Die Bedeutung des Mendelejew-Periodensystems ist kurz. Bedeutung des Periodensystems
Das Periodensystem der Elemente hatte großen Einfluss auf die weitere Entwicklung der Chemie. Es war nicht nur die erste natürliche Klassifizierung chemischer Elemente, die zeigte, dass sie ein harmonisches System bilden und in enger Verbindung zueinander stehen, sondern es war auch ein wirkungsvolles Werkzeug für die weitere Forschung.
Als Mendelejew seine Tabelle auf der Grundlage des von ihm entdeckten Periodengesetzes zusammenstellte, waren viele Elemente noch unbekannt. Somit war das Element Scandium der Periode 4 unbekannt. In Bezug auf die Atommasse kam Ti nach Ca, aber Ti konnte nicht direkt nach Ca platziert werden, weil es würde in Gruppe 3 fallen, sollte aber aufgrund der Eigenschaften von Ti in Gruppe 4 eingeordnet werden. Daher hat Mendeleev eine Zelle verpasst. Auf der gleichen Grundlage blieben in Periode 4 zwei freie Zellen zwischen Zn und As übrig. In anderen Reihen sind noch Plätze frei. Mendelejew war nicht nur überzeugt dass es noch unbekannte Elemente geben muss, die diese Plätze füllen würden, sagte aber auch im Voraus die Eigenschaften solcher Elemente voraus, basierend auf ihrer Position unter anderen Elementen des Periodensystems. Diese Elemente erhielten auch die Namen Ekaboron (da seine Eigenschaften Bor ähneln sollten), Ekaaluminium, Ecasilicium ...
Die Entdeckung von Ga, Sc, Ge war der größte Triumph des periodischen Gesetzes. Das Periodensystem war auch für die Bestimmung der Wertigkeit und Atommassen einiger Elemente von großer Bedeutung. Ebenso gab das Periodensystem den Anstoß zur Korrektur der Atommassen einiger Elemente. Beispielsweise wurde Cs zuvor eine Atommasse von 123,4 zugeordnet. Mendeleev ordnete die Elemente in einer Tabelle an und stellte fest, dass Cs aufgrund seiner Eigenschaften zur Hauptuntergruppe der ersten Gruppe unter Rb gehören sollte und daher eine Atommasse von etwa 130 haben wird. Moderne Definitionen zeigen, dass die Atommasse von Cs ist 132,9054..
Und bis heute bleibt das Periodengesetz der Leitstern der Chemie. Auf dieser Grundlage wurden Transurane künstlich erzeugt. Eines davon, Element Nr. 101, wurde erstmals 1955 entdeckt und zu Ehren des großen russischen Wissenschaftlers Mendelevium genannt.
Die spätere Entwicklung der Wissenschaft ermöglichte es, basierend auf dem periodischen Gesetz, die Struktur der Materie viel tiefer zu verstehen. als dies zu Mendelejews Lebzeiten möglich war.
Die prophetischen Worte Mendelejews wurden auf brillante Weise bestätigt: „Dem periodischen Gesetz droht nicht die Zerstörung, sondern es werden nur Überbau und Entwicklung versprochen.“
Voraussetzung für die Entdeckung des Periodengesetzes waren die Beschlüsse des internationalen Chemikerkongresses in Karlsruhe im Jahr 1860, als die atomar-molekulare Wissenschaft endgültig etabliert wurde und auch die ersten einheitlichen Definitionen der Begriffe Molekül und Atom erfolgten als Atomgewicht, das wir heute relative Atommasse nennen, wurden durchgeführt.
D. I. Mendeleev stützte sich bei seiner Entdeckung auf klar formulierte Ausgangspunkte:
Die gemeinsame unveränderliche Eigenschaft der Atome aller chemischen Elemente ist ihre Atommasse;
Die Eigenschaften von Elementen hängen von ihrer Atommasse ab;
Die Form dieser Abhängigkeit ist periodisch.
Die oben diskutierten Voraussetzungen können als objektiv, also unabhängig von der Persönlichkeit des Wissenschaftlers, bezeichnet werden, da sie durch die historische Entwicklung der Chemie als Wissenschaft bestimmt wurden.
III Periodengesetz und Periodensystem der chemischen Elemente.
Mendelejews Entdeckung des Periodengesetzes.
Die erste Version des Periodensystems der Elemente wurde 1869 von D. I. Mendeleev veröffentlicht – lange bevor die Struktur des Atoms untersucht wurde. Zu dieser Zeit lehrte Mendelejew Chemie an der Universität St. Petersburg. Während er sich auf Vorlesungen vorbereitete und Material für sein Lehrbuch „Grundlagen der Chemie“ sammelte, dachte D. I. Mendeleev darüber nach, wie man das Material so systematisieren kann, dass Informationen über die chemischen Eigenschaften von Elementen nicht wie eine Ansammlung unterschiedlicher Fakten aussehen.
