Dobereiner Triads • Ivan Kharitonov • Populære videnskabsopgaver på "Elements" • Kemi

Dobereiner's Triads

I 1829 lavede den tyske kemiker Johann Wolfgang Döbereiner det første betydelige forsøg på at systematisere elementerne (DI Mendeleev formulerede sin periodiske lov 40 år senere, i 1869). Döbereiner bemærkede, at nogle elementer, der ligner hinanden i kemiske egenskaber, kan kombineres i tre grupper, som han kaldte triader:

a) Li, Na, K
b) Ca, Sr, Ba
c) P, As, Sb
d) S, Se, Te
e) Cl, Br, I

Og selv om vi nu ved, at Döbereiner havde ret, reagerede hans samtidige uden entusiasme over sine antagelser og pegede på systemets unøjagtighed og ufuldstændighed.

opgave

Tænk på hvilke argumenter gjorde Döbereiner (til fordel for at forene i triader) og hvad hans modstandere kunne bringe (mod en sådan forening)? Støt dine antagelser med eksempler på relevante kemiske reaktioner eller forbindelser.


hjælpe

For at bekræfte ideen om Döbereiner være opmærksom på den højeste grad af oxidation.
At afvise – prøv at overveje redox reaktioner og forskellige tilstande som et enkelt stof eller forskellige forbindelser.


beslutning

1. Med lovens bekræftelse er alt ret simpelt.

a) M = (Li, Na, K). For den første gruppe,at alle disse metaller har meget stærke reduktionsegenskaber – tilstrækkelig til at bringe lige hydrogen til oxidationstilstand -1:
2M + H2 = 2MH,

og reducere brint fra vand:
2H2O + 2M = 2MOH + H2↑,

med halogenformer danner der opløselige salte i vand:
2M + I2 = 2MI
2M + F2 = 2MF
2M + Cl2 = 2MCI
2M + Br2 = 2 MBr

Samtidig har metaller ALTID en oxidationstilstand på +1 eller 0:
2M + 2HCl (sønderdeling) = 2MCI + H2
2M + 3H2SO4 (konc.) = 2MHSO4 + SO2↑ + 2H2O
3M + 4HNO3 (kol.) = 3MNO3 + NEJ ↑ + 2H2O
2M + H2 = 2MH
4M + O2 = 2M2O
2M + S = M2S
6M + N2(våd) = 2M3N
6M + N2 = 2M3N
2M + 2C = M2C2
4M + Si = M4Si
2M + 2NH3 = 2MNH2 + H2
2M + NH3 = M2NH + H2
2NH3 + 2M = 2MNH2 + H2
NH3 + 2M = M2NH + H2.

b) M = (Ca, Sr, Ba). Metaller fra den anden gruppe er også ret stærke reduktionsmidler, men ikke så aktive som metaller fra den første gruppe; reducere også hydrogen fra vand, men uden at eksplodere:
2H2O + M = M (OH)2 + H2↑,

Med halogener danner de forbindelser i oxidationstilstand +2:
M + F2 = MF2
M + Cl2 = MCl2
M + Br2 = MBr2
M + I2 = MI2.

I princippet foretrækker metalerne i den anden gruppe forbindelser i oxidationstilstanden +2, graden af ​​oxidation +1 er ekstremt sjælden; Derfor er de i form af metaller i oxidationstilstand 0:
2CO2 + 5M = MC2 + 4MO
2P (rød) + 3M = M3P2
2M + O2 = 2MO
V2O5 + 5M = 2V + 5MO
Cr2O3 + 3M = 2Cr + 3MO
2CrCl3 + 3M = 2Cr + 3MCI2
M + 2H2O = M (OH)2↓ + H2
2M + H2O (damp) = MO + MH2
M + 2HCl (dek.) = MCl2 + H2
4M + 10HNO3 (kol.) = 4M (nr3)2 + N2O ↑ + 5H2O
4M + 10HNO3 (meget god) = 4M (nr3)2 + NH4NO3 + 3H2O
M + H2 = MH2
2M + O2 = 2MO
M + S = MS
3M + N2 = M3N2
3M + 2P (rød) = M3P2
M + 2C (grafit) = MC2
6M + 2NH3 (g) = M3N2 + 3MH2
M + 6NH3 (g) = [M (NH3)6] (syn.)
M + 2NH3 (g) = M (NH2)2↓ + H2
2As + M = MAs2
M + H2 = MH2
M + 2H2O = M (OH)2 + H2
3M + N2 = M3N2
M + 6NH3 = M (NH3)6

c) M = (P, As, Sb). Alle tre elementer i den tredje gruppe manifesterer sig som både oxidationsmidler og reduktionsmidler:
3Zn + 2M = Zn3M2
10NO + 4M = 5N2 + M4O10
10NO2 + 8M = 5N2 + 2M4O10
2M (rød) + 3Ca = Ca3M2
5HNO3 (konc.) + M = H3MO4 + 5NO2↑ + H2O.

