I itgaven van 1'. NOORDHOFF te Groningen. Menzel, R., Wandplaten, ten gebruikc bij liet onderwijs in de Natuurkunde. .'50 zeer nauwkeurig uitgevoerde wandplaten in zwart en kleurendruk. Grootte der platen 50 bij 72 cM. 2e druk. - I Vijs dor complete serie ƒ 12,00. Op carton geplakt IS,00 Een stel van 15 nominers naar keuze ƒ0,00. Op carton geplakt 0.00 Elk nummer afzonderlijk ƒ 0,00. < )]> carton geplakt 0.85 Meulcn, I >r. It. van dor, Eerste Onderwijs in Sc/teikundc, naar Prof. Max Rosenfeld. Met vele afbeeldingen. . . 1,(50 Meijer, Dr. H. A. J., Beknopt Leerboek der onjanische Chemie. Met vele lig 2e druk 2,00 Modderman, Prof, Dr. It. S. Tjaden, Vorderingen der Chemie in de laatste kwart-eeuw 0.40 Sassen, P. W. H., De Electriciteit. Jloe ze wordt opgewekt, hoe ze in de practijk wordt aangewend en hoe ze wordt gemeten. Naar het Hoogduitsch van Wiesengrund. Met 54 figuren . 2e druk ƒ 0,90. Gel». 1,25 Schoute, Dr. J. (-., Die Stelar-Thcorie. Mit Abb. . . . 1,80 Steen li ii is, Dr. I. , II 'eer en Klimaat. Handboek der Meteorologie. Met figuren en kaarten 2 25 Tijdschrift, JVederl., voor Meteorologie, onder redactie van A. J. Monné en Chr. A. C. Nell. Ie Jaargang 3.G0 l i ldi iks, F. J. van, en Dr. Vitiis Itruinsina, Plantemchat. Inleiding tot de kennis der Flora van Nederland. Met 1(50 gekleurde platen . ... 2e druk. Geb. 3,50 Uildrilis, F. J. van, en Dr. Vitus Hruinsnia, Onze bloemen in den tuin. Met 1(50 gekl. platen . . . Geb. 3,50 Wisselink, W. II., Katuurk. Vraar/stukken. Ie stukje. 7e druk 0,40 2e stukje 5e druk 0.40 1331 LEERBOEK DER SCHEIKUNDE DOOR Dr. G. H. COOPS, leeraar cifm de liijksluu(1 bouwschooi te Wagcningen. Ie DEEL. ANORGANISCHE SCHEIKUNDE, Met 26 figuren. P. NOOIIDHOFF. 15)03. — GRONINGEN. 1© deel. Aiiorimn. Scheikunde /"l.OO. f 1.25. 2e f "TéT^2- j,U tffii" ^zrfr^ j* Uhi L n * - // " li k.^y^W'7 t foJ " I tf O O O / / r * t yjj——ö —*""/Tr 0 * iöó ( LEERBOEK DER SCHEIKUNDE. DOOR Dr. G. H. COOPS, leer au v aan lie Rijks! (t iirfbmi tv school te Wat jen in yen. Ie DEEL. ANORGANISCHE SCHEIKUNDE. (5e—•— Met 26 figuren. P. NOORDHOFF. — 1903. — GRONINGEN. VOORBERICHT, Al walcr een nieuw leerboek der scheikunde vraagt menigeen, en met recht, icunt er bestaan zeer vele en daaronder ook goede leerboeken, die alle echter één gebrek hebben, n.l. dat zij veel te uitvoerig zijn voor het doel, waarvoor zij bestemd zijn. De meeste, zoo niet alle, toch zijn geschreven voor leerlingen van Hoogere Burgerscholen met 5-jarigen cursus; dezen vinden er echter veel meer in, dan zij noodig hebben voor hun eindexamen. Zonder nu te willen beweren, dat alles, wat boven de eischen van dit examen gaat, voor hen onnutte kennis is, zoo kan men toch zeker wel constateeren. dat het voor de leerlingen nuttig en ook noodzakelijk is om de leerstof' in elk v. Andere antimoonverbindingen 4(>. Over zuren, basen, zouten en hunne oplossingen 4(>. Titratie 49. U. Metalen 51. Wetten van Dulong en Petit en Mitscherlieh. Dissociatie 51. Oxyden en zouten der metalen 52. Oplossingen 51. De alkali-metalen 55. I. Kalium 55. II. Natrium 57. Ammoniumverbindingen 7. Koper of cuprum (i!(. Kwikzilver of mercurius . 71. Zilver of argentum 73. Aluminium 75. Chroom of chromium 77. Mangaan of manganemum .78. IJzer of ferrum S(). Kobalt of cobaltum KI. Nikkel of niccolum 84. Tin of stannum 85. Bismuth of bismutlium 8.,, H„. N„, enz.), soms uit één atoom (Hg; hier kan dus een atoom op zichzelf bestaan), soms uit 4 As,). Gedeelten van atomen bestaan natuurlijk niet. Een of meer geheele atomen van het eene element verbinden zich met één of meer geheele atomen van het andere element. Het onderzoek naar de bestanddeelen eener stof heet eene scheikundige analt/se. Zij is qualitatief, wanneer men alleen let op den aard, quantitatief, wanneer men let op de hoeveelheid dier bestanddeelen. Het opbouwen der stof uit de bestanddeelen noemt men synthese. Wil men het atoomgewicht van een element, bijv. zuurstof, bepalen, dan begint men met een quantitatieve analyse of synthese van een verbinding tusschen zuurstof en een element, waarvan "t atoomgewicht bekend of vastgesteld is. bijv. waterstof, waarvan het atoom- gewicht gelijk 1 genomen is. De verbinding tusschen deze 2 elementen is het water. Het quantitatief onderzoek van water leert, dat dit bestaat uit ll1/,, ft/0 H en 88% % O of 1 gewichtsdeel H op 8 gewichtsdeelen O. Nu kan de formule der watermolecule HO, H.,0, H.O, enz. zijn. In het eerste geval is het atoomgewicht van zuurstof O = 8. in het 2e O = 1(5, in liet 3e O = 24. enz. Om in deze zaak te beslissen moet men dus de formule van een watermolecule kennen. (>in hiertoe te geraken kan de wet van Avogaiiro dienen, ontdekt in 1811 : In gelijke volumina van verschillende gassen, die onder gelijken druk en temperatuur staan, bevinden zich evenveel moleculen. De moleculen van alle gassen hebben dus ook gelijk volumen. Stel dit gelijk V. Het gewicht van één molecule is dus gelijk aan V X het soortelijk gewicht S. Heeft men nu 2 verschillende gassen, waarvan het moleculair gewicht is in, en m„ en het soortelijk gewicht S, en S.,, dan is m, =VXS, en m., = V X S„ en dus m, : ni., = S, : S„. De verhouding tusschen de moleculairgewichten is dus gelijk aan die tusschen de soortelijke gewichten der gassen. Nu heeft men voor de soortelijke gewichten der gassen de waterstof als eenheid aangenomen en dus de S der waterstof = 1 gesteld. Verder is men door de eigenschappen der waterstofnioleeulen er toe gebracht om aan te nemen, dat elk dier moleculen uit 2 atomen bestaat, dus 1 molecule waterstof = H„. Het moleculairgewicht der waterstof is dus 2 en het soortelijk gewicht 1. Stellen nu in de evenredigheid (in, : iu, ; S, : S2) ni, en S, liet moletulair en 't soortelijk gewicht der waterstof voor, dan verandert zij in 2 : in., - 1 : S, of mL, 2 X S._, of in het algemeen is 't moleculairgewicht gelijk aan 2 liet soortelijk gewicht der stof in gasvorm. Nu is in het bovenstaande voorbeeld van water liet soortelijk gewicht van waterdamp --- 0: het moleculairgewicht is dus 18, de molecule is dus H,0 en derhalve liet atoomgewicht van zuurstof O 1<». Valentie. Vergelijkt men de formules HC1, H,0, H,S, NH, enz., dan ziet men, dat bijv. 1 atoom ('1 maar 1 atoom H, 1 atoom O of 1 atoom S 2 atomen en 1 atoom N .'5 atomen H kan binden. Zooals we weldra zullen zien, kan 1 atoom Cl ook in de plaats treden van 1 atoom H, 1 atoom O of S in de plaats van 2 atomen H enz. We noemen dit de valentie of waardigheid dier atomen. De valentie van een atoom van eenig element is het getal, dat aangeeft, met hoeveel atomen H liet zich kan verbinden of hoeveel atomen H het in een verbinding kan vervangen. De valentie van een atoom 11 is evenals die van bijv. Cl 1, die van O en S gelijk 2; die van de stikstof is gelijk 3, maar zij kan van de stikstof ook wel eens 5 zijn. Zoo zijn er meer elementen, waarvan de valentie veranderen kan. Van de formules, die in de scheikunde in gebruik zijn, vermelden wij voornamelijk twee soorten: I. Empirische formules, deze zeggen ons alleen, hoeveel atomen van elk element 111 het molecule voorkomen, bijv. H,0, H.SO,. II. Structuurformules, deze geven aan, op welke" wijze" de'valentie s der atomen elkander wederzijds verzadigen. De valenties worden hierbij door streepjes aangeduid; bijv. O H—O—H; H—O—S—O—H. il O Elk streepje duidt eigenlijk 2 valenties aan, n.1. 1 van de H en 1 van de O of S. I)e scheikunde wordt verdeeld in: I. Anorganische scheikunde; deze behandelt A de metalloïden of nietmetalen, B de metalen. II. Organische scheikunde of scheikunde der koolstof verbindingen. I. Anorganische Scheikunde. A. Metalloïden. Zuurstof of oxygenium. Dit element maakt meer dan 50 °'o van de aardkorst uit: daarenboven is ongeveer J/j deel van de atmosfeer zuurstof en ruim 88 "/„ van al het water. Het werd door Priektlky ontdekt den le" Aug. 1774. Wij kunnen liet bereiden : le. Door verhitting van kwikoxydetot400J in een retort of buis van moeilijk smeltbaar glas, waaraan een afvoerbuis verbonden is, om de zuurstof boven water op te vangen in een glazen cylinder, die, gevuld met water, omgekeerd staat in een met water gevulden g steekt <üt aan en hangt t met de \eei uii een flesch met zuurstof, waarin daarenboven een eimg water is Het ijzer verbrandt onder eeu regen van schitterende vonken, die sissend in 't water vallen scnirre- J** tT verschijnselen verbindt zich de verbrandende stof met zuuistof tot zoogenaamde o.njden. Van alle elementen kent men verbindingen niet zuurstof of oxyden, behalve van fluorium loSTS^T" oxy?en l0T" upi"water'zooaIs dat van de »M*taioiden koostof, zwavel en phosphor en maken blauw lakmoes rood • hebben ^ V°nHmde °X"deH en ze^ «,at *Ü een zure reaclil ,alci,nnreinf°als t 0**den Va" metalen kalil»H, natrium en i ™ ' f0°Jk/)l'. 1,1 water. niaar maken rood lakmoes weer ' ' zegt, dat zij een alkalische reactie hebben. o °g eie «'xyden, zooals van ijzer, lossen niet op in water en 1 eageeren niet oji lakmoes. Lakmoes is een blauwe, plantaardige kleurstof, oplosbaar in water beelfl ,1p 61US i°P ren, vcrI,inding met zuurstof, bijvoor- eeld de ademhaling, waarbij de koolstof en de waterstof zich met de zuurstof verbinden tot CO., en H.,<). nn°rk i"? T«ten Va" lnetalen e»"'iet verrotten van plantaardige en dierlijke stoften zijn oxydatie-verschijmelen Heeft men een zekere hoeveelheid' bijv. X c.M.» zuurstof opgevan- ■rrj-r ™ t *<■ ™ i, X M T# ho!5,la",nen ,ln'de <—>*>* Üi i zuurstof gelijk is aan die der buitenlucht. Stel deze gelijk aan een kwikhoogte van H dan zou de spanning ™,i die zuurstof, wanneer men de X c.M. < boven kwik droog had npge- ! r3vooï'U Ft t RIS, h UtM' O + 2 .1 — O.,. zoodat joodkalium met stijfselwater, door 't vrij wordende jodium, blauw wordt, wanneer men er ozon door leidt. Ozon moet om zijn sterk oxydeerend verinogen het liefst in geheel glazen toestellen bereid worden. Ozon is gemakkelijker tot een vloeistof te verdichten dan gewone zuurstof. Zuurstof komt dus in 2 verschillende toestanden voor, n.1. als gewone zuurstof Oo en als ozon ,. Men noemt dit de beide allotropiiï'n of allotropisclie toestanden dei* zuurstof. De waterstof' of hydrogenium. In de 10e eeuw werd door Paracelsus waargenomen, dat er bij de inwerking van verdunde zuren op sommige metalen een brandbaar gas ontstond, maar eerst in 17<» onderzocht Cavkndisu nauwkeuriger de eigenschappen van dit gas. Waterstof is een kleurloos en reukeloos gas, dat de verbranding niet onderhoudt, maar zelf brandbaar is. Waterstof is het moeilijkst van alle gassen tot een vloeistof te verdichten. De waterstof is 14.4 maal lichter dan lucht. Plaatst men dus een niet te klein bekerglas omgekeerd op de eene schaal der balans, en brengt men deze in evenwicht, dan zal dit evenwicht verbroken zijn, zoodra men de lucht in het bekerglas door waterstof vervangen heeft. (Waarom gebeurt dit ook niet, wanneer het bekerglas gewoon geplaatst is ?) De eigenschap der gassen om door poreuze wanden heen te gaan noemt inen diffusie; waterstof diffundeert het snelst van alle gassen, omdat liet 't lichtste is. Men kan dat aantoonen door de in tig. 3 afgebeelde proef. A is een poreuze pot, omgeven door een bekerglas, geplaatst door middel \an een buis op de eene opening 'Je'" flesch B, terwijl de andere opening daarvan een kort buisje draagt, dat onder liet water in de flesch uitmondt. Komt nu een snelle stroom waterstof in 't bekerglas, dan zal dit gas sneller in den pot A komen door de diffusie, dan dat de lucht zich er uit verwijderen kan; dientengevolge ontstaat in B een hoogere luchtdruk en zal het water door het kleine buisje uitgedreven worden. Neemt men het bekerglas C weer weg, dan verwijdert zich de waterstof zoo snel, dat het daardoor ontstane luchtledig een luchttoevoer veroorzaakt van buiten naar binnen door het kleine buisje D. < »m waterstof uit water te bereiden ontleedt men het door een electrischen stroom of men brengt er een metaal hii d.->t inpoi' attiniteit tot zuurstof bezit dan de waterstof. Voor deze metalen neemt men kalium of natrium. Werpt men een stukje kalium opliet ",a er' ,d?n "s JHwerking zoo heftig, dat de vrijwordende waterVI i'"fN '*!"• ' •! natrium zal dit alleen gebeuren, zoo men zorgt dat het natrium sti blijft liggen, door t op een stukje filtreerpapier e leggen. Bij t kalium is de vlam violet, bij 't natrium geel gekleurd door de dampen dezer metalen. Door de inwerking van kalium of natrium op water, wordt de i ' ei' waterstof door het metaal vervangen; dit wordt uitgedrukt dooi de volgende vergelijking: H»0 + K = K<)H -f H. Lr ontstaat dus waterstof en kaliuni-hydroxyde (bijtende potasch), dat 111 het overige water oplost en dan rood lakmoes blauw kleurt. iaat men op dit KOH nog eens kalium inwerken, dan ontstaat ecu» waiersioi en Andere metalen, zooals zink en ijzer, ontleden water bi) gloeihitte. -Meestal echter bereidt men de waterstof door metalen (zooals zink, ijzer enz.) te behandelen met verdunde zuren zooals verdund zwavelzuur, H,SO,. of verdund zoutzuur,' Dlt geschiedt 111 den regel in een zoogenaamd constant apparaat. Dat waterstof zelf .brandbaar is, toont men aan door in een omgekeerden cylinder, gevuld met waterstot, een brandende kaars te steken: de waterstof begint te branden, maar de kaars gaat uit. Aan de bran- deiide waterstof kan men, zoo men het voorzichtig doet, de kaars weer ontsteken. Men moet hierbij vooral zorgen, dat er geen lucht bij de waterstof is, want waterstof met lucht- gemengd ontploft vreeselijk bij ontsteking. Bij de inwerking der zuren op de metalen, komen deze laatste in de plaats van de waterstof der zuren en vormen dan zouten: Zn + HjSOj ZnSO, + H.,; Zn + 2HC1 ZnCl., -f H,. Zuren zijn de waterstofverbindingen, waarvan de waterstof geheel of ten deele door een metaal kan worden vervangen, zoodat er een zout ontstaat. Er zijn zuurstof houdende zuren en zuurstofvrije of haloïd-zuren; de laatste zijn de verbindingen HF1, HCl. HBr en HJ. Men noemt de zuren ven-, ticee-, drie-basisch, enz. al naar gelang ze één, twee. drie, enz. atomen H hebben, die door een metaal kunnen worden vervangen. De zouten worden genoemd naar de zuren; zoo heeten de zouten van zwavelzuur sulfaten, enz. De zouten der haloïd-zuren heeten fluoriden, chloriden, enz. Water of' Iiydrogeniiim-oxyde. In 1701 werd door Cavendish de samenstelling van water ontdekt. Brengt men in een eudiometer ') 2 volumen H tegen 1 vol. O en laat men hierdoor slaan een electrischo vonk, zoo verbindt zich dit mengsel (knalgas genoemd) volkomen tot 2 vol. waterdamp. Dus 2 gewichtsdeelen H en 1 gewichtsdeelen 0 geven 18 gewichtsdeelen water in 2 volumen; het soortelijk gewicht van den waterdamp ten opzichte van waterstof is dus !). Water is dus 't oxyde van waterstof. Bij deze proef heeft men water uit zijn bestanddeelen opgebouwd (synthese); wij kunnen echter de samenstelling van 't water ook vinden door analyse of ontleding. We doen dit door een electrischen stroom in den voltanieter; de zuurstof beweegt zich tegen den stroom in naar ') Ken eudiometer is een dikwandige, verdeelde, glazen buis, aan eene zijde open. terwijl aan liet gesloten einde twee platinadraadjes in het glas gesmolten zijn, waartusschen een electrische vonk kan overspringen. de positieve'pool, de waterstof niet den stroom naar de negatieve pool en er ontstaat 1 c.M.! O tegen 2 c.M.! H. Daar zuurstof H> maal zoo zwaar is als de waterstof. is dus in "t water op 1 Gr H 8 Gr. O. Daar de waterstof in 't water door t metaal kalium of natrium in twee gedeelten gesplitst wordt, HjO-f Na = NaOH H, nemen wij de formule voor 't water H.,0. Ken mengsel van 2 volumen waterstof op 1 volume zuurstof heet knalgas, omdat liet aangestoken zijnde met groote hevigheid ontploft. De temperatuur der knalgasvlam is zeer hooy '/nmlnt moeilijk smeltbare stoften, zooals platina, er in smelten Een stuk kalk wordt in deze vlam zoo gloeiend, dat liet een prachtig wit licht uitstraalt (Druinniond's kalklicht). Waterstof onttrekt bij liooge temperatuur aan vele 'metaaloxvden de zninvtnf \f dat de oxyden dan worden gereduceerd. De volgende proef dienè als voorbeeld. In een buis A van moeilijk smeltbaar glas is een hoeveelheid koperoxydc. Daardoor stroomt gedroogde waterstof; nadat alle lucht verdreven is (waarom?), Wordt hef konerov\ il in de Imis verhit; weldra verandert het zwart Cu() in rood Cd, en de zuurstof verbindt zich met de waterstof tot water, dat zich in druppels afzet en door den drogen waterstofstroom meegevoerd wordt naar de buis B met chloorcalcium ') gevuld. De buis A weegt voor de proef X 0,568 en na de proef X Gram. Het verlies is 0,568 Gr. dat is de zuurstof, die zich niet de waterstof verbonden heeft tot water' dit is opgenomen in B. B weegt voor de proef Y Gr. en na dé Pi °ef ^ + 0,63!) Gr. Het verschil 0,689 Gr. is de hoeveelheid water, 'I Chloorcalcium is evenals zwavelzuur cene hi/arosconische. d. w z wateraantrekkende stof. die niet behulp van de 0,508 Gr. zuurstof gevormd is; in 0,039 Gr. water is dus 0,071 Gr. waterstof en 0.ö(>8 Gr. zuurstof; de verhouding is dus als 1:8, zooals vroeger reeds aangetoond is. Water is dus het oxyd van waterstof. Een zeer groot aantal chemische verbindingen is in water oplosbaar. De meeste vaste stoffen zijn meer oplosbaar in warm dan in koud water; inen trekt hiervan partij om stoffen te zuiveren en in kristalvormen te krijgen, ii.l. door warm verzadigde oplossingen langzaam te laten afkoelen. Vele kristallen, die van soda bijv., bevatten veel water, en zijn toch droog, want het water is met de soda scheikundig verbonden, vandaar dat op dezelfde hoeveelheid soda steeds dezelfde hoeveelheid water komt in het kristal. Bij verhitting ontwijkt dit water, maar het kristal valt in poeder uiteen. Gekristalliseerde soda heeft 10 moleculen kristalwater: NaX'O. + 10 H.,0 of Na,CO, + 10 Aq (Aq is de verkorting van Aqua water). Een oplossing is verzadigd, als zij bij die temperatuur niet meer van de vaste stof oplossen kan. Verzadigt men een oplossing bij 50° en laat men haar dan rustig bekoelen tot 20 \ dan blijft er in den regel meer opgelost, dan er in zou oplossen, wanneer men water van 203 ging verzadigen: men noemt dan de oplossing oververzadigd. Het water der natuur bevat vele onzuiverheden. De meest voorkomende bestanddeelcn zijn keukenzout, koolzuur calcium, zwavelzuur calcium, ijzerverbindingen en organische stoffen. Calciumzouten maken het water hard, d. w. z. het schuimt niet met zeep. De aanwezigheid van stikstofverbindingen (als NH;1, ammoniak, en HNO,, salpeterigzuur) in water wijzen op een besmetten oorsprong (verband met beerputten, riolen enz.). Onopgeloste bestanddeelcn worden uit het water verwijderd door flltreeren. Hetgeen op het filtc 'i' achterblijft, heet praecipitaat of neerslag; hetgeen door het filter loopt, heet tiltraat. Opgeloste bestanddeelen worden uit het water verwijderd door destilleeren, dat wil zeggen het water door koking verdampen en de damp af te koelen en op te vangen; het aldus gezuiverde water heet destillaat of gedestilleerd water. W aterstofdioxyde of -peroxyde, H,0,. nvv.Kl T" VCl',,1""d zu;avp,lzui11' hi-i water' waarin barvumsuperoxyde als fijn poeder zweelt, dan ontstaat barvumsnlfaat.'dat ..nonlosbaar is 111 water, en waterstofdioxyde: 1 Bat )2 + H.SOj = BaS(), + HL>(),. Wanneer men dit filtreert, blijft BaSO, op het filter achter en loont er door een verdun,le oplossing van H20, Bij verhitting dezer inlossing ontleedt het H A i„ water en zuurstof, die ontwijkt. W iterstoldioxyde werkt dan nok, evenals ozon, sterk oxvdeerend en bleekend, onk maakt het jodium vrij uit joodkalium. Stikstof of iiitrogeniiiiii. Stikstof in een kleur- en reukloos gas, onderhoudt de verbranding niet en .s zelf ook met brandbaar. In de lucht komt stikstof vrij 'V *'•? "ei'd daaruit in 1<72 door Rutherford verkregen. Verbindingen van stikstof zijn salpeter (nitrum), vandaar den naam van nitrogeniuni „t salpetervnrmer, verder eiwit, ammoniak NH enz bewoonlijk verschaft men zich stikstof door phosphorus te laten \erbranden onder een klok, die met den rand onder water staat Het gevormde phorphorpcntoxvde (P.,<),) lost op in water. (Zie fig 11 Zuiverder verkrijgt men de stikstof door lucht over «loeiend kopergaas te laten strijken: .Ie zuurstof verbindt ziel. dan met l.et koper en de stikstof blijft over, evenwel vermengd met argon. I)e dampkring. De dampkringslucht is een mengsel voornamelijk van stikstof en /.uurstot. Ofschoon deze twee gassen bijna steeds in dezelfde verliouding voorkomen, is de lucht toch een mengsel en geen verbinding. Mengt men namelijk de zuurstof en de stikstof in die verhouding dan ontstaat een mengsel, dat zich als de lucht gedraagt Schudt men de lucht met water, dan lost er een deel van op in watei. Verhit men deze oplossing, dan ontwijkt de opgeloste lucht weer; vangt men deze op, dan is de verhouding hierin tiisscl.en de stikstof en de zuurstof als 2: 1 nagenoeg, terwijl die verhouding in de gewone lucht is als 4:1. De lucht kan dus geen verbinding van stikstof en zuurstof zijn. want dan zou ook in de lucht, die in 't water oplost, de verhouding moeten zijn als 4:1; maar de zuurstof lost 2 maal zoo goed op in water als de stikstof. Om de verhouding te bepalen tusschen de stikstof en de zuurstof in den dampkring, doet men in den eudiometer bijv. 100 c.M/1 lucht; daarna doet men er zooveel waterstof in. als ruim voldoende is om al de zuurstof te binden tot water, bijv, wij doen er bij 50 c.M.: waterstof: vervolgens laten wij door dit mengsel een electrische vonk slaan, waardoor de zuurstof zich met de noodige waterstof verbinden kan. Nadat het overblijvende gasmengsel afgekoeld is. waren dit nog (S7 c.M.8; de vermindering bedroeg dus (1(MI 50) S7 <53 c.M.