Geschichte des Periodensystems - History of the periodic table

Aktuelle Form des Periodensystems

Das Periodensystem ist eine Anordnung der chemischen Elemente , gegliedert nach Ordnungszahl , Elektronenkonfiguration und wiederkehrenden chemischen Eigenschaften . In der Grundform werden Elemente in der Reihenfolge der aufsteigenden Ordnungszahl in der Lesereihenfolge dargestellt. Anschließend werden Zeilen und Spalten erstellt, indem neue Zeilen begonnen und leere Zellen eingefügt werden, sodass Zeilen ( Perioden ) und Spalten ( Gruppen ) Elemente mit wiederkehrenden Eigenschaften (genannt Periodizität) aufweisen. Alle Elemente der Gruppe (Spalte) 18 sind beispielsweise Edelgase , die kaum chemisch reagieren.

Die Geschichte des Periodensystems spiegelt über zwei Jahrhunderte des Wachstums im Verständnis der chemischen und physikalischen Eigenschaften der Elemente wider, mit wichtigen Beiträgen von Antoine-Laurent de Lavoisier , Johann Wolfgang Döbereiner , John Newlands , Julius Lothar Meyer , Dmitri Mendeleev , Glenn T. Seaborg und andere.

Frühe Geschichte

Eine Reihe von physikalischen Elementen ( Kohlenstoff , Schwefel , Eisen , Kupfer , Silber , Zinn , Gold , Quecksilber und Blei ) sind seit der Antike bekannt , da sie in ihrer ursprünglichen Form vorkommen und mit primitiven Werkzeugen relativ einfach abgebaut werden können. Um 330 v. Chr. schlug der griechische Philosoph Aristoteles vor, dass alles aus einer Mischung einer oder mehrerer Wurzeln besteht , eine Idee, die ursprünglich vom sizilianischen Philosophen Empedokles vorgeschlagen wurde . Die vier Wurzeln, die später von Platon in Elemente umbenannt wurden , waren Erde , Wasser , Luft und Feuer . Ähnliche Vorstellungen über diese vier Elemente gab es auch in anderen alten Traditionen, wie der indischen Philosophie .

Im Zeitalter der Alchemie waren einige zusätzliche Elemente bekannt ( Zink , Arsen , Antimon und Wismut ).

Erste Kategorisierungen

Die Geschichte des Periodensystems ist auch eine Geschichte der Entdeckung der chemischen Elemente . Der erste Mensch in der aufgezeichneten Geschichte, der ein neues Element entdeckte, war Hennig Brand , ein bankrotter deutscher Kaufmann. Brand versuchte, den Stein der Weisen zu entdecken – ein mythisches Objekt, das billige unedle Metalle in Gold verwandeln sollte . 1669 (oder später) führten seine Versuche mit destilliertem menschlichem Urin zur Produktion einer glühenden weißen Substanz, die er "kaltes Feuer" nannte . Er hielt seine Entdeckung bis 1680 geheim, als der anglo-irische Chemiker Robert Boyle Phosphor wiederentdeckte und seine Ergebnisse veröffentlichte. Die Entdeckung des Phosphors half, die Frage aufzuwerfen, was es bedeutet, dass ein Stoff ein Element ist.

1661 definierte Boyle ein Element als „jene primitiven und einfachen Körper, aus denen die gemischten zusammengesetzt sein sollen und in die sie schließlich aufgelöst werden“.

Im Jahr 1789, Französisch Chemiker Antoine Lavoisier schrieb Traité Élémentaire de Chimie ( Elementary Treatise of Chemistry ), die als das erste modern sein Lehrbuch über Chemie . Lavoisier definiert ein Element als eine Substanz, deren kleinste Einheiten nicht in eine einfachere Substanz zerlegt werden können. Lavoisiers Buch enthielt eine Liste von "einfachen Substanzen", von denen Lavoisier glaubte, dass sie nicht weiter aufgeschlüsselt werden könnten, darunter Sauerstoff , Stickstoff , Wasserstoff , Phosphor , Quecksilber , Zink und Schwefel , die die Grundlage für die moderne Liste der Elemente bildeten. Lavoisiers Liste umfasste auch „ Licht “ und „ kalorisch “, die seinerzeit als materielle Substanzen galten. Er teilte diese Stoffe in Metalle und Nichtmetalle ein. Während viele führende Chemiker sich weigerten, Lavoisiers neue Enthüllungen zu glauben, war die Elementarabhandlung gut genug geschrieben, um die jüngere Generation zu überzeugen. Allerdings fehlt es Lavoisiers Beschreibungen seiner Elemente an Vollständigkeit, da er sie nur in Metalle und Nichtmetalle einordnete.

Dalton (1806): Auflistung der bekannten Elemente nach Atomgewicht

In den Jahren 1808–1810 veröffentlichte der britische Naturphilosoph John Dalton eine Methode, mit der aus stöchiometrischen Messungen und vernünftigen Schlussfolgerungen vorläufige Atomgewichte für die seinerzeit bekannten Elemente ermittelt werden konnten. Daltons Atomtheorie wurde in den 1810er und 1820er Jahren von vielen Chemikern übernommen.

Im Jahr 1815 bemerkte der britische Arzt und Chemiker William Prout, dass das Atomgewicht ein Vielfaches von dem von Wasserstoff zu sein schien.

1817 begann der deutsche Physiker Johann Wolfgang Döbereiner , einen der frühesten Versuche zu formulieren, die Elemente zu klassifizieren. Im Jahr 1829 fand er heraus, dass er einige der Elemente in Dreiergruppen formen konnte, wobei die Mitglieder jeder Gruppe verwandte Eigenschaften hatten. Er nannte diese Gruppen Triaden .

Definition des Triadengesetzes:-"Chemisch analoge Elemente, die in aufsteigender Reihenfolge ihres Atomgewichts angeordnet sind, bildeten gut markierte Dreiergruppen, die Triaden genannt wurden, in denen das Atomgewicht des mittleren Elements im Allgemeinen das arithmetische Mittel des Atomgewichts des anderen war zwei Elemente in der Triade.

  1. Chlor , Brom und Jod
  2. Calcium , Strontium und Barium
  3. Schwefel , Selen und Tellur
  4. Lithium , Natrium und Kalium

1860 wurde auf einer Konferenz in Karlsruhe eine überarbeitete Liste der Elemente und Atommassen vorgestellt . Es hat dazu beigetragen, die Entwicklung umfangreicherer Systeme zu fördern. Das erste derartige System entstand in zwei Jahren.

Umfassende Formalisierungen

Die Eigenschaften der Elemente und damit die Eigenschaften der von ihnen gebildeten leichten und schweren Körper stehen in einer periodischen Abhängigkeit von ihrem Atomgewicht.

