăia cu cuțitul, fiind cel mai moale dintre metalele grele. Pe hârtie lasă urme, din care cauză s-a întrebuințat înainte vreme pentru scris. Mici cantități din alte metale (Fe, Zn, Cu) fac plumbul sfărâmicios; stibiul îi mărește duritatea. 
 
Plumbul are o slabă conductibilitatea termică și electrică. 
 
Dacă se separă plumbul din sărurile sale (din azotat sau acetat), fie electrolitic, fie cu zinc, se formează ace lungi octaedrice. Astfel, dacă într-o soluție de acetat de plumb se introduce o tablă de zinc, după un timp, aceasta se acoperă cu cristale de plumb, care îi dau un aspect de arbore (“arborele lui Saturn”). 
 
Proprietățile chimice. Încălzit la aer, plumbul în stare de pulbere devine piroforic. 
 
Plumbul topit se acoperă la suprafață cu un strat de oxid, care la încălzire mai îndelungată trece în litargă, PbO, de culoare galbenă, iar apoi, când aerul este în cantitate suficientă, în miniu, Pb3O4, de culoare roșie. 
 
Plumbul se combină și cu halogenii, cu sulful, seleniul și cu telurul. 
 
Deși plumbul este așezat înaintea hidrogenului în seria tensiunilor electrochimie, el nu este în general atacat de acizi diluați, datorită formării la suprafață a unei pelicule insolubile protectoare; astfel, în contact cu acidul sulfuric se formează un strat de sulfat de plumb, PbSO4, insolubil în acid concentrat (proprietate importantă, pentru întrebuințarea plumbului în industria acidului sulfuric “de cameră”). 
 
În prezența aerului, plumbul poate fi atacat însă și de acizii diluați, când se formează oxid de plumb, care apoi trece în starea respectivă:
2Pb + O2 = 2PbO
PbO + 2H+ = Pb2+ + H2O
Plumbul poate fi atacat chiar și de apă, cu care formează hidroxid de plumb:
2Pb + O2 + 2H2O = 2Pb(OH)2
Dacă apa de ploaie conține dizolvată o cantitate suficientă de aer și dioxid de carbon, ea atacă plumbul la suprafață, formând un carbonat bazic de plumb, care se dizolvă în apă; apa de izvoare și de râuri, care conține și sulfați în soluție, formează pe suprafețele de plumb un strat superficial de sulfat de plumb insolubil, care împiedică atacul ulterior al plumbului. Din cauza acestei comportări, plumbul folosește la confecționarea conductelor de apă potabilă. 
 
Plumbul este atacat de hidroxizi alcalini, rezultând plumbați (II). 
 
Proprietăți biologice. Plumbul, fie ca atare, fie în combinații, are o acțiune otrăvitoare asupra organismului. Otrăvirile cu plumb, numite saturnism, se recunosc după paloarea feței, căderea dinților, a părului, dureri musculare, colici, paralizii. 
 
Utilizare. Plumbul este unul dintre metalele cele mai întrebuințate. Din plumb se confecționează conducte de apă, camere de plumb și instalații auxiliare în industria acidului sulfuric, căptușeli antiacide pentru aparate și rezervoare în care se păstrează lichide acide și gaze agresive, cămăși pentru îmbrăcarea cablurilor electrice, etc. 
 
Deoarece absoarbe bine radiațiile \(\gamma\), plumbul se utilizează pentru plăci de protecție față de aceste radiații, atunci când se lucrează cu aparate Roentgen. 
 
Cantități mari de plumb sunt folosite la fabricarea electrozilor pentru acumulatoare electrice.

În acumulatoare, energia electrică este transformată în energie chimică, și invers; deci, la funcționarea acumulatorului se deosebesc: încărcarea și descărcarea. 
 
Acumulatorul cu plăci de plumb. Acumulatorul cu plăci de plumb este alcătuit, în principiu, din doi electrozi formați dintr-o rețea de plumb. 

La anod, spațiile rețelei sunt umplute cu dioxid de plumb, PbO2, iar la catod cu plumb spongios. Electrozii sunt introduși într-o soluție de acid sulfuric de 22-28%; ei se acoperă imediat cu un strat de sulfat de plumb. Când electrozii sunt legați de o sursă de curent continuu, adică se procedează la încărcarea acumulatorului, atunci la polul negativ, electronii din sursa electrică reduc sulfatul de plumb la plumb metalic:
Pb2+SO4 + 2e- = Pb0 + SO42-
La catod, prin cedare de electroni, plumbul trece de la la numărul de oxidare +2, la numărul de oxidare +4, adică sulfatul de plumb (II) trece în sulfatul de plumb (IV), care este solubil în apă și hidrolizează; ca rezultat al hidrolizei se formează dioxid de plumb și acid sulfuric:
Pb(SO4)2 + 2H2O = PbO2 + 4H+ + 2SO42-
În timpul funcționării acumulatorului, sensul curentului este inversat, adică se produce descărcarea; o parte din plumbul metalic de pe catod trece în soluție sub formă de ioni Pb2+. 
Pb = Pb2+ + 2e-
Electronii trec la anod, unde reduc plumbul de la numărul de oxidare +4 la numărul de oxidare +2:
Pb4+ + 2e- = Pb2+
Ionii Pb2+ formați pe ambii electrozi se combină cu ionii SO42- din soluție și formează sulfat de plumb, insolubil:
Pb2+ + SO42- = PbSO4
Rezumat, procesul chimic din acumulator poate fi redat prin ecuația:
 
reactia chimica din acumulatorul cu plumb
 
De aici provine denumirea de teoria dublei sulfatări, prin care se explică procesul. 
 
Aliaje de plumb. Plumbul fiind foarte moale se aliază de obicei cu stibiul. Aliajele Pb-Sb, care conțin 0,3-30% Sb, numite plumb antimonos sau plumb tare, spre a fi diferențiate de plumbul moale, adică de plumbul pur, se utilizează pentru confecționarea de gloanțe, plăci de acumulator, etc. 
 
La lipirea metalelor grele și a aliajelor lor se folosesc aliajele de cositor pentru lipit (10-80% Pb, 20-90% Sn). Alte aliaje de plumb mult utilizate sunt: aliajele tipografice (65% Pb, 5-20% Sb, 2-7% Sn), compozițiile pentru lagăre (71-77% Pb, 11-18% Sb, 6-8% Sn, eventual 1-6% Cu) etc. Cu mercurul, plumbul formează amalgame. 
   
În combinațiile sale, plumbul are numărul de oxidare +2 și +4, combinațiile plumbului (IV) fiind mai puțin stabile. 
 
Combinațiile de plumb (II) sunt de obicei ionice, adică săruri ale ionului Pb2+, care se aseamănă cu sărurile ionului Sn2+. Ele au tendința să adiționeze oxid sau hidroxid de plumb formând săruri bazice, de exemplu carbonatul bazic de plumb Pb3(OH)2(CO3)2.
 
Combinațiile plumbului (IV) sunt de obicei covalnete și se aseamănă cu combinațiile analoage ale staniului, germaniului și siliciului. Astfel, plumbul (IV) formează cu hidrogenul o combinație volatilă, hidrura de plumb, PbH4, precum și combinații cu radicali organici, alchilii de plumb, PbR4, de exemplu tetraetilul de plumb, Pb(C2H5)4.
 
Ca ioni pozitivi, plumbul (IV) apare numai în soluții apoase, în concentrații reduse, însă are tendința să formeze cu ionii în exces anioni complecși. De exemplu, de la tetraclorura de plumb, PbCl4, derivă ionul cloroplumbat, [PbCl6]2-.
 
Tendința sărurilor de plumb (IV) să treacă în săruri de plumb (II) este mai mare decât la staniu, din care cauză sărurile de plumb (II) nu sunt reducătoare, cum sunt cele de staniu (II); în schimb, combinațiile plumbului (IV) au caracter oxidant. 
 
   
Cu oxigenul, plumbul formează: oxidul de plumb, PbO, dioxidul de plumb, PbO2, și miniul, Pb3O4 (care se mai numește și roșu de plumb sau roșu de Saturn).
 
Oxidul de plumb sau oxidul de plumb (II), PbO, este o pulbere galbenă-roșiatică, ce se obține industrial pe cale uscată, prin  trecerea aerului peste plumb topit, sau pe cale umedă, prin fierberea hidroxidului de plumb cu hidroxid de sodiu. Se prezintă în două modificații: una roșie (\(\alpha\)) care cristalizează în sistemul tetragonal (litarga), și una galbenă (\(\beta\)), care cristalizează în sistemul rombic (masicot). Temperatura de transformare a celor două modificații nu este bine cunoscută. 
 
Prin încălzire la aer, oxidul de plumb trece în miniu. Unii reducători, cum sunt hidrogenul, carbonul, oxidul de carbon, îl reduc la plumb metalic. 
 
Oxidul de plumb este insolubil în apă: reacționează ușor cu acizii formând săruri, iar dintre baze reacționează numai cu hidroxizii alcalini concentrați formând hidroxoplumbați (II). 
 
Oxidul de plumb este utilizat pentru fabricarea sticlelor speciale de plumb (cristal, flint, strass), a glazurilor, în ceramică, a vernisurilor, vopselelor, etc precum și la prepararea unor săruri de plumb. 
 
Oxidul de plumb hidratat, PbO·xH2O, considerat în mod obișnuit hidroxid de plumb (II) și notat Pb(OH)2, rezultă prin tratarea sărurilor de plumb (II), solubile, cu hidroxizi alcalini. Deshidratat, trece în oxid de plumb, roșu sau galben, după cum deshidratarea s-a făcut la 100°C sau la temperaturi mai mici. Ca și hidroxidul de staniu, are caracter amfoter. Reacționează cu acizi tari formând săruri de plumb (II), ca de exemplu:
Pb(OH)2 + 2HNO3 = Pb(NO3)2 + 2H2O
Iar cu hidroxizii alcalini formează hidroxoplumbați (II):
Pb(OH)2 + NaOH = Na[Pb(OH)3
Dioxidul de plumb sau oxidul de plumb (IV), PbO2, se obține prin oxidarea unei sări de plumb (II), cu un hipoclorit alcalin sau clorură de var, sau pe cale electrolitică. Este o pulbere brună insolubilă în apă. Prin topire cu hidroxizi alcalini formează hexahidroxoplumbați, MI2[Pb(OH)6]. 
 
Prin încălzire, dioxidul de plumb se descompune în oxid de plumb și oxigen (este oxidant). Frecat cu substanțe inflamabile, cum este fosforul roșu sau sulfuri, le aprinde. De aceea se adaugă ca oxidant în compoziția chibriturilor. 
 
Miniu de plumb, Pb3O4, poate fi considerat ca rezultat prin combinarea oxidului de plumb cu dioxidul de plumb:
2PbO + PbO2 = Pb2[PbO4]
adică ar fi un tetroxoplumbat (IV) de plumb (II). Dovadă că conține un  atom de plumb (IV) și doi atomi de plumb (II) este faptul că prin tratare cu acid azotic se transformă într-un amestec de azotat de plumb (II) și dioxid de plumb:
Pb3O4 + 4HNO3 = 2Pb(NO3)2 + PbO2 + 2H2O
Miniul se obține prin încălzirea oxidului de plumb, în curent de aer la 500°C. Este o pulbere de culoare roșie intensă, insolubilă în apă și în dizolvanți organici. Peste 585°C se descompune:
2Pb2[PbO4] ⇄ 6PbO + O2
Miniul este foarte mult utilizat în pictură pentru culoarea lui roșie intensă, în industrie pentru vopsele de ulei (care protejează obiectele metalice pe care sunt aplicate), la prepararea unor chituri, la fabricarea de linoleum, în industria cauciucului și explozivilor, a bateriilor electrice, în metalurgie, medicină etc. 
   
Dintre sărurile de plumb, mai importante sunt cele ale plumbului (II). Ele se obțin de obicei din oxid de plumb sau plumb metalic. Prin tratare cu acid azotic sau acid acetic se formează azotatul sau acetatul de plumb, care sunt săruri solubile. Sărurile de plumb insolubile se obțin din săruri de plumb solubile (azotat sau acetat) prin reacții de dublu schimb. 
 
Acetatul de plumb (II), Pb(CH3COO)2, este un produs cristalin, cu gust dulceag (de unde și numele de zahăr de plumb), foarte toxic. Dacă în soluțiile apoase apoase de acetat de plumb se introduc cantități de oxid de plumb rezultă acetați bazici, ca de exemplu Pb(OH)(CH3COO). Acetatul de plumb este folosit în industria textilă (imprimerie vopsitorie), precum și în medicină. 
 
Carbonatul de plumb (II), PbCO3, se găsește în natură sub forma mineralului ceruzit. Se poate prepara prin trecerea unui curent de dioxid de carbon printr-o soluție diluată de acetat de plumb sau prin tratarea unei sări solubile de plumb cu carbonat de amoniu sau de sodiu:
Pb(NO3)2 + Na2CO3 = PbCO3 + 2NaNO3
Carbonatul de plumb este o substanță albă, cristalină, foarte puțin solubilă în apă. Prin încălzire se descompune în oxid de plumb și dioxid de carbon. 
 
Carbonatul bazic de plumb, Pb(OH)2·2PbCO3, se prepară prin diferite metode care se bazează în principiu pe acțiunea dioxidului de carbon asupra acetaților bazici solubili, rezultați la rândul lor prin atacarea plumbului cu acid acetic și aer. 
 
Este o pulbere albă, amorfă, care cu uleiul de in formează vopsele cu o bună putere de acoperire. Aceste vopsele prezintă însă inconvenientul că sunt toxice, iar cu urmele de hidrogen din atmosferă formează sulfura de plumb, PbS, neagră. 
 
Sulfatul de plumb (II), PbSO4, se găsește în natură sub forma mineralului anglezit. Se prepară tratând săruri de plumb solubile cu acid sulfuric diluat. Este o substanță albă, practic insolubilă în apă. 
 
Sulfura de plumb (II), PbS, se găsește în natură sub formă de galenă, cristale octaedrice sau cubice de culoare cenușie, cu luciu metalic. Se poate prepara prin încălzirea plumbului în vapori de sulf sau, sub formă de precipitat negru, prin tratarea unei sări de plumb solubile cu hidrogen sulfurat. 
 
Prin încălzire în aer, sulfura de plumb este oxidată la sulfat de plumb și oxid de plumb, reacție care stă la baza obținerii plumbului. 
 
Prin încălzire în curent de hidrogen, sulfura de plumb cu degajare de hidrogen. Acidul azotic diluat o oxidează la sulf:
3PbS + 8HNO3 = 3Pb(NO3)2 + 2NO + 2S + 4H2O
Cristalele de sulfură de plumb sunt folosite în radiofonie.

Combinațiile siliciului

Vezi videoclipul: Combinațiile siliciului Vezi toată lecția: Grupa 14 sau grupa a IV-a principală Citește teoria: Combinațiile siliciului
 

Siliciul, ca și carbonul, în combinațiile sale este tetracovalent. El poate forma și combinații coordinative în care este hexacovalent. 
 
Mai mult decât cu orice alt element, siliciul se combină cu oxigenul, din care cauză dioxidul de siliciu și silicații care derivă de la acesta sunt cele mai răspândite și importante combinații ale siliciului. 
 
Siliciul se mai poate combina și cu hidrogenul, însă afinitatea lui pentru hidrogen este cu mult mai slabă decât în cazul carbonului. 
 
Atomii de siliciu au proprietatea să se lege între ei, însă în timp ce la carbon posibilitatea de a forma lanțuri este aproape nelimitată, la siliciu, ea scade chiar de la doi atomi de siliciu în moleculă; aceste combinații ale siliciului sunt nestabile. În schimb, sunt stabile combinațiile în care atomii de siliciu sunt legați între ei prin intermediul unor punți de oxigen. 
 
 
Combinațiile siliciului cu hidrogenul sunt interesante prin analogia lor cu combinațiile carbonului cu hidrogenul. Aceste combinații, numite silani, se obțin prin descompunerea siliciurii de magneziu cu acid clorhidric:
Mg2Si + 4HCl = 2MgCl2 + SiH4
În realitate, în timpul reacției se formează nu numai monosilanul, SiH4, ci un amestec de mai mulți silani, dintre care se cunosc primii șase termeni (monosilanul, SiH4, disilanul, Si2H6, trisilanul, Si3H8 etc.) Separarea lor se face prin distilare fracționată în aparatură specială, în absența aerului. Primii doi termeni sunt gaze; restul sunt lichide. Silanii sunt foarte nestabili. 
 
În ceea ce privește formulele lor moleculare și structurale, silanii se aseamănă cu hidrocarburile saturate. 
 
În contact cu aerul, silanii se aprind, reacția fiind foarte energică. Silanii sunt agenți reducători foarte puternici; astfel reduc KMnO4 la MnO2, sărurile de Fe(III) la săruri de Fe(II). Cu halogenii reacționează energic la temperatura camerei; la temperatură mai înaltă și în prezența unei halogenuri de aluminiu drept catalizator, reacția se produce însă moderat, atomii de hidrogen putând fi progresiv înlocuiți cu atomi de halogen. 
Silanii sunt toxici. 
 
Derivații silanilor. De la silani derivă diferiți compuși rezultați prin înlocuirea atomilor de hidrogen cu alți atomi sau radicali organici. Astfel, se cunosc derivați halogenați ai silanilor, ca de exemplu de tipul SiHX (analogi cloroformului, CHCl3). Atomii de halogeni din derivații halogenați sunt reactivi față de apă; ei pot fi înlocuiți prin grupe OH. Compușii respectivi (silanolii) sunt însă nestabili; se elimină apă între două molecule și rezultă compuși în care atomii de carbon sunt uniți prin intermediul unui atom de oxigen (siloxani). De exemplu:
SiH3Br + HOH → SiH3OH + HBr
2SiH3OH → H3Si-O-SiH3 + H2O
Sau:
SiH2Br2 + 2HOH → 2SiH2(OH)2 + 2HBr
2HO-SiH2-OH → HO-SiH2-O-SiH2-OH + H2O
În mod similar, prin hidroliza unor derivați ai silanilor în care atomii de hidrogen sunt înlocuiți cu atomi de halogeni și cu radicali organici alchili (de exemplu metil, -CH3), rezultă o varietate de derivați cu atomii de siliciu uniți prin intermediul atomilor de oxigen. Asemenea substanțe policondensate, care conțin grupe SiR2O (în care R reprezintă un radical organic alchil) legate fie în catene, fie în cicluri se numesc siliconi. Cei mai simpli siliconi sunt metil-siliconii:
 
siliconi
 
Siliconii cu un grad mic de condensare - până la 10 atomi de siliciu - sunt lichide cu vâscozitate mică și transparente. Siliconii cu un grad și mai mare de condensare, care conțin catene mai lungi, liniare sau ramificate, sunt vâscoși sau cu consistență de pastă; se folosesc drept lubrifianți, mai ales pentru temperaturi joase, deoarece vâscozitatea lor nu variază mult cu temperatura (ulei de siliconi). Siliconii cu un grad și mai mare de condensare sunt produse cu aspect de cauciuc (cauciuc de siliconi); se folosesc ca dielectrici sau ca înlocuitori de cauciuc pentru variații mari de temperaturi (de la -55 până la +300°C). 
 
În condiții adecvate de lucru se obțin siliconi în care grupele SiR2O sunt unite în rețele tridimensionale, ca și la silicați. Asemenea produse au aspect rășinos și sunt folosite ca izolatori electrici (rășini de siliconi). 
 
Datorită proprietăților lor interesante, siliconii s-au introdus mult în tehnică; ei se mai folosesc și pentru a conferi țesăturilor, materialelor de construcții, hârtiei, etc. proprietăți ignifuge și impermeabile. 
 
 
 
Siliciul formează cu oxigenul două combinații: monoxidul de siliciu, SiO, și dioxidul de siliciu, SiO2. 
 
 
Numele de dioxid de siliciu dat combinației siliciului cu oxigenul, deși uzual folosit, este oarecum nepotrivit, deoarece implică existența unor molecule SiO2. În toate formele în care apare însă acest compus, fiecare atom de siliciu este înconjurat tetraedric de patru atomi de oxigen, fiecare atom de oxigen participând și la un tetraedru vecin:
 
structura moleculei de dioxid de carbon
 
În modul acesta rezultă o moleculă uriașă în care fiecare atom de oxigen este legat de doi atomi de siliciu. Ca urmare, compoziția stoechiometrică medie a compusului este SiO2. 
Dioxidul de siliciu există în trei forme cristaline diferite, fiecare prezentând o modificație de temperatură înaltă (\(\beta\)) și o modificație de temperatură joasă (\(\alpha\)):
 
cele trei forme cristaline ale SiO2
 
Cristobalitul are structura diamantului, atomul de siliciu fiind în locul atomului de carbon; în cuarț și tridimit, dispoziția este elicoidală, așa încât se formează izomeri optici. (Izomeria optică este o formă de izomerie în care izomerii sunt identici în compoziție, constituție, masă moleculară, proprietăți chimice și majoritatea proprietăților fizice, deosebindu-se numai după modul în care deviază razele luminii polarizate. Dacă planul de vibrații este rotit la dreapta, substanța se consideră dextrogiră, iar când este rotit la stânga, substanța se consideră levogiră; dacă planul de vibrații nu este afectat, substanța se consideră inactivă). 
 
Transformarea reciprocă a cuarțului, tridimitului și cristobalitului reprezintă modificări în așezarea particulelor componente, ceea ce necesită ruperea și refacerea unor legături. Asemenea transformări necesită deci energii foarte mari și ele se produc foarte lent. Ca o consecință, toate cele trei forme polimorfe ale dioxidului de siliciu se găsesc în natură, cuarțul \(\alpha\) fiind cel mai stabil la temperatură obișnuită. Celelalte forme sunt metastabile. Transformările reciproce între formele \(\alpha\) și \(\beta\) ale fiecărui tip structural se produc fără ruperea legăturilor și deci repede și la temperaturi relativ scăzute. 
 
Dioxidul de siliciu (silicea) este foarte răspândit în natură, atât în formă cristalizată, cât și amorfă. 
 
Cristalizat, dioxidul de siliciu este cel mai răspândit sub formă de cuarț. Cuarțul (numit și cristal de stâncă) este un dioxid de siliciu transparent (reprezentat în figura de mai jos), care se găsește în natură ca atare sau în compoziția unor roci: granit, porfir, micașist, gneis, etc.

cristalul de stanca
Cristalul de stâncă
 
Cuarțul există în cele două forme optice: levogir și dextrogir. El prezintă fenomenul de dublă refracție. Duritatea lui este este 7. 
 
Cuarțul este străbătut de razele ultraviolete (spre deosebire de sticlă, care nu lasă să treacă aceste raze). Din această cauză este folosit la fabricarea tuburilor în lămpile cu mercur pentru raze ultraviolete. Pentru proprietățile sale optice, cuarțul mai este folosit la confecționarea diferitelor instrumente optice, a unor lentile speciale pentru ochelari etc. 
 
Datorită proprietăților lui piezoelectrice (piezoelectricitatea înseamnă dezvoltare de electricitate prin compresiunea lamelor de cuarț), cuarțul este folosit la diverse instrumente electrice. 
 
Prin încălzire peste 1600°C cuarțul începe să se înmoaie, transformându-se într-o pastă care la răcire devine amorfă ca și sticla (sticla de cuarț). Această proprietate permite cuarțului să fie prelucrat, ca și sticla, prin turnare și suflare. 
 
Datorită proprietății sale de a avea un coeficient de dilatare foarte mic, cuarțul se întrebuințează la ustensile de laborator: creuzete, pahare, tuburi, aparate optice etc. 
 
Datorită proprietății sale de a avea un coeficient de dilatare foarte mic, cuarțul se întrebuințează la ustensile de laborator: creuzete, pahar, tuburi, aparate optice etc. 
 
Sub formă de nisip, cuarțul se folosește la prepararea mortarului de var, a cimentului, în industria sticlei și a porțelanurilor; apoi, ca materie primă pentru carborund, ferosiliciu, silicat de sodiu (sticla solubilă) etc. 
 
Dioxidul de siliciu cristalizat poate fi colorat când conține diferiți oxizi metalici. Varietăți de dioxid de siliciu colorat (folosite ca pietre semiprețioase) sunt: ametistul, de culoare albastru-violetă, citrinul, de culoare galbenă; cuarțul fumuriu, brun; morionul, negru ca smoala; aventurina conține foiță de mică astfel încât sclipește, etc. 
 
Dioxidul de siliciu amorf este o pulbere albă care se obține prin deshidratarea gelurilor de silice. În natură există o varietate de dioxid de siliciu hidratat formată din resturi de schelete de diatomee (infuzorii), de unde numele de pământ de infuzorii sau kiselgur. Acesta se prezintă sub formă de pulbere albă-cenușie sau brună și are o mare putere de absorbție. Kiselgurul este folosit ca material izolant termic și izolant acustic, ca adaos la fabricarea săpunului și a hârtiei de împachetat. Din cauza porozității lui mari, kiselgurul se întrebuințează ca material filtrant și la fabricarea dinamitei (când se impregnează cu nitroglicerină), la fabricarea pietrei ponce sintetice, etc. În industria ceramică este folosit, în amestec cu caolinul, la fabricarea faianței. 
 
Tripoli sau pămânțelul este înrudit cu kieselgurul. Se folosește la polizarea și șlefuirea metalelor, a pietrelor, ca adaos de umplutură în compoziția unor săpunuri, a cauciucului etc. 
 
Opalul este o varietate de gel de dioxid de siliciu diferit hidratat. Prin încălzire pierde apa pe care o conține; de aceea, dacă se încălzesc bucățele de opal într-o eprubetă, se aud trosnituri, iar pe pereții eprubetei se depun picături de apă. 
 
Calcedonia este o varietate de dioxid de siliciu, care a pierdut apa de cristalizare; ea poate avea culori diferite din cauza impurităților pe care le conține: agatul este o varietate de calcedonie formată din zone concentrice diferit colorate; onixul are straturi alternative albe și negre; jaspul este colorat galben până la roșu-brun din cauza compușilor de fier; cremenea sau silexul, o varietate de calcedonie care a fost folosită ca piatră de amnar încă din timpurile preistorice, este uneori colorată în negru din cauza cărbunelui conținut. Se folosește la mori cu bile și în ceramică. 
 
Dioxidul de siliciu se comportă ca anhidrida acizilor silicici. El nu reacționează însă direct cu apa, în care este insolubil. Dintre acizi este atacat numai de acidul fluorhidric, cu care formează întâi tetrafluorura de siliciu, SiF4, și, mai departe, acidul hexafluorosilicic, H2SiF6:
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O
SiF4 + 2HF = H2SiF6
Dioxidul de siliciu reacționează cu hidroxizii alcalini; se formează un silicat alcalin (respectiv un metasilicat alcalin):
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
Fiind nevolatil, dioxidul de siliciu înlocuiește anhidridele volatile din sărurile lor. Astfel, prin topire cu carbonat de sodiu se obține silicat de sodiu și dioxid de carbon:
SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2
Prin topire cu cărbune, dioxidul de silicat de siliciu este redus și rezultă carbura de siliciu, SiC. 
 
 
 
Silicații rezultă prin topirea dioxidului de siliciu cu oxizi bazici (sau cu săruri ale unor acizi volatili), la cald. După proporțiile în care au loc aceste combinații, se cunosc un număr mare de silicați. Cei mai simpli sunt metasilicații, MI2SiO3, și ortosilicații, MI4SiO4; ei conțin un mol SiO2 față de un mol, respectiv, doi, de oxid bazic, MI2O:
SiO2 + MI2O = MI2SiO3
SiO2 + 2MI2O = MI4SiO4
Silicații care conțin la un mol MI2O doi sau mai mulți moli SiO2 se numesc disilicați, trisilicați etc. (polisilicați MI2O · nSiO2). 
 
Pentru simplificarea formulelor, compoziția acestor silicați se reprezintă deseori (în mineralogie și în chimia silicaților) sub forma unei combinații de dioxid de siliciu cu oxizi bazici. De exemplu, silicatul de sodiu, Na2SiO3, se poate scrie Na2O·SiO2; nefelinul, Na[AlSiO4], se scrie Na2O·Al2O3·2SiO2 etc. Dacă silicatul conține și apă de cristalizare, aceasta se notează în mod obișnuit. Astfel, formula argilei este: Al2O3·2SiO2·2H2O. 
 
Deși după compoziția lor, silicații derivă de la diferiți acizi silicici, nu se cunosc decât un număr limitat de asemenea acizi liberi. Astfel, în anumite condiții, în soluții apoase poate exista acidul ortosilicic, H4SiO4, dar în concentrație mică; el este foarte nestabil și trece de cele mai multe ori în compuși polimerizați, solizi, insolubili în apă. Asemenea compuși sunt considerați ca rezultați prin condensarea produsă de eliminarea unei molecule de apă între câte două molecule de acid silicic, ceea ce duce la formarea de legături:
 
legaturi in molecula de silicu
De asemenea, ca acizi silicici cu compoziție definită, mai pot fi obținuți acidul metasilicic, H2SiO3, și acidul disilicic, H2Si2O5. Prin acidularea unor soluții de silicați alcalini se formează întâi acid silicic într-o formă monomoleculară, solubilă în apă (acid ortosilicic). Acesta, cu timpul, se condensează treptat cu eliminare de apă, astfel încât la urmă precipită agregate macromoleculare insolubile în apă. Uneori nu are, însă, loc precipitarea, ci se formează soluții coloidale de acid silicic. Acestea sunt foarte stabile. Dacă unei soluții coloidale de acid silicic i se adaugă însă un electrolit, se depune imediat un precipitat gelatinos. De aceea, pentru a păstra soluțiile coloidale de acid silicic trebuie să se îndepărteze din ele electroliții prezenți, ceea ce se poate realiza prin dializă. 
 