Der er oxidationstilstande -3, 0, +3, +5:
5HClO3 + 6M + 9H2O = 5 HCI + 6H3MO4
2M + 3CI2 = 2MCI3
2M + 8H2O = 2H3MO4 + 5H2
3M + 5HNO3 + 2H2O = 3H3MO4 + 5NO
4M + 10S = M4S10.

d) M = (S, Se, Te). Elementerne i den fjerde gruppe udviser både oxiderende og reducerende egenskaber:
H2 + M = H2M
2M + Br2 = M2br2
M + 3F2 = MF6,

danner stabile forbindelser i oxidationstilstande -2, 0, +4, +6, hvilket er et ret karakteristisk træk:
M + H2 = H2M
2Ag + M = Ag2M
Zn + M = ZnM
Ni + M = NiM (sort)
2Li + M = Li2M
2LiH + 2M = Li2M + H2M
C + 2M = CM2
CO + M = CMO
NaCN (par.) + M = NaNCM
KCN (kol.) + M = KNCM
Mi + M = MiM
Mi + 2M = MiM2
Mn + 2M = MnM2
PbO2 + 2M = PbM + MO2
2PbCO3 + 3M = 2PbM + 2CO2 + MO2
2NO2 + 2M = N2 + 2MO2
4P (rød) + 9M = P4M9
P4O6 + 9M = P4M6 + 3MO2
2NaH + 2M = Na2M + H2M
2Na2O2 + M = Na2MO3 + Na2O
P4M3 + 2M = P4M5

e) M = (Cl, Br, I). For den femte gruppe er halogener den foretrukne oxidationstilstand -1 og 0, men der er også +1, +3, +5, +7. Oxidationstilstande +2, +4 er ustabile. Alle disse elementer er nonmetals og har måske det største sæt af oxidationstilstande (og følgelig typiske forbindelser med andre elementer i det periodiske system):
na2SO3 + 2NaOH + M2 = Na2SO4 + 2NaM + H2O
K2SO3 + 2KOH (konc.) + M2 = K2SO4 + 2KM + H2O
2Na + M2 = 2NaM
Zn + M2 = ZnM2
Ca + M2 = CaM2
Ba + M2 = BaM2
2Cr (pulver) + 3M2 = 2CrM3
2K + M2 = 2KM
2Ag + M2 = 2AgM
2Rb + M2 = 2RbM
SM + 2M2 = SMM4
2NH2OH + 2KOH (pause.) + M2 = N2↑ + 2KM + 4H2O
2NaOH (kold) + M2 + H2S (g) = 2 NaM + S ↓ + 2H2O
M2 + 2NaOH (kol.) = NaM + NaMO + H2O
3M2 + 6NaOH (m) = 5 NaM + NaMO3 + 3H2O
M2 + 5O3 + H2O = 2HMO3 + 5O2
5M2 + 2P (rød) + 8H2O = 2H3PO4 + 10HM
M2 + 2Na = 2NaM
M2 + 7KrF2 = 2MF7 + 7Kr
M2 + 5H2O2 (konc., bjerge) = 2HMO3 + 4H2O
M2 (suspension) + H2S (lør) = 2HM + S ↓
M2 + SO2 + 2H2O = 2HM + H2SO4
HMO + M2 = M2• HMO
2Cr + 3M2 = 2CrM3 (Sort).
Cr + M2 = CrM2 (Rød).
Fe + M2 = FeM2
2Al (pulver) + 3M2 = 2AlM3
na2CO3 (konk., bjerge.) + 3M2 = 5 NaM + NaMO3 + 3CO2
H2 + M2 = 2HM
M2 + AgNO3 = AgM + MNO3
M2 + H2SO3 + H2O = h2SO4 + 2HM
M2 + 10HNO3 = 2HMO3 + 10NO2 + 4H2O
2M2 + 3O3 = M4O9
N2H4 + 2M2 = 4HM + N2

2. Men med en refutation er alt meget mere interessant.

a) For den første gruppe er alt ret simpelt, det er nødvendigt at overveje reaktioner med ilt eller ozon:

