Grundlagen der physikalisch-organischen Chemie. Physikalische und organische Chemie (FOCh) Physikalische organische Chemie

Ist ein langes Leben eines freien Teilchens in unfreier Materie möglich?

Möglich. Es ist ein stabiles freies Radikal. Sie wurden im Rahmen der physikalischen organischen Chemie entdeckt, die sich mit allgemeinen Fragen der organischen Chemie befasst und dabei besonderes Augenmerk auf die Untersuchung der Mechanismen organischer Reaktionen sowie der quantitativen Beziehung zwischen der chemischen Struktur organischer Verbindungen, ihren Eigenschaften und legt Reaktivität.
Eine der Errungenschaften ist die Entdeckung und praktische Nutzung stabiler freier Radikale (eine Art Molekül oder Atom, das zur unabhängigen Existenz fähig ist und ein oder zwei ungepaarte Elektronen besitzt).

Die Stabilität freier Radikale wird durch sogenannte sterische Hinderungen (sterische Hinderungen) erleichtert, wenn das Atom, auf dem das ungepaarte Elektron lokalisiert ist, durch nahe gelegene sperrige Substituenten zuverlässig von anderen Reagenzien abgeschirmt ist. Es ist wie bei einem einzelnen Menschen in einer Menschenmenge – es scheint, als ob er frei gehen kann, wohin er will – aber nein, Ihre Umgebung hält Sie zurück!
Es wurden Methoden zur Synthese und Technologie zur Herstellung stabiler Nitroxylradikale der Imidazolinreihe und ihrer Vorläufer entwickelt, die als Spinmarkierungen, Sonden und Fallen in der wissenschaftlichen Forschung und Industrie eingesetzt werden. Radikale werden durch paramagnetische Elektronenresonanz (EPR) in Konzentrationen von 10 (hoch -10) Molprozent bestimmt.

Die technischen und wirtschaftlichen Vorteile der entwickelten Nitroxylradikale der Imidazolinreihe werden durch ihre Einzigartigkeit bestimmt (es gibt keine natürlichen Analoga), die ihre Verwendung als Indikatoren für die Bewegung von Lagerstättenflüssigkeiten (Ölförderung), versteckte Markierungen usw. ermöglicht . Stabile freie Radikale werden in verschiedenen Bereichen der Wissenschaft und Technik eingesetzt:

In der Medizin und Biologie werden meist stabile Nitroxylradikale als Spinlabel verwendet. Alle Moleküle von Spinmarkierungen enthalten trotz der Vielfalt ihrer chemischen Struktur in der Regel das gleiche paramagnetische Fragment – ​​ein chemisch stabiles Nitroxylradikal (>N-O*). Auf diesem Radikal ist ein ungepaartes Elektron lokalisiert, das als Quelle des ESR-Signals dient. Die konkrete Wahl der Spinlabels wird durch das Forschungsproblem bestimmt. Um beispielsweise Konformationsumlagerungen von Proteinen mithilfe von Spin-Tags zu überwachen, werden Tag-Moleküle normalerweise an bestimmte Regionen des Proteins „genäht“. In diesem Fall muss die Spinmarkierung eine spezielle Reaktionsgruppe enthalten, die eine kovalente chemische Bindung mit den Aminosäureresten des Proteinmoleküls eingehen kann.

Um die Eigenschaften künstlicher und biologischer Membranen zu untersuchen, werden üblicherweise lipidlösliche Spinlabels verwendet, die in die Lipidschicht der Membran eingebaut werden können:
- als Spin-pH-Sonden zur Messung des pH-Wertes in Zellorganellen;
- bei der Untersuchung der Prozesse des Ionentransfers durch Membranen;
- um die Lokalisierung von Arzneimitteln oder anderen Arzneimitteln in Organen oder Geweben zu bestimmen.

In der analytischen Chemie und Geophysik:
- um Chelatbildner zu schaffen, die sich an Metalle binden können;
- als Indikatoren mit niedriger Nachweisschwelle (z. B. anstelle von Tritium oder organischen Farbstoffen bei der Erdölexploration und -förderung, anstelle von fluoraromatischen Säuren bei der Analyse der Grundwasserbewegung).
In anderen Branchen zur verdeckten Anbringung von Etiketten an Kraftstoffen, Alkoholen usw.

Das Institut für Organische und Physikalische Chemie des Kasachischen Wissenschaftszentrums der Russischen Akademie der Wissenschaften (Kasan) ist in Betrieb. Sie können lesen: Gammet L. Grundlagen der physikalisch-organischen Chemie. Geschwindigkeiten, Gleichgewichte und Reaktionsmechanismen. M.: Mir, 1972.

Die Abteilung für physikalische und organische Chemie der USPTU entstand als Ergebnis der Fusion der Abteilungen für physikalische und organische Chemie im Jahr 1983. Die Geschichte der Abteilung für Physikalische Chemie lässt sich bis ins Jahr 1947 zurückverfolgen, als zum ersten Mal Studenten des dritten Studienjahres der Ufa-Zweigstelle des Moskauer Erdölinstituts nicht zur Fortsetzung ihres Studiums nach Moskau geschickt wurden. Um die Laborarbeit in diesen Jahren zu organisieren, wurde an der Abteilung eine Glasbläserwerkstatt eingerichtet, die die Einführung verschiedener glaschemischer Geräte in die Laborwerkstatt erheblich beschleunigte. Über mehrere Jahre hinweg wurden Arbeiten zur physikalischen und kolloidalen Chemie durchgeführt. Ein großes Lob dafür gebührt dem Oberlehrer Lyubov Nisovne Pirkis. Der Chefingenieur des Dubitel-Werks, D. M. Rapoport, wurde eingeladen, Vorlesungen über physikalische Chemie zu halten, der sich dann dem Personal des Instituts anschloss und dort bis zu seiner Pensionierung arbeitete. Die Abteilung für Physikalische Chemie erhielt ihren offiziellen Namen im Jahr 1951, als Professor Boris Wassiljewitsch Klimenok, der die Abteilung 32 Jahre lang bis zu ihrer Neuorganisation im Jahr 1983 leitete. Zum Zeitpunkt der Gründung der Abteilung wurde die pädagogische und wissenschaftliche Arbeit von 8 Mitarbeitern durchgeführt. Unter der Leitung von Professor B.V. Klimenok begann die Abteilung mit der wissenschaftlichen Forschung zur Entparaffinierung von Dieselkraftstoffen mit Harnstoff. Umfangreiche Forschung ermöglichte die Entwicklung eines Entparaffinierungsprozesses mit Wasser-Ethanol-Lösungen von Harnstoff und den Bau einer Pilotanlage in der Ufa-Ölraffinerie. Industrielle Pilotergebnisse bewiesen, dass das Verfahren tatsächlich möglich ist. Große Verluste an Alkohol und Harnstoff machten das Verfahren jedoch unwirksam. Die Abteilung wechselte eigenständig dazu, die Entparaffinierung von Dieselkraftstoffen mit einer Wasser-Harnstoff-Suspension zu untersuchen.