Gelurile de silice proaspăt preparate pot conține până la 330 mol H2O la un mol SiO2. Asemenea geluri menținute în aer uscat (sau în exsicator) cu timpul pierd aproape toată apa și se transformă în mase pulverulente. 
 
În gelul de silice, apa este legată fizic. Ca dovadă, la uscarea gelului rămân spații goale, care pot accepta apoi un alt lichid, în volum corespunzător volumului de apă cedat. 
 
Gelurile de silice, mai ales xerogelurile (denumire dată gelurilor uscate), din cauza suprafeței interne foarte mari, au putere de adsorbție similară cărbunelui activ. Ele sunt folosite pentru adsorbția vaporilor la rafinarea lichidelor, drept suport pentru catalizatori, în medicină, etc. 
 
Structura silicaților este foarte complexă. Ea a fost lămurită în mare măsură cu ajutorul studiilor cu raze X. 
 
Atomii de siliciu și de oxigen care alcătuiesc anionii silicaților sunt astfel așezați, încât atomii de oxigen formează un tetraedru în jurul atomului de siliciu (distanța Si-O este de 1,6 Å). Uneori aceste tetraedre, formate din anionul ortosilicat, [SiO4]4-, sunt izolate. De cele mai multe ori, tetraedrele sunt însă asociate între ele în diferite moduri, formând cicluri de 3, 4, 5 unități, lanțuri lungi, benzi plane, rețele tridimensionale. Tetraedrele sunt legate între ele prin intermediul unui atom de oxigen care devine comun la două tetraedre. 
 
Ortosilicați simpli. Unii silicați conțin anioni simpli [SiO4]4-, individuali (figura de mai jos), cationii asociați fiind coordinați cu atomi de oxigen, după numărul de coordinație al cationului. 
 
anionul ortosilicat
Anionul ortosilicat [SiO4]4-
 
De exemplu, la Be2SiO4, cationii sunt înconjurați tetraedric de patru atomi de oxigen; la Mg2SiO4, cationul are numărul de coordinație șase, adică este înconjurat octaedric de șase atomi de oxigen. Legăturile M-O au caracter intermediar, între ionic și covalent. 
 
Anioni neciclici. Unii silicați conțin anioni de silicați condensați, adică formați prin combinarea a două sau mai multe tetraedre SiO4, prin participarea atomilor de oxigen. Cel mai simplu anion condensat este ionul de pirosilicat, [Si2O7]6- (figura de mai jos) care se găsește, de exemplu, în thorveitit, Sc2[Si2O7]. 
 
anionul pirosilicat
Anionul pirosilicat [Si2O7]6-
 
Anionii ciclici. Anionii [Si3O9]6- și [Si6O18]12- au structuri ciclice (figura de mai jos). Anionul [Si3O9]6- se găsește în wolastonit, Ca3[Si3O9]; anionul [Si6O18]12- se întâlnește în beril, Be3Al2[Si6O18]. 
 
anioni ciclici
Anioni ciclici
 
Anioni în lanțuri. Legarea tetraedrelor SiO4 în lanțuri duce la structuri cu compoziția [SiO3]n2-, când lanțurile sunt simple, și la structuri cu compoziția [Si4O11]n6-, când lanțurile sunt duble (cazuri ilustrate în figurile de mai jos). 
 
anion in lanturi simple
Anioni în lanțuri simple


 
anioni in lanturi duble
     Anioni în lanțuri duble

 
Structura [SiO3]n2- este caracteristică piroxenilor (de exemplu enstatit, MgSiO3, sau spodumen, LiAl[SiO3]2, pe când structura [Si4O11]n6- este caracteristică amfibolilor, de exemplu tremolit, Ca2Mg5(Si4O11)2(OH)2. În piroxeni, lanțurile [SiO3]n2- sunt legate în paralel prin cationi, după cum în amfiboli, benzile [Si4O11]n6- sunt legate în paralel prin cationi. 
 
 
Anioni în straturi. Tetraedrele SiO4 se pot uni în rețele bidimensionale dând structuri cu compoziția [Si2O5]n2-. Asemenea structuri se caracterizează prin repetarea unităților ciclice Si6O18:
 
anioni in straturi
Anioni în straturi
 
Trei atomi de oxigen devin participanți la alte tetraedre; numai un singur atom este neparticipant și se comportă ca și cum ar avea o valență liberă. Straturile individuale sunt legate între ele prin forțe electrostatice incluzând cationii prezenți. Aceste forțe sunt slabe în comparație cu forțele din fiecare strat și se exercită la distanțe mai mari. De aceea, mineralele caracterizate prin acest tip de aranjament clivează cu ușurință (de exemplu mica). 
 
Anioni în rețele tridimensionale. Participarea completă a tuturor atomilor de oxigen din tetraedrele SiO4 duce la rețele tridimensionale (spațiale), fiecare atom de siliciu fiind comun la două tetraedre. Acest tip de structură este caracteristică dioxidului de siliciu, formula lui empirică fiind [SiO2]n. 
 
Uneori, o parte din atomii de siliciu din rețelele tridimensionale sunt înlocuiți cu atomi de aluminiu (care au dimensiuni apropiate). O asemenea înlocuire izomorfă formează rețele (Si,Al)O2 încărcate negativ (sarcina negativă suplimentară se datorează faptului că se mențin cei patru atomi de oxigen, dar aluminiul are numai trei electroni de valență, pe când siliciul are patru electroni). De aceea, pentru menținerea neutralității electrice este necesară prezența unor cationi suplimentari, distribuiți uniform în rețea. 
 
Aluminosilicații cu asemenea structură sunt feldspații, zeoliții, ultramarinele, etc. 
 
Cationii se găsesc răspândiți în scheletul format de anionii de silicați. Repartiția lor în silicați depinde de volumul lor; uneori cationii se pot înlocui fără ca structura de bază a silicaților să se modifice. Este interesant că aluminiul poate avea rol atât de cation Al3+, când este înconjurat de șase (sau chiar cinci) atomi de oxigen, cât și de component structural, în locul siliciului, când este înconjurat de patru atomi de oxigen.
 
Silicații sunt foarte răspândiți în natură, scoarța pământului fiind alcătuită în cea mai mare parte din silicați și dioxid de siliciu. Dintre silicații existenți în natură, majoritatea sunt polisilicați. 
 
Sub acțiunea aerului și a apei rocile fiind supuse unei continue transformări și distrugeri - fenomen cunoscut în general sub numele de dezagregare (degradare) - se sfărâmă mecanic până la dispersare coloidală; concomitent se produce și un proces chimic de hidroliză, a unei părți din silicați, când rezultă geluri. Cel mai ușor se dezagregă feldspatul. Sub acțiunea agenților atmosferici, oxizii alcalini ai feldspatului sunt îndepărtați și astfel, în cele din urmă, rămân silicați de aluminiu hidratați, adică argile. 
 
Când dezagregarea rocilor este și mai înaintată, se descompun și silicații de aluminiu; hidroxidul de aluminiu este dus de ape și rămâne numai componentul silicaților cel mai greu acceptabil, anume SiO2, sub formă de nisip. 
 
Feldspații sunt cele mai răspândite minerale din natură, formând aproape două treimi din scoarța pământului. 
 
În funcție de dimensiunile cationilor se deosebesc două tipuri de feldspați. Un tip este reprezentat caracteristic prin ortoclaz, KAlSi3O8, și celsian, BaAl2Si3O8, iar celălalt tip, prin albit, NaAlSi3O8, și anortit CaAl2Si3O8. În ortoclaz și albit, o pătrime din centrele tetraedrelor sunt ocupate de atomi de aluminiu, pe când în celsian și anortit, înlocuirea este pe jumătate, ceea ce necesită prezența unor cationi cu sarcină mai mare pentru menținerea neutralității electrice. Pentru a ilustra proporția în care atomii de siliciu sunt înlocuiți cu atomi de aluminiu, mineralele mai pot fi formulate în forma K[(AlO2)(SiO2)3], respectiv Ca[(AlO2)2(SiO2)2]. Datorită diferențelor de dimensiuni ale cationilor (K+, Ba2+ sunt mai mari decât Na+, Ca2+), simetria structurală este modificată. 
 
Mica este de asemenea un silicat de aluminiu și de diferite alte elemente; compoziția ei este complicată și variată. De exemplu, muscovitul, o varietate de mică, are o compoziția KAl2[AlSi3O10](OH,F)2, iar biotitul are compoziția K(Mg, Fe)3[(AlSi3O10)](OH,F)2. 
 
Forțele electrostatic exercitate între ionii pozitivi și straturile negative fac ca mica să fie mai dură decât caolinul și talcul; datorită structurii sale lamelare, care se menține, mica prezintă proprietatea specifică de clivaj. 
 
Argilele sunt mase care în stare yscată sunt pământoase și moi, iar în stare umedă sunt plastice. (Prin plasticitate se înțelege însușirea produsă de o anumită presiune, chiar după îndepărtarea acestei presiuni.)

După natura rocii din care au rezultat, argilele au o compoziție foarte diferită; în afară de componentele principale: Al2O3, SiO2 și H2O, argilele folosite în ceramică mai conțin și minerale dispersate coloidal, care au fost duse împreună de apă și apoi depuse. Cea mai obișnuită argilă (lutul sau argila ferugionasă) conține oxizi de fier. Culoarea ei variază între galben și roșu. Se întrebuințează foarte mult pentru fabricarea cărămizilor și a oalelor obișnuite. Când argila este amestecată cu piatră de var și nisip se numește marnă. 
 
Argilele au o structură microcristalină; ele pot reține apă și săruri în spațiile rețelelor cristaline, formând rezervele din care plantele își iau din sol cea mai mare parte din hrana lor. 
 
Argilele nu au un punct de topire definit; prin încălzire ele se înmoaie. După ardere, apa nu mai are nicio acțiune asupra lor. Argilele sunt greu atacate de acizi și baze. 
 
Caolinul este un silicat de aluminiu hidratat, rezultat din feldspați. Caolinizarea este un proces chimic, care poate fi redat în esență prin reacția:
2KAlSiO3O8 + 7H2O = Al2[Si2O5](OH)4 + 4H2SiO3 + 2KOH
     feldspat                             caolin
Caolinul este alb și are o plasticitate mai redusă decât a argilelor. El este materia primă pentru fabricarea porțelanului. 
 
Caolinul conține drept component principal caolinitul, o combinație cristalină cu compoziția Al2O3·2SiO2·2H2O, adică: Al2[Si2O5](OH)4. El este alcătuit din straturi neutre din punct de vedere electric, care pot aluneca cu ușurință unele peste altele, în diferite plane, ceea ce imprimă mineralului caracteristicile de clivaj și impresia de unsoare la pipăit. 
 
Prin încălzire sub presiune, în mediu slab alcalin, caolinul se transformă în montmorilonit, Al2[Si4O10](OH)2 · 2H2O sau Al[Si2O5](OH) · xH2O. Acesta are structură lamelară ca și caolinul. În natură, montmorilonitul apare sub formă de component principal al bentonitei. El are multe întrebuințări industriale, de exemplu la prepararea catalizatorilor pentru obținerea benzinelor cu cifră octanică mare. Bentonita este folosită ca umplutură la unele săpunuri, ca stabilizator de suspensii, ca mediu filtrant, etc. 
 
În laborator și în tehnică, silicații se prepară prin topirea dioxidului de siliciu cu oxizi bazici, respectiv carbonați, în raporturi de masă bine stabilite. 
 
Numai silicații alcalini sunt solubili în apă; soluțiile apoase ale silicaților alcalini, din cauza hidrolizei, au reacție puternic bazică. Mulți silicați, practic insolubili în apă, sunt solubilizați de acizi tari; în special acidul fluorhidric atacă silicații. 
 
Silicații greu solubili pot fi trecuți în silicați solubili prin topire cu carbonat de sodiu (topire alcalină):
MgSiO3 + Na2CO3 = MgCO3 + Na2SiO3
Aceasta este metoda curentă în laborator și tehnică pentru a solubiliza silicații greu solubili. 
 
Silicații au importanță deosebită în tehnică.
 
Zeoliții sunt aluminosilicați de sodiu hidratați, cristalini, naturali, alcătuiți din rețele [(Al,Si)O2]n; în comparație cu feldspații, structura rețelelor zeoliților este mai puțin compactă. Caracteristic acestor aluminosilicați este capacitatea de a schimba cationii lor cu alți cationi (de exemplu Ca2+, Mg2+) din soluțiile sărurilor cu care vin în contact. Astfel, dacă un zeolit având cationul A+ este introdus într-o soluție care conține un cation B+, se stabilește o distribuție la echilibru a fiecărui cation între zeolit și faza apoasă; această distribuție la echilibru se realizează foarte repede datorită structurii poroase a zeolitului, care permite trecerea rapidă a ionilor în și din zeolit. Proprietățile de schimb reversibil au făcut ca zeoliții să fie folosiți pentru dedurizarea apelor și pentru separări de ioni. Zeoliții au fost primii schimbători de ioni descoperiți. Ulterior s-au preparat și pe cale de sinteză. 
 
Prin topirea cuarțului cu caolin și carbonat de sodiu rezultă mase poroase, care au proprietatea mai accentuată decât aluminosilicații naturali de a-și schimba ionii de Na+ cu cantități echivalente de ioni de Ca2+ sau Mg2+, de unde și numele lor de permutiți (de la “permutare”). 
 
Reacțiile de schimb sunt reversibile:
Al2O3·2SiO2·Na2O + Ca2+ ⇄ Al2O3·2SiO2·CaO + 2Na+
De aceea, pentru regenerare, permutiții sunt tratați cu o soluție de clorură de sodiu. Sunt folosiți pentru dedurizarea apelor industriale. 
 
Puterea de schimb a permutiților se datorează faptului că ionii alcalini nu ocupă poziții fixe în rețeaua cristalină. (Tetraedrele de SiO4 și AlO4 sunt dispuse într-un sistem inelar. În interiorul canalelor formate se găsesc ionii alcalini, respectiv cei alcalino-pământoși care, neocupând poziții fixe, se pot schimba ușor între ei.)
 
O utilizare recentă a zeoliților și permutiților se bazează pe proprietatea lor de adsorbanți selectivi. Dacă gelul de aluminosilicat de sodiu, cu compoziția Na12[(AlO2)12(SiO2)12]·27H2O este încălzit la 350°C, sub vid, apa de hidratare se îndepărtează și rezultă o substanță cristalină cu simetrie cubică, în care tetraedrele AlO4 și SiO4 sunt astfel legate între ele, încât formează cavități de anumite dimensiuni începând de la 2 Å. Aceste cavități, care în stare hidratată sunt ocupate cu molecule de apă, în stare anhidră pot fi ocupate de diferite molecule cu care zeolitul vine în contact, în special cu moleculele ale căror dimensiuni sunt foarte apropiate de cele ale cavităților. Aceste molecule sunt menținute în cavități prin forțe de atracție de tip electrostatic și van der Waals. 
 
Zeoliții sunt capabili să absoarbă și să rețină numai moleculele având astfel de dimensiuni, încât tocmai să intre în cavități. Prin această adsorbție selectivă zeoliții se comportă ca adevărate site, de unde și numele ce li s-a dat de site moleculare. 
 
Sticla solubilă se obține prin topirea la temperatură înaltă a nisipului de cuarț cu carbonat de sodiu sau de potasiu (în raport de 1 mol oxid alcalin la 3-5 mol SiO2); prin urmare, sticla solubilă este un silicat de sodiu sau de potasiu. Are aspectul sticlei, însă este solubilă în apă, de unde și numele de sticlă solubilă. Se prezintă în bulgări de culoare albastră - când este silicat de potasiu, și incoloră - când este silicat de sodiu. 
 
Sticla solubilă are întrebuințări ca liant într-un chit special, necesar în industria chimică, sau ca liant pentru praful de șamotă cu care se căptușesc cuptoarele pentru fabricarea oțelului, apoi la fabricarea unor calități de hârtie pentru încleiere, etc. Deoarece nu arde, se utilizează pentru impregnarea diferitelor obiecte, pentru a fi apărate contra focului (de obicei se impregnează lemnul, diferite țesături expuse pericolului incendiilor. În industria alimentară se folosește la conservarea ouălor (silicatul de sodiu astupă porii cojii oului, formând un înveliș impermeabil). 
 
Sticla este un amestec de dioxid de siliciu cu silicați ai diferitelor metale. Neavând o compoziție chimică unitară, sticla nu are un punct de topire definit; devine lichidă pe la 1400°C. Înainte de a deveni lichidă, se înmoaie trecând prin toate gradele de vâscozitate, ceea ce îi permite să fie prelucrată prin suflare, presare sau turnare. Prin răcire se solidifică treptat într-o masă amorfă dură și transparentă. 
 
Sticla este formată din rețele neregulate care nu prezintă simetrie. Numai în domenii restrânse se pot deosebi anumite grupe de atomi, ca de exemplu, tetraedrele de SiO4; acestea sunt legate între ele prin vârfuri, ca și la combinațiile cristaline, însă așezarea lor fiind neregulată nu rezultă o rețea ordonată ca la cristale. 
 
Proprietățile fizice ale sticlei sunt în funcție de compoziția ei. O sticlă bogată în dioxid de siliciu se topește mai greu și este mai rezistentă față de agenți chimici. Componentele bazice scad rezistența ei față de agenții chimici; de aceea, sticlele bogate în alcalii sunt atacate de apă la fierbere. 
 
Alcaliile atacă sticla obișnuită mai ușor decât apa; în schimb, acizii o atacă mai greu. Acidul fluorhidric reacționează cu sticla. 
 
Deoarece nu conduce curentul electric, sticla este un bun izolator; cu creșterea temperaturii, însă, crește conductibilitatea electrică, iar în stare topită, sticla conduce curentul electric ca un electrolit. 
 
O proprietate a sticlei, de care trebuie să se țină seama, este sensibilitatea ei față de schimbările de temperatură. La răcirea obiectelor de sticlă, suprafața se contractă mai repede decât miezul, din care cauză o sticlă încălzită la temperatură înaltă și răcită brusc prezintă tensiuni care duc la sfărâmarea sticlei. Astfel, tensiunile într-o picătură de sticlă topită și răcită brusc în apă sunt atât de mari, încât numai o zgârietură a suprafeței sticlei duce la pulverizarea întregii mase. De aceea, obiectele de sticlă presate sau turnate trebuie răcite foarte încet ăn camere de răcire. 
 
Sticla obișnuită are compoziția Na2O·CaO·6SiO2. Ea se fabrică prin topirea în cuptor a nisipului de cuarț cu piatră de var și sodă calcinată; rezultă silicatul de sodiu și silicatul de calciu:
Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2
CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2
Sticla cu această compoziție se folosește pentru geamuri, borcane, sticle de vin, etc. 
 
Dacă la fabricarea sticlei se înlocuiește carbonatul de sodiu cu carbonat de potasiu, sticla obținută este mai rezistentă și se topește la temperatură mai înaltă. Asemenea sticlă se folosește pentru vase de laborator, tuburi pentru combustii la analiza elementară organică, etc. Dacă și calciul este înlocuit cu plumb, sticla respectivă capătă bune proprietăți de refracție optică, precum și o densitate mare. O asemenea sticlă este cristalul, folosit pentru obiecte de artă. Sticle bogate în plumb mai sunt flintul, folosit îndeosebi pentru instrumente optice, și strasul, cu putere mare de refracție, folosit pentru podoabe (imitații de diamante). 
 
Unele sticle conțin și cantități mici de oxid de aluminiu sau de oxid de bor, cum sunt sticlele “Jena”, “Duran”, “Pyrex” și altele, caracterizate printr-o mare rezistență la variațiile de temperatură. 
 
Prin adăugare de anumiți oxizi, care formează silicați colorați, se obțin sticle colorate; de exemplu, prin adăugarea de oxid de cobalt, sticla devine albastră; oxidul de crom o face verde, oxidul cupros roșie, dioxidul de mangan violetă, sulfatul de cadmiu galbenă etc. 
 
Glazurile sunt amestecuri în care predomină dioxidul de siliciu, oxizi de plumb, borax și diferiți alți oxizi, fiind asemănătoare cu cele întrebuințate la fabricarea sticlei colorate. În general, glazurile se aplică pe obiecte după ce au fost arse; acestea se ard din nou pentru topirea glazurii depuse pe suprafața obiectelor de care aderă. 
 
Emailul este o glazură opacă. Opacizarea se realizarea prin adăugarea de anumite substanțe ca: dioxid de staniu, fluoruri, fosfați etc. Emailul trebuie să fie antiacid, pentru că se aplică pe obiecte de metal. El este sensibil la diferențe mari de temperatură sau lovituri mecanice. Vasele emailate sunt foarte mult întrebuințate în industria chimică și în instalațiile sanitare. 
 
Produse ceramice. Obiectele obținute din amestecuri naturale sau preparate din argilă, caolin și alte substanțe se numesc produse ceramice. Proprietatea importantă a acestor substanțe ca materii prime pentru industria ceramică este plasticitatea. 
 
Produsele ceramice la ardere formează două faze, una solidă și alta lichidă; diferitele categorii de produse ceramice se disting prin proporția celor două faze. 
 
Porțelanul era cunoscut de chinezi încă din secolul al VI-lea. Abia în secolul al XVI-lea fabricarea porțelanului a apărut în Europa. 
 
Materiile prime necesare fabricării porțelanului sunt: caolinul (50%), cuarțul (25%) și feldspatul (25%). Amestecul este tratat fie cu o cantitate mică de apă, care îl transformă într-o masă plastică ce se prelucrează, fie cu un adaos de carbonat de sodiu, care îl face fluid, astfel încât poate fi turnat în forme de ghips în care se solidifică. După uscare, se arde la circa 900°C. După prima ardere, obiectul trebuie acoperit cu smalț: apoi se arde din nou la 1400-1500°C. Temperatura fiind foarte înaltă, masa devine transparentă. Uneori este suficientă numai o singură ardere. 
 
Porțelanul este dur, are aspect alb lăptos și un sunet clar la lovire. Nu este atacat de acizi, cu excepția acidului fluorhidric, dar este atacat de topituri alcaline. De fapt, el este o sticlă de silicați în care sunt fin repartizate cristale nedizolvate de cuarț și de silicați de aluminiu. 
 
Din porțelan se confecționează obiecte casnice și de artă, ustensile de laborator și piese izolante pentru industria electrotehnică. 
 
Faianța se fabrică din caolin, feldspat și nisip. Pasta se modelează în forme de ghips (care absoarbe apa); plăcile de faianță se confecționează prin presarea pastei. Obiectele de faianță ies din prima ardere poroase (sunt numite biscuit). Ele se smălțuiesc printr-o nouă ardere în cuptoare apeciale, la o temperatură de peste 1000°C. 
 
Din faianță se confecționează plăci, farfurii, castroane, căni, cuvete, instalații sanitare etc. 
 
Gresia este o ceramică colorată de obicei în cenușiu-cafeniu din cauza impurităților, mai ales de fier. Uneori este acoperită cu glazură formată din silicat dublu de sodiu rezultat în urma pulverizării obiectelor în cuptor, cu clorură de sodiu. Fiind rezistentă față de agenți chimici se întrebuințează pentru confecționarea vaselor, a tuburilor de condensare și conductelor pentru acizi, a vaselor pentru galvanizare, rezervoarelor pentru produse chimice etc. Se folosește și pentru plăci de pardoseli, podoabe de perete, vase de interior și altele. 
 
Majolica și teracota sunt fabricate din argilă de calitate inferioară; ele sunt brune-roșii din cauza oxidului de fier pe care-l conțin. Se pot smălțui ca și celelalte produse ceramice. 
 
Cărămida și țigla se fabrică din pământ argilos și puțin nisip, calitatea lor putând fi îmbunătățită prin adăugarea de cocs, alumină, etc. Amestecul se frământă cu apă; pasta obținută se toarnă în forme și se pune la uscat, fie la aer liber, fie în uscătorii artificiale. Apoi se arde la circa 800°C. Țiglele se pot smălțui cu diferite culori. 
 
Olăriile (străchini, castroane, ulcioare, căni, etc.) se fac dintr-un amestec de argilă feruginoasă, feldspat, nisip, etc. Ele sunt uneori smălțuite cu oxid de plumb, nisip și diferiți coloranți. Pentru ca plumbul să nu treacă în alimente, aceste vase trebuie spălate cu oțet înainte de a fi întrebuințate. (Urmele de plumb se transformă în acetat de plumb, care este solubil). 
 
Cimentul. Dacă se arde un amestec de piatră de var și argilă, rezultă o masă granulată - clincherul - care apoi se macină foarte fin. Produsul rezultat este cunoscut sub numele de ciment portland. El conține în medie 63% CaO, 1,5% MgO, 0,5% alcalii, 21% SiO2, 7% Al2O3, 3% Fe2O3, restul de 3% fiind alcătuit din anionii SO42-, CO32- etc. Arderea clincherului se efectuează în cuptoare în cuptoare rotative (figura de mai jos) la circa 1400°C. 
 
instalatie pentru fabricarea cimentului
Schema instalației pentru fabricarea cimentului:
1 - intrarea materiilor prime; 2 - ieșirea clinchetului din cuptor; 3 - ieșirea clincherului din cuptorul ajutător; 4 - intrarea combustibilului; 5 - ieșirea gazelor arse; 6 - intrarea aerului de răcire.
 
Formarea cimentului se explică prin faptul că, în timpul calcinării, piatra de var se descompune, iar argila se deshitratează; componentele bazice (ale calcarului) se combină cu componentele acide (ale argilei), formând silicați, aluminați și feriți de calciu. 
 
Cimentul amestecat cu apă formează o pastă care se întărește în câteva ore. Această întărire se numește priza cimentului. 
 
Priza cimentului este cauzată de transformarea de către apă a silicatului bicalcic, Ca2SiO4 în silicat monocalcic, CaSiO3, și hidroxid de calciu (concomitent are loc și descompunerea aluminaților și feriților). Cu timpul, hidroxidul de calciu trece în carbonat. Un rol important la priza cimentului are și formarea unei combinații cu compoziția 2CaO·SiO2·H2O. O parte din produsele de descompunere și transformare se separă sub formă de cristale microscopice, care imprimă masei de ciment o anumită rigiditate; celelalte produse de descompunere se transformă în silicați de calciu în stare coloidală, care asigură coeziunea și impermeabilitatea cimentului. 
 
În afară de cimentul portland, se mai fabrică și alte varietăți de ciment:
  • Cimentul de zgură este un ciment portland cu un adaos de zgură (de la cuptoare înalte). Compoziția sa chimică medie este următoarea: 26% SiO2, 14% Al2O3, 56% CaO, 2,5% MgO, 1,5% Fe2O3. 
  • Cimentul aluminos se obține prin încălzirea aproape de topire a unui amestec de bauxită și piatră de var. Compoziția chimică medie a unui ciment aluminos este: 10% SiO2, 40% Al2O3, 10% Fe2O3, 40% CaO. Acest ciment este mai bogat în Al2O3 și are caracteristica de a rezista mai bine la apă de mare sau la alte lichide care alterează cimentul portland. 
  • Cimentul roman a fost obținut inițial prin arderea unor pietre de var cu o cantitate mică de argilă. 
Cimentul se folosește în general pentru orice fel de lucrări de construcție, fie singur, fie sub formă de beton. 
 
Betonul se obține amestecând ciment, nisip, piatră de râu (de dimensiuni diferite) și apă. Proporțiile necesare amestecului sunt variabile, după scopul la care betonul trebuie să servească. Betonul turnat peste un schelet de oțel (format din bare de oțel) constituie betonul armat, forma superioară a construcțiilor moderne. Cele mai mari cantități de ciment se folosesc mai ales pentru case cu multe etaje, pentru drumuri moderne, baraje mari, pentru centralele hidroelectrice, poduri de beton armat cu deschideri imense, consolidări de terenuri și de sondaje petroliere foarte adânci în terenuri acvifere, diguri, etc. 
 
 
Tetrafluorura de siliciu, SiF4, este un gaz incolor care are miros înțepător și fumegă în aer. Se obține prin tratarea dioxidului de siliciu (cuarțului) cu acid fluorhidric (rezultat prin acțiunea acidului sulfuric asupra fluorinei):
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O;       \(\Delta\)H = -360 kcal/mol
Tetrafluorura de siliciu este o combinație stabilă. Apa o hidrolizează cu formare de acid fluorhidric:
SiF4 + 2H2O = SiO2 + 4HF
care poate<

Grupa 13 (III A)

Vezi videoclipul: Grupa 13 (III A) Vezi toată lecția: Grupa 13 sau grupa a III-a principală Citește teoria: Grupa 13 (III A)
 
Grupa a III-a principală a sistemului periodic cuprinde elementele bor, B, și aluminiu, Al, foarte răspândite în natură, și trei elemente rare: galiul, Ga, indiul, In, și taliul, Tl. 
 
