Kort Leerboek DER SCHEIKUNDE ten gebruike van Suikerchemici DOOR Dr. A. J. A. PRANGE, Leer aar H. B. S. cn B. A. S. te Soerabaja. TWEEDE STUKJE METALEN. -<r * ÉET' "S?" V Kort Leerboek t <-».• ' - -> Zzl't ' • 'J--i *■ ' j . • ,< • DER ■"jAyh 'v" • >, _ - ■ V , • " * SCHEIKUNDE ten gebruike van Suikerchemici DOOR , Dr. A. J. A. PRANGE, I Leeraar H. B. S. en B. A. S. te Soerabaja. TWEEDE STUKJE ' L. . ,— - <• ——• * METALEN. é ; • v J •' -X'l1- • 'J' SOERABA1A E. FUHRI & Co. „ 1904. Kort Leerboek DER SCHEIKUNDE ten gebruike van Suikerchemici DOOR Dr. A. J. A. PRANGE, Leer aar H. B. S. en B. A. S. te Soerabaja. TWEEDE STUKJE METALEN. SOERABAIA E. Fuhri & Co. 1904. I!t H O l' D. Blz. Voorwoord 5 Lijst der Atoomgewichten 6 Inleiding 7 Hoofdstuk I Alkalimetalen. § 1. Natrium 8 § 2. Kalium 11 § 3. Ammoniumverbindingen 14 Hoofdstuk II Aard- alkalimetalen. § 1. Calcium 16 § 2. Strontium 21 § 3. Baryum . 21 Hoofdstuk III Zinkgroep. § 1. Magnesium 23 § 2. Zink 24 Hoofdstuk IV Aluminium. 26 Hoofdstuk V IJzergroep. § 1. Ijzer 28 § 2. Mangaan 31 Hoofdstuk VI Chroomgroep. § 1. Chroom 33 § 2. Molybdeen 35 § 3. Uraan 36 Hoofdstuk VII Lood 37 Hoofdstuk VIII Kopergroep. § 1. Koper 40 § 2. Kwik 42 § 3. Zilver 45 Hoofdstuk IX Platina 47 Tabel van de meest bekende metalen . . .48 Blz. Hoofdstuk X Organische scheikunde. A. Koolhydraten . 49 § 1. Saccharose . 50 § 2. Dextrose . 54 § 3. Laevulosc . 58 § 4. Invertsuiker . 59 § 5. Zetmeel . 59 § 6. Cellulose . 61 B. Ontledingsprodukten der koolhydraten. § 1. Alcohol 61 § 2. Azijnzuur . 62 § 3. Melkzuur . 64 § 4. Zuringzuur . 64 VOORWOORD. Spoediger, dan ik had kunnen hopen, is dit tweede stukje gereed gekomen en verschijnt zoowat tegelijkertijd met het eerste stukje. Dit deeltje bevat de metalen en die hoofdstukken van de organische chemie, wier kennis voor den suikerchemicus onontbeerlijk is. Moge dit werkje de studie der scheikunde vergemakkelijken, dan is voldaan aan den wensch van DEN SCHRIJVER. Soerabaja, December 1904. ATOOMGEWICHTEN DER SCHEIKUNDIGE ELEMENTEN. 0 = 16. Aluminium Al 27,1 Antimonium Sb 120,2 Argon A 39,9 Arsenicum As 75 Baryum Ba 137,4 Beryllium Be 9,1 Bismuth Bi 208,5 Borium B 11 Bromium Br 79,96 Cadmium Cd 112,4 Caesium Cs 132,9 Calcium Ca 40,1 Cerium Ce 140,25 Chloor Cl 35,45 Chromium Cr 52,1 Erbium Er 166 Fluorium F 19 Gadolinium Gd 156 Gallium Ga 70 Germaniutn Ge 72,5 Goud Au 197,2 Helium He 4 Indium In 114 Iridium Ir 193 Jodium J 126,85 Kalium K 39,15 Kobalt Co 59 Koolstof C 12 Koper Cu 63,6 Krypton Kr 81,8 Kwikzilver Hg 200 Lanthanium La 138,9 Lithium Li 7,03 Lood Pb 206,9 Magnesium Mg 24,36 Mangaan Mn 55 Molybdeen Mo 96 Natrium Na 23,05 Neodymium Nd 143 Neon Ne 20 Nikkel Ni 58,7 Niobium Nb 94 Osmium Os 191 Palladium Pd 106,5 Phosphorus P 31 Platina Pt 194,8 Praseodymium Pr 140,5 Radium Ra 225 Rhodium Rh 103 Rubidium Rb 85,4 Ruthenium Ru 101,7 Samarium Sa 150 Scandium Sc 44,1 Selenium Se 79,2 Silicium Si 28,4 Stikstof N 14,04 Strontium Sr 87,6 Tantalium Ta 183 Tellurium Te 127,6 Terbium Tb 160 Thallium Tl 204,1 Thorium Th 232,5 Thulium Tu 171 Tin Sn 119 Titanium Ti 48,1 Uranium U 238,3 Vanadium V 51,2 Waterstof H 1,01 Wolframium W 184 Xenon X 128 Ytterbium Yb 173 Yttrium Y 89 Ijzer Fe 55,9 Z.lver Ag 107,93 Zink Zn 65,4 Z.rkonium Zr 90,6 Zuurstof O 16 Zwavel S 32,06 INLEIDING. Even als zoovele andere woorden, wordt het woord metaal gebruikt in de gewone en in wetenschappelijke beteekenis. In het gewone leven verstaat men onder het woord metaal een blinkend lichaam, vast, hard, hamerbaar, pletbaar, rekbaar, van hoog soortelijk gewicht. Hoewel in het algemeen deze eigenschappen doorgaan, zijn er toch metalen, wien één of meer dezer eigenschappen ontbreken. Niemand b.v. zal er aan twijfelen, of het kwikzilver behoort tot de metalen. Toch ontbreken aan dit lichaam de vastheid, daar het vloeibaar is en dus ook de hardheid, rekbaarheid enz. Lood b.v. is zoo week, dat het als schrijfmateriaal kan worden gebruikt. In de scheikunde verstaat men onder metalen die elementen, die minstens één basisch oxyde vormen. Uit de oudheid zijn nog eenige benamingen overgenomen, die men weten moet. Metalen, die roesten, zijn onedel; metalen, die niet roesten, zijn edel. Heeft een metaal een S.G > 5 dan behoort het tot de zware, anders tot de lichte metalen. Wat de bereiding aangaat, kan men het volgende opmerken: de meeste metalen komen niet gedegen voor, maar in ertsen: die ertsen moeten nu eerst worden toebereid d. i. overgevoerd in het oxyde en dan gereduceerd door koolstof. Dit is de oudste bereidingsmethode, volgens welke nog steeds vele metalen (koper, lood, zink, tin, ijzer enz) worden bereid. In de laatste tijden breekt de electrolytischen methode hoe langer hoe meer baan. Deze berust op het volgende: Wordt een metaalzout, hetzij in opgelosten, hetzij in gesmolten toestand onderworpen aan de inwerking van een genoegzaam sterken electrischen (galvanischen) stroom, dan zal zich aan den negatieven pool (of katode) afsplitsen het metaal en aan den positieven pool (of anode) de rest van het molecule. Voorbeeld: Cu CL = Cu + CL (gesmolten) katode anode Dikwijls hebben, vooral in opgelosten toestand, nevenwerkingen plaats. Voorbeeld: Cu CU = Cu + 2 HCI + O opgelost katode anode Evenals dit met de halogenen het geval is geweest, kan men nu de meeste metalen indeelen in natuurlijke families of groepen en zullen wij dus de metalen groepsgewijze behandelen. (Van sommige groepen zal er slechts één voorbeeld gegeven worden). HOOFDSTUK I. ALKALIMETALEN. Deze omvat de metalen Lithium, Kalium, Natrium, Rubidium en Caesium. Wij zullen hiervan alleen behandelen Natrium en Kalium. § 1. NATRIUM. Atoomteeken Na. Atoomgewicht 23. Valentie 1. De voornaamste Natriumverbinding is het chloride, keukenzout genoemd. Het vormt het hoofdbestanddeel van de in het zeewater opgeloste zouten en komt ook op het land in vele mijnen voor (steen-of klipzout). Het keukenzout is voor het dierlijk organisme onontbeerlijk en wordt dus op verschillende wijzen uit het zeewater bereid. Verder komt in de natuur nog voor het carbonaat (soda, trona) en het boraat (borax, tinkal). Metaal Natrium. Dit werd vroeger bereid door reductie van het carbonaat of het hydroxyde door koolstof. Tegenwoordig heeft de electrolytische bereiding de oude bijna geheel verdrongen en wordt het bereid door electrolyse van gesmolten Natriumchloride. Het is een zilverwit metaal, zeer zacht en moet onder petroleum bewaard worden omdat het anders onmiddellijk geoxydeerd wordt. Het is een zeer krachtig reductiemiddel, dat zelfs water met hevigheid ontleedt. In zuurstof verbrand, levert het Natriumsuperoxyde, NajOj, een zeer krachtig oxydatiemiddel. Natriumhydroxyde. (Vroeger bijtende soda genoemd). Deze stof, vroeger bereid door wisselwerking van kalkmelk en natriumcarbonaatoplossing, wordt nu ook electrolytisch bereid door opgelost Na Cl aan de inwerking van krachtige electrische stroomen bloot te stellen. Het aan de katode ontstane chloor wordt door poreuze membranen (diafragma's) weggevoerd. Het door indampen van de oplossing verkregen ruwe natriumhydroxyde wordt gezuiverd door alcohol, dit verdampt en de vaste massa in gouden of zilveren (geen platina!) schalen gesmolten en in stangen gegoten. Het is een bijtende stof en wordt als zoodanig nog is de geneeskunde gebruikt, bijzonder oplosbaar in water. Deze oplossing, sodaloog genoemd, oefent ook nog een vernielenden invloed uit op tong en maagwand. Het is, met kaliumhydroxyde, de sterkste basis en wordt dus algemeen gebruikt om uit metaalzouten de hydroxyden te verkrijgen. Deze oplossing trekt gretig CO., uit de lucht aan en wordt in groote hoeveelheden gebruikt in de zeepziederijen. Natriumcarbonaat. (Vroeger soda genoemd). In den vorigen eeuw werd het uit keukenzout gemaakt door dit eerst om te zetten in het sulfaat, dit te reduceeren door koolstof en met krijt om te zetten. Die massa werd met water uitgeloogd en uit die oplossing de gekristalliseerde soda (NaXO.j, lOaq) gewonnen. Deze soda verweert aan de lucht en gaat (zeer langzaam) over in watervrije scda. Tegenwoordig bereidt men het liever volgens de methode Solvay. Hierbij wordt door een verzadigden pekel tegelijkertijd NH;i (van onderen) en C03 (van boven) ingevoerd. Hierbij spelen zich de volgende processen af: NH, + H,0 = NHtOH (o) NH(OH + C03 = NH..HCO, (6) NH+.HCO» + NaCl = NaHCOs + NH.Cl (c). Dit Natriumhydrocarbonaat wordt door verhitting ontleed in (watervrije) soda, COa en HjO. De Solvaysoda is mooi zuiver en heeft de gekristalliseerde soda geheel verdrongen. In de laatste tijden wordt ook veel soda gemaakt uit Natronloog. Daar Natriumcarbonaat sterk alcalisch reageert en door zuren omgezet wordt in andere natriumzouten, gebruikt men het ook veel om zure oplossingen te neutraliseeren, in die gevallen, waar men geen Natriumhydroxyde mag gebruiken (b. v. bij de inversiemethode Clerget). In gesmolten toestand ontleedt het de meeste zouten. Men maakt hiervan gebruik bij het aantoonen van onoplosbare stoffen (BaSO^ aluminiumsilicaat enz) en noemt dit proces ontsluiten (duitsch aufschliessen). Trekt men de gesmolten massa na afkoeling met water uit, dan is het natrium gebonden aan de zuurrest (alle Na zouten zijn in water oplosbaar!) en blijft het metaal gebonden aan koolzuur. Door filtratie is dit dus te scheiden. In het filtraat kan men dus de zuurrest aantoonen: in het precipitaat, na oplossing met zoutzuur, het metaal. Natriumhydrocarbonaat (Vroeger genoemd dubbel koolzure soda), wordt bereid door een sodaloog te behandelen met COi, tot er een neerslag ontstaat. Dit witte poeder is neutraal, oefent geen invloed meer uit op den maagwand en wordt dus veel als geneesmiddel gebruikt (bruispoeder, limonades). Natriumchloride (keukenzout). Wegens zijn onmisbaarheid voor ons organisme wordt dit op verscheiden wijzen uit zeewater bereid. In tropische streken wordt hetzeewater in groote ondiepe bakken door de zonnewarmte tot droog verdampt (ruw zout, briketten). In gematigde streken wordt het kunstmatig verdampt, door het te laten vloeien door stapels takkenbossen (gradeerwerken) en de sterke pekel daarna op het vuur tot droog toe ingedampt. In zeer noordelijke streken laat men hetzeewater gedeeltelijk bevriezen, waarbij gewoon ijs uitvriest, totdat de overblijvende pekel sterk genoeg is om op het vuur te worden ingedampt. In al deze gevallen verkrijgt men ruw zout, dat bitter smaakt (Magnesiumzouten) en voor het dagelijksch gebruik moet worden gezuiverd (raffineeren). Dit doet men in de zoutziederijen door het ruwe zout in zoo weinig mogelijk warm water op te lossen, deze oplossing te klaren (aluin of eiwit) en vervolgens met natronloog de magnesiumzouten er uit te verwijderen. Het zoo bereide tafelzout is niet bitter meer. Hoewel Natriumchloride zeer goed in water oplost, is het in zoutzuur zeer slecht oplosbaar. Men maakt hiervan gebruik om chemisch zuiver natriumchloride te maken. Daartoe ontleedt men chemisch zuiver natriumcarbonaat met sterk zoutzuur en wascht de kristallen herhaaldelijk met sterk zoutzuur uit. § 2. KALIUM. Atoomteeken K; atoomgewicht 39; Valentie 1. In tegenstelling met de natriumzouten komen de kaliumzouten meer op land vcor. Het hoofdmineraal is het kaliumchloride of sylvine. Daarenboven bevatten alle landplanten kaliumzouten, zoodat de asch van laidplanten rijk is aan kaliumcarbonaat. De eigenschappen van kalium en natriumverbindingen komen zeer veel overeen, zoodat bijna alles, wat over de natriumverbindingen gezegd is, toepasselijk is op de kaliumverbindingen. Metaal. Voor de bereiding zie Natrium. Kalium werkt nog sterker reduceerend dan Natrium zoodat bij de ontleding van water gewoonlijk de waterstof en daarna het metaal verbrandt met een paarse vlam (Natriumverbindingen kleuren de vlam geel). Hydroxyde. (Vroeger bijtende potasch genoemd). Bereiding en