D. I. Mendeleevs Leitfaden in dieser Arbeit waren die Atommassen (Atomgewichte) der Elemente. Nach dem Weltkongress der Chemiker im Jahr 1860, an dem auch D. I. Mendeleev teilnahm, stand das Problem der korrekten Bestimmung von Atomgewichten ständig im Fokus vieler führender Chemiker der Welt, darunter auch D. I. Mendeleev.Durch die Anordnung der Elemente in aufsteigender Reihenfolge ihres Atomgewichts entdeckte D. I. Mendeleev ein grundlegendes Naturgesetz, das heute als Periodengesetz bekannt ist:
Die Eigenschaften von Elementen ändern sich periodisch entsprechend ihrem Atomgewicht.
Die obige Formulierung widerspricht keineswegs der modernen, in der der Begriff „Atomgewicht“ durch den Begriff „Kernladung“ ersetzt wird. Der Kern besteht aus Protonen und Neutronen. Die Anzahl der Protonen und Neutronen in den Kernen der meisten Elemente ist ungefähr gleich, sodass das Atomgewicht ungefähr in der gleichen Weise zunimmt, wie die Anzahl der Protonen im Kern (Kernladung Z) zunimmt.
Die grundlegende Neuerung des Periodengesetzes war wie folgt:
1. Es wurde eine Verbindung zwischen Elementen hergestellt, die in ihren Eigenschaften unterschiedlich waren. Dieser Zusammenhang liegt darin, dass sich die Eigenschaften von Elementen mit zunehmendem Atomgewicht gleichmäßig und annähernd gleichmäßig ändern und dass sich diese Änderungen dann REGELMÄSSIG WIEDERHOLEN.
2. In den Fällen, in denen es den Anschein hatte, dass in der Abfolge der Änderungen der Eigenschaften von Elementen ein Zusammenhang fehlte, wurden im Periodensystem Lücken bereitgestellt, die mit noch nicht entdeckten Elementen gefüllt werden mussten.
Bei allen bisherigen Versuchen, die Beziehung zwischen Elementen zu bestimmen, versuchten andere Forscher, ein vollständiges Bild zu erstellen, in dem noch nicht entdeckte Elemente keinen Platz hatten. Im Gegenteil, D. I. Mendeleev betrachtete den wichtigsten Teil seines Periodensystems als die noch leeren Zellen. Dadurch war es möglich, die Existenz noch unbekannter Elemente vorherzusagen.
Es ist bewundernswert, dass D. I. Mendeleev seine Entdeckung zu einer Zeit machte, als die Atomgewichte vieler Elemente sehr ungefähr bestimmt wurden und nur 63 Elemente selbst bekannt waren – also etwas mehr als die Hälfte der uns heute bekannten.
Die tiefe Kenntnis der chemischen Eigenschaften verschiedener Elemente ermöglichte es Mendelejew, nicht nur auf noch nicht entdeckte Elemente hinzuweisen, sondern auch deren Eigenschaften genau vorherzusagen! D. I. Mendelejew hat die Eigenschaften des Elements, das er „Eka-Silizium“ nannte, genau vorhergesagt. 16 Jahre später wurde dieses Element tatsächlich vom deutschen Chemiker Winkler entdeckt und Germanium genannt.
Vergleich der von D. I. Mendelejew vorhergesagten Eigenschaften des noch unentdeckten Elements „Eka-Silizium“ mit den Eigenschaften des Elements Germanium (Ge). Im modernen Periodensystem nimmt Germanium den Platz von „Eka-Silizium“ ein.
Eigentum
Vorausgesagt von D. I. Mendelejew für „Eka-Silizium“ im Jahr 1870
Definiert für Germanium Ge, entdeckt 1886
Farbe, Aussehen
braun
hellbraun
Atomares Gewicht
72,59
Dichte (g/cm3)
5,5
5,35
Oxidformel
XO2
GeO2
Chloridformel
XCl4
GeCl4
Chloriddichte (g/cm3)
1,9
1,84
Ebenso wurden die Eigenschaften von „Eka-Aluminium“ (das 1875 entdeckte Element Gallium Ga) und „Eka-Bor“ (das 1879 entdeckte Element Scandium Sc) von D. I. Mendeleev hervorragend bestätigt.
Danach wurde Wissenschaftlern auf der ganzen Welt klar, dass das Periodensystem von D. I. Mendeleev nicht einfach nur die Elemente systematisiert, sondern ein anschaulicher Ausdruck des Grundgesetzes der Natur ist – des Periodengesetzes.
Struktur des Periodensystems.
Basierend auf dem Periodengesetz von D.I. Mendeleev erstellte das Periodensystem der chemischen Elemente, das aus 7 Perioden und 8 Gruppen bestand (Kurzperiodenversion des Systems). Derzeit wird häufiger die Langperiodenversion des Periodensystems verwendet (7 Perioden, 8 Gruppen, die Elemente Lanthaniden und Aktiniden werden getrennt dargestellt).
