INTERET ET UTILISATIONS DES ELEMENTS DU GROUPE 

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Eléments chimiques et groupes du Tableau

Un élément chimique est l’ensemble des atomes dont le noyau compte un nombre donné de protons. Ce nombre noté Z, est le numéro atomique de l’élément. Il détermine la configuration électronique des atomes correspondants, donc les propriétés physiques et chimiques [8].
Le Tableau périodique standard comporte 18 groupes ou colonnes, et un 19ème constitué des lanthanides et des actinides. Un groupe comprend des éléments chimiques d’une même colonne, ayant la même configuration électronique de la couche de valence [2].
Ce tableau est scindé en blocs correspondant au remplissage des différentes orbitales s, p, d, f.
Ainsi, le bloc s, est constitué du premier groupe des métaux alcalins, suivi du groupe 2, les métaux alcalino-terreux [2].
Le bloc p, comprenant les groupes 13 à 17 constitués essentiellement de non-métaux mais avec une exaltation de caractères métalliques en bas des groupes.
Le bloc d est constitué des métaux de transition, et en dessous le bloc f comprenant les lanthanides et les actinides [2, 5].
Enfin, le groupe 18 est celui des gaz rares ou nobles, avec des orbitales saturées d’où leur grande inertie chimique [2].

Eléments du groupe 14

Propriétés physiques générales

Tous les éléments du groupe 14 (hormis le flérovium encore inconnu) ont une forme cristalline, d’où leur nom de cristallogènes (Tableau I). Ils sont souvent trouvés dans la nature sous forme de gemmes. Le carbone forme le diamant bien qu’il se retrouve le plus souvent sous forme d’un composé lamellaire noir, le graphite [46].
La configuration électronique de valence ou couche de valence des éléments du groupe 14 est à demi-pleine de type ns2np2, donnant aux éléments de ce groupe les propriétés particulières entre les métaux et les non-métaux. Les quatre électrons de valence des éléments légers du groupe (carbone et silicium) sont disponibles pour des liaisons. Ils sont caractérisés par leur aptitude à former quatre liaisons covalentes. Les éléments lourds du groupe présentent l’effet de doublet inerte (germanium, étain, plomb). En passant du germanium au plomb, la différence d’énergie entre les orbitales s et les orbitales p augmente et les électrons s deviennent de moins en moins disponibles pour la formation les liaisons [2, 8].
Ainsi, la caractéristique principale des éléments du groupe 14, est l’évolution des propriétés physico-chimiques. Le carbone est un non métal, le silicium et le germanium ont des propriétés intermédiaires entre les non-métaux et les métaux, tandis que l’étain et le plomb ont des propriétés métalliques bien marquées [2] (Tableau I).
Cette évolution se manifeste aussi dans les corps composés. Le carbone et le silicium donnent des oxydes acides alors que l’étain et le plomb se transforment en oxydes amphotères [44].
Tous les éléments du groupe 14 présentent un état d’oxydation +4, cependant, la stabilité de l’état d’oxydation +2 augmente en descendant dans le groupe.
Les carbènes donnent l’état C(II), mais ils existent uniquement comme intermédiaires réactionnels [46].
Les dihalogénures du silicium ne sont stables qu’à hautes températures.
Les états d’oxydation Ge(II) et Sn(II) sont bien représentés.
Le plomb à l’état d’oxydation Pb(II) est plus stable que Pb(IV). Ainsi, le plomb ressemble à ses voisins de la 6ème période du tableau périodique, le thallium (Tl) et le bismuth (Bi), l’inertie des électrons 6s est une caractéristique générale du dernier élément de chacun des groupes 13, 14 et 15 [46, 48].
Les oxydes de carbone et de silicium sont acides. La différence entre le carbone et le silicium provient du rayon atomique plus petit pour le carbone. Ceci explique la fréquence des double-liaisons –C=C et –C=O par rapport à la rareté des double-liaisons –Si=Si et –Si=O car les atomes de silicium sont trop gros pour avoir un recouvrement latéral des orbitales p nécessaire à la formation des liaisons π entre eux [2, 28].