eigenschappen volkomen overeenkomstig met Natriumhydroxyde. Wordt in de zeepziederijen gebruikt, Carbonaat. (Vroeger potasch genoemd). B:j verbranding van landplanten gaan de organische kaliumzouten, die zich in de plant bevinden, over in kaliumcarbonaat. Deze asch (potasch) bevat natuurlijk nog veel andere stoffen, waaruit men het kaliumcarbonaat wel gedeeltelijk zuiver, doch niet geheel zuiver kan verkrijgen. In tegenstelling met Natriumcarbonaat is Kaliumcarbonaat hygroscopisch. Een sterke oplossing tast papier en andere organische stoffen sterk aan. Zuiver kaliumcarbonaat wordt uit kaliumhydroxyde en CO, gemaakt. Nitraat. Het kaliumnitraat, salpeter genoemd, wordt in Britsch-lndië gevonden. Het ontstaat door oxydatie van ammonia (rottende dierlijke stoffen!) door speciale bacterieën in den bodem en door inwerking van het gevormde salpeterzuur op andere kaliumzouten in den bodem. Het kan gemakkelijk door omkristallisatie worden gezuiverd en in groote, niet hygroscopische, kristallen verkregen. Het vormt met zwavel en houtskool het (oude) buskruit. Veel salpeter wordt verkregen door omzetting van het natriumnitraat door sylvien in zeer geconcentreerde, kokende, oplossingen (convert salpeter). Kaliumjodide. (Vroeger Joodkali genoemd). Vroeger werd dit zout verkregen door inwerking van Jodium op een oplossing van kaliumhydroxyde en daarna het zoutmengsel door middel van koolstof te reduceeren. Daar een spoor kaliumjodaat de nitrieten reactie onmogelijk maakt, daar het vrijkomende jodiumzuur onmiddellijk met het joodwaterstofzuur jodium levert, wordt het tegenwoordig op een andere wijze bereid. Men schudt nu ijzervijlsel, jodium en water in een ruime kolf. Hierbij vormt zich in water oplosbaar Ferrojodide (FeJ,). De massa wordt na decanteeren ontleed met een oplossing van kaliumcarbonaat (geen KOH!) en tot kristalschieting gebracht. Kaliumjodide wordt langzamerhand in vochtige lucht door het licht ontleed in KOH en Jodium. Jodiumhoudend kaliumjodide zal dus onmiddellijk (vóór het aanzuren) stijfselwater blauw kleuren. Geel bloedloogzout, of kaliumferrocyanide K, Fe (CN),;, 3 aq. Wanneer men bloed aan droge destallatie onderwerpt en de bloedkool met water uittrekt, dan verkrijgt men na indamping van die vloeistof groote geele kristallen. Deze zijn een zout van het ferrocyaanwaterstofzuur H4 Fe (CN)«. Met andere metaalzouten in oplossing samengebracht, kan het dus andere ferrocyaniden doen onstaan. Merkwaardig zijn de neerslagen, in verschillende oplossingen door geelbloedloogzout teweeggebracht. Zoo geven Zinkzouten een neerslag van Zinkferrocyanide (Wit), Koperzouten een rood neerslag van Koperferrocyanide (zeer gevoelige reactie op koper), ferrizouten een donkerblauw neerslag van ferriferrocyanide (Berlijnsch blauw). Rood bloedloogzout of kaliumferricyanide K:! Fe (CN)(i. Voert men chloor door een oplossing van geel bloedloogzout, dan onttrekt dit één atoom Kalium aan dit zout. Bij indamping ontstaan fraaie roode kristallen, het kaliumzout van het ferricyaanwaterstofzuur. Ferrizouten geven geen neerslag met rood bloedloogzout; daarentegen geven ferrozouten een donkerblauw neerslag van ferro-ferricyanide of Turnbull's blauw. Geel bloedloogzout is niet giftig, rood bloedloogzout wel. Kaliumsulfocyanaat (rhodaan kalium). Gloeit men geel bloedloogzout dan ontleedt zich het molecule op de volgende wijze. Kt Fe (CN),; = 4 KCN + Fe C3 + No. Bij uitloogen van de massa met water en indampen ontslaat een witte massa, Kaliumcyanide (cyaankalium) een stof, die, inwendig gebruikt, tot de hevigste vergiften behoort. Dit kaliumcyanide wordt bij het vergulden (galvanoplastiek) gebruikt en voor het uithalen van goud uit zijne ertsen. Smelt men dit kaliumcyanide met zwavel samen, dan verbinden deze twee stoffen zich tot het kaliumsulfocyanaat KSCN. Deze stof kan in mooie (hoewel hygroscopische) kristallen worden verkregen. Een oplossing van deze stof geeft met zwak zure ferrioplossingen een donkerroode verkleuring die een zeer gevoelige reactie op ferrizouten vormt. Verder wordt het in de fotografie gebruikt. §3 AMMONIUMZOUTEN. De hoofdbron voor ammoniumzouten vormt tegenwoordig het ammoniakwater der gasfabrieken. Dit water wordt met kalk behandeld, gedistelleerd en het ontwijkende ammoniak opgevangen in zwavelzuur. Ammoniumsulfaat (Zwavelzure Ammonia). Deze, als meststof zeer bekende, stof wordt ruwweg gemaakt door het ammoniakwater met ruw zwavelzuur te mengen en tot kristallisatie te brengen. Het is dan natuurlijk zeer onzuiver, ziet er grauw uit en kan ferrozouten en arsenik bevatten, op welke bestanddeelen het steeds moet worden onderzocht, daar deze twee nadeelig op de planten werken. Hoewel alle ammoniumzouten bij verhitting vluchtig zijn, is ammoniumsulfaat veel minder vluchtig dan andere ammoniumverbindingen en blijft dus langer in den bodem. Het wordt verkocht op zijn stikstofgehalte. In zuiveren toestand vormt het fraaie, witte kristallen van de samenstelling (NH^SOi. Ammoniumchloride (salmoniak of salmiak; chloorammonium). Dit wordt verkregen door ammoniumsulfaat te mengen met natrium chloride (beide vast) en dit mengsel te verhitten. Het ammoniumchloride sublimeert dan. Het vormt een witte, zoutsmakende massa (zoute drop) die, behalve in het laboratorium, in het groot gebruikt wordt voor galvanische cellen (Leclanché). Samenstelling NHtCl. Ammoniumcarbonaat (koolzure ammonia). Dit wordt verkregen door ammoniumsulfaat te mengen met calciumcarbonaat (beide vast) en te verhitten. Het ammoniumcarbonaat sublimeert dan. Het vormt een witte, sterk alcalisch reageerende massa. Reeds bij gewone temperaturen ontleedt het zich gedeeltelijk in ammonia en ammoniumhydrocarbonaat (NH,), CO;i = NHt. HCO:i + NH». en riekt dus sterk naar ammonia (vlugzout). In waterige oplossingen gebeurt hetzelfde: vandaar dat de oplossing niet houdbaar is zoo men niet van tijd tot tijd er ammonia bij doet. Ammoniumoxalaat. (NH^GOj. Dit verkrijgt men door ammoniumcarbonaat te neutraliseeren met zuringzuur. Het vormt fraaie, witte kristallen, neutraal reageerend en wordt in het laboratorium veel gebruikt voor de bepaling van kalk. Zooals men ziet, zijn de ammoniumverbindingen geen eigentlijke metaalzouten, daar de groep NHt natuurlijk geen metaal is. Toch komen zij in hun eigenschappen zeer veel overeen met de kaliumzouten, weshalve zij ook hier behandeld worden. HOOFDSTUK II. AARD-ALKALI METALEN. Deze groep bevat de metalen Calcium, Strontium en Baryum. § I. CALCIUM. Atoomteeken Ca, Atoomgewicht 40, Valentie 2. Voorkomen. Calciumverbindingen komen in de natuur zeer verbreid voor: gewichtige mineralen zijn: Calciumcarbonaat, sulfaat, phosphaat, fluoride. Calciumcarbonaat (koolzure kalk), Ca CO:i. Deze stof komt in zeer veel varieteiten voor. In de eerste plaats zeer mooi gekristalliseerd en chemisch zuiver in den vorm van scheeve prisma's (rhomboëder) als kalkspaat (dubbelspaat, IJsland's spaat). Deze kristallen hebben de eigenaardigheid, om het gewone licht te splitsen in twee lichtbundels (dubbelbreking) die beide gepolariseerd zijn. Op een bijzondere wijze gekloofd en geslepen, vormen zij het middel, om in den polarimeter het licht om te zetten in gepolariseerd licht (nicol). Een tweede kristalvorm (zeszijdige pyramide) is het Arragoniet, voor ons niet belangrijk. Veel meer van gewicht voor ons is de kristallijne vorm, die ook zeer zuiver is, marmer genoemd. Dit vormt een prachtig materiaal voor het bereiden van kalk (marmerkalk). Reeds minder zuiver is de kalksteen, daar deze steeds magnesiumcarbonaat bevat. Dit mineraal vormt uitgebreide lagen. Daar het zich in alle verhoudingen mengt met Magnesiumcarbonaat (dolomietische mengsels), bevat alle kalksteen Magnesiumcarbonaat. In de verhouding CaCO.i -f- MgCO:i heet het mengsel dolomiet; bevat het meer Calcium, dan spreekt men van dolomietische kalksteen, bevat het meer Magnesium, dan heet het kalksteenhoudende dolomiet. Nog onzuiverder dan kalksteen zijn de vormen: krijt, schelpen, eierschalen. Kunstmatig maakt men het, door bij een Calciumchloride oplossing te voegen natriumcarbonaat. Bij verhitting valt het uit elkander in Calciumoxyde en CO, (zie kalk). Calciumcarbonaat is bijna onoplosbaar in water (0.036 gr. per L) doch, daar het door CO, en water wordt omgezet in Calciumhydrocarbonaat, wat oplost, kan dus bronwater Calcium (en Magnesium) bevatten, gebonden aan koolzuur (zoogenoemd half gebonden koolzuur). Dit maakt het water hard en wij zullen nu de hardheid van bronwater bespreken. Hardheid van water. De volgende zouten maken het water hard: Ca Cl,, CaSO,, Ca(HC0:;),,MgCI,,MgS0hMg(HC,0),. De som van alle Calcium-en magnesium zouten noemt men de totale hardheid. Bij kookhitte ontleden alleen de hydrocarbonaten in water, CO, en de normale carbonaten (onoplosbaar). Na afkoelen en bezinken is het water minder hard geworden. De som der overblijvende Calcium en magnesium zouten (sulfaten en chloriden) vormt de blijvende (permanente) hardheid. Het verschil tusschen de totale en de blijvende hardheid is de tijdelijke hardheid. Men drukt de hardheid op verschillende manieren uit. 1". In Duitsche graden. Hierbij worden alle Ca en Mg zouten omgerekend op CaO. Iedere gram CaO per 103 L. vormt één Duitsche graad. 2". In Fransche graden. Hierbij rekent men alles om op CaCO;i. Iedere gram CaCO:i per 100 L. vormt één Fransche graad. 1 Fransche graad = 0,56 Duitsche graad. Van de verdeeling van de hardheid over de totale en blijvende hangt heel veel af voor de beoordeeling van dit water en de middelen om de hardheid tegen te gaan. Vandaar is het steeds noodig, quantitatief beide soorten van hardheid te bepalen. Wil men nauwkeurig werken, dan moet dit gewichtsanalytisch gebeuren, daar de door velen aanbevolen titreermethode met zeepoplossing onnauwkeurige resultaten geeft. Calciumoxyde. (Gebrande kalk, kalk) CaO. Deze stof wordt uitsluitend gemaakt door het gloeien (branden) van Calciumcarbonaat. Dit ontledingsproces heeft iets eigenaardigs. De hoeveelheid Calciumcarbonaat (in %) die ontleed wordt, hangt namelijk alleen van de temperatuur af. Hoe hooger de temperatuur is, des te meer wordt ontleed. Bij afkoeling heeft de omgekeerde inwerking plaats. Men noemt zulk een verschijnsel een dissociatie verschijnsel en schrijft nu de vergelijking. CaO + CO, p» CaCO,. De temperatuur, waarbij de dissociatie volledig is, • bedraagt ± 1500". Het is nu ondoenlijk, behalve bij uiterst kleine hoeveelheden, om de geheele massa tot die temperatuur te verhitten. Daarenboven werkt bij die temperatuur het in iedere kalksteen aanwezige kalium en natriumoxyde oplossend op de silicaten van de vuurvaste klei. Een kalkoven moet dus als volgt worden ingericht: De oven wordt van binnen gevuld met afwisselende lagen kalksteen en koolstof. Verder moet er zijn een krachtige centrale luchttoevoer. De hitte door de brandende koolstof teweeggebracht maakt dat ook inwendig de vereischte temperatuur ontstaat. Daar gekristalliseerde kalk een hoogere ontledingstemperatuur heeft dan de amorfe, mag de kalksteen geen groote brokken gekristalliseerd vertoonen. Ook mag ze geen pyrieten of zwavelverbindingen bevatten. Calciumoxyde (ongebluschte kalk). Dit is een wit poeder, dat eerst bij ontzettend hooge temperatuur smelt (3600»C) en daarom gebruikt wordt als materiaal voor den electrischen oven. Het verbindt zich zeer gretig met water; de vrijkomende warmte is zoo groot, dat een gedeelte van het water in stoom overgaat (blusschen van de kalk). Vandaar, dat het op de huid zulke inwerking heeft Mocht er ongebluschte kalk in deoogen komen, dan nooit water er bij: men wrijve de oogen met olie (slaolie) uit. Bij het blusschen wordt het volume zeer veel grooter en voelt de gebluschte kalk vettig aan (vette kalk of kluitkalk): bevat de kalk veel magnesia, dan blijft ze mager. Is de kalk niet hoog genoeg verhit