Punkte sind horizontale Zeilen der Tabelle; sie sind in kleine und große unterteilt. In kleinen Perioden gibt es 2 Elemente (1. Periode) oder 8 Elemente (2., 3. Periode), in großen Perioden - 18 Elemente (4., 5. Periode) oder 32 Elemente (6., 5. Periode) (7. Periode). Jede Periode beginnt mit einem typischen Metall und endet mit einem Nichtmetall (Halogen) und einem Edelgas.
Gruppen sind vertikale Abfolgen von Elementen, sie werden mit römischen Ziffern von I bis VIII und den russischen Buchstaben A und B nummeriert. Die Kurzperiodenversion des Periodensystems umfasste Untergruppen von Elementen (Haupt- und Nebengruppen).
Eine Untergruppe ist eine Menge von Elementen, die unbedingte chemische Analoga sind; Oft haben Elemente einer Untergruppe die höchste Oxidationsstufe, die der Gruppennummer entspricht.
In A-Gruppen können die chemischen Eigenschaften von Elementen in einem weiten Bereich von nichtmetallisch bis metallisch variieren (in der Hauptuntergruppe der Gruppe V ist beispielsweise Stickstoff ein Nichtmetall und Wismut ein Metall).
Im Periodensystem befinden sich typische Metalle in den Gruppen IA (Li-Fr), IIA (Mg-Ra) und IIIA (In, Tl). Nichtmetalle befinden sich in den Gruppen VIIA (F-Al), VIA (O-Te), VA (N-As), IVA (C, Si) und IIIA (B). Einige Elemente der A-Gruppen (Beryllium Be, Aluminium Al, Germanium Ge, Antimon Sb, Polonium Po und andere) sowie viele Elemente der B-Gruppen weisen sowohl metallische als auch nichtmetallische Eigenschaften auf (das Phänomen der Amphoterizität).
Für einige Gruppen werden Gruppennamen verwendet: IA (Li-Fr) – Alkalimetalle, IIA (Ca-Ra) – Erdalkalimetalle, VIA (O-Po) – Chalkogene, VIIA (F-At) – Halogene, VIIIA ( He-Rn ) – Edelgase. Die von D.I. vorgeschlagene Form des Periodensystems. Mendelejew wurde als Kurzperiode oder Klassik bezeichnet. Derzeit wird eine andere Form des Periodensystems häufiger verwendet – die mit langer Periode.
Periodisches Recht D.I. Mendelejew und das Periodensystem der chemischen Elemente wurden zur Grundlage der modernen Chemie. Die relativen Atommassen werden gemäß der Internationalen Tabelle von 1983 angegeben. Für die Elemente 104–108 sind die Massenzahlen der langlebigsten Isotope in eckigen Klammern angegeben. Die in Klammern angegebenen Namen und Symbole der Elemente werden nicht allgemein akzeptiert.
IV Periodisches Gesetz und die Struktur des Atoms.
Grundlegende Informationen zum Aufbau von Atomen.
Ende des 19. und Anfang des 20. Jahrhunderts wiesen Physiker nach, dass das Atom ein komplexes Teilchen ist und aus einfacheren (Elementar-)Teilchen besteht. Wurden entdeckt:
Kathodenstrahlen (englischer Physiker J. J. Thomson, 1897), deren Teilchen Elektronen e− genannt werden (tragen eine einzelne negative Ladung);
natürliche Radioaktivität von Elementen (französische Wissenschaftler - Radiochemiker A. Becquerel und M. Sklodowska-Curie, Physiker Pierre Curie, 1896) und die Existenz von α-Teilchen (Heliumkerne 4He2+);
das Vorhandensein eines positiv geladenen Kerns im Zentrum des Atoms (englischer Physiker und Radiochemiker E. Rutherford, 1911);
die künstliche Umwandlung eines Elements in ein anderes, beispielsweise Stickstoff in Sauerstoff (E. Rutherford, 1919). Aus dem Kern eines Atoms eines Elements (Stickstoff – in Rutherfords Experiment) entstehen bei der Kollision mit einem α-Teilchen der Kern eines Atoms eines anderen Elements (Sauerstoff) und ein neues Teilchen, das eine positive Einheitsladung trägt und Proton genannt wird ( p+, 1H-Kern) gebildet.
das Vorhandensein elektrisch neutraler Teilchen im Kern eines Atoms - Neutronen n0 (englischer Physiker J. Chadwick, 1932).
Als Ergebnis der Forschung wurde festgestellt, dass das Atom jedes Elements (außer 1H) Protonen, Neutronen und Elektronen enthält, wobei Protonen und Neutronen im Atomkern und Elektronen an seiner Peripherie (in der Elektronenhülle) konzentriert sind. .
Die Anzahl der Protonen im Kern entspricht der Anzahl der Elektronen in der Atomhülle und entspricht der Seriennummer dieses Elements im Periodensystem.
