Bueno, usted conoce el carbono. ¿No es así? Ya sea en su capítulo sobre respiración o protección del medio ambiente, ya ha escuchado suficiente sobre el carbono. Sin embargo, ¡eso no es suficiente! Hay mucho más en la historia. En este capítulo, veremos la familia del carbono o el elemento 14. Veremos sus propiedades físicas y químicas, con ejemplos. Comencemos.
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La familia del carbono
Estos elementos pertenecen a la p -bloque de elementos en la tabla periódica. Podemos, así saber, que su configuración electrónica es ns2np2. Veamos primero a todos los miembros de este grupo con mayor detalle.
Elementos de la familia del carbono
- El carbono es el primer elemento de este decimocuarto grupo de elementos. Es uno de los elementos más abundantemente disponibles presentes en nuestra tierra. Podemos encontrarlo en estados combinados y libres. Por lo general, lo encontramos en aire, polímeros, compuestos orgánicos, carbonatos, etc. Tiene tres isótopos, a saber, 12C, 13C y 14C donde el 14C es radiactivo.
- El silicio es un elemento común en el polvo, arena, arcilla, piedra, sílice y minerales de silicato. Difícilmente podemos encontrarlo como un elemento puro ment. No es un no metal ni un metal. De hecho, es un metaloide.
- El germanio es un elemento raro que utilizamos en la fabricación de dispositivos semiconductores. El germanio puro es un excelente semiconductor. Sin embargo, solo ocurre en trazas ya que es demasiado reactivo para ser encontrado en estado elemental.
- El estaño es un metal blando y maleable con un punto de fusión bajo. Se obtiene principalmente del mineral casiterita. Tiene dos alótropos principales a presión y temperatura regulares.
- El plomo, también plomado, se obtiene de Galena. Encontramos su uso común en la fabricación de baterías de plomo-ácido, agentes oxidantes y aleaciones. El plomo es tóxico para nosotros, los humanos.
Obtenga más información sobre los elementos del Grupo 16 aquí.
Configuración electrónica de la familia del carbono
La configuración electrónica de un átomo no es más que una ilustración de la disposición de los electrones distribuidos entre las subcapas y los orbitales. Mediante esta configuración de electrones, podemos comprender las diversas propiedades físicas y químicas de los elementos. La química detrás de los elementos se puede determinar estudiando el número de electrones de valencia en las capas más externas.
Antes de comprender la configuración electrónica de los elementos, debemos comprender las reglas para asignar los electrones a los orbitales. Hay muchos principios que nos ayudan a hacerlo. Estos incluyen el principio de exclusión de Pauli, la regla de Hund de máxima multiplicidad y el principio de Aufbau.
Los electrones llenan los orbitales de tal manera que la energía del átomo es mínima. Por lo tanto, los electrones de un elemento llenan los niveles de energía en un orden creciente según el principio de Aufbau. Pauli definió un conjunto de números cuánticos únicos para cada electrón. El principio de exclusión de Pauli establece que los cuatro números cuánticos para dos electrones cualesquiera en un átomo nunca pueden ser iguales.
Según la regla de Hund, el emparejamiento de electrones en un orbital tiene lugar solo cuando todas las subcapas tienen un electrón cada uno. La configuración electrónica general de estos elementos del grupo 14 es ns2np2. Estos elementos tienen 2 electrones en los orbitales p más externos.La configuración electrónica de los elementos del grupo 14 es la siguiente:
Period |
Elemento |
Símbolo |
Número atómico |
Configuración electrónica |
| 2 | Carbono | C | 6 | 2s2 2p2 |
| 3 | Silicio | Si | 14 | 3s2 3p2 |
| 4 | germanio | Ge | 32 | 3d10 4s2 4p2 |
| Estaño | Sn | 50 | 4d10 5s2 5p2 | |
| 6 | Director | Pb | 82 | 4f14 5d10 6s2 6p2 |
Como todos los elementos del grupo 14 tienen 4 electrones en la capa más externa, la valencia de los elementos del Grupo 14 es 4. Usan estos electrones en la formación de enlaces para obtener el octeto configuración.
Obtenga más información sobre los elementos del grupo 17 aquí.
Propiedades y tendencias en el elemento 14
1) Radio covalente
Como Si se mueve hacia abajo en el grupo, el radio covalente aumenta. Por lo tanto, hay un aumento sustancial en el radio del carbono al silicio. Publica eso, la diferencia es menos considerable. La razón se puede atribuir a los orbitales dyf que están completamente llenos con los miembros más pesados.
2) Entalpía de ionización
Al descender del grupo, notamos que las entalpías de ionización disminuyen . Esto se debe al aumento de la distancia desde el núcleo. Hay una disminución sustancial de la entalpía de ionización del carbono al silicio. Publica eso, la diferencia es menos considerable. Hay un ligero aumento en la entalpía de ionización del estaño al plomo debido al pobre efecto de protección de los orbitales dyf.
Obtenga más información sobre los elementos del bloque s aquí.
Ejemplo resuelto for You
P: ¿Cómo varía la electronegatividad a lo largo de los elementos del Grupo 14?
Respuesta: A medida que bajamos del grupo, la electronegatividad disminuye en general. La razón detrás de esta irregularidad se debe al llenado de los orbitales atómicos dyf intermedios. Sin embargo, la electronegatividad es casi la misma del silicio al plomo.