geweest (ongaar) dan neemt ze natuurlijk geen water op; is de temperatuur te hoog geweest, dan duurt het blusschen heel lang (doodgebrande kalk). Ongebluschte kalk is een zeer geschikte stof voor het drooghouden van lucht in gesloten ruimten (kasten of flesschen). In drogen toestand neemt het ook CO. op. Calciumhydroxyde (Gebluschte kalk). Deze stof is, hoewel zeer weinig, in water oplosbaar (kalkwater). Mengt men door kalkwater meer kalk, dan wordt de vloeistof tioebel melkachtig en heet kalkmelk. Het is een tamelijk sterke basis en trekt uit de lucht CO. aan. Met suiker en glycose verbindt het zich tot zoutachtige verbindingen, Calcium saccharaat en glycosaat. Deze verbindingen worden evenwel door CO., weder ontleed. Calciumchloride (chloorcalciutn). Bij de inwerking van zoutzuur op marmer ontstaan eindelijk witte kristallen, CaCl,, 6aq., die bizonder hygroscopisch zijn. Bij verhitting blijft een witte massa CaCL, aq over, die, hoewel minder, toch sterk hygrocopisch is en geschikt droogmateriaal vormt. Smelt men dit laatste, dan blijft watervrij Calciumchloride over. Dit is evenwel al niet zuiver, daar voor een gedeelte het water ontledend heeft ingewerkt op het Calciumchloride. Ca Cl, + H.0 = CaO + 2 HC1. Deze Calciumchloride reageert natuurlijk alcalisch en trekt ook C03 aan. Calciumsulfaat. Dit komt in de natuur voor: gekristalliseerd als Mariaglas, amorf als gips (albast) beiden van de samenstelling CaSOl( 2 aq. Bij niet al te sterke verhitting gaat gips over in de gebrande gips, 2 CaS04, aq, die met water in aanraking gebracht weer water opneemt en daarmede verhardt tot een steenharde massa. (Gipsverbanden). Tegelijk zet de massa zich sterk uit en is dus geschikt voor het maken van afgiefsels (gipsen beelden). Deze laatste moeten evenwel met een laag CaCO;i bestreken worden, om ze niet te doen oplossen. Is de temperatuur te hoog geweest dan neemt gips geen water meer op (doodgebrande gips). Het is, hoewel weinig, in water oplosbaar (gipswater) en wel in kokend water minder dan in koud water. Het maakt het water blijvend hard. Bij gloeiing met kool gaat CaSOj over in het sulfide, een stof, die door water en koolzuur ontleed wordt in Calciumcarbonaat en Zwavelwaterstof. Dezelfde reductie kan in stilstaande wateren plaats grijpen door sommige bacterieën en dit verklaart den onaangenamen reuk van vele stilstaande wateren. In den bodem gebracht, zet het Calciumsulfaat de ammoniumzouten (vooral het Carbonaat) om in het sulfaat: daar dit zoo weinig vluchtig is, blijft de bodem lang zijn ammoniak gehalte houden (Gips als meststof). Calciumoxalaat Ca Cj 04. Dit komt voor in sommige cactussoorten en in nier- en blaassteenen. Daar het vooral in ammoniahoudend water, zoo goed als onoplosbaar is, gebruikt men het voor de quantitatieve bepaling van Calcium. Zoutzuur lost het evenwel zeer gemakkelijk op. Het oxalaat verliest zeer gemakkelijk CO en gaat over in Calciumcarbonaat. § 2 STRONTIUM. Atoomteeken Sr; Atoomgewicht 87,6; Valentie 2. Dit betrekkelijk weinig in de natuur voorkomend element wordt gevonden als sulfaat (Coelestine) en als carbonaat (strontianiet). Voor ons doel is alleen gewichtig het Hydroxyde. Sr (O H),. Dit is zeer goed in water oplosbaar. Het vormt met saccharose en glycose verbindingen, die door het verschil in oplosbaarheid zeer goed van elkander kunnen worden gescheiden (scheiding van melasse en suiker). Het nitraat wordt in de vuurwerkmakerij gebruikt voor het vervaardigen van rood vuur. Vluchtige strontiumzouten kleuren de vlam karmijnrood. § 3 BARYUM. Atoomteeken Ba; Atoomgewicht 137,4; Valentie 2. Voorkomen. Het baryum komt voor als carbonaat (witheriet) en als sulfaat (Zwaarspaat). Daar de vraag naar Baryumverbindingen grooter is, dan door den voorraad Witheriet kan worden gedekt, maakt men ook vele verbindingen uit het veel voorkomend Zwaarspaat. Dit wordt daartoe met koolstof gegloeid en het sulfide door andere zuren ontleed. Baryumoxyde. Het oxyde wordt door gloeiing van het carbonaat bereid. Het is een wit poeder, doch weinig hygroscopisch. Met lucht verhit bij 400" C, gaat het over in baryumsuperoxyde, BaO., een krachtig oxydatiemiddel. Bij hoogere temperaturen verliest het superoxyde weder zuurstof en gaat over in het oxyde (bereiding van zuurstof uit de lucht). Het baryumoxyde verbindt zich makkelijk met water en gaat dan over in het Hydroxyde, dat in kristalvorm kan worden verkregen, Ba (OH)., 8 aq. Deze stof lost uitstekend op in water en de oplossing draagt den naam van barytwater. Het trekt uit de lucht gretig koolzuur aan. Baryumchloride. (Ba Cl,>, 2 aq). In tegenstelling met Calciumchloride is dit zout in het geheel niet meer hygroscopisch. Het wordt bereid door ontleding van het carbonaat of van het sulfide door Zoutzuur. Het is goed oplosbaar in water, doch niet in zoutzuur, zoodat men zorg moet dragen, dat oplossingen, waarin Ba CL. bijkomt, niet te veel zoutzuur bevatten. Baryumnitraat. Ba N. Oo. Tamelijk moeielijk oplosbaar in water. Wordt in de vuurwerkmakerij gebruikt voor groen vuur. Alle vluchtige Baryumzouten kleuren de vlam groen. Baryumsulfaat. (Zwaarspaat). D.t zeer verspreid mineraal vormt een witte massa, in water en zuren bijna absoluut onoplosbaar. Het wordt gebruikt als verfstof onder den naam van permanentwit en als vervalsching voor witte poeders, zooals zinkwit, loodwit, mee' enz. Om het metaal van het zuur te scheiden, moet men het ontsluiten met Natriumcarbonaat. Alle in water en in 't maagzuur oplosbare Baryumverbindingen zijn giftig. HOOFDSTUK III. ZINKGROEP. Hiertoe rekent men de metalen Magnesium en Zink. § 1. MAGNESIUM. Atoomgewicht 24.36; Atoomteeken Mg.; Valentie 2. Magnesiumverbindingen zijn vrij talrijk: behalve de in liet zeewater voorkomende magnesiumzouten, die daaraan den bitteren smaak geven komen als mineraal voor: Magnesiumsulfaat (bitterzout), Kaliummagnesiumchloride (Carnalliet), Magnesiumcarbonaat (Magnesiet), Basisch Magnesiumcarbonaat (Magnesia alba). Verder zijn talk, meerschuim, speksteen Magnesiumsilicaten. Asbest is Calciummagnesiumsilicaat en dolomiet Calciummagnesiumcarbonaat. Metaal. Het metaal wordt bereid door electrolyse van het gesmolten chloride. Het is een licht, zilverwit metaal, dat in poeder-band-en staafvorm in den handel voorkomt. Het brandt met een schitterend wit licht, dat rijk is aan violette stralen. Het wordt daarom gebruikt in de fotografie. Oxyde. (Magnesia). Men bereidt dit door gloeien van Magnesiet of Magnesia alba en het heet daarom ook wel magnesia usta. Het is bijna onoplosbaar in water, verbindt zich daar niet mede en vormt een wit, smakeloos poeder, dat in de geneeskunde wordt gebruikt. Het kan natuurlijk ook gebruikt worden voor het neutraliseeren van zuren (toepassing bij het titreeren van chloriden). Hydroxyde. Dit is ook zeer slecht oplosbaar in water en ontstaat, wanneer oplosbare magnesiumverbindingen door oplosbare hydroxyden ontleed worden. Daar het oplost in Ammoniumchloride, kan men dus in alca- lische vloeistoffen het Magnesium opgelost houden, indien de vloeistof genoeg ammoniumchloride bevat. (Magnesiamixtuur). Chloride Mg Cl.,, 6 aq. Lost men het carbonaat op in zoutzuur, dan verkrijgt men een oplossing van het chloride. Deze kan niet door indampen tot kristalschieten worden gebracht, daar een sterke magnesiumchlorideoplossing bij koken als volgt wordt ontleed: MgCl3 + H,0 = MgO + 2HC!. Men voegt daarom chloorammonium toe. Het zich nu vormend dubbelzout wordt door water niet ontleed. Bij de Solvay-soda-fabrieken wordt de ontleding van Magnesiumchloride-oplossing gebruikt om de benoodigde ammonia weer te maken uit de oplossing van ammoniumchloride. 2NH.C1 + MgO = MgCU + H.0 + 2NH, en later: MgCU + H,,0 = MgO + 2HCÏ. Zoowel het watervrije, als het gekristalliseerde, Magnesiumchloride zijn uitermate hygroscopisch. Sulfaat Mg S04, 7 aq. Dit als bitterzout voorkomend sulfaat kan gemakkelijk in mooi, weinig hygroscopische, kristallen worden verkregen door ontleding van het carbonaat door zwavelzuur. Het smaakt, zooals alle in water oplosbare magnesiumverbindingen, bitter en heeft afvoerende eigenschappen (bitterwater, Engelsch zout). Magnesiumammoniumfosfaat. Dit is het eenige zout, dat onoplosbaar blijft in vloeistoffen, die veel ammoniumchloride bevatten. Men gebruikt het dus om Magnesium quantitatief neer te slaan. Bij gloeiing gaat het over in magnesiumpyrofosfaat. §2 ZINK. Wet. naam Zincum; atoomteeken Zn; atoomgewicht 65,4. Valentie 2. Voorkomen. De voornaamste ertsen zijn Zinkblende (ZnS) en Zinkspaat (Zn C03). Metaal. De ertsen worden door roosten omgezet in het oxyde en dit oxyde door koolstof gereduceerd. Daar de temperatuur, waarbij deze reductie plaats grijpt, tot boven het kookpunt van het zink stijgt, moet de oven, waarin dit geschiedt op bijzondere wijze zijn ingericht. Daartoe bevinden zich in den schoorsteen zijwaartsche buizen, waarin zich het gasvormige zink verdicht tot een uiterst fijn poeder, zinkstof geheeten. De rest van het metaal wordt in gesmolten toestand uit den oven afgetapt. Zink heeft een witte kleur en is van binnen kristallijn. Aan de lucht wordt het langzaam aangetast, hoewel op den duur ook zink doorroest. Het wordt daarom gebruikt om ijzer tegen roest te beschutten (gegalvaniseerd ijzer). In luchthoudend water wordt het sterk aangetast; een geringe hardheid bespoedigt die inwerking en een groote hardheid houdt de aantasting niet erg tegen. Ook hier gaat de inwerking door, zoodat bij het gebruik van zink als materiaal voor drinkwaterleidingen het drinkwater steeds zink zal bevatten. Het wordt door sterke zuren gemakkelijk aangetast, door zwakkere zuren ook, hoewel langzaam (zink in appelen). Daar de zinkzouten (bijna) alle goed oplosbaar en giftig zijn, is het gebruik van zinken materiaal bij levensmiddelen af te keuren. Zinkoxyde (Zinkwit) vormt zich bij verbranding van zinkdamp aan de lucht. Het is een wit poeder; bij verhitting wordt het geel, doch bij bekoeling komt de witte kleur weder terug. Het wordt door CO, en H, S aangetast onder vorming van het carbonaat en het sulfide. Daar die beide verbindingen evenwel ook wit van kleur zijn, blijft de gekleurde laag (schijnbaar) onveranderd. Zinkwit wordt veel vervalscht met loodwit, zwaarspaat, krijt, enz. Zinksulfaat (Zinkvitriool, witte vitriool). ZnSO.,, 7 aq. Men verkrijgt dit zout heel gemakkelijk in fraaie kristallen bij behandeling van zink met verdund zwavelzuur. De oplossing werkt antiseptisch en wordt als oogwater aangewend. HOOFDSTUK IV ALUMINIUM. Atoomteeken Al. Atoomgewicht 27,1. Valentie 3. Voorkomen. Aluminium komt in ontzettend veel verbindingen in de natuur voor. Het is het hoofdbestanddeel van vele zeer gewichtige mineralen zooals veldspaat, glimmer, klei. Verder komen nog in groote hoeveelheden voor het oxyde (korund) en 't hydroxyde (Beauxiet). Bereiding. Men bereidt tegenwoordig het aluninium door reductie van het (gegloeide) hydroxyde en koolstof. De voor die reductie benoodigde hooge temperatuur (boven 2000") verkrijgt men langs electrischen weg. Het is een fraai, zilverwit metaal, dat (schijnbaar) aan de lucht niet wordt aangetast. Het S. G. is 2,7. De schijnbare onverschilligheid van aluminium jegens zuurstof vindt zijn verklaring in een uiterst dun, doch bijzonder vasthechtend laagje oxyde aan de oppervlakte, dat het ondergelegen metaal beschermt. Wrijft men dit laagje (door kwik) weg, dan verbindt zich het aluminium onmiddellijk met zuurstof tot 't oxyde (dat overgaat in het hydroxyde). Zelfs kan het bij gewone temperatuur water ontleden. Door zuren, behalve zoutzuur, wordt het aluminium bijna niet aangetast; daarentegen wordt het gemakkelijk door bijtende loogen opgelost. Ook natriumen kaliumcarbonaat tasten aluminium aan. Het aluminium vindt zijn toepassingen in twee richtingen. In de eerste plaats in zijn alliages, waarvan het