Dmitri Iwanowitsch Mendeljew

 

I. Wortschatz zum Text:

 

Substantive:

 

n

Volumina --объем

Ergebnis -- результат

Gewicht – вес

 

 

f

Untersuchung -- исследование

Zusammensetzung -- состав

Kohäsion -- сцепление

Ausdehnung -- расширение

Tagung -- съезд

Beziehung -- отношение

Eigenschaft -- свойство

 

Verben:

leiten -- руководить

ziehen -- переезжать

veröffentlichen -- опубликовывать

zusammenfassen -- обобщить

behandeln -- рассмотреть

darlegen -- излагать

 

II. Lesen Sie den Text über einen der größten russischen Wissenschaftler – D. I. Mendeljew

 

 

Teil I

Dmitri Iwanowitsch Mendlejew wurde am 27. Januar 1834 in Tobolsk geboren. Im Haus seiner Eltern versammelte sich oft die progressive Intelligenz.

Mit 16 Jahren beendete Mendelejew die Schule und begann in Tobolsk in einer kleinen Glasfabrik, die seine Mutter leitete, zu arbeiten. Diese Arbeit gefiel ihm. Auf diese Weise kam er schon in jungen Jahren mit der Technik in Berührung.

Die Mutter wollte aber, dass ihr Sohn weiter studiert, und die Familie zog bald nach Petersburg. Dort studierte Mendelejew Physik und Mathematik am pädagogischen Institut. Er hatte hervorragende Lehrer, so z.B. den Physiker Lenz, den Chemiker Woskressenski und den Mathematiker Ostrogradski.

Nach Beendigung des Instituts arbeitete er Simferopol. In dieser Zeit veröffentlichte er seine Arbeit über spezifische Volumina, in der er die Ergebnisse seiner letzten Untersuchungen zusammenfasste.

Im Jahre 1856 begann Mendelejew an der Petersburger Universität zu arbeiten.

Drei Jahre später fuhr er nach Heidelberg (Deutschland). Dort arbeitete er im Labor von Bunsen und Kirchhoff, die damals die Spektralanalyse entdeckten. Mit Hilfe dieser Methode konnte man die Zusammensetzung der Stoffe untersuchen. In dieser Zeit gehören auch zwei andere Arbeiten von Mendelejew: „Über die molekulare Kohäsion von Flüssigkeiten“ und „über die Ausdehnung homologer Flüssigkeiten“. Hier behandelte er sehr wichtige Probleme.

Im Jahre 1860 nahm Mendelejew an der berühmten Karlsruher Chemikertagung teil. Das Hauptthema dieser Tagung war: Atom-, Äquivalent- und Molekulargewichte.

Im Jahre 1863 wurde Mendelejew in Petersburg Professor für technische Chemie und 1867 für reine (anorganische) Chemie.

 

 

Teil II

Im Jahre 1869 veröffentlichte D. I. Mendelejew seine Vorstellungen über die Systematisierung der damals bekannten Elemente. In der Arbeit „Über die Beziehungen der Eigenschaften zu den Atomgewichten der Elemente“ legte er ein Periodensystem der chemischen Elemente dar.

Auch vor Mendelejew unternahmen manche Gelehrte Versuche, die chemischen Elemente zu klassifizieren. So stellte man z.B. Ähnlichkeit einiger Elemente fest und vereinigte sie in Einzelgruppen (Meyer). Man entdeckte, dass die Eigenschaften der Stoffe bei steigendem Atomgewicht nach 7 Elementen in Dreiergruppen.

Zur Zeit der Entdeckung des Periodensystems waren nur 3 Grundstoffe bekannt. Die Atomgewichte dieser Grundstoffe waren bestimmt und ihre Eigenschaften waren schon untersucht.

Mendelejew ordnete die Elemente nach steigendem Atomgewicht und stellte eine Periodizität in der Veränderung der Eigenschaften mit steigendem Atomgewicht fest. Er ordnete die ihren Eigenschaften nach ähnlichen Elemente untereinander an und erhielt auf diese Weise das Periodensystem der Elemente.

Bei der Aufstellung seiner Tabelle stieß Mendelejew auf eine Reihe von Schwierigkeiten, weil viele Elemente noch nicht entdeckt und die Atomgewichte mancher Elemente nicht richtig bestimmt waren. Mendelejew sagte die noch nicht entdeckten Elemente Eka-Bor, Eka-Aluminium und Eka-Silizium voraus. Er beschrieb sogar ausführlich die physikalischen und chemischen Eigenschaften dieser noch nicht entdeckten Elemente.

Im Laufe der nächsten 15 Jahre fand man diese drei Elemente und zwar: Eka-Aluminium in Frankreich (Gallium), Eka-Bor in Schweden (Skandium) und Eka-Silizium in Deutschland (Germanium). Man stellte auch ohne weiteres ihre chemischen und physikalischen Eigenschaften. Sie unterschieden sich nicht wesentlich von den von Mendelejew vorausgesagten.

1890 fand das Gesetz der Periodizität allgemeine Anerkennung.

Dieses Gesetz formulierte Mendelejew folgendermaßen: „Die Eigenschaften einfacher Stoffe sowie die Formen und Eigenschaften der Verbindungen chemischer Elemente befinden sich in periodischer Abhängigkeit von der Größe der Atomgewichte der Elemente.