Atomii acestor elemente au în stratul electronic exterior trei electroni de valență, ns2np1:
 
stratul electronic exterior al elementelor grupei 13
 
Datorită celor trei electroni de valență din stratul electronic exterior, numărul de oxidare maxim al elementelor grupei 13 este trei; acesta se manifestă mai ales în combinațiile halogenate și în cele oxigenate.  
 
Borul și aluminiul formează numai un număr redus de combinații în care manifestă numere inferioare de oxidare, pe când galiul, indiul și taliul pot fi trecuți ușor în stări de oxidare inferioare; taliul, în combinațiile sale, are mai mult gradul de oxidare +1 decât +3. 
 
Aceasta se datorează faptului că borul și aluminiul folosesc simultan cei trei electroni (s2p1) la formarea legăturilor; când atomul se găsește în stare excitată, un electron din nivelul, un  electron din nivelul s trece pe nivelul p, așa încât rezultă trei orbitali hibrizi s1p2. Elementele galiu, indiu și taliu prezintă două numere de oxidare: când participă numai electronul p și când intervin și cei doi electroni s (hibridizarea se face însă mai greu decât în cazul borului și aluminiului). 
 
Borul nu formează ioni, iar aluminiul numai în puține cazuri. Celelalte elemente din grupă pot ioniza formând cationi trivalenți, X3+:
X - 3e- = X3+
Galiul și indiul pot forma și cationi monovalenți, X+; combinațiile corespunzătoare sunt însă nestabile. 
 
Borul formează numai covalențe; de asemenea, și celelalte elemente ale grupei formează covalențe. 
 
În afară de covalența obișnuită, trei, a grupei, manifestată de atomul în stare excitată, adică având hibridizarea s1p2, elementele grupei pot forma și legături coordinative, în care atomii lor au rol de acceptori. Valența lor de coordinație obișnuită este patru; aluminiul poate manifesta și numărul de coordinație șase. 
 
Proprietățile fizice ale elementelor grupei sunt indicate în tabelul de mai jos. Se observă că galiul, indiul și taliul se deosebesc mult de aluminiu și, mai ales, de bor, în ceea ce privește punctele de topire și densitatea. 
 
Caracteristicile elementelor din grupa 13 a tabelului periodic
Numele și simbolul elementului Bor
B		 Aluminiu
Al		 Galiu
Ga		 Indiu
In		 Taliu
Tl
Numărul atomic 5 13 31 49 81
Configurația electronică exterioară 2s22p1 3s23p1 4s24p1 5s25p1 6s26p1
Masa atomică 10,81 26,98 69,72 114,82 204,37
Densitatea, g/cm3 (s) 2,34 2,70 5,91 7,31 11,85
Punctul de topire, °C
 2076 660,3 29,76 156,6 303,5
Punctul de fierbere, °C 2470 3927 2400 2072 1473
Potențialul de ionizare, eV 8,29 5,98 6,00 5,78 6,10
Electronegativitatea (Pauling) 2,0 1,5 1,6 1,7 1,8
Raza de covalență, Å 0,82 1,18 1,26 1,44 1,48
Raza ionică în cristal (pt. X3+), Å 0,20
(valoare teoretică)		 0,57 0,65 0,95 0,95
 
Punctul de topire foarte ridicat la bor indică o legătură puternică între atomii lui în stare solidă. Rețelele metalice ale celorlalte elemente se pot rupe cu mai multă ușurință și punctele lor de topire sunt deci mai scăzute. Punctele de fierbere ale elementelor grupei sunt ridicate și, în general, descresc cu creșterea masei atomice. Cu excepția borului, celelalte elemente se remarcă prin domeniul larg între punctul de topire și punctul de fierbere, proprietate deosebit de pronunțată la galiu. 
 
Dintre elementele grupei a III-a principală, numai borul are caracter nemetalic, dar destul de atenuat; toate celelalte elemente au caracter metalic. Accentuarea caracterului electropozitiv al elementelor din grupă nu se face însă în mod atât de regulat ca la elementele grupelor I și a II-a principale, și anume de la bor la aluminiu caracterul electropozitiv crește, iar de la aluminiu la galiu și apoi la indiu și taliu, el scade. 
 
Cauza este că, în timp ce de la beriliu la bor și de la magneziu la aluminiu sarcina nucleară crește cu o unitate, de la calciu la galiu ea crește cu 11 unități (deoarece se intercalează elementele de tranziție, la care se completează orbitalii d). Aceasta duce la o legare mai puternică a electronilor de valență, deci la o slăbire a caracterului electropozitiv. Situația este similară pentru indiu și taliu. 
 
Cu oxigenul, elementele grupei a III-a principale formează oxizi de tipul X2O3. Comportarea acestor oxizi variază de la bor la taliu. Astfel, oxidul de bor este o anhidridă acidă. Oxidul de aluminiu se comportă ca anhidridă acidă numai față de baze tare; de obicei se manifestă ca oxid bazic. Oxizii de galiu și de indiu sunt amfoteri cu caracter bazic predominant. Oxidul de taliu (III) este greu solubil, așa încât caracterul amfoter este mai slab; în schimb oxidul de taliu (I) are caracter puternic bazic. 
 
Cu hidrogenul, elementele grupei 13 formează hidruri. Acestea apar în stare liberă numai sub formă asociată, de exemplu (BH3)2, (AlH3)2. Legătura între molecule se face prin punți de hidrogen. 
 
Cu excepția borului, elementele grupei a III-a principale pot forma săruri în care au rol de component electropozitiv. De asemenea formează săruri duble. Astfel, aluminiul, galiul și indiul formează sulfați dubli (alauni) MIMIII(SO4)2·12H2O; taliul formează sulfați dubli de tipul MIMIII(SO4)2·4H2O. 
 
Dintre elementele grupei a III-a principale a sistemului periodic foarte importante sunt borul și aluminiul. 

Borul, B

Vezi videoclipul: Borul, B Vezi toată lecția: Grupa 13 sau grupa a III-a principală Citește teoria: Borul, B
 
Răspândire în natură. Borul se găsește în natură numai sub formă de combinații cu oxigenul: acid boric, borați, precum și în unii silicați. Combinații ale borului se găsesc în cantități foarte mici în fructe și în multe plante agricole (bumbac, sfeclă de zahăr, tutun etc.). El poate fi considerat ca un hormon anorganic al plantelor (în lipsa lui multe plante se ofilesc). 
 
Preparare. Borul se obține prin reducerea anhidridei borice cu magneziu sau sodiu (nu însă cu cărbune, deoarece în acest caz s-ar obține o carbură):
B2O3 + 3Mg = 2B + 3MgO
Borul obținut astfel, denumit și bor amorf, se prezintă sub formă de pulbere brună impură. 
 
Borul perfect pur se obține prin trecerea unui amestec de vapori de tribromură de bor, BBr3, și hidrogen, peste un filament de tantal (sau wolfram):
BBr3 + 3/2 H2 = B + 3HBr
La presiuni scăzute de BBr3 și temperaturi de 1300 - 1500°C ale filamentului, borul condensează pe filament sub formă de cristale macroscopice. 
 
Proprietăți. Borul se aseamănă, prin proprietățile lui fizice, cu primele elemente ale grupei a IV-a principale: carbonul și siliciul. 
 
Se cunosc mai multe forme polimorfe ale borului. În stare pură se prezintă sub formă de cristale negre, foarte dure (are duritatea 9,3), astfel încât zgârie toate corpurile, în afară de diamant. Are un punct de topire foarte înalt. 
 
Ca și în cazul carbonului, conductibilitatea electrică a borului, care este foarte mică la temperatură ordinară, crește odată cu temperatura (cam de 100 ori la o creștere a temperaturii de la 20 la 600°C.) Datorită acestui fapt, borul este folosit la aparate foarte sensibile pentru măsurarea temperaturilor, prin metode electrice. 
 
Borul în stare fin divizată este foarte reactiv, deosebindu-se de inerția chimică pe care o manifestă în stare cristalină compactă. Încălzit la aer la 700°C, borul arde cu flacără roșiatică. Ars în oxigen sau în substanțe care degajă oxigen se volatilizează în parte și colorează flacăra în verde:
4B + 3O2 = 2B2O3;       \(\Delta\)H = -175 kcal/mol
Borul reacționează la cald cu clorul (la 400°C), dând triclorura de bor, BCl3, sau cu bromul (la 700°C), dând tribromura de bor, BBr3 etc.; la temperaturi peste 900°C se combină cu azotul formând nitrura de bor, BN; cu carbonul formează carbura de bor, iar cu unele metale formează boruri. 
 
Borul este indiferent față de acizi în condiții obișnuite; acidul azotic concentrat și apa regală la cald îl oxidează lent la acid boric:
B + 3HNO3 = H3BO3 + 3NO2
Cu alcalii reacționează prin topire, dând borați:
2B + 6NaOH = 2Na3BO3 + 3H2
Din cauza afinității lui pentru oxigen și pentru alte elemente electronegative, borul poate reduce metalele din oxizi, sulfuri și cloruri. 
 
Utilizare. Borul se folosește la fabricarea oțelurilor speciale (de obicei sub forma unui aliaj de fier cu 10-20% B, numit ferobor), apoi la fabricarea diferitelor aliaje cu Cu, Cr, Si, W etc., întrebuințate în tehnică pentru calitățile lor remarcabile de rezistență mecanică și chimică. Borul se mai folosește încă și la întărirea grăsimilor, având rol de catalizator la hidrogenare. 
   
În combinațiile sale, borul este în general tricovalent. Halogenurile au însă și caracter ionic; ele manifestă tendința să hidrolizeze. Aceasta se explică prin sarcina mare a nucleului de bor raportată la un volum atomic mic. Sarcina relativ mare a nucleului de bor explică și afinitatea acestui element pentru oxigen. 
 
Din cauza proprietății lui de a forma covalențe, borul poate lega concomitent elemente electropozitive și electronegative, de exemplu hidrogen și oxigen. Din aceeași cauză poate forma lanțuri în care atomii de bor sunt uniți între ei (ca și atomii de carbon). 
 
Compușii borului manifestă tendința de a forma combinații complexe, ca de exemplu acidul fluoroboric, H[BF4], și sărurile sale, fluoroborații. 
 
Cele mai importante combinații ale borului sunt hidrurile, halogenurile, dar mai ales anhidrida borică și acidul boric.
 
   
Boranii. Chimia combinațiilor borului cu hidrogenului, adică chimia boranilor, este relativ recentă. 
 
Boranii se pot clasifica în două grupe, cu formulele generale BnHn+4 și BnHn+6. Toți boranii din prima grupă sunt relativ stabili din punct de vedere termic, pe când cei din grupa a doua sunt nestabili. 
 
Niciun boran izolat nu corespunde formulei simple saturate, BH3; cel mai simplu boran este diboranul, B2H6, care în multe proprietăți fizice se aseamănă cu etanul, C2H6. Se deosebește însă de acesta prin configurația electronică. 
 
Măsurători în infraroșu și de difracție electronică au sugerat pentru diboran o structură în care cei doi atomi de bor cu cei patru atomi de hidrogen terminali se găsesc în același plan, iar cei doi atomi de hidrogen care leagă atomii de bor ca punți se găsesc dispuși simetric deasupra și dedesubtul acestui plan.
 
structura diboranului
       Structura diboranului
 
Dacă se încălzește magneziu metalic cu un exces de trioxid de bor, se obține borura de magneziu, prin a cărei tratare cu un  acid (fosforic sau clorhidric) rezultă un gaz format din hidrogen ce conține diferiți borani, mai ales tetraboran, B4H10. Separarea acestora se face prin răcire cu aer lichid, urmată de distilare fracționată. Însă, această metodă este astăzi folosită numai pentru obținerea hexaboranului, B6H10.
 
Diboranul, B2H6, se obține cu randamente cantitative prin reacția dintre o hidrură metalică și trifluorura de bor, BF3, ca de exemplu din tetrahidroborat de sodiu:
3NaBH4 + 4BF3 = 3NaBF4 + 2B2H6
Diboranul se mai poate prepara prin reacția între triclorura de bor, BCl3, și hidrogen, peste un catalizator de Cu-Al, la 450°C. 
 
Boranii superiori se obțin prin reacții de “cracare” încălzind diboranul cu hidrogen în condiții specifice (figura de mai jos).
 
conversia reciproca a boranilor
    Conversia reciprocă a boranilor
 
Toți boranii sunt substanțe volatile, cu miros respingător, caracteristic; cei mai mulți se aprind în contact cu aerul. Boranii sunt hidrolizați de apă, dar mai ales de hidroxizi alcalini, când rezultă un borat și hidrogen. 
 
Boranii sunt folosiți pentru prepararea combustibililor pentru rachete de mare distanță.
 
Derivații boranilor. De la borani derivă un număr din ce în ce mai mare de compuși. Dacă se ține seamă și de derivații organici ai borului, chimia boranilor tinde să se apropie de varietatea și complexitatea chimiei compușilor carbonului. 
 
Hidroborații sunt combinații ale boranilor cu metalele; ei sunt de tipul MI[BH4]n, unde metalul poate fi un metal alcalin, sau Be, Mg, Al, Ti, Th, etc. Dintre hidroborații alcalini, care sunt substanțe nevolatile și stabile, cel mai obișnuit este tetrahidroboratul de sodiu, NaBH4, folosit ca agent reducător, sau pentru prepararea boranilor. Hidroborații sunt în general combinații ionice. 
 
Borazina, B3N3H6, are oarecare asemănări cu benzenul, cu care este izoelectronic și izostructural:
 
structura borazina versus benzen
Borazină                                       Benzen
 
Însă, în timp ce la benzen, legăturile sunt nepolare și nucleul benzenic este rezistent la reacțiile de adiție, nucleul de borazină este foarte reactiv; poate adiționa cu ușurință trei molecule de H2O sau HCl. Se descompune cu ușurință în timp. 
   
Toți halogenii formează cu borul compuși de tipul BX3. De asemenea se cunoaște o clorură de bor, cu compoziția B2Cl4. Dintre halogenurile de bor, cea mai importantă este trifluorura, BF3, un gaz incolor care se poate prepara prin încălzirea trioxidului de bor, B2O3, cu tetrafluoroborat de amoniu, NH4BF3:
2B2O3 + NH4BF4 = BF3 + NH4B4O6F
Trifluorura de bor este unul dintre cei mai energici acceptori de electroni (acid Lewis) cunoscuți; formează combinații de adiție cu alcooli, eteri, amine, etc. Datorită acestei proprietăți este folosit la promovarea diferitelor reacții organice, comportându-se ca un catalizator. 
 
La trecerea unor cantități mici de BF3 în apă se obține o soluție de acid fluoroboric:
4BF3 + 6H2O = 3H3O+ + 3BF4- + B(OH)3
Acidul fluoroboric nu a fost izolat în stare pură; sărurile sale au fost însă izolate ca, de exemplu, cele de NH4+, de metale alcaline și alcalino-pământoase. 
 
   
După fluor, borul manifestă cea mai mare afinitate pentru oxigen. Compușii de bor cu oxigenul conțin unitatea structurală BO3 plană, cu unghiuri de 120°, sau unitatea structurală BO4, tetraedrică. 
 
Trioxidul de bor sau anhidrida borică, B2O3, se obține prin arderea borului în curent de oxigen sau prin deshidratarea acidului boric. Este o masă sticloasă, incoloră, care se topește la circa 600°C. Anhidrida borică nu este redusă de cărbune. Este solubilă în apă cu mare degajare de căldură din cauza formării acidului boric:
B2O3 + 3H2O = 2H3BO3
În stare topită, trioxidul de bor dizolvă majoritatea oxizilor metalici dând sticle de borat. 
 
Acidul boric, mai exact acidul ortoboric, H3BO3, se găsește în natură în ținuturile vulcanice (Toscana), în gazele amestecate cu vapori de apă care ies din pământ (“fumarole”), precum și în unele izvoare termale. În cantități foarte mici se găsește în fructe. 
 
Acidul boric se prepară prin acțiunea acidului clorhidric sau acidului sulfuric asupra tetraboratului de sodiu (Na2B4O7, borax):
Na2B4O7 + 2HCl + 5H2O = 2NaCl + 4H3BO3
Acidul boric se prezintă sub formă de cristale albe strălucitoare, aciculare, în care unitățile B(OH)3 sunt unite între ele prin punți de hidrogen formând straturi cu simetrie aproape hexagonală. Distanța dintre straturile cristalului este de 3,18 Å, ceea ce explică clivajul pronunțat al acidului boric. Încălzit la flacără se volatilizează colorând flacăra în verde. Solubilitatea lui în apă crește cu temperatura. La fierberea unei soluții de acid boric cu apă se volatilizează și acidul boric (așa se explică existența lui în amestec cu vaporii de apă care se degajă o dată cu gazele vulcanice). 
 
Acidul boric este un acid tribazic foarte slab (K1 = 7,3·10-10). Prin încălzire, acidul boric pierde treptat apa trecând în final în trioxid de bor, B2O3:
 
incalzire acid boric
 
Acidul boric reacționează cu oxizii metalici formând săruri. El are proprietatea de a pune în libertate acizii volatili din sărurile lor. Astfel, dacă se tratează clorură de sodiu cu acid boric se degajă acid clorhidric: 
H3BO3 + NaCl = HCl + NaBO2 + H2O
Cu acidul silicic, respectiv silicați, formează silicați complecși (borosilicați); cu alcooli formează esteri. (esterul metilic al acidului boric imprimă flăcării de alcool o culoare verde caracteristică.)
 
Cea mai mare parte a acidului boric este întrebuințată pentru prepararea emailurilor și a glazurilor, la prepararea boraxului și a altor borați, la prepararea diferitelor culori minerale, ca agent de impregnare ignifug pentru țesături, pentru conservarea unor alimente (carne, pește, ouă), pentru prepararea unor produse antiseptice și în cosmetică. 
 
Sărurile acidului boric - borații - se găsesc și în natură ca minerale, de obicei în formă hidratată. În stare anhidră se prepară prin topirea anhidridei borice cu oxizi metalici, când se poate obține o gamă întreagă de borați cristalizați. 
 
Compoziția boraților nu corespunde numai acidului ortoboric, ci și unei varietăți de forme condensate, care pot conține chiar mai mult de cinci atomi de bor într-un anion borat. Acești anioni sunt polimeri ciclici sau liniari formați prin unirea unor unități de BO3 sau BO4 prin intermediul unor atomi de oxigen comuni. Un exemplu de borat cu anion ciclic (I) este K3B3O6 și un exemplu de borat cu anioni în formă de lanț (II) este CaB2O4:
 
borat cu anion ciclic și borat cu anion in forma de lant
 
Borații hidratați care se obțin prin cristalizare din soluții apoase conțin de asemenea polianioni în cristal. 
 
Borații alcalini sunt ușor solubili în apă, soluțiile apoase având reacție bazică din cauza hidrolizei. Ceilalți borați sunt greu solubili. Dintre borați, mai important din punct de vedere tehnic este boraxul. 
 
Tetraboratul de sodiu sau boraxul, Na2B4O7·10H2O, adică sarea de sodiu a acidului tetraboric (care nu se cunoaște în stare liberă), se găsește în natură sub forma mineralelor tincal, Na2B4O7·10H2O (în Tibet), sau kernit, Na2B4O7·4H2O. Boraxul se prepară prin tratarea acidului boric cu o soluție caldă de hidroxid de sodiu:
4H3BO3 + 2NaOH = Na2B4O7 + 7H2O
Se prezintă sub formă de cristale monoclinice, incolore, puțin solubile în apă la temperatura obișnuită; soluția apoasă are caracter puternic bazic. Boraxul cristalizează în mod curent cu 10 molecule de apă, pe care le pierde prin încălzire la circa 400°C. Se topește la 878°C trecând într-o masă sticloasă. În stare topită dizolvă oxizi metalici și formează săruri duble ale acidului metaboric. Deoarece acestea au deseori culori caracteristice, formarea lor este aplicată în chimia analitică, pentru recunoașterea metalelor. Probele se fac cu perle de borax. Culoarea perlelor variază nu numai după natura metalului, ci și după cum flacăra este oxidantă sau reducătoare. 
 
Boraxul se folosește în industria sticlei și ceramicii la prepararea glazurilor, sticlelor colorate, strasului, sticlei de Yena, sticlelor optice, etc., în metalurgie pentru sudură și lipire (dizolvând oxizii metalici, este un foarte bun decapant), în industria săpunurilor nealcaline, ca adaos la cleiuri (ca să nu mucegăiască), în industria textilă ca mordant și pentru spălarea pânzeturilor, în cosmetică, în medicină etc. 
 
Peroxoborații sunt combinații de adiție a apei oxigenate la borați, adică borați-peroxihidrați (de exemplu NaBO2·H2O2). Deoarece în soluție apoasă se descompun cu punerea în libertate a apei oxigenate, sunt folosiți ca agenți de înălbire și dezinfectanți. 
 
Cel mai important borat-peroxihidrat este perboraxul, Na2B4O7·H2O2·9H2O, care se obține prin dizolvare în apă a unui amestec de acid boric și peroxid de sodiu:
4H3BO3 + Na2O2 = Na2B4O7·H2O2 + 5H2O
Din apă cristalizează borat-peroxihidratul NaBO2·H2O2·3H2O, care este o sare albă, cristalină, folosită în prafurile de spălare și albire, pentru conținutul său de “oxigen activ”, pe care îl pune în libertate. 

Galiul, Ga

Vezi videoclipul: Galiul, Ga Vezi toată lecția: Grupa 13 sau grupa a III-a principală Citește teoria: Galiul, Ga
Galiul este omologul aluminiului; prezența lui în tabelul periodic și proprietățile sale au fost prevăzute de Mendeleev (este elementul eka-aluminiu).
 
Galiu este un element rar. Se găsește în unele blende, dar în concentrații de până la 0,002%. Galiul însoțește aluminiul în mineralele lui (bauxite, caolinit), dar sub formă de urme (până la 0,01%). Din aceste minereuri poate fi extras prin electroliză. Numai germanitul (un tiogermanat de cupru și fier) poate conține o cantitate mai mare de galiu (0,6%). 
 
Galiul se extrage din prafurile și nămolurile uzinelor metalurgice de metale neferoase. 
 
Galiul este un metal maleabil cu aspect argintiu; este mai moale decât aluminiul și are un punct de topire foarte scăzut (29,78°C). Topit, galiul se poate menține în stare de supratopire la temperatură obișnuită (dacă nu vine în contact cu un cristal de galiu). De aceea este folosit drept lichid pentru termometre de cuarț, folosite la măsurarea temperaturilor în intervale mari (de la circa 30 până la peste 1000°C). 
 
Galiul este atacat de clor, brom, de unii acizi și de hidroxizii alcalini. Galiul corodează majoritatea celorlalte metale deoarece difuzează rapid în rețelele lor. 
 
În mai toate combinațiile lui, galiul are numărul de oxidare +3. Sărurile lui sunt incolore și hidrolizează în soluție apoasă ca și sărurile de aluminiu. 
 
Ca metal, galiul are puține utilizări; este folosit, în afară de umplerea unor termometre speciale, la prepararea unor aliaje cu aur (pentru bijuterii), cu aluminiu (pentru aliaje rezistente la tratamente termice), sau ca activator în vopsele luminoase. În schimb, arseniura de galiu, GaAs, este foarte mult utilizată ca semiconductor. Alți compuși ai galiului utilizați ca materiale semiconductoare sunt nitrura de galiu, GaN, antimoniura de galiu, GaSb, și fosfura de galiu, GaP.

Aluminiul, Al

Vezi videoclipul: Aluminiul, Al Vezi toată lecția: Grupa 13 sau grupa a III-a principală Citește teoria: Aluminiul, Al
Răspândire în natură. Aluminiul este cel mai răspândit metal în natură; el alcătuiește 8,1% din scoarța pământului. Aluminiul nu există în stare nativă. Dintre mineralele de aluminiu, mai importante sunt: micele (alumino-silicați de fier și de magneziu sau de metale alcaline), feldspații (alumino-silicați de potasiu sau de sodiu, K[AlSi3O8], respectiv Na[AlSi3O8]) și produsele de alterare ale acestora: caolinul și argila, (Al2O3·2SiO2·2H2O), corindonul (oxidul de aluminiu, Al2O3) și varietățile lui, bauxita - oxidul de aluminiu hidratat, AlO(OH), apoi criolitul - fluoroaluminatul de sodiu, Na3[AlF6], etc. 
 
Importante zăcăminte de bauxită există în Franța (în localitatea Les Beaux, de unde se trage și numele de bauxită), Ungaria, Rusia, India, S.U.A.. În România, zăcămintele de bauxită sunt în munții Apuseni. 
 
Obținere. Fabricarea aluminiului cuprinde două etape: I) fabricarea oxidului de aluminiu (alumină); II) obținerea aluminiului din alumină. 
 
I) Fabricarea oxidului de aluminiu. Aluminiul, mai ales cel destinat construcțiilor de avioane, nu trebuie să conțină nici fier, nici siliciu. De aceea, când bauxitele conțin cantități mai mari de fier și siliciu, ele trebuie supuse unor tratamente prealabile de purificare. 
 
Procedeul Bayer este unul dintre cele mai răspândite procedee pentru fabricarea aluminei din bauxite sărace în fier și silice. În acest procedeu, bauxita, în prealabil calcinată și măcinată,, este tratată cu hidroxid de sodiu, în autoclave, la 4-6 atm și 160-180°C. Oxidul de aluminiu din bauxită trece în soluție sub formă de aluminat de sodiu, Na[Al(OH)4]. Amestecul se filtrează, separându-se soluția de aluminat de sodiu de hidroxizii de fier și de combinațiile siliciului cu aluminatul de sodiu (care formează așa-numitele “noroaie roșii’). În soluția cu aluminatul de sodiu se introduce fie un curent de dioxid de carbon, când precipită hidroxidul de aluminiu:
2Na[Al(OH)4] + CO2 = 2Al(OH)3 + Na2CO3 + H2O
fie cantități mici de Al(OH)3, care amorsează descompunerea aluminatului având rol de germen de cristalizare pentru separarea hidroxidului de aluminiu:
Na[Al(OH)4] → Al(OH)3 + NaOH
Hidroxidul de aluminiu obținut se calcinează în cuptoare rotative la 1200°C când trece în oxid de aluminiu:
Na[Al(OH)4 → Al2O3 + 3H2O
Noroaiele roșii rămase de la separarea hidroxidului de aluminiu conțin, în afară de oxizi de fier și silice, oxid de titan și oxid de vanadiu, a căror extragere este o problemă luată în considerare. 
 
Un conținut mai mare de siliciu în bauxită (peste 5%) este dăunător, deoarece silicea trece în Al2O3, de unde poate pătrunde în aluminiul metalic. De aceea, asemenea bauxite trebuie îmbogățite în Al2O3, ceea ce se realizează în instalații speciale de spălare. 
 
II) Obținerea aluminiului din alumină. Oxidul de aluminiu nu poate fi redus cu cărbune, deoarece s-ar forma carbura de aluminiu, Al4C3; de aceea se folosește electroliza topiturii de oxid de aluminiu. Cum însă alumina are un punct de topire foarte ridicat (2050°C), în topitură de adaugă drept fondant criolit (și, uneori, fluorină), care scade temperatura de topire la 980°C. Se lucrează la intensități de curent de peste 50 000A. 
 
Celula electrolitică este formată dintr-o cuvă de oțel căptușită cu blocuri de grafit ce constituie catodul; anodul este alcătuit tot din blocuri de grafit suspendate în topitură (după cum e ilustrat în figura de mai jos).
 
celula electrolitica pentru fabricarea aluminiului
 
Celulă electrolitică pentru fabricarea aluminiului:
1 - anod; 2- catod; 3 - izolația termică; 4 - căptușeală cu grafit;
5 - canal pentru scurgerea aluminiului topit; 6 - aluminiu topit;
7 - oxid de aluminiu cu criolit; 8 - electrolit solid; 9 - crustă.
 
Prin trecerea curentului electric, aluminiul se adună în jurul catodului la fundul celulei, de unde este scos periodic, iar oxigenul este pus în libertate la anod, unde se unește cu carbonul electrodului formând oxizi de carbon. Anodul fiind consumat, trebuie înlocuit din când în când. 
 
Aluminiul obținut este impur și trebuie rafinat. Pentru obținerea unui aluminiu foarte pur, cu 99,90-99,99% Al, se folosește rafinarea electrolitică. 
 
Proprietăți fizice. Aluminul este un metal alb-argintiu, care cristalizează în sistemul cubic cu fețe centrate. Este un metal ușor, mai puțin dur decât cuprul. Aluminul este un foarte bun conducător de căldură și electricitate. Conductibilitatea electrică și cea termică sunt aproximativ pe jumătate față de cupru. Aluminiul este foarte plastic; poate fi laminat sau bătut în foi foarte subțiri și tras în sârmă fină. 
 
Proprietăți chimice. Aluminul este un element activ din punct de vedere chimic. Deși are caracter puternic electropozitiv, la temperatură obișnuită aluminiul pur devine stabil în aer, deoarece este apărat de pelicula subțire (0,00001 mm grosime) de oxid de aluminiu format la suprafața lui. Tot așa de stabil este față de apă; pelicula de oxid este formată în urma reacției dintre aluminiu și vaporii de apă din atmosferă. 
 