Die Elektronenhülle eines Atoms ist ein komplexes System. Es ist in Unterschalen mit unterschiedlichen Energien (Energieniveaus) unterteilt; die Ebenen wiederum sind in Unterebenen unterteilt, und die Unterebenen umfassen Atomorbitale, die sich in Form und Größe unterscheiden können (gekennzeichnet durch die Buchstaben s, p, d, f usw.).
Das Hauptmerkmal eines Atoms ist also nicht die Atommasse, sondern die Größe der positiven Ladung des Kerns. Dies ist eine allgemeinere und genauere Eigenschaft eines Atoms und damit eines Elements. Alle Eigenschaften des Elements und seine Position im Periodensystem hängen von der Größe der positiven Ladung des Atomkerns ab. Somit stimmt die Ordnungszahl eines chemischen Elements numerisch mit der Ladung des Kerns seines Atoms überein. Das Periodensystem der Elemente ist eine grafische Darstellung des Periodengesetzes und spiegelt die Struktur der Atome der Elemente wider.
Die Theorie der Atomstruktur erklärt die periodischen Änderungen der Eigenschaften von Elementen. Eine Erhöhung der positiven Ladung von Atomkernen von 1 auf 110 führt zu einer periodischen Wiederholung der Strukturelemente des äußeren Energieniveaus in Atomen. Und da die Eigenschaften von Elementen hauptsächlich von der Anzahl der Elektronen auf der äußeren Ebene abhängen, wiederholen sie sich auch periodisch. Dies ist die physikalische Bedeutung des periodischen Gesetzes.
Jede Periode im Periodensystem beginnt mit Elementen, deren Atome auf der äußeren Ebene ein S-Elektron (unvollständige äußere Ebenen) haben und daher ähnliche Eigenschaften aufweisen – sie geben leicht Valenzelektronen ab, was ihren metallischen Charakter bestimmt. Dies sind Alkalimetalle – Li, Na, K, Rb, Cs.
Die Periode endet mit Elementen, deren Atome auf der äußeren Ebene 2 (s2) Elektronen (in der ersten Periode) oder 8 (s2p6) Elektronen (in allen folgenden Perioden) enthalten, das heißt, sie haben eine abgeschlossene äußere Ebene. Dabei handelt es sich um Edelgase He, Ne, Ar, Kr, Xe, die inerte Eigenschaften haben.
Im Jahr 1869 formulierte D. I. Mendeleev auf der Grundlage einer Analyse der Eigenschaften einfacher Substanzen und Verbindungen das Periodengesetz: „Die Eigenschaften einfacher Körper und Elementverbindungen hängen periodisch von der Größe der Atommassen der Elemente ab.“ Basierend auf dem Periodengesetz wurde das Periodensystem der Elemente erstellt. Darin wurden Elemente mit ähnlichen Eigenschaften zu vertikalen Gruppenspalten zusammengefasst. In einigen Fällen war es bei der Einordnung von Elementen in das Periodensystem notwendig, die Reihenfolge der zunehmenden Atommassen zu unterbrechen, um die Periodizität der Wiederholung von Eigenschaften aufrechtzuerhalten. Beispielsweise war es notwendig, Tellur und Jod sowie Argon und Kalium „auszutauschen“. Der Grund dafür ist, dass Mendelejew das periodische Gesetz zu einer Zeit vorschlug, als noch nichts über die Struktur des Atoms bekannt war. Nachdem im 20. Jahrhundert das Planetenmodell des Atoms vorgeschlagen wurde, wird das periodische Gesetz wie folgt formuliert:
„Die Eigenschaften chemischer Elemente und Verbindungen hängen periodisch von der Ladung der Atomkerne ab.“
Die Ladung des Kerns ist gleich der Nummer des Elements im Periodensystem und der Anzahl der Elektronen in der Elektronenhülle des Atoms. Diese Formulierung erklärte die „Verstöße“ gegen das Periodengesetz. Im Periodensystem entspricht die Periodenzahl der Anzahl der elektronischen Ebenen im Atom, die Gruppennummer für Elemente der Hauptuntergruppen entspricht der Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene.
Wissenschaftliche Bedeutung des periodischen Gesetzes. Das periodische Gesetz ermöglichte es, die Eigenschaften chemischer Elemente und ihrer Verbindungen zu systematisieren. Bei der Zusammenstellung des Periodensystems sagte Mendelejew die Existenz vieler unentdeckter Elemente voraus, hinterließ dafür leere Zellen und sagte viele Eigenschaften unentdeckter Elemente voraus, was ihre Entdeckung erleichterte. Das erste davon folgte vier Jahre später.
Aber Mendelejews großes Verdienst liegt nicht nur in der Entdeckung neuer Dinge.