Mit ... anfangen 1954 Jahr sind Doktoranden in wissenschaftliche Arbeiten eingebunden. Der Ingenieur A. T. Zemlyansky hat viel Mühe in die Entwicklung einer wässrigen Version der Harnstoff-Entparaffinierung und die praktische Umsetzung des Prozesses gesteckt. Er war ein Mann mit „goldenen Händen“ und einem hervorragenden technischen Verstand. Er führte selbständig Arbeiten an einer Drehmaschine aus, führte Schweiß- und Metallarbeiten durch. Man kann davon ausgehen, dass eine große Pilotanlage zur Entparaffinierung von Erdölfraktionen mit Harnstoff, die in der mechanischen Werkstatt des Instituts gebaut wurde, die Idee von A. T. Zemlyansky ist. Zusammen mit der Pilotanlage wurde im National Oil Refinery Plant eine halbindustrielle Anlage gebaut. Aus verschiedenen Gründen wurde diese Anlage jedoch eingestellt und die Entwicklung des Verfahrens wurde hauptsächlich in der Pilotanlage des Instituts fortgesetzt. Die Möglichkeit neuer Prozessoptionen wurde untersucht. Dissertationen zu diesem Thema wurden von Z. V. Basyrov, F. A. Chegodaev, A. M. Syrkin, A. A. Krasnov, T. S. Kamkina, P. O. Ivanov, V. G. Abdula, R. M Abzalov verteidigt. Die Erweiterung der Abteilung erfolgte im Jahr 1968, als sie sich der Forschung zur Herstellung von Kohlenstoffmaterialien mit bestimmten Eigenschaften auf der Basis von Erdölprodukten und der Verwendung von Schwefelsäureabfällen aus Ölraffinerien widmete. Zu diesem Thema wurden 7 Kandidatendissertationen verteidigt. Hervorzuheben ist die Arbeit von A. A. Senko, der sowohl den Laborworkshop als auch die gesamte Berichterstattung in der Abteilung tadellos durchgeführt hat. Derzeit wird diese Arbeit vom Ingenieur G. G. Medvedeva fortgeführt. Sie ist nicht nur für die vollständige Bereitstellung von Laborwerkstätten verantwortlich, was in unserer Zeit nicht einfach ist, sondern auch für die Verwaltung der Abteilungsangelegenheiten und die Organisation öffentlicher Veranstaltungen.

Auch die Abteilung für Organische Chemie geht auf das Jahr 1947 zurück. Im Laufe der Jahre wurde die Abteilung neu organisiert und mit anderen Abteilungen zusammengelegt.

IN 1974 Jahr wurde die Abteilung wieder unabhängig, sie wurde von Professor R. B. Valitov geleitet. Unter seiner Führung begann sich die wissenschaftliche Forschung auf dem Gebiet der petrochemischen und schweren organischen Synthese zu entwickeln. Die außerordentlichen Professoren M. G. Safarov, D. M. Torikov, R. V. Faskhutdinova und A. I. Naimushin leisteten einen großen Beitrag zur methodischen Arbeit der Abteilung. Der außerordentliche Professor M. G. Safarov gründete zusammen mit dem Akademiker V. I. Isagulyants eine Schule für Chemie der 1,3-Dioxane. Kandidaten- und Doktorarbeiten in diesem Bereich wurden von D. L. Rakhmankulov, U. B. Imashevm, E. A. Kantor, S. S. Zlotsky und anderen verteidigt.

Es ist unmöglich, den großen Beitrag zur Organisation eines Laborworkshops in organischer Chemie von einem der ältesten Laborassistenten der Universität, T.V. Grigorieva, den Laborleitern R.T. Zinatullin und I.N. Gilmanov, die haben arbeiten seit vielen Jahren in der Abteilung, R. A. Bikimbetov, G. D. Vorshev.

IN 1981 Jedes Jahr wird ein Professor zum Leiter der Abteilung gewählt Ural Bulatovich Imashev. Nach dem Zusammenschluss der Abteilungen für physikalische und organische Chemie leitete Professor U. B. Imashev die Abteilung weiterhin. Mit seiner Ankunft intensivierten sich die Forschungsarbeiten zu vielversprechenden Technologien zur Verarbeitung von Schwerölrohstoffen. Die Entwicklung und Erweiterung dieser Richtung führte zur Gründung einer wissenschaftlichen Schule, deren Ergebnis neue, beispiellose Technologien zur Verarbeitung von Ölrückständen im Wellenfeld waren. Ausgehend von Schwefelkohlenstoff und Disulfid wurden originelle Methoden zur Synthese verschiedener funktionell substituierter Mono-, Di- und Trithiocarbonate entwickelt. Ihre Eigenschaften und Umwandlungen in verschiedenen chemischen Reaktionen wurden untersucht. Zu Organoschwefelthemen wurden in der Abteilung drei Dissertationen der Kandidaten verteidigt (R. F. Mavlyutov, N. T. Chanyshev, R. F. Ishteev). Associate Professor S.M. leistete einen gewissen Beitrag zum wissenschaftlichen Potenzial der Abteilung. Kalaschnikow über die Synthese von Acetalen und Schwefeloxidderivaten. Das wissenschaftliche Potenzial der Abteilung ist mit der Ankunft von Professor E.M. Kuramshin deutlich gewachsen. Er entwickelte eine kinetische Richtung im Studium der Chemie der Acetale. Professor E.M. Kuramshin leitet Arbeiten auf dem Gebiet der oxidativen Umwandlungen organischer Verbindungen sowie der Kinetik und Mechanismen chemischer Reaktionen. In den letzten fünf Jahren hat die Abteilung Forschungsarbeiten im Wert von 1.800.000 Rubel abgeschlossen.

Die von außerordentlichem Professor A.I. Naimushin entwickelten Flussdiagramme wurden in den Laborunterricht in organischer Chemie eingeführt. Professor E.M. Kuramshin veröffentlichte methodische Empfehlungen für Laborarbeiten in der physikalischen und kolloidalen Chemie anhand eines Flussdiagramms und ein Problembuch zur physikalischen Chemie. Professor E. M. Kurashin, die außerordentlichen Professoren O. P. Zhurkin und O. B. Zvorygina veröffentlichten einen Laborworkshop zur physikalischen Chemie.

Professor U. B. Imashev veröffentlichte das Lehrbuch „Grundlagen der organischen Chemie“ – M.: Kolos, 2011. – S.-464 S. und „Laborworkshop für organische Chemie“. – Ufa: USNTU, 2009.-236p. Zusammen mit außerordentlichem Professor S. M. Kalaschnikow, außerordentlichem Professor N. T. Chanyshev und Professor E. A. Udalova veröffentlichte er ein Lehrbuch „Probleme und Übungen in der organischen Chemie“ Ufa: USNTU, 2011. - 236 S. In Zusammenarbeit mit außerordentlichem Professor O.P. Zhurkin wurde ein Lehrbuch „Physikalische und chemische Methoden zur Analyse organischer Verbindungen“ veröffentlicht: - USNTU, 2009. - 211 S.

In den letzten fünf Jahren haben Lehrer und Mitarbeiter der Abteilung 12 Lehrbücher und Lehrmittel, 7 Monographien, 135 wissenschaftliche Artikel veröffentlicht, 19 Patente und 3 Zuschüsse erhalten.