Formarea peliculei de oxid de aluminiu care protejează metalul de acțiunea aerului și umezelii poate fi împiedicată prin amalgamarea suprafeței aluminiului. De aceea, o bucată de tablă de aluminiu amalgamată prin frecarea suprafeței cu o soluție concentrată de clorură mercurică sau pulbere de oxid de mercur, sau, direct, cu mercur, expusă la aer, se acoperă cu eflorescențe albe datorate formării hidroxidului de aluminiu (sub influența umidității din aer). 
 
Încălzit până la 700°C, aluminul în pulbere arde în aer cu lumină strălucitoare, formând oxid de aluminiu:
4Al + 3O2 = 2Al2O3;      \(\Delta\)H = -402 kcal/mol
Cantitatea de căldură degajată în această reacție este apreciabilă. 
 
Din cauza afinității mari a aluminiului pentru oxigen, el îl scoate din oxizii metalelor mai puțin active. De exemplu, dacă un amestec format din pulbere de aluminiu și oxid de fier (amestecul format din pulberea de aluminiu și un oxid de fier se numește termit) este aprins, reacția care are loc este extrem de energică, iar căldura degajată ridică temperatura produselor până peste 2000°C:
2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2 Fe;      \(\Delta\)H = -195 kcal/mol
La această temperatură fierul se topește, iar oxidul de aluminiu se ridică la suprafață. Reacția stă la baza procedeului aluminotermic aplicat la extragerea unor metale (mangan, crom, vanadiu, etc.) din oxizii lor, precum și pentru obținerea temperaturii înalte necesare sudurii fierului. 
 
Aluminul reacționează cu clorul și bromul la temperatură obișnuită, iar cu iodul la încălzire. Cu azotul și carbonul se combină la temperaturi foarte înalte. Cu acizii minerali reacționează la cald, formând sărurile corespunzătoare. Față de acidul azotic este pasiv din cauza formării peliculei de oxid (la fierbere, pasivitatea dispare). Din această cauză, acidul azotic poate fi transportat în vase de aluminiu. Acizii organici (acidul acetic sau acidul citric) îl atacă la temperaturi mai înalte (circa 100°C). 
 
Aluminiul reacționează energic cu hidroxizii alcalini; se formează un hidroxoaluminat și se dezvoltă hidrogen. Reacția se desfășoară în două etape. În prima etapă, pelicula de oxid de aluminiu fiind îndepărtată de soluția de hidroxid alcalin, aluminiul metalic reacționează cu apa; rezultă hidroxidul de aluminiu care, în etapa a doua, cu hidroxidul alcalin, formează hidroxoaluminați, de exemplu:
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
Utilizare. Aluminiul împreună cu aliajele sale constituie unul dintre cele mai utilizate metale. 
 
Deoarece la temperatura obișnuită conductibilitatea electrică a aluminiului este de aproximativ jumătate din conductibilitatea electrică a cuprului, iar densitatea este aproximativ de trei ori mai mică decât a cuprului, există din ce în ce mai mult tendința de a se înlocui cablurile electrice de cupru cu cabluri de aluminiu. 
 
Conductibilitatea termică a aluminiului și rezistența sa față de agenți chimici îl fac apt pentru confecționarea de căldări, serpentine, refrigerente, cisterne industriale, vase de menaj, diferite ambalaje, mai ales de medicamente, etc.
 
Aluminiul topit poate fi pulverizat prin procedeul de metalizare cu flacără oxi-acetilenică și astfel depus pe suprafața altor metale, pe care le protejează; acest procedeu este utilizat la protecția stâlpilor de fontă (contra ruginii), la metalizarea rezervoarelor de oțel, a unor instalații industriale, mai ales a instalațiilor așezate în aer liber, etc. Aluminiul depus prin vaporizare pe sticlă formează o oglindă cu putere bună de reflexie, folosită mai ales pentru telescoape. 
 
Aluminiul este foarte mult folosit pentru alitarea pieselor de fontă sau oțel (alitarea este procedeul de acoperire cu aluminiu a fierului, fontei și oțelului). În acest scop, piesele se scufundă în aluminiu topit sau e încălzesc într-un amestec de pulbere de aluminiu și oxid de aluminiu. Aluminiul pătrunde la suprafața piesei, formând cu fierul o soluție solidă. 
 
În amestec cu azotatul de amoniu și cărbune, aluminiul este folosit drept exploziv (amonal). În chimia organică aluminiul este folosit ca reducător. Prin aluminotermie se obțin metale foarte pure, lipsite de carbon, ceea ce este foarte important pentru folosirea lor în oțeluri speciale. 
 
Aluminiul laminat în foi subțiri servește pentru împachetat alimente, în locul staniului, care este mult mai scump. 
 
Aliaje de aluminiu. Aluminiul, fiind moale ca metal pur, nu poate fi valorificat tehnic ca atare, ci trebuie aliat cu alte metale. Astfel, cuprul îi mărește rezistența la rupere (dar îi scade rezistența la coroziune); magneziul îi mărește rezistența la coroziunea agenților alcalini și a apei de mare; siliciul îi mărește rezistența chimică (dar îi micșorează conductibilitatea electrică) etc. 
 
Aliajele de aluminiu cu circa 4% Cu și cantități mici de Mn și Mg au o mare duritate; ele sunt foarte întrebuințate în tehnica modernă sub denumirea generală de duraluminiu, mai ales în industria aeronautică și a automobilelor. Hidronaliul este un aliaj de aluminiu cu 3-12% Mg, rezistent la acțiunea apei de mare. Magnaliul, aliaj cu compoziția 70-98% Al, 2-30% Mg și mici adaosuri de Sb, Cu, Cr, Ni, se poate suda, nichela, auri și lustrui foarte bine, având și o bună rezistență la rupere. Folosește pentru obținerea oglinzilor incasabile pentru diferite aparate optice, în ceasornicărie, electrotehnică, pentru automobile, etc. 
 
Aliajele de aluminiu cu 12-14% Si, cunoscute sub numele de silumin, se pot trage foarte ușor în fire. Ele sunt mai rezistente la acțiunea acizilor decât aluminiul pur. 
 
 
În combinațiile sale obișnuite, aluminiul are numărul de oxidare +3, (datorită celor trei electroni de pe stratul electronic exterior). Sărurile e aluminiu cristalizează de obicei cu un număr mare de molecule de apă. Soluțiile apoase ale sărurillor conțin ioni Al3+, incolori, care sunt puternic hidratați (un ion Al3+ poate lega 18H2O). Ele au caracter acid din cauza hidrolizei:
Al3+ + 3H2O = Al(OH)3 + 3H+
Aluminiul manifestă tendința să formeze și combinații complexe. În aceste combinații, valența coordinativă maximă a aluminiului este șase. 
 
 
Oxidul de aluminiu sau alumina, Al2O3, se găsește în natură cristalizat, incolor (corindon) sau colorat de diferite impurități în galben (topaz), în roșu (rubin), în albastru (safir), în violet (ametist), toate varietățile fiind cristale foarte dure (duritatea 9). Emeri, folosit datorită durității sale pentru șlefuit (șmirghel), este colorat în negru de oxid de fier și de alte impurități. 
 
Oxidul de aluminiu rezultă prin calcinarea hidroxidului de aluminiu sau, în industrie, din bauxită, caolin sau argilă, prin diferite procedee arătate la prepararea aluminiului. 
 
Există diferite modificații cristaline ale oxidului de aluminiu. Modificația obișnuită (\(\alpha\)-Al2O3) cristalizează în sistemul hexagonal. Sub această formă se găsește corindonul. Modificația cubică a oxidului de aluminiu (\(\gamma\)-Al2O3) rezultă prin deshidratarea hidrargilitului sau boemitului (constituenți ai bauxitei) și are o structură similară spinelilor. Prin încălzire peste 1000°C trece în \(\alpha\)-Al2O3, căldura de transformare fiind 20,6 kcal/mol. Așa-numita modificație cristalină \(\beta\)-Al2O3 s-a dovedit a fi în realitate un oxid mixt). 
 
Oxidul de aluminiu este stabil din punct de vedere termic, căldura lui de formare fiind foarte mare (\(\Delta\)H = -402,3 kcal/mol). Modificația \(\alpha\) este insolubilă și rezistentă la atacul acizilor diluați; modificația \(\gamma\) este higroscopică și se dizolvă în acizi. 
 
Oxidul de aluminiu are caracter amfoter: față de baze tari se comportă ca anhidridă acidă; de obicei funcționează însă ca oxid bazic. 
 
Oxidul de aluminiu este folosit la prepararea aluminiului metalic, ca abraziv, la confecționarea de cărămizi refractare, la căptușirea unor cuptoare de temperaturi înalte etc. Oxidul de aluminiu rezultat prin autooxidarea aluminiului amalgamat, fiind foarte activ, este folosit drept catalizator (sau suport de catalizator), absorbant sau schimbător de ioni. 
 
Oxidul de aluminiu se întâlnește și sub formă de oxizi micști, cu alte metale, ca de exemplu în mineralele spinel, MgAl2O4 (adică MgO-Al2O3) și crisoberil, BeAl2O4. 
 
Oxihidroxizii și hidroxizii de aluminiu se prezintă sub diferite forme. 
 
La tratarea soluțiilor de săruri de aluminiu cu amoniac se separă la rece un precipitat gelatinos (cu conținut variabil de apă) de oxid de aluminiu hidratat. În timp, dar mai ales la încălzire, acest hidrogel trece în oxihidroxid de aluminiu AlO(OH), care este cristalin. 
 
Oxihidroxidul de aluminiu se găsește în natură ca mineralul bauxită, rezultat prin dezagregarea silicaților de aluminiu din roci. Oxihidroxidul de aluminiu cristalin, preparat, corespunzător bauxitei, se numește boemit. O altă modificație cristalină a oxihidroxidului de aluminiu este diasporul, care cristalizează în sistemul rombic. Și acesta se găsește în natură ca mineral. 
 
Prin încălzire, oxihidroxidul de aluminiu pierde apa și trece în oxid de aluminiu, și anume: boemitul (bauxita) la 300°C trece în \(\gamma\)-Al2O3, iar diasporul la 420°C trece în \(\alpha\)-Al2O3 (corindon). 
 
La tratarea soluțiilor de aluminați cu dioxid de carbon se separă un precipitat de natură cristalină, având compoziția Al(OH)3, adică hidroxidul de aluminiu:
2[Al(OH)4]- + CO2 = 2Al(OH)3 + CO32- + H2O
Când precipitarea hidroxidului de aluminiu din soluția de aluminat se face lent și la rece, rezultă \(\alpha\)-Al(OH)3. În această formă se numește hidrargilit. Hidrargilitul se găsește și în natură ca mineral. Când precipitarea se efectuează cu viteză mare, atunci hidroxidul de aluminiu se separă sub formă de bayerit, \(\gamma\)-Al(OH)3, care este o formă metastabilă. Bayeritul se mai poate obține prin menținerea îndelungată a boemitului în apă sau în soluție diluată de hidroxid alcalin. 
 
Hidrargilitul se dizolvă foarte greu în acizi. Prin încălzire îndelungată, în vas închis, la 150°C, pierde apă și trece în oxihidroxidul de aluminiu, AlO(OH), cristalin. 
 
Mai jos sunt indicate transformări ale diferitelor modificații cristaline de oxizi și hidroxizi de aluminiu:
 
transformarile modificatiilot cristaline de oxizi si hidroxizi de aluminiu
 
Hidroxidul de aluminiu are caracter amfoter. Astfel, datorită capacității de a adiționa alți ioni OH-, reacționează cu hidroxizi alcalini formând hidroxoaluminați de tipul [Al(OH)4]-, [Al(OH)5]2- și [Al(OH)6]3-:
Al(OH)3 + OH- = [Al(OH)4]-
Pe de altă parte, ioni H+ (proveniți de la acizi) pot scoate ioni OH- din ionul [Al(OH)4]-. În funcție de concentrația ionilor H+ se stabilesc echilibrele:
[Al(OH)4]- + H+ ⇄ Al(OH)3 + H2O
Al(OH)3 + 3H+ ⇄ Al3+ + 3H2O
Aceste echilibre caracterizează comportarea amfoteră a hidroxidului de aluminiu. 
 
Hidroxidul de aluminiu se întrebuințează la prepararea sărurilor de aluminiu, mai ales a sulfatului și a oxidului de aluminiu, apoi ca mordant în vopsitorie, în industria lacurilor, la purificarea apelor, pentru prepararea cernelurilor de tipar etc. 
 
 
Dintre sărurile de aluminiu, mai importante sunt fluorura, clorura, sulfatul, silicații și acetatul. 
 
Fluorura de aluminiu, AlF3, poate fi preparată prin trecerea acidului fluorhidric peste aluminiu sau oxid de aluminiu:
Al + 3HF = AlF3 + 3/2 H2
Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + H2O
În stare anhidră este o pulbere albă, insolubilă în apă, acizi și hidroxizi alcalini. Cu fluoruri alcaline formează săruri duble, respectiv săruri complexe, fluoroaluminați. Dintre acestea, importanță tehnică are criolitul, Na3AlF6. Acesta se găsește în natură, dar în mod obișnuit se obține prin tratarea caolinului și sodei cu acid fluorhidric, sau din fluorură de calciu, CaF2. Se folosește ca fondant la obținerea aluminiului în celule electrolitice și ca opacizant în industria sticlei și ceramicii. 
 
Clorura de aluminiu, AlCl3, se obține anhidră prin trecerea clorului peste aluminiu încălzit sau peste un amestec de oxid de aluminiu și cărbune:
Al2O3 + 3C + 3Cl2 = 2AlCl3 + 3CO
Este o substanță cristalină, higroscopică. Sublimează la 183°C. În apropierea punctului de sublimare, vaporii de clorură de aluminiu sunt bimoleculari, Al2Cl6; pe la 800°C însă, moleculele sunt simple, AlCl3. 
 
La aer fumegă puternic, deoarece hidrolizează din cauza umidității atmosferice:
AlCl3 + 3H2O = Al(OH)3 + 3HCl
Este foarte solubilă în apă; soluția apoasă are caracter puternic acid. Din soluție, clorura de aluminiu cristalizează cu șase molecule de apă. 
 
Clorura de aluminiu este un acid Lewis puternic. Anhidra formează multe combinații de adiție cu diferiți compuși organici (eteri, esteri etc.), ai căror molecule au perechi de electroni neparticipanți (care completează octetul aluminiului). De asemenea formează combinații de adiție și cu compuși anorganici (H2S, SO2, PCl3 etc.). Cu cloruri alcaline formează săruri duble. În chimia organică este folosită în unele reacție speciale (reacții Friedel-Crafts), drept agent de condensare, transmițător de clor, precum și drept catalizator. În cosmetică este folosit ca astringent. 
 
Sulfatul de aluminiu, Al2(SO4)3, se fabrică din caolin sau bauxită, prin tratate cu acid sulfuric. Este o substanță albă, solubilă în apă, cu gust astringent. În urma hidrolizei, soluția are caracter acid. Din soluție cristalizează cu 18 molecule de apă. Cu sulfați alcalini formează sulfați dubli, alauni. 
 
Sulfatul de aluminiu se folosește în industria hârtiei (pentru încleierea hârtiei), în tăbăcărie, în imprimeria textilă, ca mordant, precum și ca materie primă pentru obținerea altor combinații ale aluminiului. 
 
Alaunul sau piatra acră este sulfatul dublu de aluminiu și potasiu, KAl(SO4)2·12H2O. Se prepară prin tratarea argilei uscate cu acid sulfuric și amestecarea soluției concentrate cu sulfat de potasiu. Este o substanță cristalizată în octaedre incolore, solubilă în apă caldă și foarte astringentă. Ca și sulfatul de aluminiu este mult întrebuințat în vopsitorii textile pentru fixat culorile (este un mordant), apoi pentru limpezirea apelor tulburi, tăbăcărie, la fabricarea hârtiei, în medicină etc. 
 
Alaunii sunt o clasă de combinații în compoziția cărora pot intra și alte metale; astfel, ca metal trivalent mai pot funcționa fierul sau cromul, iar ca metal monovalent, rubidiul, cesiul amoniul și taliul. Toți alaunii au formula MIMIII(SO4)2·12H2O și cristalizează în octaedre; ei sunt izomorfi. 
 
Silicații de aluminiu sunt de asemenea importanți, atât cei naturali - baza industriei ceramice - cât și cei preparați (vezi Silicați).
 
Acetatul de aluminiu, Al(CH3COO)3, se obține prin tratarea sulfatului de aluminiu cu acetat de plumb sau de bariu sau prin tratarea hidroxidului de aluminiu cu acid acetic. Este o substanță albă care în apă hidrolizează puternic; de aceea din soluție apoasă se separă cu timpul un precipitat de acetat bazic. 
 
Acetatul de aluminiu se folosește mult în imprimeria textilă (ca mordant pentru bumbac) și în medicină (ca antiseptic și dezinfectant).

Indiul, In

Vezi videoclipul: Indiul, In Vezi toată lecția: Grupa 13 sau grupa a III-a principală Citește teoria: Indiul, In
Indiul este un element rar. La fel ca și galiul, se găsește în unele blende, dar în concentrații foarte mici, de până la 0,002%. Se mai găsește și în unele minereuri ale fierului.
Se extrage din prafurile și nămolurile uzinelor metalurgice de metale neferoase. 
 
Indiul este un metal maleabil cu punct de topire scăzut (156,6°C). La temperaturi peste punctul de topire arde cu flacără violetă sau indigo. 
 
Indiul are proprietăți slab radioactive. Izotopul 115In, care este componentul principal al indiului (96%), prin dezintegrare \(\beta ^-\)trece în izotopul 115Sn (timpul de înjumătățire este 6·1014 ani). 
 
La aer, indiul este stabil la temperatură obișnuită; este însă atacat de clor și de brom și de unii acizi. 
 
Deși în mod obișnuit indiul se manifestă cu grad de oxidare +3, în unele combinații, cum sunt de exemplu cele cu halogenii, el poate avea și numerele de oxidare +1 și +2. Caracteristic pentru aceste combinații este faptul că în soluție apoasă are loc o oxido-reducere și rezultă combinații de indiu (III) și metal liber. Combinațiile în care indiul manifestă numere de oxidare inferioare sunt mai stabile decât cele ale galiului. 
 
Indiul înlocuiește uneori argintul pentru oglinzile reflectoarelor, deoarece își menține timp îndelungat puterea de reflexie. Se mai utilizează pentru aliaje de siguranțe fuzibile, precum și pentru acoperirea unor cuzineți de lagăre.

Taliul, Tl

Vezi videoclipul: Taliul, Tl Vezi toată lecția: Grupa 13 sau grupa a III-a principală Citește teoria: Taliul, Tl
Taliul este un element rar. Cantitativ, se găsește mai mult răspândit în natură față de indiu și galiu, însă în concentrație foarte mică; însoțește, de obicei, metalele grele zincul, cuprul și fierul în minereurile lor (blende, calcopirite, pirite). 
 
La fel ca galiul și indiul, și taliul se extrage din prafurile și nămolurile uzinelor metalurgice de metale neferoase. 
 
Este un metal argintiu, maleabil și moale, cu punct de topire scăzut (303.5°C). Este stabil la aer, la temperatură obișnuită; însă este atacat de clor, brom și de unii acizi. 
 
Cele mai stabile combinații sunt cele ale taliului (I). Ele se aseamănă cu combinațiile metalelor alcaline, precum și cu cele ale argintului. În timp ce sărurile taliului (III) în soluție hidrolizează acid, cele ale taliului (I) hidrolizează bazic. Combinațiile taliului sunt otrăvitoare. 
 
Taliul ca metal este utilizat ca adaos în compoziția unor aliaje de lagăre și aliaje antiacide; compușii săi au întrebuințări la fabricarea sticlei optice cu indice de refracție mare. Unele dintre combinațiile lui sunt folosite în medicină.

Duritatea apei (apa dură)

Vezi videoclipul: Duritatea apei (apa dură) Vezi toată lecția: Grupa 2 sau grupa a II-a principală Citește teoria: Duritatea apei (apa dură)


Dintre toate sărurile dizolvate în apă, carbonații, în special carbonatul de calciu, reprezintă un factor de care trebuie să se țină seamă la utilizările apei în industrie. După cum este cunoscut, prezența în apă a sărurilor mai ales de calciu și de magneziu, formează duritatea apei. 
 
Carbonații acizi (de calciu, de magneziu și, uneori de fier) dizolvați în apă, prin fierbere, se descompun; carbonații neutri rezultați, fiind insolubili, pot fi îndepărtați din apă. Conținutul în carbonați acizi reprezintă duritatea temporară a apei. Cauza principală pentru duritatea temporară a apei este dizolvarea în apă a carbonatului acid de calciu, Ca(HCO3)2, numit și hidrogenocarbonat de calciu. Carbonatul acid de calciu se formează în regiunile calcaroase prin dizolvarea în apă a dioxidului de carbon care, odată dizolvat, acționează asupra carbonatului de calciu. 
 
În alte regiuni geografice, duritatea apei este rezultatul dizolvării în apă a unor săruri care nu pot fi îndepărtate prin fierbere, de exemplu sulfații și clorurile de calciu și de magneziu. Prezența unor astfel de săruri reprezintă duritatea permanentă a apei. Sulfatul de calciu este un exemplu de sare care provoacă duritatea permanentă a apei. 
 
Suma celor două durități (temporare și permanente) formează duritatea totală a apei. 
 
Grade de duritate
Duritatea apei se exprimă în grade de duritate, un grad de duritate reprezentând duritatea cauzată prin dizolvarea a 10 mg CaO într-un litru de apă. Conținutul celorlalte săruri se calculează pe baza cantității echivalente de CaO; de exemplu 10 mg de CaO sunt echivalente cu 7,14 mg MgO sau cu 24,3 mg CaSO4. 
 
Duritatea apelor în natură variază în limite largi; de exemplu apa de ploaie are duritatea 0,5-15°, apa de râu 4-14°, iar unele ape calcaroase pot avea duritatea până la 60°. Apele cu o duritate peste 30° sunt considerate foarte dure. 
Apele dure nu fac spumă cu săpunul și formează piatră de cazan. Săpunul obișnuit este o sare de sodiu a acizilor grași; el este solubil în apă. Când apa este dură, din sulfatul de calciu conținut în apă și săpun rezultă o sare de calciu a acizilor grași care este insolubilă în apă. De aceea, în tehnică, înainte de folosire apele sunt supuse unor operații de dedurizare.

Dedurizarea apei
De obicei, dedurizarea se realizează prin metode chimice. Astfel, duritatea temporară se îndepărtează prin tratarea apei cu lapte de var (procesul Clark); carbonatul acid de calciu trece în carbonat neutru:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3 + 2H2O
Concomitent sunt îndepărtate și sărurile de magneziu eventual prezente, ca de exemplu:
MgCl2 + Ca(OH)2 = Mg(OH)2 + CaCl2
Duritatea permanentă se îndepărtează prin adăugarea de carbonat de sodiu care reacționează cu sulfatul de calciu din apă; precipită carbonatul de calciu:
CaSO4 + Na2CO2 = CaCO3 + Na2SO4
Prin tratarea apelor dure cu var și sodă, dedurizarea nu este însă completă. De aceea, pentru o dedurizare mai înaintată, se folosește fosfatul trisodic, Na3PO4, care precipită sărurile de calciu și de magneziu sub formă de fosfați greu solubili:
3Ca2+ + 2PO42- = Ca3(PO4)2
Alt procedeu de dedurizare folosește permutiții. Deoarece sărurile de sodiu rezultate prin tratarea apelor cu permutit nu formează duritate, apele dedurizate cu permutit pot fi folosite pentru cazane de abur. 
 
Pentru dedurizarea apelor industriale se folosesc rășini sintetice, schimbătoare de ioni. Asemenea rășini pot fi cationiți, adică schimbătoare de cationi:
CaSO4 + 2RH = H2SO4 + R2Ca
NaCl + RH = HCl + RNa
sau pot fi anioniți, adică schimbătoare de anioni:
H2SO4 + 2ROH = 2H2 + R2SO4
HCl + ROH = H2O + RCl
R - scheletul rășinii sintetice de care se leagă ionii (cationi sau anioni). 
 
Pentru obținerea unei ape pure, complet demineralizate, apa se tratează mai întâi cu un cationit (H+); aciditatea formată este apoi îndepărtată din apă prin tratarea acesteia cu un anionit (OH-) conform reacțiilor de mai sus. 

Grupa 2 (II A)

Vezi videoclipul: Grupa 2 (II A) Vezi toată lecția: Grupa 2 sau grupa a II-a principală Citește teoria: Grupa 2 (II A)
 
Grupa a II-a principală a tabelului periodic cuprinde elementele: beriliu, Be, magneziu, Mg, calciu, Ca, stronțiu, Sr, bariu, Ba, precum și elementul radioactiv radiu, Ra. Această grupă se mai numește grupa metalelor alcalino-pământoase, după reprezentanții ei principali: calciul, stronțiul și bariul, care sunt numite metale alcalino-pământoase deoarece oxizii lor ocupă o poziție intermediară între oxizii metalelor alcaline și oxizii elementelor grupei 13, cu reprezentantul tipic aluminiul, element întâlnit în compoziția tuturor argilelor (pământurilor). 
 
Atomii elementelor din grupa a II-a principală conțin doi electroni în învelișul electronic exterior, ns2:
 
Datorită celor doi electroni de valență din învelișul electronic exterior, numărul de oxidare al grupei este doi. Stratul electronic anterior este format din 8 electroni (cu excepția beriliului, la care acesta este format din doi electroni), strat de gaz rar, ceea ce explică de ce aceste elemente nu pot avea valențe superioare de doi. 
 
Din cauza așezării lor în sistemul periodic în apropierea gazelor rare (de care îi desparte numai o grupă), elementele grupei a II-a principale au tendința dominantă să cedeze doi electroni ca să dobândească configurația acestor gaze:
X - 2e- = X2+
Formarea cationilor bivalenți este deci o caracteristică a acestor elemente (numai beriliul ionizează greu). 
 
În stare normală, atomii elementelor grupei 2 (II A) nu posedă electroni necuplați, condiție esențială pentru formarea covalențelor. Pentru ca acestea să se formeze, trebuie ca în starea excitată a atomului, un electron s să fie ridicat pe un nivel p. Combinațiile de acest tip, de exemplu combinațiile cu radicali organici, sunt puțin stabile. 
 
Elementele grupei 2 pot forma însă unele combinații complexe, tendința care slăbește și chiar dispare pe măsură ce crește masa atomică a elementelor. Astfel, beriliul, al cărui volum atomic este foarte mic, poate forma compuși care au caracter complex; de exemplu se cunosc ioni complecși BeX42-, unde X = F și Cl, în care beriliul are valența coordinativă. 
 
Proprietățile fizice ale acestor elemente sunt redate în tabelul de mai jos:
 
Caracteristicile elementelor din grupa a II-a principală a sistemului periodic
Caracteristici Beriliu
Be		 Magneziu
Mg		 Calciu
Ca		 Stronțiu
Sr		 Bariu
Ba		 Radiu
Ra
Numărul atomic 4 12 20 38 56 88
Configurația electronică exterioară 2s2 3s2 4s2 5s2 6s2 7s2
Masa atomică 9,012 24,312 40,08 87,62 137,34 [226]
Densitatea (s), g/cm3 1,85 1,74 1,55 2,60 3,5 5,0
Punctul de topire, °C 1278 648,8 839 777 727 696
Punctul de fierbere, °C 2970 1090 1484 1382 1897 1737
Potențialul de ionizare, eV
(pentru primul e-)		 9,32 7,64 6,11 5,92 5,21 5,28
Electronegativitatea (Pauling) 1,5 1,2 1,0 1,0 0,9 -
Raza de covalență, Å 0,86 1,20 1,39 1,49 1,52 -
Raza ionică, (pentru X2+), Å 0,31 0,75 1,06 1,18 1,38 1,42
 
Beriliul, primul element al grupei, în comportare se aseamănă mai mult cu aluminiul, care se găsește în grupa 13, decât cu omologii săi din grupă, iar magneziul prezintă asemănări cu zincul, care se găsește în grupa 12. De abia de la al treilea element din grupă începe să se manifeste caracterul grupei. 
 
Cu excepția radiului, toate celelalte elemente din grupă sunt metale ușoare. Deși din punct de vedere chimic radiul se aseamănă cu metalele alcalino-pământoase, totuși, din cauza proprietății sale caracteristice, radioactivitatea, el ocupă o poziție aparte în grupă.
 
Toate elementele din grupa a II-a principală, din cauza caracterului electropozitiv foarte puternic, sunt așezate la începutul seriei tensiunilor (după metalele alcaline). Astfel, toate elementele grupei descompun apa; la beriliu și magneziu, această reacție este lentă, deoarece hidroxizii rezultați din reacția cu apa:
Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2
sunt greu solubili și protejează suprafața metalului de atac în adâncime. Metalele alcalino-pământoase propriu-zise reacționează mai ușor cu apa întrucât hidroxizii lor sunt mai solubili. 
 
Și stabilitatea față de aer scade de la magneziu la bariu. De asemenea, aceste metale separă metalele grele din soluțiile sărurilor lor. 
 
Cu oxigenul, metalele grupei a II-a principale formează oxizi cu compoziția MIIO. 
 