Mendelejew entdeckte ein neues Naturgesetz. Anstelle von disparaten, unverbundenen Substanzen sah sich die Wissenschaft einem einzigen harmonischen System gegenüber, das alle Elemente des Universums zu einem einzigen Ganzen vereinte; Atome begann man als zu betrachten:
1. durch ein gemeinsames Muster organisch miteinander verbunden,
2. Nachweis des Übergangs quantitativer Änderungen des Atomgewichts in qualitative Änderungen ihrer chemischen Zusammensetzung. Individualitäten,
3. was darauf hinweist, dass das Gegenteil metallisch ist. und nichtmetallisch. Die Eigenschaften von Atomen sind nicht absolut, wie bisher angenommen, sondern nur relativer Natur.
24. Die Entstehung von Strukturtheorien im Entwicklungsprozess der organischen Chemie. Atommolekulare Wissenschaft als theoretische Grundlage für Strukturtheorien.
Organische Chemie. Im gesamten 18. Jahrhundert. Bei der Frage nach den chemischen Beziehungen von Organismen und Stoffen ließen sich Wissenschaftler von der Lehre des Vitalismus leiten – einer Lehre, die das Leben als ein besonderes Phänomen betrachtete, das nicht den Gesetzen des Universums, sondern dem Einfluss besonderer Lebenskräfte unterliegt. Diese Ansicht wurde von vielen Wissenschaftlern des 19. Jahrhunderts übernommen, obwohl ihre Grundfesten bereits 1777 erschüttert wurden, als Lavoisier vermutete, dass die Atmung ein der Verbrennung ähnlicher Prozess sei.
Im Jahr 1828 gewann der deutsche Chemiker Friedrich Wöhler (1800–1882) durch Erhitzen von Ammoniumcyanat (diese Verbindung wurde uneingeschränkt als anorganische Substanz eingestuft) Harnstoff, ein Abfallprodukt von Mensch und Tier. 1845 synthetisierte Adolf Kolbe, ein Schüler Wöhlers, Essigsäure aus den Ausgangselementen Kohlenstoff, Wasserstoff und Sauerstoff. In den 1850er Jahren begann der französische Chemiker Pierre Berthelot mit systematischen Arbeiten zur Synthese organischer Verbindungen und gewann Methyl- und Ethylalkohole, Methan, Benzol und Acetylen. Eine systematische Untersuchung natürlicher organischer Verbindungen hat gezeigt, dass sie alle ein oder mehrere Kohlenstoffatome und viele Wasserstoffatome enthalten. Typentheorie. Die Entdeckung und Isolierung einer Vielzahl komplexer kohlenstoffhaltiger Verbindungen warf die Frage nach der Zusammensetzung ihrer Moleküle auf und führte zu der Notwendigkeit, das bestehende Klassifizierungssystem zu überarbeiten. In den 1840er Jahren erkannten Chemiker, dass Berzelius‘ dualistische Ideen nur auf anorganische Salze anwendbar waren. Im Jahr 1853 wurde versucht, alle organischen Verbindungen nach Typ zu klassifizieren. Eine verallgemeinerte „Typentheorie“ wurde von einem französischen Chemiker vorgeschlagen Charles Frederic Gerard, der glaubte, dass die Kombination verschiedener Atomgruppen nicht durch die elektrische Ladung dieser Gruppen, sondern durch ihre spezifischen chemischen Eigenschaften bestimmt wird.
Strukturchemie. Im Jahr 1857 schlug Kekule auf der Grundlage der Valenztheorie (unter Valenz wurde die Anzahl der Wasserstoffatome verstanden, die sich mit einem Atom eines bestimmten Elements verbinden) vor, dass Kohlenstoff vierwertig ist und sich daher mit vier anderen Atomen zu langen Ketten verbinden kann – gerade oder verzweigt. Daher begann man, organische Moleküle nicht in Form von Radikalkombinationen, sondern in Form von Strukturformeln darzustellen – Atome und Bindungen zwischen ihnen.
Im Jahr 1874 ein dänischer Chemiker Jacob van't Hoff und der französische Chemiker Joseph Achille Le Bel (1847–1930) erweiterte diese Idee auf die Anordnung von Atomen im Raum. Sie glaubten, dass Moleküle keine flachen, sondern dreidimensionale Strukturen seien. Dieses Konzept ermöglichte die Erklärung vieler bekannter Phänomene, beispielsweise der räumlichen Isomerie, der Existenz von Molekülen gleicher Zusammensetzung, aber unterschiedlicher Eigenschaften. Die Daten passen sehr gut hinein Louis Pasteurüber Isomere der Weinsäure.
6. Periodengesetz und Periodensystem D.I. Mendeleev Struktur des Periodensystems (Periode, Gruppe, Untergruppe). Die Bedeutung des Periodengesetzes und des Periodensystems.
Periodisch Recht D.I. Mendelejew:Eigenschaften einfacher Körper sowie Formen und Eigenschaften von VerbindungenUnterschiede der Elemente sind periodisch abhängig vondie Werte der Atomgewichte von Elementen. (Die Eigenschaften von Elementen hängen periodisch von der Ladung der Atome ihrer Kerne ab).