Seit Lavoisiers Zeiten konnten Chemiker vorhersagen, in welche Richtung bestimmte schnelle Ionenreaktionen relativ kleiner Moleküle verlaufen würden, und diese Reaktionen für die praktische Anwendung modifizieren. Das Studium komplexer Moleküle war viel schwieriger. Auch langsame Reaktionen organischer Verbindungen waren deutlich schwieriger zu analysieren. Oftmals können Reaktionen mehrere Wege nehmen, und der Chemiker konnte die Reaktion nur durch sein Geschick als Experimentator und seine Intuition auf den gewünschten Weg lenken, und nicht durch ein tiefes Verständnis des Prozesses.
Mit dem Aufkommen des elektronischen Atommodells konnten organische Chemiker einen neuen Blick auf ihr Forschungsgebiet werfen. Ende der 20er Jahre des 20. Jahrhunderts. Der englische Chemiker Christopher Ingold (1893-1970) und eine Reihe anderer Chemiker versuchten, organische Reaktionen vom Standpunkt der Theorie der Atomstruktur aus zu betrachten und erklärten die Wechselwirkung von Molekülen durch den Übergang von Elektronen. In der organischen Chemie wurden Methoden der physikalischen Chemie intensiv genutzt. Die physikalische organische Chemie wurde zu einer wichtigen Disziplin.
Versuche, organische Reaktionen nur als Ergebnis der Elektronenbewegung zu interpretieren, führten jedoch nicht zu großem Erfolg.
Im ersten Viertel des 20. Jahrhunderts, seit der Entdeckung des Elektrons, galt es als erwiesen, dass das Elektron eine sehr kleine, harte Kugel war. Allerdings präsentierte der französische Physiker Louis Victor de Broglie (geb. 1892) 1923 eine theoretische Begründung dafür, dass Elektronen (und alle anderen Teilchen) Welleneigenschaften haben. Bis Ende der 20er Jahre des 20. Jahrhunderts. Diese Hypothese wurde experimentell bestätigt.
Pauling (der als erster darauf hinwies, dass Moleküle von Proteinen und Nukleinsäuren eine Spiralform haben, siehe Kapitel 10) entwickelte Anfang der 30er Jahre Methoden, die es ermöglichten, die Wellennatur von Elektronen bei der Betrachtung organischer Reaktionen zu berücksichtigen.
Er schlug vor, dass die Sozialisierung eines Elektronenpaares (nach Lewis und Langmuir) als Wechselwirkung von Wellen oder als Überlappung von Elektronenwolken interpretiert werden kann. Die chemische Bindung, die in Kekules Strukturtheorie als Merkmal dargestellt wird, entspricht in den neuen Konzepten dem Bereich maximaler Überlappung von Elektronenwolken. Es stellte sich heraus, dass die Überlappung von Elektronenwolken manchmal nicht nur in einer einzigen Richtung erfolgt, was in der Strukturformel durch eine Valenzbindung dargestellt wird. Mit anderen Worten: Die wahre Struktur eines Moleküls kann nicht einmal annähernd durch eine einzelne Strukturformel dargestellt werden. Es kann jedoch als Zwischenprodukt zwischen mehreren hypothetischen Strukturen betrachtet werden, als ein „resonanter Hybrid“ dieser Strukturen. Es ist wichtig zu beachten, dass die Energie eines solchen realen Moleküls niedriger ist, als man auf der Grundlage aller anderen erwarten würde
? .g,p.
eine separate resonante „klassische“ Struktur. Man sagt, dass solche Moleküle „durch Resonanz stabilisiert“ werden, obwohl Resonanz in diesem Fall natürlich kein reales physikalisches Phänomen ist, sondern ein praktisches theoretisches Konzept zur Erklärung der Stabilität und Eigenschaften einiger Moleküle.
Die Resonanztheorie hat sich als besonders nützlich für das Verständnis der Struktur von Benzol erwiesen, die Chemiker seit der Zeit Kekules vor Rätsel stellt (siehe Kapitel 7). Die Formel für Benzol wurde üblicherweise als Sechseck mit abwechselnden Einfach- und Doppelbindungen dargestellt. Benzol weist jedoch fast vollständig keine Eigenschaften auf, die für Verbindungen mit Doppelbindungen charakteristisch sind.
Aber für Benzol kann man eine zweite, völlig äquivalente Kekulé-Formel schreiben, bei der die Einfach- und Doppelbindungen im Vergleich zur ersten Formel vertauscht sind. Das eigentliche Benzolmolekül wird als resonantes Hybrid aus zwei Kekulé-Strukturen beschrieben; Die für die Bildung von Doppelbindungen verantwortlichen Elektronen sind delokalisiert und „verteilt“ im Ring, sodass alle Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen im Benzol äquivalent sind und zwischen klassischen Einfach- und Doppelbindungen liegen. Dies ist genau der Grund für die erhöhte Stabilität und die Besonderheiten des chemischen Verhaltens von Benzol.
Neben der Struktur von Benzol trugen Vorstellungen über die Welleneigenschaften von Elektronen zur Erklärung anderer Probleme bei. Da die vier Elektronen, die sich auf der Außenhülle des Kohlenstoffatoms befinden, energetisch nicht völlig gleichwertig sind, könnte man annehmen, dass sich die zwischen dem Kohlenstoffatom und seinen Nachbaratomen gebildeten Bindungen etwas unterscheiden, je nachdem, welches der Elektronen an der Bildung eines solchen beteiligt ist oder eine andere Kommunikation.
Es stellte sich jedoch heraus, dass vier Elektronen wie Wellen miteinander interagieren und vier „mittlere“ Bindungen bilden, die völlig gleichwertig und auf die Spitzen des Tetraeders gerichtet sind, wie im tetraedrischen Van't Hoff-Le Bel-Atom.
Gleichzeitig half die Resonanz dabei, die Struktur einer Gruppe ungewöhnlicher Verbindungen zu erklären, auf die Chemiker zu Beginn des 20. Jahrhunderts erstmals stießen. Im Jahr 1900 versuchte der amerikanische Chemiker Moses Gomberg (1866-1947), Hexaphenylethan zu gewinnen – eine Verbindung, in deren Molekül zwei Kohlenstoffatome mit sechs Benzolringen (drei für jedes Kohlenstoffatom) verbunden sind 4>.
Anstelle dieser Verbindung erhielt Gomberg eine farbige Lösung einer sehr reaktiven Verbindung. Aus mehreren Gründen glaubte Gomberg, Triphenylmethyl erhalten zu haben, ein „Halbmolekül“, bestehend aus einem Kohlenstoffatom und drei Benzolringen, bei dem die vierte Bindung des Kohlenstoffatoms ungesättigt war.
Diese Verbindung ähnelte einem jener Radikale, deren Konzept im 19. Jahrhundert eingeführt wurde. um die Struktur organischer Verbindungen zu erklären (siehe Kapitel 6). Im Gegensatz zur alten Radikaltheorie existierte das von Gomberg entdeckte Molekül jedoch in isolierter Form und nicht als Fragment einer anderen Verbindung, weshalb es als freies Radikal bezeichnet wurde.
Mit der Entwicklung elektronischer Vorstellungen über chemische Bindungen wurde klar, dass in freien Radikalen, beispielsweise in Triphenylmethyl, eine ungesättigte Bindung (im Sinne der Kekule-Theorie) im Rahmen neuer Vorstellungen einem verdampften Elektron entspricht. Typischerweise sind solche Moleküle mit einem ungepaarten Elektron äußerst reaktiv und wandeln sich schnell in andere Stoffe um.
Wenn das Molekül jedoch flach und symmetrisch ist (wie ein Triphenylmethylmolekül), kann das ungepaarte Elektron im gesamten Molekül „verschmiert“ werden, was zu einer Stabilisierung des Radikals führt.
Als man sich der Untersuchung organischer Reaktionen aus der Perspektive der Theorie der elektronischen Struktur näherte, wurde deutlich, dass die Reaktionen häufig das Stadium der Bildung freier Radikale umfassen. Solche freien Radikale sind in der Regel nicht durch Resonanz stabilisiert, existieren nur für kurze Zeit und werden immer nur schwer gebildet. Aufgrund der Schwierigkeit, radikalische Zwischenprodukte zu bilden, laufen die meisten organischen Reaktionen so langsam ab.
Im zweiten Viertel des 20. Jahrhunderts. Organische Chemiker begannen, immer tiefer in das Wesen organischer Reaktionen einzudringen, und nachdem sie den Reaktionsmechanismus untersucht und das Wesen des Prozesses verstanden hatten, konnten sie Moleküle synthetisieren, deren Komplexität Chemiker früherer Generationen verblüffte.
Die Konzepte der Resonanztheorie sind jedoch nicht nur in der organischen Chemie anwendbar. Basierend auf alten Vorstellungen ist es insbesondere unmöglich, die Struktur von Borwasserstoffmolekülen eindeutig zu erklären. Das Boratom verfügt über zu wenige Valenzelektronen, um die erforderliche Anzahl an Bindungen auszubilden. Wenn wir davon ausgehen, dass die Elektronen entsprechend „verschmiert“ sind, können wir eine akzeptable Molekülstruktur vorschlagen.
Obwohl man seit der Entdeckung der Edelgase glaubte, dass diese keine Reaktionen eingehen, schlug Pauling 1932 vor, dass die Atome dieser Gase Bindungen eingehen sollten.
Paulings Vorschlag blieb zunächst unbeachtet, doch 1962 wurde Xenonfluorid durch die Reaktion des Edelgases Xenon mit Fluor gewonnen. Bald darauf wurden eine Reihe weiterer Verbindungen von Xenon mit Fluor und Sauerstoff sowie Verbindungen von Radon und Krypton erhalten.