Les formes du carbone

Le carbone existe sous forme de charbon par chauffage et le charbon est une forme amorphe (sans structure cristalline). Le carbone élémentaire se cristallise en 3 formes, à savoir : le diamant, le graphite et le fullerène [2].

Le diamant

Le diamant et le graphite sont deux formes allotropiques du carbone. Bien que constitués uniquement d’atomes de carbone, ils se distinguent par leurs propriétés. Dans le diamant, chaque atome est hybridé sp3 et lié à ses 4 voisins selon un tétraèdre, tous les électrons étant dans les liaisons δC-C. C’est un solide rigide, transparent, isolant électrique. Le diamant est la substance la plus dure connue avec le nitrure de bore (BN) et surtout meilleur conducteur de chaleur, 5 fois meilleur que le cuivre [46].
Le diamant est instable et pourrait se transformer spontanément en graphite. En fait, il est dans un état métastable c’est-à-dire qu’il peut conserver son aspect pendant des durées géologiques [46].

Le graphite

Le graphite est une substance souple, brillante et noire. C’est le seul élément non métallique conducteur de courant électrique. La structure du graphite est composée de couches planes d’hexagone de carbone (structure alvéolaire).
Les électrons de liaison sont délocalisés sur une couche entière. Ainsi, ils peuvent se déplacer librement et conduire le courant électrique. Dans le graphite chaque couche est maintenue par les forces de Van der Waals, ce qui leur permet d’être mobile l’une par rapport à l’autre (Tableau III) [46].
Le graphite peut aussi se transformer en diamant, en appliquant une forte pression. C’est ainsi que les industriels ont obtenus des composés très durs servant d’abrasifs par exemple [48].

Les fullerènes ou fibres de carbone

Les fullerènes sont produites par pyrogénation (environ 1500°C) de fibres acryliques. Ils sont utilisés comme charges de renforcement de diverses matières plastiques. Parmi les fullerènes, les nanotubes sont les plus connus et les plus utilisés dans divers domaines [46].

Le carbone amorphe

Les carbones amorphes sont constitués par d’autres formes de carbone, différentes du graphite et du diamant. Les carbones amorphes ne sont pas souvent purs mais renferment le plus souvent du graphite microcristallin mélangé à des substances contenant de l’hydrogène, de l’oxygène et parfois de l’azote [48].
Les principaux exemples de substances naturelles contenant de carbone amorphe sont :
Le charbon de bois produit par calcination du bois ou distillation sèche. L’adjonction de substances activatrices conduit au charbon actif utilisé pour ses propriétés d’adsorption.
Le charbon de sucre produit par pyrogénation du sucre.
Le noir de fumée fabriqué par combustion incomplète de substances riches en carbone (essences, goudrons). Il est utilisé comme pigment (encre, peinture) et comme agent de renforcement du caoutchouc.
Le noir animal produit par calcination des os, ne contenant en moyenne que 10% de carbone. Il est constitué principalement par du phosphate et du carbonate de calcium. Il est utilisé comme adsorbant, par exemple dans l’industrie sucrière pour la décoloration des jus sucrés.
Le coke produit par distillation sèche de la houille, dans des fours à coke, est un réactif indispensable à la métallurgie, contenant environ 90% de carbone. Les sous-produits de la distillation (gaz, goudrons, ammoniac) ont été à la base de la carbochimie [44, 48].

Les charbons fossiles

Les charbons fossiles résultent de la transformation de restes de végétaux dans les sédiments durant des périodes géologiques. La teneur en carbone dans les charbons fossiles est d’autant plus grande que la transformation de la matière organique est plus avancée : anthracites (95%), houilles (75 à 90%), lignites (65 à 75%), tourbes (60%) [44].
Le pétrole est constitué d’hydrocarbures aliphatiques, aromatiques ou éthyléniques. Il est surtout le résultat de l’évolution, dans des conditions géologiques particulières, d’animaux microscopiques et de végétaux [2].