Litium vil altid danne oxider:
4Li + O2 = 2Li2O,

natrium har tendens til at danne peroxider:
2Na + O2= Na2O2,

og kaliumsuperoxider eller superoxider:
K + O2 = KO2,
og når man reagerer med ozon:
K + O3 = KO3.

b) Der er betydelige problemer med den anden gruppe, men generelt kan du også prøve at spille på småblade:

calcium danner ikke ozonider, dvs.
MO2 + O3 = MO3 (M = Sr, Ba),

og Ba (OH)2 Velopløseligt i vand – i modsætning til deres naboer i gruppen. Da uorganisk kemi generelt er opløselige hydroxider, er det meget vigtigt.

c) Fosfor er i modsætning til sine naboer i gruppen et stabilt system af tetrahedra P4 (i modsætning til arsen og antimon, som har et metalgitter og også danner et stabilt oxid M4O6 (i modsætning til fosfor, som øjeblikkeligt oxiderer i luft fra P4O7 til P4O9 – ja, her ligger skolebøgerne).

I strukturen af ​​højere oxider varierer de også ganske betydeligt: ​​antimon har tendens til at danne oktaediske strukturer og fosfortetrahedrale strukturer; Arsenisk udgør mellemvarianter, det vil sige en blanding af oktaedra og tetrahedra.

Hertil kommer, at Sb2O5 ikke hygroskopisk (søger ikke at tage vand fra luften) og opløses slet ikke i vand.

d) Svovl som et enkelt stof er stabilt i den korona-lignende tilstand S8.

Selen danner også det såkaldte røde selen Se, når det er reduceret.8, men det er ikke stabilt og går ind i polymerkæder.

Tellurium danner dem straks.

Derudover danner selensyre stabile komplekser med guld og har en forbindelse, hvori den udviser en oxidationstilstand på "5+": Se2O5.

Telluriumsalte er normalt orthosoler, det vil sige, de har en rest i form af TeO6(6).

Vejledende er også reaktionen mellem svovl-, selen- og tellursyrer med jod:
H2SO3 + I2 = (ingen reaktion)
H2SeO3 + I2 = HIO3 + Se + H2O
H2Teo3 + I2= H4Tei4(OH)2

e) Og endelig med halogener er alt også ret indlysende:

Klor er et typisk oxidationsmiddel, jod er et typisk reduktionsmiddel, og det er ret underligt at tildele dem til en gruppe ved første øjekast.


efterskrift

Problemet med systematisering, generalisering og forståelse af strukturen er akut på alle områder af viden. Nu i skole er det sædvanligt at gå den "omvendte" måde: fra beskrivelsen af ​​elektroniske orbitaler til stoffers kemiske egenskaber, og derfor tænker kun få mennesker på, hvor ideen om en elektronstruktur kom fra. Da en periodisk lov blev oprettet, var der mange problemer med, at ikke alle elementer blev opdaget, ikke alle elementer forstod, dette rene stof eller stof – det såkaldte "falske element", som som regel var stabile oxider af nogle elementer – og Generelt består alt ikke af fire grundlæggende principper, som alkymisterne tidligere havde antaget.

Debreiner var en af ​​de første, der gættede at henvende sig til systematisering af viden om kemikere af disse tider. Han forstod korrekt, at det var nødvendigt at overveje afhængigheden af ​​kemiske egenskaber på atomvægte. Og dens lov i den oprindelige formulering lyder som følger: "Hvis vi placerer tre elementer af tilsvarende kemiske egenskaber i stigende rækkefølge af deres atomvægte, så vil atomvægten af ​​det andet (midterste) element være det aritmetiske gennemsnit af atomvægte af den første og tredje."Han blev støttet af den svenske kemiker Joens Jakob Berzelius, der skabte prototypen for den moderne nomenklatur af kemiske elementer og forbindelser. Endelig bekræftede Leopold Gmelin, en tysk kemiker, der var kendt for sit arbejde med undersøgelsen af ​​atomvægte af elementer, hans data.

I stedet for navnet "Periodic Table" anvendes navnet "periodisk system af elementer" i udlandet, hvilket til en vis grad er sandt, fordi en hel del kemikere har arbejdet med oprettelsen. Selv om det skal bemærkes, at Mendeleev formåede at udvikle og tegne en linje over en mere end fyrre års søgning – foruden forudsagde han egenskaberne og atommassen af ​​tre elementer, der ikke var åbne på det tidspunkt, og hvis ikke til døden, skulle han sandsynligvis have modtaget Nobelprisen.


Like this post? Please share to your friends:
Skriv et svar

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: