Dobereiner triādes • Ivans Kharitonovs • Tautas zinātnes uzdevumi "Elementi" • Ķīmija

Dobereiner's Triads

1829. gadā vācu ķīmiķis Johans Wolfgang Döbereiner izdarīja pirmo ievērojamo mēģinājumu sistematizēt elementus (DI Menendeļevs formulēja savu periodisko likumu 40 gadus vēlāk, 1869. gadā). Döbereiner norādīja, ka daži elementi, kas līdzīgi ķīmiskajām īpašībām, var tikt apvienoti trīs grupās, ko viņš sauc par triādiem:

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

Un, lai gan tagad mēs zinām, ka Dobereineram bija taisnība, viņa laikabiedētāji bez entuziasma reaģēja uz viņa pieņēmumiem, norādot uz šīs sistēmas neprecizitāti un nepilnīgumu.

Uzdevums

Padomājiet par to, kādus argumentus darīja Dēbereiners (par labu apvienoties triādēs) un kādi varētu būt viņa pretinieki (pret šādu apvienošanos)? Atbalstiet savus pieņēmumus ar attiecīgu ķīmisko reakciju vai savienojumu piemēriem.


Padoms

Lai apstiprinātu ideju par Döbereiner, jāpievērš uzmanība visaugstākajai oksidēšanās pakāpei.
Lai atspēkotu – mēģiniet izskatīt redoksu reakcijas un dažādus stāvokļus kā vienkāršu vielu vai dažādus savienojumus.


Šķīdums

1. Ar likuma apstiprinājumu tas ir diezgan vienkārši.

a) M = (Li, Na, K). Pirmajai grupaika visiem šiem metāliem ir ļoti spēcīgas reducējošās īpašības – pietiek, lai ūdeņus pievērstu oksidācijas stāvoklim -1:
2M + H2 = 2MH,

un samazināt ūdeņradi no ūdens:
2H2O + 2M = 2MOH + H2↑,

ar halogēniem veido ūdenī šķīstošus sāļus:
2M + I2 = 2MI
2M + F2 = 2MF
2M + Cl2 = 2 μl
2M + Br2 = 2MBr

Tajā pašā laikā metāliem VAI vienmēr ir oksidācijas stāvoklis ir +1 vai 0:
2M + 2HCl (dec.) = 2MCl + H2
2M + 3H2SO4 (conc.) = 2MHSO4 + SO2↑ + 2H2O
3M + 4HNO3 (col.) = 3MNO3 + NO ↑ + 2H2O
2M + H2 = 2MH
4M + O2 = 2M2O
2M + S = M2S
6M + N2(slapjš) = 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). Otrās grupas metāli ir arī diezgan spēcīgi reducējoši līdzekļi, bet ne tik aktīvi kā pirmās grupas metāli; arī samazina ūdeņraža daudzumu no ūdens, bet bez sprādziena:
2H2O + M = M (OH)2 + H2↑,

ar halogēniem tie veido savienojumus oksidācijas stāvoklī +2:
M + F2 = MF2
M + Cl2 = MCl2
M + Br2 = MBr2
M + I2 = MI2.

Principā otrās grupas metāli dod priekšroku savienojumiem oksidācijas stāvoklī +2, oksidācijas pakāpe +1 ir ārkārtīgi reta; attiecīgi, metālu veidā, tie ir oksidēšanas stāvoklī 0:
2CO2 + 5M = MC2 + 4MO
2P (sarkans) + 3M = M3P2
2M + O2 = 2MO
V2O5 + 5M = 2V + 5MO
Cr2O3 + 3M = 2Cr + 3MO
2CrCl3 + 3M = 2Cr + 3MCl2
M + 2H2O = M (OH)2↓ + H2
2M + H2O (tvaika) = MO + MH2
M + 2HCl (dec.) = MCl2 + H2
4M + 10HNO3 (col.) = 4M (NO3)2 + N2O ↑ + 5H2O
4M + 10HNO3 (ļoti labi) = 4M (NO3)2 + NH43 + 3H2O
M + H2 = MH2
2M + O2 = 2MO
M + S = MS
3M + N2 = M3N2
3M + 2P (sarkans) = M3P2
M + 2C (grafīts) = MC2
6M + 2NH3 (g) = M3N2 + 3MH2
M + 6NH3 (g) = [M (NH3)6] (sin.)
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). Visi trīs trešās grupas elementi izpaužas kā oksidētāji un reducējošie līdzekļi:
3Zn + 2M = Zn3M2
10NO + 4M = 5N2 + M4O10
10NO2 + 8M = 5N2 + 2M4O10
2M (sarkans) + 3Ca = Ca3M2
5HNO3 (conc.) + M = H3MO4 + 5NO2↑ + H2O.