Unele metale formează și peroxizi de tipul MIIO2; aceștia se obțin prin tratarea hidroxizilor metalelor metalelor din grupă cu apă oxigenată:
Ca(OH)2 + H2O2 = CaO2 + 2H2O
reacție similară neutralizării unei baze cu un acid. Stabilitatea peroxizilor crește cu numărul atomic. Beriliul nu formează peroxid. 
 
Prin combinarea cu apă a oxizilor rezultă hidroxizi. Solubilitatea și caracterul bazic al hidroxizilor se accentuează de la beriliu la bariu; hidroxidul de beriliu este amfoter, pe când hidroxidul de bariu este puternic bazic. 
 
Metalele alcalino-pământoase propriu-zise (calciul, stronțiul, bariul) se pot combina cu hidrogenul formând hidruri:
Ca + H2 = CaH2
Aceste combinații au caracter ionic, hidrogenul fiind componentul electronegativ. Hidrura de magneziu se obține mai greu, iar hidrura de beriliu nici nu se poate obține pe cale directă. Aceste două hidruri nu au un caracter ionic atât de pronunțat ca hidrurile de calciu, stronțiu și bariu. 
 
Elementele grupei a II-a principale formează săruri de tipul MIIX2, în care au rol de cationi bivalenți. Aceștia sunt incolori. Beriliul poate forma și combinații în care intră în compoziția anionului, de exemplu [BeO2]2-, sau [Be(OH)4]2-. 
 
Calciul, stronțiul și bariul, sub formă de combinații volatile, colorează flacăra caracteristic: calciul în cărămiziu, stronțiul în roșu-carmin și bariul în galben-verzui. 
 
Dintre toate metalele grupei a II-a principale, foarte mare importanță tehnică prezintă magneziul. 

Beriliu, Be

Vezi videoclipul: Beriliu, Be Vezi toată lecția: Grupa 2 sau grupa a II-a principală Citește teoria: Beriliu, Be
 
Beriliul, considerat până acum ca metal rar, se găsește în scoarța pământului sub formă de beril, un metasilicat de beriliu și aluminiu, Be3Al2[Si6O18], care apare cristalizat în prisme hexagonale. 
 
Beriliul este răspândit mai mult în Brazilia, Madagascar, India, Rusia (în Urali), Anglia, Norvegia. 
 
Anumite varietăți de beriliu, colorate de impurități, sunt folosite ca pietre prețioase; astfel, dacă este de culoare verde se numește smarald, iar când este albăstrui-verzui se numește acvamarin. Alexandritul este o varietate de crisoberil, Al2[BeO4], respectiv BeO·Al2O3, folosit de asemenea ca piatră de podoabă. 
 
Beriliul se obține prin electroliza unor topituri de săruri de beriliu (de exemplu un amestec de Na[BeF3] și Ba[BeF3]2) sau a unui amestec de BeCl2 cu NaCl (aceasta având rolul de a mări conductibilitatea electrică, foarte scăzută, a clorurii de beriliu). În stare de înaltă puritate se obține prin distilarea în vid a metalului brut. 
 
Beriliul este un metal de culoare cenușie-argintie, cristalizat în sistemul hexagonal. Este așa de dur încât zgârie sticla; dar fiind casant, se fărâmă prin lovire. Beriliul ionizează greu, iar compușii săi au caracter mai mult covalent decât ionic. Prin proprietățile sale, beriliul se aseamănă mai mult cu aluminiul. Cu oxigenul se combină mai energic decât aluminiul, dar mai slab decât magneziul; oxidarea este foarte energică când metalul este încălzit în oxigen. În contact cu apa sau cu acidul azotic concentrat rece se acoperă cu un strat subțire, protector, de oxid. Este atacat de toți acizii tari, diluați, precum și de hidroxizii alcalini. 
 
Importantă este elasticitatea pe care o conferă beriliul aliajelor sale. Arcuri de oțel cu beriliu au suportat la probe 14 milioane de șocuri, fără să arate urme de uzură (arcurile obișnuite de oțel suportă 7-8 milioane șocuri, după care se rup); ele nu își pierd elasticitatea nici la încălzire la roșu. Aliajele de aluminiu cu beriliu sunt de trei ori mai ușoare decât duraluminiul; aliajele de nichel cu beriliu suportă eforturi mari. În aliaj cu cuprul (bronzul de beriliu), o cantitate mică de beriliu mărește considerabil duritatea, rezistența și elasticitatea acestuia. Aliaje de cupru cu beriliu și nichel se întrebuințează pentru confecționarea de unelte, care prin lovire nu produc scântei și deci pot și folosite în locuri cu emanații de gaze comestibile. 
 
Beriliul se mai folosește pentru construcția aparatelor cu raze X, pe care le absoarbe foarte puțin în comparație cu aluminiul. De asemenea se folosește ca reflector de neutroni în reactoarele nucleare. 
 
Compușii beriliului
Dintre combinațiile beriliului, mai importanți sunt oxidul și hidroxidul. 
 
Oxidul de beriliu, BeO, se obține prin calcinarea hidroxidului, azotatului sau sulfatului de beriliu. Este o pulbere albă care se topește abia la 2400°C. Este foarte greu solubil în apă. Încălzit în cuptor electric cu cărbune, oxidul de beriliu trece în carbură, Be2C, care se aseamănă cu carbura de aluminiu. 
 
Hidroxidul de beriliu, Be(OH)2, este un precipitat alb, gelatinos, care se obține prin tratarea unei sări de beriliu cu un hidroxid alcalin. Spre deosebire de hidroxizii de calciu, stronțiu, bariu, are caracter amfoter, asemănător cu hidroxidul de aluminiu; astfel, proaspăt precipitat, reacționează cu hidroxizi alcalini, adiționând ioni OH-, adică formând hidroxoioni:
Be(OH)2 + OH- = [Be(OH)3]-           ionul trihidroxoberilat
Be(OH)2 + 2OH- = [Be(OH)4]2-       ionul tetrahidroxoberilat
Cu acizi minerali tari formează săruri, deoarece disociază ca bază:
Be(OH)2 = Be2+ + 2OH-
Sărurile de beriliu în soluție au caracter acid datorită hidrolizei. Ele pot dizolva oxidul sau hidroxidul de beriliu formând combinații complexe. Sărurile de beriliu au importanță tehnică crescândă; întrebuințează la confecționarea sitelor din lămpile Auer, drept catalizatori etc. Aceste săruri au caracter toxic.

Calciul, Ca

Vezi videoclipul: Calciul, Ca Vezi toată lecția: Grupa 2 sau grupa a II-a principală Citește teoria: Calciul, Ca


Calciul, Ca, este un metal alcalino-pământos alb strălucitor, și moale precum metalele alcaline; se găsește în grupa 2 a tabelului periodic (II A sau grupa a doua principală). Calciul are numărul atomic 20 și masa atomică 40,08. Combinațiile calciului sunt foarte comune în scoarța terestră; exemple de compuși ai calciului întâlniți frecvent în natură sunt: calcarul și marmura (carbonați de calciu, CaCO3), ghips (sulfat de calciu, CaSO4·2H2O), fluorina (fluorură de calciu, CaF2). Calciul este un element esențial pentru organismele vii fiind necesar în procesele de creștere și dezvoltare. 
 
 
Răspândire în natură
Calciul este răspândit în natură numai sub formă de combinații, alcătuind 3,4% din scoarța pământului. Sub formă de piatră de var (carbonat de calciu, CaCO3) a fost cunoscut și întrebuințat ca material de construcție încă din vechime, ca și marmura, alt carbonat de calciu. Tot un carbonat de calciu este și creta. Dolomitul, CaCO3·MgCO3, este de asemenea extrem de răspândit în natură. Zăcăminte importante formează sulfații de calciu: ghipsul, CaSO4·2H2O, și anhidritul, CaSO4. Minerale de calciu sunt și fosforitul, 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2, fluorapatitul, Ca5[F(PO4)3]2, fluorina (fluorura de calciu), CaF2 etc. Apele dure conțin mari cantități de săruri de calciu. 
 
Și în lumea organică calciul are un rol important; calciul este un element esențial pentru organismele vii fiind necesar pentru creștere și dezvoltare. În animale este un constituent de bază pentru oase și dinți, coaja ouălor, cochiliilor scoicilor, etc. Calciul este prezent și în sânge fiind necesar pentru contracțiile musculare și alte procese metabolice. În plante este un constituent al lamelei mijlocii sub formă de pectină de calciu (lamela mijlocie este un material intercelular care ține împreună celulele adiacente). 
 
Obținere
Calciul se obține prin electroliza clorurii de calciu topite, căreia i se adaugă fluorină sau clorură de potasiu drept fondant. Electroliza se execută cu electrozi de oțel. Temperatura trebuie menținută constantă în jurul punctului de topire al topiturii. Calciul lichid se depune pe catodul de oțel, care încet și continuu se ridică din topitură așa încât metalul depus se solidifică imediat sub formă de bară. 
 
Calciul de puritate înaltă se prepară prin încălzirea clorurii de calciu cu aluminiu metalic; se formează clorura de aluminiu care se volatilizează, iar calciul se supune unei distilări sub vid înaintat. 
 
Proprietăți
Calciul este un metal alb strălucitor moale ca și metalele alcaline. Cristalizează în sistemul cubic (formând rețele cubice compacte). 
 
În aer, calciul se oxidează mai ușor decât magneziul, dar cu mai multă greutate decât metalele alcaline; totuși trebuie păstrat sub petrol. Arde cu flacără cărămizie trecând în oxid de calciu, CaO. 
 
Le temperatură mai ridicată (450°C) se combină energic cu azotul formând nitrura de calciu, Ca3N2. Din această cauză, calciul este folosit pentru îndepărtarea azotului (și oxigenului) din aer în vederea obținerii gazelor rare. 
 
Calciul topit se combină energic cu hidrogenul și formează hidrura de calciu, CaH2. Se poate combina atât cu halogenii cât și cu sulful. Reacționează cu apa cu formare de hidroxid de calciu și dezvoltare de hidrogen:
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
La temperatura obișnuită, reacția este lentă.
 
Cu acizii diluați, calciul reacționează energic:
Ca + 2H+ = Ca2+ + H2
Calciul se dizolvă în amoniac lichid; după evaporarea amoniacului rămâne o masă colorată în galben-auriu, având compoziția unei hexamine de calciu, [Ca(NH3)6]2+. 
 
Calciul ca metal are întrebuințări limitate. În cantități mici se adaugă aliajelor pentru lagăre. 
 
 
Combinațiile calciului, ca și cele ale magneziului, se obțin fie din carbonați sau sulfați naturali, fie ca produse secundare în diferite sectoare industriale. 
 
 
Oxidul de calciu, CaO, se obține în industrie prin calcinarea carbonatului de calciu în cuptoare, de unde și numele lui de var ars (sau var nestins):
CaCO3 = CaO + CO2;      \(\Delta\)H = 34,6 kcal/mol
Arderea se face la temperaturi peste 800°C. Pe măsura arderii trebuie îndepărtat dioxidul de carbon, a cărui tensiune de vapori peste 850°C este mai mare decât presiunea atmosferică. 
 
Cuptoarele pentru arderea pietrei de var sunt de diferite tipuri. Cele simple sunt construite în formă ovală, din cărămizi obișnuite; fabricația nu este continuă. Cuptoarele de tipul acesta se găsesc mai ales în regiunea de munte, unde lemnul este la îndemână pentru a fi utilizat drept combustibil. 
 
La cuptoarele mai perfecționate, piatra de var se introduce prin deschiderea superioară a cuptorului, în timp ce prin partea de jos se scoate, pe măsura arderii, varul ars:
 
Cuptor industrial pentru obtinerea varului
Cuptor industrial pentru obținerea varului
 
Cuptorul funcționează continuu, astfel încât prezintă avantajul unei economii de timp și combustibil. Asemenea cuptoare sunt încălzite cu cărbuni, păcură sau cu gaz metan. Prin arderea pietrei de var, pe lângă oxidul de calciu se obține și o cantitate însemnată de dioxid de carbon care, în cuptoarele moderne, este colectat și folosit în diferite procese chimice, de exemplu la fabricarea carbonatului de sodiu după procedeul cu amoniac. 
 
Oxidul de calciu este o substanță albă, cu punct de topire ridicat. Cu apa reacționează energic cu formare de hidroxid de calciu. Reacția este însoțită de o puternică dezvoltare de căldură:
CaO + H2O = Ca(OH)2;        \(\Delta\)H = -15,2 kcal/mol
Încălzit cu cărbune la temperatura de 2000°C, oxidul de calciu se transformă în carbură de calciu (carbid):
CaO + 3C \(\rightleftharpoons\) CaC2 + CO
Oxidul de calciu, ca orice oxid bazic, reacționează cu anhidride acide și acizi. De exemplu, cu dioxidul de carbon formează carbonat de calciu:
CaO + CO2 = CaCO3
Oxidul de calciu are diferite întrebuințări: pentru uscarea gazelor (fiind foarte avid de apă), la purificarea gazului de iluminat (deoarece absoarbe dioxidul de carbon și alte impurități din gaz), apoi în metalurgie (drept căptușeală de cuptoare, dar și ca adaos la minereuri, în timpul topirii, în vederea extragerii metalelor), în industria sticlei, în industria îngrășămintelor și, în special, la prepararea hidroxidului de calciu.
 
Hidroxidul de calciu, Ca(OH)2, se obține prin combinarea oxidului de calciu cu apă. Trecerea oxidului de calciu în hidroxid de calciu, sub acțiunea apei, este cunoscută sub numele de stingerea varului, iar hidroxidul de calciu rezultat astfel se numește var stins. 
 
Dacă se tratează mai departe hidroxidul de calciu cu apă se obține laptele de var. Acesta este format din hidroxid de calciu, parte în soluție și parte în suspensie în apă, solubilitatea hidroxidului de calciu în apă fiind foarte mică (solubilitatea la 20°C este 0,129 g Ca(OH)2/1000 g H2O). 
 
Lăsat mai mult timp în repaus, hidroxidul de calciu care era în suspensie (nedizolvat) se depune la fundul vasului și deasupra rămâne o soluție limpede de hidroxid de calciu, apa de var. Aceasta are caracter puternic bazic. 
 
Hidroxidul de calciu se combină cu zaharoza și formează zaharați; aceștia pot conține 1-6 molecule de CaO la o moleculă de zaharoză. 
 
O reacție caracteristică a hidroxidului de calciu este reacția cu dioxidul de carbon, când rezultă carbonatul de calciu:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O
De aceea, varul stins, lăsat în aer liber, absorbind încet dioxidul de carbon, trece în carbonat de calciu solid, adică se carbonatează. 
 
Deoarece carbonatarea varului se produce cu contracție de volum, carbonatul de calciu rezultat este sfărâmicios. De aceea, la folosirea varului în construcții i se adaugă o anumită cantitate de nisip. Granulele de nisip formează împreună cu varul stins o pastă uniformă, aderentă de cărămidă, care adsoarbe o parte din apa de amestec; pe de altă parte, prin carbonatarea varului, amestecul se întărește. Amestecul care se obține astfel poartă numele de mortar sau tencuială. Acest amestec servește ca material de legătură între cărămizi, precum și pentru protecția zidurilor contra intemperiilor. 
 
Cantități mari de hidroxid de calciu se folosesc în industria zahărului, apoi la obținerea clorurii de var, a clorurii de calciu, la prepararea sodei caustice prin caustificare. Ca lapte de var este folosit în industria tăbăcăriei (având proprietăți caustice, îndepărtează părul de pe pieile crude, adică este un depilator) și pentru distrugerea substanțelor organice intrate în putrefacție (laptele de var fiind și dezinfectant); în amestec cu sulfat de cupru, laptele de var este utilizat pentru stropitul viilor. Apa de var era folosită în medicină  pentru comprese la arsuri și ca antidot la unele intoxicații cu acid sulfuric. 
 
 
Dintre sărurile de calciu, mai importante sunt: fluorura, clorura, carbonatul, sulfatul și fosfatul. 
 
Fluorura de calciu, CaF2, se găsește în natură sub forma de fluorină. Se prepară prin neutralizarea carbonatului de calciu cu acid fluorhidric diluat. Este greu solubilă în apă, cu care formează soluții coloidale. Cu acidul fluorhidric formează o sare acidă, CaF2·2HF·6H2O, care este ușor solubilă. 
 
Prin încălzire cu acid sulfuric dezvoltă acid fluorhidric:
CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF
Fluorura de calciu este întrebuințată la gravarea sticlei și ca opacizant în industria glazurilor ceramice. 
 
Fiind foarte rezistentă față de substanțe reducătoare, mai ales față de metale, este folosită la confecționarea creuzetelor și formelor necesare fabricării uraniului metalic destinat reactoarelor nucleare. 
 
Clorura de calciu, CaCl2, se obține prin trecerea unui curent de clor peste Ca(OH)2, urmată de calcinarea produsului, sau ca produs secundar la fabricarea sodei caustice după procedeul cu amoniac. Foarte pură se obține prin tratarea carbonatului de calciu cu acid clorhidric. 
 
Clorura de calciu anhidră este o masă albă, foarte higroscopică, care se topește la 780°C. Se dizolvă în apă, cu puternică degajare de căldură datorită hidratării (\(\Delta\)H = -17,4 kcal/mol). 
 
Clorura de calciu formează mai mulți hidrați, dintre care cel mai stabil este hexahidratul, CaCl2·6H2O, cristale prismatice a căror dizolvare în apă este însoțită de o puternică scădere de temperatură. Este folosită la amestecuri răcitoare (prin amestecarea clorurii de calciu cu zăpadă, în raport de 1,44:1, se poate forma un eutectic cu temperatură de -54,9°C). 
 
În stare topită este folosită pentru obținerea electrolitică a calciului metalic. Ea se mai utilizează ca adaos la ciment pentru ca acesta să poată face priză și la temperaturi scăzute, apoi pentru prepararea soluțiilor transportoare de frig în aparate de răcire sub 0°C și în radiatoare de motoare în timpul iernii. De asemenea este folosită pentru impregnarea lemnului ca ignifug și în industria textilă (în amestec cu amidon) pentru apret; sub formă de pulbere sau soluție se împrăștie pe drumurile cu mult praf pentru a menține umiditatea.
 
Fiind foarte higroscopică, clorura de calciu anhidră este folosită pentru deshidratarea gazelor și lichidelor. În stare pură este folosită în medicină. 
 
Azotatul de calciu, Ca(NO3)2, rezultă prin putrezirea gunoiului de grajd în prezența varului. Se prepară prin neutralizarea carbonatului sau hidroxidului de calciu cu acid azotic. Cristalizează în stare anhidră în octaedre regulate; din soluții apoase se separă sub formă hidratată, Ca(NO3)2·4H2O, în prisme monoclinice, care se topesc peste 40°C în apa lor de cristalizare. În stare anhidră, azotatul de calciu este foarte higroscopic și foarte solubil în apă și alcool. Prin calcinare trece în oxid de calciu, cu degajare de oxizi de azot. Azotatul de calciu poate fi folosit drept îngrășământ agricol, cu adaos de var. 
 
Carbonatul de calciu, CaCO3, este unul dintre compușii cei mai răspândiți în natură, sub formă de calcit, marmură, aragonit, precum și sub formă de piatră de var, cretă etc. 
 
Calcitul apare în natură cristalizat în sistemul hexagonal, în romboedre, care uneori au mărimi apreciabile. La cristalele transparente și mari se observă fenomenul de birefringență, mai ales la calcitul din Islanda (“spatul de Islanda”). La 970°C, calcitul trece în altă modificație cristalină, tot din sistemul hexagonal. 
 
Marmura este o varietate cristalină de carbonat de calciu care se extrage din cariere, de unde se taie în blocuri. Marmura poate fi albă, cu cristale mărunte, care se aseamănă cu zahărul - de unde și numele de marmură zaharoidă - sau colorată în roz, galben, verde, negru, din cauza diferitelor impurități care s-au infiltrat în masa de carbonat de calciu. 
 
Piatra de var, foarte răspândită în scoarța pământului, este formată din cristale mici de calcit. De obicei este amestecată cu alte minerale, de exemplu cu carbonat de magneziu (dolomit). Când este amestecată cu argilă se numește marnă. 
 
Creta este un carbonat de calciu de culoare albă, cu granulație fină și foarte sfărâmicios. Ea este alcătuită din resturi de animale microscopice. 
 
Mai sunt și alte varietăți de carbonat de calciu, formate din depunerea scoicilor și a cochiliilor unor animale inferioare, cimentate într-un ciment calcaros. 
 
Carbonatul de calciu este componentul principal al oaselor animalelor; coaja ouălor păsărilor este alcătuită din carbonat de calciu. Carbonatul de calciu este o substanță albă, foarte greu solubilă în apă (100 g apă dizolvă 1,3 mg CaCO3, la 20°C). Din această cauză, dacă într-o soluție sunt prezenți ioni Ca2+ și CO32-, se formează un precipitat alb, cristalin, de carbonat de calciu:
Ca2+ + CO32- \(\rightleftharpoons\) CaCO3
Dacă se adaugă însă dioxid de carbon, precipitatul dispare, deoarece se formează carbonat acid de calciu, care este solubil:
CaCO3 + CO2 + H2O \(\rightleftharpoons\) Ca(HCO3)2
Reacția este reversibilă; de aceea, apele care conțin dizolvate cantități mari de carbonat acid de calciu (ape dure) nu se folosesc la alimentarea cazanelor cu abur, locomotive, turbine etc., deoarece din cauza încălzirii, carbonatul acid se descompune, dioxidul de carbon se degajă, iar carbonatul neutru se depune, formând piatră de cazan împreună cu alte săruri din apă. 
 
Prin calcinare, carbonatul de calciu se disociază în CaO + CO2. Reacția are o importantă aplicare practică, fiind reacția de obținere a varului și a dioxidului de carbon din piatra de var. 
 
Întrebuințările carbonatului de calciu sunt foarte diferite. Astfel se folosește în industria chimică la prepararea altor săruri de calciu, în industria zahărului pentru limpezirea zemei de sfeclă, a vinului, în industria hârtiei și cauciucului drept material de umplutură, în cosmetică drept component al multor pudre și alifii etc. În stare foarte pură se folosește în medicină. Dintre toate întrebuințările lui, cele mai importante rămân însă fabricarea varului și cimentului pentru construcții. 
 
Marmura, fiind un material rezistent la uzură și intemperii, este folosită la construcții de clădiri importante, monumente și pavaje; piatra de var este întrebuințată drept piatră de construcții; creta este folosită pentru scris pe tablă. 
 
Sulfatul de calciu se găsește foarte răspândit în natură, anhidru, CaSO4 ca mineralul anhidrit, sau hidratat, CaSO4·2H2O, ca mineralul ghips. Deseori se mai găsește dizolvat în apă, imprimându-i duritatea permanentă (solubilitatea sulfatului de calciu în apă este însă foarte mică: circa 200 mg în 100 g apă, la 20°C). 
 
Ghipsul cristalizează în sistemul monoclinic, în cristale incolore, transparente, care pot cliva. Uneori, cristalele de ghips sunt prinse două câte două, formând macle:
 
macla de ghips
    Maclă de ghips
 
Ghipsul cristalizat și translucid se numește alabastru și se aseamănă cu marmura; el are valoare ca piatră de ornamentație în construcție sau pentru confecționarea de obiecte de artă, putându-se lustrui și lucra foarte bine. În stare pură, cristalină, este alb, dar poate fi colorat din cauza impurităților. Spre deosebire de marmură are conductibilitate termică redusă; de aceea, la atingere nu este rece ca marmura. 
 
Ghipsul se exploatează în mari cantități pentru a fi transformat în ipsos, 2CaSO4·H2O (prin încălzire în cuptoare la temperatura de 180°C). Ipsosul amestecat cu apa formează un terci care se solidifică repede devenind o masă alcătuită din cristale mici de ghips:
2CaSO4·H2O + 3H2O = 2CaSO4·4H2O
Pe această proprietate se bazează întrebuințarea ipsosului în sculptură și construcții. 
 
Dacă încălzirea ghipsului are loc însă peste 200°C, atunci deshidratarea este completă și materialul obținut nu mai poate face priză. 
 
Sulfatul de calciu se descompune la temperaturi peste 1000°C în oxid de calciu, oxigen și dioxid de sulf:
2CaSO4 → 2CaO + 2SO2 + O2
Temperatura de descompunere poate fi scăzută prin adaos de SiO2, Al2O3, Fe2O3, argile, caolin, cărbuni etc. Dacă se încălzește un amestec de ghips cu argilă și cărbune la circa 1000°C, se degajă dioxid de sulf (materie primă pentru prepararea acidului sulfuric) și rămâne un clincher (din care se prepară cimentul portland). 
 
Ipsosul fin pulverizat are numeroase întrebuințări în construcții, pentru mulaje (mai ales în ceramică, din cauza porozității lui), ca îngrășăminte pentru terenurile sărace în calcar, pentru prepararea unor pigmenți albi, în industria sticlei și a cimentului, la prepararea stucului (întrebuințat pentru ornamentațiile interioare ale clădirilor) etc. 

Bariul, Ba

Vezi videoclipul: Bariul, Ba Vezi toată lecția: Grupa 2 sau grupa a II-a principală Citește teoria: Bariul, Ba
Bariul, Ba, este un metal alb-argintiu din grupa 2 (II A sau grupa a doua principală) a tabelului periodic. Are numărul atomic 56 și masa atomică 137,34. Bariul se găsește în natură în special în minereurile de baritină (sulfat de bariu, BaSO4) și de witerit (carbonat de bariu, BaCO3). Compușii solubili ai bariului sunt extrem de otrăvitori. 
Bariul este răspândit în natură în special sub formă de baritină (sulfat de bariu, BaSO4) și de witerit (carbonat de bariu, BaCO3). 
 
Se obține prin reducerea oxidului de bariu cu aluminiu sau siliciu, la 1200°C, în vid:
3BaO + 2Al = Al2O3 + Ba
3BaO + Si = BaSiO3 + 2Ba
Bariul este un metal alb, moale ca plumbul și foarte activ; se oxidează repede la aer și reacționează ușor cu apa, cu degajare de hidrogen. Se combină cu multe elemente. Bariul se întrebuințează ca adaos la aliajul de plumb pentru lagăre. 
 
 
Oxidul de bariu, BaO, se obține prin calcinarea la 1400°C a carbonatului de bariu (în prezență de cărbune, pentru a reduce anhidrida carbonică formată și a deplasa astfel echilibrul) :
BaCO3 \(\rightleftharpoons\) BaO + CO2
sau prin descompunerea azotatului de bariu:
2Ba(NO3)2 = 2BaO + 4NO2 + O2
Este o pulbere albă, care se combină cu apa cu dezvoltare de căldură (\(\Delta\)H = -17,3 kcal/mol) și formează hidroxidul de bariu. Încălzit în aer trece în peroxid de bariu:
BaO + ½ O2 = BaO2
Oxidul de bariu este folosit ca deshidratant pentru gaze, apoi în ceramică și la rafinarea zahărului. 
 
Hidroxidul de bariu, Ba(OH)2, este o pulbere albă, solubilă în apă (la 20°C, solubilitatea este 38 g/100 g H2O); solubilitatea lui crește mult cu temperatura. Soluția are reacție puternică bazică. În laborator, soluția saturată de hidroxid de bariu, numită și apa de barită, este un reactiv curent, mai ales pentru dioxidul de carbon, cu care formează un precipitat alb de carbonat de bariu, BaCO3. Din soluția apoasă, hidroxidul de bariu cristalizează sub formă de hidrat, de exemplu Ba(OH)2·8H2O. 
 
Peroxidul de bariu, BaO2, se obține prin trecerea unui curent de aer uscat, fără dioxid de carbon, la 500-600°C și 2 atm, peste oxid de bariu:
2BaO + O2 \(\rightleftharpoons\) 2BaO2;        \(\Delta\)H = -16,2 kcal/mol
Reacția este reversibilă. 
 
Peroxidul de bariu este o pulbere albă, insolubilă în apă și alcool. Poate fi oxidant și reducător; astfel, poate oxida sărurile feroase la săruri ferice, dar poate reduce unele săruri de metale grele până la metal:
HgCl2 + BaO2 = Hg + BaCl2 + O2
Fiind o sare a apei oxigenate, peroxidul de bariu este folosit pentru prepararea acesteia:
BaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2
Se mai utilizează la înălbirea textilelor, paielor, uleiurilor, grăsimilor, ca decolorant în industria sticlăriei și ca dezinfectant. Amestecat cu pulbere de magneziu este folosit ca amorsă pentru aprinderea termitului în aluminotermie. 
 
Clorura de bariu, BaCl2, se obține prin tratarea carbonatului de bariu cu acid clorhidric:
BaCO3 + 2HCl = BaCl2 + CO2 + H2O
Industrial, se prepară prin reducerea sulfatului de bariu cu cărbune, urmată de reacția între sulfura de bariu și clorura de calciu:
BaSO4 + 4C = BaS + 4CO
BaS + CaCl2 = CaS + BaCl2
Este o masă albă, ușor solubilă în apă. Din soluție cristalizează ca dihidrat, BaCl2·2H2O, în tablete rombice. Este foarte otrăvitoare (o cantitate de 0,1 g la 1 kg din greutatea corpului omului, introdusă în stomac, este mortală). 
 