— Der  russische Chemiker Dmitri Mendeleev formulierte zum ersten Mal das Periodengesetz in seinem 1871 erschienenen Artikel "Periodische Regularität der chemischen Elemente"

Der französische Geologe Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois bemerkte, dass die Elemente, geordnet nach ihrem Atomgewicht, in regelmäßigen Abständen ähnliche Eigenschaften aufwiesen. Im Jahr 1862 entwarf er eine dreidimensionale Karte, die "tellurische Helix" genannt wurde, nach dem Element Tellur , das in der Nähe der Mitte seines Diagramms lag. Da die Elemente spiralförmig auf einem Zylinder nach zunehmendem Atomgewicht angeordnet waren, sah de Chancourtois, dass Elemente mit ähnlichen Eigenschaften vertikal aufgereiht waren. Das Originalpapier von Chancourtois in Comptes rendus de l'Académie des Sciences enthielt keine Karte und verwendete eher geologische als chemische Begriffe. Im Jahr 1863 erweiterte er seine Arbeit, indem er eine Karte einfügte und Ionen und Verbindungen hinzufügte .

Der nächste Versuch wurde 1864 unternommen. Der britische Chemiker John Newlands präsentierte eine Klassifikation der 62 bekannten Elemente. Newlands bemerkte wiederkehrende Trends in den physikalischen Eigenschaften der Elemente in wiederkehrenden Intervallen von Vielfachen von acht in der Reihenfolge der Massenzahl; Basierend auf dieser Beobachtung erstellte er eine Einteilung dieser Elemente in acht Gruppen. Jede Gruppe zeigte einen ähnlichen Verlauf; Newlands verglich diese Progressionen mit der Progression von Noten innerhalb einer Tonleiter. Die Tabelle von Newlands ließ keine Lücken für mögliche zukünftige Elemente und hatte in einigen Fällen zwei Elemente an derselben Position in derselben Oktave. Newlands Tisch wurde von einigen seiner Zeitgenossen lächerlich gemacht. Die Chemical Society weigerte sich, seine Arbeit zu veröffentlichen. Der Präsident der Gesellschaft, William Odling , verteidigte die Entscheidung der Gesellschaft, indem er sagte, dass solche „theoretischen“ Themen umstritten sein könnten; es gab sogar noch härteren Widerstand innerhalb der Gesellschaft, was darauf hindeutete, dass die Elemente genauso gut alphabetisch hätten aufgelistet werden können. Später in diesem Jahr schlug Odling einen eigenen Tisch vor, erhielt jedoch keine Anerkennung, nachdem er sich gegen Newlands Tisch gewehrt hatte.

Der deutsche Chemiker Lothar Meyer notierte auch die in periodischen Abständen wiederholten Folgen ähnlicher chemischer und physikalischer Eigenschaften. Wenn man ihm zufolge die Atomgewichte als Ordinaten (dh vertikal) und die Atomvolumina als Abszissen (dh horizontal) aufträgt – die Kurve erhält eine Reihe von Maxima und Minima – erscheinen die elektropositivsten Elemente an den Spitzen der Kurve in die Reihenfolge ihrer Atomgewichte. 1864 wurde ein Buch von ihm veröffentlicht; es enthielt eine frühe Version des Periodensystems mit 28 Elementen und klassifizierte die Elemente nach ihrer Wertigkeit in sechs Familien – zum ersten Mal wurden Elemente nach ihrer Wertigkeit gruppiert. Arbeiten zur Organisation der Elemente nach Atomgewichten waren bis dahin durch ungenaue Messungen der Atomgewichte behindert. 1868 überarbeitete er seine Tabelle, die jedoch erst nach seinem Tod als Entwurf veröffentlicht wurde. In einer Veröffentlichung vom Dezember 1869, die Anfang 1870 erschien, veröffentlichte Meyer ein neues Periodensystem von 55 Elementen, in dem die Periodenreihe durch ein Element der Erdalkalimetallgruppe beendet wird. Das Papier enthielt auch ein Liniendiagramm relativer Atomvolumina, das die periodischen Beziehungen der physikalischen Eigenschaften der Elemente veranschaulichte und Meyer bei der Entscheidung half, wo Elemente in seinem Periodensystem erscheinen sollten. Zu diesem Zeitpunkt hatte er bereits die Veröffentlichung von Mendelejews erstem Periodensystem gesehen, aber seine Arbeit scheint weitgehend unabhängig gewesen zu sein.

Im Jahr 1869 ordnete der russische Chemiker Dmitri Mendelejew 63 Elemente durch Erhöhung des Atomgewichts in mehreren Spalten an und notierte dabei wiederkehrende chemische Eigenschaften. Es wird manchmal gesagt, dass er auf langen Zugfahrten "chemischen Solitär" gespielt hat, indem er Karten mit den Symbolen und den Atomgewichten der bekannten Elemente verwendet. Eine andere Möglichkeit ist, dass er sich teilweise von der Periodizität des Sanskrit- Alphabets inspirieren ließ , auf die ihn sein Freund und Linguist Otto von Böhtlingk hinwies . Mendelejew nutzte die Trends, die er sah, um darauf hinzuweisen, dass die Atomgewichte einiger Elemente falsch waren, und änderte dementsprechend ihre Platzierung: Zum Beispiel stellte er fest, dass in seiner Arbeit kein Platz für ein dreiwertiges Beryllium mit dem Atomgewicht 14 war, und er schnitt beide das Atomgewicht und die Wertigkeit von Beryllium um ein Drittel, was darauf hindeutet, dass es sich um ein zweiwertiges Element mit dem Atomgewicht von 9,4 handelte. Mendelejew verteilte in großem Umfang gedruckte Flugblätter der Tabelle an verschiedene Chemiker in Russland und im Ausland. Mendelejew argumentierte 1869, dass es sieben Arten von höchsten Oxiden gab. Mendelejew verbesserte seine Ordnung weiter; 1870 erhielt es eine tafelförmige Form, und jede Säule erhielt ihr eigenes höchstes Oxid, und 1871 entwickelte er es weiter und formulierte das, was er das "Gesetz der Periodizität" nannte. Einige Änderungen traten auch bei neuen Revisionen auf, wobei einige Elemente ihre Position änderten.

Prioritätsstreit und Anerkennung

Als Schöpfer einer bestimmten wissenschaftlichen Idee gilt zu Recht derjenige, der nicht nur ihren philosophischen, sondern ihren realen Aspekt wahrnimmt und es versteht, die Sache so zu veranschaulichen, dass sich jeder von ihrer Wahrheit überzeugen kann. Dann allein wird die Idee wie die Materie unzerstörbar.