aluminiumbrons en aluminiummessing genoemd mogen worden. Het alliage met Magnesium (Magnalium) kan na polijsten dienst doen als spiegelmetaal (voor astronomische reflectors). In de tweede plaats vindt het aluminium toepassing als reductiemiddel. Bij 2000" werkt aluminium sterk reduceerend. Om deze temperatuur te bereiken, wordt het mengsel van Al en het metaaloxyde verwarmd door de verbranding van een aansteekpoeder, bestaande uit Baryuniperoxyde en Magnesium. Is de reductie van het mengsel eenmaal begonnen, dan wordt er zooveel warmte ontwikkeld, dat de massa blijft doorbranden en de temperatuur zelfs tot 3000" C stijgt. Het gesmolten oxyde blijft als slak boven het metaal drijven en beschut het tegen oxydatie. In het groot wordt hiervan gebruik gemaakt voor het bereiden van ijzer (thermiet). Door middel van deze Aluminometallurgie heeft men zeldzame metalen als Mangaan, Uraan, Wolfraam en Molybdeen gemakkelijk kunnen bereiden. Aluminiumoxyde (aluinaarde) Al.,O... Dit komt fraai gekristalliseerd voor als korund (kleurloos), saffier (blauw), robijn (rood). De onzuivere soorten heeten amaril en worden als slijpmiddel gebruikt. Het aluminiumoxyde verbindt zich niet met water: ook lost het niet meer in zuren op. Aluminiumhydroxyde. Dit is een geleiachtige witte stof. Het ontstaat als neerslag in oplossing van aluminiumzouten door toevoeging van een alkali. Daar het evenwel oplost in Natriuin-en Kaliumhydroxyde onder vorming van aluminaten, moet men de aluminiumzouten neerslaan met ammonia. De aluminaten worden door CO, en water ontleed als volgt: 2 Na, AI 03+3 C O,+3 H. O=2 Al (OH),+3 Na, C O». In het groot past men dit toe door beauxiet te gloeien met soda en het gevormde aluminaat als boven te ontleden. Versch neergeslagen hydroxyde lost zeer gemakkelijk op in zuren. Bij verhitting gaat het over in het oxyde. Aluminiumsulfaat AL (S Ot).„ 18 aq. Dit wordt bereid door verhitting van klei (aluminiumsilicaat) met sterk zwavelzuur of door oplossen van aluminiumhydroxyde in zwavelzuur. Het wordt tegenwoordig veel in ververijen en papierfabrieken gebruikt (geconcentreerde aluin). Met kaliumsulfaat vormt het een fraai kristalliseerend dubbelzout K Al (SOJj, 12 aq, aluin genaamd. Het wordt als adstringens gebruikt, in ververijen en als klaarmiddel voor drinkwater. Dit laatste gebruik is een gevolg van het feit dat Aluminiumcarbonaat en hydrocarbonaat door water ontleed worden onder vorming van Aluminiumhydroxyde, dat mechanisch de verontreinigingen meevoert. Aluminiumsilicaat. ALSi..07, aq. Dit gewichtige mineraal wordt gevormd door verweering van veldspaat. 2 Al K Si, 0K+9 H, O+C O,=AL Si, 07, aq+K, C 0:i+4 H4 Si Ov In zuiveren toestand (wit), heet ze porceleinaarde (kaoline): lichtgeel, pijpaarde, gewoonlijk is ze bruin tot zwart gekleurd (klei). HOOFDSTUK VI. IJZERGROEP. § 1. IJZER. Wet: naam Ferrum. Atoomteeken Fe. Atoomgewicht 55,9. Valentie 2 of 3. Voorkomen. Ijzer komt op deze planeet niet gedegen voor. De kleine hoeveelheden, die aangetroffen worden, zijn van kosmischen oorsprong. Bekende ijzerertsen zijn: magneetijzersteen (Fe.;0|)roodijzersteen(Fe;;0;{) bruinijzersteen (Fe(0 H):;), ijzerspaat (Fe CO:i) enz. Het is een van de meest voorkomende elementen, dat in alle grondsoorten voorkomt en ook in het planten-en dierenrijk (bladgroen, bloed). Bereiding. De ijzerertsen worden eerst geroost, om ze om te zetten in het oxyde, met een toeslag vermengd en dan met koolstof gegloeid. De toeslag dient om met het ganggesteente een makkelijk smeltbare slak te vormen, die het ijzer tegen oxydatie beschermt. Wegens de hooge temperatuur, die noodig is voor de reductie, geschiedt deze in ovens met hooge schoorsteenen (hoogovens). De koolstof van de brandstof verbrandt eerst tot CO,, wat door gloeiende koolstof weer tot CO wordt gereduceerd. Dit onttrekt de zuurstof aan het ijzeroxyde, het gevormde CO* wordt weer gereduceerd enz. Tevens lost het gesmolten ijzer koolstof op terwijl zich een weinig ijzercarbide vormt. Behalve de koolstof, bevat het ruwe gietijzer dikwijls nog andere bijmengselen. De fysische eigenschappen van het ijzer hangen in hooge mate van de bijmengselen af. Chemisch zuiver ijzer wordt nooit bereid. Het zuiverste ijzer is klavierdraad, dat 99.8"/,, ijzer bevat. Eigenschappen. Ijzer is een wit metaal, dat in droge lucht bij lage temperatuur onveranderd blijft, doch bij hooge temperatuur geoxydeerd wordt tot Fe304 (ijzerhamerslag). In vochtige lucht roest het, en daar de laag hydroxyde poreus is, wordt ijzer tot op het hart toe doorgeroest. Ijzer vormt twee reeksen verbindingen, de ferro verbindingen, waarin het 2 waardig en de ferri verbindingen, waarin het 3 waardig is. FERRO VERBINDINGEN. De voornaamste ferroverbinding is het ferrosulfaat (ijzervitriool Fe SO„ 7 aq. In liet groot wordt het bereid door zacht eroosting van pyriet (FeS,). Aan droge lucht gaat het over in een oxyverbinding Fe.S.O,,, aan vochtige lucht in basisch ijzersulfaat FeOHSO,, in zure oplossingen in ferrizouten. Ferrozouten hebben een groote neiging om in ferrizouten over te gaan. Zij zijn giftig voor de plant. Met alcalieen slaat neer Fe(OH)3, dat theoretisch wit ziet, doch gewoonlijk een groenachtig, slijmig neerslag geeft, dat langzamerhand in Fe (OH):i overgaat. Met geel bloedloogzout geeft een ferrozout een wit neerslag, dat gewoonlijk door beginnende oxydatie reeds lichtblauw ziet en overgaat in Berüjnsch blauw. Met rood bloedloogzout geeft het een donkerblauw neerslag, terwijl kaiiunisulfocyanaat het niet neerslaat. Oxydatiemiddelen zetten gemakkelijk ferroverbindingen om in ferriverbindingen. FERRI VERBINDINGEN. De voornaamste ferriverbinding is het ferrichloride. D;t kan op verschillende wijzen worden bereid. 1 Waiervrij, door ijzer in chloorgas te brengen2" In oplossing, door ijzer op te lossen in Koningswater of door een oplossing van ferrochloride te oxydeeren. Het ijzerchloride vormt in watervrijen toestand zwarte kristallen. Gewoonlijk krijgt men het evenwel als een bruine massa, die hygroscopisch is en gemakkelijk in water oplost. Het wordt, evenals aluin, gebruikt tot het klaren van drinkwater. Ook deze werking berust op de ontleding van ferricarbonaat en hydrocarbonaat in ijzerhydroxyde, dat de onreinheden meesleept. Met alcalieen geven ferrizouten een bruin neerslag: met geel bloedloogzout een blauw neerslag (Berlijnsch blauw): met rood bloedloogzout geen neerslag en met kaliumsulfocyanaat een bloedroode verkleuring. Door reductiemiddelen gaan zij over in ferroverbindingen. §2. MANGAAN. Wet. naam: Manganesium; Atoomteeken: Mn; Atoomgewicht 55. Valentie 2, 3, 4, 6 of 7. Het voornaamste Mangaanerts is pyrolusiet MnCh (bruinsteen). Het metaal kan daaruit bereid worden door reductie met Aluminium en lijkt veel op ijzer. Het vindt alleen toepassing als alliage met yzer (Mangaanstaal). Manganoverbindingen. Deze worden bereid, door Mn O., met zuren te behandelen. Zoo ontstaat bij behandeling van MnO, met zwavelzuur het manganosulfaat (MnSOt, 5 aq), met zoutzuur het chloride. Oplosbare manganoverbindingen geven met alcalieen een wit neerslag van het hydroxyde, dat evenwel spoedig, onder opneming van Zuurstof, bruin wordt. Door oxydatiemiddelen kan men nn uit Manganoverbindingen weer bruinsteen bereiden. Kookt men een verdunde oplossing van manganozout met Broomwater, dan slaat Bruinsteen neer; men gebruikt deze eigenschap voor het scheiden van ijzer en mangaanzouten. De Manganiverbindingen zijn voor ons van geen belang. Daarentegen wel de manganaten en permanganaten. manganaten. Terwijl bruinsteen in een zure omgeving zuurstof afstaat, kan het in een alcalische omgeving zuurstof opnemen. In het klein kan men dit doen door bruinsteen te verhitten met Natriumsuperoxyde, of met kaliumhydroxyde en kaliumchloraat. In het groot doet men het door verhitting van bruinsteen en kalk door er heete lucht door te blazen. Het bruinsteen neemt nu een atoom zuurstof op en gaat over in het Mangaanzuuranhydride MnO:i, wat met het alcali onmiddellijk een manganaat vormt. In het groot maakt men dus Calciummanganaat. De smeltmassa wordt nu met water uitgeloogd en de donkergroene oplossing met kaliumcarbonaat omgezet in het kaliuminanganaat, K.MnO,. Kaliummanganaat is alleen bestendig in sterk alcalische oplossing. Bij verdunning met veel water heeft er reeds ontleding plaats. 3 K, MnO, + 2 H ,0 = 2 K MnO, + 4 KOH + MnO,. De kleur der oplossing verandert van groen en rood, en er komt een bruin neerslag in. Deze omzetting geschiedt onmiddellijk met Zuren; in het groot gebruikt men er CO,, voor. 3 K, MnO, + 2 CO, = 2 K MnO, + 2 K, C0;i + MnO,. Uit het afgegoten vocht kristalliseert nu hetK MnO, in mooie, donkerpaarse kristalletjes. kaliumpermanganaat. Deze stof is een van de meest gebruikte oxydatiemiddelen. Men steriliseert er drinkwater mede, daar alle organische stoffen er door worden geoxydeerd. In vasten toestand kan het organische vloeistoffen sterk aantasten (b. v. glycerine). Met zwavelzuur ontwikkelt het zuurstof: zijn beide stoffen onverdund, zelfs ozoon. Het tast papier, caoutchouc, de huid enz. aan en daarom moet men oplossingen van dit oxydatiemiddel filtreeren over glaswol of asbest. In neutrale oplossingen ontleedt het zich als volgt: 2 K MnO, + H,,0 = 2 KOH + 2 MnO, + 3 0. Daar de vloeistof hierbij troebel wordt, werkt men liever in zure oplossingen. Om alle nevenwerking te vermijden, oxydeert men met Kaliumpermanganaat uitsluitend in zwavelzure oplossing. De inwerking is dan : 2 K MnO, + 4 H3SO, = 2 K HSOt + 2 Mn S04 + 3 HjO + 5 0. Hierbij ontkleurt de vloeistof. Het eindpunt der reactie is bereikt, als één druppel der permanganaatoplossing de vloeistof blijvend rose kleurt. Een oplossing van het permanganaat gaat natuurlijk door het invallen van stofjes uit de lucht in gehalte achteruit. Men stelt daarom den titer met zuringzuuroplossing. Daar een molecule zuringzuur juist 1 atoom zuurstof noodig heeft ter volledige oxydatie : H, Q O, + O = H, O + 2 CO, kan men uit de hoeveelheid verbruikt permanganaat voor een bepaalde hoeveelheid zuringzuur gemakkelijk de sterkte uitrekenen. Door de kleursverandering, die in permanganaatoplossingen plaats vindt, noemt men deze stof ook dikwijls chameleon minerale of kortweg kameleon. HOOFDSTUK VI CHROOMGROEP. § 1. CHROOM. Wet. Naam Chromium; Atoomteeken Cr; Atoomgewicht 52,1; Valentie 3, 6. Voorkomen. Het eenige belangrijke mineraal is het Chroomijzersteen, FeCrA,. dat te beschouwen is als magneetijzersteen, waarin 2 atomen ijzer door 2 atomen Chroom zijn vervangen. Het metaal wordt bijna nooit bereid: men kan dit weer doen volgens de Aluminium methode (CrA + Al). De eigenaardige eigenschappen der chroomverbindingen maakt een andere volgorde van behandeling noodig. Bewerking van het chroomijzersteen. Dit mineraal wordt fel geroost: hierbij gaat het ijzer over in den ferrivorm en houdt men dus over een mengsel van (gegloeid) ferri-en chroomoxyde. 