Clorura de bariu se întrebuințează la prepararea altor săruri de bariu, în special a sulfatului de bariu, ca otravă pentru șobolani, etc. 
 
Sulfatul de bariu, BaSO4, se găsește în natură ca mineralul baritină, uneori în cristale rombice, alteori sub formă de agregate fibroase, granulare sau pământoase. Este materia primă pentru aproape toate combinațiile bariului. 
 
Sulfatul de bariu pur se obține prin tratarea clorurii de bariu cu acid sulfuric:
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl
Întrucât sulfatul de bariu precipită ori de câte ori sunt prezenți ioni Ba2+ și SO42-, reacția de formare a BaSO4 folosește la identificarea acestor ioni. 
 
Sulfatul de bariu este o substanță cristalină, de culoare albă, insolubilă în apă (la 18°C, se dizolvă 0,22 mg BaSO4 în 100 g apă). 
 
Sulfatul de bariu este opac pentru razele X; de aceea se întrebuințează în medicină (la radioscopie). Nefiind solubil, nu este toxic. 
 
Din cauza stabilității lui față de aer și temperatură, sulfatul de bariu este folosit ca pigment alb în vopsitorie, ca material de umplutură pentru cauciuc și linoleum, la fabricarea unor calități de hârtie etc. Având densitate mare, este întrebuințat la îngreunarea noroaielor de foraj la sonde petroliere. 
 
Azotatul de bariu, Ba(NO3)2, se prepară prin tratarea carbonatului de bariu cu acid azotic:
BaCO3 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + CO2 + H2O
sau prin reacția de dublu schimb între clorură de bariu și azotat de sodiu:
BaCl2 + 2NaNO3 = Ba(NO3)2 + 2NaCl
Este o substanță cristalină puțin solubilă în apă și insolubilă în alcool. Prin încălzire pierde oxigen trecând în azotit și apoi în oxid de bariu. Este folosită în pirotehnie deoarece colorează flacăra în verde. 
 
Carbonatul de bariu, BaCO3, se găsește în natură ca mineralul witerit, cristalizat în sistemul rombic, izomorf cu aragonitul și stronționitul. 
 
În industrie se prepară prin reducerea sulfatului de bariu cu cărbune, la 600-800°C, și tratarea soluției apoase de sulfură de bariu cu dioxid de carbon:
BaSO4 + 2C = BaS + 2CO2
BaS + CO2 + H2O = BaCO3 + H2S
În apă este puțin solubil, soluția apoasă având reacție bazică datorită hidrolizei. 
 
Carbonatul de bariu se descompune la temperatură cu mult mai ridicată decât carbonații de calciu și de stronțiu (peste 1400°C). Este întrebuințat la fabricarea sticlelor greu fuzibile și a emailurilor pentru ceramică. 

Magneziu, Mg

Vezi videoclipul: Magneziu, Mg Vezi toată lecția: Grupa 2 sau grupa a II-a principală Citește teoria: Magneziu, Mg
 
Răspândire în natură. Magneziul se găsește mult răspândit în natură sub formă de combinații, alcătuind 2% din scoarța pământului. Astfel se găsește ca zăcăminte de magnezit (carbonat de magneziu, MgCO3) și, mai ales, de dolomit (carbonat dublu de calciu și magneziu, MgCO3·CaCO3). Foarte răspândiți sunt și carnalitul (clorură dublă de potasiu și magneziu, MgCl2·KCl·6H2O), kieseritul (sulfat de magneziu, MgSO4·H2O), apoi diferiți silicați de magneziu - ca de exemplu olivina, (Mg, Fe)2[SiO4], enstatitul Mg2[Si2O6], serpentina, talcul, azbestul și spuma de mare, precum și aluminosilicați, ca de exemplu spinelul, MgO·Al2O3. În sol se găsesc întotdeauna combinații de calciu și de magneziu provenind din dezagregarea mineralelor. 
 
Multe săruri de magneziu sunt dizolvate în apa mărilor sau a lacurilor sărate, cărora le imprimă gustul amărui. De asemenea, multe izvoare minerale conțin sulfat de magneziu dizolvat. 
 
Plantele iau din pământ sărurile de magneziu, formând clorofila (în constituția clorofilei magneziul are același rol ca fierul în constituția hemoglobinei). Magneziul se mai găsește drept component al semințelor vegetale și chiar în corpul animal. 
 
Obținere. Magneziul poate fi obținut prin diferite metode. Astfel, prin tratarea dolomitului calcinat cu apă de mare se îndepărtează calciul, prin schimb de ioni, echilibrul fiind favorabil din cauza solubilității mai mari a hidroxidului de calciu în comparație cu hidroxidul de magneziu:
Ca(OH)2·Mg(OH)2 + Mg2+ = 2Mg(OH)2 + Ca2+
O metodă tehnică importantă pentru prepararea magneziului este electroliza carnalitului anhidru topit la 700-800°C. În loc de carnalit se poate folosi și clorură de magneziu anhidră în amestec cu CaCl2 și NaCl. La catodul celulei electrolitice (care este de fier) se separă magneziul care, fiind ușor, se ridică la suprafața topiturii de unde poate fi scos cu linguri speciale. La anod (care este de grafit) se separă clorul, care este aspirat (figura de mai jos). Magneziul obținut are puritatea 98-99% Mg; purificarea lui se face prin retopire în cuptoare electrice. 
 
 
celula electrolitica pentru fabricarea magneziului
     Celulă electrolitică pentru fabricarea magneziului
 
Însemnătate tehnică au și procedeele termice pentru obținerea magneziului, din care mai importante sunt procedeele carbotermice și silicotermice. După primul procedeu, oxidul de magneziu este redus cu cărbune la temperatura arcului electric (peste 2000°C):
MgO + C = Mg + CO
În al doilea procedeu, oxidul de magneziu este redus cu siliciu. În acest scop, dolomitul, în amestec cu siliciu sau ferosiliciu, este încălzit într-un cuptor electric la 1200-1300°C, sub vid înaintat:
2MgO + 2CaO + Si = Ca2SiO4 + 2Mg
Proprietăți fizice. Magneziul este un metal moale, alb, strălucitor, care cristalizează în sistemul hexagonal. Este ușor și maleabil, astfel încât poate fi laminat în table subțiri și tras în fire. Cu unele metale formează aliaje cu diferite aplicații în tehnica modernă. 
 
Proprietăți chimice. Magneziul este stabil în aer uscat; în aer umed se acoperă cu un strat de oxid de magneziu care împiedică ca reacția de oxidare să se desfășoare mai departe. Din această cauză, magneziul are aspect mat. 
 
Aprins în aer, magneziul arde cu flacără luminoasă, deoarece oxidul de magneziu devine incandescent din cauza căldurii mari de reacție:
Mg + ½ O2 = MgO;     \(\Delta\)H = -145,8 kcal/mol
Lumina dezvoltată este bogată în radiații ultraviolete. 
 
În clorul umed se aprinde de la sine cu o reacție luminoasă și formare de clorură de magneziu, MgCl2; cu sulful se combină la temperatură mai ridicată; cu azotul se combină la cald formând nitrura de magneziu, Mg3N2. 
 
Magneziul are acțiune reducătoare asupra substanțelor care conțin oxigen; astfel el poate arde și în dioxid de carbon, punând carbonul în libertate:
2Mg + CO2 = 2MgO + C
Apa atacă magneziul numai foarte încet datorită formării stratului protector de hidroxid de magneziu. Însă asupra vaporilor de apă magneziul are o acțiune puternic reducătoare:
Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2
Amalgamul de magneziu reacționează cu apa chiar la temperatura obișnuită. 
 
Din cauza tendinței pronunțate de a se combina cu oxigenul, magneziul poate reduce numeroși oxizi, proprietate folosită pentru obținerea unor elemente: bor, siliciu, carbon etc. 
 
Magneziul poate forma cu combinații organice halogenate (de exemplu cu iod sau clor) compuși organo-metalici. De exemplu, cu iodura de metil, CH3I, formează iodură de metil-magneziu, MgICH3:
 
iodura de metil
 
Halogenurile de alchil-magneziu au rol important în chimia organică ca agenți de sinteză (în reacția Grignard). 
 
Magneziul reacționează cu acizi diluați, cu dezvoltare de hidrogen. 
 
Utilizare. Dintre toate metalele grupei 2, magneziul este cel mai mult folosit ca metal. Datorită luminii puternice pe care o emană în timpul arderii, el se întrebuințează la fabricarea rachetelor luminoase și în fotografie. În metalurgie este folosit fie pentru purificarea unor metale (deoarece reduce oxizii și sulfurile formând combinații insolubile în topitură), fie pentru fabricarea unor aliaje. De asemenea este utilizat și în chimia organică preparativă. 
 
Aliaje de magneziu. Magneziul se aliază cu aluminiul, care îi mărește rezistența la rupere, sau cu manganul, care îi mărește rezistența la coroziune în aer umed. Aliaje simple de magneziu cu aluminiu sunt la magnaliul și hidronaliul (vezi Aluminiul).  
 
Aliajele de magneziu care conțin circa 90% Mg, iar restul cantități mici de alte metale ca: aluminiu, zinc, cupru, mangan etc., sunt cunoscute sub numele de aliaje electron. Ele sunt rezistente față de hidroxizii alcalini și față de acizi, însă nu față de apă (pe care o descompun). Având o mare duritate și rezistență, precum și o densitate redusă, sunt folosite la fabricarea avioanelor, automobilelor, mașinilor industriale precum și confecționarea diferitelor instrumente.
 
   
Magneziul formează multe combinații de importanță industrială. Ca materii prime pentru obținerea lor se folosesc de obicei carbonatul și sulfatul de magneziu. 
 
   
Oxidul de magneziu, MgO, numit și magneziu usta, este produsul de oxidare directă a magneziului. El se obține și prin calcinarea hidroxidului, azotatului sau a carbonatului de magneziu. Industrial, se obține prin calcinarea magnezitului sau a hidroxidului de magneziu în cuptor electric, la 450°C:
MgCO3 = MgO + CO2
În țările așezate lângă mări și oceane, oxidul și hidroxidul de magneziu se obțin din apa mării. Aceasta se tratează cu lapte de var; precipită întâi carbonatul de calciu:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3 + 2H2O
după a cărui îndepărtare prin filtrare se adaugă din nou lapte de var, care precipită ionii Mg2+ sub formă de hidroxid de magneziu:
MgCl2 + Ca(OH)2 = Mg(OH)2 + CaCl2
Deoarece separarea hidroxidului de magneziu este anevoioasă, el este trecut, prin tratare cu dioxid de carbon, în carbonat hidratat:
Mg(OH)2 + CO2 + 2H2O = MgCO3·3H2O
prin a cărui calcinare rezultă apoi oxidul de magneziu:
MgCO3·3H2O = MgO + CO2 + 3H2O
Oxidul de magneziu cristalizează în rețele ionice de tipul NaCl. Este o pulbere albă, foarte ușoară, care cu apa trece în hidroxid de magneziu, Mg(OH)2, o bază slabă:
MgO + H2O = Mg(OH)2
El se topește la temperaturi foarte înalte (peste 2600°C). Din această cauză este folosit la confecționarea cărămizilor de magnezită, utilizate mai ales pentru căptușirea cuptoarelor Martin. Mai este folosit ca adaos al glazurilor pentru sticle și ceramică, ca umplutură pentru hârtie, ca suport de catalizator, etc. 
 
Hidroxidul de magneziu, Mg(OH)2, se obține prin tratarea unor săruri solubile de magneziu cu un hidroxid alcalin:
MgSO4 + 2NaOH = Mg(OH)2 + Na2SO4
sau prin acțiunea apei asupra oxidului de magneziu. 
 
Se dizolvă foarte puțin în apă; soluția apoasă are o reacție slab alcalină. La încălzire puternică trece în oxid de magneziu. Hidroxidul de magneziu se folosește la prepararea cimentului magnezian, la rafinarea zahărului, în medicină, etc. 
   
Sărurile de magneziu sunt ionice; în apă se găsesc sub formă de ioni hidratați [Mg(H2O)6]2+. Dizolvarea în apă a sărurilor de magneziu anhidre este însoțită de o puternică dezvoltare de căldură. Energia de hidratare fiind mare, sărurile de magneziu cristalizează din soluție apoasă sub formă de hidrați stabili. 
 
Dintre sărurile de magneziu, mai importante sunt: clorura, carbonatul, sulfatul și diferiți silicați de magneziu naturali și artificiali. 
 
Clorura de magneziu, MgCl2, se găsește în natură dizolvată în apa mărilor sub formă de carnalit. Ea se obține ca produs secundar de la leșiile mamă de carnalit rămase de la prepararea clorurii de potasiu. Din soluții apoase cristalizează de obicei cu șase molecule de apă, MgCl2·6H2O, formă în care are un domeniu mai larg de stabilitate ( de la -3,4°C până la +116,7°C); cristalele au un gust amărui și sunt foarte higroscopice. Deshidratarea hidraților cristalini nu se face prin încălzire, deoarece la 150°C, clorura de magneziu suferă o hidroliză parțială trecând în cloruri bazice (oxicloruri) de compoziție variabilă, de exemplu:
2MgCl2 + H2O ⇄ Mg2OCl2 + 2HCl
Această reacție de hidroliză a clorurii de magneziu are importanță în cazanele cu abur. Clorura de magneziu din apele dure care se depune împreună cu celelalte săruri formând piatra de cazane, produce la hidroliză acid clorhidric, care poate cauza coroziunea pereților cazanului.)
 
Cu cloruri alcaline, clorura de magneziu poate forma săruri duble. Un exemplu de asemenea sare este carnalitul, MgCl2·KCl·6H2O. 
 
Dacă la o soluție foarte concentrată de clorură de magneziu se adaugă oxid de magneziu, se formează o masă păstoasă care după câteva ore se întărește devenind o masă albă lucioasă, foarte tare, cunoscută sub numele de ciment magnezian (ciment Sorel); el se folosește frecvent la fabricarea pietrelor pentru litografie, a imitațiilor de mozaic etc. Dacă înainte de întărire se amestecă cu rumeguș de lemn sau de plută, se obține xilolitul, care se folosește pentru pardoseli sau mese de laborator. 
 
Clorura de magneziu se mai folosește în industria textilă (pentru a menține umed firul de bumbac, precum și ca apret), la fabricarea hârtiei permanganat, ca ignifug pentru lemn, ca materie primă pentru alte combinații de magneziu etc. 
 
Carbonatul de magneziu, MgCO3, este foarte răspândit în natură ca magnezit, MgCO3, sau ca dolomit, MgCO3·CaCO3, cristalizate în sistemul hexagonal. Preparat pe cale artificială este o pulbere de culoare albă, greu solubilă în apă rece; sub 16°C cristalizează ca pentahidrat, iar la temperaturi superioare, ca tri- și chiar monohidrat. Încălzit la 450°C se descompune în oxid de magneziu și dioxid de carbon:
MgCO3 = MgO + CO2
Prin fierbere cu apă trece cu timpul în carbonați bazici. 
 
Carbonatul de magneziu are multiple utilizări. Se folosește la prepararea altor săruri de magneziu, a magneziului metalic, a unor coloranți, la fabricarea cărămizilor refractare pentru construirea furnalelor electrice, la confecționarea conurilor Seger (care sunt indicatori de temperaturi înalte în ceramică), drept mediu filtrant, ca material de umplutură (pentru linoleum, cauciuc, hârtie), în medicină etc. 
 
Sulfatul de magneziu, MgSO4, se găsește în natură sub formă de kieserit, MgSO4·H2O, care însoțește frecvent sărurile de potasiu, și sub formă de sare amară, MgSO4·7H2O. 
 
Din soluție apoasă cristalizează întotdeauna cu șapte molecule de apă în cristale rombice, incolore, foarte solubile în apă și cu gust amar. Din această cauză i se mai spune sare amară. 
 
Prin încălzire pierde treptat apa de cristalizare trecând în hidrați inferiori, până când la 200°C devine anhidru. Cu sulfați alcalini formează sulfați dubli, dintre care mulți se găsesc în natură. 
 
Sulfatul de magneziu se întrebuințează în medicină (ca purgativ), în cosmetică, în industria tăbăcăriei, în industria textilă (ca mordant), la fabricarea hârtiei (ca material de umplutură), în industria ceramică etc. Sarea dublă K2SO4·MgSO4·6H2O este folosită drept îngrășământ. 
 
Silicații de magneziu sunt foarte răspândiți în natură. 
 
Talcul este un silicat de magneziu hidratat, Mg2[Si4O10]·Mg(OH)2, respectiv 3MgO·4SiO2·H2O, care intră în compoziția multor roci. În rețeaua cristalină a talcului, straturile sunt mai slab legate între ele, astfel încât pot aluneca ușor unele pe altele. De aceea, talcul este moale (lasă urme pe stofă) și unsuros la pipăit. 
 
Talcul se întrebuințează ca lubrifiant pentru unele mecanisme, la fabricarea creioanelor colorate (pastel), drept pudră cosmetică, ca umplutură pentru cauciuc și hârtie etc. 
 
Steatitul are aceeași compoziție ca și talcul, Mg2[Si4O10]·Mg(OH)2. Prin topire la temperatură înaltă devine alb și sticlos. Fin măcinat, în amestec cu argilă și feldspați și ars la 1400°C, capătă un aspect un aspect de porțelan și folosesc pentru duze de țesătorie, articole pentru industria chimică, izolatori electrici, etc. 
 
Azbestul este un silicat de magneziu cu compoziția Mg3[Si4O11]·3Mg(OH)2·H2O, respectiv 6MgO·4SiO2·4H2O. Are o structură fibroasă, este ignifug și are o foarte mică conductibilitate termică. Se întrebuințează ca izolator termic, garnituri pentru aparate în industrie (sub formă de plăci, hârtie sau țesături); apoi ca diafragme (în celule electrolitice), mase filtrante, suporturi pentru catalizatori etc. 
 
Spuma de mare, numită și piatra ponce, este un silicat de magneziu hidratat, Mg3[Si6O15]·Mg(OH)2·3H2O, respectiv 2MgO·3SiO2·2H2O. Are culoare alb-gălbuie, duritate mică și se poate prelucra ușor. Fiind poroasă, plutește pe apă, de unde îi vine și numele. Se folosește în tehnică drept suport de catalizatori având mare putere de adsorbție. Se poate prepara și sintetic. 

Stronțiul, Sr

Vezi videoclipul: Stronțiul, Sr Vezi toată lecția: Grupa 2 sau grupa a II-a principală Citește teoria: Stronțiul, Sr
 
Stronțiul, Sr, este un metal moale alcalino-pământos din grupa 2 (II A, a doua principală) a tabelului periodic. Are numărul atomic 38 și masa atomică 87,62. Cele mai importante minerale în care se găsește stronțiul sunt stronționitul (carbonat de stronțiu, SrCO3) și celestina (sulfat de stronțiu, SrSO4). Stronțiul care este foarte reactiv este folosit în anumite aliaje și ca material în aparatele care creează și mențin vacuum. 
 
Stronțiul este mai răspândit în natură decât celelalte metale alcalino-pământoase; de multe ori însoțește calciul în carbonați. Mineralele principale de stronțiu sunt: stronționatul (carbonat de stronțiu, SrCO3) și celestina (sulfat de stronțiu, SrSO4). 
 
Stronțiul se obține prin prăjirea minereului până la oxid urmată de reducere cu aluminiul (procedeul Goldschmidt). Stronțiul se mai poate obține și similar calciului prin electroliza unei topituri de clorură de stronțiu și clorură de potasiu. 
 
Este un metal de culoare alb-argintie, iar atunci când intră în contact cu aerul are o culoare gălbuie. Stronțiul este foarte reactiv; la aer se aprinde de la sine și arde cu flacără roșie. În contact cu apa dezvoltă hidrogen. Este folosit în anumite aliaje și ca material în aparatele care creează și mențin vacuum. 
 
Izotopul stronțiu-90, 90Sr, este prezent în precipitații radioactive (timp de înjumătățire 28,8 de ani), și poate fi metabolizat împreună cu calciul astfel încât se poate depune în oase și în dinți, fiind periculos pentru sănătate. 
 
Oxidul de stronțiu, SrO, se obține prin descompunerea termică peste 1100°C, a carbonatului sau a azotului de stronțiu sau prin deshidratarea hidroxidului de stronțiu la 700°C. Se dizolvă foarte ușor în apă cu dezvoltare de căldură, transformându-se în hidroxid de stronțiu, Sr(OH)2. Aceasta este o bază tare. Cu apă formează hidrați, ca de exemplu Sr(OH)2 · 8H2O.
 
Sărurile de stronțiu sunt asemănătoare sărurilor de calciu. Astfel, carbonatul de stronțiu, SrCO3, și sulfatul de stronțiu, SrSO4, sunt insolubile în apă. Se întrebuințează la prepararea artificiilor și a amestecurilor pentru focuri bengale (colorează flacăra în roșu), mai ales azotatul de stronțiu Sr(NO3)2.

Radiul, Ra

Vezi videoclipul: Radiul, Ra Vezi toată lecția: Grupa 2 sau grupa a II-a principală Citește teoria: Radiul, Ra
 
Radiul, Ra, este un metal radioactiv din grupa 2 (IIA sau grupa a doua principală) a tabelului periodic. Are numărul atomic 88 și masa atomică 226,0254. Radiul se găsește în minereurile de uraniu (de exemplu uraninitul este cel mai stabil astfel de minereu). Izotopul cel mai stabil al radiului este radiu-226 (timp de înjumătățire 1602 ani) care se dezintegrează la radon. Radiul a fost izolat din pechblendă în 1898 de către Marie și Pierre Curie. 
 
Radiul se găsește în mineralele de uraniu, cum este uraninit (în trecut numit pechblendă), în care există într-o concentrație medie de 0,14 g Ra la tona de minereu. Extragerea lui este anevoioasă, întrucât necesită multe operații: acumularea radiului, împreună cu bariul, în reziduurile de uraninit, sub formă de sulfați insolubili, trecerea acestora în carbonați și apoi cloruri, care după aceea sunt supuse unor cristalizări fracționate. Izotopul cel mai stabil al radiului este radiu-226 (timp de înjumătățire 1602 ani) care se dezintegrează la radon.
 
Radiul are aspectul și proprietățile metalelor alcalino-pământoase. Este un metal alb-strălucitor, care se topește la 700°C. Expus la aer se înnegrește din cauza formării unei nitruri. Descompune apa la rece dând un hidroxid solubil; se combină direct cu multe elemente. 
 
Ca efecte chimice ale radioactivității trebuie menționate transformarea apei în apă oxigenată, transformarea oxigenului în ozon, a fosforului alb în fosfor roșu, înnegrite hârtiei fotografice, îngălbenirea cuarțului, colorarea în violet a ametistului incolor, etc. 
 
Carbonatul și sulfatul de radiu sunt insolubili. Sărurile volatile ale radiului colorează flacăra în carmin. 
 
Spre deosebire de combinațiile metalelor alcalino-pământoase, combinațiile radiului sunt luminescente; ele emit o lumină albastră. Aceasta se datorează radiului și produselor lui de dezintegrare, în primul rând, a heliului:
Ra \(\rightarrow\) Rn + He
Radiul este folosit în industrie ca sursă radioactivă (ca sursă de radiații \(\alpha\) și \(\gamma\)), în medicină, în cercetarea științifică, la prepararea altor radioelemente, și într-o oarecare măsură este folosit și în radioterapie.

Cesiul, Cs

Vezi videoclipul: Cesiul, Cs Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Cesiul, Cs
Răspândire în natură
Obținere și proprietăți
 
Cesiul, Cs, este un metal moale alb-auriu care aparține grupei 1 (grupa I principală sau grupa I A) a tabelului periodic. Are numărul atomic 55 și masa atomică 132,905. Se găsește în cantități foarte mici în câteva minereuri, sursa principală fiind carnalitul, KCl·MgCl2·6H2O. Cesiul este cel mai greu metal alcalin. 
 
 
La fel ca rubidiul, cesiul se găsește în natură în cantități foarte mici, însoțind alte metale alcaline. De exemplu, în minereurile carnalit și lepidolit se pot găsi urme de cesiu. 
 
Cesiul se obține prin electroliza topiturii de cianură de cesiu, dar se mai obține și prin încălzirea hidroxizilor cu magneziu metalic în curent de hidrogen, sau prin reducere cu zirconiu. Cesiul este un metal cu luciu auriu, iar la aer se oxidează cu ușurință. 
 
Izotopul natural al cesiului este cesiu-133. Mai există alți 15 izotopi radioactivi. Cesiu-137 (cu timp de înjumătățire 33 de ani) este utilizat ca sursă de raze gamma. 
 
Proprietățile chimice ale cesiului sunt similare celorlalte metale alcaline. La fel ca rubidiul, și cesiul formează hidruri mai stabile decât celelalte elemente din grupă; cu oxigenul formează oxidul de cesiu, Cs2O, de culoare portocalie. Prin arderea cesiului în curent de oxigen rezultă superoxidul de cesiu, CsO2, de culoare galben-auriu. 
 
Dintre sărurile mai importante ale cesiului se menționează sulfatul de cesiu, Cs2SO4, folosit mai ales pentru obținere hidroxidului de cesiu, CsOH. 
 
Fiind cel mai greu metal alcalin, cesiul are cel mai scăzut potențial de ionizare dintre toate elementele chimice, de aici și utilizarea lui în celule fotoelectrice.

Carbonatul de sodiu, Na2CO3

Vezi videoclipul: Carbonatul de sodiu, Na2CO3 Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Carbonatul de sodiu, Na2CO3
 
Carbonatul de sodiu, Na2CO3, cunoscut și sub numele de sodă, este o pudră albă care expusă la aer formează imediat hidrați cu apa prezentă în aer. Se descompune la 851°C. Formează doi hidrați importanți - monohidratul, Na2CO3·H2O, și decahidratul, Na2CO3·10H2O. 
 
Carbonatul de sodiu, Na2CO3, cunoscut și sub numele de sodă, se găsește uneori în natură dizolvat în apa lacurilor, de unde poate fi extras prin evaporări (amestecat cu carbonat acid de sodiu). Și în cenușa multor plante marine se găsește carbonat de sodiu. 
 
Industrial, carbonatul de sodiu se obține de obicei din clorură de sodiu sau sulfat de sodiu. 
 
După procedeul cu amoniac sau procedeul Solvay, se introduce un curent de amoniac și un curent de dioxid de carbon într-o soluție de clorură de sodiu. Carbonatul acid de amoniu format în soluție:
NH3 + CO2 + H2O = (NH4)HCO3
reacționează apoi cu clorura de sodiu; rezultă carbonat acid de sodiu și clorură de amoniu:
(NH4)HCO3 + NaCl = NaHCO3 + NH4Cl
Carbonatul de sodiu fiind puțin solubil, se separă de clorura de amoniu, care este foarte solubilă; după aceea se încălzește pentru a fi trecut în carbonat neutru de sodiu, anhidru:
2NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2
Dioxidul de carbon rezultat prin descompunere este folosit din nou în fabricație. Tot așa, amoniacul necesar se recuperează încălzind clorura de amoniu cu lapte de var:
2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O + 2NH3
Oxidul de calciu, ca și dioxidul de carbon, se obține prin calcinarea carbonatului de calciu. 
 
După procedeul uscat sau procedeul Leblanc, sulfatul de sodiu se încălzește în cuptoare la 1000°C, împreună cu carbonat de calciu și cărbune; au loc următoarele reacții:
Na2SO4 + 2C = Na2S + 2CO2
Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS
Carbonatul de sodiu se separă de sulfura de calciu prin tratare cu apă (în care carbonatul de sodiu se dizolvă pe când sulfura de calciu este insolubilă). 
 
Procedeul este însă astăzi înlocuit cu procedeul cu amoniac, din considerente economice. 
 
Carbonatul de sodiu este o substanță cristalizată în sistemul monoclinic, ușor solubilă în apă; în soluție apoasă are caracter alcalin din cauza hidrolizei. Din soluție cristalizează cu 10 molecule de apă (sodă cristalizată). Prin încălzire pierde apa de cristalizare și se transformă într-o pulbere albă (sodă calcinată). 
 
Carbonatul de sodiu reacționează cu sărurile de calciu din soluții, trecând în carbonat de calciu:
CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3 + Na2SO4
care, fiind insolubil, se separă din soluție. Pe proprietatea de a forma cu săruri de calciu, carbonatul de calciu insolubil, se bazează utilizarea carbonatului de sodiu la dedurizarea apelor. 
 
Carbonatul de sodiu este întrebuințat, atât sub formă cristalizată, cât și calcinat. În industria chimică se folosește, mai ales, ca materie primă pentru fabricarea altor combinații de sodiu, cum sunt soda caustică, silicatul de sodiu, boraxul, etc. Mari cantități de carbonat de sodiu sunt folosite la fabricarea săpunurilor, în industria sticlei, a smalțurilor ceramice, în industria hârtiei, în industria textilă (atât pentru spălat cât și în vopsitorie), precum și în gospodării (la spălatul rufelor). 

Carbonat de potasiu, K2CO3

Vezi videoclipul: Carbonat de potasiu, K2CO3 Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Carbonat de potasiu, K2CO3

 
Carbonatul de potasiu, K2CO3, este un solid alb, delicvescent, cunoscut în forma anhidră și în forma hidratată. Este solubil în apă și insolubil în alcool.
 