—  Mendelejew in seinem Artikel von 1881 in der britischen Zeitschrift Chemical News in einer Korrespondenzdebatte mit Meyer über die Priorität der Erfindung des Periodensystems

Mendelejews Vorhersagen und die Unfähigkeit, die Seltenerdmetalle einzubauen

Mendelejews Vorhersagen
Name
Atomgewicht von Mendelejew
Modernes
Atomgewicht
Moderner Name
(Jahr der Entdeckung)
Äther 0,17
Koronium 0,4
Eka-Bor 44 44,6 Scandium
Eka-Cer 54
Eka-Aluminium 68 69,2 Gallium
Eka-Silizium 72 72,0 Germanium
Eka-Mangan 100 99 Technetium (1925)
Eka-Molybdän 140
Eka-Niob 146
Eka-Cadmium 155
Eka-Jod 170
Tri-Mangan 190 186 Rhenium (1925)
Eka-Cäsium 175
Dvi-Tellur 212 210 Polonium (1898)
Dvi-Cäsium 220 223 Francium (1937)
Eka-Tantal 235 231 Protactinium (1917)

Selbst als Mendeleev die Positionen einiger Elemente korrigierte, dachte er, dass einige Beziehungen, die er in seinem großen Periodizitätsschema finden konnte, nicht gefunden werden könnten, weil einige Elemente noch unentdeckt waren, und daher glaubte er, dass diese noch unentdeckten Elemente Eigenschaften haben würden, die aus den erwarteten Beziehungen zu anderen Elementen abgeleitet werden. Im Jahr 1870 versuchte er erstmals, die noch unentdeckten Elemente zu charakterisieren, und gab detaillierte Vorhersagen für drei Elemente, die er Eka-Bor , Eka-Aluminium und Eka-Silizium nannte , sowie einige andere Erwartungen kurz notiert. Es wurde vorgeschlagen, dass die Präfixe eka , dvi und tri , Sanskrit für eins, zwei bzw. drei, eine Hommage an Pāṇini und andere alte Sanskrit-Grammatiker für ihre Erfindung eines periodischen Alphabets sind. 1871 erweiterte Mendelejew seine Vorhersagen weiter.

Verglichen mit dem Rest der Arbeit werden in Mendelejews Liste von 1869 sieben damals bekannte Elemente falsch platziert: Indium , Thorium und die fünf Seltenerdmetalle - Yttrium , Cer , Lanthan , Erbium und Didymium (die letzten beiden wurden später als a Mischung aus zwei verschiedenen Elementen); diese zu ignorieren würde es ihm ermöglichen, die Logik der Erhöhung des Atomgewichts wiederherzustellen. Diese Elemente (die damals alle als zweiwertig galten) verwirrten Mendeleev insofern, als sie trotz ihrer scheinbar konsequenten Atomgewichte keine allmähliche Zunahme der Wertigkeit zeigten. Mendelejew gruppierte sie und dachte an eine besondere Art von Serie. Anfang 1870 entschied er, dass die Gewichte für diese Elemente falsch sein müssen und dass die Seltenerdmetalle dreiwertig sein sollten (was ihr Gewicht dementsprechend um die Hälfte erhöht). Er maß die Wärmekapazität von Indium, Uran und Cer, um deren Wertzuwachs zu demonstrieren (was bald vom preußischen Chemiker Robert Bunsen bestätigt wurde ). Mendelejew betrachtete die Veränderung, indem er jedes Element an einer individuellen Stelle in seinem System der Elemente bewertete, anstatt sie weiterhin als Reihe zu behandeln.

Mendelejew bemerkte, dass es einen signifikanten Unterschied in der Atommasse zwischen Cer und Tantal gab, ohne dass ein Element dazwischen war; Seine Überlegung war, dass zwischen ihnen eine Reihe von noch unentdeckten Elementen liegt, die ähnliche Eigenschaften aufweisen wie die Elemente, die sich darüber und darunter befinden: zum Beispiel würde sich ein Eka-Molybdän wie ein schwereres Homolog von Molybdän verhalten und ein leichteres Homolog von Wolfram (der Name, unter dem Mendeleev Wolfram kannte ). Diese Reihe würde mit einem dreiwertigen Lanthan, einem vierwertigen Cer und einem fünfwertigen Didym beginnen. Die höhere Wertigkeit für Didymium war jedoch nicht festgestellt worden, und Mendelejew versuchte dies selbst. Da er damit keinen Erfolg hatte, gab er seine Versuche, die Seltenerdmetalle einzubauen, Ende 1871 auf und begann mit seiner großartigen Idee des Leuchtäthers . Seine Idee wurde von dem österreichisch-ungarischen Chemiker Bohuslav Brauner weitergeführt , der nach einem Platz im Periodensystem der Seltenerdmetalle suchte; Mendelejew bezeichnete ihn später als "einen der wahren Konsolidierer des periodischen Gesetzes".

Zusätzlich zu den schnell realisierten Vorhersagen für Scandium, Gallium und Germanium ließ Mendelejews Tabelle von 1871 viel mehr Raum für unentdeckte Elemente, obwohl er keine detaillierten Vorhersagen ihrer Eigenschaften machte. Insgesamt sagte er achtzehn Elemente voraus, von denen jedoch nur die Hälfte den später entdeckten Elementen entsprach.

Priorität der Entdeckung

Keiner der Vorschläge wurde sofort angenommen, und viele zeitgenössische Chemiker fanden ihn zu abstrakt, um einen sinnvollen Wert zu haben. Von den Chemikern, die ihre Kategorisierungen vorschlugen, ragte Mendeleev heraus, da er sich bemühte, seine Arbeit zu unterstützen und seine Vision der Periodizität zu fördern. Im Gegensatz dazu förderte Meyer seine Arbeit nicht sehr aktiv, und Newlands unternahm keinen einzigen Versuch, im Ausland Anerkennung zu finden.

Sowohl Mendelejew als auch Meyer erstellten ihre jeweiligen Tabellen für ihre pädagogischen Bedürfnisse; der Unterschied zwischen ihren Tabellen erklärt sich gut durch die Tatsache, dass die beiden Chemiker versuchten, ein formalisiertes System zu verwenden, um unterschiedliche Probleme zu lösen. Mendelejews Absicht war es, die Abfassung seines Lehrbuchs Foundations of Chemistry zu unterstützen , während Meyer sich eher mit der Präsentation von Theorien beschäftigte. Mendelejews Vorhersagen entstanden außerhalb des pädagogischen Rahmens im Bereich der Zeitschriftenwissenschaft, während Meyer überhaupt keine Vorhersagen machte und ausdrücklich erklärte, dass seine Tabelle und sein Lehrbuch, in dem sie enthalten war, Modern Theories , nicht für Vorhersagen verwendet werden sollten, um dies zu verdeutlichen seinen Schülern, nicht zu viele rein theoretisch konstruierte Projektionen zu machen.

Mendelejew und Meyer unterschieden sich im Temperament, zumindest wenn es um die Förderung ihrer jeweiligen Werke ging. Die Kühnheit von Mendelejews Vorhersagen wurde von einigen zeitgenössischen Chemikern bemerkt, so skeptisch sie auch gewesen sein mögen. Meyer bezog sich in einer Ausgabe von Modern Theories auf Mendeleevs "Kühnheit" , während Mendeleev sich in einer Ausgabe von Foundations of Chemistry über Meyers Unentschlossenheit lustig machte, Vorhersagen zu treffen .