Ir oksidācijas stāvokļi -3, 0, +3, +5:
5HCI03 + 6M + 9H2O = 5HCl + 6H3MO4
2M + 3Cl2 = 2 μl3
2M + 8H2O = 2H3MO4 + 5H2
3M + 5HNO3 + 2H2O = 3H3MO4 + 5NO
4M + 10S = M4S10.

d) M = (S, Se, Te). Ceturtās grupas elementiem piemīt gan oksidējošas, gan reducējošas īpašības:
H2 + M = H2M
2M + Br2 = M2Br2
M + 3F2 = MF6,

veido stabilus savienojumus oksidēšanas stāvokļos -2, 0, +4, +6, kas ir diezgan raksturīga iezīme:
M + H2 = H2M
2Ag + M = Ag2M
Zn + M = ZnM
Ni + M = NiM (melns)
2Li + M = Li2M
2LiH + 2M = Li2M + H2M
C + 2M = CM2
CO + M = KTO
NaCN (par.) + M = NaNCM
KCN (col.) + 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 (sarkans) + 9M = P4M9
P4O6 + 9M = P4M6 + 3MO2
2NaH + 2M = Na2M + H2M
2Na2O2 + M = Na2MO3 + Na2O
P4M3 + 2M = P4M5

e) M = (Cl, Br, I). Piektajai grupai halogēni vēlamais oksidācijas stāvoklis ir -1 un 0, bet ir arī +1, +3, +5, +7. Oksidācijas stāvokļi +2, +4 ir nestabilas. Visi šie elementi ir nemetāli un, iespējams, ir vislielākais oksidācijas stāvokļu kopums (un attiecīgi tipiskie savienojumi ar citiem Periodiskajā tabulā ietvertajiem elementiem):
Na2SO3 + 2NaOH + M2 = Na2SO4 + 2NaM + H2O
K2SO3 + 2KOH (conc.) + M2 = K2SO4 + 2KM + H2O
2Na + M2 = 2NaM
Zn + M2 = ZnM2
Ca + M2 = CaM2
Ba + M2 = BaM2
2Cr (pulveris) + 3M2 = 2CrM3
2K + M2 = 2KM
2Ag + M2 = 2AgM
2Rb + M2 = 2RbM
SM + 2M2 = SMM4
2NH2OH + 2KOH (pauze) + M2 = N2↑ + 2KM + 4H2O
2NaOH (aukstā) + M2 + H2S (g) = 2NaM + S ↓ + 2H2O
M2 + 2NaOH (col.) = NaM + NaMO + H2O
3M2 + 6NaOH (m) = 5NaM + NaMO3 + 3H2O
M2 + 5O3 + H2O = 2HMO3 + 5O2
5M2 + 2P (sarkans) + 8H2O = 2H3PO4 + 10HM
M2 + 2Na = 2NaM
M2 + 7KrF2 = 2MF7 + 7Kr
M2 + 5H2O2 (conc., kalni) = 2HMO3 + 4H2O
M2 (suspensija) + H2S (sat.) = 2HM + S ↓
M2 + SO2 + 2H2O = 2HM + H2SO4
HMO + M2 = M2• HMO
2Cr + 3M2 = 2CrM3 (melns)
Cr + M2 = CrM2 (sarkans)
Fe + M2 = FeM2
2Al (pulveris) + 3M2 = 2 ALm3
Na2CO3 (conc., kalni) + 3M2 = 5NaM + 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. Bet ar atspēkojumu viss ir daudz interesantāks.

a) Attiecībā uz pirmo grupu viss ir diezgan vienkāršs, ir jāapsver reakcijas ar skābekli vai ozonu:

Litijs vienmēr veidos oksīdus:
4Li + O2 = 2Li2O,

nātrija veidojas peroksīdi:
2Na + O2= Na2O2,

un kālija – superoksīdi vai superoksīdi:
K + O2 = KO2,
un reaģējot ar ozonu:
K + O3 = KO3.

b) Otrajai grupai ir būtiskas problēmas, taču kopumā jūs varat arī mēģināt spēlēt sīkumus:

kalcijs neveido ozonus, t.i.
MO2 + O3 = MO3 (M = Sr, Ba),

un Ba (OH)2 labi šķīst ūdenī – atšķirībā no viņu kaimiņiem šajā grupā. Tā kā neorganiskā ķīmija parasti šķīst hidroksīdus, tas ir ļoti svarīgi.

c) Fosfors, atšķirībā no tā kaimiņiem šajā grupā, ir stabila tetraedras P sistēma4 (atšķirībā no arsēna un stibona, kuriem ir metāla režģi, un arī veido stabilu oksīdu M4O6 (atšķirībā no fosfora, kas uzreiz oksidējas gaisā no P4O7 uz P4O9 – Jā, šeit ir skolu mācību grāmatas).