-1 Dit is de zuurstof der 101) c.M.11 lucht met waterstof; op "2 c.M.3 H gaat 1 c.M.; zuurstof. Dus 1van (53 c.M.1—21 c.M.1 is zuurstof geweest: bij 100 c.M.:! lucht waren dus Ti) c.M. stikstof. Ke<;\ai-lt maakte op deze wijze luchtanalysen. Stel dat men heeft een hevelbarometer en aan den korten arm een glazen bol gevuld met gewone dampkringslucht. Door dezen glazen bol gaat een koperen spiraal, die door een electrischen stroom gloeiend kan worden gemaakt. Voordat dit gebeurd is, zij de spanning der lucht in den bol 7(50 m.M. Wordt nu de koperen spiraal gloeiend gemaakt, dan neemt deze d< zuurstof uit den bol tot zich en blijft de stikstof alleen over, die zich echter over dezelfde bolruiinte verspreidt, zoodat zij minder spanning zal hebben volgens de wet van Boyle. Deze spanning kunnen wij aflezen en is 593 m.M. De stikstof heeft dus van de spanning des danipkrings, die 7(50 m.M. is, alleen reeds 5!).'{ m.M. De stikstof is dus 1.' <00 79,07 " van den dampkring. Dit alles heeft echter betrekking op lucht, die alleen stikstof en zuurstof bevat. Maar daarenboven is er in de lucht ook nog waterdamp, koolzuur, ammoniak, enz. De hoeveelheid waterdamp bepaalt de vochtigheid van den dampkring. Men kan deze bepalen door een zeker volume lucht te laten stroomen door vooraf gewogen buizen gevuld met hygroskopisrlie stoffen, zooals chloorcalcium en sterk zwavelzuur, en deze daarna weer te wegen. Laat men deze lucht stroomen door sterk zwavelzuur. dan wordt niet alleen de waterdamp, maar ook de ammoniak opgenomen (waarom blijkt later). Laat men deze van waterdamp en ammoniak bevrijde lucht stroomen door een buis gevuld met natronkalk (een mengsel van N.aOH en Ca(OH).,), dan wordt ook het kooldioxyde er aan onttrokken (waarom zal men nu geen kalkwater nemen, daar dit toch ook kooldioxyde opneemt?). Het gasmengsel, dat nu nog overblijft, laat men strijken over gloeiend kopergaas, dat dan de zuurstof opneemt. Het nu nog resteerende gas werd vroeger voor zuivere stikstof gehouden. Maar in 1894 ontdekten Lord Rayleigh en Ramsey, door deze atmosferische stikstof met magnesium te verhitten, dat er nog een gas overbleef, hoewel magnesium zich bij \eihitting met stikstof verbindt. Dit overblijvende gas bleek een nieuw element te zijn en werd argon genoemd. Nog andere nieuwe elementen werden door hen in de atmosfeer aangetoond, n.1. neon, xenon, krypton, helium, enz. Bijna elk gas kan vloeibaar gemaakt worden, tot zelfs waterstof toe. Voor elk gas echter is een bijzondere temperatuur, boven dewelke niet v,.°eibaar kan zijn; hierbij behoort een bepaalde druk, die er op moet uitgeoefend worden. Deze temperatuur en deze druk heeten de kntische temperatuur en de kritische druk. Deze is bijv. voor kooluioxyde t .51° en <5 atmosfeeren. Verbindingen van stikstof en zuurstof. De stikstof verbindt zich in 5 verhoudingen niet de zuurstof: Stikstofoxydule N.,0 28 gew. d. N. op 10 gew. d. O. Stikstofoxvde N() 28 gew. d. N. op 32 gew. d. O. Stikstoftrioxyde N,()., 28 gew. d. N. op -18 gew. d. O. Stikstofperoxyde ) NÓ, en stikstoftetroxyde s N,Ö, gew' <)p ,54 Sew" d- °- Stikstofpentoxyde X.O- 28 gew. d. N. op 80 gew. d. O. Dit is een goed voorbeeld van de wet der multiple proporties. Oxyden, the met water verbonden een zuur geven, of die uit een zuur ontstaan door wateronttrekking, heeten zuurvormende oxvden of zuuranhydriden. Voorbeelden: NA+Ï|-'! !=?tHN°:. (Salpeterzuur); N,0,+H,( )=2HN(), (Salpeterigzuur); COj+HjO—HXOjj (Koolzuur); S03+H20=H,804 (Zwavelzuur). \an alle niet-metalen (behalve van H en Fl) kent men zuurvormende oxyden; ook van sommige metalen. Daarentegen bezit ieder metaal minstens een basisch oxyde. Basische oxyden geven met een zuur water en een zout: Na.,0 r 2 H( '1 = 2 NaCl + II,O; CaO + HaS04 = CaS04 + H.,0. Basische oxyden verbinden zich met water tot basische hi/droxt/den of bases: Na,0 + H20 = 2 NaOH; CaO + H,0 = Ca(0H)2. Oplosbare zuren reageeren zuur (maken blauw lakmoes rood); oplosbare bases reageeren alkalisch (maken rood lakmoes blauw). Zouten gevormd uit de verbinding van een sterke basis en een sterk zuur, reageeren neutraal; is echter de basis zwak en 't zuur sterk, dan reageert t zout zuur; in 't omgekeerde geval alkalisch. Niet-metalen vormen geen bases; dit is 't scheikundige verschil met de metalen. De bases vormen, nog gemakkelijker dan de basische oxyden, met een zuur, zouten en water: NaOH + HC1 = NaCl + H,( ); Ca(()H), + H,S04 = CaSO, + 2 H2(>. Denkt men van een basis de groep OH (hydroxyl) weg, dan blijft het metaal over. De zuurstofhoudende zuren bevatten gewoonlijk zoo vaak de groep OH. als zij basisch zijn: salpeterzuur N02—OH (eenbasisch). zwavelzuur SO,—(OH)., (tweebasisch); phosphorzuur PO (OH):1 (driebasisch). Het is juist de waterstof van deze hydroxyl-groepen, die door 't metaal vervangen wordt bij de zoutvorming. Een zuur minus deze hydroxyl-groepen heet het zuur radicaal. NO., (nitryl), SO., (sulfuryl), PO (phosphoryl) zijn zuurradicalen. Haloïdzuren hebben geen anhydriden, noch zuurradicalen. Oxyden, die noch basische noch zuurvormende zijn, heeten indifferent. Bevatten deze veel zuurstof, dan heeten zij pcroxyden of mperoxyden, b.v. Ui* >2 en MnO*. Salpeterzuur, UNO, of HO NO2. Wanneer stikstoflioudende organische stoffen (dierlijke afval, enz.) verrotten, ontstaat ammoniak, NH,. Dit lichaam wordt door de zuurstof. overgebracht door sommige bacteriën, geoxydeerd tot salpeter- '/11111* H \O r»f w'i lrwifi»_ rigzuur HNO2. Het salpeterzuur verbindt zich met de metalen tot nitraten. Zoo ontstaan KNO . (gewone salpeter, vooral in Indië), NaNO.: (chilisalpeter, in Chili en Peru) en Ca(NO:1)., (muursalpeter, tegen dë muren in stallen en riolen). Uit deze zouten kunnen wij het salpeterzuur bereiden door ze te verwannen met geconcentreerd zwavelzuur, d. i. zwavelzuur, waarbij wei- O Coops, Scheikunde. I. nig <»f geen water is. \\ ant een sterk zuur maakt een minder sterk zuur 111 den regel vrij uit zijne zouten. In t groot maakt men salpeterzuur door chilisalpeter en zwavelzuur m ijzeren retorten te verhitten, daar 't ijzer weinig wordt aangetast door de droge salpeterzuurdampen. De afgekoelde dampen worden 111 steenen bonibonnes verdicht. De bereiding geschiedt volgens de vergelijking: NaNO, + H,SO, -- HNO, + NaHSO,. NaHS04 of Katriam-hijdrosidfaat is een zout afgeleid van H,S, door daarin maar 1 H-atooin door een metaal te vervangen; men noemt zulk een zout een zuur zont; zijn echter alle waterstofatomen in een zuur vervangen, zooals in Na,SO„ dan heet het een normaal zout. Ihj verhitting wordt nog een molecule salpeter ontleed: NaNO.. + NaHSO, HNO, + Na,S( >,. Dan kan 1 mol. H,SO, dus 2 mol. IINO, geven, omdat natuurlijk zwavelzuur 2 maal zooveel H-atomen bevat, die door metaal kunnen vervangen worden. Bij deze verhitting kan echter HNO, als volgt ontleden: 2 HN<), = H,0 + 2 NO, + O. NO is een bruin gas, dat in t overgedistilleerde zuur onlost en dit bruin kleurt. Met water ontstaat uit NO,: ~ N' *- H,0 = HNO, tHNO., (salpeter-en salpeterigzuur), 3 NO, + H,0 = 2 HNO, + NO, ' 4 N(); f H;()= 2 HNO, r N,0, (salpeterigzuuranhydrid). i werkt sterk oxydeerend; een stukje gloeiende kool blijtt er in doorbranden, evenals in zuurstof. Phosphorus ontbrandt er lievig m. Salpeterzuur vormt met de meeste metalen eerst basische oxvden en daarna nitraten. Goud en platina echter worden door salpeterzuur alleen niet aangetast. Salpeterzuur kan men herkennen aan de bruine ring, die ontstaat, wanneer men op een oplossing van salpeterzuur of een oplossing van een nitraat met zwavelzuur voorzichtig een oplossing van ferrosulfaat schenkt. Stikstof'pentoxyde, N.,0-. Dit ox\ de ontstaat, wanneer men onder zorgvuldige afkoeling P (_>voegt bij sterk salpeterzuur: 2 HNO, -i P,0, 2 HP(), + N,()-. N,0- valt gemakkelijk uiteen in 2 NO, en O. Ntikstofoxydule, N,0. Dit oxyde ontstaat door verhitting van amnioniuinnitraat: NH, . NOs = N.,0 + 2 H,(). Bij inademing veroorzaakt dit gasvormig oxyd een bedwelmend gevoel, vandaar den naam lachgas. Stikstofoxyde, NO, ontstaat, wanneer men koper met salpeterzuur verwarmt, volgens de vergelijkingen: 3 Cu + 2 HNOg = 3 CuO + H,0 + 2 NO 3 CuO + (» HNO:i = 3 Cu(NO:l), + 3 H,0. Zoolang er nog lucht in de kolf is, wordt liet gas NO bruin gekleurd, doordat het zich met zuurstof verbindt tot NO.,. Vangt men het kleurlooze gas NO boven water op en stelt men het daarna aan de lucht bloot, dan vormt zich ook het bruine NO.,. Stikstoftrioxijde N,0, of salpeterigzuuranhydrid ontstaat uit NO, met weinig water: 4 N04 + H.,0 = 2 HNO., + N,0:1. Met meer water ontstaat salpeterzuur en sali>eterigzuur: 4 NO,, + 2 H20 - 2 HNO, + 2 HNO,,. Salpeterigzuur is onbestendig, maar de zouten, nitrieten genoemd, zijn wel bestendig. Deze nitrieten kunnen aldus ontstaan: HNO, + K( )H - KNO, + H,0, of N„0., + 2 KOH = 2 KN()] + H,(), of door verhitting van nitraten: KNO.. = KNO, + O. In den bodem kunnen zoo nitrieten ontstaan door inwerking van zuurstof (overgedragen door bacteriën) op NH.,. Nitrieten in drinkwater maken dit ongezond. Men kan nitrieten altijd aantoonen door toevoegen van H,SO,, joodkalium en stijfsel: KNO, + KJ + H„SO, - HN(), + HJ + K.SO, HN()2 + HJ = H,,() " + NO + J." Dit jodium maakt de stijfsel blauw. Stikttofpero.i l/de, NO,, ontstaat door verhitting van loodnitraat, kopernitraat, kwiknitraat: Pb(NOH), = PbO + 2 NO, + O. Dit is dus dezelfde ontleding als van HNO... Ammoniak, NH.. Dit lichaam ontstaat bij verrotting in den grond of bij droge distillatie van stikstoflioudende organische stoffen. Droge distillatie is 2* verhitting onder afsluiting der lucht, zooals dat niet de steenkolen geschiedt voor de gasbereiding. Hierbij gaat ook de stikstof deisteenkolen over in ammoniak, dat door het gaswater wordt opgelost. Dit water wordt met kalk vermengd en verwarmd: het ammoniakgas ontwijkt en wordt opgevangen in zoutzuur of zwavelzuur: NH3 + HCI = XH,C1 ammoniumchloride of salmiak. - NH;, -r H,SO, - r (NH,)2S04 amm. sulfaat. U111 hieruit liet ammoniakgas te bereiden worden deze zouten met een sterke basis behandeld, immers een sterke basis maakt een zwakke basis vrij uit de zouten. Voor deze basis kan men gebruiken kalk of kaliumhydroxyde: 2 NH,C1 + Ca(OH)., — 2 XH.OH + CaCl, NH4Cl + KOH = NH,< )H r KC1 en verder NH4OH XH, + H,0. < 'm ammoniakgas te drogen moet men liet leiden over stukjes bijtende potaseh ol ongebluschte kalk. want in chloorcalcium wordt het geabsorbeeul en met zwavelzuur verbindt het zich tot ammoniumsulfaat. Ammoniak is een kleurloos j;as met prikkelenden reuk. De oplossing 111 water heet ammonia liquida, geest van salmiak of vliegop. i'aar ammoniak zoo goed oplost m water, moet men het boven kwik opvangen of in een omgekeerde flesch, daar ammoniakgas lichter is dan lucht. Houdt men zulk een niet XH. gevulde flesch met don mond onder water, dan dringt liet water niet kracht naar binnen, alsof ,,. Het kooldioxyde is een kleurloos gas. niet prikkelenden reuk en zwak zuren smaak; het is niet brandbaar en onderhoudt de verbranding niet; een brandende kaars gaat er in uit. Het lost in water een weinig op. Het is zwaarder dan lucht, zoodat men liet van de eene in de andere Hesch kan óverschenken. Kooldioxyde kan tot een vloeistof verdicht worden; laat men dit vloeibare in de lucht uitstroomen. dan verdampt een deel en heeft, daarvoor zooveel warmte noodig, dat het overige vast wordt. Hij oplossing van kooldioxyde in water neemt men aan, dat zich het koolzuur vormt: CO,, + H,0 = H..CC>: = (H<)),. CO. Koolzuur is een zwak zuur en kleurt lakmoes zwak rood; wordt daarna de oplossing van koolzuur in water gekookt, dan ontleedt liet en CO, ontwijkt, terwijl 't lakmoes weer blauw wordt. Koolzuur is altijd te herkennen aan de troebeling, die liet in waterige oplossingen van Ca(OH),, en Ba(OH)., veroorzaakt: Ca(OH), + CO, = CaCO.. + H.,0 Ba(OH)j + CO, HaCO, + lij). * Met meer C()_, lost het CaCO. weer op: CaC()., + H,( > < :0, = Ca(HC(),),, tot zure koolzure kalk. Wordt deze oplossing verwarmd, dan ontleedt weer het Ca(HCO,)., in CaC(), i H.,0 CO.,. CO, verbindt zich nog sneller met KOH of NaOH. 2 KOH + CO,, = H„0 + K„CO, (potasch); 2 Na( )H + CO,, = H,,0 + Na.,CÖ:i (soda). Oni de samenstelling van het kooldioxyde te bepalen, verbrandt men een vooraf gewogen boeveelheid koolstof in overmaat zuurstof en vangt het gevormde kooldioxyde op in een vooraf gewogen toestelletje gevuld met een oplossing van KOH. Men vindt dan, dat 12 gew.deelen koolstof zich met i52 gew.deelen zuurstof verbinden tot 44 gew.deelen koolstofdioxi de. Daar nu de kleinste hoeveelheid koolstof, in een verbinding voorkomende, 12 gew.deelen bedraagt, moet men 12 als het atoomgewicht beschouwen en als formule van kooldioxyde CO,, aannemen. Hoewel de koolstof zeer veel affiniteit tot zuurstof heeft, kan het CO., toch tot C gereduceerd worden door er brandend kalium of magnesium in te houden. Koolmonoxide, CO. Door koolstofdioxide over gloeiende kool te leiden, ontstaat CO. CO., + C = 2 CO. Dus 1 mol. CO, geeft 2 mol. CO of 1 vol. CO, geeft 2 vol CO leed7rH.UÖréneCO°rganiSCh ^ ^ zwavelz"1»' <'»t- H —C ° =CO+ H.,0. OH Evenzoo wordt oxaalzuur, „ok een organisch zuur. door sterk H,bO, ontleed in H.O, CO, en CO: O C OH ¥T OH c o Uit liet gasmengsel, dat ontstaat, n.1. CO, en CO, kan men het CO verkrijgen, door het te laten stroomen door natronkalk of KOH oor st"nni te laten gaan over gloeiende kool ontstaat: H,() - O = H„ ! C(). 1'it gasmengsel heet ook watergas en. daar beide gassen brandbaar zijn, zal dus weinig water een groot vuur nog sterker doen branden. Koolmonoxyde is een brandbaar en zeer vergiftig gas. Het brandt met een blauwe vlam. De blauwe vlammetjes, welke men in kachels niet gloeiende cokes of bij 't doorstooteu van een turfkooltje ziet, is brandend kooloxyde. Het lichtgas. Het lichtgas wordt verkregen door droge distillatie van steen¬ kolen in retorten van ijzer of vuurvaste klei. waardoor verschillende gassen en teer ontstaan, terwijl onzuivere koolstof, cokes, achterblijft. (lig. 12 en 1 -ï). De .nasseii en dampen komen uit A eerst in den condensor B, afgekoeld door kond water; hier worden de teerdanipen verdicht. Daarna gaan /ij door den scrubber C, een cylinder gevuld met stukken cokes, waarover water stroomt, dat de ammoniakverhindingen oplost. Dit ammoniakwater komt dus in G. Ten slotte gaan de gassen uog dooi- de zuiveringskisten D. waarin teenen horden met ijzerhydroxyde of een mengsel hiervan met kalk: hier worden gedeeltelijk de zwavelverbindingen, het koolzuur en de cyaanverliindingen (CN) geabsorbeerd. Het gas wordt eindelijk in E opgevangen. De voornaamste bestanddeelen van het gas zijn. behalve nog eenige onzuiverheden, de waterstof, 't koolmonoxvd'e en nog eenige koolwaterstofverbindingen, zooals methaan CH,, aethvleen C.H, en benzol die in de organische scheikunde worden besproken. Het gas dankt vooral zijn lichtgevend vermogen aan "t aethvleen. Daar de retort A op ongeveer 10003 verhit wordt en 't aethvleen bij deze temperatuur ontleedt in C en CH,, wordt inde fabrieken voor den scrubber een exhaustor geplaatst, een toestel, dat de gassen sneller uit de retort naar de zuiveringstoestellen doet stroomen. I)e vlam. Een vlam is een gaskolom, die door een daarin plaats hebbend scheikundig proces zoo sterk verhit wordt, dat zij licht uitstraalt. Meestal is dit proces een verbinding niet zuurstof. Het kan ook een andere reactie zijn, b.v. het branden der waterstof of van een kaars in chloorgas. Aan een kaarsvlam onderscheidt men drie deelen: een donkere kern, bestaande uit gas, gevormd door de ontleding van de kaarsvlam: hieromheen is een lichtgevend hulsel, waarin de gassen ten deele \erbianden, terwijl er gloeiende koolstofdeeltjes in zweven, ontstaan door de ontleding van sommige gassen, zooals aethvleen! Van hunne aanwezigheid kan men zich overtuigen door er een koud voorwerp in te houden, dat dadelijk met roet bedekt wordt. (>111 het lichtende hulsel is nog een blauwe laag, waar zuurstof in overmaat aanwezig is. Door een weinig boorzuur aan een platinadraad 111 de vlam te brengen, wordt deze laag groen. Gasvlammen of petroleumvlammen zijn evenzoo. De kern is donker, ontvangt geen zuurstof en is koud. Brengt men een open buis in die kern, dan het gas daarin op en kan aan liet andere einde worden aangestoken. Bedekt men een lampeglas, waarin van onderen het gas stroomt door een nauwe opening in een kurk, met lijn kopergaas, dan kan na eenigen tijd het gas boven het glas worden aangestoken. In het midden dezer vlam kan men kruit, luciferskoppen enz. leggen zonder te ontbranden. Het lichtgevend vermogen danken de vlammen aan de aanwezigheid van vaste gloeiende bestanddeelen. Bij het lichtgas is dit koolstof. Zorgt men door toevoer van lucht, dat deze direct tot CO., verbrandt, dan is de vlam donker, maar veel heeter. Dit gebeurt in den brander van Bussen, die van onderen van 2 luchtgaten is voorzien. Zijn deze geopend, dan ziet men, «lat de donkere vlam uit 2 elkaar omhullende kegels bestaat. Men kan deze twee scheiden door boven de branderbuis een lange glazen buis te plaatsen, die boven in een wijdere overgaat. Steekt men het gas hierbo\en aan en opent men dan de luchtgaten, dan daalt de binnenste vlanikegel tot aan de nauwe buis. Zijn bij een Bi'NSEïj's brander de luchtgaten gesloten, dan i> de vlam weer lichtend en roetend. Houdt men boven de opening van een geopenden gasbrander een stuk fijn kopergaas, en steekt men het daardoor stroomende gas aan, dan zal het gas onder het gaas niet ontbranden, omdat de warmte der vlam door het gaas te snel over een groote oppervlakte verspreid wordt, zoodat de temperatuur onder het gaas niet kan stijgen tot de ontbrandingsteinperatuur van 't gas. Omgekeerd kan mén de vlam door het metaalgaas neerdrukken. Op dit beginsel berust de veiligheidslamp van Davy. Chloor. Chloor komt niet vrij voor, maar gebonden aan metalen. L)e voornaamste verbinding is het keukenzout, Nat 1. < )in chloor te bereiden wordt van de chloorwaterstof HC1 de waterstof geoxydeerd, zoodat chloor overblijft. HC1 wordt verkregen door NaCl met zwavelzuur te behandelen. 