Anerkennung von Mendelejews Tisch

Schließlich wurde das Periodensystem für seine beschreibende Kraft und für die endgültige Systematisierung der Beziehung zwischen den Elementen geschätzt, obwohl eine solche Anerkennung nicht universell war. Im Jahr 1881 stritten Mendeleev und Meyer über einen Austausch von Artikeln in der britischen Zeitschrift Chemical News über die Priorität des Periodensystems, die einen Artikel von Mendeleev, einen von Meyer, einen über die Kritik des Begriffs der Periodizität und viele mehr enthielt. Im Jahr 1882 verlieh die Royal Society in London sowohl Mendeleev als auch Meyer die Davy-Medaille für ihre Arbeit zur Klassifizierung der Elemente; obwohl bis dahin zwei von Mendelejews vorhergesagten Elementen entdeckt worden waren, wurden Mendelejews Vorhersagen in der Preisbegründung überhaupt nicht erwähnt.

Mendelejews Eka-Aluminium wurde 1875 entdeckt und als Gallium bekannt ; Eka-Bor und Eka-Silizium wurden 1879 bzw. 1886 entdeckt und wurden Scandium und Germanium genannt . Mendeleev konnte mit seinen Vorhersagen sogar einige erste Messungen korrigieren, darunter die erste Vorhersage von Gallium, das ziemlich genau mit Eka-Aluminium übereinstimmte, aber eine andere Dichte hatte. Mendelejew riet dem Entdecker, dem französischen Chemiker Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran , die Dichte erneut zu messen; de Boisbaudran war anfangs skeptisch (nicht zuletzt, weil er dachte, Mendelejew wollte ihm Ehre machen), gab aber schließlich die Richtigkeit der Vorhersage zu. Mendelejew kontaktierte alle drei Entdecker; alle drei stellten die große Ähnlichkeit ihrer entdeckten Elemente mit Mendelejews Vorhersagen fest, wobei der letzte von ihnen, der deutsche Chemiker Clemens Winkler , zugab, dass dieser Vorschlag nicht zuerst von Mendelejew oder ihm selbst nach der Korrespondenz mit ihm gemacht wurde, sondern von einer anderen Person, dem deutschen Chemiker Hieronymus Theodor Richter . Einige zeitgenössische Chemiker waren von diesen Entdeckungen nicht überzeugt, stellten die Unähnlichkeiten zwischen den neuen Elementen und den Vorhersagen fest oder behaupteten, dass die vorhandenen Ähnlichkeiten zufällig seien. Der Erfolg von Mendelejews Vorhersagen trug jedoch dazu bei, die Nachricht über sein Periodensystem zu verbreiten. Spätere Chemiker nutzten die Erfolge dieser Vorhersagen Mendelejews, um seine Tabelle zu rechtfertigen.

Bis 1890 war sein Periodensystem allgemein als ein Stück chemisches Grundwissen anerkannt. Neben den korrekten Vorhersagen von Mendeleev dürften dazu einige Aspekte beigetragen haben. Eine davon könnte die korrekte Unterbringung vieler Elemente gewesen sein, deren Atomgewichte angeblich falsche Werte haben, aber später korrigiert wurden. Auch die Debatte um die Position der Seltenerdmetalle hat die Diskussion um den Tisch angekurbelt. Im Jahr 1889 bemerkte Mendeleev bei der Faraday Lecture an der Royal Institution in London, dass er nicht erwartet hatte, lange genug zu leben, "um ihre Entdeckung der Chemical Society of Great Britain als Bestätigung der Genauigkeit und Allgemeingültigkeit des periodischen Gesetzes zu erwähnen".

Inertgase und Ether

Der große Wert der Verallgemeinerung von Newland, Mendeleef und Lothar Meyer, die als periodische Anordnung der Elemente bekannt ist, wird allgemein anerkannt. Aber das Studium dieser Anordnung, das muss man zulassen, ist ein etwas verlockendes Vergnügen; denn obgleich die Eigenschaften der Elemente zweifellos qualitativ verschieden sind und zwar ungefähre quantitative Beziehungen zu ihrer Stellung im Periodensystem aufweisen, so gibt es doch unerklärliche Abweichungen von der Regelmäßigkeit, die auf die Entdeckung einer noch weiterreichenden Verallgemeinerung. Was diese Verallgemeinerung sein mag, ist noch nicht zu erraten; Daß sie aber dem Bekannten zugrunde liegen und einen Hinweis auf die Erklärung von Unregelmäßigkeiten geben muß, kann nicht bestritten werden.

—  Britische Chemiker William Ramsay und Morris Travers im Jahr 1900 über ihre Erforschung neuer Inertgase

Inertgase

Der britische Chemiker Henry Cavendish , der 1766 den Wasserstoff entdeckte, entdeckte, dass Luft aus mehr Gasen besteht als Stickstoff und Sauerstoff . Er notierte diese Ergebnisse 1784 und 1785; unter ihnen fand er ein damals noch nicht identifiziertes Gas, das weniger reaktiv als Stickstoff war. Helium wurde erstmals 1868 gemeldet; Der Bericht basierte auf der neuen Technik der Spektroskopie und einige von der Sonne emittierte Spektrallinien stimmten nicht mit denen der bekannten Elemente überein. Mendelejew war von diesem Befund nicht überzeugt, da die Varianz der gemäßigten Temperatur zu einer Änderung der Intensität der Spektrallinien und ihrer Lage im Spektrum führte; diese Meinung wurde von einigen anderen Wissenschaftlern des Tages vertreten. Andere glaubten, dass die Spektrallinien zu einem Element gehören könnten, das auf der Sonne, aber nicht auf der Erde vorkam; einige glaubten, es sei noch auf der Erde gefunden worden.

1894 isolierten der britische Chemiker William Ramsay und der britische Physiker Lord Rayleigh Argon aus der Luft und stellten fest, dass es sich um ein neues Element handelt. Argon ging jedoch keine chemischen Reaktionen ein und war – für ein Gas höchst ungewöhnlich – einatomig; es passte nicht in das periodische Gesetz und stellte damit dessen bloße Vorstellung in Frage. Nicht alle Wissenschaftler haben diesen Bericht sofort akzeptiert; Mendelejews ursprüngliche Antwort darauf war, dass Argon eher eine dreiatomige Form von Stickstoff als ein eigenes Element sei. Während die Vorstellung einer möglichen Gruppe zwischen Halogenen und Alkalimetallen bestanden hatte (einige Wissenschaftler glaubten, dass mehrere Atomgewichtswerte zwischen Halogenen und Alkalimetallen fehlten, zumal Plätze in dieser Hälfte der Gruppe VIII unbesetzt blieben), Argon konnte die Position zwischen Chlor und Kalium nicht leicht erreichen, da sein Atomgewicht das von Chlor und Kalium überstieg. Als solche wurden andere Erklärungen verwendet; zum Beispiel vermutete Ramsay, dass Argon eine Mischung verschiedener Gase sein könnte. Eine Zeitlang glaubte Ramsay, dass Argon eine Mischung aus drei Gasen mit ähnlichen Atomgewichten sein könnte; diese Triade würde der Triade von Eisen, Kobalt und Nickel ähneln und in ähnlicher Weise in Gruppe VIII eingeordnet werden. In der Gewissheit, dass kürzere Perioden an ihren Enden Triaden von Gasen enthalten, schlug Ramsay 1898 die Existenz eines Gases zwischen Helium und Argon mit einem Atomgewicht von 20 vor; nach seiner Entdeckung später in diesem Jahr (es wurde Neon genannt ) interpretierte Ramsay es am Ende dieses Zeitraums weiterhin als Mitglied einer horizontalen Triade.