Periodensystem. Eine Reihe von Elementen, innerhalb derer sich ihre Eigenschaften nacheinander ändern, wie etwa die Reihe von acht Elementen von Lithium zu Neon oder von Natrium zu Argon, nannte Mendelejew Perioden. Wenn wir diese beiden Perioden so untereinander schreiben, dass sich Natrium unter Lithium und Argon unter Neon befindet, erhalten wir folgende Anordnung der Elemente:
Bei dieser Anordnung enthalten die vertikalen Säulen Elemente mit ähnlichen Eigenschaften und gleicher Wertigkeit, beispielsweise Lithium und Natrium, Beryllium und Magnesium usw.
Nachdem Mendelejew alle Elemente in Perioden unterteilt und eine Periode unter eine andere gelegt hatte, so dass Elemente mit ähnlichen Eigenschaften und der Art der gebildeten Verbindungen untereinander angeordnet waren, stellte er eine Tabelle zusammen, die er das Periodensystem der Elemente nach Gruppen und Reihen nannte.
Die Bedeutung des PeriodensystemsWir. Das Periodensystem der Elemente hatte großen Einfluss auf die weitere Entwicklung der Chemie. Es war nicht nur die erste natürliche Klassifizierung chemischer Elemente, die zeigte, dass sie ein harmonisches System bilden und in enger Verbindung zueinander stehen, sondern es war auch ein wirkungsvolles Werkzeug für die weitere Forschung.
7. Periodische Änderungen der Eigenschaften chemischer Elemente. Atom- und Ionenradien. Ionisationsenergie. Elektronenaffinität. Elektronegativität.
Die Abhängigkeit der Atomradien von der Ladung des Atomkerns Z ist periodisch. Innerhalb einer Periode besteht mit zunehmendem Z die Tendenz, dass die Größe des Atoms abnimmt, was besonders deutlich in kurzen Zeiträumen zu beobachten ist
Mit Beginn des Aufbaus einer neuen elektronischen Schicht, die weiter vom Kern entfernt ist, also beim Übergang zur nächsten Periode, nehmen die Atomradien zu (vergleiche beispielsweise die Radien von Fluor- und Natriumatomen). Infolgedessen nimmt innerhalb einer Untergruppe mit zunehmender Kernladung die Größe der Atome zu.
Der Verlust von Elektronenatomen führt zu einer Verringerung seiner effektiven Größe, und die Zugabe überschüssiger Elektronen führt zu einer Vergrößerung. Daher ist der Radius eines positiv geladenen Ions (Kations) immer kleiner und der Radius eines negativ geladenen Nicht-Ions (Anions) immer größer als der Radius des entsprechenden elektrisch neutralen Atoms.
Innerhalb einer Untergruppe nehmen die Radien von Ionen gleicher Ladung mit zunehmender Kernladung zu. Dieses Muster wird durch eine Zunahme der Anzahl elektronischer Schichten und den wachsenden Abstand der Außenelektronen vom Kern erklärt.
Die charakteristischste chemische Eigenschaft von Metallen ist die Fähigkeit ihrer Atome, leicht externe Elektronen abzugeben und sich in positiv geladene Ionen umzuwandeln, während Nichtmetalle im Gegensatz dazu durch die Fähigkeit gekennzeichnet sind, Elektronen hinzuzufügen, um negative Ionen zu bilden. Um einem Atom ein Elektron zu entziehen und es in ein positives Ion umzuwandeln, muss eine gewisse Energie aufgewendet werden, die sogenannte Ionisierungsenergie.
Die Ionisierungsenergie kann durch den Beschuss von Atomen mit Elektronen bestimmt werden, die in einem elektrischen Feld beschleunigt werden. Die niedrigste Feldspannung, bei der die Elektronengeschwindigkeit ausreicht, um Atome zu ionisieren, wird als Ionisierungspotential der Atome eines bestimmten Elements bezeichnet und in Volt ausgedrückt. Bei ausreichendem Energieaufwand können zwei, drei oder mehr Elektronen aus einem Atom entfernt werden. Daher spricht man vom ersten Ionisationspotential (der Energie der Entfernung des ersten Elektrons aus dem Atom) und vom zweiten Ionisationspotential (der Energie der Entfernung des zweiten Elektrons).
Wie oben erwähnt, können Atome nicht nur Elektronen abgeben, sondern auch Elektronen aufnehmen. Die Energie, die freigesetzt wird, wenn ein Elektron an ein freies Atom bindet, wird als Elektronenaffinität des Atoms bezeichnet. Die Elektronenaffinität wird wie die Ionisierungsenergie normalerweise in Elektronenvolt ausgedrückt. Somit beträgt die Elektronenaffinität des Wasserstoffatoms 0,75 eV, Sauerstoff – 1,47 eV, Fluor – 3,52 eV.
Die Elektronenaffinitäten von Metallatomen liegen typischerweise nahe Null oder sind negativ; Daraus folgt, dass für Atome der meisten Metalle die Zugabe von Elektronen energetisch ungünstig ist. Die Elektronenaffinität von Nichtmetallatomen ist immer positiv und umso größer, je näher das Nichtmetall im Periodensystem am Edelgas steht; Dies deutet auf eine Zunahme der nichtmetallischen Eigenschaften hin, je näher das Ende des Zeitraums rückt.
Die Möglichkeit der wissenschaftlichen Vorhersage unbekannter Elemente wurde erst nach der Entdeckung des Periodengesetzes und des Periodensystems der Elemente Wirklichkeit. D. I. Mendeleev sagte die Existenz von 11 voraus neue Elemente: Ekabor, Ekasilizium, Ekaaluminium usw. Die „Koordinaten“ des Elements im Periodensystem (Seriennummer, Gruppe und Periode) ermöglichten eine grobe Vorhersage der Atommasse sowie der wichtigsten Eigenschaften des vorhergesagten Elements. Die Genauigkeit dieser Vorhersagen nahm insbesondere dann zu, wenn das vorhergesagte Element von bekannten und ausreichend untersuchten Elementen umgeben war.
Dank dessen entdeckte L. de Boisbaudran 1875 in Frankreich Gallium (Eka-Aluminium); 1879 entdeckte L. Nilsson (Schweden) Scandium (Ekabor); 1886 entdeckte K. Winkler in Deutschland Germanium (Exasilizium).
In Bezug auf die unentdeckten Elemente der neunten und zehnten Reihe waren die Aussagen von D. I. Mendeleev vorsichtiger, da ihre Eigenschaften äußerst schlecht untersucht wurden. Nach Wismut, bei dem die sechste Periode endete, blieben also zwei Striche übrig. Eines entsprach einem Tellur-Analogon, das andere gehörte einem unbekannten schweren Halogen. In der siebten Periode waren nur zwei Elemente bekannt – Thorium und Uran. D. I. Mendeleev hinterließ mehrere Zellen mit Strichen, die zu den Elementen der ersten, zweiten und dritten Gruppe vor Thorium gehören sollten. Zwischen Thorium und Uran blieb eine leere Zelle zurück. Es blieben fünf leere Plätze für Uran übrig, d.h. Fast 100 Jahre lang waren Transurane vorhersehbar.
Um die Genauigkeit der Vorhersagen von D. I. Mendeleev bezüglich der Elemente der neunten und zehnten Reihe zu bestätigen, können wir ein Beispiel mit Polonium (Seriennummer 84) geben. D. I. Mendeleev sagte die Eigenschaften des Elements mit der Seriennummer 84 voraus und bezeichnete es als Analogon von Tellur und nannte es Dwitellurium. Für dieses Element ging er von einer Atommasse von 212 und der Fähigkeit aus, ein Oxid vom Typ EO e zu bilden. Dieses Element sollte eine Dichte von 9,3 g/cm 3 haben und ein schmelzbares, kristallines und schwerflüchtiges graues Metall sein. Polonium, das erst 1946 in reiner Form gewonnen wurde, ist ein weiches, schmelzbares, silberfarbenes Metall mit einer Dichte von 9,3 g/cm 3 . Seine Eigenschaften sind denen von Tellur sehr ähnlich.
Das periodische Gesetz von D. I. Mendelejew ist eines der wichtigsten Naturgesetze und von außerordentlicher Bedeutung. Dieses Gesetz spiegelt die natürliche Beziehung zwischen Elementen und die Entwicklungsstadien der Materie von einfach bis komplex wider und markierte den Beginn der modernen Chemie. Mit seiner Entdeckung hörte die Chemie auf, eine beschreibende Wissenschaft zu sein.
Das periodische Gesetz und das Elementsystem von D. I. Mendelejew sind eine der zuverlässigsten Methoden, die Welt zu verstehen. Da die Elemente durch gemeinsame Eigenschaften oder Strukturen verbunden sind, weist dies auf die Muster der Verbindung und gegenseitigen Abhängigkeit von Phänomenen hin.
Alle Elemente zusammen bilden eine Linie kontinuierlicher Entwicklung vom einfachsten Wasserstoff bis zum 118. Element. Dieses Muster wurde erstmals von D. I. Mendeleev bemerkt, der die Existenz neuer Elemente vorhersagen konnte und damit die Kontinuität der Entwicklung der Materie zeigte.
Durch den Vergleich der Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen innerhalb von Gruppen kann man leicht die Manifestation des Gesetzes über den Übergang quantitativer zu qualitativer Veränderungen erkennen. Somit gibt es innerhalb jeder Periode einen Übergang von einem typischen Metall zu einem typischen Nichtmetall (Halogen), aber der Übergang von einem Halogen zum ersten Element der nächsten Periode (einem Alkalimetall) geht mit dem deutlichen Auftreten von Eigenschaften einher das Gegenteil dieses Halogens. Die Entdeckung von D. I. Mendelejew legte eine genaue und zuverlässige Grundlage für die Theorie der Atomstruktur und hatte großen Einfluss auf die Entwicklung aller modernen Erkenntnisse über die Natur der Materie.