2 NaCl + H,SO, 2 HCl + Na,SO,. De Engelschman Dkacox liet chloorwaterstof, met lucht gemengd, strijken over verhitte poreuze steenen, die gedrenkt waren met een oplossing van kopersulfaat. De waterstof van 't HC1 verbindt zich niet de zuurstof der lucht tot water en 't chloor blijft over. Het best gaat het echter door chloorwaterstof opgelost in water (zoutzuur) met bruinsteen MnO., te verwarmen. Hierdoor ontstaat eerst MnO, + 4 HC1 MnCl, + 2 II,O en bij verwarming ontleedt MnCl, aldus: MnCl, = MnCl, + Cl,. Chloor is een groen-geel gas, vandaar zijn naam, met een verstikkenden reuk, gevaarlijk om in te ademen, 't Werd door Scheele ontdekt In water lost het vrij goed op: deze oplossing heet chloorwater, die bereid wordt door chloor te leiden in een omgekeerde retort gevuld met water. Het gas kan men opvangen boven warm water of een verzadigde keukenzoutoplossing. (Waarom geen koud water?) Kwik zou evenals Andere metalen direct worden aangetast. Men verzamelt echter het ( hkMtr meestal in open cvlinders, waarin het door zijn groot S. G blijft hangen. Werpt men in zulk een cvlinder met chloor onecht bladgoud, phosphor of arsenicum, dan verbinden zich deze lichamen onder vuur verschijnselen met het chloor tot chloriden hen mengsel van gelijke volumen waterstof en chloor (chloorknalf uf ? V," 1 zonll("ht onder explosie tot HC1. 1 c.M.1 H + ]iC'ii'i r r ' HCl. Waterstof brandt ook in chloor met een Weekblauwe vlam onder vorming van HC1. ( hlooi oiittiekt ook de waterstof aan vele organische verbindingen, vandaar het verbleeken van schrijfinkt en gekleurd katoen. (Drukinkt bestaat uit zuivere koolstof). Vandaar ook het roeten der kaars wanneer zij ui chloorgas brandt. ( liloor ontleedt zelfs het water, waarin het opgelost is: CL + H,0 = 2 HC1 + O. Wij krijgen dan zuurstof in status nascendi (in staat van wording) . +:! HC1 + Au = AuCl, + 2 H,< > + NO. Verbindingen van chloor met zuurstof. Leidt men chloorgas over droog en afgekoeld kwikoxyde, dan ontstaan HgCl, en Cl,O (chloormonoxyde): HgO + 2 Cl, - HgCl, + Cl,(). Chloormonoxyde is een geel gas, dat vaak onder explosie ontleedt in chloor en zuurstof. Het is het anhydride van onderchlorigzuur: Cl,O + H.,0 2 HCIO. De zouten hiervan heeten hypochlorieten. Leidt men chloor in verdunde koude oplossing van KOH, dan (2 KOH + Cl, : KC1 + KCIO + H,0) ontstaat een oplossing van KC1 en K-hypochloriet, bleekwater genoemd. Leidt men chloor over gebluschte kalk, dan ontstaat bleekkalk: 2Ca(< )H), + 2 Cl, = CaCl, + Ca(Cl(>)2 + 2 H,(). De hypochlorieten worden gemakkelijk ontleed door andere zuren, zelfs door koolzuur, daar onderchlorigzuur een zeer zwak zuur is: Ca(ClO), + CO, + H,0 = CaCO, + 2 HCIO. 'I Hg,Cl., heet ook inercuro-cliloride; HgCl... merenïi-chloride; FeCl., ferrochïoride; Fe,Cl„, f'erri-chloride. -| Namelijk een mercuro-zout; zie hij kwik. < >nderchlorigzuur geeft niet zoutzuur vrij chloor en water: HCIO + HC1 = H.,0 + CL,. Dit vrijwordende chloor verbindt zit-h in de bleekerijen met de waterstof van het water en de zuurstof daarvan werkt dan bleekend op het goed. Leidt men chloor in warme geconcentreerde oplossing van KOH: ( KOH + 6 Cl = 5 KC1 + KCK), + 3 H,0), dan ontstaat KC1 en K-chloraat. Neemt men warme brij van gebluschte kalk. dan ontstaan CaCl en Ca-chloraat: 2 (> Ca(< >H), + 12 Cl = 5 CaCl, + Ca (Cl()3), + (> H,<). \ oegt men bij een chloraat zwavelzuur, Ba(Cl(),), + H,SO, BaSC), + 2 HCK),, dan ontstaat chloorzuur, dat sterk oxvdeert. K-chloraat geeft bij verhitting zuurstof. Bij deze verhitting ontstaat eerst: ' r 2 KC1(), = KCK )4 + KC1 + (>,. KClü, heet K-perchloraat. Wordt dit nog verder verhit dan ontleedt dit aldus: KCK >, KC1 + 2 O,. Bromium. Dit element komt evenals chloor alleen voor gebonden aan metalen. vooral natrium. Ballard ontdekte het in 182(1 in zeewater. l)e bereiding geschiedt evenals die van het chloor, door NaBr met bruinsteen en zwavelzuur te verwarmen: 2 NaBr Mn O, + 2 H,SO, = Na,SO( + MnS(), + 2 li2() + Br,. Bromium is een donkerbruine vloeistof, waarvan de damp zeer onaangenaam riekt (de naam bromium beteekent stank) en de sliimvhezen aantast. Dt^ affiniteit van chloor tot andere elementen is grooter dan die van bromium, zoodat het uit zijne verbindingen wordt vrijgemaakt door chloor: 2 NaBr + Cl,, = 2 NaCl + Br,. De bromium-verbindingen worden gebruikt in de photografie en de geneeskunde. Zilverbromide is evenals zilverchloride en zilverjomde onoplosbaar in water, wel oplosbaar in ammonia liquida Alle drie worden ze ook door 't licht donker gekleurd. Broomwaterstof ontstaat door behandeling van broom niet water en phosphor: 5 Br + 4 H,0 + P = 5 HBr + H,P( )„ of door zwavelwaterstof te leiden in een mengsel van bromium en water: Br, + H3S = 2 HBr -f- S. HBr is een gas, dat oplost in water; deze oplossing gedraagt zich evenals zoutzuur. Verbindingen van bromium met zuurstof en de zouten dezer zuren ontstaan op dezelfde wijze als die van chloor. Jodium. Dit element werd door Courtois in 1812 ontdekt. Het wordt vouml bereid uit de asch van zeeplanten, kelp of var cc geheeten. Öeze asch wordt met water uitgetrokken. In deze oplossing bevindt zich het jodium gebonden aan K. Na of Mg. I it deze verbindingen wordt het bereid evenals bromium: 2 NaJ + Mn(J 2 H,S04 = Nn,S< )4 + MnSG4 + 2 H20 + 2 J. Jodium is een vaste stof; bij verhitting gaat het zonder smelten in dampvorm over, die op de koudere gedeelten van t glas weer vast wordt; het sublimeert dus. De damp is violet, de naam jodium beteekent violet. Jodium maakt de stijfsel blauw. Daar de affiniteit tot andere elementen van chloor grooter is dan die van bromium en van dit element grooter dan die van jodium, zal jodium door chloor of door bromium vrij worden gemaakt. Dus: KJ + Br = KBr + J of KJ + Cl = KC1 + J. Jood waterstof, HJ. bereidt men op dezelfde wijze als HBr en heeft dezelfde eigenschappen. Lost men jodium op in KOH. dan gaat liet evenals met Br en ( I: <» K( )H + 6 J = 5 KJ + KJO, + 3 H,0. Voegt men bij deze oplossing een verdund zuur (bijv. H,SO,), dan ontstaat HJ en HJO:, (joodzuur), want 2 KJ + H.,S<), K..SÜ, + 2 HJ en 2 KJO, + H,S(y = K,SÜt + 2 HJO:i. Joodwaterstof en joodzuur geven tezamen water en jodium: 5HJ + HJO, =3 H.,0 + 6 J. Bij verhitting geeft kaliumjodaat kaliumjodidc en zuurstof: KJO. = KJ + 3 O. Fluorium. Dit element komt voor verbonden met metalen als vloeisjxiuth, CaFl,, «lat in kuben kristalliseert, en kn/oliet of ijssteen (in Groenland), Al2Fl„. (NaFl),, Moissax bereidde het fluorium in 188(> door fluoorwaterstof door een electrischen stroom te ontleden in een U-vormige buis van platina. Huoor is een gas: zijn affiniteit tot andere elementen is grooter dan van chloor. Het verbindt zich niet niet zuurstof; maar \ erigens kan 't alleen in toestellen van platina of vloeispaath bereid worden. \ erwarmt men CaFL, met sterk H.,SO,, dan ontwikkelt zich Huoorwaterstof: CaFL, + H,S(), = CaSO, 2 HF1. Deze bewerking moet geschieden in een retort van lood of platina daar glas direct wordt aangetast. HF1 is een gas evenals HC1, goed oplosbaar in water; deze oplossing is sterk zuur en heet fluoorwaterstofzuur en moet bewaard worden in flesschen van gutta-percha, daar glas wordt aangetast, Daarom gebruikt men dit lichaam om op glas te etsen. Daartoe wordt het glas bedekt met een laag paraffine. Hierin worden de figuren uitgesneden en daarna 't glas aan de inwerking van 't HF1 blootgesteld. Di 4 elementen 1*1, (1, lir en .1 hebben zeer veel overeenkomst in eigenschappen. Zij heeten halogenen of zoutvormers, omdat zij niet metalen direct zich tot zouten verbinden. Deze zouten gelijken veel op elkaar. Zij vormen met waterstof gelijke verbindingen van 1 atoom H met 1 atoom van een halogeen. Deze vier verbindingen zijn alle sterke zuren. De atoomgewichten zijn F1 11), Cl = -'55,5, Br 7'.). .T = 120. Met het toenemen der atoomgewichten heeft een overgang plaats van den gasvormigen in den vloeibaren en daarna in deif vasten aggregaattoestand; daarenboven toename tegelijkertijd van het S. G., toename der affiniteit tot zuurstof, maar vermindering van die tot waterstof. Zwavel of sulfnr. In vrijen toestand wordt zwavel gevonden in de nabijheid van vulkanen. Waarschijnlijk is zij daar ontstaan door de samenwerking van de beide gassen S(>„ en H,S: SO, + 2 H,S 2 II,(t + 3 S. Gebonden komt zij voor aan de metalen; deze verbindingen heeten in 't algemeen sulfiden en worden onderscheiden in glanzen, blenden en kiesen, al naar gelang van haar uiterlijk voorkomen. Verder komt zwavel nog voor in de natuur in den vorm van sulfaten. De meeste zwavelhoudende gesteenten vindt men op .Sicilië. Dit erts wordt tot hoopen gestapeld, met uitgesmolten gesteente bedekt en daarna de zwavel van onderen aangestoken; door de ontstane warmte smelt dan de zwavel uit de ertsen. Hierbij gaat dus veel zwavel verloren. De aldus verkregen ruwe zwavel wordt gedistilleerd in ijzeren retorten, de damp wordt opgevangen in steenen kamers, een gedeelte van de zwavel sublimeert tegen de koude wanden hiervan; worden deze echter warmer, dan verzamelt zich de zwavel hierin in vloeibaren toestand. Deze gesmolten zwavel laat men in houten vormen vast worden en krijgt aldus de pijpzwavel. Het gesublimeerde geeft de bloem van zwavel. De natuurlijke zwavel kristalliseert bij gewone temperatuur in 't rhombische stelsel. Hij 120J smelt zij tot een barnsteengele vloeistof; bij verdere verhitting wordt zij dik vloeibaar en eindelijk bij nog hoogere temperatuur wordt zij weer dun vloeibaar en donkerbruin; giet men ze nu in koud water uit, dan krijgen we een amorfe, veerkrachtige massa, de plastische zwavel. Laten wij gesmolten zwavel zeer langzaam afkoelen, dan kristalliseert zij in 't monokliene stelsel. Zwavel is dus dimorf (vertoont twee kristalvormen). De monokliene vorm gaat langzaam in den rhombischen over. Zw avel is oplosbaar in zwavelkoolstof. Hij hooge temperatuur kristalliseert zij hieruit in 't monokliene stelsel; bij lage temperatuur in 't rhonibische. Nog een andere allotropische toestand der zwavel is de zwavelmelk (zwavel in zeer lijn verdeelden toestand), zooals bijv. ontstaat door natrium-thiosulfaat met een verdund zuur te behandelen: Na,S,(>3 + 2 HC1 = 2 NaCl + H,SO, + S. Zwavel verbindt zich gemakkelijk met zuurstof. Eenige metalen verbranden in zwaveldamp evengoed als 111 zuurstof, onder vorming van sulfiden. De eenvoudigste methode om zwavel in een verbinding aan te toonen bestaat hierin, dat men deze samensmelt met Na,Cü3, waardoor Na,,S ontstaat, dat, met water bevochtigd, op een blank stuk zilver een zwarte vlek van Ag.,S doet ontstaan. Zwaveldioxide ol' z\vavel igzuuranliyd li<1 . Zwaveldioxyde is een kleurloos gas met verstikkenden reuk. Het lost goed op in water. In het groot maakt men het door verbranding van zwavel of zwavelmetalen, in het klein door verhitting van koperkrullen met sterk H.,SO,; daardoor ontstaat eerst koperoxyd en daarna kopersulfaat, CuÖÜ,: Cu + H,S04 = CuO + H.,0 + S0,, CuO + 11,80, = CuSO, + H,0. Coors, Scheikunde. I. 3 Het SO, leidt men in water; daardoor ontstaat een oplossing van zwaveligziiur: S02 + H,0 = H,S03. Leidt men het in de oplossing van een basis, dan ontstaan zouten van dit zuur, sulfteten genaamd: SO, + 2 KOH - K,S03 + H.,0. SO, + 2 NH.OH = (NH4)2 SO, + HX). Zwaveldioxyde kan men door afkoeling met een koudmakend mengsel tot een vloeistof verdichten. Zwaveldioxyde bleekt vele organische kleurstoffen en wordt daarom als bleekmiddel gebruikt, waar andere stoffen zooals chloorkalk te sterk zouden werken. Ook wordt het gebruikt als middel om rotting en gisting tegen te gaan. Ook dient zwaveldioxyde als antichloor: SO, + 2 H,0 + Cl, = H,SO, + 2 HC1. Het chloor oxydeert het zwaveligziiur dus tot zwavelzuur. Zwaveldioxyde dient tevens als reductie-middel. Kaliumjodaat wordt gereduceerd, zoodat jodium vrijkomt: 2 KJO, + 5 SO, + 4 H,0 = J, + 2 KHSO, + 3 H,SO,. Stijfsel wordt dus blauw. Voegt men echter nog meer SO, toe, dan verdwijnt de blauwe kleur weer, daar niet het vrije jodium dan hetzelfde plaats heeft als boven niet het chloor: S02 + 2 H,0 + J2 = H,S04 + 2 HJ. Zwaveltrioxyde of zwavelzuuranliydride, SO,. Dit lichaam ontstaat, wanneer men SO, en zuurstof leidt over gloeiend fijn verdeeld platina. Zwaveltrioxyde vormt glinsterende kristallen, die zeer sterk water aantrekken en dan vervloeien tot zwavelzuur: SO, -f H,0 = H,SO,. Zwavelzuur, H,SO, of (HO),.SO,. Dit zuur wordt of bereid zooals in de vorige proef door S0; in water te leiden, of door SO, te laten oxydeeren door salpeterzuur: SO, + HO . NO, = HO . SO, . NO,. Dit is 't zoogenaamde nitrosylzwavelzuur. Door water wordt dit ontleed in zwavelzuur en salpeterigzuur: IIO . SO, . N02 + H„0 = (HO), . S02 + HNO,. Het salpeterigzuur neemt zuurstof uit de lucht op en wordt weer salpeterzuur, dat dan weer een nieuwe hoeveelheid SO, kan oxydeeren. Voor de zwavelzuurfabriek wordt het SO, in liet groot gemaakt door verbranding van zwavel of door roosting van zwavelmetalen als •dubbelzwavelijzer of pyriet, FeS» en zwavelkoper of CuS: •S + O, = SO,; FeS2 + 70 = Fe, O, + SO,; CuS + 3 O = CuO + S02. Dit geschiedt in een oven of haard, vanwaar het SO., strijkt door 1 T uen giorer, een cylindrischen toren vol stukken vuursteen, die gedrenkt worden met sterk HXO. of met sterk H.,S04, waarin stikstofoxiden zijn opgelost. Zulk een oplossing heet nitrose. Het SO,, sleept het salpeterzuur en de stikstofoxiden damp- vormig mede naar de looden kamers, waar het bovengenoemde nitrosyl-zwavelzuur gevormd en door water ontleed wordt. De overblijvende gassen (stikstofoxyden) strijken nog door den toren van Gay-Luzac, stukken cokes bevattende, die met sterk zwavelzuur bevochtigd worden om de stikstofoxyden op te lossen tot nitrose. Deze nitrose dient weer voor den glover. Het zwavelzuur uit de looden kamers wordt in een platina retort gedistilleerd (glazen retorten zouden door 't stooten der kokende vloeistof breken). Sterk zwavelzuur is een kleurlooze olieachtige vloeistof, ook vitrioololie genoemd, die begeerig water aantrekt. Dij verdunning met water heeft er sterke warmte-ontwikkeling en contractie plaats (1 L zwavelzuur + 1 L water is minder dan 2 L). Zwavelzuur is een sterk twee-basisch zuur, waarvan de baryum-, strontium- en loodzouten onoplosbaar zijn in wateren verdunde zuren. Dus ontstaat er volgens de volgende vergelijkingen een neerslag: BaCls + H,SO, = BaSO, + 2 HC1, Sr(NÓ.t)., + Na.,SO, - SrSO, + 2 NaNÖ.,, Pb(NÖa)2 + H,S04 = PbSO, + 2 HNO;j.' Daar zwavelzuur een twee-basisch zuur is, kan de waterstof geheel of ten deele door metaal vervangen worden; in 't eerste geval spreekt men van een normaal zout, bijv. K,SO,, in 't laatste geval van een zuur zout, bijv. KHSO,, kaliumhydrosulfaat. Het laatste wordt uit het eerste verkregen, door er nog zooveel 1FS0, bij te voegen, als waaruit het eerste ontstaan is: K,SO, + H.,SOl = 2 KHSO,. O Gaat men het aldus verkregen kaliumhydrosulfaat weer verhitten, dan ontwijkt er eerst water: 2 KIISO, = Iv,S,07 + H20. (Bij verdere verhitting ontleedt dit kaliiunpyrosulfaat weer: K2S2O; = K2SO, + SO,.) Het kaliiunpyrosulfaat is het kaliumzout van 't Xordhauser zwavelzuur, dat verkregen wordt door SO:[ te leiden in water; er ontstaat dan eerst zwavelzuur: SO:. 4 H20 H2SO, en daarna: SÖ;. + II.,Sü, = H2S207. Dit zuur heet ook wel dizwavelzuur, omdat liet 2 moleculen SOt bevat op 1 molecule Ho0. Evenals 't K-zolit van dit zuur wordt ook het Na-zout bereid. Ten slotte vermelden wij nog het Xotrium-thiosulfaat, dat ontstaat, wanneer een oplossing van natrium-sulfiet, Na2SO.„ gekookt wordt met bloem van zwavel: Na2SO, + S = Na2S20.. Wordt Na,S20;; behandeld met een verdund zuur, dan ontstaat de zwavelmelk, bijv.: Na2SsO., + H2S04 : Na2SO, + H20 + S02 + S. Na2S20;-oplossing is een goed oplosmiddel voor AgCl, AgBr en Ag.l en wordt daarom in de photographie gebruikt. Ook kan het dienen om vrij chloor of jodium vast te leggen, daar aan 't halogeen de helft van 't natrium van liet Na2S.,U-, wordt afgestaan: Cl + Na ,8,(1, = NaCl + NaS203. Zwavelwaterstof, HS. Dit lichaam wordt gewoonlijk bereid door verdund zoutzuur of zwavelzuur bij zwavelijzer te voegen: FeS + 2 HC1 = FeCl2 + H2S; FeS + H2SO, = FeS04 + H.,S. Gewoonlijk geschiedt dit in een zoogenaamd constant apparaat van Kipp. Zwavelwaterstof is een kleurloos, onaangenaam riekend gas; bij te sterke inademing veroorzaakt het vergiftiging. Zwavelwaterstof lost goed op in water. Deze oplossing reageert zwak zuur. Laat men haar aan de lucht staan, dan oxydeert de waterstof tot water en de zwavel zet zich af. H2S gedraagt zich als een zwak zuur; de heide waterstof-atomen kunnen door een metaal vervangen worden, waardoor sulfiden ontstaan. I. Van de meeste metalen ontstaan de sulfiden door in de op- lossingen van hunne zouten H.,S te leiden; dit zijn de sulfiden, die onoplosbaar zijn in verdunde zuren ai in icater, als de sulfiden van Cu, Pb, Bi, Cd, Hg, Ag, As, Sb, Sn. Au en Pt; bijv.: CuSO, + H2S = CuS + II2SO,. II. V an andere metalen zijn de sulfiden wel oplosbaar in verdund) zuren, maar niet in water; van deze metalen ontstaan de sulfiden door bij de oplossing hunner zouten niet alleen H2S te voegen, maar tevens een oplosbare basis 0111 't vrijkomende zuur te neutraliseeren. Voor deze basis kan men gebruiken KOH, NaOH of NH,OH. (De laatste wordt in den regel gebruikt.) Maar deze basis met H.,S geeft: 2 NH.OH + II2S = (NH,)f S + H20. Daarom worden de sulfiden dezer metalen in den regel verkregen door bij de oplossing hunner zouten ammoniuinsulfide, (NH,).,S, te voegen: hiertoe behooren de metalen: Zn, Mn, Fe, Co, Ni, 011 Al en Cr, welke laatste twee echter op deze wijze hunne hydroxyden doen ontstaan: bijv.: FeSO, + (NH,)„S = FeS + (NH,).,SO, : A1.,(S0,)., + 3 (NI I ,),S + 3 H.,0 Al,(OIl),; + 3 (NH1).,S01 + 3 H,S. III. Ook zijn er metalen, waarvan de sulfiden zelfs in wateroplosbaar zijn; dit zijn de metalen Iv, Na, Ca. Sr, Ba, Mg. De sulfiden van de 5 laatste metalen der eerste groep vormen met natrium-, kalium- of annnoniumsulfide oplosbare verbindingen, zoogenaamde sulfozouten: As,S, + 3 KsS = 2 K,AsS„ SbjS., + 3 Na2S = 2 Na:lSbS.,, SnSa + (NH,}2 =(NU,)2SuS;.. Zwavelkoolstof, CS.,. Dit lichaam ontstaat, zoo men zwaveldamp leidt over gloeiende kool. Het is een onaangenaam riekende vloeistof. Zwavelkoolstof is een zeer goed oplosmiddel voor vetten, oliën, gelen phosphor. enz. De vloeistof kookt reeds bij -17J en haar dampen zijn zeer licht brandbaar, waarbij C02 en S02 ontstaan. CS., geeft met K2S verbonden kaliumsulfo-carbonaat, K.,CS;, evenals C02 + K20= KsCOs. Silicium. Dit element komt 11a zuurstof het meest voor, echter niet in vrijen toestand, maar als kiezelzuur en kiezel/ure zouten (silicaten), welke de meeste gesteenten uitmaken. Het element wordt het gemakkelijkst bereid, door liet oxyde, Si(>2 (kiezelzuuranhydride), met magnesium te verhitten: Si02 + 2 Mg = Si + 2 MgO. Silicium is een grauw, amorf poeder, dat gemakkelijk oplost in kaliloog en Huoorwaterstofzuur. Ook verbrandt het gemakkelijk tot Si02 Siliciumdioxyde of kiezelzuuranhydride, Si02. Dit oxyde komt in de natuur voor als kwarts, gekristalliseerd in 't hexagonale stelsel; de kleurlooze, doorschijnende kristallen heeten bergkristal; chalcedoon, agaat en vuursteen zijn verschillende variëteiten; zand is fijn verdeeld kwarts. Onder sterke verhitting van zand met koolstof ontstaat: Si02 + 3 C = 2 CO + SiC. SiC is carborundum, zoo hard als diamant en gebruikt als slijpniiddel. Kiezelzuur. Smelt men zand en soda samen, dan wordt er natriumsilicaat gevormd : Si02 + 2 Na,CO, = Na.SiO, + 2 C08. Na,Si04 is een glasachtige massa, oplosbaar in water en daarom waterglas genoemd. Voegt men bij de oplossing van waterglas verdund zoutzuur, dan ontstaan kiezel/uur en keukenzout in oplossing: Na,Si04 + 4 HC1 = 4 NaCl + H.SiO,. Doet men deze oplossing in een lampeglas, van onderen gesloten door een stuk perkamentpapier of dierlijke blaas, en plaatst men dit in een bekerglas met water, dan zal het keukenzout (door de osmose) zich door 't perkament of de blaas verwijderen in 't omringende water, evenals dit alle kristallijn^ verbindingen (kristalloklen) doen. terwijl het kiezel/uur dit niet (loet. daar het een geleiachtig lichaam (col'loi'd) is; deze wijze van scheiding noemt men dialyse. Gaat men het aldus verkregen kiezelzuur verhitten, dan ontwijkt water en blijft ten slotte Si02 of zand over. Van dit kiezelzuur komen zeer vele zouten als mineralen in de natuur voor. Oplosbaar in