Im Jahr 1896 testete Ramsay einen Bericht des amerikanischen Chemikers William Francis Hillebrand , der einen Dampf eines unreaktiven Gases aus einer Uraninitprobe fand . Um zu beweisen, dass es sich um Stickstoff handelt, analysierte Ramsay ein anderes Uranmineral, Cleveit , und fand ein neues Element, das er Krypton nannte. Dieser Befund wurde vom britischen Chemiker William Crookes korrigiert , der sein Spektrum an das des Sonnenheliums anpasste. Nach dieser Entdeckung entdeckte Ramsay 1898 mit fraktionierter Destillation zur Trennung von Luft mehrere weitere solcher Gase: Metargon, Krypton , Neon und Xenon ; Eine detaillierte spektroskopische Analyse des ersten davon zeigte, dass es sich um Argon handelte, das mit einer kohlenstoffbasierten Verunreinigung verunreinigt war. Ramsay war anfangs skeptisch gegenüber der Existenz von Gasen, die schwerer als Argon waren, und die Entdeckung von Krypton und Xenon überraschte ihn; Ramsay akzeptierte jedoch seine eigene Entdeckung, und die fünf neu entdeckten Edelgase (jetzt Edelgase ) wurden in eine einzige Spalte im Periodensystem eingeordnet. Obwohl die Tabelle von Mendeleev mehrere unentdeckte Elemente vorhersagte, sagte sie nicht die Existenz solcher Inertgase voraus, und Mendeleev lehnte diese Ergebnisse ursprünglich ebenfalls ab.

Änderungen am Periodensystem

Obwohl die Reihenfolge der Atomgewichte nahelegte, inerte Gase zwischen Halogenen und Alkalimetallen zu lokalisieren, und es bereits 1895 Vorschläge gab, sie in die Gruppe VIII einzuordnen, widersprach eine solche Platzierung einer von Mendelejews grundlegenden Überlegungen, der der höchsten Oxide . Inertgase bildeten keine Oxide und überhaupt keine anderen Verbindungen, und daher wurde ihre Einordnung in eine Gruppe, in der Elemente Tetraoxide bilden sollten, nur als Hilfsstoff und nicht als natürlich angesehen; Mendelejew bezweifelte die Aufnahme dieser Elemente in die Gruppe VIII. Spätere Entwicklungen, insbesondere von britischen Wissenschaftlern, konzentrierten sich auf die Entsprechung von Inertgasen mit Halogenen zu ihrer Linken und Alkalimetallen zu ihrer Rechten. Im Jahr 1898, als nur Helium, Argon und Krypton endgültig bekannt waren, schlug Crookes vor, diese Elemente in einer einzigen Spalte zwischen der Wasserstoffgruppe und der Fluorgruppe zu platzieren. Im Jahr 1900 diskutierten Ramsay und Mendeleev an der Preußischen Akademie der Wissenschaften die neuen Edelgase und ihre Position im Periodensystem; Ramsay schlug vor, diese Elemente in eine neue Gruppe zwischen Halogenen und Alkalimetallen einzuordnen, der Mendelejew zustimmte. Ramsay veröffentlichte nach seinen Gesprächen mit Mendeleev einen Artikel; die Tabellen darin zeigten links Halogene, rechts Inertgase und Alkalimetalle. Zwei Wochen vor dieser Diskussion schlug der belgische Botaniker Léo Errera vor, diese Elemente in eine neue Gruppe 0 der Königlichen Akademie der Wissenschaften, der Literatur und der Schönen Künste Belgiens zu stellen . 1902 schrieb Mendelejew, dass diese Elemente in eine neue Gruppe 0 eingeordnet werden sollten; er sagte, dass diese Idee mit dem übereinstimmte, was Ramsay ihm vorgeschlagen hatte, und verwies auf Errera als die erste Person, die die Idee vorschlug. Mendelejew selbst fügte diese Elemente 1902 als Gruppe 0 in die Tabelle ein, ohne das Grundkonzept des Periodensystems zu stören.

1905 löste der Schweizer Chemiker Alfred Werner die tote Zone von Mendelejews Tisch. Er stellte fest, dass die Seltenerdelemente ( Lanthanide ), von denen 13 bekannt waren, innerhalb dieser Lücke lagen. Obwohl Mendeleev von Lanthan , Cer und Erbium wusste , wurden sie zuvor in der Tabelle nicht berücksichtigt, da ihre Gesamtzahl und genaue Reihenfolge nicht bekannt waren; Mendelejew konnte sie 1901 immer noch nicht in seine Tabelle einfügen. Dies war zum Teil eine Folge ihrer ähnlichen Chemie und der ungenauen Bestimmung ihrer Atommassen. Zusammen mit dem Fehlen einer bekannten Gruppe ähnlicher Elemente machte dies die Einordnung der Lanthanoide in das Periodensystem schwierig. Diese Entdeckung führte zu einer Umstrukturierung der Tabelle und dem ersten Erscheinen der 32-Spalten-Form .

Äther

Bis 1904 ordnete Mendelejews Tabelle mehrere Elemente neu an und enthielt die Edelgase zusammen mit den meisten anderen neu entdeckten Elementen. Es hatte immer noch die tote Zone, und eine Reihe Null wurde über Wasserstoff und Helium hinzugefügt, um Coronium und den Ether einzuschließen , die zu dieser Zeit weithin als Elemente angesehen wurden. Obwohl das Michelson-Morley-Experiment von 1887 Zweifel an der Möglichkeit eines leuchtenden Äthers als raumfüllendes Medium aufkommen ließ , stellten Physiker seinen Eigenschaften Beschränkungen auf. Mendelejew hielt es für ein sehr leichtes Gas mit einem um mehrere Größenordnungen kleineren Atomgewicht als Wasserstoff. Er postulierte auch, dass es selten mit anderen Elementen wechselwirkt, ähnlich den Edelgasen seiner Gruppe Null, und stattdessen Substanzen mit einer Geschwindigkeit von 2.250 Kilometern pro Sekunde durchdringt.

Mendelejew war mit dem Mangel an Verständnis für die Natur dieser Periodizität nicht zufrieden; dies wäre nur mit dem Verständnis der Zusammensetzung von Atomen möglich. Mendelejew glaubte jedoch fest daran, dass die Zukunft den Begriff nur weiterentwickeln würde, anstatt ihn in Frage zu stellen, und bekräftigte seinen Glauben im Jahr 1902 schriftlich.

Atomtheorie und Isotope

Radioaktivität und Isotope

Fotografische Aufnahme der charakteristischen Röntgenemissionslinien von Elementen mit Ordnungszahlen zwischen 20 und 29. (Aus Werken von Henry Moseley).