Seit Lavoisiers Zeiten konnten Chemiker vorhersagen, in welche Richtung bestimmte schnelle Ionenreaktionen relativ kleiner Moleküle verlaufen würden, und diese Reaktionen für die praktische Anwendung modifizieren. Das Studium komplexer Moleküle war viel schwieriger. Auch langsame Reaktionen organischer Verbindungen waren deutlich schwieriger zu analysieren. Oftmals können Reaktionen mehrere Wege nehmen, und der Chemiker konnte die Reaktion nur durch sein Geschick als Experimentator und seine Intuition auf den gewünschten Weg lenken, und nicht durch ein tiefes Verständnis des Prozesses.

Mit dem Aufkommen des elektronischen Atommodells konnten organische Chemiker einen neuen Blick auf ihr Forschungsgebiet werfen. Ende der 20er Jahre des 20. Jahrhunderts. Der englische Chemiker Christopher Ingold (1893-1970) und eine Reihe anderer Chemiker versuchten, organische Reaktionen vom Standpunkt der Theorie der Atomstruktur aus zu betrachten und erklärten die Wechselwirkung von Molekülen durch den Übergang von Elektronen. In der organischen Chemie wurden Methoden der physikalischen Chemie intensiv genutzt. Eine wichtige Disziplin ist geworden physikalische organische Chemie .

Versuche, organische Reaktionen nur als Ergebnis der Elektronenbewegung zu interpretieren, führten jedoch nicht zu großem Erfolg.

Im ersten Viertel des 20. Jahrhunderts, seit der Entdeckung des Elektrons, galt es als erwiesen, dass das Elektron eine sehr kleine, harte Kugel war. Allerdings präsentierte der französische Physiker Louis Victor de Broglie (geb. 1892) 1923 eine theoretische Begründung dafür, dass Elektronen (und alle anderen Teilchen) Welleneigenschaften haben. Bis Ende der 20er Jahre des 20. Jahrhunderts. Diese Hypothese wurde experimentell bestätigt.

Pauling (der als erster darauf hinwies, dass Moleküle von Proteinen und Nukleinsäuren eine Spiralform haben, siehe Kapitel 10) entwickelte Anfang der 30er Jahre Methoden, die es ermöglichten, die Wellennatur von Elektronen bei der Betrachtung organischer Reaktionen zu berücksichtigen.

Er schlug vor, dass die Sozialisierung eines Elektronenpaares (nach Lewis und Langmuir) als Wechselwirkung von Wellen oder als Überlappung von Elektronenwolken interpretiert werden kann. Die chemische Bindung, die in Kekules Strukturtheorie als Merkmal dargestellt wird, entspricht in den neuen Konzepten dem Bereich maximaler Überlappung von Elektronenwolken. Es stellte sich heraus, dass die Überlappung von Elektronenwolken manchmal nicht nur in einer einzigen Richtung erfolgt, was in der Strukturformel durch eine Valenzbindung dargestellt wird. Mit anderen Worten: Die wahre Struktur eines Moleküls kann nicht einmal annähernd durch eine einzige Strukturformel dargestellt werden. Es kann jedoch als Zwischenprodukt zwischen mehreren hypothetischen Strukturen betrachtet werden, als ein „resonanter Hybrid“ dieser Strukturen. Es ist wichtig zu beachten, dass die Energie eines solchen realen Moleküls niedriger ist, als man aufgrund einer einzelnen resonanten „klassischen“ Struktur erwarten würde. Man sagt, dass solche Moleküle „durch Resonanz stabilisiert“ werden, obwohl Resonanz in diesem Fall natürlich kein echtes physikalisches Phänomen ist, sondern ein praktisches theoretisches Konzept zur Erklärung der Stabilität und Eigenschaften einiger Moleküle.

Die Resonanztheorie hat sich als besonders nützlich für das Verständnis der Struktur von Benzol erwiesen, die Chemiker seit der Zeit Kekules vor Rätsel stellt (siehe Kapitel 7). Die Formel für Benzol wurde üblicherweise als Sechseck mit abwechselnden Einfach- und Doppelbindungen dargestellt. Benzol weist jedoch fast vollständig keine Eigenschaften auf, die für Verbindungen mit Doppelbindungen charakteristisch sind.

Aber für Benzol kann man eine zweite, völlig äquivalente Kekulé-Formel schreiben, bei der die Einfach- und Doppelbindungen im Vergleich zur ersten Formel vertauscht sind. Das eigentliche Benzolmolekül wird als resonantes Hybrid aus zwei Kekulé-Strukturen beschrieben; Die für die Bildung von Doppelbindungen verantwortlichen Elektronen sind delokalisiert und „verteilt“ im Ring, sodass alle Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen im Benzol äquivalent sind und zwischen klassischen Einfach- und Doppelbindungen liegen. Dies ist genau der Grund für die erhöhte Stabilität und die Besonderheiten des chemischen Verhaltens von Benzol.