water zijn alleen de silicaten van kalium en natrium. Om de silicaten te ontleden worden ze behandeld met fluoorwaterstof: Al2K2Si0O1(; + 32 HF = AJ2F6 + 2 KF + 0 SiF, + 16 H,0, of zij worden met natriumcarbonaat gegloeid: Al2K.,Si,;01(i + 12 Na,CO., = A120:J + K,03 + 6 Na4Si04 + 12 CO,. Siliciumfliioride, SiF,. Silicium kan zich ook met de halogenen verbinden; de belangrijkste verbinding is het SiF,, dat ontstaat door fluoorwaterstof op SiO, of een siliciumverbinding te doen inwerken. Daar glas een mengsel van silicaten is, wordt het ook door het HF aangetast. Komt SiF, in aanraking met water, dan wordt het als volgt ontleed: 3 SiF, + 4 H.,0 = 2 H,SiF„ + H,SiO,. Deze ontleding wordt door de volgende proef duidelijk; in een kolt verwarmt men een innig mengsel van zand en vloeispaath met sterk H2SO,. I >it werkt op het vloeispaath aldus in: CaFg+H2SO,=CaSO,+2 HF. Het fluoorwaterstof werkt direct in op het zand: Si02 + 4 HF = SiF, + 2 H,0. Het gevormde gasvormige SiF, leidt men door een wijde, tweemaal rechthoekig omgebogen buis, die onder kwik uitmondt, opdat de buis s niet verstopt worde door bet gevormde geleiachtige kiezelzuur. Boven het kwik staat water, dat de ontleding van SiF, bewerkt; onderin bezinkt het geleiachtige H,Si(),. terwijl daarboven komt een waterige oplossing van kiezelfhioorwateistofzuur, H,SiF,;, een sterk tweebasisch zuur, welke oplossing dient als reagens op kalium- en baryum-zouten, daar K2SiF,., en BaSiF,, onoplosbaar zijn. Borium. Van dit element komt het boorzuur, H3BO:„ voor in eenige heete bronnen in Toscane. Door verhitting krijgen wij hieruit het boorzuuranhydride: 2 H:1BO:. = B,0, + 3 H.O. Dit boorzuur wordt in de geneeskunde gebruikt. Boorzuur kleurt curcunia-papier bruinrood: curcunia-papier is geel gekleurd door de kleurstof der curcumaplant. Twee moleculen hoorzuuranhydride niet één molecule water geven een diboorzuur, H2B,07, waarvan het natrium-zout, Na„B»0;, borax geheeten, eveneens in de natuur voorkomt. Uit het hoorzuuranhydride, B20:i, wordt het horium verkregen door liet innig vermengd met magnesium te verhitten, dus evenals silicium uit SiO.,. Phosphorus. De phosphorus werd in 1009 door den alchimist Brandt in Hamburg ontdekt en uit de urine bereid. Phosphorus komt niet in vrijen toestand, maar hoofdzakelijk als phosphorzure kalk (Ca.P^O^) voor. Dit zout komt voor in de mineralen apatiet en phosphorid, in de planten (vooral in de zaden) en in het dierenrijk vooral in de beenderen. Scheele toonde in 1770 aan. dat dc beenderen ongeveer 00 % Ca,P.,Os bevatten en verder •50 "/„ lijnigevende stof. Uin de lijnigevende stof te verwijderen, worden de beenderen met water gekookt en liet overblijvende onder toetreding der lucht gegloeid. Men verkrijgt dan dé witte beenderenasch, die ongeveer voor "it CagP0Os bestaat. Dit wordt nu verwarmd niet verdund zwavelzuur, waardoor onoplosbaar CaSO, (gips) ontstaat en een oplossing van calciuinliydrophosphaat, die na eenigen tijd helder kan worden afgeschonken. Deze oplossing wordt ingedampt, tot men een strooperige massa verkrijgt, welke innig met overmaat van koolstof wordt vermengd; deze massa wordt daarna gegloeid in aarden retorten, waarvan de hals onder water uitkomt, daar anders de phosplior direct weer zou oxydeeren. Om dezen phosphor te zuiveren, wordt hij onder water gesmolten, door zeemleer geperst en in den vorm van pijpjes in den handel gebracht. De phosphor is geel, wasachtig, smelt bij 44J, is zeer vergiftig en lost goed op in zwavelkoolstof. Phosphor heeft zeer veel affiniteit tot zuurstof; aan de lucht oxydeert hij. en geeft dan nevels af, die in 't donker licht verspreiden. Op deze laatste eigenschap, waaraan het element zijn naam dankt, berust de proef van Mitscherlich om de aanwezigheid van zeer kleine hoeveelheden phosphor aan te toonen. Daartoe wordt de verbinding niet wat water en zwavelzuur gekookt in een kolf met opgaanden koeler. Op de plaats, waar de waterdamp tot vloeistof verdicht, ziet men de lichtende nevels. Lost men phosphor op in zwavelkoolstof en drenkt men een stuk filtreerpapier in deze oplossing, dan zal bij verdamping der vloeistof de phosphor in fijn verdeelden toestand op het papier achterblijven. In dien toestand oxydeert de phosphor zeer snel en er ontstaat daardoor zoo veel warmte, dat het papier ontvlamt. Daar de gek phosphor om zijn vergiftige eigenschappen zeer schadelijk is voor de gezondheid, wordt hij niet meer in de luciferskoppen gebruikt en in de strijkvlakken der lucifersdoosjes is hij vervangen door den rooden phosphor. Men kan den gelen in rooden phosphor omzetten door hem onder afsluiting der lucht. bijv. in een kolfje met nauwe opening, eenigen tijd tot 2(50J te verhitten. De 100de phosphor is niet vergiftig, niet oplosbaar in zwavelkoolstof en oxydeert niet zoo snel als de gele. Hij gaat boven 290; geheel in damp over, die bij afkoeling zich tot gelen phosphor condenseert. Wij hebben hier dus twee allotropieën van den phosphor. Phosphortrioxyde of phosphorigzimranhydride, P.,0 . Wordt phosphor zacht verwarmd onder beperkte toetreding deilucht, dan ontstaat phosphortrioxyde, een witte stof, die zich gemakkelijk met water verbindt tot phosphorigzunr: P20, + 3 11,0 = 2 H,P0.. Men kan dit zuur bijvoorbeeld krijgen, door eenige pijpjes phosphor op een trechter te zetten onder een glazen klok op een bord niet water. De phosphor begint te rooken, de nevels lossen spoedig op in 't water. Volstrekt zuiver verkrijgt men het zuur door phosphortrichloride met water te ontleden: PCI, + 3 K,0 = II ;PO., + 3 HC1. Phospliorpeutoxyde of phosphorzuuraiihydride, P O-. Dit oxyde, het belangrijkste, ontstaat door phosphor in overmaat van zuurstof te verbranden. Het is een vlokkige witte stof, die nog sterker hygroscopisch is dan zwavelzuur of chloorcalcium. Phosphorzuiir. Het phosphorzuuranhydride, P.,0-, geeft niet water 3 verschillende zuren: P,05 + 3 H.,0 = 2 H3P04, ortho-phosphorzuur, P.,0- + 2 H.,0 = H,P.,0;, pyro-phosphorzuur, P20- + H.,0 = 2 HPO„ meta-phosphorzuur. Oxydeert men rooden j)hosplior met niet te sterk salpeterzuur en dampt men de oplossing in, dan verkrijgt men, onder ontwijking van stikstofoxyden, kristallen van het orthophosphorzuur, H.PO,. Uit kan men ook verkrijgen door calciumphosphaat met zwavelzuur te behandelen: Ca.P.O, + 2 H,S04 = 2 CaSO, + CaH,P2üh. Voegt men bij tlit calciumhydro-phosphaat nog eens H2SO,, dan ontstaat ortho-phosphorzuur : CaH,P2Os + H,SO, = CaSO, + 2 H;P04. Ortliophosphorzuur is een driebasisch zuur; de drie waterstofatomen kunnen verschillend vervangen worden: Na .PO, = normaal of trinatriumphosphaat; Na.HPO, = dinatriumhydrophosphaat; NaH,PO, = natrium-dihydrophosphaat; Na(NH,)HPO, = natrium-ammoniuin-hydrophosphaat. Het orthophosphorzuur stremt eiwit niet; oplossingen van zijn zouten geven met AgNO:1 een geel neerslag van Ag.PO,; met een mengsel van ammonia, ammoniumchloride en magnesiumsulfaat (magnesia-mixtuur geheeten) ontstaat een vit neerslag van (NH,)MgPO,. Met een oplossing van ammoniummolybdaenaat en salpeterzuur ontstaat een geel neerslag. \ erhit men liet orthophosphorzuur, dan ontstaat eerst pi/ropJiosphorzuur, H1PL>07; dit zuur stremt eiwit ook niet; de oplossingen van zijn zouten geven met AgNO., een wit, kristallijn neerslag. He vier waterstofatomen kunnen twee aan twee door metaal worden vervangen, bijv. Na,H2P.,07 en Na,P.,07. Verhit men liet pyrophosphorzuur nog sterker, dan ontstaat het meta-phosphorzuur, HPO.. Hit zuur is ook te verkrijgen door P.,0in koud water op te lossen; kookt men echter deze oplossing, dan ontstaat weer het orthophosphorzuur. Het metaphosphorzuur stremt eiwit wel; de oplossingen van zijn zouten geven met AgNO. een wit, geleiachtig neerslag. Phosphonvaterstof. Een van de voornaamste verbindingen van phosphor en waterstof is PHS. Dit lichaam wordt verkregen dooi gelen phosphor te koken in een oplossing van KOH, waarbij tevens onderphosphorigzuur, H.,P02r ontstaat. PH:1 is een gas, «lat aan de lucht ontvlamt. Men moet dus uit het toestel alle lucht eerst door waterstof verdreven hebben, vóór men de oplossing gaat verwarmen. Elke gasbel van PH,, die men boven water in de lucht laat komen, ontvlamt vanzelf, terwijl ringvormige nevels omhoog stijgen. Verbindingen van phosphor met zwavel en do halogenen. Phosphor verbindt zich onder vuurversehijnselen met zwavel en de halogenen. De verbindingen met zwavel komen overeen met de oxyden, namelijk l'.^i en 1'jS-. Ook de verbindingen mot de halogenen komen overeen met deze veranderlijke valentie, bijv.: PCI; en PCI, of PBr , en PBr5. Bij hoogere temperaturen ontleden de moleculen PCI-, zich in moleculen PCI, en Cl,, tlio zich bij verlaging van temperatuur ook weer vereenigen. Een dergelijk verschijnsel noemt men dissociatie. Arseiiikuni. Arsenikum behoort, wat zijne physische eigenschappen betreft, tot de metalen; uit scheikundig oogpunt evenwel komt het't meest met phosphor overeen. Arsenikum komt in de natuur voor in gedegen toestand als vliegensteen of scherf kobalt; het meest is het echter verhonden met andere elementen. Het wordt meestal bereid uit arsenikkies of mispikkei, FeSAs. Wordt dit namelijk verhit, dan blijft het FeS achter en het As sublimeert: FeSAs = FeS + As. \ aak wordt het ook bereid door het oxyde met koolstof te reduceeren. Arsenikum sublimeert bij verhitting en vormt dan een spiegelende laag tegen de koudere deelen van het glas (arsenikspiegel). Ox.vden van arsenikum. Bij verhitting in de lucht ontstaat het arseniktrioxyde, As,0;i. ()ok dit kan gesublimeerd worden en is dan een glasachtige massa, die langzamerhand kristallijn wordt. Arseniktrioxyde, ook rattenkruid genoemd, is een vergift en wordt in de geneeskunde gebruikt en voor "t maken van sommige glassoorten. Arseniktrioxyde lost een weinig op in water met zwak zure reactie. Het is dan ook te beschouwen als het anhydride van arsenigzuur: As20;1 + 3 H,0 = 2 H.,AsO,. Oplosbare zouten hiervan verkrijgt men door 't As.,()., op te lossen bijv. in een oplossing van NaOH of KOH: As»O., + (5 NaOH = 2 Na,,AsO, + 3 H»0. Deze zouten heeten arsenieten, zijn zeer vergiftig en dienen tot reductie-middel. Hebben wij bijv. een oplossing van bromium of jodium, dan wordt het arseniet geoxydeerd tot een arsenaat (zout van arseenzuur, HjAsO,): Na:1AsO, + J» + H.,0 = Na,AsO, + 2 HJ. Het arseenzuur ontstaat ook door arseniktrioxyde met salpeterzuur te verhitten. Dit H.AsO, komt zeer veel overeen met orthophosphorzuur, immers door verhitting ontstaan achtereenvolgens pijro- en meta-arscenzuur, terwijl ten slotte het anhydride As»<)- overblijft. As»O- + 3 H.,0 = 2 H:;As04, ortho-arseenzuur, As20- -f 2 H.,0 = 11,As,O-, pyro-arseenzuur, As»O- -f H»0 = 2 HAsO-, , meta-arseenzuur. Ook met magnesia-mixtuur geven arsenaten een wit neerslag; met zilvernitraat echter is het neerslag steenrood. Arseenwaterstof. Het arseenwaterstof, AsH,, ontstaat door een oplosbare arseenverbinding met waterstof in status nascendi te behandelen: As.,0;, + 12 H = 3 H»0 + 2 AsH;!. Dit lich.aam is een kleurloos gas met een knoflookachtigen geur. Door verhitting ontleedt het in zijn elementen. In de lucht verbrandt het met blauwe vlam tot arseentrioxyde en water; binnen in de vlam, waar de lucht niet in overmaat voorhanden is, verbrandt alleen de waterstof, zoodat op een koud porseleinen plaatje spiegelende vlekjes van arsenikum komen, zoo men dit plaatje in de vlam van arseenwaterstof houdt. Deze vlekken lossen op in bleekwater. Leidt men het gas door een glazen buis, die in het midden sterk verhit wordt, dan zet zich achter de vlam eveneens een spiegel van arsenikum af. Beide deze proeven, die de beste herkenningsmiddelen van het arsenikum vormen, kan men het best uitvoeren met het hiernaast afgebeelde toestel van Marsh. In chloorgas ontstaat uit arsenikum direkt arseentrichloride, AsCI,. De zwavel verbindingen van het arsenikum, die in de natuur voorkomen, zijn realgar, i\s.,»->.,, nar ook verkregen wordt aoor een mengsel van zwavel en arsenikum te sublimeeren, en het uuripigment, As.,S., dat men ook verkrijgen kan door II,S te leiden in een oplossing van arseentrioxyde in zoutzuur; dit As.,S, ontstaat dan als een geel neerslag, dat in alkalische vloeistoffen weer oplost, onder vorming van sulfoarsenieten, zooals we vroeger reeds zagen. Antimonium ot' Stibium. Antimonium komt vrij voor in de natuur, maar meer echter verbonden met zwavel als antimoonglans of gruuwspiesglans, Sb_,S;. Verhit men deze verbinding met ijzer, dan verkrijgt men het element vrij: Sb2S, + 3 Fe = 2 Sb + 3 FeS. Men kan ook liet erts roosten en het daardoor ontstane oxyde reduceeren door verhitting niet kool. Antimonium oxydeert niet zoo gemakkelijk als arsenikum, het sublimeert niet, maar smelt. Zijn verbindingen zijn ook niet in zoo erge mate vergiftig als die van arsenikum. m In zijn scheikundige verbindingen komt het met arsenikum overeen, terwijl het in zijn physische eigenschappen nog meer met de metalen overeenkomt. Oxyden van antimonium. Antimoontrioxyde, Sb,03, ontstaat het best door bij SbCl:! soda te voegen: 2 SbCl, + 3 Na2C03 = Sb,O, + G NaCl + 3 C,0. Door zoutzuur wordt dit trioxyde weer omgezet in het trichloride: verdunt men de oplossing daarvan met water, dan wordt zij troebel, omdat onoplosbaar SbÜCl ontstaat, dat in sterk zoutzuur weer oplost: SbCl3 + H,0 = SbOCl + 2 HC1. Antimoonpentoxyde, Sb205, ontstaat door antimonium met salpeterzuur te oxydeeren, en is het anhydride der volgende zuren: Sb205 + 3 H.,0 = 2 H.jSbO,, ortho-antimoonzuur, Sb205 + 2 H.,0 = H,Sb,ü;, pyro-antimoonzuur, Sb,Os + H,0 = 2 HSbOj, meta-antiinoonzuur, overeenkomende met de arseen- en phosphorzuren. Andere antimoon verbindingen. De verbindingen met chloor en zwavel komen zeer veel overeen met de overeenkomstige van 't arsenikum. Het Sb,S;l ontstaat als een oranjekleurig neerslag door H,S te leiden in de oplossing van het trioxyde in zoutzuur. Dit neerslag ontstaat evenmin als bij arsenikum in alkalische oplossingen, daar dan, zooals wij vroeger reeds zagen, oplosbare sulfozouten ontstaan. De antimoonwaterstof, SbH.,, ontstaat op dezelfde wijze als die van arsenikum; ook kan zij met hetzelfde toestel van Marsh worden aangetoond; alleen zij wordt bij lagere temperatuur ontleed, vandaar dat de spiegel zich zoowel vóór als achter de vlam vertoont en de vlekken, op het koude porseleinen plaatje gevormd door de vlam van SbH:l, zijn niet oplosbaar in bleekwater. Over zuren, basen en zouten en hunne oplossingen. Zooals we reeds gezien hebben, vormt geen der niet-metalen een basisch oxyde, wel zuurvormende oxyden. Daarentegen is van elk metaal minstens één basisch oxyde bekend. Sommige metalen, zooals chroom en mangaan, vormen daarenboven ook nog zuurvormende oxyden. De studie der oplossingen van zuren, basen en zouten behoort tot liet gebied der physische of algemeene scheikunde. Op 'ht gebied zijn in de laatste jaren vooral belangrijke ontdekkingen gedaan door Van 't Hoff, Ostwald, Arriienius en anderen. Daaruit bleek, dat vele eigenschappen van verdunde oplossingen evenredig ziju aan het aantal moleculen, dat per liter is opgelost. Vriespuntsverlaging. Zuiver water bevriest bij 0'J C. Wel kan het, zoo het rustig staat, afkoelen tot beneden 0°, maar werpt men er dan een stukje ijs in, zoo bevriest het terstond en de temperatuur stijgt weer tot 0J. Is er echter een of andere stof in 't water opgelost, zoo bevriest liet beneden O3. Het vriespunt wordt dus verlaagd, en wel 1,89, indien in 1 Liter water een grammolecule eener stof is opgelost, dus bijv. 58 Gram NaCl of Ü8 Gram H.,SO,, enz. Lost men 2 of 3 of meer grammoleculen op in 1 L. water, dan is die verlaging 2 X 1°,89 of 3 X 1°,89, enz. Is nu een grammolecule = m Gram, dan zal dus voor m Gram de verlaging zijn 1°,89 en voor 1 Gram 1 ° HO ' . Voor een willekeurige hoeveelheid der stof, die men van te in voren gewogen heeft, stel bijv. = a Gram, en daarna opgelost in 10 81) 1 L. water, is die verlaging dan a X ' . Deze verlaging kan o o m men waarnemen op den thermometer, in de bevriezende oplossing geplaatst; stel haar gelijk V°, dan is dus V° = a X . I'1 tleze vergelijking komt maar één onbekende voor, n.1. m en zoo kan dus het moleculair gewicht bepaald worden uit de vriespuntsvcrlaging. Kookpunisverhooging. Water kookt bij 100°, maar is er in het water een stof opgelost, dan kookt de oplossing boven 100°. Deze kookpuntsverhooging is ook evenredig met liet aantal granmioleculen, die in 1 L. water opgelost zijn. Voor 1 grammolecule is zij 0 ,52 0 ~ 50 en dus voor 1 Gram is zij '* ~ en derhalve voor een willekeurige ' ni afgewogen hoeveelheid, bijv. a Gram der stof, die in 1 L. is opgelost, is de kookpuntsverhooging a X ^ ~~. Deze verhooging kan men aflezen door den thermometer in den damp der kokende oplossing te houden en zij K°, dan is K° = a X Dit is du* een J m tweede middel om 't moleculairgewicht te bepalen. Osmotische druk. Wanneer wij een oplossing bijv. van CuS04 in water doen in een lampeglas, van onderen gesloten door een stuk dierlijke blaas of perkament of een ander doorlatende wand, en wij plaatsen dit in een bekerglas met water, dan zal door de osmose het opgeloste zont uit het lampeglas gaan in 't omringende water en omgekeerd iets van het omringende water door den doorlatenden wand in 't lampeglas. Nu zijn er echter ook wanden, gemaakt van zoodanige stof. dat zij wel 't water, maar niet de opgeloste stot' doorlaten; wanneer men nu een vat. van dergelijke stof gemaakt, vult met een oplossing van een of andere stof. daarna van hoven luchtdicht sluit met een kurk, waardoor een lange buis steekt en men plaatst het dan in een bekerglas niet water, dan zal wel het omringende water in dit poreuze vat dringen, maar de opgeloste stof kan er niet uit. Men ziet dan ook de oplossing in de lange buis opstijgen tot een zekere hoogte, afhankelijk van de hoeveelheid der opgeloste stof; uit deze hoogte en uit deze hoeveelheid kan men dan door de betrekking, die er tusschen beide bestaat, komen tot het moleculairgewieht. De druk, uitgeoefend door de vloeistofzuil, in de lange buis omhooggedreven, In-et de osmotische druk der oplossing. Wanden, die alleen 't water (oplosmiddel) maar niet de opgeloste stof doorlaten, lieeten lml/doorlatend. Electrolytische dissociatie. Wanneer men bovengenoemde drie proeven uitvoert niet stoffen, waarvan het moleculairgewieht reeds is vastgesteld langs anderen weg, bijv. niet behulp der wet van Avagadro, clan merkt men soms, dat de waargenomen vriespuntsverlaging of kookpuntsverhooging of osmotische druk grooter is dan die, welke men volgens de formule kan berekenen. Uit deze grootere vriespuntsverlaging enz. volgt dan natuurlijk een kleiner moleculairgewieht. Om deze onregelmatigheid te verklaren, overwoog Arkhenius, dat verdunde waterige oplossingen den electrischen stroom goed geleiden en dat daarbij de opgeloste stof tegelijkertijd in tweeën werd gesplitst, waarvan één deel ging naar de positieve, 't andere deel naar de negatieve pool. Daarom nam Arriiknius aan, dat in oplossingen de zuren gesplitst waren in electrisch geladen deeltjes, iomn genoemd, en wel de eene soort, die door den electrischen stroom naar de negatieve pool werden gevoerd, positief geladen, en de andere, die aan de positieve pool kwamen, negatief geladen. Dus bijv. in verdund zoutzuur was het HC1 gesplitst in positief geladen H-ionen en negatief geladen Cl-ionen; in zwavelzuuroplossingen was het H..S0, gesplitst in 2 positieve H-ionen en één negatief (maar met dubbele lading) SO,-ioon enz. ~f~ Dus: HC1 = H .... Cl; + -I- H..SO, = HH.... S04; HNO.j = H .... N03 enz. Voor bases nam hij het volgende aan: NaOH = Na . . . . OH; Ca (OH)., = Ca .... OH, OH, enz. Voor zouten nam hij het volgende aan: NaCl = Na . . . . Cl; K,SO, = KK .... SO,, enz. Voor elke gesplitste molecule komen er dus minstens 2 in de plaats. Zoo doende kan het voorkomen, dat, bijv. voor een oplossing van NaCl, de vriespuntsverlaging enz. bijna 2-maal zoo groot wordt, daar 't aantal moleculen 2-maal zoo groot wordt door deze zoogenaamde electrolvtische dissociatie. Titratie. Om de