Nun, Sie kennen Kohlenstoff. Nicht wahr? Sei es in Ihrem Kapitel über Atmung oder Umweltschutz, Sie haben genug über Kohlenstoff gehört. Das reicht aber eigentlich nicht! Die Geschichte hat so viel mehr zu bieten. In diesem Kapitel werden wir uns die Kohlenstofffamilie oder das Kohlenstoffelement 14 ansehen. Wir werden ihre physikalischen und chemischen Eigenschaften anhand von Beispielen untersuchen. Beginnen wir.
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Die Kohlenstofffamilie
Diese Elemente gehören zum p -Block von Elementen im Periodensystem. Wir können also wissen, dass ihre elektronische Konfiguration ns2np2 ist. Schauen wir uns zunächst alle Mitglieder dieser Gruppe genauer an.
Elemente der Kohlenstofffamilie
- Kohlenstoff ist das erste Element in dieser 14. Gruppe von Elementen. Es ist eines der am häufigsten verfügbaren Elemente auf unserer Erde. Wir können es sowohl in kombinierten als auch in freien Zuständen finden. Wir finden es normalerweise in Luft, Polymere, organische Verbindungen, Carbonate usw. Es hat drei Isotope, nämlich 12C, 13C und 14C, wobei 14C radioaktiv ist.
- Silizium ist ein häufiges Element in Staub, Sand, Ton, Stein und Kieselsäure und Silikatmineralien. Wir können es kaum als reines Ele finden ment. Es ist weder ein Nichtmetall noch ein Metall. Tatsächlich ist es ein Metalloid.
- Germanium ist ein seltenes Element, das wir bei der Herstellung von Halbleiterbauelementen verwenden. Reines Germanium ist ein ausgezeichneter Halbleiter. Es tritt jedoch nur in Spuren auf, da es zu reaktiv ist, um im elementaren Zustand gefunden zu werden.
- Zinn ist ein weiches, formbares Metall mit einem niedrigen Schmelzpunkt. Es wird hauptsächlich aus dem Mineral Kassiterit gewonnen. Es hat zwei Hauptallotrope bei normalem Druck und normaler Temperatur.
- Blei, ebenfalls plumbiert, wird von Galena erhalten. Wir finden seine übliche Verwendung bei der Herstellung von Blei-Säure-Batterien, Oxidationsmitteln und Legierungen. Blei ist für uns Menschen giftig.
Erfahren Sie hier mehr über Elemente der Gruppe 16.
Elektronische Konfiguration der Kohlenstofffamilie
Die elektronische Konfiguration eines Atoms ist nichts anderes als eine Darstellung des Aufbaus von Elektronen, die zwischen den Unterschalen und Orbitalen verteilt sind. Durch diese Konfiguration von Elektronen können wir die verschiedenen physikalischen und chemischen Eigenschaften der Elemente verstehen. Die Chemie hinter den Elementen kann durch Untersuchung der Anzahl der Valenzelektronen in den äußersten Schalen bestimmt werden.
Bevor wir die elektronische Konfiguration von Elementen verstehen, müssen wir die Regeln für die Zuordnung der Elektronen zu den Orbitalen verstehen. Es gibt viele Prinzipien, die uns dabei helfen. Dazu gehören das Pauli-Ausschlussprinzip, die Hund’sche Regel der maximalen Multiplizität und das Aufbau-Prinzip.
Elektronen füllen die Orbitale so, dass die Energie des Atoms minimal ist. Daher füllen die Elektronen eines Elements die Energieniveaus in aufsteigender Reihenfolge gemäß dem Aufbau-Prinzip. Pauli definierte für jedes Elektron eine Reihe eindeutiger Quantenzahlen. Das Pauli-Ausschlussprinzip besagt, dass alle vier Quantenzahlen für zwei beliebige Elektronen in einem Atom niemals gleich sein können.
Nach der Hundschen Regel findet die Elektronenpaarung in einem Orbital nur statt, wenn alle Unterschalen vorhanden sind habe jeweils ein Elektron. Die allgemeine elektronische Konfiguration dieser Elemente der Gruppe 14 ist ns2np2. Diese Elemente haben 2 Elektronen in den äußersten p-Orbitalen.Die elektronische Konfiguration von Elementen der Gruppe 14 lautet wie folgt:
Zeitraum |
Element |
Symbol |
Ordnungszahl |
Elektronische Konfiguration |
| 2 | Kohlenstoff | C | 6 | 2s2 2p2 |
| 3 | Silizium | Si | 14 | 3s2 3p2 |
| 4 | Germanium | Ge | 32 | 3d10 4s2 4p2 |
| Tin | Sn | 50 | 4d10 5s2 5p2 | |
| 6 | Lead | Pb | 82 | 4f14 5d10 6s2 6p2 |
Da alle Elemente in Gruppe 14 4 Elektronen in der äußersten Schale haben, beträgt die Wertigkeit der Elemente der Gruppe 14 4. Sie verwenden diese Elektronen bei der Bindungsbildung, um ein Oktett zu erhalten Konfiguration.
Weitere Informationen zu Elementen der Gruppe 17 finden Sie hier.
Eigenschaften und Trends in Element 14
1) Kovalenter Radius
Wie wir Bewegen Sie sich in der Gruppe nach unten, der kovalente Radius nimmt zu. Daher nimmt der Radius von Kohlenstoff zu Silizium erheblich zu. Danach ist der Unterschied weniger groß. Der Grund kann den d- und f-Orbitalen zugeschrieben werden, die vollständig mit den schwereren Elementen gefüllt sind.
2) Ionisationsenthalpie
Wenn wir uns in der Gruppe nach unten bewegen, stellen wir fest, dass die Ionisationsenthalpien abnehmen . Dies liegt an der Zunahme des Abstandes vom Kern. Die Ionisationsenthalpie von Kohlenstoff zu Silizium nimmt erheblich ab. Danach ist der Unterschied weniger groß. Aufgrund des schlechten Abschirmeffekts der d- und f-Orbitale nimmt die Ionisationsenthalpie von Zinn zu Blei leicht zu.
Erfahren Sie hier mehr über s-Block-Elemente.
Gelöstes Beispiel für Sie
F: Wie variiert die Elektronegativität entlang der Elemente der Gruppe 14?
Ans: Wenn wir uns in der Gruppe nach unten bewegen, nimmt die Elektronegativität im Allgemeinen ab. Der Grund für diese Unregelmäßigkeit liegt in der Füllung der dazwischenliegenden d- und f-Atomorbitale. Die Elektronegativität ist jedoch von Silizium zu Blei nahezu gleich.