Le monoxyde de carbone [CO]

Le monoxyde de carbone se forme lors de la combustion incomplète du carbone ou des hydrocarbures ou dans des réactions d’oxydation de ces substances par l’eau. Les propriétés du monoxyde de carbone sont les suivantes [46].
Oxyde neutre : il ne réagit pas avec l’eau. Cependant, vers 200˚C, il réagit avec l’hydroxyde de sodium (NaOH) sous pression pour former le formiate de sodium : NaOH + CO COO-, Na+
Réducteur : il est oxydé par l’oxygène de l’air en CO2. Il peut aussi réduire divers oxydes métalliques (oxydes de fer, plomb, cuivre) : PbO + CO T Pb + CO2
Ligand : il agit comme donneur de liaison dative par la paire électronique libre portée par le carbone. Il s’unit ainsi au borane : B2H6 + 2CO 2OCBH3

L’anhydride carbonique [CO2]

L’anhydride carbonique se forme lorsque la matière organique brûle dans un excès d’air et pendant la respiration animale. Il est normalement présent dans l’atmosphère mais son augmentation due à la combustion des matières contribue au réchauffement climatique [48].
Le CO2 est l’anhydride de l’acide carbonique H2CO3 qui se forme lorsque le gaz se dissout dans l’eau. Cependant, tout ne se dissout pas et une solution de CO2 est un mélange à l’équilibre de CO2, d’acide carbonique d’ions hydrogénocarbonates et de carbonates en une petite quantité [44, 48]. H2CO3 (aq) CO2 (g) + H2O (l)
Le dioxyde de carbone CO2 peut exceptionnellement se comporter comme acide de Lewis et peut alors loger le doublet libre d’une base de Lewis. Dans ce cas, une liaison π peut faire place à une liaison δ [2].

Les hydrocarbures

Les hydrocarbures ou carbures d’hydrogène sont nombreux. La très grande diversité d’hydrocarbures existants est le résultat de la capacité du carbone à s’unir à lui-même en formant des chaines. Les grandes familles d’hydrocarbures sont : [8, 28].
Les alcanes de formule générale, CnH2n+2 dont le premier terme est le méthane : CH4.
Les alcènes, CnH2n, renferment une double liaison. Le terme le plus simple est l’Ethylène : CH2 =CH2
Les alcynes, CnH2n-2, sont caractérisés par une triple liaison. L’acétylène en est le plus simple : HC≡CH
Les aromatiques dont le benzène est l’exemple caractéristique. C’est un hybride de résonance entre les structures suivantes : [28].

Les carbures métalliques

Le carbone est le seul élément du groupe 14 qui forme à la fois des anions monoatomiques et des anions polyatomiques. Il existe trois (3) sortes de carbures métalliques, à savoir les salins, les covalents et les interstitiels [48].

Les carbures salins

Encore appelés carbures ioniques, ils sont formés le plus souvent par les métaux des groupes 1 et 2, et quelques autres métaux c’est-à-dire aluminium. Les métaux du bloc s donnent des carbures salins lorsque les oxydes sont chauffés avec du carbones [48].

Les carbures covalents

Ils ont une structure comparable à celle du diamant, c’est-à-dire que des liaisons covalentes unissent les atomes dans un réseau. Ils sont également très durs et utilisés comme abrasifs [48].

Les carbures interstitiels

Ce sont des composés généralement non stœchiométriques de formule MeC où Me désigne un métal de transition. Dans ces composés, les atomes de carbone occupent les espaces vides dans un réseau métallique.
C’est le cas du carbure de tungstène (WC), utilisé pour les surfaces coupantes des forets; et le carbure de fer (FeC) qui est un composant important de l’acier [8, 48].

Les halogénures

Le carbone forme des halogénures CX4 (X= F, Cl, Br, I) dont la stabilité décroit quand le numéro  atomique de X augmente. La température d’ébullition des halogénures augmente dans le même sens que le numéro atomique de l’élément. Ceci explique que le fluorure est un gaz, le chlorure est un liquide, le bromure et l’iodure sont des solides [2].
Le tétrachlorure de carbone ou tétrachlorobrométhane a été largement utilisé comme solvant industriel. Ce produit est cité parmi les produits cancérigènes et il est utilisé comme produit de départ pour la fabrication des chloroflurocarbures (CFC), c’est le cas du fréon [2, 5].
CH4 + 4Cl2 CCl4 + 4HCl.
CCl4 + 2HF CCl2F2 + 2HCL.

Table des matières

INTRODUCTION
CHAPITRE 1 : GENERALITES SUR LES ELEMENTS DU GROUPE 145
I – Description du tableau périodique
I.1 –Définition du Tableau
I.2 – Intérêt scientifique et évolution du tableau périodique
I.3 – Eléments chimiques et groupes du Tableau
II – Eléments du groupe 14
II.1- Propriétés physiques générales
II.2- Le carbone
II.2.1 – Etat naturel
II.2.2- Les formes du carbone
II.2.2.1 – Le diamant
II.2.2.2 – Le graphite
II-2.2.3 – Les fullerènes ou fibres de carbone
II-2.2.4 – Le carbone amorphe
II-2.2.5 – Les charbons fossiles
II-2.3 – Propriétés chimiques
II-2.4 – Les composés du carbone
II-2.4.1 – Les oxydes et les sels du carbone
II-2.4.1.1 – Le suboxyde de carbone : C3O2 (O=C=C=C=O)
II-2.4.1.2 – Le monoxyde de carbone [CO]
II-2.4.1.3 – L’anhydride carbonique [CO2]
II-2.4.2 – Les hydrocarbures
II-2.4.3.1 – Les carbures salins
II-2.4.3.2 – Les carbures covalents
II-2.4.3.3 – Les carbures interstitiels
II-2.4.4 – Les halogénures
II-2.4.5 – Les cyanures et l’acide cyanhydrique
II.3 – Le silicium
II.3.1 –Etat naturel
II-3.2 – Propriétés physiques et préparation
II.3.2.1 – Caractéristiques
II-3.2.2 – Préparations
II-3.2.2.1- Le Silicium ordinaire
II.3.2.2.2- Le silicium pur
II.3.2.2.3- Le silicium extra pur
II.3.3 – Propriétés chimiques
II.3.4 – Les composés
II.3.4.1-Les oxydes du silicium : la silice
II.3.4.2-Les oxacides
II.3.4.3-Les silicates
II.3.4.3.1- La trémolite et le crysotyle
II.3.4.3.2- Le talc
II.3.4.3.3- Les aluminosilicates
II.3.4.3.4-Le kaolin-argile
II.3.4.4 -Les silicones
II.4 – Le sous-groupe du germanium (germanium, étain, plomb)
II.4.1 – Etat naturel
II.4.2 –Propriétés physiques et préparations
II.4.2.1.Le germanium
II.4.2.1.1 – Propriétés physiques
II.4.2.1.2 – Préparation
II.4.2.2.- L’étain
II.4.2.3. – Le plomb
II.4.3 – Propriétés chimiques
II.4.3.1 – Echelle redox du sous-groupe du germanium
II.4.3.2 – Réactions avec les acides
II.4.3.3 – Réactions avec les bases
II.4.3.4 – Réactions avec l’oxygène
II.4.4 – Les composés du sous-groupe du germanium
II.5- Le flérovium
CHAPITRE II : INTERET ET UTILISATIONS DES ELEMENTS DU GROUPE 
I- Généralités
II- Rôle des éléments du groupe 14 dans l’organisme humain
II.1. Rôle du carbone