 

III. Hier sind die Fragen zum Text. Antworten Sie bitte darauf!

1. In welcher Familie wuchs der junge Mendelejew aus?

2. Wann und auf welche Weise kam er mit der Technik in Berührung?

3. Warum zog die Familie von Mendelejew nach St.-Petersburg?

4. Auf welchem Gebiet der Chemie war Mendelejew tätig?

5. Was ist sein größtes Verdienst Ihrer Meinung nach?

6. Wie formulierte Mendelejew das Gesetz der Periodizität und wie heißt es auf Russisch?

 

 

IV. Anhand des Periodensystems erzählen Sie von den physikalischen und chemischen Eigenschaften eines beliebigen chemischen Elementes: (Sauerstoff, Wasserstoff, Schwefel, Kalium, Stickstoff, Eisen, Calcium, Aluminium)

 

V. Lesen Sie eine interessante Geschichte über die Entdeckung von Germanium. Beachten Sie dabei die Charakteristik der Eigenschaften dieses Elementes:

Germanuim

Germanuim ist ein chemisches Element aus der IV Hauptgruppe des Periodensystems. Germanuim ist sehr selten und vereinigt in sich Eigenschaften von Metallen und Nichtmetallen. Es ist grausilbern und metallisch glänzend, hart und schwer zu bearbeiten, korrosionsfest, säure- und laugebeständig. Chemisch ähnelt Germanium einerseits dem Zinn. Germanium kristallisiert im Diamantgitter in Form von Oktaedern. Es ist durchlässig für ultrarotes Licht, besitzt ausgesprochene Halbleitereigenschaften und bildet mit Metallen wie Platin, Gold, Silber und Kupfer eutektische Legierungen von niedrigem Schmelzpunkt.

Das Germanium wurde 1885 von Clemens Winkler entdeckt. Bei der Analyse eines bei Freiberg aufgefundenen neuen Silbererzes fiel ihm auf, dass die Summe der darin gefundenen Bestandteile stets einen Fehlbetrag von 6-7 % ergab. Er erkannte, dass dies durch den Gehalt an einem bis dahin noch unbekannten Element bedingt war. Winkler nannte es Germanium. Dieses Element erwies sich später als das 1871 von, Mendelejew auf Grund des Periodensystems vorausgesagte Eka-Silicium. In der Tabelle unten kann man die weitgehende Übereinstimmung der Eigenschaften, die Mendelejew für das „Eka-Silicium“ vorausgesagt hat mit den beim Germanium aufgefundenen, feststellen.

	Eka-Silicium	Germa-nium		Eka-Silicium	Germa-nium
Atomgewicht Spez. Gewicht Formel des Oxids	5,5 EsO2	72,60 5,35 GeO2	Spez. Gewicht des Oxids Formel des Chlorids Siedepunkt des Chlorids	4,7 EsCl4 100° C	4,70 GeCl4 83° C
Materialien für selbständige Arbeit Text 1 Wasserstoff   Wasserstoff ist ein Gas. Es ist farblos, geruchlos und geschmacklos. Was­serstoff ist das leichteste aller Elemente. Er ist 14mal leichter als Luft. Als Gas hat Wasserstoff das kleinste spez. Gewicht. Von allen natürlichen Gasen besitzt der Wasserstoff die beste Wärmeleitfähigkeit. Er leitet z. B. die Wärme 7mal besser als Luft. Flüssiger Wasserstoff ist eine sehr leichte Flüssigkeit, die den elektrischen Strom nicht leitet. Beim Sieden unter vermindertem Druck erstarrt der flüssige Wasserstoff zu einer festen Masse vom spez. Gewicht 0,08. Die Reaktionsfähigkeit des molekularen Wasserstoffs ist bei gewöhnlicher Temperatur und ohne Katalysator sehr gering. Unter diesen Bedingungen reagiert Wasserstoff nur mit Fluor unter Bildung von Fluorwasserstoff HF. Bei hohen Temperaturen vereinigt sich Wasserstoff, z.B. mit Schwefel zu Schwefelwasserstoff H2S, mit Selen zu Selenwasserstoff H2Se, mit Stickstoff in Gegenwart eines Katalysators zu Ammoniak NH3. Mit Chlor rea­giert Wasserstoff im Dunkeln bei Raumtemperatur nicht, bei Tageslicht allmählich, im direkten Sonnenlicht oder bei Erhitzung explosionsartig unter Bildung von Chlorwasserstoff HC1. Im Gemisch mit Sauerstoff reagiert Wasserstoff nach Entzünden meist explosionsartig. Sämtliche binare Verbindungen des Wasserstoffs sind unter dem Begriff Hydride zusammengefasst. Die Anlagerung von Wasserstoff an Elemente oder Verbindungen bezeichnet man als Hydrierung, die Abspaltung von Wasserstoff aus Verbin­dungen als Dehydrierung.   Text 2 Sauerstoff Sauerstoff ist ein chemisches Element aus der VI. Hauptgruppe des Periodensystems. Lateinische Bezeichnung für Sauerstoff ist Oxygenium. Das Symbol für Sauerstoff heiBt „0". Die Ordnungszahl des Sauerstoffs ist 8, das Atomgewicht ist 16. Die Wertigkeit des Sauerstoffs ist -- 2. Eigenschaften. Sauerstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas. Durch Tiefkühlung lässt er sich zu einer hellblauen Flüssigkeit verdichten. Bei -218,7°C erstarrt diese Flüssigkeit zu hellblauen Kristallen. In Wasser ist Sauerstoff nur wenig löslich. 1 Raumteil H2O löst bei 0°C 0,04 Raumteile Sauerstoff. Unter normalen Bedingungen kommt Sauerstoff zweiatomig als Disauerstoff vor. Aus drei Atomen 0 besteht Trisauerstoff O3, der allgemein als Ozon bezeichnet wird. Bei normaler Temperatur ist der Sauerstoff ein ziemlich reaktionsträges Element. Bei höherer Temperatur verbindet sich der Sauerstoff mit den meisten Elementen und vielen Verbindungen unter Licht- und Wärmeentwicklung. Dabei werden Oxide, Sauerstoffsäuren oder auch Salze gebildet. Dieser Vorgang wird Oxydation genannt. Wenn die Oxydation unter Feuererscheinung verläuft, so wird sie als Verbrennung bezeichnet. Zur Einleitung der Verbrennung ist meist die Entzündungstemperatur notwendig. Aber auch bei Zimmertemperatur finden bei Gegenwart von Feuchtigkeit Oxydationen statt. Diese Oxydationen jedoch verlaufen meist ohne Licht oder merkliche Wärmeentwicklung. Zu solchen Oxydationen gehören z.B. das Rosten von Eisen, das Verwesen von Pflanzen und Tieren oder die Atmung. Auf langsamer Oxydation bei gewöhnlicher Temperatur beruht auch dasLeuchtcn des weißen Phosphors. In reinem Sauerstoff verläuft ein Verbrennungsvorgang viel schneller und mit grosserer Licht- und Wärmeentwicklung als an der Luft. Vorkommen. Sauerstoff ist das häufigste aller Elemente. Er kommt in freiem und gebundenem Zustand vor. Sauerstoff ist der lebenswichtige Bestandteil der atomsphärischen Luft. Der Sauerstoffgehalt der Luft beträgt 23% Gewichtsprozente. Durch Atmung und Verbrennungsvorgänge wird der Sauerstoff verbraucht. Ein erwachsener Mensch z. B. verbraucht beim Atmen im Ruhezustand etwa 201 Sauer­stoff je Stunde. Diese Menge erhöht sich bei angestrengtem Arbeiten auf ein Vielfaches. Jedoch wird diese durch die Assimilationstätigkeit der grünen Pflanzen im Sonnenlicht wieder ergänzt. Wasser enthält 88,81 Gewichtsprozente Sauerstoff und die feste Erdrinde - 47,5% (in Form von Oxiden und Oxosalzen). Der gesamte Sauerstoff­gehalt der Luft, der Meere und Erdrinde wird auf etwa 50% geschätzt. Damit ist der Sauerstoff das am häufigsten vorkommende Element. In der belebten Natur ist er Bestandteil der Kohlenhydrate und Eiweissverbindungen. Darstellung. Die technische Darstellung des Sauerstoffs erfolgt heute vorwiegend durch fraktionierte Destillation verflüssigter Luft oder durch fraktionierte Verflüssigung der Luft. Daneben werden auch noch beträchtliche Mengen Sauerstoff durch Elektrolyse des Wassers erzeugt. Im Labor kann man den Sauerstoff durch thermische Zersetzung von Sau-erstoffverbindungen darstellen, z.B. durch Erhitzen von Kaliumchlorat (KC1O3) oder von Kaliumpermanganat (KMnO4). Verwendung. Sauerstoff wird zur Erzeugung hoher Temperaturen gebraucht. Hohe Temperaturen werden zum autogenen Schweißen und Schneiden, zum Schmelzen von Quarz und hochschmelzenden Metallen und zur Herstellung synthetischer Edelsteine benötigt. In der Eisen- und Stahlindustrie wird reiner Sauerstoff zur Durchführung zahlreicher Reaktionen verwendet. Ferner wird Sauerstoff in steigendem Masse an Stelle von Luft eingesetzt, z. B. zur Oxydation von Ammoniak zu Salpetersäure. Flüssiger Sauerstoff wird in Raketen verwendet (zur Oxydation des Treibstoffes).   Text 3

Mendelevium

Das Recht, einem neuen Element den Namen zu geben, gehört dem, der es entdeckte. Die neun ersten Transurane wurden von amerikanischen Physikern dargestellt, untersucht, erkannt oder, wie man üblicherweise schreibt, identifiziert. Zwei von ihnen - das Neptunium und das Pluto­nium - wurden zu Ehren der fernsten Planeten des Sonnensystems benannt, drei -- Amerizium, Berkelium und Kalifornium - nach geographischen Begriffen und weitere drei - Curium, Einsteinium und Fermium -- zu Ehren bedeutender Physiker.

Das Element Nummer 101, das heute Mendelevium heißt, wurde erstmals Anfang 1955 im Strahlungslaboratorium der Universität von Kalifornien dargestellt. Dieses Element zeichnet sich nicht nur dadurch aus, dass mit ihm das zweite Hundert der chemischen Elemente beginnt. Fast zehn Jahre lang galten Synthese und Identifizierung des Mendeleviums als der Gipfel experimenteller Meisterschaft in der Physik ebenso wie in der Chemie.

„Für das neue Element wurde die Bezeichnung Mendelevium vorgeschlagen zum Zeichen der Anerkennung der Verdienste des großen russischen Chemikers D.I. Mendelejew, der als erster das Periodensystem der Ele­mente zur Vorhersage der chemischen Eigenschaften noch unentdeckter Elemente verwendete, dessen Prinzipien zum Schlüssel für die Entdeckung der meisten Transurane geworden sind. Diese Worte stammen aus dem Buch „Die Transurane" von E. Hyde, E. Perlmann und G.T. Seaborg.

 

Text 4

 

Kohlenstoff

Der reine Kohlenstoff trittin zwei Modifikationen auf und zwar als Diamant und Graphit. Feinkristalline Abarten des Graphits sind: Retortengraphit, Glanzkohlenstoff, Russ, Koks, Holzkohle und Tierkohle. Früher wurde der Russ als eine dritte, amorphe Erscheinungsform des Kohlenstoffs angesehen, jedoch haben neuere Untersuchungen ergeben, dass sein Feinbau im wesentlichen mit dem Graphit übereinstimmt. Kohlenstoff ist ein geschmack- und geruchloser, äußerst schwer schmelzbarer (Smp. 3500°C, in allen üblichen Lösungsmitteln unlöslicher Stoff. Die weiteren Eigenschaf­ten sind jedoch für die einzelnen Modifikationen verschieden und abhängig von der Kristallstruktur der jeweiligen Modifikation.

 

Diamant

 

Der reine Diamant bildet farblose, wasserklare, stark lichtbrechende undglänzende Kristalle von der Dichte 3,51 g/cm³, die sich durch sehr große Härte auszeichnen, jedoch relativ spröde sind. In der Natur kommen neben den farblosen reinen Diamanten auch rote, gelbe, blaue, braune, violette und grüne vor, deren Färbungen durch Fremdstoffe hervorgerufen werden. In Brasilien findet man auch tiefschwarze Diamanten, sogenannte Karbonados, die wegen ihrer Festigkeit und Härte außerordentlich hoch geschätzt werden.

In chemischer Hinsicht ist der Kohlenstoff in Form des Diamanten sehr beständig. Er wird weder von nichtoxydierenden Säuren noch von Basen angegriffen. Dagegen verbrennt er beim Erhitzen an der Luft über 800°C langsam zu Kohlendioxid CO₂, in reinem Sauerstoff schneller. Beim Erhitzen ohne Luftzufuhr wandelt er sich bei Temperaturen über 1500°C in Graphit um. Die Reaktion verläuft schwach exotherm.

 

Graphit

 

Der Graphit kommt in verschiedenen Erscheinungsformen vor, die sich in ihrer Größe und Anordnung der Kristalle unterscheiden. Man erhält diese verschiedenen Formen durch Verkohlung von kohlenstoffhaitigen Substanzen bei bestimmten Temperaturen. Obwohl mit Hilfe der Röntgenspektralanalyse der graphitähnliche Bau heute nachgewiesen ist, nennt man diese Stoffe gewöhnlich wegen der ausserst feinkörnigen Form auch weiterhin amorphe Kohlen.

Graphit bildet graue, undurchsichtige, teils schuppige, teils erdige, leicht spaltbare Massen, die sich fettig anfühlen und schwachen Metallglanz aufweisen. Er ist zum Unterschied von Diamant von geringer Härte und färbt stark ab. Auf Papier gibt er bleigrauen Strich und wird deshalb zur Herstellung der Bleistifte verwendet. Im Gegensatz zum Diamanten ist der Gra­phit ein guter Leiter für Wärme und Elektrizität. An der Luft und im Sauerstoffstrom verbrennt Graphit schon bei 700°C. Er ist also reaktionsfähiger als Diamant.

 

Text 5

 

Germanium

Das Germanium kommt in der Natur nur in Form einiger sehr seltener Mineralien vor. Bemerkenswert ist auch das Vorkommen von etwa ein Tausendstel Prozent Germanium in den Steinkohlen.

Zur Darstellung des Germaniums geht man hauptsächlich vom Germanit aus. Dieser kann auf trockenem und nassem Wege verarbeitet werden. Beim Nassaufschluss wird das feingepulverte Mineral mit einem Salpetersäure-Schwefelsäure-Gemisch behandelt, wobei sich das Germanium größtenteils als schwerlösliches Germaniumdioxid abscheidet. Dieses kann von den Verunreinigungen durch Lösen in konzentrierter Salzsäure (GeO₂ + 4HC1 ® GeCl₄ + 2H₂O) und mehrfacher Destillation des dabei entstandenen Tetrachlorids GeCl₄, das in Wasser aufgefangen wird und dabei in Umkehrung der Bildungsgleichung durch Hydrolyse wieder Germaniumdioxid ergibt, gereinigt werden. Das gereinigte Dioxid wird dann nach Entwässerung mit Kaliumcyanid und Holzkohle oder durch Wasserstoff zum Metall reduziert. Beim Trockenaufschluss, der sich für die Verarbeitung grosserer Erzmengen besser eignet, wird der feingepulverte Germanit im Stickstoffstrom auf 800°C erhitzt, wodurch Arsensulfid und Schwefel entfernt wer­den. Über den Rückstand leitet man anschließend bei 825°C trockenes Ammoniakgas, wobei Germanium (Il)-sulfid GeS absublimiert, das durch Behandeln mit Salpetersäure in das Oxid übergeführt werden kann. Das Oxid wird schließlich wie beim Nassaufschluss zum Metall reduziert. Weiterhin erhält man Germanium aus dem Flugstaub der Steinkohlen.

Während Kohlenstoff und Silicium als Elemente ausgesprochenen Nichtmetallcharakter besitzen, gehört elementares Germanium bereits zu den Metallen. Es ist ein grauweißes, glänzendes, sehr sprödes Metall. Gegen Luftsauerstoff ist es relativ beständig, lediglich bei Rotglut wird es durch Sauerstoff zu Germaniumdioxid oxydiert. Ebenso erfolgt die Oxydation zum Dioxid bei Einwirkung von heißer konzentrierter Schwefelsäure, Sal­petersäure und anderer oxydierend wirkender Säuren. In Salzsäure ist Ger­manium nicht löslich, wohl aber in Königswasser. Von Alkalilaugen wird es fast nicht angegriffen. Das Germanium kristallisiert in Form von Oktaedern im Diamantgitter und leitet den elektrischen Strom. Es gehört zu den Halbleitern, da seine elektrische Leitfähigkeit durch Störstellen im Gitter zustande kommt.

 

Text 6

 

Aluminium

Aluminium steht hinsichtlich seines Vorkommens unter allen Elementen an dritter, unter den Metallen an erster Stelle. Es findet sich hauptsächlich in der Form von Doppelsilikaten, so in den Feldspäten und Glimmern, und in deren Verwitterungsprodukt, dem Ton. Nie findet sich Aluminium gediegen.

Aluminium wurde erstmals 1827 von Friedrich Wöhler durch Reduktion von Aluminiumchlorid A1C1₃ mit Kalium dargestellt.

Aluminium ist ein silberweißes Leichtmetall. Es ist sehr dehnbar. Das Leitvermögen für Wärme und Elektrizität ist gut, das spezifische elektrische Leitvermögen beträgt etwa 60% von dem des Kupfers, das Wärmeleitvermögen ist bei gewöhnlicher Temperatur etwa dreimal so groß wie das des Schmiedeeisens. Die Bildungswärme des A1₂O₃ zeigt, dass Aluminium eine große Affinität zum Sauerstoff hat. Trotzdem ist reines Aluminium an der Luft ziemlich beständig, da es sich mit einer dünnen Oxidhaut überzieht, die sehr dicht ist und deshalb das darunterliegende Metall vor weiterer Oxydation schützt. Die Beständigkeit des Aluminiums gegen Wasser, Wasserdampf und gegen oxydierende Säuren ist deshalb auf die Bildung schützender Oxid- bzw. Hydroxidschichten zurückzuführen.

Feinverteiltes Aluminium verbrennt an der Luft beim Erhitzen unter star­ker Wärmeentwicklung mit glänzendem Licht zu Aluminiumoxid.

 

Text 7

 

Indium

UdSSR, Finnland, Japan, Schweden, USA, Peru und Kanada - das ist eine unvollständige Aufzählung der Länder, die Indiumlagerstätten bеsitzen. Dessen ungeachtet hatte noch 1924 der Weltvorrat an metallischem Indium eine Masse von lediglich 1 g.

Dafür gibt es einige Gründe. Das sind erstens die physikalisch-mechanischen Eigenschaften des Indiums. Indium ist sehr eigentümlich, unverwechselbar und - wie man damals glaubte - nutzlos. Zweitens ist es keine leicht zu lösende Aufgabe, das Indium aus Mineralien zu gewinnen. Indium ist ein sehr zerstreut auftretendes Element.

In keinem der Minerale liegt der Indiumgehalt über wenigen Zehntel Prozent. So können wir sagen: Minerale, die Indium enthalten, gibt es viele, doch Indium enthalten sie alle nur sehr wenig.

Auch in gediegener Form kommt Indium nicht vor, obwohl es unter Normalbedingungen vom Luftsauerstoff nicht oxydiert wird und überhaupt eine beträchtliche chemische Beständigkeit aufweist. Der außerordentlich hohe Dispersionsgrad des Indiums ist auch der Grund dafür, dass es erst in der zweiten Hälfte des 19. Jahrhunderts entdeckt wurde. Beweis für die Entdeckung des Elements war eine charakteristische blaue Linie im Spektrum.

 

Text 8

Gallium

Vom Element mit der Ordnungszahl 31 wissen die meisten Leser, dass es eines der drei Elemente ist, die D.I. Mendelejew vorhergesagt und am ausführlichsten beschrieben hat. Außerdem weiß man noch, dass Gallium ein sehr leichtschmelzendes Metall ist, um Gallium in eine Flüssigkeit zu verwandeln, genügt die Wärme unserer Hand.

Übrigens ist Gallium nicht etwa das leichtestschmelzende Metall (selbst dann nicht, wenn man das Quecksilber außer Betracht lässt). Seine Schmelztemperatur beträgt 29,75°C, während Zäsium bei 28,5°C schmilzt. Man sollte aber Zäsium, wie überhaupt jedes Alkalimetall, lieber nicht in die Hand nehmen, und so lässt sich Gallium natürlich leichter auf der Handfläche schmelzen als Zäsium.

Mendelejew hatte die Eigenschaften des Galliums fünf Jahre vor dessen Entdeckung vorhergesagt. Der geniale russische Chemiker legte seiner Vorhersage die Gesetzmäßigkeiten der Eigenschaftsänderungen in den Gruppen des Periodensystems zugrunde. Doch auch für Lecoq de Boisbaudran war die Entdeckung des Galliums mehr als ein glücklicher Zufall. Der talentierte Spektralanalytiker hatte bereits 1863 Gesetzmäßigkeiten in der Änderung der Spektren von Elementen entdeckt, die sich in ihren Eigen­schaften nahestehen. Beim Vergleich der Spektren von Indium und Alumi­nium kam Lecoq de Boisbaudran zu dem Schluss, dass diese Elemente möglicherweise einen „Kollegen" haben könnten, dessen Spektrallinien einen „Lücke" im kurzwelligen Teil des Spektrums ausfüllen. Genau diese fehlende Linie suchte und fand er im Spektrum der Zinkblende aus Pierrefitte.

Die Schmelztemperatur des Galliums liegt ungewöhnlich niedrig, sie be­trägt nur 1/5 der Schmelztemperatur des Indiums. Die Erklärung liegt in der ungewöhnlichen Kristallstruktur des Galliums. Sein Kristallgitter wird nicht aus einzelnen Atomen gebildet wie bei den „normalen" Metallen, sondern aus zweiatomigen Molekülen. Die Ga₂-Moleküle sind sehr stabil und bleiben sogar bei Überführung des Galliums in den flüssigen Zustand erhalten. Untereinander sind diese Moleküle nur durch die schwachen von der Waalsschen Kräfte verbunden, zu deren Überwindung wenig Energie benötigt wird.

Mit der Zweiatomigkeit der Moleküle sind noch einige weitere Eigenschaf­ten des Elements Nummer 31 verknüpft. Gallium ist im flüssigen Zustand dichter und schwerer als im festen. Auch die elektrische Leitfähigkeit des flüssigen Galliums ist größer als die des festen.

Äußerlich ähnelt das Gallium am ehesten dem Zinn. Es ist ein silberweißes weiches Metall, das an der Luft nicht oxydiert und nicht dunkel wird. Seinen chemisches Eigenschaften nach steht das Gallium dem Aluminium nahe. Wie das Aluminium enthält es auch drei Elektronen auf der Außenschale. Es reagiert wie das Aluminium selbst in der Kälte mit Halogenen (ausgenommen Jod). Beide Metalle sind in Schwefel- und Salzsäure leicht löslich, und beide reagieren unter Bildung amphoterer Hydroxide mit Basen.

Allerdings gibt es in den chemischen Eigenschaften zwischen Gallium und Aluminium auch Unterschiede. Von trockenem Sauerstoff wird Gallium erst bei einer Temperatur über 260°C merklich oxydiert, während Alumini­um sehr rasch vom Sauerstoff angegriffen wird, wenn man es seiner schützenden Oxidhaut beraubt. Mit Wasserstoff bildet Gallium Hydride, die den Borhydriden ähneln. Aluminium dagegen vermag den Wasserstoff nur zu lösen, kann jedoch nicht mit diesem in Reaktion treten.

Daneben ähnelt das Gallium noch dem Quarz und dem Wasser, dem Quarz wegen seiner elektrischen und thermischen Anisotropie. Der elektrische Widerstand von Galliumkristallen ist davon abhängig, längs welcher Achse der Stromfluss erfolgt. Das Verhältnis zwischen Maximum und Mini­mum des elektrischen Widerstandes erreicht den Wert 7 und liegt damit höher als hei jedem anderen Metall. Das gleiche gilt für den Temperaturausdehnungskoeffizienten. Die Werte dieses Koeffizienten verhalten sich in Richtung der drei kristallographischen Achsen (Galliumkristalle sind rhombisch) wie31:16:ll.

Dem Wasser ähnelt Gallium dadurch, dass es beim Übergang in den festen Zustand eine Volumenzunahme zeigt. Diese Volumenzunahme ist recht merklich und beträgt 3,2%. Allein die hier erwähnte Kombination so widersprüchlicher Eigenschaften deutet auf die unwiederholbare Individualität des Elements Nummer 31 hin.

Außerdem besitzt Gallium eine ganze Reihe von Eigenschaften, die man bei keinem anderen Element findet. Einmal geschmolzen, kann es viele Monate hindurch im unterkühlten Zustand, d.h. bei einer Temperatur unterhalb seines Schmelzpunktes, verharren. Gallium ist das einzige Metall, das über den ungeheuer großen Temperaturbereich von 30 bis 2233°C eine Flüssigkeit bleibt, deren Flüchtigkeit minimal ist. Selbst im Hochvakuum tritt erst ab 1000°C eine merkliche Verdampfung ein. Im Unterschied zum festen und flüssigen Metall ist dampfförmiges Gallium einatomig. Der Übergang: Ga_2«2Ga erfordert einen sehr großen Energieaufwand, woraus sich die schwere Flüchtigkeit des Galliums erklärt. Das große Temperaturintervall, innerhalb dessen Gallium flüssig bleibt, bil­det die Grundlage einer der bedeutendsten technischen Anwendungen des Elements Nummer 31.

 

Text 9

Jod

Jod ist ein chemisches Element der 7. Hauptgruppe des Periodensystems mit der Ordnungszahl 53 und dem Atomgewicht 126,9044. Es ist ein Halo­gen. Unter den allgemeinbekannten Halogenen ist es das schwerste, nur das radioaktive kurzlebige Astat ist schwerer. Praktisch handelt es sich bei dem natürlichen Jod um Atome eines einzigen Isotops mit der Massenzahl 127. Das radioaktive Jod mit der Massenzahl 125 entsteht bei der spontanen Uranspaltung. Von den künstlichen Jodisotopen sind ¹³¹J am wichtigsten; sie werden in der Medizin verwendet.

Wie bei den übrigen Halogenen besteht das Jodmolekül aus zwei Atomen. Jod ist das einzige Halogen, das sich unter Normalbedingungen im festen Zustand befindet. Die schönen dunkelgrauen Jodkristalle ähneln sehr dem Graphit. Die deutlich ausgeprägte Kristallstruktur, die Fähigkeit, den elektrischen Strom zu leiten -- alle diese „metallischen" Eigenschaften sind fürreines Jod charakteristisch.

Doch im Unterschied zu Graphit und den meisten Metallen geht Jod sehr leicht in den gasförmigen Zustand über. Es lässt sich sogar leichter verdampfen als verflüssigen.

Um Jod zu schmelzen, braucht man nur eine relativ niedrige Temperatur. Außerdem muss der Partialdruck der Joddämpfe über den schmelzenden Kristallen mindestens eine Atmosphäre betragen. Mit anderen Worten, Jod lässt sich zwar in einem Enghalskolben schmelzen, in einem offenen Labortiegel dagegen nicht. In diesem Fall kann der notwendige Joddampfdruck nicht entstehen, und das Jod sublimiert bei Erwärmung, d.h., es geht unter Umgehung des flüssigen Zustandes in den gasförmigen über. Übrigens liegt die Siedetemperatur von Jod nur wenig über seiner Schmelztemperatur, sie beträgt 184,35°C.

Freilich tritt Jod im Vergleich zu den übrigen Elementen nicht nur durch die Leichtigkeit hervor, mit der es sich in den gasförmigen Zustand überführen lässt.

Sehr merkwürdig ist auch seine Wechselwirkung mit dem Wasser. Die Löslichkeit von elementarem Jod in Wasser ist nicht groß. Bei 25°C sind es nur 0,3395 g/1. Trotzdem kann man eine beträchtlich stärker konzentrierte wässrige Lösung des Elements Nummer 53 erhalten, indem man den gleichen im Grunde primitiven Trick benutzt, den auch die Mediziner verwenden, wenn sie Jodtinktur (eine 3- oder 5%ige alkoholische Jodlösung) längere Zeit aufbewahren wollen. Damit sich das Jod aus der Jodtinktur nicht verflüchtigt, versetzt man mit einer kleinen Menge Kaliumjodid KJ. Dieser Stoff ermöglicht auch die Herstellung jodreicher wässriger Lösungen; man mischt Jod mit einer nicht allzu sehr verdünnten Kaliumjodidlösung.

In wässriger Lösung sind die Jodidionen in der Lage, elementares Jod anzulagern, wodurch das rotbraune Kaliumtrijodid entsteht. Kaliumjodid kann auch noch eine größere Zahl von Jodmolekülen anlagern, wobei sich verschiedene Verbindungen bis zum KJ₉ bilden. Man bezeichnet diese Stoffe als Polyjodide. Polyjodide sind instabil. Darum enthalten ihre Lösungen stets auch elementares Jod.

In vielen organischen Lösungsmitteln wie Schwefelkohlenstoff, Kerosin, Alkohol, Benzol, Äther, Chloroform ist Jod leichtlöslich. Allerdings ist die Färbung von Jodlösungen in organischen Lösungsmitteln uneinheitlich. In Schwefelkohlenstoff löst sich Jod mit violetter Farbe, in Alkohol dagegen mit brauner.

Violettgefärbte Jodlösungen leiten den elektrischen Strom, da die J₂-Moleküle teilweise in J⁺-und J--Ionen dissoziieren. Seine Hauptwertigkeiten sind - 1 (solche Verbindungen heißen Jodide), +5 (Jodate) und +7 (Perjodate). Bekannt sind allerdings auch Jodverbindungen, in denen es die Wertigkeiten +1 und +3 betätigt und so in der Rolle eines einwertigen bzw. dreiwertigen Metalls auftritt. Es gibt auch eine Jodsauerstoffverbindung, in der das Element Nummer 53 achtwertig ist, JO_4.

Meist jedoch betätigt Jod, wie es sich für ein Halogen gehört (das auf der äußeren Elektronenschale mit sieben Elektronen bestückt ist), die Wertigkeit -1. Ebenso wie die anderen Halogene ist es recht aktiv und reagiert mit den meisten Metallen unmittelbar. Selbst das edle Silber ist gegen die Wirkung von Jod nur bei einer Temperatur bis 50°C beständig. Allerdings steht es hinter dem Chlor und dem Brom zurück, vom Fluor ganz zu schweigen. Einige Elemente wie Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Schwefel und Selen gehen keine unmittelbare Reaktion mit Jod ein.

 

Text 10

Astat

Astat ist das fünfte Halogen und das am wenigsten verbreitete Element auf unserem Planeten, natürlich ohne Berücksichtigung der Transurane. Eine Überschlagsrechnung zeigt, dass in der gesamten Erdrinde nur etwa 30 g Astat enthalten sind, dabei ist diese Schätzung noch sehr optimistisch. Sta­bile Isotope besitzt das Element Nummer 85 nicht, und das langlebige radioaktive Isotop hat eine Halbwertszeit von 8,3 Stunden, d.h., von dem As­tat, das am Morgen erzeugt wurde, ist abends nicht einmal mehr die Hälfte übrig.

Der Name Astat, der aus dem Griechischen stammt und das Unbeständige bedeutet, spiegelt also die Natur dieses Elements treffend wider. Was aber könnte das Astat dann interessant machen, und lohnt es sich überhaupt, Zeit und Mühe auf seine Erforschung zu verwenden? Es lohnt sich, weil Astat ebenso wie Technetium und Franzium im vollen Sinne dieses Wortes vom Menschen geschaffen wurde und weil die Erforschung dieses Elements viel Wissenswertes ergibt, vor allem für die Erkenntnis der Gesetzmäßigkeiten in der Änderung der Elementeigenschaften innerhalb des Periodensystems. Während es in bestimmten Fällen metallische Eigenschaften zeigt, verhält sich Astat anderseits wie ein Nichtmetall und stellt damit eines der merkwürdigsten Elemente dar.

 

Lexikalische Aufgaben

Füllen Sie die Lücken aus:

A	F
B	G
C	H
D	I
E	J

Aufgabe 1

Quecksilber ist A, glänzend und als einziges B bei Zimmertemperatur C; in festem D ist es weich und dehnbar. Die thermische E des Quecksilbers ist beträchtlich. In reinem Zustand ist Quecksilber bei F Temperatur beständig. An trockener G wird Quecksilber bei gewöhnlicher Temperatur nicht H an I Luft überzieht sich unreines Quecksilber rasch mit einem J Oxidhäutchen.

 

 

flüssig	gewöhnlicher	grauen	feuchter	Zustand
Ausdehnung	oxydiert	silberweiß	normaler	Luft

 

A	F
B	G
C	H
D	I
E	J

Aufgabe 2

Sehr leicht A Quecksilber mit den Halogenen und B. Quecksilber bildet mit einer Vielzahl von Metallen C, die Amalgame. Das Quecksilber gibt bereits bei D dämpfe ab, die zu Vergiftungen führen E. Ebenso sind alle F Quecksilberverbindungen sehr G. Schon sehr geringe Quecksilberkonzentrationen in der H rufen bei einer längeren Einwirkung auf den I akute oder J Vergiftungen hervor.

 

 

Menschen	können	Luft	vereinigt sich	chronische
löslichen	giftig	Schwefel	Legierungen	Zimmertemperatur

 

A	F
B	G
C	H
D	I
E	J

Aufgabe 3

Schwefelsäure setzt sich aus A und dem zweiwertigen B SO4 zusammen. Man stellt die C durch die D des Schwefeldioxyds SO2 zu E SO3. Die Oxydation bewirkt man durch das F. Platin G nicht an der Verbindung. Daher H Platin als I oder Kontaktstoff. Das Verfahren heißt darum J.

 

 

Platinmetall	Katalysator	Wasserstoff	Säurerest	beteiligt sich
Kontaktverfahren	wirkt	Schwefeltri-oxyd	Schwefelsäu-re	Oxydation

 

A	F
B	G
C	H
D	I
E	J

Aufgabe 4

Phosgen ist ein sehr A, farbloses Gas. Technisch B man Phosgen aus C und Chlor in Gegenwart von D als Katalysator. Es wird E verwendet, z.B. als Vorprodukt für F Farbstoffe, für die G von Chlorameisensäureestern zur Herstellung von H und Kunststoffen. Seit dem 1. I ist Phosgen als chemischer Kampfstoff J.

 

Weltkrieg	Holzkohle	bekannt	Kohlenmon-oxid	Arzneimit-telm
vielfältig	gewinnt	wichtige	giftiges	Synthese

A	F
B	G
C	H
D	I
E	J

Aufgabe 5

Mit A reagiert Thallium B bei gewöhnlichen C. In den D vereinigt es sich auch mit Schwefel E und Tellur. Mit Bor und Silicium F sich Thallium G. Thallium H nicht mit molekularem I, ferner nicht mit Stickstoff und Kohlendioxid. Auch löst es sich nicht in J Ammoniak.

 

schon	Selen	reagiert	Wasserstoff	flüssigem
nicht	Wärme	Halogenen	verbindet	Temperatur

A	F
B	G
C	H
D	I
E	J

Aufgabe 6

Der Sauerstoff ist ein A Element aus der 4. B des Periodensystems. Der Sauerstoff kommt in die C frei und gebunden vor. Er ist das am häufigsten D Element. Sauerstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses E. durch Tiefkühlung lässt er sich zu einer bläulich gefärbten F verdichten. Bei normalen GS ist der Sauerstoff ein ziemlich reaktionsträges H, jedoch verbindet er sich bei I Temperatur mit vielen J.

 

 

Gas	höherer	Flüssigkeit	Element	vorkommende
Grundstoffen	Natur	Hauptgruppe	chemisches	Temperatur

 

A	F
B	G
C	H
D	I
E	J

Aufgabe 7

Jod ist ein A Element der 7. Hauptgruppe des B mit der Ordnungszahl 53 und dem C 126,9. Es ist ein D. Unter den Halogenen ist es das E. Wie bei den übrigen Halogenen F das Jodmolekül aus einem Atom. Jod ist das G Halogen, das sich unter Normalbedingungen im festen H befindet. Die deutlich ausgeprägte Kristallstruktur, die Fähigkeit, den elektrischen I zu leiten – alle diese „metallischen“ Eigenschaften sind für reines Jod nicht J.

 

 

einzige	Strom	charakteris-tisch	Halogen	Atomgewicht
Zustand	Periodensys-tems	schwerste	besteht	chemisches

A	F
B	G
C	H
D	I
E	J

Aufgabe 8

Nicht nur die Mediziner interessieren sich für das A. auch Geologen und Botaniker ebenso wie B und Metallurgen beschäftigen sich damit. Ähnlich den anderen C bildet Jod eine Vielzahl jodorganischer D, die auch in einigen E enthalten sind. Jodverbindungen werden in der Film- und F zur Herstellung bestimmter G bzw. Des entsprechenden Plattenmaterials H. Als Katalysator I man Jod bei der Produktion aller J.

 

Halogenen	Spezial- emulsionen	benutzt	Jod	Synteseka-utschukarten
Fotoindustrie	Chemiker	Farbstoffen	Verbindungen	verwendet

A	F
B	G
C	H
D	I
E	J

Aufgabe 9

Wilhelm Conrad Röntgen A am 24. März 1845 in einer B Stadt Lennep geboren. Es war das einzige C seiner Eltern. Seine Familie siedelte D in die Niederlande über, wo er E Gymnasium besuchte. F Herbst 1865 wurde er G der mechanisch-technischen H der Technischen Hochschule Zürich I. Hier unterrichteten J bekannte deutsche Mathematiker.

 

Kind	später	das	im	wurde
Abteilung	kleinen	an	viele	immatrikuliert

 

Подписано в печать 3.05.07

Усл. печ.л.1,9. Тираж 10 экз. Заказ №211