Augstāko oksīdu struktūrā tie arī ir diezgan būtiski atšķirīgi: antimons veido oktaīdiskas struktūras, un fosfora – tetraedriskās struktūras; Arsēns veido starpposma variantus, tas ir, oktaedras un tetraedras maisījums.

Turklāt Sb2O5 nav higroskopiska (nevēlas ņemt ūdeni no gaisa) un vispār nešķīst ūdenī.

d) Sēra kā vienkārša viela ir stabila koronā līdzīgā stāvoklī S8.

Selēns arī veido tā saucamo sarkano selēnu Se, kad tas ir samazināts.8, bet tas nav stabils un nonāk polimēru ķēdēs.

Tellurium tos nekavējoties veido.

Turklāt selēnu skābe veido stabilus kompleksus ar zeltu un tā sastāvā ir tāds savienojums, kurā tā oksidācijas stāvoklis ir "5+": Se2O5.

Telūra sāļi parasti ir ortosols, tas ir, tiem ir atlikums TeO formā6(6).

Indikatīvs ir arī sēru, selēna un telūrskābes reakcija ar jodu:
H2SO3 + I2 = (bez reakcijas)
H2SEO3 + I2 = HIO3 + Se + H2O
H2Teo3 + I2= H4TeI4(O)2

e) Nu, visbeidzot, ar halogēniem viss ir diezgan acīmredzams:

Hlors ir tipisks oksidētājs, jods ir tipisks reducējošais aģents, un tas ir diezgan dīvains, lai pirmajā mirklī tos attiecinātu uz vienu grupu.


Pēcvārds

Struktūras sistemātiskuma, vispārināšanas un izpratnes problēma ir aktuāla visās zināšanu jomās. Tagad skolā ir ierasts iet pretēji: no elektronisko orbitāļu apraksta līdz vielu ķīmiskajām īpašībām, tāpēc maz cilvēki domā par to, kur radās ideja par elektronu struktūru. Kad tika izveidots periodisks likums, bija daudz problēmu ar to, ka pēc tam ne visi elementi tika atklāti, ne visi elementi bija saprotami, šī tīrā viela vai savienojums – tā sauktais "viltus elements", kas parasti bija dažu elementu stabilie oksīdi, un vispār, kāpēc viss sastāv nevis no četriem pamatprincipiem, kā agrāk bija pieņēmuši alķīmiķi.

Debereiner bija viens no pirmajiem, kurš uzminēja, kā vērsties pie šo laiku ķīmiķu zināšanu sistematizēšanas. Viņš pareizi saprata, ka ir jāņem vērā ķīmisko īpašību atkarība no atomu svariem. Sākotnējā formulējumā tā likums ir šāds: "Ja mēs izvietojam trīs elementus ar līdzīgām ķīmiskajām īpašībām augošā secībā pēc to atomu svēruma, tad otrā (vidējā) elementa atomu svars būs vienāds ar pirmās un trešās daļas atomu svaru aritmētisko vidējo."Viņam palīdzēja zviedru ķīmiķis Jons Jakob Berzelius, kurš izveidoja mūsdienu ķīmisko elementu un savienojumu nomenklatūras prototipu. Visbeidzot, vācu ķīmiķis Leopolds Gmelins, kurš bija pazīstams ar savu darbu pie elementu atomu svaru pētījuma, apstiprināja viņa datus.

Nosaukuma "periodiskā tabula" vietā nosaukumā "periodisko elementu sistēma" tiek izmantots ārzemēs, kas zināmā mērā ir patiesība, jo daudzi ķīmiķi to izveidoja. Kaut arī jāatzīmē, ka Mendeļevam vairāk nekā četrdesmit gadu laikā ir izdevies izstrādāt un izdarīt līniju – turklāt viņš prognozēja trīs elementu īpašības un atomu masu, kas tajā laikā nebija atvērtas, un, ja ne nāvi, tad viņam droši vien vajadzēja saņemt Nobela prēmija.


Like this post? Please share to your friends:
Atbildēt

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