Neben der Struktur von Benzol trugen Vorstellungen über die Welleneigenschaften von Elektronen zur Erklärung anderer Probleme bei. Da die vier Elektronen, die sich auf der Außenhülle des Kohlenstoffatoms befinden, energetisch nicht völlig gleichwertig sind, könnte man annehmen, dass sich die zwischen dem Kohlenstoffatom und seinen Nachbaratomen gebildeten Bindungen etwas unterscheiden, je nachdem, welches der Elektronen an der Bildung eines solchen beteiligt ist oder eine andere Kommunikation.

Es stellte sich jedoch heraus, dass vier Elektronen wie Wellen miteinander interagieren und vier „mittlere“ Bindungen bilden, die völlig gleichwertig und auf die Spitzen des Tetraeders gerichtet sind, wie im tetraedrischen Van't Hoff-Le Bel-Atom.

Gleichzeitig half die Resonanz dabei, die Struktur einer Gruppe ungewöhnlicher Verbindungen zu erklären, auf die Chemiker zu Beginn des 20. Jahrhunderts erstmals stießen. Im Jahr 1900 versuchte der amerikanische Chemiker Moses Gomberg (1866-1947), Hexaphenylethan zu gewinnen, eine Verbindung, in deren Molekül zwei Kohlenstoffatome mit sechs Benzolringen (drei für jedes Kohlenstoffatom) verbunden sind.

Anstelle dieser Verbindung erhielt Gomberg eine farbige Lösung einer sehr reaktiven Verbindung. Aus mehreren Gründen glaubte Gomberg, dass er erhalten hatte Triphenylmethyl- ein „Halbmolekül“, bestehend aus einem Kohlenstoffatom und drei Benzolringen, bei dem die vierte Bindung des Kohlenstoffatoms ungesättigt ist.

Diese Verbindung ähnelte einem jener Radikale, deren Konzept im 19. Jahrhundert eingeführt wurde. um die Struktur organischer Verbindungen zu erklären (siehe Kapitel 6). Allerdings existierte das von Gomberg entdeckte Molekül im Gegensatz zu den Radikalen der alten Theorie in isolierter Form und nicht als Fragment einer anderen Verbindung, wie es genannt wurde freie Radikale .

Mit der Entwicklung elektronischer Konzepte zur chemischen Bindung wurde klar, dass in freien Radikalen, beispielsweise in Triphenylmethyl Eine ungesättigte Bindung (im Sinne der Kekule-Theorie) entspricht im Rahmen neuer Konzepte einem ungepaarten Elektron. Typischerweise sind solche Moleküle mit einem ungepaarten Elektron äußerst reaktiv und wandeln sich schnell in andere Stoffe um.

Wenn das Molekül jedoch flach und symmetrisch ist (wie ein Triphenylmethylmolekül), kann das ungepaarte Elektron im gesamten Molekül „verschmiert“ werden, was zu einer Stabilisierung des Radikals führt.

Als man sich der Untersuchung organischer Reaktionen aus der Perspektive der Theorie der elektronischen Struktur näherte, wurde deutlich, dass die Reaktionen häufig das Stadium der Bildung freier Radikale umfassen. Solche freien Radikale sind in der Regel nicht durch Resonanz stabilisiert, existieren nur für kurze Zeit und werden immer nur schwer gebildet. Aufgrund der Schwierigkeit, radikalische Zwischenprodukte zu bilden, laufen die meisten organischen Reaktionen so langsam ab.

Im zweiten Viertel des 20. Jahrhunderts. Organische Chemiker begannen, immer tiefer in das Wesen organischer Reaktionen einzudringen, und nachdem sie den Reaktionsmechanismus untersucht und das Wesen des Prozesses verstanden hatten, konnten sie Moleküle synthetisieren, deren Komplexität Chemiker früherer Generationen verblüffte.

Die Konzepte der Resonanztheorie sind jedoch nicht nur in der organischen Chemie anwendbar. Basierend auf alten Vorstellungen ist es insbesondere unmöglich, die Struktur von Borhydridmolekülen eindeutig zu erklären. Das Boratom verfügt über zu wenige Valenzelektronen, um die erforderliche Anzahl an Bindungen auszubilden. Wenn wir davon ausgehen, dass die Elektronen entsprechend „verschmiert“ sind, können wir eine akzeptable Molekülstruktur vorschlagen.

Obwohl man seit der Entdeckung der Edelgase glaubte, dass diese keine Reaktionen eingehen, schlug Pauling 1932 vor, dass die Atome dieser Gase Bindungen eingehen sollten.

Diese Annahme Paulings blieb zunächst unbeachtet, doch 1962 kam es durch die Reaktion des Edelgases Xenon mit Fluor zu Xenonfluorid. Bald darauf wurden eine Reihe weiterer Verbindungen von Xenon mit Fluor und Sauerstoff sowie Verbindungen von Radon und Krypton erhalten.

Halbwertszeit

Die Untersuchung der Struktur des Atoms führte zu einem neuen Verständnis des Problems, gleichzeitig standen die Wissenschaftler jedoch vor einer Reihe neuer Fragen.

Im Jahr 1900 entdeckte Crookes (siehe Kapitel 12), dass frisch hergestellte Verbindungen aus reinem Uran nur eine sehr geringe Radioaktivität aufweisen und dass die Radioaktivität dieser Verbindungen mit der Zeit zunimmt. Im Jahr 1902 schlugen Rutherford und sein Mitarbeiter, der englische Chemiker Frederick Soddy (1877–1956), vor, dass sich mit der Emission eines Alphateilchens die Natur des Uranatoms ändert und dass das neu erzeugte Atom eine stärkere Strahlung abgibt als Uran selbst (so). , hier wurde die Beobachtung Crookes berücksichtigt). Dieses zweite Atom wiederum spaltet sich ebenfalls und es entsteht ein weiteres Atom. Tatsächlich entsteht aus dem Uranatom eine ganze Reihe radioaktiver Elemente – radioaktive Serie, einschließlich Radium und Polonium (siehe Abschnitt „Ordnungszahl“) und endend mit Blei, das nicht radioaktiv ist. Aus diesem Grund finden sich in Uranmineralien Radium, Polonium und andere seltene radioaktive Elemente. Die zweite radioaktive Reihe beginnt ebenfalls mit Uran, während die dritte radioaktive Reihe mit Thorium beginnt.

Es stellt sich die Frage, warum radioaktive Elemente, die ständig zerfallen, immer noch existieren. Im Jahr 1904 wurde dieses Problem von Rutherford gelöst. Indem er die Geschwindigkeit des radioaktiven Zerfalls untersuchte, zeigte er, dass nach einem bestimmten Zeitraum, der für verschiedene Elemente unterschiedlich ist, die Hälfte einer bestimmten Menge eines bestimmten radioaktiven Elements zerfällt. Diesen Zeitraum, der für jede einzelne Art radioaktiver Substanz charakteristisch ist, nannte Rutherford Halbwertszeit(Abb. 22).

Reis. 22. Die Halbwertszeit von Radon wird durch Messung der in regelmäßigen Abständen verbleibenden Substanzmenge bestimmt. Die resultierende Abhängigkeit ist eine „abfallende“ Exponentialkurve y=e-ah .

Die Halbwertszeit von Radium beispielsweise beträgt knapp 1600 Jahre. Natürlich wäre im Laufe der geologischen Epochen jede Menge Radium in der Erdkruste längst verschwunden, wenn es nicht durch den Zerfall von Uran ständig nachgefüllt worden wäre. Das Gleiche gilt für andere Zerfallsprodukte von Uran, auch für solche, deren Halbwertszeit in Sekundenbruchteilen gemessen wird.