4 FeCrA + O, = 2 FesO, + 4 Cr303. Deze beide oxyden hebben nu de eigenschap verloren, om in zuren op te lossen. Daar het chroom evenwel nog verder kan worden geoxydeerd, behandelt men dit mengsel met kalk en heete lucht (in het klein met natriumperoxyde). Hierbij gaat het Chroomoxyde eerst over in het Chroomzuuranhydride en daarna in Calciumchromaat, CaCrOt, dat in water oplosbaar is. De uitgeloogde massa' wordt met potasch omgezet in het kaliumchromaat. Daar deze stof moeielijk kristalliseert, wordt de vloeistof met zoutzuur behandeld. K;CrO, + 2 HC1 = K,Cr,0; + 2 KC1 + H,,0. Het kaliumbichromaat nu kristalliseert zeer mooi uit en vormt nu het middelpunt van de chroomverbindingen. Eigenschappen van het kaliumbichromaat. Dit vormt groote roode kristallen, die niet hygroscopisch zijn. Het is zoowel in vasten toestand, als in oplossing een sterk oxydatiemiddel. Met zwavel verhit, vormt het Chroomoxyde, een fraai groen poeder: KXrA + S = K,SOi + CrAHet ammonium bichromaat verglimt bij verwarming (NHJXrA = CrA "f N; -)- 2 H.A Met zoutzuur verhit, levert het chloor. Zwavelzuur maakt uit het bichromaat het trioxyde vrij: KXr,07 + RSOt = K,SO+ + H,0 + 2 Cr 03. Deze oplossing werkt sterk oxydeerend en wordt daarom gebruikt voor liet zuiveren van waterstof (oxydatie van koolwaterstoffen en fosforwaterstof). In alealische oplossing wordt het onmiddellijk omgezet in het gele kaliumchromaat (K-CrO,). Met andere metaalzouten (lood, zilver, baryum enz.) vormt het Chromaten, onder afspitsing van CrO K, Cr,07 + 2 Ag NO, = 2 K NO, + Ag,CrO, + CrO,; de vloeistof blijft dus rood gekleurd. Men gebruikt daarom voor indicator bij de chloortitreering niet het bichromaat, maar het chromaat. Sommige chromaten (loodcliromaat) worden als verfstof gebruikt. Mengt men een verzadigde oplossing van kaliumbichromaat met sterk zwavelzuur, dan kristalliseert daaruit het Chroomlrioxyde of Chroomzuuranhydride uit in fraaie robijnroode naaldjes. Dit is een der sterkste oxydatiemiddelen, die bekend zijn. De meeste organische sloffen worden er heftig door ontleed; sommige zelfs onder vuurverschijnselen (alcohol). Het wordt dikwijls gebruikt voor de oxydatie van brandstoffen. Het mengsel van kaliumbichromaat en zwavelzuur vormt den inhoud van de veel gebruikte Grenet'sche elementen (chroomzuur elementen). Andere Chroomverbindingen zijn voor ons niet van belang. § 2. MOLYBDEEN. Wet. naam: Molybdaenium; Atoomteeken Mo; Atoomgewicht 96. Valentie 6. Voorkomen. Het eenige mineraal van dit zeldzame element, dat gebruikt wordt is het potloodachtige Molybdeen- glans, MoS,.. Wordt dit geroost, dan vormt zich SO, en Molybdeentrioxyde, een zuurvormend oxyde. Dit gaat met ammonia over in ammoniummolybdenaat, (NH,)., MoO(, dat in groote, blauwachtige prisma's uitkristalliseert. Een salpeterzuur oplossing van dit zout is een gevoelig reagens op fosfaten. Men gebruikt deze oplossing, kortweg molybdeenoplossing genoemd, om Calciummonofosfaat neer te slaan. 24 (NH4).jMo04 -h CaH,P308 -f 44HNO, = Ca (NO-,), -+ 42NH4NO» + 24HaO + + 2(NH4)a Mo13 P04i, geel neerslag. Het fosforzuur slaat neer in den vorm van ammoniumfosfo-molybdenaat, dat in salpeterzuur niet oplost. Men kan nu dit gele neerslag van de vloeistof, waarin zich het Calcium bevindt, door filtreeren scheiden. Lost men nu het neerslag op in ammonia, dan krijgt men een mengsel van ammoniumfosfaat en ammoniummolybdenaat in alcalische oplossing. Nu kan men het fosforzuur neerslaan door magnesiamixtuur en als magnesiumpyrofosfaat bepalen. § 3. URAAN. Wet. naam Uranium; Atoomteeken U; atoomgewicht 238,3. Valentie 6. Ook het Uranium behoort tot de zeldzame elementen. De eenige verbindingen, die voor ons van belang zijn, zijn de Uranylverbindingen. Men verstaat hieronder de zouten van den groep U03 die basisch is en zich gedraagt als een tweewaardig metaal. Van die zouten, die allen geel van kleur zijn en groen fluoresceeren zijn in gebruik het nitraat UO,, (N03)3, 6 aq en het acetaat U03 (C2 H302),( 2 aq. De oplossingen van uranylzouten geven met een oplosbaar fosfaat een neerslag, dat ook in azijnzuur niet oplost daarentegen wel in zoutzuur. Heeft men te doen met zoutzure oplossingen, dan kan men door bij- voeging van natriumacetaat de zoutzure oplossing omzetten in een azijnzure. Men gebruikt deze reactie om fosfaatoplossingen te titreeren. Indicator is hier geel bloedloogzout, dat met een uranyloplossing een chocoladebruine verkleuring geeft. Daar ijzerzouten met geel bloedloogzout blauwe neerslagen geven, die de bruinkleuring geheel verdekken, moet men eerst zeer zorgvuldig alle ijzerzouten uit de fosfaatoplossingen verwijderen. HOOFDSTUK VII. LOOD. Wet. naam Plumbum. Atoomgewicht 206,9. Valentie 2. Voorkomen. Het belangrijkste looderts is het loodsulfide, dat als mineraal loodglans wordt genoemd. Bij het roosten van dit mineraal zal voor een gedeelte het sulfide overgaan in het oxyde, voor een ander gedeelte in het sulfaat. Beide worden nu door een nieuwe hoeveelheid sulfide, buiten toetreding der lucht, gereduceerd tot lood. Metaal. Het zoo bereide werklood is niet zuiver, doch bevat steeds kleine hoeveelheden zilver. Tegenwoordig scheidt men die metalen zeer zorgvuldig, "wat vroeger niet het geval was: vandaar dat „oud lood" zooveel waarde kan hebben. Het is een wit metaal, zeer buigzaam en zoo zacht, dat het als schrijfmateriaal wordt gebruikt. Aan de lucht loopt lood aan en wordt bedekt met een grijsachtig laagje van het loodsuboxyde PbjO, dat evenwel zeer vast aan het lood hecht en de ondergelegen laag volkomen afsluit. Bij hooge temperatuur aan de lucht verhit, bedekt het zich met een geelachtig laagje van loodoxyde, PbO. Wordt dit poeder hooger verhit, dan smelt het een bekoelt in den vorm van terracottaachtige plaatjes, loodglit genoemd. Wordt dit loodglit op zijn beurt wederom aan de lucht verhit, dan neemt het nog meer zuurstof op en gaat over in Menie. In luchthoudend water gaat het lood spoedig over in loodhydroxyde, dat niet vasthecht. Is het water evenwel hard, dan vo;mt zich aan den binnenkant een vaste laag van lood-sulfaat en carbonaat, die de rest van het lood beschut. Voor zacht water deugt derhalve lood als buizenmateriaal niet. Door zuren wordt lood weinig aangetast en de laag van het gevormde zout beschut meestal de rest van het lood voor inwerking (zwavelzuur, fluoorwaterstofzuur). Salpeterzuur tast evenwel lood sterk aan: eveneens organische zuren, bij aanwezigheid van lucht. Menie. Deze fraaie roode stof wordt in groote hoeveelhe¬ den gebruikt als kleurstof en als middel om ijzer voor rosst te beschutten. Het is een verbinding van het loodoxyde en het loodsuperoxyde (PbO,). Bij behandeling met verdunde zuren scheidt zich ook het superoxyde af, terwijl het loodoxyde met het zuur een zout vormt. Voegt men evenwel bij menie een oxydeerbare stof (suiker, glycose) en salpeterzuur dan lost alles op. Deze reactie gebruikt men voor het onderzoek van menie. Loodsuiker. Pb (C;H.iO;)j. Deze stof vormt zich, door oplossen van loodglit in azijnzuur: het is goed oplosbaar in water en smaakt, als alle oplosbare loodverbindingen, zoet (vergif!). Met loodoxyde en water gekookt, verkrijgt men een oplossing van basisch loodacetaat of loodazijn. In de suikertechniek gebruikt men eene oplossing, waarvan de samenstelling overeenkomt met 2 Pb (C, H;i O,):, Pb (O H,). Deze werkt alleen door zijn gehalte aan loodhydroxyde, dat met gom-en kleurstoffen onoplosbare verbindingen vormt, die mechanisch de polarisatievloeistof klaren. Aan de lucht vormt zich langzamerhand een neerslag van loodcarbonaat. De oplossing moet dus steeds bereid worden met gedistelleerd water. Loodchromaat. Deze kleurstof wordt bereid door samenvoeging van loodacetaat en kaliumchromaatoplossingen en komt als chromaatgeel in den handel. Met berlijnsch blauw gemengd, vormt het chromaa tgroen. Met weinig kaliumhydroxyde behandeld vormt zich basischloodchromaat van roode kleur (chromaatrood). Loodwit. Dit is basisch loodcarbonaat. Het in den handel voorkomende loodwit komt overeen met de formule 2 PbCO;i, Pb(OH)3. Hoewel het door zwavelwaterstof zwart gekleurd wordt en dus in dit opzicht bij zinkwit achterstaat, wordt het wegens zijn groot dekkend vermogen nog steeds veel als witte verstof gebruikt. Het beste loodwit wordt steeds bereid volgens de Hollandsche manier. Deze bestaat hierin dat men opgerolde looden platen zet in aarden potten, die gedeeltelijk met verdund azijnzuur (azijn) gevuld zijn. Deze worden op paardenmest geplaatst, overdekt, wederom een nieuwe laag paardenmest met potten er op enz. Door de inwerking van lucht en verdund azijnzuur vormt zich basisch loodacetaat. Het door de broeiing van de mest ontstane koolzuuranhydride zet dit om in acetaat en basisch carbonaat. Het acetaat vormt met lucht en lood weer basisch acetaat enz. Evenwel ontwikkelt zich bij de broeiing van mest ook zwavelwaterstof, wat wel eenigzins aan de witte kleur van hei product afbreuk doet. Alle loodverbindingen worden door zwavelwaterstof bruin tot zwart gekleurd. Stukjes filtreerpapier, gedrenkt in een oplossing van loodacetaat, zijn een uitstekend middel om zelfs zeer geringe hoeveelheden zwavelwaterstof aan te toonen. HOOFDSTUK VIII. KOPERGROEP. § 1. KOPER. Wet. naam: Cuprum; atoomteeken Cu; atoomgewicht 63,6. Valentie 2 (zelden 1). Voorkomen. Het koper komt gedegen voor in groote hoeveelheden bij het Bovenmeer in Noord Amerika. Verder zijn belangrijke koperertsen: koperkies CuFeS,, koperglans, Cu,S, roodkopererts Cu,O, malachiet, Cu, H.CO-. Bereiding. De ertsen worden eerst door roosting omgezet in het oxyde en dit daarna met koolstof gereduceerd. Daar koper zich evenwel bij die temperatuur oxydeert aan de oppervlakte, is het zoo bereide koper nog onzuiver (zwart koper). Dit wordt tegenwoordig electrolytisch gezuiverd, door het zwart koper te brengen in een bad van kopersulfaatoplossing waarin een plaat zuiver koper als katode, het zwart koper als anode hangt. Bij goede regeling van stroomspanning en stroomsterkte slaat nu op de katode zuiver koper neer, terwijl de verontreinigingen deels in oplossing blijven, deels neerslaan. Eigenschappen. Koper is een rood metaal, bijzonder hamerbaar en pletbaar, een uitstekende geleider voor warmte en electriciteit. Het meeste koper dient voor de bereiding van alliages. Samenstelling van eenige technisch gewichtige alliages: Alliages met zink: Minder dan 20% zink roodmessing of tombak, 25—35% zink geelkoper 50% zink hardsoldeer. Alliages met tin: 4—5% tin voor munten; 10% voor kanonnen; 20% voor klokken. Brons voor standbeelden bevat 3% tin en 15% zink. Aan droge lucht blijft koper bij de gewone temperatuur onveranderd: bij hooge temperatuur oxydeert het zich tot koperoxyde, CuO (koperhamerslag); aan vochtige lucht bedekt het zich met een laag van basisch kopercarbonaat. Door zuren wordt het koper zeer moeielijk aangetast: zoutzuur werkt er alleen op in als het koper zeer fijn verdeeld is. Zwavelzuur alleen in geconcentreerden toestand en bij hooge temperatuur. Salpeterzuur in alle graden van verdunning en bij alle temperaturen. Organische zuren tasten koper alleen aan bij gelijktijdige toetreding van de lucht. Koperoxyde. CuO. Wanneer men een koperen staaf in zuurstof oxydeert, zal slechts de buitenste laag volledig kunnen worden geoxydeerd. De kern za! steeds bestaan uit een mengsel van Cupro-oxyde en koper. Men maakt daarom het koperoxyde door gloeiing van het nitraat. Bij hooge temperatuur verbrandt het alle organische lichamen volledig: de koolstof gaat hierbij over tot CO, en de waterstof tot H, O. Men gebruikt het daarom veel voor analyse van organische stoffen (elementair analyse). Koperhydroxyde. Cu(0 H),. Dit lichaam wordt als lichtblauw neerslag gevormd in koperoplossingen met kaliumof natriumhydroxyde (geen ammonia). Bij verwarming splitst het zich zeer gemakkelijk in het oxyde en water: het moet dus in de kou bereid worden. Het lost gemakkelijk op tot donkerblauwe oplossingen in ammonia, glycerine, Seignette zout enz. De oplossing van het hydroxyde in Seignette zout heet Fehling's (suiker) proefvocht en wordt door Glycose gereduceerd tot Cuprooxyde Cu* O. Kopersulfaat. (Kopervitriool) CuSO,, 5 aq. Dit belangrijke zout wordt verkregen door koperoxyde in zwavelzuur op te lossen en de oplossing te laten uitkristalliseeren. Het vormt fraaie, blauwe, weinig hygroscopische kristallen. Bij verhitting verliest het met zijn kristalwater de blauwe kleur. Het watervrije kopersulfaat is wit van kleur. In aanraking met water wordt het weer blauw. Men past dit toe om organische vloeistoffen b. v. aether te onderzoeken op hun watergehalte. Het kopervitriool vindt uitgebreide toepassingen in de electriciteit, als antiseptisch middel in de geneeskunde en in den landbouw (bouillie