familia del carbon

Grupo 14. Familia del carbono. Características generales
Propiedades fundamentales de los elementos grupo 14
C Si Ge Sn Pb
Pf/pe(°C) 3570/subli. 1414/2355 937/2830 232/2270 328/1750
ρ(g/cm3) 2,25 2,33 5,32 7,30 11,35
rcov., Å 0,77 0,71 1,22 1,41 1,47
rion., Å 0,29 0,40 0,67 0,86(+4) 0.79(+4)
1,22(+2) 1,33(+2)
XP 2,5 1,8 1,8 1,8 1,9
I1, kJ/mol 1086 786 760 709 716
A, kJ/mol -123 -120 -118 -121 -101
El primer miembro, el carbono, tiene un alto punto de fusión debido a la red covalente que une a sus átomos y es un no metal claro. El silicio y germanio son semimetales y los dos últimos que son ligeramente metálicos, tienen un rango de existencia en estado líquido grande típico de los metales. La tendencia a formar cadenas entre sí es muy acusada en el carbono que forma cadenas de un número de átomos prácticamente ilimitado, el silicio de hasta 16 átomos y el germanio y plomo hasta 6 y 2 respectivamente. Todos muestran el estado de oxidación +4, que implica enlace covalente incluso para los miembros más metálicos. Los tres primeros también tienen el estado -4 cuando se unen a elementos más electropositivos. El estaño y plomo muestran asimismo el estado +2, con el cual forman compuestos iónicos (efecto del pare inerte).
En el diagrama se aprecia que el estado +4 es el más estable que el +2 para el C y Ge, mientras que para el Sn y Pb el estado +2 es el termodinámicamente más estable. Para el Si el más estable es el +4. El estado +2 del carbono es reductor (CO). Los hidruros (-4), son tanto más reductores cuanto más descendemos en el grupo.
Carbono
El grafito y el diamante son los alótropos conocidos desde antiguo. Más recientemente se ha añadido a la lista los fulerenos.
Diamante. Está formado por una red de átomos unidos tetraédricamente mediante enlaces covalentes. Es un aislante eléctrico pero un excelente conductor térmico, mejor que el cobre incluso. Esto último es una consecuencia de su estructura que transmite con gran eficacia cualquier perturbación térmica por toda la red. El pf elevado, 4100°C, es reflejo de la enorme cantidad de energía necesaria para romper los fuertes enlaces covalentes. La disposición de los tetraedros es similar a la blenda (ZnS). Los diamantes naturales se encuentran en Zaire (29%), Sudáfrica (17%, pero los de mejor calidad) y Rusia (22%). La densidad, 3,4 g/cm3, es mayor que la del grafito (2,2 g/cm3), de modo que una simple consideración del principio de Le Châtelier nos indica que puede obtenerse diamantes del grafito aplicando presión al sistema. Para vencer la gran barrera que supone el reordenamiento de los enlaces covalentes, es necesario aplicar una gran cantidad de energíade activación en forma de alta temperatura. En cantidades razonables fueron fabricados por primera vez por la General Electric Company a 1600°C y 5GPa (50000atm). Son pequeños, de mala calidad pero se usan para herramientas. La energía libe del diamante es sólo 2,9 kJ/mol lo que hace que no se convierta en grafito. La tecnología de fabricación de películas de diamantes es muy prometedora para revestimientos muy duros en bisturíes de cirugía. También para revestimiento de los chips de los microprocesadores con la finalidad de disipar el calor generado por estos componentes. Los diamantes arden produciendo dióxido de carbono. Este primer experimento lo hizo Humphrry Davy con un diamante de su esposa.
Grafito
Su estructura es diferente a la del diamante. Consiste en capas de carbono en las cuales los átomos se unen covalentemente en anillos hexagonales con un enlace C-C de 141pm, más corto que el del diamante (154pm) y similar al existente en el benceno (140pm). Esto sugiere la existencia de enlace múltiple en las capas de grafito de modo similar al existente en el benceno. Habría por lo tanto un sistema de enlaces π deslocalizados por todos los anillos de cada capa de modo que cada C-C tendría un orden de enlace neto de 1+1/3. Las medidas de la longitud de enlace coinciden con esta suposición. Las distancias entre capas es muy grande, 335pm (3,35Å); mayor que el doble del radio de van der Waals del átomo de carbono. De esto se deduce la débil atracción o unión entre estas capas. En la forma hexagonal (ABAB...), que es la más común del grafito, al observar la secuencia de átomos se aprecia que la mitad de ellos se colocan en línea con átomos de la capa de arriba y abajo. La otra mitad se colocan en los centros de los hexágonos de arriba y abajo.
Esta estructura dota al grafito de una de sus propiedades más importante, la conductividad eléctrica que es 5000 veces mayor en la dirección de los planos que en la dirección perpendicular a los mismos; tiene, asimismo, un aspecto metálico. También es por lo mismo un excelente lubricante en virtud del fácil deslizamiento de las capas. Puede absorber moléculas gaseosas entre sus láminas.
Aunque es más estable termodinámicamente que el diamante es más reactivo que este debido a la separación de las capas. Desde metales alcalinos hasta halógenos y haluros metálicos dan compuestos con el grafito en los cuales se conserva casi intacta su estructura laminar con los átomos nuevos colocados entre las capas. A estos compuestos se les denomina compuestos de intercalación.
El grafito se obtiene como mineral en China, Siberia y las dos Coreas. Se puede preparar del carbón de coque mediante el procedimiento de Acheson. Consiste en calentar coque en polvo a 2500 °C durante 30 horas, en un horno eléctrico cuyos elementos decalefacción son barras de carbono. El polvo amorfo se cubre de arena para evitar la oxidación del carbono. El resultado es semejante a una cristalización y sublimación del material amorfo con no muy buen rendimiento.
Se usa como lubricante, electrodos de carbón y mezclado con arcillas para lapiceros, que serán tanto más duros cuanta más arcilla contengan. La mezcla más común es ‘HB’.