Carbonatul de potasiu, K2CO3, se poate prepara introducând un curent de dioxid de carbon într-o soluție de hidroxid de potasiu:
2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O
După un alt procedeu se amestecă o soluție de sulfat de potasiu cu lapte de var, în raport molar, și se încălzește la 220°C, introducând oxid de carbon sub presiune. Rezultă o soluție de formiat de potasiu:
K2SO4 + Ca(OH)2 + 2CO = CaSO4 + 2KHCO2
care, după separarea sulfatului de calciu, se usucă și se calcinează:
2KHCO2 + O2 = K2CO3 + CO2 + H2O
Carbonatul de potasiu se extrage și din cenușa plantelor. Cele mai bogate în săruri de potasiu sunt cenușile de coji de floarea soarelui (rămase de la fabricarea uleiului). 
 
Carbonatul de potasiu este o sare albă, cristalină, delicvescentă, care se dizolvă ușor în apă, cu dezvoltare de căldură (9,5 kcal/mol), când formează hidrați cristalini. 
 
Forma anhidră, K2CO3, cristalizează monoclinic, are punct de topire la 891°C și se descompune fără fierbere. Forma hidratată, 2K2CO3·3H2O cristalizează monoclinic, și se deshidratează la K2CO3·H2O peste 100°C și la K2CO3 peste 130°C.
 
Carbonatul de potasiu se întrebuințează la fabricarea sticlei de potasiu, în industria ceramică la glazuri, la fabricarea silicaților de potasiu (sticlei solubile), în industria textilă pentru spălarea lânii și în vopsitorie, la prepararea unor săpunuri speciale moi, la prepararea hidroxidului de potasiu, cianurii de potasiu, etc. 
 

Grupa 1 (I A)

Vezi videoclipul: Grupa 1 (I A) Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Grupa 1 (I A)
Grupa I principală a sistemului periodic, numerotată I A sau 1, cuprinde elementele litiu, Li, sodiu, Na, potasiu, K, rubidiu, Rb, și cesiu, Cs, precum și elementul radioactiv franciu, Fr. Ea se mai numește și grupa metalelor alcaline, deoarece hidroxizii reprezentanților principali ai grupei sunt cunoscuți sub numele de alcalii. 
 
Atomii elementelor din această grupă conțin un singur electron pe învelișul electronic exterior:

configuratia electronica a elementelor din grupa 1
 
Datorită singurului electron de valență din învelișul electronic exterior numărul de oxidare caracteristic grupei este unu. Stratul electronic anterior este format din opt electroni s2p6 (cu excepția litiului, la care este format din doi electroni, s2), strat de gaz rar. 
 
Ca urmare a așezării lor în sistemul periodic, imediat după gazele rare, elementele din această grupă au tendința accentuată ca prin cedarea unicului lor electron exterior să dobândească configurația electronică a acestora:
X0 - e- \(\rightarrow\) X+
Energia de ionizare pentru acest electron este foarte mică, spre deosebire de energia ce ar trebui aplicată pentru a ioniza un al doilea electron. De exemplu, în cazul litiului, energia de ionizare pentru:
M \(\rightarrow\) M+ + e-
este 123,8 kcal/atom-gram, pe când energia de ionizare pentru:
M+ \(\rightarrow\) M2+ + e-
ar trebui să fie 1736,86 kcal/atom-gram.
 
Aceasta se datorează faptului că la metalele alcaline sarcina nucleară din atom este oarecum ecranată de stratul electronic de gaz rar, astfel încât electronul exterior este numai slab legat. Legătura este cu atât mai slabă cu cât numărul cuantic principal este mai mare. Așa se explică caracterul puternic electropozitiv al metalelor alcaline și accentuarea acestui caracter de la litiu la cesiu. Totodată se înțelege de ce la metalele alcaline razele atomice sunt foarte mari, spre deosebire de razele ionice (de exemplu, la litiu, raza atomică are 1,55 Å, pe când raza ionică are 0,70 Å). 
 
Metalele alcaline manifestă cea mai mare tendință de ionizare dintre toate elementele din sistemul periodic. Numai halogenii manifestă o afinitate pentru electron așa de accentuată, însă pentru a forma anioni.
 
Din cauza existenței unui electron necuplat în stratul electronic exterior, elementele grupei I principale ar trebui în principiu să formeze și covalențe. Se cunosc unele combinații organice ale metalelor alcaline (de exemplu alchilii de metale alcaline), unde acestea sunt legate covalent. În general, însă, tendința de a ceda electronul exterior este predominantă față de tendința de a-și mări numărul de electroni exteriori. 
 
 
 
Caracteristicile elementelor din grupa I principală a sistemului periodic
 
Caracteristici Litiu
Li		 Sodiu
Na		 Potasiu
K		 Rubidiu
Rb		 Cesiu
Cs		 Franciu
Fr
Numărul atomic 3 11 19 37 55 87
Configurația electronică exterioară 2s1 3s1 4s1 5s1 6s1 7s1
Masa atomică 6,939 22,989 39,102 85,47 132,90 [223]
Densitatea (s), g/cm3 0,53 0,97 0,86 1,53 1,90 -
Punctul de topire, °C 108,5 97,8 63,7 38,9 28,7 -
Punctul de fierbere, °C 1330 892 760 688 690 [27]
Potențial de ionizare, eV 5,39 5,14 5,34 4,18 3,89 -
Electronegativitatea (Pauling) 1,0 0,9 0,8 0,8 0,7 0,7
Raza de covalență, Å 1,34 1,54 1,96 2,06 2,18 -
Raza ionică (pentru X+), Å 0,70 1,00 1,33 1,52 1,70 1,90
Observație. Energiile de ionizare pot fi exprimate și în kcal/mol, valorile respective obținându-se prin înmulțirea valorilor potențialului de ionizare exprimat în eV, cu factorul de conversie: 23,053.
 
Se observă că la metalele alcaline, variația proprietăților este în strictă concordanță cu prevederile pe baza configurației electronice și ale sarcinilor nucleare ale atomilor componenți. Astfel, pe măsura așezării electronilor pe nivele de energie din ce în ce mai înalte se observă creșterea dimensiunii atomice cu creșterea numărului atomic. Aceasta se reflectă în valorile volumelor și razelor atomice și deci și în razele ionilor în cristale. 
 
Toate aceste metale sunt moi, astfel încât se pot tăia cu cuțitul; suprafața lor în tăietură proaspătă are luciu argintiu (în afară de cesiu, care este galben ca aurul). Se remarcă densitatea mică și punctele de topire și de fierbere foarte scăzute. 
 
Metalele alcaline în stare de vapori sunt monoatomice. Însă, în anii ‘60, s-a descoperit că, mai ales la metalele alcaline ușoare, se produce și o asociație de atomi cu formare de molecule biatomice. De exemplu, la vaporii de sodiu, proporția de molecule asociate este de circa 17%, iar la litiu chiar de 28%. 
 
Vaporii metalelor alcaline sunt colorați; cei de sodiu în purpuriu, cei de potasiu în albastru-verzui, cei de rubidiu în verde-albăstrui, etc. Colorații similare au și soluțiile coloidale obținute prin dispersia electrică a metalelor într-un dizolvant organic, ca de exemplu eter etilic. 
 
Un metal alcalin sau o sare a lui mai volatilă, introdusă într-o flacără, o colorează caracteristic, și anume: litiul în roșu carmin, sodiul în galben, potasiul în violet, rubidiul în roșu închis și cesiul în albastru. Dacă flacăra se cercetează cu un spectroscop, se observă linii a căror poziție este caracteristică fiecărui metal alcalin. 
 
Studii cu spectrograful de masă au arătat că sodiul și cesiul sunt elemente unitare, pe când celelalte sunt formate din mai mulți izotopi. Dintre cei trei izotopi ai potasiului cu masele atomice 39, 40 și 41, care se gpsesc în proporțiile 93,260:0,0119:6,729. Izotopul 40K este radioactiv (cu perioadă de înjumătățire 1,18·109 ani); prin dezintegrarea radioactivă a potasiului rezultă argon, 40Ar).
 
Rubidiul are de asemenea un izotop radioactiv, și anume 87Rb, care se găsește amestecat cu 85Rb, în proporție de 27,85%. Timpul lui de înjumătățire este este de 4,6·1010 ani. Prin emisie de particule \(\beta\), izotopul 87Rb trece în izotopul stabil de stronțiu, 87Sr.
 
De la franciu se cunosc opt izotopi, toți instabili.
 
Metalele alcaline sunt foarte reactive din punct de vedere chimic, de aceea ele nu se găsesc libere în natură. 
 
Litiul, primul element din grupă, în comportarea lui se aseamănă mai mult cu metalele alcalino pământoase decât cu omologii lui din grupă. Și sodiul, al doilea element din grupă, prezintă o comportare mai deosebită față de celelalte elemente din grupă, însă nu atât de evidentă ca în cazul litiului. La al treilea element al grupei, potasiul, începe să se manifeste accentuat caracterul grupei. Grupa I principală este un exemplu pentru regula valabilă pentru tot sistemul periodic, și anume că abia la al doilea sau al treilea element din grupa principală se manifestă pregnant caracterul grupei; primul element din grupă, prin comportarea lui, se apropie deseori de elementele grupei principale care urmează în sistem, iar al doilea element din grupă are uneori proprietăți comune cu grupa secundară respectivă. 
 
Elementele grupei I principale având potențiale de ionizare foarte mici, sunt așezate la începutul seriei tensiunilor electrochimice. Ele reacționează cu deosebită ușurință cu ionii de hidrogen, în sensul că aceștia pot scoate electronul din atomul metalului alcalin:
M + H+ = M+ + ½ H2
Dacă se trece hidrogen peste un metal alcalin ușor încălzit, rezultă o hidrură (în care hidrogenul este componentul electronegativ):
Na + ½ H2 = Na+H-
Metalele alcaline descompun energic apa sau alcoolul, cu eliberare de hidrogen:
Na + H2O = NaOH + ½ H2
Na + C2H5OH (alcool etilic) = C2H5ONa (etoxid de sodiu) + ½ H2
Reactivitatea crește odată cu creșterea masei atomice a elementului. Astfel, pe când sodiul reacționează cu apa atât de energic, încât căldura de reacție dezvoltată topește metalul, fără însă să se producă aprinderea hidrogenului, la potasiu reacția este atât de violentă incât hidrogenul dezvoltat se aprinde. 
 
Ținute în aer umed, metalele alcaline se acoperă cu o crustă de hidroxid, din care cauză se păstrează sub petrol. 
 
Prin ușoară încălzire în aer sau oxigen, metalele alcaline se aprind și ard formând peroxizi, M2IO2 (de exemplu peroxidul de sodiu, Na2O2) și superoxizi (numiți în trecut hiperoxizi), MIO2 (de exemplu superoxidul de potasiu, KO2, sau superoxidul de rubidiu, RbO2), în afară de litiu, care formează un oxid normal, oxidul de litiu, Li2O. Oxizii normali ai metalelor alcaline, cu excepția oxidului de litiu, se obțin numai indirect; sunt substanțe solide, culoarea lor variind de la alb (Li2O) la portocaliu (Cs2O). 
 
Peroxizii, prin tratare cu apă sau cu acizi se descompun cu formare de apă oxigenată:
M2IO2 + 2H2O = 2MIOH + H2O2
M2IO2 + H2SO4 = M2ISO4 + H2O2
pe când superoxizii se descompun cu formare de apă oxigenată și oxigen:
2MIO2 + 2H2O = 2MOIH + H2O2 + O2
2MIO2 + H2SO4 = M2ISO4 + H2O2 + O2
Hidroxizii metalelor alcaline sunt substanțe incolore, foarte solubile în apă, dizolvarea fiind însoțită de o puternică degajare de căldură. Ele sunt baze tari; caracterul bazic crește de la hidroxidul de litiu la hidroxidul de cesiu (care este cea mai tare bază). În stare topită, hidroxizii alcalini atacă sticla și porțelanul, chiar platina. 
 
Metalele alcaline reacționează cu halogenii formând săruri tipice. Și aici se observă intensificarea energiei de combinare odată cu creșterea masei atomice a metalului alcalin. De exemplu, sodiul reacționează liniștit cu bromul, pe cînd potasiul, în contact cu bromul, produce explozie. 
 
Sărurile metalelor alcaline sunt incolore și aproape toate ușor solubile în apă (doar sărurile cu litiu sunt mai greu solubile). Ele cristalizează din soluție, de multe ori sub formă de hidrați cristalini. Sărurile metalelor alcaline cu acizi slabi în soluție au reacție puternic bazică (din cauza hidrolizei). 

Sodiul, Na

Vezi videoclipul: Sodiul, Na Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Sodiul, Na
 
Sodiul, Na, este un metal moale, argintiu și extrem de reactiv din grupa 1 (grupa I principală sau grupa I A) a tabelului periodic, grupa metalelor alcaline. Are numărul atomic 11 și masa atomică 22,9898. Din cauza reactivității sale accentuate, sodiul nu se găsește în stare liberă în natură, fiind însă foarte răspândit sub formă de clorură de sodiu în apa de mare, sau sub formă de feldspați. Sodiul este un important element esențial necesar organismelor vii. 
 
Din cauza reactivității lui accentuate, sodiul nu se găsește în stare liberă în natură. În stare combinată este însă foarte răspândit, mai ales sub formă de feldspați, ca de exemplu oligoclazul, Na[AlSi3O8]. 
 
Cantități enorme de sodiu există sub formă de clorură de sodiu atât în apa mărilor, cât și în pământ, unde formează zăcămintele de sare gemă. 
 
Unul dintre cele mai bogate zăcăminte se sare gemă din lume se găsește la Wieliczka (Galiția). România are imense zăcăminte de clorură de sodiu la: Slănic, Tg. Ocna, Praid, Ocna Mureșului, Sovata, Ocnele Mari, etc. Alături de țiței și gaze naturale, sarea reprezintă o resursă naturală importantă a țării, ceea ce a permis dezvoltarea unei puternice industrii chimice bazate pe clorură de sodiu. 
 
Alte combinații de sodiu existente în natură sunt salpetru de Chile (azotatul de sodiu, NaNO3), sulfatul de sodiu, Na2SO4·10H2O, etc. 
 
Sodiul se obține prin electroliza topiturii de hidroxid sau de clorură de sodiu. Pentru electroliza hidroxidului se folosește un vas de oțel cu fund conic (ilustrat în figura de mai jos) în care este introdusă o bară de oțel drept catod; anodul este format dintr-un cilindru de oțel, care înconjoară catodul. Între electrozi există un alt cilindru de oțel prevăzut la partea inferioară cu o sită, care desparte spațiul anodic de cel catodic. 
 
celula pentru electroliza hidroxidului de sodiu topit
Celulă pentru electroliza hidroxidului de sodiu topit:
1 - celulă; 2 - catod; 3 - anod; 4 - cilindru despărțitor.
 
Celula este încălzită al 330°C, când hidroxidul de sodiu se topește. Prin trecerea curentului electric prin topitură, ionii de sodiu rezultați:
NaOH \(\rightleftharpoons\) Na+ + OH-
migrează spre catod, unde se descarcă:
Na+ + e- = Na
Astfel, la catod se adună sodiul metalic, care se ridică la suprafață, de unde poate fi cules. 
 
Ca urmare a descărcării ionilor OH-, la anod se dezvoltă oxigen și apă (sub formă de vapori):
2OH- - 2e- = ½ O2 + H2O
Deși procesul de fabricație a sodiului metalic din hidroxid de sodiu este mai simplu din cauza punctului de topire scăzut al hidroxidului, se preferă obținerea lui din clorură de sodiu (materie primă ieftină). Ca fondant se adaugă clorură de calciu. Amestecul de clorură de sodiu și clorură de calciu este încălzit într-o celulă electrolitică la circa 600°C. Sodiul metalic depus la catod trece printr-o conductă și curge într-un colector (figura de mai jos):
 
celula pentru electroliza clorurii de sodiu topita
Celulă pentru electroliza clorurii de sodiu topită:
1 - celulă; 2 - anod de grafit; 3 - catozi de oțel; 4 - dispozitiv pentru colectarea clorului;
5 - clorură de sodiu topită; 6 - colector de sodiu metalic.
 
 
Clorul rezultat concomitent este captat la anod cu un dispozitiv special. Topitura de cloruri are la suprafață un strat solid de sare care o apără de oxidarea aerului și de pierderi de căldură.
 
Sodiul este un metal moale mai ușor decât apa și cu bună conductibilitate electrică. În tăietură proaspătă are luciu puternic, care însă dispare imediat la aer, deoarece sodiul se oxidează ușor. Încălzit în aer se aprinde și arde cu flacără galbenă; rezultă peroxid de sodiu, Na2O2 (amestecat cu oxid de sodiu, Na2O). 
 
Sodiul se combină energic cu clorul formând clorura de sodiu, NaCl. De asemenea, se combină cu bromul, iodul, sulful, etc. Cu mercurul formează amalgamul de sodiu. 
 
Sodiul înlocuiește hidrogenul și metalele în combinațiile lor. Între sodiu și apă are loc o reacție violentă:
Na + H2O = NaOH + ½ H2
Cu alcool metilic sau alcool etilic formează un alcoxid (metoxidul, respectiv etoxidul) de sodiu. 
 
La aer, în prezența umidității și a dioxidului de carbon din atmosferă, sodiul trece în carbonat de sodiu:
2Na + H2O + ½ O2 = 2NaOH
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
Din cauza reactivității lui față de oxigen și apă, sodiul se păstrează sub petrol sau ulei de parafină (pentru a nu fi în contact direct cu aerul umed). 
 
Dacă se trece un curent de amoniac peste sodiu topit rezultă amidura de sodiu:
Na + NH3 = NaNH2 + ½ H2
Amidura de sodiu este o combinație ionică în care sodiul este componentul electropozitiv, Na+[NH2]-.
 
Sodiul are întrebuințări din ce în ce mai numeroase. Astfel, se folosește ca materie primă pentru fabricarea peroxidului de sodiu, a amidurii de sodiu, a cianurii de sodiu, ca reducător în multe reacții organice, în sinteze organice, la fabricarea tetraetil plumbului, Pb(C2H5)4, în lămpi electrice speciale cu vapori de sodiu, în compoziția unor aliaje de plumb (aliaje antifricțiune) etc. 
 
 
Sodiul formează cu oxigenul următoarele combinații: oxidul obișnuit, Na2O, și peroxidul de sodiu, Na2O2, produsul de ardere directă a sodiului în curent de oxigen. Alt compus important al sodiului cu oxigenul este hidroxidul de sodiu, NaOH. 
 
Sărurile de sodiu se obțin de obicei din clorura de sodiu, acesta fiind cea mai răspândită combinație a sodiului. Dintre sărurile sodiului, în afară de clorura de sodiu, mai importante sunt: carbonatul, sulfatul, sulfura, azotatul, fosfatul și silicatul.
 

Hipocloritul de sodiu, NaClO

Vezi videoclipul: Hipocloritul de sodiu, NaClO Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Hipocloritul de sodiu, NaClO
 
Hipocloritul de sodiu, NaClO, este un solid cristalin verde deschis instabil în aer; are un miros neplăcut de clor. Hipocloritul de sodiu este solubil în apă rece și se descompune în apă caldă. Este utilizat ca agent de decolorare pentru pasta de hârtie și pentru textile, ca intermediar chimic, și în medicină.
 
Hipocloritul de sodiu, NaClO, se formează prin acțiunea clorului asupra unei soluții de hidroxid de sodiu la temperaturi până la 30°C (deoarece altfel se formează clorat de sodiu și clorură de sodiu). 
 
Industrial, hipocloritul de sodiu se prepară prin electroliza unei soluții de clorură de sodiu în celule electrolitice fără diafragmă, în care se produce reacția între clorul și hidroxidul de sodiu rezultați prin electroliză. 
 
Hipocloritul de sodiu are un miros neplăcut de clor și este solubil în apă. El este nestabil la aer; cele mai mici urme de dioxid de carbon pun acidul hipocloros în libertate:
2NaClO + CO2 + H2O = 2HClO + Na2CO3
Această comportare explică puterea decolorantă și dezinfectantă a tuturor hipocloriților. Avantajul pe care îl prezintă hipocloriții față de clor este manipularea lor mai ușoară; de aceea, utilizarea lor este foarte răspândită în numeroase industrii. Astfel, se folosesc ca decoloranți în industria hârtiei, la prepararea indigoului, a substanțelor intermediare pentru fabricarea coloranților, a acidului antranilic, ca decolorant în industria textilă, ca dezinfectant în medicină, etc. 

Azotatul de sodiu, NaNO3

Vezi videoclipul: Azotatul de sodiu, NaNO3 Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Azotatul de sodiu, NaNO3
Azotatul de sodiu, NaNO3, numit și salpetru de Chile (deoarece formează zăcăminte din care cele mai bogate se găsesc în Chile), este o sare cristalizată în romboedre, incoloră, foarte solubilă în apă; dizolvarea este însoțită de o puternică coborâre de temperatură. Solubilitatea crește puternic cu temperatura. Prin încălzire la 380°C începe să se descompună în azotit de sodiu și oxigen. De aceea, azotatul de sodiu se întrebuințează uneori ca oxidant.

În țările bogate în zăcăminte de azotat de sodiu, acesta folosește la prepararea acidului azotic. În cantități mari este utilizat singur, dar mai ales amestecat cu alte substanțe, ca îngrășământ agricol. Se mai utilizează în industria explozivilor și în metalurgie. 

Sulfatul de sodiu, Na2SO4

Vezi videoclipul: Sulfatul de sodiu, Na2SO4 Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Sulfatul de sodiu, Na2SO4
Sulfatul de sodiu, Na2SO4, este un compus cristalin alb, de obicei cunoscut sub forma de compus anhidru (ortorombic, punct de topire 888°C) sau sub forma de compus decahidrat (monoclinic, pierde apa la 100°C).

Sulfatul de sodiu, Na2SO4, se găsește în natură, de obicei amestecat cu săruri de magneziu sau de potasiu, în saline sau în ape minerale. 
 
Sulfatul de sodiu se poate prepara odată cu acidul clorhidric, din acid sulfuric și clorură de sodiu. El se prezintă sub două forme: anhidru (cristalizat în sistemul monoclinic), sau hidratat cu 10 molecule de apă, numit și sarea lui Glauber (cristalizat în sistemul rombic). Dizolvarea în apă a sării hidratate este însoțită de o puternică scădere de temperatură (-18,7°C kcal/mol). 
 
Sulfatul de sodiu se folosește la fabricarea sticlei, la fabricarea altor săruri de sodiu (cum este carbonatul de sodiu), a unor coloranți minerali, în industria textilă pentru apretarea firelor de bumbac, în medicină și altele.

Hidroxidul de potasiu, KOH

Vezi videoclipul: Hidroxidul de potasiu, KOH Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Hidroxidul de potasiu, KOH
 
Hidroxidul de potasiu (sodă caustică, leșie), KOH, este un solid alb, delicvescent, adesea vândut sub formă de granule, solzi sau batoane. Are punctul de topire 360,4°C și punctul de fierbere 1320°C. Se obține industrial prin electroliza unei soluții concentrate de clorură de potasiu. 

 
Hidroxidul de potasiu, KOH, cunoscut și sub numele de potasă caustică, se prepară prin electroliza unei soluții de clorură de potasiu sau prin tratarea cu hidroxid de calciu a unei soluții de carbonat de potasiu (caustificare), metode identice celor pentru prepararea hidroxidului de sodiu. 
 
Hidroxidul de potasiu este o substanță albă, foarte higroscopică, care se dizolvă în apă cu degajare de căldură (12,5 kcal/mol), formând mai mulți hidrați. Este foarte solubil atât în alcool metilic, cât și în alcool etilic; este puțin solubil în eter. Hidroxidul de potasiu este o bază puternică (cea mai puternică dintre bazele folosite în industria chimică). 
 
Hidroxidul de potasiu se întrebuințează la fabricarea unor calități de săpun (săpunuri moi), în industria textilă pentru mercerizarea bumbacului, la fabricarea oxigenului din aer (pentru absorbția dioxidului de carbon), pentru obținerea altor săruri de potasiu, etc. Hidroxidul de potasiu se aseamănă cu hidroxidul de sodiu, dar este mai solubil, și de aceea se preferă ca absorbant pentru dioxid de carbon și dioxid de sulf. 
 
Hidroxidul de potasiu este extrem de coroziv în contact cu pielea, și este periculos mai ales pentru ochi. 

Azotatul de potasiu, KNO3

Vezi videoclipul: Azotatul de potasiu, KNO3 Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Azotatul de potasiu, KNO3
 
Azotatul de potasiu, KNO3, este un solid alb, romboedric sau trigonal, solubil în apă și insolubil în alcool. Are punctul de topire la 334°C și se descompune la 400°C; trece la forma trigonală la 129°C. Azotatul de potasiu este un agent puternic de oxidare (eliberează oxigen la încălzire). 
 
Azotatul de potasiu, KNO3, cunoscut și sub numele de salpetru (sau silitră, în trecut) este răspândit în natură la suprafața terenurilor în unele țări calde. În regiunile cu climă temperată, azotatul de potasiu se formează în locurile umede unde se găsesc materii organice în putrezire (grajduri, latrine, etc). Materiile organice putrezind, formează combinații amoniacale, care, la o temperatură potrivită, în contact cu oxigenul din aer și cu anumite săruri, precum și sub acțiunea unor bacterii, trec în azotați.
 
În industrie, azotatul de potasiu se prepară prin reacția de dublu schimb dintre azotatul de sodiu și clorura de potasiu:
NaNO3 + KCl = KNO3 + NaCl
Azotatul de potasiu se separă de clorura de sodiu prin răcire, pe baza solubilității diferite a produselor (solubilitatea azotatului de potasiu crește cu temperatura, în timp ce solubilitatea clorurii de sodiu variază foarte puțin). 
 
Azotatul de potasiu este o substanță albă, cristalizată în prisme rombice; la 128°C trece într-o modificație romboedrică (formă în care cristalizează și din soluții apoase). Este solubil în apă, dizolvarea fiind însoțită de o scădere de temperatură. Prin încălzire se topește și se descompune în azotit de potasiu și oxigen. Din cauza dezvoltării de oxigen, azotatul de potasiu, ca și azotatul de sodiu) este un oxidant puternic. 
 
Un amestec de azotat de potasiu și cărbune aruncat peste foc explodează cu violență din cauza gazelor formate în timpul reacției:
4KNO3 + 5C = 2K2CO3 + 3CO2 + 2N2
Tot așa, dacă se aruncă un amestec de zotat de potasiu și sulf peste cărbune înroșit se produce o lumină puternică urmată de fum și un miros înecăcios:
2KNO3 + 2S = K2SO4 + SO2 + N2
 
Azotatul de potasiu are întrebuințări asemănătoare cu cele ale azotatului de sodiu. Ca și acesta, se utilizează la fabricarea acidului azotic și la prepararea îngrășămintelor agricole. În industria alimentară, ca și în gospodării, se întrebuințează pentru conservarea cărnii, având acțiune antiseptică. Foarte mult este este însă întrebuințat pentru prepararea substanțelor explozive precum: praful de pușcă, focuri de artificii, etc. 

Rubidiul, Rb

Vezi videoclipul: Rubidiul, Rb Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Rubidiul, Rb
 
Rubidiul, Rb, este un metal alcalin moale, alb-argintiu, din grupa 1 (grupa I principală sau grupa I A) a tabelului periodic. Are numărul atomic 37 și masa atomică 85,4678. Se găsește în câteva minereuri precum lepidolitul, și în anumite soluții saline. Rubidiul este foarte reactiv, cu proprietăți similare celorlalte metale din grupă, și se aprinde spontan în aer. 
 
 
Rubidiul se găsește în natură în cantități foarte reduse, însoțind alte metale alcaline, de exemplu în carnalit, KCl·MgCl2·6H2O (care poate conține 0,015% Rb) sau în lepidolit, o varietate de mică (care conține până la 1% Rb).
Rubidiul se obține prin încălzirea hidroxizilor cu magneziu metalic în curent de hidrogen, sau prin reducere cu zirconiu. Se mai obține și prin electroliza topiturii de clorură de rubidiu. 
 
Rubidiul este un metal cu luciu argintiu care la aer se oxidează cu ușurință, aprinzându-se spontan. 
Izotopul natural rubidiu-87 este radioactiv. 
 
Proprietățile chimice ale rubidiului sunt similare cu proprietățile celorlalte metale alcaline. Rubidiul formează hidruri mai stabile decât celelalte elemente din grupă. Cu oxigenul poate forma oxizi: oxidul de rubidiu, Rb2O, de culoare galben deschisă, care reacționează cu hidrogenul la încălzire formând un hidroxid și o hidrură:
Rb2O + H2 = RbOH + RbH
Prin arderea rubidiului în curent de oxigen se obține superoxidul de rubidiu, RbO2, de culoare brună-închisă. Dintre sărurile mai importante ale rubidiului se menționează sulfatul de rubidiu, Rb2SO4, care este folosit mai ales pentru obținerea hidroxidului de rubidiu, RbOH. 
 
Sărurile rubidiului pot fi folosite la fabricarea sticlăriei și ceramicii. 