Die Halbwertszeit von Uran selbst beträgt 4.500.000.000 Jahre. Das ist ein riesiger Zeitraum, und im Laufe der gesamten Erdgeschichte konnte nur ein Teil der ursprünglichen Uranreserven zerfallen. Thorium zerfällt sogar noch langsamer, mit einer Halbwertszeit von 14.000.000.000 Jahren.

Solch große Zeiträume können nur bestimmt werden, indem man die Anzahl der Alphateilchen zählt, die von einer bestimmten Masse Uran (oder Thorium) emittiert werden. Rutherford zählte Alphateilchen, indem er kleine Blitze aufspürte, die auftraten, wenn Alphateilchen mit einem Zinksulfidschirm kollidierten (d. h. mit dem sogenannten Szintillationszähler).

Jedes neue Alphateilchen bedeutete, dass ein anderes Uranatom zerfallen war, sodass Rutherford bestimmen konnte, wie viele Atome pro Sekunde zerfielen. Aus der Masse des von ihm verwendeten Urans bestimmte Rutherford die Gesamtzahl der Uranatome. Mit solchen Daten war es nicht mehr schwierig, die Zeit zu berechnen, die für den Zerfall der Hälfte der verfügbaren Uranmenge erforderlich war. Wie sich herausstellte, sprechen wir von Milliarden von Jahren.

Der Zerfall von Uran ist ein so konstanter und charakteristischer Prozess, dass er zur Bestimmung des Alters der Erde herangezogen werden kann. Im Jahr 1907 schlug der amerikanische Chemiker Bertram Borden Boltwood (1870–1927) vor, dass solche Bestimmungen auf dem Bleigehalt von Uranmineralien basieren könnten. Wenn wir davon ausgehen, dass das gesamte Blei in den Mineralien aus dem Zerfall von Uran stammt, lässt sich leicht berechnen, wie lange es gedauert hat. Mit dieser Methode konnte festgestellt werden, dass das Alter der festen Kruste mindestens vier Milliarden Jahre beträgt.

Unterdessen beschrieb Soddy weiterhin die Veränderungen im Atom, die durch die Freisetzung subatomarer Teilchen verursacht werden. Verliert ein Atom ein Alphateilchen (Ladung +2), verringert sich die Gesamtladung seines Kerns um zwei und das Element rückt im Periodensystem um zwei Felder nach links.

Verliert ein Atom ein Betateilchen (ein Elektron mit der Ladung -1), erhält der Kern eine zusätzliche positive Ladung und das Element rückt im Periodensystem um eine Stelle nach rechts. Wenn ein Atom (ungeladen) Gammastrahlen aussendet, ändert sich der Energieinhalt, die Zusammensetzung der Teilchen wird jedoch nicht beeinflusst, es bleibt also das gleiche Element.

Anhand dieser Regeln konnten Chemiker viele radioaktive Serien gründlich untersuchen.

Isotope

Mit der Entdeckung radioaktiver Elemente standen Wissenschaftler vor einem ernsten Problem: Was tun mit den verschiedenen Zerfallsprodukten von Uran und Thorium? Sie wurden zu Dutzenden entdeckt, und im Periodensystem gab es nur noch maximal neun Stellen (von Polonium mit der Seriennummer 84 bis Uranium mit der Seriennummer 92), an denen sie platziert werden konnten.

So emittiert ein Uranatom (Seriennummer 92) ein Alphateilchen. Die Ordnungszahl des neuen Elements beträgt nach der Soddy-Regel 90. Das bedeutet, dass ein Uranatom ein Thoriumatom bilden muss. Allerdings beträgt die Halbwertszeit von gewöhnlichem Thorium 14 Milliarden Jahre, während die Halbwertszeit von aus Uran gewonnenem Thorium nur 24 Tage beträgt.

Auch bei der Gewinnung nicht radioaktiver Elemente sind Unterschiede zu beobachten. Richards (Spezialist für Atommassen, siehe Kapitel 5) konnte beispielsweise 1913 zeigen, dass sich die Atommasse von Blei, die beim Zerfall von Uran entsteht, etwas von der Atommasse von gewöhnlichem Blei unterscheidet.

Soddy war entschlossen genug, um anzunehmen, dass mehr als eine Atomart derselben Stelle im Periodensystem entsprechen könnte. Platz Nr. 90 kann von verschiedenen Arten von Thorium besetzt sein, Platz Nr. 82 von verschiedenen Arten von Blei usw. Soddy nannte diese Arten von Atomen, die denselben Platz in der Tabelle einnehmen, Isotope(vom griechischen topos – Ort).

Isotope, die denselben Platz in der Tabelle einnehmen, müssen die gleiche Ordnungszahl und daher die gleiche Anzahl an Protonen im Kern und die gleiche Anzahl an Elektronen in den Schalen haben. Isotope eines Elements müssen die gleichen chemischen Eigenschaften haben, da diese Eigenschaften von der Anzahl und Position der Elektronen in den Atomen abhängen.

Aber wie können wir in diesem Fall den Unterschied in den radioaktiven Eigenschaften und Atommassen erklären?

Im letzten Jahrhundert stellte Prout seine berühmte Hypothese auf (siehe Kapitel 5), nach der alle Atome aus Wasserstoff bestehen, sodass alle Elemente ganzzahlige Atommassen haben müssen. Es stellte sich jedoch heraus, dass die meisten Atommassen nicht ganzzahlig sind, und diese Tatsache schien die Hypothese zu widerlegen.

Aber nach neuen Vorstellungen über die Struktur des Atoms hat ein Atom einen Kern, der aus Protonen (und Neutronen) besteht. Protonen und Neutronen haben ungefähr die gleiche Masse, daher müssen die Massen aller Atome ein Vielfaches der Masse eines Wasserstoffatoms (bestehend aus einem Proton) betragen. Prouts Hypothese wurde wiederbelebt, es kamen jedoch erneut Zweifel an der Atommasse auf.

Im Jahr 1912 setzte J. J. Thomson (der, wie wir oben sagten, das Elektron entdeckte) Strahlen positiv geladener Neonionen einem Magnetfeld aus. Durch das Magnetfeld wurden die Ionen abgelenkt und fielen auf die Fotoplatte. Wenn alle Ionen die gleiche Masse hätten, würden sie alle im gleichen Winkel vom Magnetfeld abgelenkt und es würde ein verfärbter Fleck auf dem fotografischen Film erscheinen. Als Ergebnis dieses Experiments erhielt Thomson jedoch zwei Flecken, von denen einer etwa zehnmal dunkler war als der andere. Thomsons Mitarbeiter Francis William Aston (1877-1945), der dieses Gerät später verbesserte, bestätigte die Richtigkeit der gewonnenen Daten. Ähnliche Ergebnisse wurden für andere Elemente erhalten. Dieses Gerät, das es ermöglichte, chemisch ähnliche Ionen in Ionenstrahlen mit unterschiedlichen Massen zu trennen, wurde genannt Massenspektrograph .