Bordelaise) enz. Daar ijzer- en kopervilviool in alle verhoudingen samen uitkristalliseeren, bevat alle kopersulfaat meer of minder ijzersulfaat. Bij staan van de oplossing wordt het ijzersulfaat langzamerhand geoxydeerd (vloeistof wordt groen) en slaat eindelijk neer. Cuprooxyde. Cu, O (vroeger koperoxydule genoemd). Dit oxyde ziet rood, in tegenstellig met het gewone koperoxyde. Het wordt bereid door reductie van suikerproefvocht door glycose of melksuiker. Bij drogen van het neerslag neemt het al gedeeltelijk zuurstof op: bij het verasschen van het filter werkt de koolstof reduceerend op de oxyden zoodat men een mengsel van koper en de beide oxyden heeft. Daarom wordt bij de quantitatieve bepaling van Glycose dit mengsel door waterstof tot metallisch koper gereduceerd en als zoodanig gewogen. § 2. KWIKZILVER (KWIK). Wet: naam Mercurius of Hydrargyrum. Atoomteeken Hg: Atoomgewicht 200. Valentie 2 of 1. Voorkomen. Kwik komt öf voor in gedegen toestand of (en dit zeer veel menigvuldiger) als sulfide (cinnaber, vermiljoen). Bereiding. Het cinnaber wordt öf geroost, of met kalk of ijzerhamerslag gegloeid en de ontwijkende kwikdampen in steenen buizen verdicht. Het moet in steenen, glazen of ijzeren flesschen worden bewaard. Eigenschappen. Kwik is een vloeibaar metaal met groot soortelijk gewicht (13,6), fraaien glans, kleine soortelijke warmte en groot geleidingsvermogen voor warmte en electriciteit. Om deze redenen is het van onschatbare waarde voorde natuurkunde. Zuiver kwik hecht niet aan glas en rolt dus over een plaat heen, zonder sporen achten te laten (staart). Kwik lost de meeste metalen op: deze oplossingen worden amalgama genoemd: hiervan wordt het tinamalgama als foelie voor spiegels gebruikt. Mechanische verontreinigingen kan men uit het kwik verwijderen, door het door nauwe openingen te persen: de meeste amalgama's kunnen uit het kwik verwijderd worden door inwerking van zeer verdund salpeterzuur. Chemisch zuiver krijgt men het kwik alleen door herhaalde destillatie in vacuo. Alleen ijzer en platina amalgameeren zich niet. Bij gewone temperatuur wordt kwik noch door droge, noch door vochtige lucht aangetast (roestvrij); bij hooge temperatuur vormt zich evenwel een laagje kwikoxyde. Daarom noemde men vroeger het kwik half edel. Door zuren wordt kwik zeer slecht aangetast: alleen salpeterzuur en kokend sterk zwavelzuur werken er op in. Het kwik wordt in fijn verdeelden toestand als kwikzalf in de geneeskunde aangewend. Kwik vormt twee oxyden, die beide basisch zijn. Er zijn dus van kwik twee soorten zouten bekend: de Mercuri (hydrargyri) zouten, waarin kwik tweewaardig, en de Mercuro (hydrargyro) zouten, waarin kwik éénwaardig is. MERCURIVERBINDINGEN. Oxyde. Hg O. Dit oxyde kan op twee wijzen worden bereid: langs den drogen weg door verhitting van het nitraat; het ziet er dan donkerrood uit; langs den natten weg door een oplossing van kwikchloride te behandelen met een alcali: het ziet dan geel. Het mercurihydroxyde bestaat niet. Bij sterke verhitting splitst het kwikoxyde zich in zijne elementen (vroegere bereiding van zuurstof). Sulfaat. Hg S Ot. Dit wordt verkregen door behandeling van kwik met warm sterk zwavelzuur, waarbij zeer zuiver zwaveldioxyde ontwijkt. Het vindt toepassing in de electriciteit (Normaal element van Clarke). Chloride. Hg Cl3 (sublimaat). Dit kan bereid worden door inwerking van Chloor op kwik, door oplossing van kwik in koningswater, door behandeling van kwikoxyde met zoutzuur of eindelijk door verhitting van een mengsel van kwiksulfaat en keukenzout. Het is een witte kristallijne massa, goed in water oplosbaar. Het behoort tot de hevigste vergiften, zelfs in oplossingen van 1 op 1003 of 1 op 2000. Daar zulk een oplossing met absolute zekerheid alle bacteriën en hunne sporen doodt, is het te beschouwen als het antisepticum bij uitnemendheid. De groote vooruitgang der chirurgie in de laatste dertig jaren is aan het sublimaat en aan het chloroform te danken. Terwijl kalium-of natriumhydroxyde uit een sublimaat oplossing het oxyde neerslaan, vormt er zich bij toevoeging van ammonia een wit neerslag (N H: Hg Cl). Dit eigenaardig gedrag ten opzichte van ammoniumverbindingen in het algemeen gebruikt men om deze verbindingen aan te toonen (Nessler's reagens). MERCUROVERBINDINQEN. Deze zijn voor ons van weinig belang. Alleen oplosbaar is het mercuronitraat, dat zich vormt bij inwerking van verdund salpeterzuur op overmatig kwik. Voegt men hierbij zoutzuur, dan vormt zich het mercurochloride of Calomel een in de geneeskunde veel gebruikt wit poeder. Dit wordt door kalium-of natriumhydroxyde (niet door ammonia) omgezet in het zwarte mercuro oxyde. Ammonia maakt calomel wel zwart, doch deze zwarte stof heeft een andere samenstelling. §3. ZILVER. Wet: naam Argentum. Atoomteeken Ag. Atoomgewicht 107,93; Valentie 1. Voorkomen. Het komt gedegen voor, maar voornamelijk als zilverglans (Ago S) en hoornzilver (Ag Cl). De metallurgie van het zilver is zeer ingewikkeld en voor ons van weinig belang. Metaal. Het metaal zilver is een glansrijk metaal van witte kleur, zeer week, pletbaar en rekbaar. Daar het in zuiveren toestand te week is om te bewerken, wordt er altijd koper door gesmolten. Men drukt het gehalte in zilver uit in deelen fijn (zuiver zilver = 1000): onze rijksdaalders en guldens bevatten 945 deelen fijn, de pasmunt 640. Het is de beste geleider voor warmte en electriciteit en verbindt zich absoluut niet met zuurstof: het is dus een edel metaal. Met zwavel verbindt het zich zeer gemakkelijk: vandaar dat zwavelwaterstof zilver aantast onder vorming van bruin zilversulfide (aanloopen van zilver). Door zuren wordt het zeer weinig aangetast: alleen zwavelzuur bij kookhitte en salpeterzuur. Daar goud niet door salpeterzuur wordt aangetast, gebruikt men salpeterzuur om een mengsel van goud en zilver te scheiden. Men kan zilver van onedele metalen (iood) scheiden, door het mengsel in een poreusen kroes (cupel) te verhitten bij toetreding van lucht. Het oxyde van het onedele metaal wordt in de kroes opgezogen en het zilver blijft als metaal over (zilveressaai). De voornaamste zilververbinding is het Nitraat. AgNO.s (nitras argenti, lapis infernalis, lapis, helsche steen). Men verkrijgt dit zout door zilver in salpeterzuur op te lossen en de vloeistof te laten uitkristalliseeren. Het vormt witte, doorschijnende kristallen. Met organische stoffen in aanraking gebracht, wordt het door het licht ontleed in metallisch zilver (zwart) terwijl het NO:1 oxydeerend werkt. Vandaar wordt het in de geneeskunde gebruikt in vasten toestand als bijtmiddel, in oplossing als oogdroppels. Alcalieën s!aan uit een oplossing van zilvernitraat het bruine oxyde neer, dat in ammonia gemakkelijk oplost. Deze oplossing wordt door vele organische stoffen tot metallisch zilver gereduceerd. Men past dit toe bij het vervaardigen van spiegels. Ook carbonaten slaan zilvernitraat neer. Bij het titreeren van chloor in drinkwater moeten dus eerst de carbonaten ontleed worden door salpeterzuur en dan de vloeistof zorgvuldig geneutraliseerd worden met magnesia (geen andere alcalieën). Het chloride en bromide worden uit zilvernitraat oplossingen neergeslagen door kalium-of natriumchloride en bromide. Beide stoffen zijn zeer lichtgevoelig. Vroeger gebruikte men in de fotografie chloorzilverplaten (natte platen): tegenwoordigbroomzilverplaten (droge platen). HOOFDSTUK IX. PLATINA. Wet. naam Platinum; Atoomteeken Pt; Atoomgewicht 194.8. Valentie 4. Metaal. Het platina komt uitsluitend gedegen voor. De voornaamste vindplaatsen zijn: Oeral, Brazilië en Borneo. Het is een wit metaal, onveranderlijk aan de lucht en zeer moeilijk smeltbaar. Zuren tasten het niet aan (behalve koningswater). Het wordt daarom in groote hoeveelheden gebruikt in de laboratoria als smeltkroes. Stoffen, die niet in platinakroezen mogen worden verhit: Fosformetalen, de hydroxyden en nitraten van de alcalimetalen, metalen, metaalsulfiden, fosfaten bij aanwezigheid van koolstof. Ook mag men platinakroezen niet verwarmen op kolenvuren of roetende (lichtgevende) vlammen. Ook wordt in groote hoeveelheden gebruikt fijn verdeeld platina, daar dit bij zeer veel scheikundige processen katalytisch werkt. Chloride. Hetgeen men in den handel platinachloride noemt, is chloorwaterstofplatinazuur HjPtCl(i. Dit kristalliseert uit in bruine kristallen, die goed oplosbaar zijn. Van dit zuur zijn de kalium en ammoniumzouten in water slecht oplosbaar, in alcohol bijna onoplosbaar. Men gebruikt dit daarom voor de quantitatieve bepaling van kalium. Hierbij heeft men op verschillende dingen te letten: ten eerste moeten de kaliumzouten omgezet worden in het chloride: ten tweede moeten de ammoniumzouten door gloeiing verwijderd zijn: ten derde moet men bij het uitwasschen zeer voorzichtig zijn: ten vierde moet men dit neerslag nog van het kiezelzuur afscheiden. Platinachloride wordt tegenwoordig ook in de fotografie gebruikt (Platinotypie). TABEL VAN DE MEEST BEKENDE METALEN. Naam Soortelijk gewicht Smeltpunt Kookpunt Soortelijke warmte. Aluminium 2,7 600" — 0,21 Bismut 9,8 268" ± 1700" 0,031 Goud 19,32 1035" — 0,032 Iridium 22,42 2500" — 0,032 Kalium 0,87 62" ± 670" 0,166 Kobalt 8,6 1500" — 0,107 Koper 8,92 1100" — 0,094 Kwikzilver 13,596 —39" 357" 0,033 Lood 11,37 335" ± 1500" 0,03 Magnesium 1,74 750" ±1100" 0,25 Natrium 0,978 97,6" + 900" 0,29 Nikkel 8,9 1400" — 0,110 Osmium 22,48 2500" — 0,031 Platina 21,50 2000" — 0,032 Tin 7,29 229" ± 1500" 0,056 Ijzer 7,86 1600" — 0,114 Zilver 10,53 954" ± 2000" 0.057 Zink 7,15 420" ± 950" 0,094 HOOFDSTUK X. ORGANISCHE SCHEIKUNDE. Men verstaat onder den naam van organische scheikunde de leer der koolstofverbindingen behalve enkele, zooals de oxyden van het koolstof, die in het eerste stukje zijn behandeld. Uit den aard der zaak volgt hier alleen één hoofdstuk bevattende de koolhydraten en de stoffen, die daaruit kunnen worden bereid. A. KOOLHYDRATEN. De naam koolhydraten dateert uit het begin van den vorigen eeuw toen men voor het eerst een goede methode voor het analyseeren van organische stoffen had gevonden. Men werd toen getroffen door het feit, dat vele stoffen, zooals suikersoorten, zetmeel, cellulose enz. tot formule hadden CpH;qOq. Men vatte dat toen op als Cp(H:0)q en beschouwde het molecule als een verbinding van p atomen koolstof met q moleculen water; vandaar de naam koolhydraten. Het behoeft geen betoog, dat deze opvatting onjuist is. Afdoend is de eenvoudige opmerking dat indien b. v. suiker een koolhydraat ware, men bij verhitting niets moest krijgen dan water en koolstof. Dat dit zoo niet is, weten we allen. Wel ontstaan koolstof en water, maar daarenboven een reeks van andere stoffen. De naam is evenwel van deze stoffen gebleven. Men deelt ze in 4 groepen in, die van de rietsuiker van de vruchtensuiker, van het zetmeel en van de celstof. De wetenschappelijke naam van de meeste koolhydraten gaat uit op de lettergreep OSE. § 1. RIETSUIKER OF SACCHAROSE. Voorkomen. De saccharose komt zeer veelvuldig in de natuur voor, hoewel slechts in weinige planten in zoodanige hoeveelheden, dat het winnen uit de plantensappen met voordeel kan geschieden. Zoo komt b. v. de saccharose voor in het sap van verschillende rietsoorten, waarvan ons de Saccharum officinarum bekend is, in de maïs, in den suikerbiet, in vele vruchten, in verschillende boomen en zaden, in het sap van verschillende palmsoorten (arèng) enz. enz. Bereiding. Om chemisch zuivere saccharose te bereiden, brengt men een koud verzadigde oplossing van geraffineerde suiker onder voortdurend omroeren in aanraking met een gelijk volumen (zuurvrije!) alcohol van 96%, laat de fijne kristailetjes zich afzetten, spoelt deze na met absoluut zuurvrije alcohol, droogt ze tusschen filtreerpapier en brengt ze dan in een sterk luchtverdunde ruimte om alle aanhangende alcohol te verdampen. Kristallen. Uit oplossingen die geene onzuiverheden bevatten, kristalliseert de saccharose gemakkelijk in groote, heldere, watervrije kristallen. Vooral bij kristallisatie in beweging ontstaan zeer fraaie, hoewel kleine, kristallen. Enkele bijmengselen kunnen niet alleen den vorm der kristallen veranderen, doch zelfs de geheele kristallisatie tegengaan, zoodat de oplossingen sterk oververzadigd worden. Hoewel de kristallen in chemisch zuiveren toestand kleurloos zijn, kan, wanneer er een dun laagje stroop om heen zit, deze laag kleurstoffen opnemen, zoodat dan de suiker gekleurd is. De kristallen van saccharose zijn uiterst hygroscopisch en nemen hij 20"C in verzadigden waterdamp gebracht zoowat 1 %> van hun gewicht aan water op: het grootste gedeelte wordt evenwel reeds bij gewone temperatuur afgegeven, als de kristallen weer in gewone lucht komen en de rest kan zeer gemakkelijk door verhitten op 90"C verwijderd worden. Sporen van invertsuiker doen evenwel de hygroscopiciteit sterk toenemen. Het S. G. der kristallen (d415) is 1,5879. Oplosbaarheid. Saccharose is uitstekend oplosbaar in water, bijna niet in absolute, alcohol en aether, doch wel in waterige oplossingen van deze stoffen. De oplosbaarheid neemt sterk toe met de temperatuur; volgens Herzfeld kan deze uitgedrukt worden door de formule x = 64,1835 -f 0,13477t -f 0.0005307t-, waarin x het aantal grammen saccharose is dat bij t"C in 100 gram water oplost. Hier volgen eenige waarden van x bij verschillende temperaturen: t x t x t x 0 64,18 30 68,70 60 74,18 10 65,58 35 69,55 70 76,22 20 67,09 40 70,42 80 78,36 27,5 68,29 50 72,25 100 82,97. Voor het soortelijk gewicht van suikeroplossingen heeft men ook soortgelijke formules. In de laatste jaren zijn deze met de meeste nauwkeurigheid door de IJkcommissie in Duitschland bestudeerd alsmede de uitzettingen van die oplossingen. Men is dus in staat bij alle temperaturen tabellen op te maken voor het soortelijk gewicht van oplossingen, die natuurlijk niets anders dan saccharose mogen bevatten. Verhitting. Wordt saccharose in absoluut droge lucht langzaam tot 160"C verwarmd, dan smelt ze tot een heldere, doorzichtige vloeistof, die bij afkoeling stolt tot een amorfe massa. Deze amorfe suiker is bijzonder hygroscopisch en vervloeit geheel aan de lucht: ook is het S. G. veel kleiner dan dat van de gekristalliseerde suiker n. 1. dj13 = 1,5077. Is er evenwel water aanwezig, dan ondergaat de suiker eene ontleding in dextrose en levulosaan. Cu Hnj On = Cö H12 Oo -|- Cu HiuOj. dextrose levulosaan. Bij verhitting bij 200" en daarboven wordt suiker geheel ontleed: er ontwijken gassen en er ontstaan verschillende bruingekleurde produkten, die onder den naam van karamel gebruikt worden voor het kleuren van cognac en dergelijke spiritualiën en ten laatste blijft bij gloeiing een gedeelte van de koolstof als suikerkool over. Worden waterige oplossingen boven 70" verhit, dan zal de suiker eerst langzaam, daarna met stijgende temperatuur veel sneller, geïnverteerd worden volgens de formule C13 H,-: On + H. O = Ca Hla O» + G» H13 06 dextrose levulose. Bij hooge temperatuur en sterke oplossing kan de ontleding verder gaan; er kan humusvorming plaats grijpen en de levulose worden gesplitst in tal van eenvoudiger producten zooals koolzuur, mierenzuur, azijnzuur enz. Saccharaten. Suiker heeft de eigenschap om zich met bases te verbinden tot zoogenoemde saccharaten, waarvan alleen nauwkeurig bestudeerd zijn die van den aardalkali groep. Calcium. Met Calciumoxyde vormt suiker verschillende verbindingen en wel C13 H33 0,„ CaO; C13 HL. Ou, 2 CaO; C,., H,, Ou, 3 CaO, die mono, di en tricalcium saccharaat worden genoemd. De beide eersten worden gevormd bij het samenvoegen van suikeroplossingen en kalkmelk bij gewone temperatuur, doch worden boven 70" reeds ontleed in het trisaccharaat en vrije suiker. Daar dit trisaccharaat goed in water oplost, wordt het reeds lang bekende feit verklaard, dat kalk in suikerwater veel beter oplost dan in gewoon water. Door toevoegen van kooldioxyde worden alle calciumsaccharaten ontleed onder vorming van calciumcarbonaat b. v. Cu HaaÓu, 3 CaO +3 C03=3 Ca C03+Cis Oi:. Baryum. Het baryumsaccharaat, C13H3jOn, BaO, is in water in suikerwater goed oplosbaar en wordt zeer lastig volledig door CO., ontleed. Hierbij moet men ook niet vergeten, dat Baryumcarbonaat in suikerwater vrij goed oplosbaar is. Strontium* Het monosaccharaat, C13H_,20, SrO, ontstaat bij lage temperatuur en is in water oplosbaar. Bij hoogere temperatuur ontleedt het zich en vormt het disaccharaat, dat bijna absoluut onoplosbaar is. Op deze wijze kan men, daar Strontiumglycosaat goed oplost in water, suiker geheel van melasse scheiden. IJzer. IJzerhydroxyde lost in suikerwater op onder vor¬ ming van een overigens weinig bestendig ijzersaccharaat, zoodat roestige ijzeren ketels door koken met suikerwater weer blank worden, maar ten koste van de wanddikte. Verbindingen met zouten. Ook met vele zouten, o. a. de chloriden van de alkaliën aardalkalimetalen vormt suiker goed oplosbare verbindingen. Deze zijn dus de oorzaak dat uit suikeroplossingen, waarin zich deze verbindingen bevinden, minder suiker uitkristalliseert, dan anders het geval moest zijn. Daar er dus suiker in de stroop overgaat, noemt men daarom deze zouten „Melassebevorderaars". Vooral Magnesiumzouten hebben deze eigenschap zeer sterk. Oxydatiemiddelen. Heftige oxydatiemiddelen oxydeeren suiker volkomen, b. v. kaliumchloraat en zwavelzuur; zelfs kan hierbij ontploffing ontstaan. Niet al te sterk salpeterzuur oxydeert suiker tot zuringzuur. Zwakke oxydatiemiddelen zooals een ammoniakale oplossing van zilveroxyde en Fehlings proefvocht oxydeeren suiker niet. Inwerking van zuren. Organische zuren en verdunde sterke mineraalzuren bewerken in korten tijd inversie: zeer zwakke zuren, zooals koolzuur, zijn zonder inwerking. Bij hooge temperatuur of bij inwerking van sterke oplossingen van mineraalzuren wordt de ontstane levulose aangetast en vormen zich verschillende, weinig bekende, lichamen, die men onder den naam van hnminestoffen pleegt samen te vatten. Sterk zwavelzuur (en ook sterk zoutzuur) werken bij verwarming zelfs verkolend in op vaste suiker. Optische eigenschappen. Een oplossing van riet-suiker draait het polarisatie vlak naar rechts. Deze draaiing neemt bij toenemende concentratie iets minder toe dan de concentratie. De invloed hiervan kan evenwel bij het gewone onderzoek van suiker worden verwaarloosd daar de concentratieverschillen daarbij klein zijn. Ook heeft de temperatuur eenigen invloed op de draaiing: deze is ook gelukkig zoo klein, dat wij die bij de kleine verandering, die ze hier in de tropen ondergaat, veilig kunnen verwaarloozen. Wel is de soort van licht van grooten invloed, zoodat men in den polarimeter groote verschillen krijgt bij het gebruik van wit licht, en licht met veel roode of gele stralen. §2. DEXTROSE. Synoniemen: Glykose, Druivensuiker. Voorkomen. De dextrose komt, hetzij alleen, hetzij gemengd met andere suikersoorten, zeer verspreid in de natuur voor. Zoo bevatten de meeste vruchtensappen veel dextrose, maar ook vele bloesems, wortels en stengels van planten bevatten wisselende hoeveelheden van deze stof. Buitendien komt dextrose voor in scheikundige verbinding met andere stoffen, zoogenoemde glycosiden, die door inwerking van verdunde zuren en fermenten gewoonlijk onder wateropnemingzich weer splitsen in dextrose en andere lichamen. Ook komt dextrose voor in den honig en vele dierlijke vochten. Door ontleding ontstaat het, behalve uit glycosiden en uit saccharose, ook uit zetmeel en cellulose. Bereiding. Glykose wordt tegenwoordig in het groot bereid door aardappelzetmeel onder hoogen druk met verdund zwavelzuur op te koken, de vloeistof met krijt te neutraliseeren en door verdamping de vaste stof te verkrijgen. Deze glycose vormt dan een wit poeder, wat nog 1 molecule hydraatwater bevat: uitalcokol kanomen de glykose gekristalliseerd krijgen en wel als fijne naaldjes, die watervrij zijn en tot samenstelling hebben C„ Hu 08. Het S. G. van watervrije glycose is 1,5384 en dat van de waterhoudende 1,5714 dus lager dan dat van rietsuiker. Oplosbaarheid. Glycose is bijzonder oplosbaar in water en de oplossingen hebben een kleiner S. G. dan de even sterke suikeroplossingen; in alcohol is ze veel oplosbaarder dan rietsuiker, zoodat hierop een scheidingsmethode van suiker en dextrose wordt gebaseerd. Draaiing. Ook dextrose draait het gepolariseerde licht en wel naar rechts en wel is de draaiing afhankelijk van de concentratie: tot een gehalte evenwel van 14 gram per 103 cM' is deze afwijking te verwaarloozen, wat onze polarisatiemethodes veel eenvoudiger maakt. Ook is zij tusschen 0" en 100" C tamelijk wel onafhankelijk van de temperatuur. Versch gemaakte oplossingen vertoonen het eigenaardig verschijnsel van de Birotatie" d. w. z. dat ze tweemaal zooveel draaien als een oude oplossing. Bij staan gaat de draaiing langzamerhand achteruit totdat ze de normale waarde krijgt: bij koken gebeurt dit in eenige minuten. Verhitting. Dextrose smelt bij 86"C en wordt weer vast als een glasachtige massa, die bij de bereiding van bonbons dient; bij hoogere verhitting wordt ze eerst geel, dan bruin en onder ontwijking van vele ontledingsproducten blijft eindelijk een gedeelte van de koolstof over. Oxydatiemiddelen. Niet alleen sterk werkende oxydatiemiddelen grijpen dextrose sterk aan, maar ook zelfs zwakke. Zoo wordt uit een ammoniakale oplossing van zilveroxyde zeer gemakkelijk zilver afgescheiden, wat men gebruikt om zilverspiegels te bereiden; ook een oplossing van koperhydroxyde in seignettezout wordt bij verwarning omgezet in cupro-oxyde, Cu2 O. Dextrose reduceert dus Fehlings proefvocht wel. Inwerking van alcaliën. Zelfs verdunde oplossingen van KOH en NaOH werken oxydeerend op dextroseoplossingen in: bij lage temperatuur langzaam, bij hoogere temperatuur (boven 70") zeer heftig: de vloeistof wordt hierbij geel tot bruin, er ontstaan al naar gelang van temperatuur en concentratie, verschillende zuren en humusachtige stoffen. Ook kalk kan onder dezelfde omstandigheden de dextrose vernielen en omzetten in mengsels van verschillende organische kalkzouten onder humusvorming. Inwerking van zuren. Geconcentreerd zwavelzuur en zoutzuur onttrekken zeer gemakkelijk de elementen van water aan dextrose en bij verwarming blijft alleen koolstof over. Doch ook in verdunden toestand wordt glycose zeer gemakkelijk door deze zuren aangetast en bij verwarming vormen zich bruine humusachtige stoffen. Salpeterzuur zet dextrose gemakkelijk om eerst in suikerzuur CoH1(lOh en later in zuringzuur. Dextrosaten. Evenals suiker kan ook dextrose zoutachtige verbindingen vormen, dextrosaten of glykosaten genaamd, die overigens weinig bestudeerd zijn. Gisting. Weinig stoffen zijn zóó vatbaar om, onder den invloed der levensprocessen van verschillende schimmelsoorten ontleed te worden als juist dextrose. Deze ontledingen dragen den naam van gistingen en wel worden ze onderscheiden naar het hoofdprodukt, dat bij die gisting optreedt. Zoo onderscheidt men alcoholische, melkzure, slijmachtige gisting enz. De alcoholische gisting wordt teweeggebracht door verschillende gistsoorten die ook in de lucht voorkomen en in grooten getale vorkomen in de hop en de druivenschillen. Deze moeten om te tieren een temperatuur tusschen 20" en 30° C hebben en gevoed worden met wat anorganische zouten. De hoofdvergelijking der omzetting is C«H,A = 2 CO; + 2 C3Hi;0. Buitendien onstaan evenwel ook andere stoffen o. a. barnsteenzuur, glycerine en andere alcoholen (foesel.) Het makkelijkste worden dextrose oplossingen van 5 tot 20 % sterkte aangegrepen. Vele zouten oefenen nu een versnellenden of verlangzamenden invloed