Im Jahr 1900 waren vier radioaktive Elemente bekannt: Radium , Aktinium , Thorium und Uran . Diese radioaktiven Elemente (als "Radioelemente" bezeichnet) wurden dementsprechend am unteren Ende des Periodensystems platziert, da sie bekanntermaßen größere Atomgewichte als stabile Elemente haben, obwohl ihre genaue Reihenfolge nicht bekannt war. Die Forscher glaubten, dass es noch mehr radioaktive Elemente zu entdecken gäbe, und während des nächsten Jahrzehnts wurden die Zerfallsketten von Thorium und Uran ausgiebig untersucht. Viele neue radioaktive Stoffe wurden gefunden, darunter das Edelgas Radon , und ihre chemischen Eigenschaften wurden untersucht. Bis 1912 wurden fast 50 verschiedene radioaktive Stoffe in den Zerfallsketten von Thorium und Uran gefunden. Der amerikanische Chemiker Bertram Boltwood schlug mehrere Zerfallsketten vor, die diese Radioelemente zwischen Uran und Blei verbinden. Diese galten damals als neue chemische Elemente, die die Zahl der bekannten "Elemente" erheblich erhöhten und zu Spekulationen führten, dass ihre Entdeckungen das Konzept des Periodensystems untergraben würden. Zum Beispiel war zwischen Blei und Uran nicht genügend Platz, um diese Entdeckungen aufzunehmen, selbst wenn man davon ausging, dass es sich bei einigen Entdeckungen um Duplikate oder falsche Identifizierungen handelte. Es wurde auch angenommen, dass der radioaktive Zerfall eines der zentralen Prinzipien des Periodensystems verletzt, nämlich dass chemische Elemente keine Transmutationen eingehen können und immer eine eindeutige Identität haben.

Frederick Soddy und Kazimierz Fajans fanden 1913 heraus, dass viele dieser Substanzen, obwohl sie unterschiedliche Strahlungen aussendeten, in ihren chemischen Eigenschaften identisch waren und somit den gleichen Platz im Periodensystem hatten. Sie wurden als Isotope bekannt , vom griechischen isos topos ("gleicher Ort"). Der österreichische Chemiker Friedrich Paneth zitierte einen Unterschied zwischen "realen Elementen" (Elementen) und "einfachen Substanzen" (Isotopen) und stellte auch fest, dass die Existenz verschiedener Isotope für die Bestimmung chemischer Eigenschaften meist irrelevant war.

Nachdem der britische Physiker Charles Glover Barkla 1906 charakteristische Röntgenstrahlen entdeckt hatte, die von Metallen emittiert wurden, betrachtete der britische Physiker Henry Moseley eine mögliche Korrelation zwischen Röntgenstrahlung und physikalischen Eigenschaften von Elementen. Moseley schlug zusammen mit Charles Galton Darwin , Niels Bohr und George de Hevesy vor, dass die Kernladung ( Z ) oder die Atommasse mathematisch mit physikalischen Eigenschaften in Zusammenhang stehen können. Die Bedeutung dieser atomaren Eigenschaften wurde im Geiger-Marsden-Experiment ermittelt , bei dem der Atomkern und seine Ladung entdeckt wurden.

Rutherford-Modell und Ordnungszahl

1913 schlug der niederländische Amateurphysiker Antonius van den Broek als erster vor, dass die Ordnungszahl (Kernladung) die Anordnung der Elemente im Periodensystem bestimmt. Er bestimmte die Ordnungszahl aller Elemente bis zur Ordnungszahl 50 ( Zinn ) richtig , machte aber bei schwereren Elementen mehrere Fehler. Van den Broek hatte jedoch keine Methode, um die Ordnungszahlen der Elemente experimentell zu überprüfen; Daher glaubte man immer noch, dass sie eine Folge des Atomgewichts seien, das bei der Anordnung von Elementen weiterhin verwendet wurde.

Moseley war entschlossen, die Hypothese von Van den Broek zu testen. Nach einem Jahr der Untersuchung der Fraunhoferschen Linien verschiedenen Elemente, fand er eine Beziehung zwischen der Röntgenwellenlänge eines Elements und der Ordnungszahl. Damit erhielt Moseley die ersten genauen Messungen der Ordnungszahlen und bestimmte eine absolute Reihenfolge der Elemente, was ihm erlaubte, das Periodensystem neu zu strukturieren. Moseleys Forschung löste sofort Diskrepanzen zwischen dem Atomgewicht und den chemischen Eigenschaften auf, wobei eine strikte Sequenzierung nach Atomgewicht zu Gruppen mit inkonsistenten chemischen Eigenschaften führen würde. Seine Messungen der Röntgenwellenlängen ermöglichten ihm beispielsweise, Argon ( Z  = 18) vor Kalium ( Z  = 19), Kobalt ( Z  = 27) vor Nickel ( Z  = 28) sowie Tellur ( Z  = 52) vor Jod ( Z  = 53), im Einklang mit periodischen Trends . Die Bestimmung der Ordnungszahlen klärte auch die Reihenfolge chemisch ähnlicher Seltenerdelemente; es wurde auch verwendet, um zu bestätigen, dass Georges Urbains behauptete Entdeckung eines neuen Seltenerdelements ( Celtium ) ungültig war, was Moseleys Beifall für diese Technik einbrachte .

Der schwedische Physiker Karl Siegbahn setzte Moseleys Arbeit für Elemente, die schwerer als Gold ( Z  = 79) waren, fort und fand heraus, dass das damals schwerste bekannte Element, Uran , die Ordnungszahl 92 hatte. Bei der Bestimmung der größten identifizierten Ordnungszahl wurden Lücken in der Ordnungszahlenfolge wurden schlüssig bestimmt, wenn eine Ordnungszahl kein bekanntes entsprechendes Element hatte; die Lücken traten bei den Ordnungszahlen 43 ( Technetium ), 61 ( Promethium ), 72 ( Hafnium ), 75 ( Rhenium ), 85 ( Astat ) und 87 ( Francium ).

Elektronenhülle und Quantenmechanik

1914 stellte der schwedische Physiker Johannes Rydberg fest, dass die Ordnungszahlen der Edelgase doppelten Quadratsummen einfacher Zahlen entsprechen: 2 = 2·1 2 , 10 = 2(1 2 + 2 2 ), 18 = 2(1 2 + 2 2 + 2 2 ), 36 = 2(1 2 + 2 2 + 2 2 + 3 2 ), 54 = 2(1 2 + 2 2 + 2 2 + 3 2 + 3 2 ), 86 = 2( 1 2 + 2 2 + 2 2 + 3 2 + 3 2 + 4 2 ). Dieser Befund wurde als Erklärung für die festen Periodenlängen akzeptiert und führte zu einer Neupositionierung der Edelgase vom linken Tabellenrand in Gruppe 0 nach rechts in Gruppe VIII. Die mangelnde Bereitschaft der Edelgase zu chemischen Reaktionen wurde in der angedeuteten Stabilität geschlossener Edelgas-Elektronenkonfigurationen erklärt; aus dieser Idee entstand die Oktettregel . Zu den bemerkenswerten Arbeiten, die die Bedeutung der Periodizität von acht bewiesen , gehörten die Valenzbindungstheorie , die 1916 vom amerikanischen Chemiker Gilbert N. Lewis veröffentlicht wurde, und die Oktetttheorie der chemischen Bindung, die 1919 vom amerikanischen Chemiker Irving Langmuir veröffentlicht wurde . Der Ansatz der Chemiker aus der Zeit der Alten Quantentheorie (1913 bis 1925) wurde in das Verständnis der Elektronenschalen und -orbitale der aktuellen Quantenmechanik einbezogen. Ein echter Pionier, der uns die Grundlage für unser aktuelles Elektronenmodell gegeben hat, ist Irving Langmuir . In seiner Arbeit von 1919 postulierte er die Existenz von „Zellen“, die wir heute Orbitale nennen, die jeweils nur zwei Elektronen enthalten konnten, und diese waren in „äquidistanten Schichten“ angeordnet, die wir heute Schalen nennen. Er machte eine Ausnahme, da die erste Schale nur zwei Elektronen enthielt. Diese Postulate wurden auf der Grundlage der Rydberg-Regel eingeführt, die Niels Bohr nicht in der Chemie, sondern in der Physik auf die Bahnen der Elektronen um den Kern angewendet hatte. In der Arbeit von Langmuir führte er die Regel als 2N 2 ein, wobei N eine positive ganze Zahl war.

Der Chemiker Charles Rugeley Bury machte 1921 den nächsten großen Schritt in Richtung unserer modernen Theorie, indem er vorschlug, dass acht und achtzehn Elektronen in einer Schale stabile Konfigurationen bilden. Burys Schema baute auf dem früherer Chemiker auf und war ein chemisches Modell. Bury schlug vor, dass die Elektronenkonfigurationen in Übergangselementen von den Valenzelektronen in ihrer äußeren Hülle abhängen. In einigen frühen Papieren wurde das Modell "Bohr-Bury-Atom" genannt. Er führte das Wort Übergang ein , um die Elemente zu beschreiben, die heute als Übergangsmetalle oder Übergangselemente bekannt sind.

In den 1910er und 1920er Jahren führten bahnbrechende Forschungen auf dem Gebiet der Quantenmechanik zu neuen Entwicklungen in der Atomtheorie und kleinen Veränderungen des Periodensystems. Bereits im 19. Jahrhundert behauptete Mendelejew, dass es eine feste Periodizität von acht gebe und erwartete eine mathematische Korrelation zwischen Ordnungszahl und chemischen Eigenschaften. Das Bohr-Modell wurde Anfang 1913 entwickelt und vertrat die Idee von Elektronenkonfigurationen , die chemische Eigenschaften bestimmen. Bohr schlug vor, dass sich Elemente derselben Gruppe ähnlich verhalten, weil sie ähnliche Elektronenkonfigurationen haben, und dass Edelgase Valenzschalen gefüllt haben; dies bildet die Grundlage der modernen Oktettregel . Bohrs Studium der Spektroskopie und Chemie war in der theoretischen Atomphysik nicht üblich. Sogar Rutherford sagte Bohr, dass er Schwierigkeiten habe, „eine Vorstellung davon zu bekommen, wie man zu seinen Schlussfolgerungen kommt“. Dies liegt daran, dass keine der quantenmechanischen Gleichungen die Anzahl der Elektronen pro Schale und Orbital beschreibt. Bohr räumte ein, dass er 1916 von den Arbeiten von Walther Kossel beeinflusst wurde, der als erster eine wichtige Verbindung zwischen dem Quantenatom und dem Periodensystem herstellte. Er stellte fest, dass der Unterschied zwischen den Ordnungszahlen 2, 10, 18 der ersten drei Edelgase Helium, Neon, Argon 8 betrug und argumentierte, dass die Elektronen in solchen Atomen in „geschlossenen Schalen“ kreisten. Das erste enthielt nur 2 Elektronen, das zweite und dritte je 8 Elektronen. Bohrs Forschungen veranlassten dann 1924 den österreichischen Physiker Wolfgang Pauli , die Länge der Perioden im Periodensystem zu untersuchen. Pauli zeigte, dass dies nicht der Fall war. Stattdessen wurde das Pauli-Ausschlussprinzip nicht auf mathematischer Grundlage, sondern auf der Grundlage der bisherigen Entwicklungen in Anlehnung an die Chemie entwickelt. Diese Regel besagt, dass keine Elektronen im gleichen Quantenzustand koexistieren können und zeigte in Verbindung mit empirischen Beobachtungen die Existenz von vier Quantenzahlen und die Konsequenz auf die Ordnung der Schalenfüllung. Dies bestimmt die Reihenfolge, in der Elektronenschalen gefüllt werden, und erklärt die Periodizität des Periodensystems.

Dem britischen Chemiker Charles Bury wird die erste Verwendung des Begriffs Übergangsmetall im Jahr 1921 zugeschrieben, um sich auf Elemente zwischen den Hauptgruppenelementen der Gruppen II und III zu beziehen . Er erklärte die chemischen Eigenschaften von Übergangselementen als Folge der Füllung einer inneren Unterschale und nicht der Valenzschale. Dieser Vorschlag, der auf der Arbeit des amerikanischen Chemikers Gilbert N. Lewis basiert , schlägt das Auftreten der d- Unterschale in Periode 4 und der f- Unterschale in Periode 6 vor, wodurch die Perioden von 8 auf 18 und dann von 18 auf 32 Elemente verlängert werden, wodurch die Stellung der Lanthanoide im Periodensystem.

Proton und Neutron

Die Entdeckung von Proton und Neutron zeigte, dass ein Atom teilbar ist; dies machte Lavoisiers Definition eines chemischen Elements obsolet. Ein chemisches Element wird heute als eine Art von Atomen mit einer konstanten Anzahl von Protonen definiert, und diese Zahl ist heute genau die Ordnungszahl eines Elements. Die Entdeckung erklärte auch den Mechanismus verschiedener Arten von radioaktivem Zerfall, wie beispielsweise des Alpha-Zerfalls .

Schließlich wurde vorgeschlagen, dass Protonen und Neutronen aus noch kleineren Teilchen, den sogenannten Quarks, bestehen ; ihre Entdeckung erklärte die Umwandlung von Neutronen in Protonen beim Betazerfall .

Spätere Erweiterungen und das Ende des Periodensystems

Wir haben bereits das Gefühl, dass wir uns dem Moment genähert haben, in dem sich dieses [periodische] Gesetz zu ändern beginnt, und zwar schnell.

— Der  russische Physiker Yuri Oganessian , Mitentdecker mehrerer superschwerer Elemente , im Jahr 2019

Aktiniden

Bereits 1913 führten Bohrs Forschungen zur elektronischen Struktur Physiker wie Johannes Rydberg dazu, die Eigenschaften unentdeckter Elemente, die schwerer als Uran sind, zu extrapolieren. Viele waren sich einig, dass das nächste Edelgas nach Radon höchstwahrscheinlich die Ordnungszahl 118 haben würde, woraus folgte, dass die Übergangsreihen in der siebten Periode denen in der sechsten ähneln sollten . Obwohl angenommen wurde, dass diese Übergangsreihen eine den Seltenerdelementen analoge Reihe enthalten würden, die durch die Füllung der 5f-Schale gekennzeichnet ist, war unbekannt, wo diese Reihe begann. Vorhersagen reichten von Ordnungszahl 90 (Thorium) bis 99, von denen viele einen Anfang jenseits der bekannten Elemente (bei oder über Ordnungszahl 93) vorschlugen. Die Elemente von Aktinium bis Uran wurden stattdessen aufgrund ihrer hohen Oxidationsstufen als Teil einer vierten Reihe von Übergangsmetallen angesehen ; dementsprechend wurden sie in die Gruppen 3 bis 6 eingeordnet.

1940 wurden Neptunium und Plutonium als erste transuranische Elemente entdeckt; sie wurden nacheinander unter Rhenium bzw. Osmium platziert. Vorläufige Untersuchungen ihrer Chemie deuteten jedoch auf eine größere Ähnlichkeit mit Uran als mit leichteren Übergangsmetallen hin, was ihre Platzierung im Periodensystem in Frage stellt. Während seiner Manhattan-Projektforschung im Jahr 1943 hatte der amerikanische Chemiker Glenn T. Seaborg unerwartete Schwierigkeiten bei der Isolierung der Elemente Americium und Curium , da man glaubte, dass sie Teil einer vierten Reihe von Übergangsmetallen seien. Seaborg fragte sich, ob diese Elemente zu einer anderen Reihe gehörten, was erklären würde, warum ihre chemischen Eigenschaften, insbesondere die Instabilität höherer Oxidationsstufen , von den Vorhersagen abwichen. 1945 schlug er gegen den Rat von Kollegen eine wesentliche Änderung an Mendelejews Tisch vor: die Aktiniden-Serie .

Seaborgs Actinidenkonzept der elektronischen Struktur schwerer Elemente schlug vor, dass die Actiniden eine innere Übergangsreihe bilden , die der Seltenerdreihe der Lanthanoidenelemente analog ist – sie würden die zweite Reihe des f-Blocks (die 5f-Reihe) umfassen, in der die Lanthanoide gebildet werden die 4f-Reihe. Dies erleichterte die chemische Identifizierung von Americium und Curium, und weitere Experimente bestätigten Seaborgs Hypothese; eine spektroskopische Studie am Los Alamos National Laboratory durch eine Gruppe um den amerikanischen Physiker Edwin McMillan zeigte, dass tatsächlich 5f-Orbitale statt 6d- Orbitale gefüllt wurden. Diese Studien konnten jedoch das erste Element mit 5f-Elektronen und damit das erste Element der Aktinidenreihe nicht eindeutig bestimmen; es wurde daher auch als "Thoride"- oder "Uranid"-Reihe bezeichnet, bis sich später herausstellte, dass die Reihe mit Aktinium begann.

Angesichts dieser Beobachtungen und einer offensichtlichen Erklärung für die Chemie der transuranischen Elemente und trotz der Befürchtung seiner Kollegen, dass diese radikale Idee seinen Ruf ruinieren könnte, reichte Seaborg sie dennoch bei Chemical & Engineering News ein, und sie fand breite Akzeptanz; neue Periodensysteme ordneten die Aktiniden somit unter die Lanthanoide. Nach seiner Annahme erwies sich das Aktinidenkonzept als entscheidend für die Entdeckung schwerer Elemente wie Berkelium im Jahr 1949. Es unterstützte auch experimentelle Ergebnisse für einen Trend zu +3 Oxidationsstufen in den Elementen jenseits von Americium – ein Trend, der im analogen 4f . beobachtet wurde Serie.

Relativistische Effekte und Erweiterungen über Periode 7 . hinaus

Seaborgs spätere Ausarbeitungen des Actiniden-Konzepts theoretisierten eine Reihe superschwerer Elemente in einer Transactiniden- Reihe mit Elementen von 104 bis 121 und einer Superactiniden- Reihe von Elementen von 122 bis 153. Er schlug ein erweitertes Periodensystem mit einer zusätzlichen Periode von 50 Elementen vor (und erreichte damit Element 168); diese achte Periode wurde aus einer Extrapolation des Aufbau-Prinzips abgeleitet und platzierte die Elemente 121 bis 138 in einem g-Block, in dem eine neue g-Unterschale gefüllt werden sollte. Seaborgs Modell berücksichtigte jedoch nicht die relativistischen Effekte, die sich aus der hohen Ordnungszahl und der Umlaufgeschwindigkeit der Elektronen ergeben. Burkhard Fricke 1971 und Pekka Pyykkö 2010 berechneten mithilfe von Computermodellen die Positionen von Elementen bis Z  = 172 und stellten fest, dass sich die Positionen einiger Elemente von den von Seaborg vorhergesagten unterscheiden. Obwohl Modelle von Pyykkö und Fricke im Allgemeinen das Element 172 als nächstes Edelgas platzieren, gibt es keinen klaren Konsens über die Elektronenkonfigurationen von Elementen jenseits von 120 und damit ihre Einordnung in ein erweitertes Periodensystem. Man geht nun davon aus, dass eine solche Erweiterung aufgrund relativistischer Effekte Elemente aufweisen wird, die die Periodizität bekannter Elemente unterbrechen und somit eine weitere Hürde für zukünftige Konstrukte des Periodensystems darstellen.

Die Entdeckung von Tennessine im Jahr 2010 füllte die letzte verbleibende Lücke in der siebten Periode. Alle neu entdeckten Elemente werden somit in eine achte Periode eingeordnet.

Trotz des Abschlusses der siebten Periode hat sich gezeigt, dass die experimentelle Chemie einiger Transactinide nicht mit dem periodischen Gesetz übereinstimmt. In den 1990er Jahren beobachtete Ken Czerwinski von der University of California, Berkeley , Ähnlichkeiten zwischen Rutherfordium und Plutonium und Dubnium und Protactinium, anstatt eine klare Fortsetzung der Periodizität in den Gruppen 4 und 5. Neuere Experimente mit Copernicium und Flerovium haben widersprüchliche Ergebnisse geliefert , einige von die darauf hindeuten, dass sich diese Elemente eher wie das Edelgas Radon und nicht wie Quecksilber und Blei verhalten , ihre jeweiligen Kongenere . Daher muss die Chemie vieler superschwerer Elemente noch gut charakterisiert werden, und es bleibt unklar, ob das periodische Gesetz noch verwendet werden kann, um die Eigenschaften unentdeckter Elemente zu extrapolieren.

Schaleneffekte, die Insel der Stabilität und die Suche nach dem Ende des Periodensystems

Siehe auch

Anmerkungen

Verweise

Literaturverzeichnis

Externe Links