hoeveelheid van een of andere stof te bepalen, die in een zekere massa van een mengsel voorkomt, kan men die stof omzetten in een onoplosbare verbinding, deze filtreeren en het praecipitaat wegen. Bijv. men kan de hoeveelheid zwavelzuur in een mengsel bepalen, door het 0111 te zetten in BaSÖ4, dit af te zonderen en te wegen, waarna door eenvoudige berekening de hoeveelheid zwavelzuur gevonden wordt. Dit noemt men de geicichtscinalyse. Maar heeft men een oplossing van eenig zuur, bijv. zwavelzuur, en voegt men hierbij de oplossing van een basis, bijv. KOH, dan weet men uit de vergelijking: 2 KOH + H.SO, = K2SO, + 2 H,0, dat 2X50 Gr. KOH noodig zijn, om 98 Gr. H.SO, te neutraliseeren. Heeft men dus van een KOH-oplossing, die per Liter-oplossing 50 Gr. KOH bevat of per c.M.:1 5(5 m.Gr., .50 c.M. ' noodig om een willekeurig volume verdund zwavelzuur te neutraliseeren, dan weet men, dat in dit volume .'5') X 49 m.Gr. H.SO, aanwezig waren, daar 80 X 50 m.Gr. KOH overeenkomen niet 30 X 49 m.Gr. H,SO,. De quantitatieve bepalingen langs dezen weg noemt men de miatanalyse of titratie. Om deze methode te kunnen toepassen is het noodig het juiste oogenblik te herkennen, waarop het zuur of de basis geneutraliseerd is. Hiervoor dienen indicatoren, welke meestal kleurstoffen zijn, die van kleur veranderen, zoodra ook maar één druppel te veel is toe- Coors, Scheikunde. I. 4 gevoegd van het een of van 't ander. Een dergelijke indicator is bijv. het lakmoes. Verder zijn er noodig titreer-vloeistoffen. Deze worden verkregen door het aequivcUent-gewicht eener stof op te lossen in water tot 1 Liter. Onder het aequivalent-gewicht van een zuur verstaat men de hoeveelheid, die één gewichtsdeel waterstof bevat, die door metaal vervangen kan worden. Het aequivalent-gewicht van zoutzuur, HC1, van salpeterzuur, HNü,, en van elk één-basisch zuur is dus gelijk aan 't moleculair-gewicht; van zwavelzuur H,SO, is het de helft daarvan en van phosphorzuur, H..PO,, het derde deel. Het, aequivalent-gewicht van een basis is het moleculair gewicht gedeeld door het aantal H-atomen, dat door een atoom van 't metaal vervangen kau worden, bijv. van Ca(OH), is het de helft van 't moleculair gewicht. Van een normaal zout verkrijgt men het aequivalent-gewicht door t moleculair-gewicht te deelen door de valentie van 't metaal daarin aanwezig. Een oplossing, die het aequivalent-gewicht eener stof, tot 1 Liter opgelost, bevat, heet een normale oplossing. Zoo is dus normaal zwavelzuur een oplossing van H,SO, in water, die per Liter ^ Gr. : 49 Gr. H,SO, bevat. Daar nu geen der anorganische zuren of bases absoluut ; watervrij te krijgen zijn, gaat men voor de bereiding van normale vloeistoffen uit van het organische zuur oxaalzuur: COOH •- 2 H.,0, dat kristalliseert niet 2 moleculen kristal- COOH water en zeer zuiver en droog te verkrijgen is. Het moleculairgewicht hiervan is 2 X 12 + 4 X 16 + 2 + 2 X 18 12ü en daar het zuur tweebasisch is, is het aequivalent-gewicht 63. Men doet dus 63 Gr. oxaalzuur in een zoogenaamde literkolf, zijnde een kolf niet langen hals, waarop een inerkteeken, tot waar zij gevuld moet zijn om 1 Liter te bevatten. Daarna lost men het'oxaalzuur op in water en vult tot het inerkteeken aan. Zoodoende verkrijgt men nu normaal oxaalzuur en daarmede bereidt niet dan andere normale vloeistoffen. Ten slotte zijn nog noodig buretten, lange verdeelde buizen, van onderen gesloten met een kraan, waaruit men voorzichtig de titreervloeistof kan laten druppelen. Men heeft ook vloeistoffen, die per Liter 1 l0 of 1 „m deel van het aequivalent-gewicht bevatten; men spreekt dan van 1 of 1 1(10 normaal. B. Metalen. Het verschil tusschen metalen en niet-metalen uit scheikundig oogpunt bestaat vooral in 't verschillend gedrag der oxyden, zooals reeds gezegd is. Physisch onderscheiden zich de metalen van de overige elementen door hun grooteren glans, betrekkelijk groot soortelijk gewicht, goed geleidingsvermogen voor electriciteit, enz. Wat volgens deze eigenschappen echter tot de metalen zou behooren, zooals arsenikum en antimonium, wordt volgens de scheikundige eigenschappen tot de niet-metalen gerekend. Metalen, wier soortelijk gewicht grooter is dan , lieeten zware metalen, de andere heeten lichte en zijn eerst in de 19e eeuw ontdekt. Wetten van Dulong en Petit, en van Mitscherlich. Dissociatie. Met behulp van de theorie van Avogadro is aangetoond, dat het moleculair-gewicht eener verbinding gelijk is aan 2-maal het soortelijk gewicht in dampvorm. Thans willen wij nog eenige redenen meedeelen, waarom men aanneemt, dat een molecule waterstof 2 atomen bevat. Zooals bekend is, verbinden zich 1 c.M.:! waterstof met 1 c.M.' chloor tot 2 c.M.:' chloorwaterstof of 1 volumen 11 1 volumen Cl = 2 volumen chloorwaterstof; dus ook: 1 mol. H+lmol. Cl : 2 moleculen chloorwaterstof. Een mol. waterstof bevat dus evenveel atomen H als 2 moleculen chloorwaterstof, dat is dus minstens 2, maar 't kan ook 4, , enz. zijn. Verder: 2 vol. H + 1 vol. O = 2 vol. waterdamp of 2 mol. H + 1 mol. 0 = 2 mol. waterdamp of 1 mol. H + 1 o mol. ü = 1 mol. waterdamp. In 1 mol. waterstof zitten dus evenveel atomen H als in 1 molecule water. Daar nu de waterstof door 't metaal natrium of kalium in twee gelijke deelen gesplitst wordt, moet dit aantal waterstof-atomen even zijn. Daar nu geen enkele reden bestaat om het aantal waterstofatomen in de watermolecule grooter dan twee aan te nemen, stellen wij dit gelijk 2 en derhalve wordt ook een molecule waterstof ~ H,. Voor stoffen, die niet in dampvorm gebracht kunnen worden, helpt de formule M 2 X S. G. niet veel. Daarvoor kan men gebruik maken van de vriespuntsverlaging en de kookpuntsverhooging ter be- 3* paling van liet moleculair-gewicht en verdere vaststelling van de formule. Ook kan men gebruik maken van de wet van Dulong en Petit: het product van de soortelijke warmte en het atoomgewicht van een element is altijd nagenoeg 6,4. Kent men dus de soortelijke warmte van een element, dan kan men het atoomgewicht berekenen. De metalen met hoog atoomgewicht voldoen liet beste aan deze wet. Een ander middel 0111 tot de formule te komen is de wet van Mitscherlich : Isomorfe verbindingen hebben gelijksoortige samenstelling. Isomorf zijn twee verbindingen, wanneer zij in denzelfden kristalvorm kristalliseeren. Zoo zijn bijv. isomorf de chloriden, bromiden en jodiden van K en Na; evenzoo de carbonaten van Ca, Ba, Sr. De aluinen: AL,(S04)g + K,SO, + 24 H.,0 , Cr.>(SOt)3 + Na,S04 + 2-1 HX) . Fe,(SO,j, + (NH,),SO, + 24 H.O , Mn,(S04)3 + K,SO; + 24 H20 , zijn alle isomorf en kristalliseeren in regelmatige achtvlakken. In de aluinen kan het Al vervangen worden door Fe, Mn en Cr en het K kan worden vervangen door Na en NHt. Sommige stoffen, zooals salmiak, NH4C1, gaan bij verhitting in dampvorm over, maar splitsen zich dan ook in moleculen NH., en HC1. \ oor 1 molecule komen er dus 2, daardoor wordt dan ook het volume 2-maal zoo groot, als anders het geval zou zijn. Laat men de damp weer afkoelen, dan vereenigen zich de moleculen NH( weer met de moleculen HC1 tot Niï,Cl. Men noemt dit verschijnsel dissociatie. Heeft men den damp van NH4C1 op een zekere temperatuur gebracht, dan zullen er telkens weer evenveel moleculen NH,C1 zich terugvormen uit NH3 en HC1, als er ontleed werden. Er bestaat dan een toestand van bewegelijk evenwicht. Ook andere stoffen kunnen dissocieeren; bijv.: CaCO, = CaO + CO,. Hier is een der ontledingsproducten vast. Ammoniumsulfaat, (NH,),SO,, dissocieert reeds bij het koken zijner oplossing in H..SO, en 2 NII ,. Daar het ammoniak gemakkelijk verdampt, vindt men het in *t distillaat, dat dan alkalisch reageert, terwijl de kokende vloeistof vrij zuur bevat en zuur reageert. Oxyden en zouten der metalen. \ an alle metalen kent men oxyden. Sommige metalen oxydeeren gemakkelijk: van andere metalen zijn echter de oxyden slechts langs een omweg te verkrijgen. De oxyden worden verdeeld in: I. Basische oxyden, welke met een zuur water en eeu zout geven: CuO + 2 HN03 - Cu(NOg), + H„0. Sommige basische oxyden verbinden zich met water tot basische liydroxyden; dit doen alleen de basische oxyden van K, Na, Ca, Ba en Sr: CaO + H2 O = Ca(OH),,. Andere basische hydroxyden of bases verkrijgt men langs een omweg, zooals Cu(OH),, Al,(OH),, enz. Deze verliezen over 't algemeen ook weer gemakkelijk water door verhitting: Cu(OH)2 = CuO + H,0. Zijn er twee basische oxyden bekend van het metaal, dan heet dat met de minste hoeveelheid zuurstof het o-oxyde en dat met de meeste hoeveelheid het i-oxyde, bijv.: FeO = ferro-oxyde; Fe,03 = ferri-oxyde. II. Indifferente-oxyden zijn noch basisch noch zuurvormend. Bevatten ze veel zuurstof, dan heeten ze per- of superoxyden, bijv. BaO, = baryumperoxyde, M11O, — mangaansuperoxyde. Het eerste geeft niet zwavelzuur waterstofdioxyde : Ba02 + H,SO, = BaSO, + H,0,- Het laatste geeft met zoutzuur chloor: MnO, + 4 HC1 = MnCl, + 2 H,0 + Cl,. III. Zuurvormende oxyden geven met water een zuur. De meest bekende zijn: le. CrOs, chroomzuuranhydride, CrO.j + H.,0 = H,CrÖ4, chroomzuur, 2 CrO, + H]0 = H,Cr,Ü7 , dichroomzuur. 2e. MnO,, mangaanzuuranhydride, Mn0.1 + H,O = H,MnO4, mangaanzuur. 3e. Mn207, mangaanheptoxyde, MiüO; + H.,0 = H,,Mn,Os, permangaanzuur. We noemen deze 4 inetaalzuren vooral, omdat hunne kaliumzouten zeer veel gebruikt worden. Zouten zijn afgeleid van zuren door de waterstof geheel of ten deele te vervangen door metaal. In het eerste geval, bijv. Na2S04, K|P04, Ca(NO.,),, heeft men normale, in het laatste geval, bijv. NaHSO,, KH,PO,, heeft men zure zouten. Men kan zouten ook afleiden van een basis door de waterstof der OH-groepen geheel of ten deele te vervangen door een zuurradicaal. In het eerste geval krijgt men weer normale zouten, bijv.: pu OH , HO.NO., p,—O.NO., i .-» tt r> t nuvA -> —OH " HO.NO', Pb—O.NOÖ + _ ,0 ot ~ pb(NO:j).,. In liet tweede geval ontstaan basische zouten, bijv.: PbZoH + mN°2 = PbHoH °"' + H*° of = Pb(NOs)(OH) = basisch loodnitraat. —OH HO.NO., — O.NO, „ n , . , . , Bi_( )H -f = Bi— OH " + - 0 ®1(^H)2(N03) — basisch _OH — OH bismuth-nitraat. Dubbélzouten zijn verbindingen van 2 zouten, zooals bijv. de aluinen: A1,(ÖO,)3 + K,SO, + 24 H.,0. Oplossingen. De metalen zelf zijn in geen enkele vloeistof oplosbaar. De amalgama's zou men oplossingen der metalen in kwik kunnen noemen. De basische hydroxyden van K en Na lossen zeer goed op in water. Baryum- en raloiiun-hydroxyde lossen minder goed op. Van de andere metalen zijn ze onoplosbaar. De basische oxyden van K. Na. Ca. 13a on Sr lossen op in water onder vorming van hydroxyden. De andere basische oxyden zijn onoplosbaar. Alleen de sulfiden van h. Na en NH, zijn oplosbaar in water. Alle chloriden zijn oplosbaar, behalve AgCl, PbCl, en Hg,Cl Alle normale nitraten zijn oplosbaar. Van de sulfaten zijn CaSO, en Ag,SO, weinig, HaSO,, SrSO, en PbSO, niet oplosbaar. Basische chloriden, nitraten en sulfaten zijn in den regel onoplosbaar. Van de normale carbonaten en phosphaten zijn alleen die van K, Na en NH, oplosbaar. Wanneer door de oplossing van een zout een electrisehe stroom geleid wordt, ontleedt het zout en liet positief geladen metaal-ioon gaat naar de negatieve pool; het negatief geladen zuur-ioon gaat naaide positieve pool. Op deze wijze worden vele metalen zuiver bereid. Sommige metalen worden verkregen door hunne oxyden of carbonaten met koolstof te reduceeren. De metaalsulfiden worden tot dit doel eerst geroost, waardoor de oxyden ontstaan, die daarna door verhitting met kool worden gereduceerd. De a 1 k a 1 i-m e t a 1 en. I. Kalium. Hoewel niet vrij komt het kalium zeer verspreid in de natuur voor; wij vinden liet in- vele silicaten; ook is liet een noodzakelijk element voor de planten. Ook in zeewater komt liet een weinig voor. Om het metaal kalium te bereiden wordt liet carbonaat verhit met kool: K,CO, + 2C = 2K + 3CO. De dampen van kalium en kooloxyd worden geleid in een ruimte, door koud water afgekoeld, en ten slotte onder petroleum opgevangen. Kalium is een zilverwit metaal, met fraaien glans en zeer week. Kalium heeft zeer veel affiniteit tot zuurstof, zoodat het deze aan bijna al haar verbindingen onttrekt. Het kaUumhi/droxyd wordt verkregen door kaliumcarbonaat opgelost in water te behandelen met gebluschte kalk: K,CO, + Ca(OH), = 2 KOH + CaCO:1. Men verkrijgt dan een neerslag van C'aCO.., waarvan men de oplossing van KOH kan filtreeren en indampen. Het vaste KOH is zeer hygroscopisch en trekt daarenboven begeerig het kooldioxyde uit de lucht aan. Het tast de huid aan en maakt deze glibberig. Smelt men het KOH met kalium samen, dan ontstaat het oxyd: KOH + K = K.O + H. Kaliumnitraat, de salpeter, komt in de natuur voor en wordt kunstmatig bereid door stikstofhoudende organische stoffen niet houtasch en kalk te mengen en dit telkens met urine te begieten en twee a drie jaar aan de* lucht bloot te stellen. Onder den invloed van bacteriën wordt dan de stikstof geoxydeerd. Veel kaliumnitraat wordt tegenwoordig bereid door heete verzadigde oplossingen van KC1 en NaNO:[ bij elkaar te voegen, er ontstaat dan een wisselwerking en een evenwichtstoestand: KC1 + NaNO, = NaCl + KNO:1. Daar nu het gevormde NaCl in heet water evengoed oplost als in koud en het KNO., in koud water moeilijker oplosbaar is dan in heet, zal bij bekoeling der oplossing liet KNO. uitkristalliseeren. Kaliumnitraat is de belangrijkste stof voor de bereiding van buskruit, hetwelk bestaat uit een mengsel van salpeter, koolstof en zwavel. Kaliumcarbonaat, K,CO:1, ook potasch genoemd, wordt in Rusland en Amerika veel verkregen uit houtasch, die met water uigeloogd wordt, waardoor een sterke oplossing van K,CO:. en ook nog andere zouten ontstaat. Dampt men deze oplossing in en spreidt men deze zoutmassa uit op een doek. dan zal de potasch, daar ze zeer hygroscopisch is, vervloeien en door den doek heendruppelen. Ook de beetwortelsuikerstroop levert bij verbranding asch op, die veel K..CO, bevat. ' K2CÖ;, is zeer h} groscopisch en trekt ook nog begeerig kooldioxyde aan uit de lucht, zoodat kaliimi-hvdrocarbonaat ontstaat, dat bij verhitting weer ontleed wordt: 2 KHCO; - K..CO., + H,0 + CO.,. Kaliumchloride komt veel voor in zeewater en in de zoutmijnen van Stassfurt: als mineraal heet het Stjlvien en verbonden met magnesiumchloride: KC1. MgCl,, Canialliet. Kalmmhypoclüorkt, K( 10." ontstaat met KC1, wanneer chloorgas geleid wordt 111 een verdunde, koude oplossing van KOH: 2 KOH + Cl, = KC10 + KCI + H,0. kctliumchloraat, K( 'K).,, ontstaat op dezelfde wijze, wanneer een warme geconcentreerde oplossing van KOH gebruikt wordt: 6 KOH + (» Cl = KC10, + 5 KCI + 3 H,. Het moeilijk oplosbare KC10:; kristalliseert dan uit. Dit zout geeft bij verhitting zuurstof af. Een mengsel van dit zout en zwavel ontploft, wanneer het gewreven wordt. Een mengsel van suiker en kaliuinehloraat ontvlamt, wanneer er sterk zwavelzuur op gedruppeld wordt. 1 KalimnjodUle, KJ. en kaliumjodaat, KMO... Een zelfde uitwerking als chloor heelt ook jodium op sterke oplossingen van KOH: KOH + G J = KJO., + 5 KJ + 3 H,(). Het kaliumjodaat verliest, evenals het kaliuinehloraat. bij verhitting de zuurstof en wordt dan kaliumjodide. ^ oegt men bij kaliumjodaat en kaiiumjodidc zwavelzuur, dan ontstaan: KJO, + 5 KJ + 3 H2SO, = HJC).. + 5 HJ + 3 K,S04. Dit joodzuur en joodwaterstofzuur geven tezamen weer: HJO, + 5 HJ - 3 H,0 + 6 J, dus^ vrij jodium, zoodat stijfselwater blauw wordt. Geheel overeenkomstige vergelijkingen vindt men ook voor de inwerking van zwavelzuur op kaliuinehloraat en kaliumchloride. Zoowel liet kaliumchloride als het jodide kristalliseeren in den vorm van kuben. Kaliumsulfaat, K,SO„ komt voor in de houtasch en als 't mineraal Kaïniet, gemengd met magnesiumzouten. Uit C02 "2 NaHCO,. Dit is volgens den alge- meenen regel, dat een zuur zout ontstaat uit een normaal zout door bij ilit laatste de vereischte hoeveelheid zuur te voegen. Natrimncarbonaat kristalliseert met 10 moleculen kristalwater, Na,CO. + 10 11,0, die het echter in dn >ge lucht gemakkelijk weer verliest, ten deele althans, zoodat de kristallen dof worden. Om te bepalen hoeveel van een carbonaat in een mengsel, bijv. in het kaliunicarbonaat of de ruwe soda van den handel voorkomt, dient het volgende toestel: Twee kolfjes (A en B) zijn gesloten ieder door een tweemaal doorboorden kurk en verbonden door een tweemaal rechthoekig omgebogen buis, die in B tot op den bodem reikt, terwijl in A de rechte buis tot op den bodem gaat. In A brengt men nu bijv. 2 Gram van ue te onderzoeken stof; daarna in B de noodige hoeveelheid verdund zwavelzuur en A vult men voor bijna de helft met water. Vervolgens weegt men het geheele toestel. Stol dit gewicht op 100 Gram. Sluit men daarna de opening b en zuigt men aan de huis d, dan ontwijkt lucht uit A en zal 't zwavelzuur daarin uit B worden overgedreven; daardoor ontwijkt kooldioxyde. Men herhaalt dit zoolang, als er kooldioxyde ontwikkeld wordt, zuigt dan nog eens goed door en weegt het toestel nog eens; stel, dat dit nu weegt 99,08 Gram, dan is het gewichtsverlies 0,32 Gram, het kooldioxyde, ontweken door inwerking van H,SO, op Na,CO.,: Na .CO. + H,SO, =Na2SO, + H20 + CO,. 