Das Ausmaß der Ablenkung gleich geladener Ionen in einem Magnetfeld hängt von der Masse dieser Ionen ab; Ionen mit höherer Masse werden weniger abgelenkt und umgekehrt. So zeigten die Experimente von Thomson und Aston, dass es zwei Arten von Neonatomen gibt. Für eine Atomart Massenzahl gleich 20, für den anderen - 22. Als Ergebnis der Bestimmung der relativen Schwärze der Flecken wurde festgestellt, dass der Gehalt an Neon-20 zehnmal höher ist als der an Neon-22. Später wurde auch das Vorhandensein geringer Mengen Neon-21 entdeckt. Wenn wir bei der Berechnung der Atommasse von Neon von diesen Daten ausgehen, ergibt sich, dass sie etwa 20,2 beträgt.

Mit anderen Worten: Die Masse einzelner Atome ist ein ganzzahliges Vielfaches der Masse eines Wasserstoffatoms, aber die Atommasse eines einzelnen Elements ist der Durchschnitt der Atommassen seiner konstituierenden Atome und daher möglicherweise kein Ganzes Nummer.

Die durchschnittliche Atommasse eines Elements mit einer großen Anzahl von Isotopen kann in manchen Fällen größer sein als die durchschnittliche Atommasse eines Elements mit einer höheren Ordnungszahl. Beispielsweise hat Tellur mit der Ordnungszahl 52 sieben Isotope. Von diesen kommen die beiden schwersten Isotope Tellur-126 und Tellur-128 am häufigsten vor. Folglich nähert sich die Atommasse von Tellur 127,6. Die Ordnungszahl von Jod beträgt 53, also eins mehr als die von Tellur. Aber Jod hat nur ein Isotop, Jod-127, und daher beträgt seine Atommasse 127. Als Mendelejew in seinem Periodensystem Jod hinter Tellur platzierte und damit die durch die Atommasse vorgegebene Reihenfolge verletzte, folgte er, ohne es zu wissen, den Ladungen des Kerne, also das physikalische Wesen des periodischen Gesetzes.

Lassen Sie uns ein weiteres ähnliches Beispiel geben. Kalium (Seriennummer 19) hat drei Isotope – Kalium-39, Kalium-40 und Kalium-41, aber das leichteste Isotop ist das häufigste – Kalium-39. Daraus ergibt sich eine Atommasse von Kalium von 39,1. Die Ordnungszahl von Argon beträgt 18 und es gibt auch drei Isotope – Argon-36, Argon-38 und Argon-40, aber das schwerste Isotop – Argon-40 – ist das häufigste. Daraus ergibt sich, dass die Atommasse von Argon etwa 40 beträgt.

Mit einem Massenspektrographen können Sie die Massen einzelner Isotope messen und den Gehalt dieser Isotope bestimmen. Nach Erhalt dieser Daten ist es möglich, die durchschnittliche Atommasse des Elements zu berechnen. Die Genauigkeit dieser Methode zur Bestimmung der Atommasse ist viel höher als die chemischer Methoden.

Verschiedene Isotope eines bestimmten Elements haben die gleiche Kernladung, aber unterschiedliche Massenzahlen. Folglich enthalten die Kerne verschiedener Isotope die gleiche Anzahl an Protonen, aber eine unterschiedliche Anzahl an Neutronen. Neon-20, Neon-21 und Neon-22 haben jeweils 10 Protonen im Kern, die Seriennummer aller dieser Isotope beträgt 10 und die Elektronen sind wie folgt auf die Schalen verteilt: 2, 8. Allerdings ist das Neon-20 Der Neon-21-Kern enthält 10 Protonen plus 10 Neutronen, im Neon-21-Kern 10 Protonen plus 11 Neutronen und im Neon-22-Kern 10 Protonen plus 12 Neutronen.

Die meisten Elemente (aber nicht alle) enthalten Isotope. Im Jahr 1935 stellte der amerikanische Physiker Arthur Geoffrey Dempster (1886-1950) beispielsweise fest, dass natürliches Uran, dessen Atommasse (238,07) einer ganzen Zahl sehr nahe kommt, eine Mischung aus zwei Isotopen ist. Eines der Isotope ist in überwiegender Menge (99,3 %) enthalten. Die Kerne dieses Isotops bestehen aus 92 Protonen und 146 Neutronen, d. h. die Gesamtmassenzahl beträgt 238. Das ist Uran-238. Der Gehalt eines anderen Isotops, Uran-235, beträgt nur 0,7 %; Im Kern dieses Isotops befinden sich drei Neutronen weniger.

Da die radioaktiven Eigenschaften von der Struktur des Atomkerns und nicht von der elektronischen Umgebung abhängen, können Isotope desselben Elements ähnliche chemische Eigenschaften und völlig unterschiedliche Radioaktivität haben. Während die Halbwertszeit von Uran-238 4.500.000.000 Jahre beträgt, beträgt die Halbwertszeit von Uran-235 nur 700.000.000 Jahre. Beide Elemente sind die ersten Elemente zweier getrennter radioaktiver Serien.

Es gab theoretische Annahmen, die darauf hindeuteten, dass Wasserstoff, das einfachste aller Elemente, auch ein Isotopenpaar haben könnte. Die Kerne gewöhnlicher Wasserstoffatome bestehen aus einem Proton, d. h. gewöhnlicher Wasserstoff ist Wasserstoff-1. Im Jahr 1931 schlug der amerikanische Chemiker Harold Clayton Urey (1893-1980) vor, dass das schwerere Wasserstoffisotop, sofern es existierte, bei einer höheren Temperatur sieden, langsamer verdampfen und sich in einem Rückstand ansammeln sollte.

Um dieses schwerere Wasserstoffisotop nachzuweisen, begann Yuri, langsam vier Liter flüssigen Wasserstoff zu verdampfen. Und im letzten Kubikzentimeter Wasserstoff fand Urey tatsächlich untrügliche Anzeichen für die Anwesenheit von Wasserstoff-2, einem Isotop, dessen Kern ein Proton und ein Neutron enthält. Wasserstoff-2 wurde benannt Deuterium .

Sauerstoff war keine Ausnahme. Im Jahr 1929 gelang es dem amerikanischen Chemiker Williams Francis Gioc (geb. 1895) zu zeigen, dass Sauerstoff drei Isotope hat. Sauerstoff-16 kommt am häufigsten vor und macht etwa 99,8 % aller Atome aus. Im Sauerstoff-16-Kern befinden sich 8 Protonen und 8 Neutronen. Der Kern von Sauerstoff-18, dem zweithäufigsten Isotop, hat 8 Protonen und 10 Neutronen; der Kern von Sauerstoff-17, der nur in Spuren vorkommt, hat 8 Protonen und 9 Neutronen.

Dadurch entstand ein Problem. Seit Berzelius werden die Atommassen der Elemente unter der Annahme berechnet, dass die Atommasse des Sauerstoffs 16,0000 beträgt (siehe Kapitel 5). Die Atommasse von Sauerstoff könnte jedoch nur die berechnete durchschnittliche Atommasse der drei Isotope sein, und das Verhältnis der Sauerstoffisotope könnte von Probe zu Probe stark variieren.

Physiker begannen, Atommassen anhand der Atommasse von Sauerstoff-16 zu bestimmen, die 16,0000 entspricht. Als Ergebnis wurden eine Reihe von Werten erhalten ( physikalische Atommasse), der um einen sehr kleinen konstanten Wert die verwendeten Werte übertraf und die im Laufe des 19. Jahrhunderts schrittweise verfeinert wurden. ( chemische Atomgewichte).