Die Arbeit von D. I. Mendeleev zur Schaffung des Periodensystems legte den Grundstein für eine wissenschaftlich fundierte Methode zur gezielten Suche nach neuen chemischen Elementen. Beispiele hierfür sind die zahlreichen Erfolge der modernen Kernphysik. Im letzten halben Jahrhundert wurden Elemente mit den Seriennummern 102–118 synthetisiert. Die Untersuchung ihrer Eigenschaften sowie ihrer Herstellung wäre ohne Kenntnis der Beziehungsmuster zwischen chemischen Elementen unmöglich.
Der Beweis einer solchen Aussage ist Ergebnisse Forschung zur Synthese der Elemente 114, 116, 118.
Das Isotop des 114. Elements wurde durch die Wechselwirkung von Plutonium mit dem Isotop 48 Ca und das 116. durch die Wechselwirkung von Curium mit dem Isotop 48 Ca erhalten:
Die Stabilität der resultierenden Isotope ist so hoch, dass sie nicht spontan spalten, sondern einen Alpha-Zerfall erfahren, d. h. Spaltung des Kerns mit gleichzeitiger Emission von Alphateilchen.
Die erhaltenen experimentellen Daten bestätigen die theoretischen Berechnungen vollständig: Bei aufeinanderfolgenden Alpha-Zerfällen werden Kerne des 112. und 110. Elements gebildet, woraufhin die spontane Spaltung beginnt:
Durch den Vergleich der Eigenschaften von Elementen sind wir überzeugt, dass sie durch gemeinsame Strukturmerkmale miteinander verbunden sind. Durch den Vergleich der Struktur der äußeren und voräußeren Elektronenhüllen ist es somit möglich, alle für ein bestimmtes Element charakteristischen Verbindungstypen mit hoher Genauigkeit vorherzusagen. Ein solch klarer Zusammenhang lässt sich sehr gut am Beispiel des 104. Elements – Rutherfordium – veranschaulichen. Chemiker sagten voraus, dass, wenn dieses Element ein Analogon von Hafnium (72 Hf) ist, sein Tetrachlorid ungefähr die gleichen Eigenschaften wie HfCl 4 haben sollte. Experimentelle chemische Studien bestätigten nicht nur die Vorhersage der Chemiker, sondern auch die Entdeckung eines neuen superschweren Elements 1(M Rf. Die gleiche Analogie lässt sich in den Eigenschaften Os (Z = 76) und Ds (Z = 110) erkennen Elemente bilden flüchtige Oxide vom Typ R0 4. All dies sagt über Manifestation des Gesetzes der Wechselbeziehung und Interdependenz von Phänomenen.
Der Vergleich der Eigenschaften von Elementen sowohl innerhalb von Gruppen als auch innerhalb von Perioden und ihr Vergleich mit der Struktur des Atoms zeigen das Gesetz Übergang von Quantität zu Qualität. Der Übergang quantitativer Veränderungen in qualitative ist nur möglich durchVerleugnung der Verleugnung. Innerhalb von Zeiträumen findet mit zunehmender Kernladung ein Übergang von einem Alkalimetall zu einem Edelgas statt. Die nächste Periode beginnt erneut mit einem Alkalimetall – einem Element, das die Eigenschaften des ihm vorangehenden Edelgases vollständig aufhebt (z. B. He und Li; Ne und Na; Ar und Kr usw.).
In jeder Periode erhöht sich die Ladung des Kerns des nachfolgenden Elements um eins im Vergleich zum vorherigen. Dieser Prozess wird vom Wasserstoff bis zum 118. Element beobachtet und zeigt an Kontinuität der Entwicklung der Materie.
Schließlich ist die Kombination entgegengesetzter Ladungen (Proton und Elektron) in einem Atom, die Manifestation metallischer und nichtmetallischer Eigenschaften, die Existenz amphoterer Oxide und Hydroxide eine Manifestation des Gesetzes Einheit und Kampf der Gegensätze.
Es sollte auch beachtet werden, dass die Entdeckung des periodischen Gesetzes den Beginn der Grundlagenforschung über die Eigenschaften der Materie darstellte.
Laut Niels Bohr ist das Periodensystem „ein Leitstern für die Forschung in den Bereichen Chemie, Physik, Mineralogie und Technologie“.
- Die Elemente 112, 114, 116, 118 wurden am Gemeinsamen Institut für Kernforschung (Dubna, Russland) gewonnen. Die Elemente 113 und 115 wurden gemeinsam von russischen und amerikanischen Physikern gewonnen. Das Material wurde freundlicherweise vom Akademiker der Russischen Akademie der Wissenschaften Yu. Ts. Oganesyan zur Verfügung gestellt.