41 Gr. ( O, ontwijken uit 10(5 Gr. Na.,CO. en dus 0,32 Gr. CO, uit 0,32 „ " " 2 x 100 Gr. Na2CO; = 0.77 Gr. Na2CO;;. Bij de 2 Gram ruwe soda was maar 0.77 Gram zuivere of 38'/* °/0. Natriumnitraat, NaNO, of chilisalpeter, komt veel in de natuur voor, maar is niet geschikt voor buskruitfahrikage, daar 't hygroscopisch is, waarom liet. zooals hij kaliumnitraat werd opgemerkt, in t laatstgenoemde wordt omgezet. Natriumsulfaat of glauberzout kristalliseert met 10 moleculen kristalwater, Na,SO, 10 H,0, en komt veel in de natuur voor. Met sterk zoutzuur geeft het een zeer goed koudmakend mengsel. AiiuiioiuumverbiiHlingei). Ammoniak, NH ;, verbindt zich direct met zuren tot zouten, die overeenkomen met kaliumzouten, door 't metaal kalium te vervangen door bet radicaal ammonium, NH,. En evenals we natrium- en kaliumamalgama kunnen bereiden, zoo bestaat er ook een ammoniumamalgciHia. Men kan daartoe het best het nevenstaande toestel bezigen: een glazen buis van onderen gesloten door een stop, waardoor een blank ijzeren staafje steekt, wordt gevuld eerst met eenige c.M. kwik, daarna met een verzadigde oplossing van aniinoniimisulfaat, (NHl),SO,, en gesloten met een stop, waardoor een koperen staafje met een platinaplaatje steekt. Het koperen staafje wordt verbonden met de positieve pool en liet ijzeren staafje met de negatieve pool eener electrische batterij. Zoodra de stroom doorgaat, zwelt het kwik op onder vorming van NH4-amalgama. Houdt de stroom op, dan ontleedt het weer in kwik. XH;. en waterstof. De meeste ammoniumzouten worden verkregen door de overeenkomstige zuren bij de oplossingen van ammoniak te voegen: 2 NH.OH + H,SO, = (NH,),S04 + 2 H,0; NH.OH + HC1 = NH,C1 + H,0: 2 NH,OH + CO, - (NH,)2CO, + H,0. Ammonia mmlfub: of zwavvlammonium, (NH,)2S, wordt verkregen door ammonia liquida met zwavelwaterstof te verzadigen. Van metalen, welker sulfiden opgelost worden door verdunde zuren, worden de sulfiden verkregen door aan een oplossing hunner zouten geen II,S, maar (NH4)2S toe te voegen: FeSO, + (NH,),'S FeS + (NH^SO,. Aardalkali-metalen: Calcium, Strontium, Baryum. I. Calcium. Dit metaal komt niet vrij voor, maar veel als carbonaat (kalksteen, marmer, krijt) en als sulfaat (gips). De schelpen der lagere dieren bestaan voornamelijk uit calciumcarbonaat, de beenderen der hoogere dieren uit calciumphosphaat. Het metaal calcium kan worden verkregen door eledrolyse (ontleding door een electrischen stroom) van het gesmolten chloride, of door calciumjodide met natrium te verhitten. Ook de metalen dezer groep moeten onder petroleum bewaard worden. Calciumoxyde, CaO, wordt verkregen door gloeiing van calciumcarbonaat : CaCO, =--- CaO + C02. Deze ontleding is een dissociatie-verschijnsel ;* de deeltjes willen zich ook weer vereenigen tot CaCO:;. Het C02 moet dus weggevoerd worden, waarom de kalksteenen aan de inwerking van een goed trekkend vuur worden onderworpen. Dit geschiedt in de kalkovens, die gevuld worden met een mengsel van steenkool of turf en kalksteen. Calciunihydroxyde, Ca(OH).,, of gebluschte kalk. in tegenstelling van CaO, ongebluschte kalk, wordt uit liet laatste verkregen door dit niet water te overgieten, waarbij veel warmte ontwikkeld wordt. Ca(OH)., lost een weinig op in water, welke oplossing kal kw at er heet. Kalkmelk is kalk water, waarin deeltjes calciunihydroxyde /weven. Door verhitting staat het Ca(OH)., weer water af. Calciunihydroxyde trekt kooldioxyde uit de lucht aan. Daaroj) berust het vast worden der metselkalk. bestaande uit een mengsel van gebluschte kalk en zand. Ca(OH), + COL, = CaCO., + H,,0. Deze metselkalk heet lucht mortel, in tegenstelling met hydraulische mortel, die onder water kan verharden, en uit ongebluschte kalk en silicaten bestaat. Calcinmcarbonaat, CaCO.,, komt in de natuur voor als kalksteen, krijt en marnier, en vermengd met niagnesiumcarbonaat als dolomiet. Gekristalliseerd calcinmcarbonaat is dimorf, hexagonaal als kalkspaath en rliombisch als arragoniet. "Leidt men kooldioxyde in kalkwater, dan wordt dit troebel, want het gevormde calcinmcarbonaat is onoplosbaar: Ca(OII), + CO, = CaCO, + H,0. In koolzuurhoudend water lost dit zout echter op, zoodat door meer koolzuur de troebeling weer verdwijnt: CaCOa + II.,O + C02 = Ca(HCOj)L,: er wordt dan het zure zout van koolzuur, dubbel-kodzure kedk of calciumhydrocarboxaat, gevormd, dat wel oplost in water. Door verhitting ontleedt dit weer, zoodat dan de troebeling terugkomt: Ca(HCO:1), = CaC08 + IL,0 + CO,, ater, waarin calciumzouten zijn opgelost, schuimt niet niet zeej), daar t calcium met de zeep een onoplosbare verbinding vormt. Men moet dus eerst zooveel zeep verbruiken, tot alle calciumzouten in die onoplosbare verbinding zijn omgezet. Men noemt dergelijk water hard. W ordt die hardheid veroorzaakt door de oplossing van Ca(HCO::).,, dan verdwijnt de hardheid, nadat het water gekookt is, omdat dan onoplosbaar CaCO., is ontstaan. Calciumsulfaat, CaSO„ komt voor als mineraal, anhydriet genoemd, en met water verbonden, CaSO, + 2 H,0, gips genoemd, in verschillende vormen (mariaglus en albast). Gips lost een weinig op in water en wel in kokend water bijna evenveel als in koud water. In dit geval wordt de hardheid van 't water, veroorzaakt door het opgeloste CaSO„ niet weggenomen door het te koken. Men noemt daarom dit water permanent hard. De opgeloste calciumzouten in het water veroorzaken den aanslag in stoomketels, bekend onder den naam ketelsteen. Wordt gips tot 200J verhit, dan verliest het zijn kristalwater en heet dan gebrande gips of pleister. Met water vermengd, wordt het dan in allerlei vormen gebracht en kan dan verharden. Calciumchloride, CaCl.,, wordt bereid uit koolzure kalk door inwerking van zoutzuur. Het is een zeer hygroscopische stof. Chloorkalk of bleekkalk wordt verkregen door chloor over gebluschte kalk te leiden: 2 Ca(OH), + 2 Cl, = Ca(ClO), + CaCl3 + 2 H20. Calcium/luoride of vloeispaath, CaF,, komt in den vorm van kuben in de natuur voor en wordt vooral gebruikt om fluoorwaterstof te bereiden. Calciumphosphaat, Ca3(PO,),, komt ook in de natuur voor en is een belangrijke kunstmeststof. Het glas is een dubbelsilicaat. De silicaten van kalium en natrium toch zijn oplosbaar in water; die der aardalkali-metalen niet. maar worden bij bekoeling kristallijn en door zuren ontleed. Een mengsel van beide soorten wordt noch door water, noch door zuren aangetast en is amorf. Zulk een mengsel is glas. Men heeft: soda- of Fransch glas. bestaande uit natrium- en calcium-silicaat; potasch- of Boheenisch glas, bestaande uit kalium- en calciuni-silicaat: loodglas of flintglas, bestaande uit kalium- en loodsilicaat; gewoon groen glas is een onzuiver mengsel van silicaten van natrium, calcium, aluminium, ijzer, enz. Men verkrijgt het glas door samensmelting van zand met krijt en alkalizouten (K.,C... Na,SO,. Na,C0;.). Hierdoor ontstaat een mengsel van die silicaten. II. Stroiitiiiin. Dit metaal komt in de natuur voor als de mineralen strontianii't (strontiunicarbonaat, SrC0:1) en coelestien (strontiumsulfaat, SrSO,). Het wordt op dezelfde wijze afgezonderd als liet metaal calcium. Strontiumoxijde, Srü, wordt ook verkregen door het carbonaat te gloeien. Voegt men hierbij water, dan ontstaat het hydroxyde: SrO + H,0 = Sr(OH),. Van de andere zouten, die verkregen worden door de zuren op liet carbonaat te doen inwerken, wordt vooral het strontiumnitraat, Sr(N(in de vuurwerkmakerij gebruikt, omdat de strontium-verbindingen de vlam rood kleuren. III. Baryuni. Van dit metaal komt 111 do natuur vooral voor liet sulfaat, BaSO,, swaarspaath genoemd, en ook het carbonaat, BaCO;. witlu riet geheeten. liet metaal wordt op dezelfde wijze bereid als calcium en strontium. Baryumoxyde, BaO, wordt verkregen door gloeiing van baryumnitraat: Ba(NO:.)., = BaO + 2 NO., — O. Met water geeft hot onder veel warmte-ontwikkeling het hydroxyde: BaO + H.,0 = Ba(OH)r Dit hydroxyde lost nog beter op in water dan Ca(OH)_, en trekt ook begeerig kooldioxyde uit de lucht aan, zoodat de oplossing van Ba(OH)2 gebruikt wordt om de hoeveelheid C02 in de lucht te bepalen" Bijv.: een flesch mot 10 L. lucht wordt geschud met 20 c.M.3 eener oplossing van Ba(OH)„. Nadat het koolzuur der lucht zich met Ba(OH)., tot onoplosbaar baryumcarbonaat heeft verbonden, worden deze 20 c.M.1 gefiltreerd. 10 c.M. ' van dit filtraat hebben N c.M.3 van 1 normaal salpeterzuur noodig, terwijl 10 c.M.: deioorspronkelijke oplossing van Ba(OH)2 20 c.M.' van 1 'l0 normaal salpeterzuur noodig hadden. Dat is dus op de 10 c.M.'1 lia(OH)., oplossing 12 c.M.1 V40 normaal zuur minder; of op de 20 c.M.'der Ba(OH), oplossing 24 c.M.3 '/4n normaal zuur minder. Deze 2-1 c.M. • i/ 0 normaal zuur zijn dus geleverd door het koolzuur der lucht; deze bevatte dus 24 X X 22 m.Gr. koolzuur = lil,2 in.Gr. koolzuur, daar 1 c.M.3 normaal koolzuur-oplossing bevat l/w X V2 Grammolecule koolzuur. Buryumsuperoxyde, Ba02, ontstaat door baryumoxyde tot 400 te verhitten, waardoor dit zuurstof opneemt. Bij verdere verhitting geeft het ook weer de zuurstof af, zoodat van dit middel gebruik wordt gemaakt om zuurstof uit de lucht af te zonderen. Baryumsuperoxyde geeft met zuren waterstofsuperoxyde. Baryhi8ulfacit, BaSO,, komt in de natuur voor als zwaarepaath, maar ontstaat ook als wit neerslag, wanneer men zwavelzuur of een oplosbaar sulfaat voegt bij een oplossing van een baryum-zout: BaCl, + R,SO, = BaSO, + 2 HC1. Dit neerslag, BaSO,, heet als verfstof permanenhcii. Door gloeiing met kool ontstaat uit baryumsulfaat baryumsulfide: BaSO, + 2 C = BaS + 2 CO,,. Van de andere zouten van baryum, welke ontstaan door inwerking van zuren op baryumcarbonaat, wordt het baryumnitraat, Ba(N03)?, gebruikt in de vuurwerkmakerij, daar baryum-verbindingen de vlam groen kleuren. Magnesium. Magnesium is als silicaat een belangrijk bestanddeel der aardkorst. Talk, speksteen, meerschuim zijn waterhoudende silicaten. Asbest is een dubbelsilicaat van calcium en magnesium. Verder vindt men nog de carbonaten magnesiet, MgCOs, en dolomiet, MgCO:i + CaC03. Het carnalliet. MkC12 + KC1, is het voornaamste bestanddeel der „abraumsalze" van Stassfurt. De oplosbare magnesiumzouten smaken bitter; men noemt ze daarom bitterzouten en MgO heet dan ook wel bitteraarde. Het metaal wordt verkregen door electrolyse van het gesmolten chloride, waarbij men zorgen moet, dat het vrije magnesium niet aan de lucht bloot konit, daar het dan zou ontvlammen. Daarom zijn de beide polen 2 koolstaven, waarvan de negatieve voorzien is van tandvormige insnijdingen, waarin zich het magnesium afzet. Magnesium is zilverwit en taai; gesmolten zijnde kan het tot lint worden uitgetrokken. Bij verbranding geeft het een schitterend wit licht en ontstaat MgO. het oxyde. Dit licht wordt in de photographie gebruikt, daar het rijk is aan chemisch-werkzame stralen. Magnesium kan evenals liet zink gebruikt worden om met verdunde zuren waterstof te ontwikkelen. Magnesiumoxyde of magnesia, MgO, ontstaat ook door verhitting van magnesiumcarbonaat en wordt in de geneeskunde gebruikt als gebrande magnesia. Met water verbindt het zich tot het moeilijk oplosbare hvdroxyde, Mg(OH).,. Dit hydroxyde ontstaat ook door bij een oplosbaar magnesiumzout kaliumhydroxyde te voegen: MgSOj + 2 KOH = Mg(OH)2 + K2SO,. Mg(OH)2 verliest bij verhitting weer water en verbindt zich met zuren, ook niet koolzuur, tot zouten. Magnesiamchloride, MgCl2 , voorkomende in zeewater en in de zoutmijnen te Stassfurt, kan ook verkregen worden door het oxyde of liet carbonaat in zoutzuur op te lossen. Dampt men deze oplossing in, dan ontleedt het MgCL in Mg(OH)2 en 2HC1: MgC'L + 2 H,0 = Mg(OH)2 + 2 HUI. tooi's, Scheikunde. I- 5 Men houdt dan Mg(OH), over en het zoutzuur verdampt. Wil men kristallen van MgCl., bekomen, dan moet men bij de oplossing voegen een aequivalente hoeveelheid ammoniumchloride. Hij liet verdampen kristalliseert dan het dubbelzout uit. Gaat men dit in drogen toestand verhitten, dan verdampt het salmiak NH,C1, en MgCl., blijft terug als een hygroseopische zoutmassa. Magnesiumsulfaat kristalliseert met 7 moleculen kristalwater, MgSO, + 7 H.,0, en is onder den naam van Engdsch of bitterzout in de geneeskunde bekend. Één der moleculen kristalwater is te vervangen door de sulfaten van kalium, natrium of ammonium: MgSO, + (XII,)_, S04 + 6 H.,0. Overeenkomstige kristallen vormen ook de sulfaten van zink, mangaan (mangano-), ijzer (ferro-), nikkel en kobalt: FeS04 \ ZnSO, / K.,SO, MnSO, / + Na,SO, + 0 H,0. NiS04 \ (NH4),S01 CoS04 / Zink of zincuni. Van dit metaal, dat veel met 't magnesium overeenkomt, vindt men in de natuur 't sulfide, ZnS, zinkblende, het carbonaat, ZnCO;, galmei of kalamijnsteen, dat veelal met het silicaat vermengd is, en het oxyde, rood zinkerts, ZnO. De sulfiden en de carbonaten worden door roosting in 't oxyde omgezet, dat door verhitting met kool tot zink gereduceerd wordt. Daar zink bij ongeveer 1)00 ° distilleert, zal de heete damp zich eerst in den kouden ontvanger afzetten in vasten vorm. Dit lijne poeder heet zinkstof en is een krachtig reductiemiddel. Zink heeft een blauwachtig witte kleur. Dampen van het gesmolten zink verbranden met een helder lichtende vlam tot zinkoxyde. Door droge en door vochtige lucht wordt zink bijna niet aangetast, vandaar dat men vele ijzeren voorwerpen met een laagje zink bedekt (gegalvaniseerd ijzer). In verdunde zuren verplaatst zink gemakkelijk de waterstof; volkomen zuiver zink wordt door zuiver verdund zwavelzuur bijna niet aangetast; toevoeging van eenige druppels eener oplossing van platinachloride of kopersulfaat bevordert dan de inwerking. Zinkoxyde, ZnO, komt in de natuur voor en ontstaat ook door verbranding van zink. Voegt men bij de oplossing van een zink- zout kalium-, natrium- of ammonium-hydroxyde, dan slaat zinkhydroxyde neer: Zn(OH), + 2 KOH = Zn(OK)2 + 2 H,0. In overmaat van KOH, NaOH of NH, ÜH lost dit echter weer op, daar liet zinkhydroxyde zich clan als een zuur gedraagt: Zn(OH), + 2 KOH = Zn(OK)a + 2 H80. Er ontstaat dan een sinkaat. Bij verhitting geeft Zn(OH)., water af en er ontstaat ZnO. Zinkoxyde of zinku it wordt als verfstof gebruikt en door zwavelwaterstof niet ontkleurd, zooals loodwit, daar zinksulfide ook wit is, terwijl loodsulfide zwart is. Zinksulfaat, ZuSO, + 7 H,0, is, zooals wij reeds zeiden, isomorf met magnesiumsulfaat. Zinkcldoride, ZnCL, wordt op dezelfde wijze verkregen als magnesiumchloride en vertoont ook dezelfde eigenschappen. Cadmium. Cadmium komt in de meeste zinkertsen voor: daar het echter hij veel lager temperatuur begint te distilleeren, kan het gemakkelijk afgezonderd worden. Hoewel het cadmium in zijn scheikundige eigenschappen zeer veel met het zink overeenkomt, onderscheidt het zich daarvan door zijn fraai geel sulfide, CdS, dat ontstaat door H,S te leiden in een oplossing van een cadmiumzout, bijv. CdSO,, terwijl ZnS ontstaat door zwavelammonium te gebruiken. Lood of Phunbum. Loodglans, PbS, is het voornaamste looderts. Bij de metallurgie (bereiding van een metaal uit zijn ertsen) van liet'lood wordt dit sulfide geroost en daardoor gaat een deel over in loodoxyde en zwaveldioxyde, een ander deel in loodsulfaat: PbS + 30 = PbO + SO, PbS + 40 = PbSO,. Maar dan wordt verder de toetreding van lucht in den oven beperkt, die daardoor gevuld blijft niet gasvormig zwaveldioxyde en bij de verdere verhitting van het mengsel van PbS, PbO, PbSO, hebben de volgende werkingen plaats: PbS + 2 PbO = 3 Pb + SO, PbS + PbSO, = 2 Pb + 2 SO,. Lood is een zeer week metaal. In vochtige lucht wordt liet spoedig met een laagje oxyde bedekt, evenals gesmolten lood. Het wordt zeer veel gebruikt voor waterleiding- en gasbuizen. Luchtlioudend water doet loodhydroxyde ontstaan: zijn echter sulfaten in 5* het water opgelost, dan wordt het lood spoedig bedekt met een laag onoplosbaar loodsulfaat, waardoor het metaal voor verdere inwerking beschermd is. In water oplosbare loodverbindingen zijn vergiftig. Loodoxyde, PbO, is een geel poeder, dat ontstaat, wanneer gesmolten lood aan de lucht bloot staat; het heet ook massicot. Gesmolten loodoxyde heet loodgUt. Verricht men dit smelten van loodoxyde in toestellen van glas of aardewerk, dan kunnen hierin gaten smelten door het ontstaan van gemakkelijk smeltbare loodsilicaten. Loodhydroxyde, Pb(( )H)_,, ontstaat door bij een oplosbaar Ioodzout een oplossing te voegen van KOH, NaüH of NH,OH: Pb(N03)2 + 2 KOH = Pb(ÖH)_, + 2 KNO,. lii.i verhitting ontstaat uit Pb(OH), weer PbO en H.,0. Wordt loodoxyde tot dicht bij het smeltpunt verhit, dan neemt het zuurstof op en wordt menie, een rood poeder, dienende als verfstof. Menie kan beschouwd worden als een verbinding van 2 moleculen loodoxyde en 1 molecule looddioxyde: Pb,O, = 2 PbO + PbO,,. Wordt menie met salpeterzuur behandeld, dan blijft looddioxyde onopgelost: Pb,O, + 4 HNO:1 = 2 Pb(NO:.)., + Pb02 + 2 H,Ü. Wil men ook het looddioxyde oplossen, dan moet men het eerst verwarmen met een reduceerende stof, bijv. suiker. Loodcarbonaat, PbC'O., komt in de natuur voor als wit looderts. Een basisch loodcarbonaat, bekend onder den naam van loodwit als verfstof, wordt volgens de Holtandsche methode bereid door opgerolde loodplaten in aarden potten te plaatsen met weinig azijnzuur; boven op de potten legt men een laag paardenmest. Eerst ontstaat dan een Ioodzout van azijnzuur; de broeiende paardenmest levert het koolzuur, waardoor dan een basisch loodcarbonaat ontstaan kan. Loodwit wordt veel vervalscht met permanent wit, BaS04, dat echter niet, loodwit wel in salpeterzuur oplosbaar is. Loodwit wordt door zwavelwaterstof zwart door vorming van PbS, loodsulfide. Loodsulfaat, PbS04, komt in de natuur voor en ontstaat ook als onoplosbaar neerslag door zwavelzuur of een oplosbaar sulfaat te voegen bij een oplossing van een Ioodzout, bijv. loodnitraat: Pb(NO,), + Na.,80, = PbSO! + 2 NaNO:i. Loodchloride, PbCl.,, ontstaat als een wit neerslag door zoutzuur of een oplosbaar chloride te voegen bij een oplossing van een Ioodzout: Pb(NOg)., + 2 HC1 - PbCl., + 2 HNO:J. In kokend water lost het loodchloride een weinig op. Loodsidfule, PbS, ontstaat als zwart neerslag door zwavelwaterstof te leiden in een oplossing van een loodzout: Pb(N03)2 + H,S = PbS + 2 HNOs. Zelfs in zeer verdunde oplossingen van loodzouten, zooals drinkwater. waarin loodvel-bindingen aanwezig zijn. ontstaat door H,S nog een bruine verkleuring. Koper of Cuprum. Dit metaal draagt zijn naam naar liet eiland Cyprus, waar liet in de Oudheid in groote hoeveelheden vandaan werd gehaald. Gedegen komt het koper voor bij de Canadeesche meeren ; verder heeft men de mineralen koperkies en koperglam, min of meer zuivere verbindingen van koper met zwavel; roodkopererts, Cu_,O, en malachiet, een basisch kopercarbonaat. De metallurgie van het koper geschiedt als volgt: De zwavel- en ijzerhoudende ertsen worden aan gedeeltelijke roosting onderworpen; daardoor ontstaan van het ijzer en andere onzuiverheden de oxyden, die met slakkenmateriaal tot slakken samensmelten, terwijl het kopersulfide onaangetast blijft en dan kopersteen heet. Door deze bewerking een paar keer te herhalen, wordt het gehalte aan kopersultide grooter; men noemt dit* de concentratie van den kopersteen. Het aldus verkregen sulfide wordt ten slotte sterk geroost, waarbij het koper metallisch afgescheiden wordt op nagenoeg gelijke wijze, als dit bij 't lood geschiedde. Een klein deel van het koper gaat daarbij over in koperoxyde, C11O. Vandaar dat dit ruwe koper den naam draagt van zicart koper. Om dit van zijn zuurstof te bevrijden, wordt de massa gesmolten en dan met een stok van groen hout geroerd : er ontwikkelen zich dan uit het hout koolwaterstoffen, die reduceerend werken op het koperoxyde. Men noemt deze bewerking polen. Ook langs electrolytischen weg wordt veel zuiver koper bereid. Men 1 jehandelt daartoe de ertsen niet zwavelzuur en ontleedt daarna de zwavelzure oplossing door een electrischen stroom. Het koper gaat dan naar de negatieve en de zuurrest naar de positieve pool. Op deze wijze wordt ook vaak het zwart koper gezuiverd, lil een oplossing van kopersulfaat plaatst men als negatieve pool een staaf zuiver koper en als positieve pool een stuk zwart koper, de hierbij ontstaande zuurresten verbinden zich dan telkens weer met het zwart koper tot kopersulfaat, terwijl het zuivere koper aan de negatieve pool komt. Zuiver koper is een smeedbaar, taai metaal met roode kleur. Het geleidt de electriciteit zeer goed. Hij hooge temperatuur oxydeert liet gemakkelijk; in vochtige lucht wordt het bedekt met een groen laagje van een basisch kopercarbonaat. Koper is een tweewaardig element, dat 2 reeksen van verbindingen vormt; in de eene komen 2 atomen koper voor als bivalente groep, in de andere treedt één atoom koper op met twee valenties, de eerste lieeten cupro-, de laatste an'-verbindingcn; bijv.: , P Cu—Cl cupro-oxyde: Lu ,, •, . 1 J \n cupro-chlonde: Cu/°' . . Cuzg' cupri-oxyde: Cu O , cupri-chloride: Cu De voornaamste cupro-verbindingen zijn: I. Cupro-oxyde, Cu.,O, in de natuur voorkomende als rood kopererts, wordt kunstmatig verkregen door cupri-oxyde met koper te verhitten. Het cupro-hydroxyde, Cu.,(OH).,, ontstaat als een geel neerslag in de koude, door de aanstonds te noemen koper-pr oef vochten met een reduceerende stof te behandelen, terwijl bij verwarming terstond een rood neerslag van cupro-oxyde, Cu_, O. ontstaat. II. Cupro-chloride, Cu,Cl_,, ontstaat door een oplossing van cuprichloride met een weinig zoutzuur en koper te verwarmen, waardoor een bruine vloeistof ontstaat, waaruit bij toevoeging van veel water wit cupro-chloride neerslaat. Cupri-verbindingen. I. Cupri-oxyde, CuO, ontstaat door verhitting van kopernitraat: Cu(NO,)„ = CuO + 2 NO., + O. Het is een zwarte stof, die bij gloeihitte zijn zuurstof gemakkelijk afgeeft aan oxydeerbare stoffen, zooals koolstof en waterstof. Kalium-hydroxyde doet in de oplossing van een cupri-zout een lichtblauw neerslag ontstaan van cupri-hydroxyde: CuS04 + 2 KOH = Cu(OH), + K,S04. Heeft men echter bij de oplossing van het cupri-zout van te voren gevoegd wijnsteenzuur of glycerine, dan ontstaat er door het kaliumhydroxyde geen neerslag, maar alleen een donkerblauwe verkleuring. Dergelijke oplossingen noemt men koper-proef vochten, die, met reduceerende stoffen verwarmd, cupro-oxyde geven. Cupri-hydroxyde lost ook in ammonia op tot een donkerblauwe vloeistof. Bij verhitting ontleedt het Cu(OH)., in water en cupri-oxyde: Cu(OH), = CuO + H,0. II. Ciipri-sulfaat, CuSO, + 5 H.,0, ook kopervitriool of blauwe vitriool genoemd, is het voornaamste koperzout. Bij verhitting verliest liet zijn kristalwater en wordt dan wit. III. Cupri-nitraat, Cu(NO.),, is een fraai blauw zout, dat ontstaat door inwerking van salpeterzuur op koper. IV. Cuprichloricle, CuCl,, ontstaat door koper in chloorgas te verhitten. Het lost in water op en ook in alcohol. De alcoholische oplossing brandt met een groene vlam. V. Basisch koper carbonaat, CuCO.. Cu(OH).,, of malachiet, komt in de natuur voor en wordt kunstmatig verkregen door bij de oplossing van een cupri-zout een oplossing van natrium-carbonaat te voegen. VI. Cupri-sulfxde, CuS, ontstaat door in een oplossing van een cupri-zout zwavelwaterstof te leiden. Kwikzilver of liydrargyrum of Mercurius. Kwikzilver komt gedegen voor of verbonden met zwavel als Cinnaber in Spanje, Oostenrijk, Amerika enz. De bereiding is heel eenvoudig: het kwiksulfide, HgS, wordt geroost, waardoor eerst kwikoxyde ontstaat, dat bij verdere verhitting kwik geeft. In Spanje worden de kwikdampen door een reeks aarden potjes (aludels) geleid, in Oostenrijk in grootere geheel gesloten ruimten. Om het aldus verkregen ruwe kwik te zuiveren, wordt het eerst door zeemleer geperst en daarna met verdund salpeterzuur behandeld, waarin de andere metalen oplossen. Daarna wordt het kwik met water gewasschen en gedroogd. Zuiver kwik rolt snel en zonder een spoor achter te laten over een porceleinen bord; kleine druppels vereenigen zich snel tot een grooten. Onzuiver kwik echter laat een vuil spoor achter en de druppels vereenigen zich moeilijk. Kwik is het eenige metaal, dat bij gewone temperatuur vloeibaar is; liet heeft een fraaien glans. Kwikzilver blijft in droge en vochtige lucht bij gewone temperatuur onveranderd. Tusschen 350° en 400° verbindt liet zich met zuurstof; bij hoogere temperatuur ontleedt dit oxyde weer. Tegenover salpeterzuur en zwavelzuur gedraagt het zich evenals koper. Met andere metalen vormt het kwik gemakkelijk amalgama's. Natrium-amalgama vormt zich onder vuurverschijnselen. Alleen ijzer en platina worden niet door kwik aangetast. Het metaal wordt dan ook veel bij de goud- en zilvergewinning gebezigd. Verder wordt liet veel gebruikt voor physische en chemische instrumenten. Evenals koper geeft het twee overeenkomstige reeksen van verbindingen, mercuro- en mercurt-verbindingen: , Hg Hg—Cl mercurooxyde: ! O , mercuro-chloride: | Hg Hg—Cl ; mercuri-oxyde: Hg O , mercuri-chloride: Hg qJ De mercuro-verbhidingen zijn: I. Mercuro-oxyde, Hg,O, ontstaat als een zwart neerslag door bij een oplossing van mercuro-nitraat, Hg.,(NO,).,, een oplossing van kaliumhydroxyde te voegen: Hg.,(NO.)., + 2 KOH = Hg,O + H.,0 + 2 KNO,. Het ontleedt gemakkelijk in kwik en zuurstof. II. Mercuro-nitraat, Hg, (NO,),, ontstaat uit salpeterzuur met overmaat van kwik. III. Mercuro-chloride, Hg.,Cl,, ontstaat als een witte kristalmassa door mercuri-chloride, HgCI,, met kwik te verhitten. Ook ontstaat liet als een wit neerslag door bij een oplossing van mercuro-nitraat, Hg„(NO,)2, zoutzuur of een oplosbaar chloride te voegen: Hg.,(NO;i), + 2 HC1 = Hg. Cl., + 2 HNO,. Voegt men bij dit mercuro-chloride ammoniak, dan wordt het zwart, vandaar dat het ook calomel genoemd wordt, welke naam mooi zwart beteekent. De mercuri-verbindingen zijn: I. Mercuri-oxyde, HgO, ontstaat als een rood poeder door mercurinitraat. Hg(NO,).,, voorzichtig te verhitten, of door kwik langen tijd tot 350° te verhitten. Als een geel neerslag ontstaat het door bij een oplosbaar mercuri-zout natrium- of kalium-hydroxyde te voegen: HgCl2 + 2 NaOH = HgO + H20 + 2 NaCl. Men noemt dit in de geneeskunde het roocle praecipitaat. II. Mercuri-nitraat, Hg(N0:i)2, ontstaat door kwik in overmaat van salpeterzuur op te lossen, op dezelfde wijze als het cupri-nitraat. III. Evenzoo ontstaat mercuri-sulfaat, HgSO,, uit kwik en zwavelzuur. IV. Mercuri-chloride, HgCl2, ontstaat door een mengsel van bruinsteen (Mn02), keukenzout (NaCl) en mercuri-sulfaat (HgSOj samen te verhitten; HgCL, sublimeert dan als kristallijne massa, vandaar dat het ook sublimaat genoemd wordt. Ook ontstaat dit lichaam door kwik en chloorgas te verhitten of mercuri-oxyde in zoutzuur op te lossen. Hoewel alle kwik-verbindingen, evenals kwik zelf. vergiftig zijn, is sublimaat een der hevigste vergiften. In zeer verdunde oplossingen is 't een goed desinfectie-middel. V. Jlercuri-jodide, HgJ.,, ontstaat als rood neerslag door een oplossing van kaliumjodide te voegen bij een oplossing van een mercuri-zout: HgCl+ 2 KJ = HgJ, + 2 IvCl. Met meer kaliumjodide lost het weer op tot een dubbelzout. dat vermengd met een oplossing van kaliumhydroxyde dienst doet als reagens op ammoniumverbindingen (Nesslera reagens). VI. Mercurisulfide, HgS, komt in de natuur voor als cinnaber of natuurlijk vermiljoen; 't wordt kunstmatig verkregen door kwik met zwavel te wrijven. Vermiljoen is een roode verfstof. Zwavelwaterstof geeft in de oplossingen van kwikzouten een zwart neerslag van mercuri-sulfide: Hg(NÜ,)2 + H,S = HgS + 2 HNO:i. Zilver of' Argentum. Dit is een der meest verspreide metalen; het komt gedegen voor en verder vooral als zilverglans, Ag.,S; ook met chloor verbonden komt liet voor. Verder bevatten bijna alle soorten van loodglans kleine hoeveelheden zilver, die in liet ruwe lood overgaan. Om hieruit volgens clc methode van Pattixson het zilver af te zonderen, wordt dit zilverhoudende lood gesmolten; daar nu een legeering van zilver en lood bij lager temperatuur smelt, dan lood zelf. kan dit laatste met een zeeflepel afgeschept worden, terwijl de legeering of het alliage nog vloeibaar is. Dit alliage wordt steeds rijker aan zilver en wordt eindelijk gegoten in een kroes of cupel van beenderaarde om afgedreven te worden, d. w. z. het bij de smelting gevormde loodoxyde trekt in den poreuzen wand van den kroes, tot eindelijk de glanzende gesmolten hoeveelheid zilver voor den dag komt; men noemt dit het blikken van het zilver. Volgens de methode Parkes wordt liet alliage van lood en zilver met zink samengesmolten, waarbij dan bijna al liet zilver in het zink overgaat. Het mengsel van lood, zink en zilver wordt gegloeid en in aanraking met stoom onder lioogcn druk gebracht. Het hierbij gevormde zinkoxyde wordt door den stoom weggevoerd en daarna het loodoxyde weer afgedreven. In Amerika worden de ertsen fijngemalen, vermengd met keukenzout en daarna met voorzichtig geroost kopersulfide of koperkies (dat dus een zekere hoeveelheid kopersulfaat bevat); ten slotte komt er nog kwik overheen, dat liet gereduceerde zilver opneemt; uit het gevormde amalgama wordt liet kwik door verhitting verdreven. Zuiver zilver verkrijgt men door zilverchloride met soda te verhitten, of door koperhoudend zilver in salpeterzure zouten om te zetten; deze nitraten in ammonia op te lossen en dan met ammonium sulfiet te verwarmen; daardoor ontstaat een cupro-oxyde, dat liet zilver-oxyde reduceert: 2Cu(>T (NH,)2SO, = Cu.,O + (NH4),SC),; CiU) + AftO = 2 CuO + 2Ag. Een andere veelgebruikte methode is deze: men verwarmt een oplossing van zilveroxyde, Ag,O, in ammonia met een oplossing van een reduceerende stof zooals druivensuiker. Het zilver zet zich als een fraaien spiegel tegen het glas. Zilver is een fraai wit, glanzend metaal, dat gemakkelijk in salpeterzuur oplost, liet is een eenwaardig metaal en komt in zijn verbindingen veel overeen met de alkali-metalen. Zilveroxyde, Ag,0, ontstaat door bij een oplossing van zilvernitraat kalium-hydroxyde te voegen: 2 AgNO, + 2 KOH = Ag,0 + 11,0 + 2 KNO,. Zilveroxyde lost gemakkelijk op in ammonia. Zilver nitraat, AgNO,,. wordt verkregen door zilver in salpeterzuur op te lossen. Het lost goed op in water. In de geneeskunde wordt het gebruikt onder den naam van helsehe steen. Komt zilvernitraat in aanraking met organische stoffen, dan ontstaat metallisch zilver in den vorm van een zwarte vlek. De halogeenzilververbinilingen, AgCl, AgBr, Ag.1, ontstaan door bij een oplossing van zilvernitraat halogeenwaterstof te voegen of een oplosbaar chloride, bromide of jodide. Zij lossen alle drie op in ammonia en natriumthiosulfaat, Na,S,0,. Zilverchloride is wit en wordt door het licht, onder afscheiding van chloor, zwart gekleurd. Evenzoo gaat het met zilverbromide en jodide. Vandaar dat deze drie verbindingen in de photograpliie gebruikt worden om er de gevoelige plaat mee te bedekken. Op de plaats, waar deze door liet licht getroffen wordt, ontstaat vrij zilver, fijn verdeeld en dus zwart, op de andere plaatsen blijft het halogeenzilver, dat met een oplossing van natriumthiosulfaat wordt opgelost (het fixeeren der beelden), vóór men met de plaat in 't licht mag komen. Om de hoeveelheid zilver te bepalen, aanwezig in een of ander zilveren voorwerp, wordt dit gewogen en opgelost in salpeterzuur, daarna wordt deze oplossing aangevuld tot een bepaald volume. In een bepaald gedeelte dezer oplossing wordt het zilver gepraecipiteerd door een oplossing van natriumchloride van bepaalde sterkte: AgNO, + NaCl = AgCl + NaNO,. Het ophouden van het ontstaan van dit neerslag dient als indicator. Gemakkelijker nog is om de oplossing van zilvernitraat te titreeren met een oplossing van kaliumrhodanaat, KCNS, waarbij ferrisulfaat als indicator dient: AgNO, + KCNS = AgCNS + KNO.,. Een druppel van de oplossing van KCNS te veel kleurt het ferrisulfaat rood. Aluminium. Dit metaal wordt zeer veel aangetroffen, maar nooit als zoodanig. Als silicaat vormt het 't hoofdbestanddeel van vele mineralen (veldspaat, glimmer, lei, klei, enz.). Daarom noemde men aluminium vroeger het aardmetaal, en het oxyde aluinaarde. Voor de metallurgie worden gebruikt: korund, Al,0:i, beauxiet, Al.,(OH),i en kryoliet of ijssteen, Al,Na,;F,,. In 1827 ontdekt, werd het aluminium eerst sedert 1855 door Deville in groote hoeveelheden bereid eu wel door kryoliet met natrium te verhitten: Al,Na,;Fls + 6Na = Al, + 12NaF. Nog goedkooper echter wordt het aluminium verkregen door de electrolytische methode, waarbij het A1,0;, door een zeer krachtigen electrischen stroom gesmolten en ontleed wordt. Daarvoor bevindt zich het aluminium-oxyde (vermengd met wat kryoliet 0111 't gemakkelijker te doen smelten) in een ijzeren kroes met een voering van kool als negatieve pool dienende, terwijl de positieve pool een koolstaaf is, die door het deksel van den kroes steekt. Zoowel door den electrischen stroom als door de reduceerende werking deikool wordt het A1203 ontleed. Aluminium is een zeer licht, zilverwit metaal. In natrium- of kalium-hydroxyde lost het gemakkelijk op onder ontwikkeling van waterstof. Om zijn fraai uiterlijk en zijn gering soortelijk gewicht wordt het veel gebruikt. Door zeep en soda wordt het echter aangetast. I11 zijn verbindingen treedt het aluminium op met een zeswaardig Al= dubbelatoom: | Al= Aluminium-oxyde, Al,Os, vindt men in de natuur als korund. Saphier (blauw) en robijn (rood) zijn fraai gekleurde variëteiten; amaril is poeder van onzuiver korund en dient als slijpmiddel. \ oegt men ammonia bij een oplossing van een aluminiumzout, dan slaat cduminium-hydroxyde neer: ALC1,| + 6 NH4OH = Al, (0H),; + 6 NH.Cl. Dit hydroxyde geeft bij verhitting water af: Al,(OH),; = A1,03 + 3 H,0. Aluminium-hydroxyde gedraagt zich tegenover de bases KOH en NaOH als een zuur, doordat het zich daarmee verbindt tot zouten, die aluminaten heeten: Al2(OH),; + 6 KOH = AL(OK),; + 6 11,0. Aluminium-oxyde is dan ook een zwakke basis. Aluminiumzouten reageeren dan ook zuur. Deze zouten worden in de ververij als bijtmiddel gebruikt, omdat zij de kleurstoffen vast doen hechten op de katoenvezels. Aliiminium-chloride, A12CI,;, is een zeer hygroscopisch zout, dat verkregen wordt door een mengsel van kool en aluinaarde in chloorgas te verhitten of door aluminium-hydroxyde in zoutzuur op te lossen. Het dubbel zout, A1,C1,; . (5 NaCl, is minder hygroscopisch. Wordt dit met natrium verhit, dan verkrijgt men weer aluminium. Aluminium-mlfaat, A12(S04)3, wordt verkregen door verhitting van klei (aluminium-silicaat) met zwavelzuur, of door aluminium-hydroxyde in zwavelzuur op te lossen. Met kalium-, natrium- of ammoniumsulfaat vormt het dubbelzouten, aluinen genaamd, die in den vorm van een regelmatig achtvlak kristalliseeren met 24 moleculen kristalwater: A12(S04)3 + K2S0, + 24 H20, kaliumaluin; A12(S04)3 + Na, 80, + 24 H,0, natriumaluin; A12(S04)j + (NH,)2S04 + 24 H20, ammoniumaluin. In deze drie vormen kan men het metaal aluminium nog vervangen door chroom, mangaan of ijzer. In Duitscliland wordt het kaliumaluin bereid uit de aluinlei, dat ook. behalve aluminium-silicaat, pyriet, FeS2, bevat. Door roosting gaat dit pyriet over in ferrosulfaat en zwavelzuur, 't welk zich met het aluminium verbindt. Later wordt dan kalium-sulfaat toegevoegd. In de nabijheid van Rome vindt men de aluinsteen, een mengsel van kaliumaluin en aluminium-hydroxyde, waaruit men direct de kaliumaluin kan oplossen. Klei is aluminium-silicaat ontstaan door verweering van veldspaath n andere silicaten en wordt gebruikt voor potten-, pannen- en steenbakkerijen. De zuivere soort heet kaoline. is wit en wordt gebruikt voor liet vervaardigen van porselein- en aardewerk. Chroom of chromium. Het belangrijkste erts van chroom is chroomijzersteen, Cr„08. Fe O. Het metaal kan verkregen worden door het oxyde met aluminiumpoeder te reduceeren. Men kan het ook doen door verhitting met koolstof. Chroom lijkt veel op ijzer en wordt ook veel met ijzer geallieerd om dit grootere hardheid en vastheid te geven. Van chroom zijn bekend twee basische oxyden: Chromo-o.cyde, Cr~0 Cr Ü en chromi-oxyde, | O en daarenboven nog een zuurvormend CrUO oxyde, CrO,. Van het chromo-oxyde zijn de chromo-verbindingen afgeleid, die echter zeer onbestendig zijn. Van de chromi-verbindingen noemen wij in de eerste plaats cliromihydroxyde, Cr2(OH),,, dat ontstaat door bij een oplosbaar chromizout een oplosbare basis te voegen. Cr,(OH)i; is een blauw-groen neerslag, dat bij verhitting overgaat in een groen poeder, Cr20,. Dit oxyde is een belangrijke groene verfstof. Men bereidt het gewoonlijk door kalium-bichromaat met zwavel te verhitten: K2Cr207 + S = K2SOt + Cr,03. Daar chromi-oxyde niet vergiftig is, is dit een belangrijk voordeel boven de meeste andere groene verfstoffen. De chromi-zouten zijn af te leiden van het chromi-oxyde. Zij bezitten alle een schoone violette of groene klenr. Het voornaamste is het chromi-sulfaat, dat met het kaliuni-sulfaat kristalliseert tot chroom-aluin: Cr2(S04)s + K.SO, + 24 H.,0. Dit dubbelzout wordt verkregen door kalium-dichromaat, waarbij zwavelzuur is gevoegd, te reduceeren met zwavel-dioxyde, of een ander reductie-middel: K2Cr207 + H2SO, + 3 S02 = Cr2(SO,)3 + K2SO, + H20. Chroomzuur. Het anhydride hiervan, CrO:1, verbindt zich niet één molecule water tot chroomzuur: Cr()t + H2Ü = H2Crü,. Twee moleculen chroomzuuranhydride geven met 1 molecule 11O dichroomzuur: 2 CrO, + H20 — H.,Cr20;. Deze zuren komen dus overeen niet zwavelzuur, H2SO(, en dizwavelzuur, H2S207. Smelt men een chroomverbinding samen met salpeter en kaliumcarbonaat, dan ontstaat een gele massa, het kaliumzout van chroomzuur, kuliumchromaat: Cr20, + 2 K2C03 + 30 = 2 K2C1-0, + 2 CO,. Zooals men ziet. dient de salpeter alleen om zuurstof te leveren. Voegt men bij de oplossing van het kaliumchromaat zooveel zwavelzuur, als noodig is, om de helft van het kalium te binden, dan ontstaat, een oplossing van kaliumdichromaat: 2 K2Cr0, + H2SO, = K2Cr207 + K.,S04 + H20. Omgekeerd geeft kaliumdichromaat met kaliloog weer kaliumchromaat : K,Cr207 + 2 KjOH = 2 KCr.Oj + H,,0. Voegt men bij een geconcentreerde oplossing van kaliumchromaat sterk zwavelzuur, dan zet zich bij bekoeling het chroomtrioxydc, CrO., af: K,CrO, + H,S0, = KaSO, + CrOs + H,0. CrO:1 is zeer hygroscopisch en vervloeit dan tot chroomzuur, H2Cr04. Uit zuur is alleen in oplossing bekend. Chroomzuur is eeïi der sterkste oxydatie-middelen. Voegt men hij een oplossing van een loodzout kaliumchromaat, dan ontstaat een neerslag van loodchromaat: Pb(N03)2 + KCriOA.= PbCr04 + 2 KN08. Loodchromaat wordt als verfstof gebruikt onder den naam van cliromaatgeel. Ook in oplossingen van zilver- en baryum-zouten geeft kaliumchromaat roode of gele neerslagen. (Van de andere metalen, zooals wólframium en molybdaenium, die tot dezelfde groep als het chroom behooren, deelen wij alleen mede, dat het ammoniumzout van molybdaenzuur, (NH,).,MoO,, als reagens <)]) phosphorzuur wordt gebruikt.) Mangaan of mauganesium. Mangaan komt niet gedegen voor in de natuur, maar hoofdzakelijk als mangaanspaath, MnCO,, en als bruinsteen, Mn02. Het metaal wordt verkregen door reductie van bruinsteen met aluminiumpoeder. Het wordt voornamelijk gebruikt als een bestanddeel van ijzer en vooral van staal. Verschillende oxyden van mangaan zijn bekend: Mn 70 Mangano-oxyde, Mn O en mangani-oxyde, | ^ O ; dit zijn basi- Mn O sche oxyden, waarvan de mangano- en de mangani-zouten worden afgeleid. Daarenboven hebben we nog MnOa en Mn207, de anhy- driden van mangaanzuur en permangaansmir. Ten slotte nog een indifferent oxyde, MnO,, ook bruinsteen genoemd. Bij mangaan zijn de verbindingen, afgeleid van 't mangano-oxyde, bestendiger dan die, welke afgeleid kunnen worden van 't manganioxvde. Bij chroom en het later te behandelen ijzer is 't juist omgekeerd. Mangano-hydroxyde, Mn(OH),, ontstaat als een wit neerslag uit de •oplossing van een mangano-zout door kalium- of natrium-hydroxyde. Aan de lucht wordt het spoedig bruin onder opname van zuurstof. Mangano-carbonaat, MnCO:1, komt in de natuur voor als mangaanspaath en wordt kunstmatig verkregen als een wit neerslag, door soda te voegen bij een oplossing van een mangano-zout. Gloeit men manganocarbonaat in een atmosfeer van kooldioxyde, dan ontstaat mangano-oxyde. Door bruinsteen met zwavelzuur te behandelen verkrijgt men 9nanganosulfaat als rozeroode kristallen: MnO, + H2SO, = MnSOi + H,0 + O. Wordt bruinsteen met zoutzuur verwarmd, dan ontstaat chloor en mangano-chloride in rozeroode kristallen: MnO, + 4 HC1 = MnCl, + 2 H20 + Cl2. Verhit men mangano-oxyde in een stroom van zuurstof, dan ontstaat mangani-oxyde, Mn,03, waarvan men het mangani-sulfaat kan afleiden, Mn2(SÜ,)l, dat met K2S04, Na2S04 of (NH,)2SÜ, kristalliseert als aluin: Mn,(S04)3 + K,SO, + 24 H,0. Bruinsteen. De waarde van het bruinsteen zit in de hoeveelheid zuurstof, die het voor de oxydatie leveren kan. Om deze te bepalen wordt onderzocht, hoeveel chloor met een bepaalde ge wichtshoe veellieid ruw bruinsteen verkregen wordt. Van het ruwe bruinsteen werkt alleen het Mn02: MnO., + 4 HC1 = MnCl, + 2 H20 + Cl,. 87 Gr. Mn02 geven dus 70 Gr. chloor. Is deze 87 Gr. Mn02 in 100 Gr. ruw bruinsteen, dan bevat dit dus 87 % MnO,. Om de hoeveelheid chloorgas te bepalen, die zoodoende vrij komt, leidt men dit in een oplossing van kalium-jodide: Cl2 + 2 KJ = J2 + 2 KC1. En deze hoeveelheid jodium, die nu vrij komt, kan men titreeren met een bepaalde oplossing van natrium-thiosulfaat: J, + 2 Na, S20:( = 2 NaJ + 2 NaS203. Men kan ook de waarde van liet bruinsteen bepalen door te onderzoeken hoeveel oxaalzuur, H2C20,, door een zekere hoeveelheid ruw bruinsteen met behulp van zwavelzuur wordt geoxydeerd tot kooldioxyde en water: MnO, + R.SO, + H,C20, = MnSO, + 2 H,0 + 2 CO,. Dezelfde hoeveelheid bruinsteen, die 70 Gram chloor geeft, ontwikkelt 88 Gram kooldioxyde. Kaliumzout van mangaanzimr en permangaanzuur of katium-manganuat en -permanganaat. Smelt men een mangaan-verbinding samen met salpeter en kalium-carbonaat, dan ontstaat kalium-manganaat: MnO, + K,CO:i + O = K,Mn04 + CO,,. Voegt men bij een oplossing van kalium-manganaat een zuur of veel water, dan wordt de kleur van groen door blauw tot purperrood ; er ontstaat dan kalium-permanganaat: 3 K,MnOt + 4 HN03 - K,Mn,Os + 4 KNO-, + Mnü, + 2 H,0. 3 KaMnOj + 2 R,0 = K,Mn;Os + 4 KOH + Mn02. Kalium-permanganaat kristalliseert in blauw-zwarte kristallen. Vermengt men deze met sterk afgekoeld zwavelzuur, dan verkrijgt men Mn207, het anhydride van permangaanzuur, dat gemakkelijk zijn zuurstof afgeeft. Kaliumpermanganaat is een krachtig oxydatie-middel; met zwavelzuur geelt het per molecule 5 zuurstofatomen: K,Mn,Os + 3 H2S04 = K2SO, + 2 MnSO, + 3 H20 + 5 0. Vandaar dat een normale permanganaat-oplossing per Liter van 't moleculair-gewicht van K2Mn2Os bevat. Men kan de oplossing van kalium-permanganaat titreeren met normaal-oxaalzuur of ook met normaal-ferrosulfaat: K,Mn2Os + 5 H,( + :{ R.SO, = K.S0, + 2 Mn80, + 8H,0+I0c0, K.,Mn.,Os -r 10 FeSO, + 3 H.,SO, = K.,80, + 2 Mn80, -r 5 Fe.,(SO,). + 8 H20 Zoolang nog ferro-sulfaat of oxaalzuur aanwezig is, wordt de permanganaat-oplossing (chamuelon) ontkleurd, maar zoo niet. dan blijft de vloeistof duidelijk rood. Kaliuin-permanganaat-oplossing wordt ook gebruikt om de hoeveelheid organische stof in drinkwater te bepalen. Ijzer ot' Ferruni. Als meteoorijzer, dat uit de wereldruimte tot ons komt, vindt men dit metaal gedegen. Voorts maakt het een gering bestanddeel uit van het bladgroen en de bloedkleurstof. De voornaamste ijzerertsen zijn: spaatijzersteen, FeCO., magneetijzersteen, FeO . Fe203; rood en bruin ijzersteen, Fe20;j. Pyriet, FeS2, is een van de voornaamste zwavel verbindingen. De ertsen worden eerst geroost, waardoor het koolzuur uit de carbonaten en het water ontwijkt, terwijl de zwavel verbrandt tot zwaveldioxvde. Hot 1111 verkregen ijzeroxyde moet worden gereduceerd. Daar we echter geen zuiver ijzeroxyde hebben, maar in dew regel vermengd niet kalk (basisch) of kwarts (zuur), moeten wij zoodanige stoffen toevoegen, dat er gedurende het reductie-proces een gemakkelijk smeltbare, glasachtige massa, dv slak, kan ontstaan. Bevat het ijzeroxyde onzuiverheden van basische natuur, dan zullen wij vooral zand of kwarts toevoegen; is er echter overmaat kwarts aanwezig. dan voegen we kalk toe. Deze gesmolten slakkenmassa bedekt liet gesmolten ijzer en belet zoo, dat de lucht het wederom oxvdeert. De eigenlijke reductie geschiedt in de hoogovens door de koolstof, echter slechts indirect, daar de aanwezige brandstof gedeeltelijk verbrandt tot kooldioxyde, terwijl dit met de verdere hoeveelheid gloeiende kool overgaat in koolmonoxyde, CO. en dit gas reduceert verder liet ijzeroxyde. Het gereduceerde ijzer wordt verder omlinld door de gesmolten slakken en zoo, voor oxydatie beschut, zakt het door de rerbrandingsstreek van den hoogoven. Het aldus verkregen metaal heet rmo gietijzer, dat altijd nog een zekere hoeveelheid chemisch gebonden koolstof bevat. Het is wit van kleur. Houden wij het eenigen tijd gesmolten en laten wij liet afkoelen, dan ontstaat grauw gietijzer, dat de koolstof als graphiet bevat. Wordt de hoeveelheid koolstof aan het gietijzer tot onder een zeker bedrag ('2 " „) onttrokken, dan verkrijgt men smeedbaar ijzer. Hit laatste geschiedt volgens 't proces van Bessemer, waarbij het gesmolten gietijzer wordt gebracht in een zoogenaamde converter, een toestel met een voering van vuurvaste klei en een aantal openingen in den bodem, waardoor heete lucht wordt geblazen, die de koolstof oxydeert. Volgens de Martin-Siemens-methode wordt de koolstof niet geoxydeerd door de heete lucht, maar door de zuurstof van toegevoegd ijzer-oxyde. Het basische proces van Thomas wordt toegepast voor ijzer, dat veel phosphor bevat; alsdan wordt de Bessemer converter van binnen bekleed met kalk of dolomiet, waarvan liet calcium- en liet ('oors. Scheikunde. 1. <» magnesium-oxyde zich verbindt met liet gevormde phosphorzuur. Smeedbaar ijzer heet staal, wanneer het door plotselinge afkoeling gehard is; hierdoor wordt het echter ook zeer bros. (^ni deze brosheid te doen verdwijnen zonder de hardheid veel te verminderen, wordt het staal tot een zekere temperatuur (verschillend al naargelang van het doel, waartoe 't staal dienen moet) verw armd en langzaam afgekoeld; men noemt dit het ontlaten van liet staal. IJzer is een zilverwit metaal: in vochtige lucht oxydeert het snel, /onder dat de laag oxyde het voor verdere inwerking beschut. Door zuren wordt het gemakkelijk aangetast. Dompelt men h*'t echter in sterk salpeterzuur en wascht men het daarna af, dan is het passief. <1. w. ■/.. door zuren wordt het niet meer aangetast. Wil men het ijzer beschutten tegen de inwerking van de lucht, dan moet men het bedekken met teer of menie, of ook met zink (gegalvaniseerd ijzer). Het ijzer vormt twee reeksen van verbindingen, af te leiden van de beide basische oxyden, ferru-oxyde, FeO, en ferri-oxyde, l1 ;: Ferrooxyde: Fe O; ferro-chloride: Fe j .|; ferro-sulfaat: Fe__Q S().,; rl Fe 9 SO, Fe—Cl ° Fe O [.] X() ferri-oxyde: O; ferri-chhiri.de: .,,; ferri-sulfaat: y >">(), ' Fe 0 Fe-C F, S0 Cl Fe o In de ferro-verbindingen heeft elk ijzer-atoom dus t«'ee, in de ferri-verbindingen vier valentie's. Ferro-hydroxyde, Fe(OH),, ontstaat door kaliuin-hydroxyde te voegen bij de oplossing van een ferro-zout; aan de lucht kleurt dit vuilwitte neerslag zich spoedig groen en eindelijk bruin, d;mr ' iern* hydroxyde wordt. 2 Fe(OH)s + O + H,0 = Fe,(OH),;. Ferro-sulfaat, FeSO, + 7 H.,0, is het voornaamste ijzerzciut, wordt veel gebruikt bij de inktbereiding, in de ververij en ook m de geneeskunde. Men bereidt het door oud ijzer in zwavelzuur op te lossen of door pyriet, FeS2, te oxydeeren. Van de 7 moleculen kristalwater, waarmee liet lichtgroene kristallen vormt, verliest het er zes gemakkelijk door verhitting ; het zevende kan goed vervangen worden door één molecule kalium-, natrium- of amnioniunisulfaat: F,S04 4- (NH4),S04 + (> HjO. In dezen kristalvorm kan het ferro-sulfaat ook vervangen worden door ZnSO,, MgS04, NiS04 of CoS04. In den vorm van FeSO, + (NHl).,S04 + (> H_,(), Moh>'& zout geheeten, kan het ferro-sulfaat liet best bewaard worden, daar terro- zouten zich overigens spoedig tot ferri-verbindmgen oxydeeren. Dit laatste geschiedt bijv. bij de bepaling van liet gehalte aan kaliumpermanganaat met behulp van zwavelzuur: K,Mn.,Os + 10 FeSO,+ 8 H.,S04 K.,S04 + 2 MnS04 + ij Fe2(>SO,)., + 8 H20. Om normaal ferro-sulfaat-oj>lossing hiervoor te maken nemen wij, omdat dit veel zuiverder bewaard kan worden, het Molir's zout: FeSO, -f (NH4)2S04 + 6 H.,0. Het moleculairgewiclit van dit zout is het aequivalentgewicht is de helft of 196. 15H> Gram van dit zout wordt opgelost tot 1 Liter, dan bevat 1 c.M.;1 liH» ni.Gram van dit zout of 7 m.Gram ferro-sulfaat, welke geoxydeerd worden door '/sn van 't moleculairgewicht van K2Mn»Os. Ferro-sulfaat geeft met salpeterzuur de bruine ring-reactie, waarbij het salpeterzuur tot NO gereduceerd en het ferro-sulfaat tot ferrisulfaat wordt geoxydeerd. Ferri-zouten worden door reductie-middelen, zooals waterstof (in statu nascendi), zwavelwaterstof, zwaveldioxyde, weer tot ferrozouten gereduceerd. Andere ferro-zouten, zooals ferro-chloridv, FeCl,, ontstaan uit ijzer met zoutzuur, zijn van minder belang. Ferro-snl/ide, FeS, ontstaat door samensmelting van ijzer en zwavel, of door bij de oplossing van een ijzerzout zwavelammonium te voegen. Dtibbelzwavel ijzer, pyriet, FeS.,, komt in de natuur voor als goudgele kristallen. Onder de /èm-verbindingen noemen wij: Ferri-oxtjde, Fe20:l, komt in de natuur voor als bloedsteen en wordt kunstmatig verkregen door verhitting van ferro-sulfaat; het heet dan als roode verfstof ijzermenie, colcothar of dood (kop. Voegt men hij de oplossing van een ferri-zout kaliumhydroxyde, dan slaat ferri-hydroxyde neer. dat bij verliitting in ferri-oxydt; overgaat: Fe,Cl(i + (» KOH = Fe,(OH),; + KC1. Ferri-chloride, Fe2Cl,;, is het voornaamste ferri-zout; het ontstaat door verhitting van ijzer in chloorgas of door ferri-oxyde in zoutzuur oj) te lossen. Tn waterige oplossing wordt het gemakkelijk gereduceerd tot ferrochloride, bijv. door H.,S onder afscheiding van zwavel: Fe2Cl„ + H2S = 2 FeCla + 2 HC1 + S. Ferri-sulfuat, dat hij oxydatie van ferro-sulfaat ontstaat, kan met kalium-, natrium- of ammonium-sulfaat kristalliseeren in den vorm van de aluinkristallen: Fe,(SO,), + (NH,)2SO, + 24 H20. Kobalt of cobaltum. Evenals het hierna te bespreken nikkel komt kobalt in niet. zeer groote hoeveelheden voor. Het voornaamste erts is kobciltglam, een verbinding van kobalt, zwavel en arseniknm. Het wordt voornamelijk gebruikt om glas- en aardewerk te kleuren: kobaltglas is fraai blauw. Kobalt vormt twee reeksen van verbindingen, kobalto- en kobaltiverbin FeS04 2 Au + 2 Fe2(S04), + Fe.,Cl„; 2 AuCl, + 3 S()2 + <» H20 = 2 Au + HC1 + H2SO,: 2 AuCl, + 3 SnCl2 = 2 Au + 3 SnCl,. Goud is zeei* goed plet baar. Goudblad wordt gebruikt om hout en papier te vergulden. Metalen voorwerpen worden langs galvanischen weg verguld: als oplossing gebruikt men dan het oplosbare dubbelzout, KCN . Au(CN):.. Het voornaamste goiidzout is AuCl,, goudchloride; een oplossing hiervan geeft met kaliuinhydroxyde een neerslag van goitdhydroxyde, dat bij verhitting goudoxyde geeft: 2 Au(OH), = Au20, + 3 H.,0, hetwelk bij verdere verhitting ontleedt in goud en zuurstof. Platina. Dit metaal komt weinig in de natuur voor. De ertsen worden met koningswater behandeld en uit deze oplossingen wordt het pluthiucMorkh, PtCl,, als dubbelzout gepraeeipiteerd met NH,C1 tot PtCl, .2 (NH4C1). Wordt dit laatste gegloeid, dan blijft fijn verdeeld platina achter, platinaspons, dat in de knalgasvlam gesmolten wordt. Platina is een tinwit, smeedbaar metaal. Door koningswater wordt het aangetast. Het laat zich tot dunne platen uitpletten en tot draden uitrekken. Platina wordt uit een oplossing van platina-chloride door reductiemiddelen in fijn verdeelden toestand afgescheiden, pluti na-zwart. en heeft dan de eigenschap om gassen aan zijn oppervlakte te verdichten, waardoor zooveel warmte ontstaat, dat vaak scheikundige werking veroorzaakt wordt, bijv. sU, en U worden verbonden tot S0... Platina doet dit zelf ook reeds. Hangt men bijv. een warme platina-spiraal in een glas met aetlier, dan zal die de aether-dainpen aan haar oppervlakte verdichten, waardoor de spiraal gloeiend blijft. Evenzoo blijft ze doorgloeien boven een open, maar niet aangestoken BiNSEN'sche gasbrander. De voornaamste platina-verbinding is platinachloride, PtCl,, dat door verhitting ontleedt in platina en chloor. We zagen reeds, dat het ontstond door oplossing van platina 111 koningswater. \ oegt men bij een oplossing van PtCl, een oplossing van KC1 of NH,Cl. dan ontstaat de onoplosbare verbinding PtCl, .2KC1 of PtCl, . 2 (NH,C1), ook wel geschreven K.,PtCI,; of (NH,),PtCl,; en dan beschouwd als het kaliumof ammonium/out van H.,PtCl,;, plathmchlooruruhrstofzmtr. Het periodieke systeem der elementen. Op de vraag, of elk der door ons besproken elementen geheel op zich zelf staat en dus niet zijn verbindingen een afgesloten geheel vormt, dient een ontkennend antwoord gegeven te worden. Dit bleek ons reeds bij de behandeling van fluoor, chloor, bromium en jodium, die tal van verbindingen vormen, welke buitengewoon veel op elkaar gelijken. Hetzelfde treft men aan bij de elementen phosphorus, arsenikuin en antimonium. Sommige metalen gelijken zooveel tip elkaar, dat zij in één adem genoemd dienen te worden, bijv. kalium en natrium of calcium, strontiuni en baryum. 1 II III IV V VI VII VIII Litliiiim 7 Beryllium '.ijBoriuiii 11 Carbuiiiuiii 12 Nitrogenium 14 Oxygeniuni 10 Fluooor I!) Natrium 23iMagiie.sium lil Aluminium 27 Silicium 281'hosplior 31 Sulphur 32Chloor 35,5 l Fe 5(5 Kalium 39 Calcium 40Scandium 44| Titanium 48,Vanadium 51 Chroinium 52 Mangaan 55 Ni 58 I Cu 51 > Cuprum (UZincum 05Gallinm 70 Gcrmaniuin 72'Arsonikuin 75 Selenium 79 Broom 80 Ituhidium 85 Strontium 87,5 Vttrium 8!) Zirconium 91Nioltium i)4 Molylitleen 9(1 Argentum 108 Cadmium 112Indium lllSlannum llSStiliium 120 Tellurium 125 Jodium 127 Caesium I33Baryum 137 Ytterl>ium 173 Tantalium 183 Wolframium 181 — Platina 195 Auruin 197 Hydrargvrum 200|Thallium 2041'lumbum 2ö7 Bismuth 208 — — ] — | — Thorium 232 — Uranium 239 — Ka vele vergeefsche pogingen om deze op zich zelf staande gevallen voor alle elementen onder één gezichtspunt te brengen, kwamen in Mesdelejeff en Lothak Meyer gelijktijdig op liet gelukkige denkbeeld om de elementen te rangschikken volgens de opklimmende atoomgewichten. Als grondslag voor hun verdeeling werd de hypothese vooropgesteld, dat de eigenschappen der elementen periodieke functiën hunner atoomgewichten zijn. d.w.z. de physische constanten (zooals soortelijk gewicht, smeltpunt, enz.) en de chemische aard der elementen wijzigen zich regelmatig, wanneer wij de elementen volgens hunne atoomgewichten rangschikken, maar deze wijzigingen zijn slechts voor een beperkt aantal in dezelfde richting gelegen. Na . Calcium, Ca. 40. Chloor, chlorium, Cl. 35,5. Chroom, chromium, Cr. 52.2 Fluoor, Huorium, Fl. 10. Phosplior, j)hosphorus, P. 31. Goud, aurum, Au. 107,2. Jodium, J. 126,86. Cadmium, Cd. 112. Kalium, potassium, K. 30. Kiezel, silicium, Si. 28. Kobalt, cobaltum, Co. 50. Koolstof, carbonium, C. 12. Koper, cuprum, Cu. 3,(5. Kwik, hydrargyrum, Hg. 200. Lood, plumbum, Pb. 206,0. Magnesium, Mg. 24,4. Mangaan, manganesium, Mn. 55. Molybdeen, molybdaenium, Mo. 00. Natrium, sodium, Na. 23. Nikkel, niccolum, Ni. 58. Platina, Pt. 105. Stikstof, nitrogenium, N. 14,05. Strontium, Sr. 87,5. Tin, stannum, Sn. 118. Waterstof, hydrogenium, H. 1. I.Izer, ferrum, Fe. 50. Zilver, argentum, Ag. 107,0. Zink, zincum, Zn. (>5,3. Zuurstof, oxygenium, O. 10. Zwavel, sulfur, S. 32. Gewicht van 1 Liter (bij 0° en 700 m.M. druk) in dampvorm. Waterstof, H,, 0,0896 Gr. Waterdamp, H.,0, 0,8004 Gr. Ammonia, NH., 0,701(5 „ Stikstof, N2, 1.2544 „ Lucht, 1,2930 Gr. Zuurstof, 02, 1,4336 „ Chloor'waterstof, HC1, 1,(5352 „ Stikstofmonoxyde, NO, 1,9712 B Chloor, Cl,,, 3,1808 „ Bromium, Br.,, 7,1080 „ Jodium, J„, 11,3792 „ Stikstofdioxyde, NO, 1.3440 Gr. Zwavelwaterstof, H.,S, 1,5232 „ Kooldioxyde, CO,,, 1,9712 „ Zwaveldioxyde, SO„, 2,8072 „ Phosphorus, P,, 5,5552 „ Kwikzilver, Hg, 8,9(500 „ Arsenikum, As,, 13.4400 „ Soortelijke gewichten van rush- sloffen. Platina, gehamerd, 23,00. „ , draad, 21,04. „ , gegoten, 19,5. Goud, gehamerd, 19,30. „ , gegoten, 19,26. Kwikzilver, vast, 15,61. „ , hij O3, 13,595. Kobalt, 8,51. Nikkel, 8.48. Uzer, gesmeed, 7,74. „ , gegoten, 7,21. r , staal, 7,82. Sodium, 0,972. Potassiuin, 0,805. Bergkristal (SiO.,), 2,05. Zwavel, 2,07. Lood, geplet, 11.39. „ , gegoten, 11,35. Zilver, gehamerd, 10,51. „ , gegoten, 10,47. Bismuth, 9,82. Koper, gehamerd, 8,88. „ , gegoten, 8,80. Tin, 7,29. Zink, 7.19. Antimonium, (5,71. Arsenikum, 5,(58. Aluminium, 2,(57. Jodium, 4,95. Diamant, 3,50. Graphiet, 2,23. Phosphorus, 1,8S. Soortelijke gewichten run r/o> istoff'tn. Kwik, 13,598. Bromium, 2,97. Zwavelkoolstof, 1.27. Geconcentreerd i , 1,848. zwavelzuur, ) Geconc. salpeterzuur, 1.5. Geconc. zoutzuur, 1,208 Verdund zwavelzuur: 10 proc. zuur 1,000 20 _ - 1,138 30 r „ 1,215 40 „ 1,207 ÖO „ „ 1,387 00 „ „ 1,480 70 „ „ 1,505 80 „ „ 1,701» 00 - „ 1,805 100 „ „ 1,848 Verdund salpeterzuur: 10 proc. zuur 1,054 20 „ „ 1,111 30 „ .. 1,171 40 „ „ 1,234 50 „ „ 1,295 00 „ .. 1.348 70 „ „ 1,308 80 „ „ 1,438 00 „ _ 1,473 100 „ „ 1.500 Smeltpunten. Zwaveldioxyde, 100" C. Küoklioxyde, 78. Kwikzilver, 40. Bromium, —7,3. Water, 0. Phosphorus, 44. Potassium, 58. Sodium, 00. Jodium, 107. Zwavel, 115. Tin, 228. Bismuth, 205. Lood, 332. Natriumnitraat, Kaliumnitraat. Zink, Antimonium, Zilver, Koper, Goud, Gietijzer, Staal, Platina, 310. 330. 412. 434. 1000. 1050. 1200. 1050 1200. 1300 1400. 1800. Kookpunten. Zwaveldioxyde, 10° C. Zwavelzuuranhydride, 25. Bromium, 03. Water, 100. Jodium, 17(5. Phosphorus, 200. Zwavelzuur, 325. Kwikzilver, 300. Zwavel, 420. Spankracht van waterdamp. temperatuur. spankracht. —30° C. 0,39 111.M. -25 0,(51 —20 0,93 — 10 2.09 — 5 3,11 O 4,(50 5 (5,53 10 9,1(5 15 12.70 temperatuur. spankraeht. t 20° C. 17,39 in.M. 25 23,55 30 31,55 35 41,83 40 54,91 45 71,39 50 91,98 55 117,48 (50 148,79 cmper&tuur. spankracht. 65° C. 186,95 in M. 70 233,09 75 288,52 80 354,(54 85 433,04 90 525,39 95 (533,(59 100 7(50.00 -Josb's>/ Prondbegrippen en ]4oofdzaken van de Proefondervindelijke Natuurkunde. EEN STUDIEBOEK voor k \v e c k e 1 i ng e 11 e 11 o 11 d e r w ij z r r s DOOlï Dr. F. G. GRONEMAN. Met 241 figuren, 2 deelen ƒ Geltonden in 1 deel ƒ 7.50. 15 E O O R I) E E L 1 N (i E N: „Het komt ons voor, r. (Jroxeman in zijn streven, dat aan de gansehe inrichting van zijn boek teil grondslag ligt, ook hij liet bewerken der afzonderlijke reeds genoemde hoofdstukken, goed geslaagd is. Wij vinden geen dorre, korte opsomming van feiten of wetten, zooals bij de behandeling der fvsika in een beknopte handleiding onvermijdelijk is. maar overal een uiteenzetting der vraagstukken, welke, ook door den „stijl of toon" van den schrijver, steeds de aandacht levendig houdt en juiste begrippen tracht mede te deelen." ( Wetenschappel ijke Bladen.) ,.L)it eerste stuk belooft veel voor de volgende. De opzet is breed, iets tilosolisch is vooral in de inleiding te herkennen en overal blijkt het grondige van de behandeling, wat vooral voor onderwijzers zoo zeer gewenscht is." [Het Schoolblad.) ,.()ns dunkt dit werk is eene aanwinst voor het onderwijs in de natuurkunde." (Ar. Pr. Gr. Crt.) „Een uitstekend werk." IPaeilagogische Bijdragen.) „Aan allen, die het vak moeten onderwijzen, raden wij ten sterkste aan, zich het boek aan te schaffen." (Het Onderwijs) 11. O. „Een uitmuntend leerboek." (Het Chr. Schoolblad.) „Als de eerste beginselen achter den rug zijn, behoeft de onderwijzer geen ander boek dan dit om bij alle examens een uitstekend figuur te maken." |De Onderwijzer.) „Een belangrijk werk." [Het N. Schoolblad.) „Een boek, dat voor adspirant-hoofdonderwijzers als geknipt is. inzonderheid door de glasheldere wijze, waarop de zaken behandeld zijn." I Dagblad van Gouda.) „Wat ons in dit boek trof, is de eenvoudige wijze, waarop tal van zaken uit de natuurkunde, die voor ons, onderwijzers, belangrijk zijn en die veelal boven ons begrip liggen, worden verklaard." {De Wekker.) „Een uitstekende gids." (Het Schoolblad.) „Een mooi boek." (Friso.) „Al het schoone op te noemen, dat dit eerste stuk bevat, zou te lang duren; schijnt ons ook niet noodig, overtuigd als wij zijn, dat een vluchtige inzage van liet werk zelve bij velen tot de aanschaffing zal leiden." (Vooruit.) Uitgave van P. NOORDHOFF te Groning e n. WAINTDPLATEKT, TEN' GEBRUIKE BIJ HET ONDERWIJS IN DE NATDURKDNDE, DOOR R. MENZEL. Tweede, vermeerderde d r 11 It. 30 zeer nauwkeurig uitgevoerde wandplaten in zwart en kleurendruk. Grootte der platen 50 tij 72 cM. Prijs der complete serie f'12,00 Een stel van 15 Hommers naar keuze f |» earton geplakt /' 18,00 (>|> earton geplakt - 0,00 ()p earton geplakt - 0,85 i\o. i. i araneiogram van krachten. Centrale beweging. Middelpuntzoekende kracht. II. Wig en Schroef. III. Unster en Bascule. IV. Katrol en Kraan. V. Takel en Slinger. VI. Telefoon VII. Bereiding van lichtgas. VIII. Zuigpomp—Brandspuit. — Perspomp. IX. Luchtpomp. X. Verspreiding van liet licht. Platte spiegel, hoekspiegel, XI. Holle en holle spiegels. XII. Kleurschifting van liet licht. Lensbeelden. XIII. llikroskoop en Teleskoop. BE OORD KELING EN. ,.\\ij hebben geen beter werk van dezen aard." (Schlesische Schulseituny.) ..Het is een waar genot, die met paedagogische bekwaamheid uitgekozen goed en zuiver uitgevoerde, door hunne grootte, druk en kleuren ook voor de verst naar achter zittende leerlingen nog duidelijke afbeeldingen, te beschouwen. Wie natuurkundige wandplaten noodig heeft, neme die van Menzel. zi|n geen betere.' (Kotliol. Schulzeitung f. Norddeutschland.) " 1,ct natuurkundig onderwijs een leermiddel aangeboden, dat aan alle billijke eischen voldoet." (Lehrerzeitting f. Thürinyen und Mitteldeutschland.) ..Onder de wandplaten voor het natuurkundig onderwijs, zijn die van Menzel in de eerste plaats aan te bevelen." (Deutsche Scliulseitunri ) „Om hun zorgvuldige uitvoering en hun groote duidelijkheid zijn deze platen onder andere dergelijke uitgaven het eerst aan te bevelen. ,, ., (Ootliaisches Schulblatt.) ...Menzel s wandplaten munten boven alle andere uit door de gelukkige keuze der stol. de correcte en op grooten afstand berekende voorstellingen en de uitmuntende uitvoering." (Litcraturblatt f. Kathol. Krsielier) U i t g a V e van 1'. N OORDHOFF te Groni n g o n. Mo. M\. I hermoineter en Compensatieslinger. XV en XVI. Locomotief. X\ II en X\ III. Laagdrukmachine. XIX en XX Telegrafie. XXI. Menschelijk oor. XXII. Hydraulische pers. XXIII. Klankfiguren. XXIV. Spectrum. XX\. Menschelijk oog. XXVI. Werking der brillen. XX\II.Deelen der stoommachine. XXMII en XXIX. Hoogdrukmachine. XXX. Orgelpijpen. Tweede reeks. No. I en II. Dynainoinachines.