II.1.1 Rôle des hydrates de carbone
I.1.2- Acides nucléides
I.1.3- L’hémoglobine
II.1.4.1- Métabolisme de monoxyde de carbone
II.1.4.2- Toxicité de monoxyde de carbone
II.1.5- Rôle du dioxyde de carbone
II.1.5.1 – Métabolisme du dioxyde de carbone
II.1.5.2- Toxicité du dioxyde de carbone
II.2- Le Silicium
II.2.1 – Mécanisme d’action du silicium
II.2.1.1 – Rôle physiologique
II.2.1.2 – Les sources de silicium
II.2.1.3 – Les déséquilibres d’apport en silicium
II.2.2 – Toxicité du silicium et composés
II.2.2.1- Toxicité du silicium
II.2.2.2- Toxicité de la silice
II.2.2.3- Toxicité de l’amiante
II.3- Le sous-groupe du germanium (Germanium, Etain, Plomb)
II.3.1 – Le germanium
II.3.1.1– Propriétés physiologiques
II.3.1.1.1- Antioxydant
II.3.1.1.2- Protecteur du foie
II.3.1.1.3- Antiviral
II.3.1.1.4- Antifongique et oxygénateur cellulaire
II.3.1.1.5- Anticancéreux
II.3.1.2 – Toxicité du germanium
II.3.2 – L’étain
II.3.2.1 – Rôle physiologique de l’étain
II.3.2.2 – Les sources d’étain
II.3.2.3- Le déséquilibre en apport d’étain
II.3.2.4 – Toxicité de l’étain
II.3.3 – Le plomb
II.3.3.1 –Mécanisme d’action du plomb
II.3.3.2- Toxicité et saturnisme
III- Intérêt thérapeutique des éléments du groupe 14
III.1 – La carbothérapie
III.2 – L’hadronthérapie
III.2.1 –Définition de l’hadronthérapie
III.2.2- Efficacité biologique de l’hadronthérapie
III.2.3 –Perspectives de la carbothérapie
III.2.4- Rôle des isotopes du carbone
IV – Utilisations en Pharmacie
IV.1 – Carbone
IV.1.1 – Principe actif
IV.1.2 – Excipients
IV.1.2.1 – Anhydride carbonique [CO2]
IV.1.2.2.- Le carbonate de lithium [Li2CO3]
IV.1.2.3- Le bicarbonate de sodium [NaHCO3]
IV.1.2.4- Le bicarbonate de potassium [KHCO3]
IV.1.2.5- Le carbonate de magnésium ou magnésite [MgCO3]
IV.1.2.6- Le carbonate de calcium ou calcite [CaCO3]
IV.2 – Silicium
IV.2.1 – Principe actif
IV.2.2 – Excipients
IV.2.2.1 – La silice [SiO2]
IV.2.2.1.1- La silice colloïdale
IV.2.2.1.2- La silice précipitée
IV.2.2.2 – Les silicates
IV.2.2.2.1.- Le silicate d’aluminium hydraté colloïdale natif ou bentonite
IV.2.2.2.2- Le silicate d’aluminium ou kaolin (Al2Si2O5(OH)4
IV.2.2.2.3- Le silicate de magnésium ou laponite
IV.2.2.2.4- Le trisilicate de magnésium ou sépiolite [Mg4Si6O15(OH)26H2O]
IV.2.2.2.5- Le talc [Mg3Si4O10(OH)2]
IV.2.2.2.6- L’attapulgite [(Mg.Al)2Si4O10(OH).4(H2O)]
IV.2.2.2.7- Les silicates d’aluminium et de magnésium
IV.2.3 – Utilisation du silicium en cosmétologie
IV.3-Germanium
IV.4- Etain et plomb
V- Les autres utilisations des éléments du groupe 14
V.1 – Carbone
V.2 – Silicium
V.3 – Germanium
V.3.1- Fibres optiques
V.3.2- Catalyseurs
V.3.3- Systèmes optiques infrarouges
V.4 – Utilisations de l’étain
V.4.1- Sous forme inorganique
V.4.2- Sous forme organique
V.5 – Plomb
V.6- Utilisations du flérovium
CONCLUSION
REFERENCES BIBLIOGRAPHIQUES

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