Im Jahr 1961 einigten sich internationale Organisationen sowohl von Chemikern als auch von Physikern darauf, die Atommasse von Kohlenstoff-12 als Standard zu übernehmen und sie auf genau 12,0000 festzulegen. Die mit dem neuen Standard berechneten Atommassen der Elemente stimmen fast genau mit den alten chemischen Atomgewichten überein, und außerdem ist der neue Standard nur einem Isotop zugeordnet und nicht einer Galaxie von Isotopen.

Kapitel 14 Kernreaktionen

Neue Transformationen

Als sich herausstellte, dass das Atom aus kleineren Teilchen bestand, die sich bei radioaktiven Umwandlungen zufällig neu anordneten, schien der nächste Schritt fast vorbestimmt.

Der Mensch hat gelernt, Moleküle mithilfe gewöhnlicher chemischer Reaktionen nach eigenem Ermessen neu anzuordnen. Warum versuchen Sie nicht, die Kerne von Atomen neu anzuordnen? Kernreaktionen? Protonen und Neutronen sind viel fester gebunden als die Atome in einem Molekül, und die üblichen Methoden zur Durchführung gewöhnlicher chemischer Reaktionen werden natürlich nicht zum Erfolg führen. Aber Sie können versuchen, neue Methoden zu entwickeln.

Den ersten Schritt in diese Richtung machte Rutherford; Er bombardierte verschiedene Gase mit Alphateilchen und entdeckte, dass jedes Mal, wenn ein Alphateilchen auf den Kern eines Atoms traf, dessen Struktur zerstört wurde (Abb. 23).

Bereits 1919 konnte Rutherford zeigen, dass Alphateilchen Protonen aus Stickstoffkernen herausschlagen und sich mit den Resten des Kerns verbinden können. Das häufigste Stickstoffisotop ist Stickstoff-14, dessen Kern aus 7 Protonen und 7 Neutronen besteht. Wenn man aus diesem Kern ein Proton herausschlägt und 2 Protonen und 2 Neutronen eines Alphateilchens hinzufügt, erhält man einen Kern mit 8 Protonen und 9 Neutronen, also einen Sauerstoff-17-Kern. Das Alphateilchen kann man sich als Helium-4 und das Proton als Wasserstoff-1 vorstellen. Damit war Rutherford der erste, dem es gelang, eine künstliche Kernreaktion durchzuführen:

Stickstoff-14 + Helium-4 → Sauerstoff-17 + Wasserstoff-1

Durch die Umwandlung eines Elements in ein anderes vollzog er die Transmutation. Also im 20. Jahrhundert. Der größte Traum der Alchemisten wurde wahr.

In den nächsten fünf Jahren führte Rutherford eine Reihe weiterer Kernreaktionen mit Alphateilchen durch. Seine Fähigkeiten waren jedoch begrenzt, da radioaktive Elemente Alphateilchen nur mit durchschnittlicher Energie erzeugten. Benötigt wurden Teilchen mit viel höheren Energien.

Reis. 23. Schema von Rutherfords Experiment. Die emittierten Alphateilchen werden beim Durchgang durch die Goldfolie abgelenkt; Die Größe der Abweichung wird aufgezeichnet, wenn die Partikel mit dem Leuchtschirm kollidieren.

Physiker begannen mit der Entwicklung von Geräten zur Beschleunigung geladener Teilchen in einem elektrischen Feld. Indem man Teilchen dazu zwingt, sich mit Beschleunigung zu bewegen, könnte ihre Energie erhöht werden. Der englische Physiker John Douglas Cockroft (1897-1967) entwickelte zusammen mit seinem Mitarbeiter, dem irischen Physiker Ernest Thomas Sinton Walton (geb. 1903), als erster die Idee eines Beschleunigers, der es ermöglichte, Teilchen mit ausreichender Energie zu erzeugen, um sie zu transportieren eine Kernreaktion auslösen. 1929 wurde ein solcher Beschleuniger gebaut. Drei Jahre später beschossen dieselben Physiker Lithiumatome mit beschleunigten Protonen und erhielten Alphateilchen. Diese Kernreaktion kann wie folgt geschrieben werden:

Wasserstoff-1 + Lithium-7 → Helium-4 + Helium-4

Im Cockcroft-Walton-Beschleuniger und einer Reihe anderer ähnlicher Beschleuniger bewegten sich Teilchen auf einer geraden Bahn. In einem solchen Beschleuniger war es nur möglich, hochenergetische Teilchen zu gewinnen, wenn die Teilchenstrecke ausreichend lang war, sodass Beschleuniger dieser Art äußerst sperrig waren. 1930 schlug der amerikanische Physiker Ernest Orlando Lawrence (1901-1958) einen Beschleuniger vor, in dem sich Teilchen in einer leicht divergierenden Spirale bewegten. Dieser ist relativ klein Zyklotron könnte Teilchen mit extrem hoher Energie erzeugen.

Lawrences erstes sehr kleines Zyklotron ist der Vorläufer der heutigen gigantischen Anlagen mit einem Umfang von einem halben Kilometer, mit denen nach Antworten auf die komplexesten Fragen zur Struktur der Materie gesucht wird.

Im Jahr 1930 begründete der englische Physiker Paul Adrien Morris Dirac (geb. 1902) theoretisch die Annahme, dass sowohl Protonen als auch Elektronen ihre eigenen besitzen sollten Antiteilchen . Antielektron muss die Masse eines Elektrons haben, aber positiv geladen sein, Antiproton Es muss die Masse eines Protons haben, aber negativ geladen sein.

Das Antielektron wurde 1932 vom amerikanischen Physiker Carl David Anderson (geb. 1905) bei seiner Erforschung der kosmischen Strahlung entdeckt. Wenn kosmische Strahlung mit Atomkernen in der Atmosphäre kollidiert, entstehen Teilchen, die im Magnetfeld im gleichen Winkel wie Elektronen abgelenkt werden, jedoch in die entgegengesetzte Richtung. Anderson nannte Teilchen dieser Art Positronen .

Das Antiproton konnte erst ein weiteres Vierteljahrhundert lang entdeckt werden. Da die Masse des Antiprotons 1836-mal größer ist als die Masse des Antielektrons, erfordert die Bildung eines Antiprotons 1836-mal mehr Energie, und zwar bis in die 50er Jahre des 20. Jahrhunderts. Diese Transformation war unmöglich. 1955 gelang es den amerikanischen Physikern Emilio Segre (Jahrgang 1905) und Owen Chamberlain (Jahrgang 1920), mit leistungsstarken Beschleunigern ein Antiproton zu gewinnen und nachzuweisen.

Es wurde festgestellt, dass es solche eigentümlichen Atome geben könnte, in denen negativ geladene Kerne, die Antiprotonen enthalten, von positiv geladenen Positronen umgeben sind. Natürlich, was ist Antimaterie Sie können weder auf der Erde noch wahrscheinlich sogar in unserer Galaxie lange existieren, da Materie bei Kontakt mit Antimaterie vernichtet (zerstört) wird und dabei eine große Menge Energie freisetzt. Und doch fragen sich Astronomen, ob es Galaxien aus Antimaterie geben könnte? Wenn dies möglich ist, wird es sehr schwierig sein, solche Galaxien zu entdecken.