Franciul, Fr

Vezi videoclipul: Franciul, Fr Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Franciul, Fr
Franciul, Fr, este un element radioactiv din grupa metalelor alcaline, grupa 1 (grupa I principală sau grupa I A) a tabelului periodic. Are numărul atomic 87, și este elementul prevăzut de Mendeleev ca elementul eka-cesiu. Greutatea atomică a franciului se remarcă prin instabilitate nucleară. Franciul există sub forme radioactive de perioadă scurtă, izotopul cel mai stabil fiind franciu-223. 
 
 
Franciul este elementul 87 prevăzut de Mendeleev ca elementul eka-cesiu. Existența franciului a fost confirmată de Marguerite Perey în 1939; a fost descoperit în produsele de transformare radioactivă ale actiniului, rezultând prin dezintegrarea unei foarte mici fracțiuni (1,006%) din acest element:
89Ac \(\rightarrow\) 87Fr + \(\alpha\)
La rândul său, franciul se transformă în două moduri, și anume: peste 99% trece prin dezintegrare \(\beta^-\) în actiniu X, iar restul, prin dezintegrare \(\alpha\), într-un izotop al astatinului. 
 
Franciul se întâlnește în minereurile de uraniu și toriu. Până în prezent se cunosc 22 de izotopi ai franciului, toți fiind radioactivi, cu viață medie scurtă; izotopul franciu-223 are viața cea mai lungă (timpul de înjumătățire este 21 de minute).
 
În privința proprietăților chimice, franciul se apropie de cesiu, omologul său din grupă. 

Litiul, Li

Vezi videoclipul: Litiul, Li Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Litiul, Li

Litiul, Li, este un metal moale, argintiu, primul element al grupei 1 (grupa I principală sau grupa I A) a tabelului periodic. Are numărul atomic 3 și masa atomică 6,989. Litiul este un element rar; se găsește în cantități mici în roci precum trifilinul și spodumenul. Ionul Li+ are o dimensiune foarte mică, astfel că chimia litiului diferă de cea a celorlalte elemente din grupa 1.
 
Litiul se găsește foarte puțin răspândit în natură. În cantități mici însoțește potasiul și sodiul în unele roci, cum sunt trifilinul, un fosfat de litiu-sodiu-fier-mangan (Li, Na)(Fe, Mn)PO4, spodumenul, un silicat de litiu și aluminiu, LiAl[Si2O6], precum și unele izvoare de ape minerale. De asemenea se găsește și în câteva plante, ca de exemplu în tutun. 
 
Litiul se obține prin electroliza clorurii de litiu topite, căreia i se adaugă și clorură de potasiu ca fondant.
 
Este un metal moale și atât de ușor, încât plutește și pe petrol; litiul are cea mai mică densitate dintre metale (0,534).
 
Litiul descompune apa; în aer se aprinde formând oxidul de litiu, Li2O. Încălzit în atmosferă de hidrogen formează hidrura de litiu, LiH, care este cea mai stabilă dintre hidrurile metalelor alcaline. Litiu este singurul metal alcalin care se combină direct cu azotul la rece formând nitrura, Li3N; de asemenea se combină direct cu carbonul, formând carbura, LiC2. Cu siliciul se combină la cald și rezultă siliciura, Li6Si2. 
 
Litiul este folosit pentru aliaje de lagăre (împreună cu sodiul și calciul); skleronul este un aliaj de aluminiu cu zinc și cupru, precum și cu cantități mici de fier, siliciu și litiu, care are proprietăți similare duraluminiului. De asemenea, litiul se mai folosește ca dezoxidant pentru cupru. În ultimul timp, litiul se întrebuințează pentru prepararea tritiului, 3H. 
 
Sărurile litiului se deosebesc în oarecare măsură de sărurile celorlalte metale alcaline; sunt mai greu solubile în apă și foarte solubile în dizolvanți neapoși în care, de asemenea, sunt disociate în ioni. 
Ionii de litiu manifestă o mare tendință de hidratare și, de aceea, sărurile cristalizează sub formă de hidrați. 
Dintre sărurile de litiu, mai importante sunt carbonatul, din care se prepară de obicei și alte săruri, apoi clorura, sulfatul etc. 
 
Litiul formează și un număr considerabil de compuși organici, precum sunt compușii de alchil-litiu, ca de exemplu metil-litiu, etil-litiu, etc. Aceștia, în privința proprietăților lor, se aseamănă cu compușii de magneziu corespunzători și de aceea sunt folosiți în sinteze organice. Se cunosc și săruri ale acizilor organici ale litiului, ca de exemplu citratul sau salicilatul, care sunt folosite ca medicamente. 

Peroxidul de sodiu, Na2O2

Vezi videoclipul: Peroxidul de sodiu, Na2O2 Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Peroxidul de sodiu, Na2O2
 
Peroxidul de sodiu, Na2O2, este un solid albicios (galben când este încălzit), solubil în apă rece de la gheață și care se descompune în apă caldă sau în alcool. Peroxidul de sodiu se descompune în aer la 460°C. Este un puternic agent oxidant. 
 
Peroxidul de sodiu, Na2O2, este o pulbere de culoare albicioasă (galbenă când este încălzită) care în contact cu substanțele oxidabile - cum sunt cărbunii, paiele, rumegușul de lemn - reacționează cu violență (aprinderea este însoțită de explozie). Sulfatul se aprinde în contact cu peroxidul de sodiu. 
 
Peroxidul de sodiu reacționează cu apa, cu dezvoltare de căldură, formând un hidrat, Na2O2·8H2O; în soluție diluată rezultă hidroxid de sodiu și apă oxigenată:
Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2
spre deosebire de oxidul de sodiu, care cu apa formează numai hidroxid de sodiu:
Na2O + H2O = 2NaOH
Ca sare a apei oxigenate, peroxidul de sodiu, când este tratat cu un acid se descompune cu formare de apă oxigenată:
Na2O2 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O2
Cu dioxidul de carbon formează carbonat de sodiu și oxigen:
Na2O2 + CO2 = Na2CO3 + ½ O2
 
Pe reacțiile de mai sus se bazează folosirea peroxidului de sodiu pentru împrospătarea aerului din încăperi închise, de exemplu în submarine și la măștile scafandrilor. Peroxidul de sodiu se mai folosește ca dezinfectant, germicid, antiseptic, decolorant (pentru textile, uleiuri și altele), la prepararea săpunurilor medicinale, ca reactiv de laborator, etc. 

Hidroxidul de sodiu, NaOH

Vezi videoclipul: Hidroxidul de sodiu, NaOH Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Hidroxidul de sodiu, NaOH
 
Hidroxidul de sodiu (soda caustică), NaOH, este un solid alb translucid și delicvescent, foarte solubil în apă și etanol, dar insolubil în eter. Punctul de topire al hidroxidului de sodiu este 318°C, iar punctul de topire este 1390°C. Este puternic alcalin și  are multe aplicații în industria chimică, în special în producția de săpunuri și hârtie. 
 
Hidroxidul de sodiu, NaOH, se poate obține direct din reacția dintre sodiu și apă. Industrial, se prepară prin diferite procedee dintre care cel mai răspândit este electroliza unei soluții de clorură de sodiu. 
 
La anod se dezvoltă clor, iar la catod se dezvoltă hidrogen, concomitent cu formarea de hidroxid alcalin.Procesul se poate urmări folosind un vas cu soluție de clorură de sodiu în care se introduc capetele a două sârme legate la o sursă de curent electric continuu. Dacă în soluție se adaugă câteva picături de soluție de fenolftaleină (indicator), se observă cum împrejurul sârmei legate de polul negativ soluția se înroșește, dovedind prezența hidroxidului alcalin. 
 
Este important ca hidroxidul de sodiu din jurul catodului să nu ajungă în contact cu clorul dezvoltat la anod, deoarece aceste substanțe pot reacționa între ele; în acest caz se formează hipoclorit de sodiu, NaClO:
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O
sau, la temperaturi mai înalte, clorat de sodiu, NaClO3:
3NaClO = NaClO3 + NaCl
și chiar perclorat de sodiu, NaClO4:
4NaClO3 = 3NaClO4 + NaCl
De aceea, trebuie să se realizeze o separare a produselor colectate la catod, de cele colectate la anod. 
 
La procedeul cu diafragmă, celula electrolitică are în interior un perete poros - o diafragmă (de obicei o țesătură de azbest) - care desparte spațiul anodic de spațiul catodic, împiedicând amestecarea soluției de hidroxid de sodiu cu clor, dar cu o foarte mică rezistență pentru trecerea curentului electric. Diafragmele pot fi așezate orizontal sau vertical:
 
celula cu diafragma orizontala pentru electroliza clorurii de sodiu
Celulă cu diafragmă orizontală pentru electroliza clorurii de sodiu
 
Vasul de oțel formează catodul. Prin capacul celulei străbat mai mulți electrozi de grafit; ei formează anodul. Clorul rezultat prin electroliză este aspirat prin conducta prevăzută în capacul celulei și deci nu poate trece în soluția de hidroxid de sodiu care se formează sub diafragmă. 
 
Procedeul cu catod de mercur se deosebește de procedeul cu diafragmă prin faptul că drept catod se folosește mercur. În acest caz, ionii Na+ se descarcă pe mercur (deoarece, față de mercur, tensiunea de descărcare a ionilor Na+ este mai mică decât aceea a ionilor H+); concomitent se formează și clorul, care este aspirat. Sodiul separat formează cu mercurul amalgamul de sodiu (în celula electrolitică):
Na+ + e- + nHg = Na·nHg (amalgam)
care în contact cu apa, se descompune cu formare de hidroxid de sodiu, hidrogen și mercur (în dezamalgator sau pilă):
Na·nHg + H2O = NaOH + ½ H2 + nHg
Hidrogenul este aspirat, iar mercurul reintră în circuitul fabricației. 
 
În figura de mai jos se arată schema tipului de celulă electrolitică utilizată și la noi în țară:
 
schema electrolizei clorurii de sodiu cu catod de mercur
Schema electrolizei clorurii de sodiu cu catod de mercur
 
Hidroxidul de sodiu obținut prin acest procedeu este mult mai pur și nu mai conține clorură de sodiu (ca la procedeul cu diafragmă).
 
Hidroxidul de sodiu se mai obține prin tratarea unei soluții de carbonat de sodiu cu hidroxid de calciu:
Na2CO3 + Ca(OH)2 = 2NaOH + CaCO3
Deoarece în acest proces soluția slab alcalină a carbonatului de sodiu devine puternic caustică din cauza formării hidroxidului de sodiu, reacția se numește caustificarea sodei. Reacția de caustificare este favorizată de temperatură înaltă și de agitare energică. 
 
Hidroxidul de sodiu este o masă cristalină albă, translucidă și foarte higroscopică. Se topește la 318°C. Este foarte solubil în apă, solubilitatea crescând cu temperatura (la 20°C, în 100 g apă se dizolvă 109 g NaOH, iar 100°C, se dizolvă 342 g NaOH). Dizolvarea în apă este însoțită de dezvoltare de căldură din cauza formării unor hidrați (căldura de dizolvare este de circa 10 kcal/mol). Hidroxidul de sodiu este solubil și în alcool metilic sau alcool etilic. 
 
Ținut la aer, hidroxidul de sodiu formează cu dioxidul de carbon din aer carbonat de sodiu, adică se carbonatează:
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
Hidroxidul de sodiu atacă puternic pielea și carnea, de unde numele de sodă caustică. Soluțiile de hidroxid de sodiu sunt în special periculoase pentru ochi. El are toate proprietățile unei baze tari. În stare topită atacă sticla; chiar și platina este atacată în contact cu oxigenul din aer. 
 
Hidroxidul de sodiu se utilizează în industria săpunurilor (la saponificarea grăsimilor) și a hârtiei, în industria țițeiului (pentru neutralizarea acidului sulfuric folosit la rafinarea produselor petroliere), în industria textilă (la mercerizarea bumbacului și la fabricarea fibrelor sintetice de vâscoză), în industria coloranților (la fabricarea alizarinei, a indigoului, etc.), apoi la fabricarea hipocloritului de sodiu, a fosfatului trisodic, în industria ceramică (pentru prepararea unor glazuri) etc. 
 
Hidroxidul de sodiu este de asemenea folosit pentru a adsorbi gaze acide precum dioxidul de carbon și dioxidul de sulf, și este utilizat în tratarea apelor reziduale pentru eliminarea metalelor grele (sub formă de hidroxizi) și a acidității. 

Clorura de sodiu, NaCl

Vezi videoclipul: Clorura de sodiu, NaCl Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Clorura de sodiu, NaCl
 
Clorura de sodiu, NaCl, cunoscută drept sare de bucătărie, este un solid cristalin și incolor. Este una dintre substanțele cele mai răspândite în natură. Clorura de sodiu are punctul de topire la 801°C, iar punctul de fierbere la 1413°C. Clorura de sodiu are un rol cheie în menținerea echilibrelor electrolitice în sistemele biologice. 
 
Clorura de sodiu, numită și sare de bucătărie, este una dintre substanțele cele mai răspândite din natură. Numai în apa mării există între 2,6-2,9% sare; izvoarele de apă sărate precum și lacurile sărate conțin și ele cantități apreciabile de clorură de sodiu. 
 
Zăcămintele de sare gemă, rămase după evaporarea mărilor sau a lacurilor care au existat în epoci geologice vechi, conțin clorură de sodiu în amestec cu alte săruri ușor solubile, de exemplu clorură de potasiu, KCl, sau clorură de magneziu, MgCl2, sau cu săruri greu solubile, cum este sulfatul de calciu, CaSO4·2H2O (ghipsul), uneori chiar cu argile bituminoase, toate acestea însă în cantități mici. Extragerea sării din mine (saline) se face în galerii sau, uneori, sub formă de saramură. 
 
Apele sărate (saramurile), fie provenite din saline, fie din izvoare de suprafață, sunt supuse concentrării; din ele cristalizează sarea brută. Uneori, apele sărate sunt folosite direct la obținerea clorului și hidroxidului de sodiu (prin electroliză).
 
În țările bogate în lacuri sărate sau cu ieșire la mare, clorura de sodiu se extrage din saline marine, care sunt bazine așezate la malul mării. În ele se lasă, primăvara, să intre apa mării, care, la căldura solară din timpul verii și la acțiunea vântului, se evaporă. Când soluția s-a concentrat, se pompează în alte bazine, unde este lăsată să cristalizeze. (Din apele mame se mai extrage sulfatul de magneziu, clorura de potasiu, apoi bromuri, carbonați, etc). 
 
În regiunile cu temperatură scăzută, separarea clorurii de sodiu din bazine se face prin înghețare. 
 
Clorura de sodiu destinată consumului alimentar poate fi purificată în mod special prin tratare, în soluție, cu clorură de calciu (pentru îndepărtarea sulfaților) și cu lapte de var (pentru îndepărtarea magneziului și a impurităților organice), după care urmează concentrarea prin evaporare. 
 
Clorura de sodiu cristalizează în cuburi incolore, regulate. Uneori poate conține incluse apă, metan și alte gaze. Dacă se încălzesc cristale de sare, se aud pocnituri provocate de soluția mamă aflată în cristal, care, evaporându-se, crapă cristalul. Se spune că sarea decrepită.
 
Clorura de sodiu existentă în zăcăminte are uneori o colorație albastră care a fost atribuită prezenței sodiului metalic dizolvat în stare coloidală în sare. Cercetări recente au dovedit, însă, că această colorație albastră este datorată existenței unor electroni liberi care ocupă toate locurile rămase neocupate de ioni de halogeni în rețeaua cristalină. Dovadă este că iradiind clorură de sodiu (cu radiații \(\beta\), radiații \(\gamma\), raze X) se obține aceeași colorație albastră ca cea întâlnită la sarea gemă. 
 
În stare pură, clorura de sodiu nu este higroscopică (umiditatea observată uneori la clorura de sodiu este datorată prezenței clorurii de magneziu). 
 
Solubilitatea sării în apă este în general de 33% și variază puțin cu temperatura. 
 
Întrebuințările clorurii de sodiu sunt numeroase. În alimentație clorura de sodiu este cunoscută și utilizată universal la conservarea și asezonarea/condimentarea alimentelor. Industrial este folosită ca precursor pentru o varietate mare de produși pe bază de sodiu; de exemplu, în procesul Solvay pentru obținerea carbonatului de sodiu, Na2CO3, sau în procesul Costner Keller pentru obținerea hidroxidului de sodiu, NaOH. Clorura de sodiu este de asemenea folosită la prepararea clorului (prin electroliza soluției) și a sodiului metalic (prin electroliza topiturii), la prepararea acidului clorhidric și a sulfatului de sodiu (prin reacția cu acid sulfuric), la prepararea hipocloriților și cloriților (prin electroliză în celule fără diafragmă, unde clorul se amestecă cu hidroxidul de sodiu), în unele procese metalurgice pentru “prăjirea clorurantă”, pentru prepararea apelor minerale artificiale (aproape toate apele minerale conțin o cantitate de clorură de sodiu), pentru prepararea unor glazuri ceramice, în tăbăcărie (clorura de sodiu având acțiune deshidratantă și slab sterilizantă, împiedică dezvoltarea bacteriilor), în amestecuri frigorifice, pentru topirea gheții și zăpezii, etc. 
 
Clorura de sodiu are un rol cheie în sistemele biologice în menținerea echilibrelor electrolitice. Soluția 0,86% de clorură de sodiu pură este folosită în medicină ca ser fiziologic, izotonic cu serul sângeului.

Carbonatul acid de sodiu, NaHCO3 (bicarbonatul de sodiu)

Vezi videoclipul: Carbonatul acid de sodiu, NaHCO3 (bica... Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Carbonatul acid de sodiu, NaHCO3 (bica...
Carbonatul acid de sodiu sau bicarbonatul de sodiu, NaHCO3, numit și carbonatul de hidrogen și de sodiu, este un solid alb cristalin, solubil în apă și ușor solubil în etanol. Are gust alcalin și pierde dioxidul de carbon la peste 270°C. 
 
Carbonatul acid de sodiu, sau carbonatul de hidrogen și de sodiu, NaHCO3, cunoscut și sub numele de bicarbonat de sodiu, se obține în prima etapă a preparării carbonatului de sodiu prin metoda cu amoniac, sau prin introducerea unui curent de dioxid de carbon într-o soluție de carbonat de sodiu:
Na2CO3 + CO3 + H2O = 2NaHCO3
Este o pulbere albă, puțin solubilă în apă, care se descompune prin cedare de dioxid de carbon. De aceea se folosește ca masă de încărcare în extinctoare pentru stins incendiile. Se mai întrebuințează în medicină, drept praf de copt, la prepararea apelor minerale artificiale, etc. 
 
Ionul carbonat acid are un rol biologic important fiind un intermediar între dioxid de carbon/acid carbonic atmosferic și ionul carbonat, CO32-. Pentru organismele care trăiesc în apă aceasta este cea mai importantă, și în unele cazuri unica, sursă de carbon. 

Potasiul, K

Vezi videoclipul: Potasiul, K Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Potasiul, K
 

Potasiul, K, este un metal moale, argintiu, din grupa metalelor alcaline, grupa 1 a tabelului periodic (grupa I principală sau grupa I A). Are numărul atomic 19 și masa atomică 39,098. Potasiul se găsește în apa de mare și în numeroase minereuri: silvină, carnalit, silvinit, cainit. Se obține prin electroliză. Potasiul metalic are puține utilizări, însă sărurile de potasiu au o varietate mare de aplicații. Potasiul este un element esențial pentru organismele vii. 
 
Ca și sodiul, potasiul este foarte răspândit în natură sub formă de combinații. Feldspatul potasic (ortoclazul) și micele intră în compoziția multor roci. Sub formă de clorură și sulfat, potasiul se găsește în apa mărilor. Ca clorură simplă, KCl, silvina, sau combinată cu clorură de sodiu, KCl·NaCl, silvinit, cu clorură de magneziu, KCl·MgCl2·6H2O, carnalit, cu sulfat de magneziu, KCl·MgSO4·3H2O, cainit, formează mari zăcăminte. 
 
Săruri de potasiu se găsesc și în tulpinile și rădăcinile diferitelor plante: cartofi, sfeclă, floarea soarelui, etc, care le extrag din pământ. Când solul nu are suficiente săruri de potasiu, acestea trebuie adăugate sub formă de îngrășăminte cu potasiu. 
 
Potasiul ca metal nu are multe întrebuințări practice; de aceea, fabricația lui este foarte restrânsă. Se poate obține prin electroliza hidroxidului de potasiu sau a clorurii de potasiu topite (în amestec cu o sare de potasiu a unui oxoacid) în celule asemănătoare celor utilizate la prepararea sodiului. 
 
Potasiul este un metal ușor, alb și strălucitor ca argintul, când nu este oxidat de aer. El este moale ca ceara, la temperatura obișnuită, dar devine dur și sfărâmicios sub 0°C. Este un bun conducător de electricitate. 
 
Din punct de vedere chimic, potasiul se aseamănă mult cu sodiul, dar este mai reactiv. În aer uscat se oxidează imediat și se acoperă cu un strat subțire de oxid. În prezența umidității și a dioxidului de carbon din atmosferă se formează carbonat de potasiu:
2K + H2O + ½ O2 = 2KOH
2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O
Din această cauză, potasiul se păstrează sub petrol. 
 
Prin arderea potasiului în oxigen se formează superoxidul de potasiu, KO2. 
 
Potasiul se combină energic cu halogenii și cu sulful. Cu unele metale formează aliaje; cu mercurul formează amalgamul de potasiu. Ca și sodiul, potasiul reacționează cu apa la temperatura obișnuită cu dezvoltare de hidrogen și formare de hidroxid de potasiu. 
 
Potasiul se folosește pentru celule fotoelectrice și, uneori (în laborator), ca reducător. 
 
Potasiul este un element esențial pentru organismele vii. Ionul de potasiu, K+, este cel mai abundent cation din țesuturile plantelor, fiind absorbit prin rădăcini pentru a fi folosit în procese precum sinteza de proteine.
 
În organismele animale, trecerea ionilor de potasiu și de sodiu prin membrana celulelor nervoase este responsabilă pentru schimbările de potențial electric care acompaniază transmiterea impulsurilor. 
 
Potasiul formează combinații similare sodiului. Astfel, cu hidrogenul formează hidrura de potasiu, KH. Ca oxizi se cunosc: oxidul, K2O, cum și superoxidul, KO2. Oxizii potasiului nu au importanță tehnică. Mai important dintre combinațiile potasiului este hidroxidul de potasiu. 
 
Peste 90% din sărurile de potasiu extrase din sol și prelucrate după metode industriale sunt destinate îngrășămintelor. În trecut se folosea drept îngrășământ cu potasiu cenușa unor plante; astăzi se folosesc fie minerale de potasiu, fie sărurile de potasiu fabricate.
 
Valoarea îngrășământului de potasiu se determină după conținutul în K2O. Un bun îngrășământ natural cu potasiu trebuie să conțină 12-25% K2O. Sărurile de potasiu obținute industrial au un procent mai mare (astfel, clorura de potasiu fabricată are 20-60% K2O, sau sulfatul de potasiu 50% K2O). În general, sărurile de potasiu se folosesc în îngrășăminte mixte (vezi Azotul).
 
Dintre sărurile de potasiu mai importante sunt: clorura, cloratul, azotatul, carbonatul și sulfatul.

Clorura de potasiu, KCl

Vezi videoclipul: Clorura de potasiu, KCl Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Clorura de potasiu, KCl
Clorura de potasiu, KCl, este un solid cristalin, alb, care este solubil în apă și este puțin solubil în etanol. Are punctul de topire 772°C și sublimează la 1500°C. Clorura de potasiu se găsește în natură în minereurile de silvină, carnalit și cainit. Este produs industrial prin cristalizarea fracționată a acestor depozite sau a soluțiilor saline din lacuri. 

 
Clorura de potasiu, KCl, se găsește în zăcăminte importante sub formă de silvină, KCl, carnalit, KCl·MgCl2·6H2O, și cainit, KCl·MgSO4·3H2O. Pentru extragerea clorurii de potasiu, carnalitul se dizolvă în apă caldă; prin răcirea soluției se depune întâi clorura de potasiu, fiind greu solubilă. Din leșiile rămase se poate extrage și bromul, cu care câteodată carnalitul este impurificat. 
 
Clorura de potasiu se mai poate extrage din apele mărilor sau lacurilor sărate, precum și din cenușa unor plante marine (care conțin în medie 14% clorura de potasiu). 
 
Clorura de potasiu are proprietatea interesantă de a fi mai solubilă în apă caldă decât clorura de sodiu, dar mai puțin solubilă în apă rece. 
 
Clorura de potasiu se prezintă sub formă de cristale cubice, mărunte, incolore. Se topește la 768°C. Ea este mult întrebuințată ca îngrășământ agricol (chiar ca silvină), ca materie primă pentru fabricarea altor săruri de potasiu, mai ales a cloratului de potasiu, sau la transformarea azotatului de sodiu în azotat de potasiu.

Cloratul de potasiu, KClO3

Vezi videoclipul: Cloratul de potasiu, KClO3 Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Cloratul de potasiu, KClO3
 
Cloratul de potasiu, KClO3, este un compus cristalin incolor, solubil în apă și moderat solubil în etanol. Are punctul de topire la 356°C și se descompune la temperaturi mai mari de 400°C eliberând oxigen. Industrial, se obține prin cristalizarea fracționată a unei soluții de clorură de potasiu și clorură de sodiu, dar se poate obține și prin electroliză. Cloratul de potasiu este un agent oxidant puternic. 
 
Cloratul de potasiu, KClO3, se prepară prin electroliza unei soluții de clorură de potasiu în celule fără diafragmă. Intermediar se formează hipocloritul de potasiu, care la temperaturi peste 50°C se descompune în clorat de potasiu și clorură de potasiu:
3KClO \(\rightleftharpoons\) KClO3 + 2KCl
După o altă metodă, cloratul de potasiu se fabrică prin introducerea unui curent de clor în lapte de var. Soluția de clorură de calciu răcită se filtrează și se tratează cu clorură de potasiu. Metoda este aplicată la noi în țară. 
 
Cloratul de potasiu se dizolvă greu în apă rece. Încălzit, se descompune în clorură de potasiu, perclorat de potasiu și oxigen:
2KClO3 = KCl + KClO4 + O2
O temperatură mai mare descompune și percloratul de potasiu:
KClO4 = KCl + 2O2
Această descompunere este favorizată de unii catalizatori, cum este dioxidul de mangan (metoda se întrebuințează la prepararea oxigenului):
2KClO3 \(\rightarrow\) 2KCl + 3O2
Cloratul de potasiu este deci un oxidant puternic. El oxidează chiar la rece acidul clorhidric la clor:
KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2 + 3H2O
(Aceasta este o metodă simplă pentru a prepara clor în laborator).
 
Cloratul de potasiu reacționează violent cu acid sulfuric concentrat, deoarece acidul cloric, HClO3, care rezultă din reacție:
KClO3 + H2SO4 = KHSO4 + HClO3
se transformă imediat în acid percloric, HClO4, și dioxid de clor, ClO2:
3HClO3 = HClO4 + 2ClO2 + H2O
Dioxidul de clor este puțin stabil; el se descompune cu explozie în clor și oxigen:
2ClO2 \(\rightarrow\) Cl2 + 2O2
Utilizare
Cloratul de potasiu este utilizat mai ales pentru proprietățile lui oxidante, la fabricarea chibriturilor, în industria explozivilor și artificiilor, ca oxidant în industria coloranților, cernelurilor și în diferite industrii preparative, în medicină (ca dezinfectant general) etc. 

Sulfatul de potasiu, K2SO4

Vezi videoclipul: Sulfatul de potasiu, K2SO4 Vezi toată lecția: Grupa 1 sau grupa I principală Citește teoria: Sulfatul de potasiu, K2SO4
Sulfatul de potasiu, K2SO4, este o pudră albă, cristalină, solubilă în apă și insolubilă în etanol. Are punctul de topire la 1069°C. Sulfatul de potasiu cristalizează în sistemul rombic, iar peste 587°C în sistemul hexagonal. 
 
 
Sulfatul de potasiu se întâlnește în natură sub formă de picromerit, K2Mg(SO4)2(H2O)6, și în lacuri sărate de unde este separat prin cristalizare fracționată. De asemenea, sulfatul de potasiu se mai poate produce și prin procesul Hargreaves, care presupune oxidarea clorurii de potasiu cu acid sulfuric. În laborator poate fi produs prin reacția acidului sulfuric fie cu hidroxid de potasiu, fie cu carbonat de potasiu. 
 
Sulfatul de potasiu, K2SO4, se prepară din sulfat de magneziu și clorură de potasiu:
MgSO4 + 2KCl \(\rightleftharpoons\) K2SO4 + MgCl2
Sulfatul de potasiu formează cu sulfatul de magneziu o sare dublă, K2SO4·MgSO4·6H2O, greu solubilă, care, după filtrare, se tratează din nou cu clorură de potasiu:
K2SO4·MgSO4·6H2O + 2KCl = 2K2SO4 + MgCl2 + 6H2O
Sulfatul de potasiu este o substanță albă, cristalină (cristalizează în sistemul rombic, iar peste 587°C în sistemul hexagonal). Sulfatul de potasiu se folosește mai ales în cimenturi, în industria sticlei, dar și ca aditiv alimentar și ca îngrășământ (sursă de ioni K+) pentru plantele sensibile la cloruri, precum tutunul și citricele. 
← Hidrogenul
Toate capitolele
Grupele secundare ale sistemului periodi... →