op de gisting uit: zoo verlangzamen b. v. de hydroxyden van de alcali-en aardalcali metalen de gisting, zonder de schimmel bepaald te dooden, zooals de echte antiseptica (sublimaat e. a.) doen. Melkzuurgisting. Verschillende stoffen, o. a. zure melk, rotte kaas, gistende urine bevatten bacteriesoorten die dextrose omzetten in melkzuur. C6 H,, O0 - 2 C3 H(i O, Deze ontwikkelen zich het best bij 35" a 40" C, terwijl b. v. bij andere temperatuur (30"C) het ontstane melkzuur niet zuiver is, doch ook andere zuren, b. v. azijnzuur bevat. Daar melkzuur zelf de ontwikeling van bacteriën tegenhoudt, kan deze gisting alleen in alcalische vloeistoffen goed doorgaan en houdt men de oplossing goed alcalisch, den zal spoedig alle dextrose en dus ook de suiker, die door de ontstane zuren geïnverteerd wordt quantitatief worden ontleed. Slijmige gistingen. De door sommige splijtzwammen, Leuconostoc genaamd veroorzaakte gisting, woekert juist in zure suikersappen geweldig voort. Daarbij vormt de colonie zwammen een slijmachtige geleiachtige massa, die aanleiding kan geven tot verstoppingen van afvoerpijpen van allerlei aard. De suiker gaat daarbij over in een, veel op cellu- lose lijkende stof, dextraan genaamd, die in water opzwelt somtijds onder ontwijken van gassen zooals CO, en waterstof. De leuconostoc wordt al door verdunde oplossingen van Natriumfluoride en ammoniumfluoride, alsmede door het opkoken der vloeistof boven 80" C. gedood. §3. LAEVULOSE. Syn: Vruchtensuiker, Fruktose. Voorkomen. De laevulose komt nooit alleen voor, doch steeds vergezeld van dextrose of van saccharose en is dus aanwezig in alle sappen, waarin dextrose of saccharose voorkomen. Bereiding. Het gemakkelijkste maakt men de laevulose uit het zetmeel van dahliasoorten, Inuline genaamd, dat met koken met verdunde zuren uitsluitend laevulose geeft. C(i H,o O, + H, O = C„ H„ O,., Inuline laevulose Physische eigenschappen. Evenmin als dextrose, kristalliseert de laevulose uit waterige oplossingen uit: men kan ze alleen gekristalliseerd krijgen uit alcoholische oplossingen en dan watervrij. Het S. O. dezer kristallen is 1,6691 bij 17,"5. Zij is oplosbaar in water, verdunde alcohol, warme absolute alcohol en methylalcohol, zoowel als in mengsels van aether en alcohol. Laevulose draait het polarisatievlak naar links en wel sterker dan de dextrose naar rechts. Evenwel is hier de invloed van de temperatuur zoo groot, dat ze niet meer kan worden verwaarloosd en wel neemt de draaiing bij stijgende temperatuur af. Ook hier doet zich het verschijnsel der birotatie voor, dat door koken zeer spoedig wordt opgeheven. Scheikundige eigenschappen. De scheikundige eigenschappen zijn overeenkomend met die van dextrose: alleen wordt laevulose nog gemakkelijker ontleed dan dextrose. §4. INVERTSU1KER. Een mengsel van gelijke gewichtshoeveelheden dextrose en laevulose draagt den naam van invertsuiker: deze komt in honig voor en is in de meeste vruchten en zoete plantensappen aanwezig. Men kan ze het gemakkelijkst maken door inversie van rietsuiker d. w. z. het verwarmen van een oplossing van rietsuiker met verdunde zuren bij 70' C waarbij op te merken valt dat zelfs zeer slappe oplossingen van zuren deze inversie kunnen bewerkstelligen. Daar evenwel laevulose zoo spoedig wordt ontleed, moeten bij de inversie verschillende voorschriften zeer nauwkeurig worden gevolgd. De eigenschappen van invertsuiker zijn natuurlijk gemakkelijk uit die van dextrose en laevulose af te leiden: zij zal Fehling's proefvocht reduceeren en het polarisatie vlak naar links draaien, welke draaiing afhankelijk is van de temperatuur. § 5. ZETMEEL. Met zetmeel zijn wij gekomen tot een groep van lichamen, van welker scheikundige eigenschappen men nog zóó weinig weet, dat men nog niet eens de juiste formule kent. Alleen is van deze lichamen de verhoudingsformule bekend en weet men, dat deze is C6Hl0O5. De juiste formule moet dus zijn C6pHiop05p, maar de waarde van p is nog niet bekend. Zetmeel of amylum is een van de meest verspreide plantenstoffen. Het wordt door de assimilatie in de bladen van de plant gevormd en vormt een van de meest voorkomende middelen van reservevoedsel voor deze en komt dus dikwijls voor in zaden, wortels, knollen, stengels enz. Om het zetmeel van de aanhangende kleefstof te scheiden, wordt zetmeelhoudend materiaal (aardappelen, rijst, maïs), na fijnwrijven met een weinig alcali overgoten en laat men de massa rotten. De kleefstof verteert hierbij en lost in het water op: na herhaald afspoelen is nu het zetmeel tamelijk zuiver (stijfsel, bedak). Het is een wit, kleurloos en smakeloos poederBij voorzichtige verwarming tot 200" wordt ze geel en gaat over in dextrine, een in water oplosbare stof, die in het groot gebruikt wordt voor het vervaardigen van kunstgom. In koud water is zetmeel onoplosbaar: met warm water geschud zwelt ze op en verdeelt ze zich in heel fijnen toestand door het water, zoodat het den indruk maakt van oplossen. Deze massa heet dan ook stijfselwater doch is geen oplossing, maar een suspensie. Bij een tijdlang staan zinkt het zetmeel weer op den bodem. Met water bij hooge temperatuur (onder druk) gekookt, neemt zetmeel water op en gaat over in dextrose. Veel spoediger en vollediger gaat deze omzetting door verdunde zuren en door sommige fermenten (pankreas en speeksel). Men gebruikt dit in het groot voor de bereiding van dextrose. Met Jodium geeft zetmeel een prachtig donkerblauwe verkleuring, die bij verhitting evenwel ontleed wordt. Deze donkerblauwe stof, Joodamylum genaamd, is zelfs in zeer kleine hoeveelheden duidelijk zichtbaar en zoo kan dus zetmeel dienen om geringe hoeveelheden Jodium aan te toonen en omgekeerd. § 6. CELLULOSE (CELSTOF). Deze stof vormt het geraamte der plantencellen. Om ze zuiver te krijgen, worden zeer jonge plantendeelen uitgetrokken met verschillende middelen, water, alcohol, verdunde alcaliën en verdunde zuren. Zuivere soorten van cellulose zijn watten en filtreerpapier. Tegenwoordig wordt evenwel het filtreerpapier zóó sterk uitgetrokken, dan een gedeelte al ontleed is in een zetmeelachtige stof (amyloïd) die met Jodium een blauwkleuring geeft. Cellulose wordt in het groot gebruikt voor het maken van papier, perkainentpapier enz. Met een mengsel van salpeterzuur en zwavelzuur levert het, al naar den duur der inwerking collodion of schietkatoen. Dit laatste is de grondstof voor het rookzwakke buskruit. Van de samenstelling van Cellulose is hetzelfde te zeggen als van die van zetmeel: alleen de verhoudingsformule: C„ H10 05 is bekend. Ook cellulose kan met stoom van hooge drukking of bij koken met verdunds zuren overgaan in dextrose. Sterke oplossingen van zuren en alcaliën ontleden haar in oplosbare verbindingen, zoodat deze niet door papier mogen worden gefiltreerd. B. ONTLEDINGSPRODUKTEN DER KOOLHYDRATEN. § 1. ALCOHOL. (C,HüO). Deze, reeds in de oudheid, bekende stof wordt in het groot bereid door gisting van dextrose. Hierbij krijgt men steeds een mengsel van alcohol en water, dat door destillatie niet geheel ge- scheiden kan worden. Gewoonlijk gebruikt men daarom in de laboratoria alcohol van 93 a 94"/«. Wil men watervrije (absolute) alcohol maken dan destilleert men den alcohol eerst herhaaldelijk over ongebluschte kalk en onttrekt de laatste sporen van water door metallisch natrium. Deze absolute alcohol is sterk hygroscopisch en neemt bijna onmiddellijk uit de lucht water op. Het is een kleurlooze, waterheldere vloeistof van eigenaardigen, aangenamen geur. In water is het in alle verhoudingen oplosbaar, doch bij de menging heeft een samentrekking plaats, zoodat men steeds uit tabellen moet nagaan, hoeveel de verdunning moet zijn, om een alcohol van gegeven sterkte om te zetten in alcohol van andere sterkte. Wegens zijn laag vriespunt (—130") wordt het gebruikt voor thermometers voor lage temperaturen. Hij kookt bij 78" en brandt met een kleurlooze, niet lichtgevende, doch heete vlam. Met lucht gemengd, geeft hij aanleiding tot ontstaan van ontplofbare mengsels. Absolute alcohol is giftig; verdunde werkt bedwelmend, waarbij de temperatuur van het lichaam daalt. De gewone alcohol in den handel reageert duidelijk zuur. Alcohol (oude naam spiritus) wordt in groote hoeveelheden gebruikt voor het maken van vernissen, lakken, parfums en tincturen. Bij oxydatie gaat het over in azijnzuur. §2. AZIJNZUUR (C, HlOJ. Dit lichaam wordt gemaakt öf door oxydatie van alcohol öf door destillatie van hout. Bij de oxydatie van alcoholische dranken geschiedt deze door een bepaalde schimmelsoort, die in de zoogenoemde azijnmoer aanwezig is. Men krijgt dan azijnzuur houdende vloeistoffen (5 a 10% azijnzuur bevattend) die den naam van azijn dragen. De eigenaardige reuk en smaak van die azijnsoorten zijn evenwel te danken aan de bijmengselen, zoodat men wijnazijn, bierazijn, rozijnenazijn enz. onderscheidt. Azijn is dus heel wat anders dan 10 % azijnzuur! Bij de droge destillatie van hout ontstaat onder meer een waterige vloeistof, waarin zich o. a. azijnzuur bevindt. Deze vloeistof wordt met kalk behandeld en tot droog toe ingedampt. Uit het ontstane (ruwe) calciumacetaat kan men door destillatie met zwavelzuur azijnzuur maken. Zuiver azijnzuur is een kleurlooze vloeistof van doordringenden zuren reuk en scherp zuren smaak, die op de huid blaren trekt. Het bevriest bij 16,7" C en heet daarom IJsazijn. Kleine hoeveelheden water doen evenwel het vriespunt sterk dalen. Ook ijsazijn trekt uit de lucht water aan, zoodat, vooral hier in Indië, men nooit sterker azijnzuur dan 98 a 99"/» kan krijgen. Het behoort tot de zwakkere zuren en is eenbasisch. Van de zouten zijn voor ons belangrijk het loodzout en het natriumzout. Dit laatste bereidt men door soda met azijnzuur te neutraliseeren. Het kristalliseert uit in mooie kristallen, Na Q. H:i 03, 3 aq. Men gebruikt een oplossing van natriumacetaat wel eens om een oplossing, die vrij zoutzuur bevat, om te zetten in een oplossing, die vrij azijnzuur bevat. Met ferrichloride geeft natriumacetaat een fraai roode verkleuring van ferriacetaat. Bij opkoken van de vloeistof wordt dit laatste ontleed in ferrihydroxyde en azijnzuur. Men gebruikt deze ontleding wel eens, om metaalzouten ijzervrij te maken, of om ijzer van andere metalen te scheiden. §3. MELKZUUR (C:! H, O,). Zooals reeds vroeger is opgemerkt, kan onder bepaalde omstandigheden glycose overgaan in melkzure gisting. Deze gisting wordt teweeggebracht door verschillende bacteriën en fermenten. Wil men in het groot melkzuur bereiden, dan laat men op een gedeeltelijk geïnverteerde suikeroplossing het ferment, dat in rotte kaas aanwezig is, inwerken. Daar bij een zure vloeistof slechts 6% van de suiker in melkzuur overgaat, voegt men er krijt bij, waardoor de gisting tot het eind toe doorgaat, daar het melkzuur omgezet wordt in calciumlactaat. Uit dit zout kan men op de bekende wijze melkzuur krijgen. Het melkzuur is een kleurlooze vloeistof van frisch zuren smaak; het geeft aan karnemelk en zuurkooi hun eigenaardigen smaak. §4. ZURINGZUUR (C3 H,. Ot). Synoniem Oxaalzuur. Dit zuur komt nog al veel voor in planten (zuring), in onrijpe vruchten en als calciumzout in niersteenen. Het kan bereid worden door verschillende koolhydraten, suiker, zetmeel, cellulose enz. met tamelijk sterk salpeterzuur te oxydeeren. Men bereidt het tegenwoordig evenwel in het groot door houtzaagsel met kaliumhydroxyde op 250" te verhitten, en de massa met water uit te loogen. Uit deze oplossing laat men het kaliumzout kristalliseeren. Uit dit kaliumzout kan men op de bekende wijze het vrije zuur afscheiden. Het zuringzuur kristalliseert in fraaie kristallen, die tot formule hebben Q.HA, 2 aq. Het is bij hoogere temperatuur vluchtig en bij de verdamping van het zuur mag geen asch overblijven. Het is een zwaar vergif en wordt in de katoendrukkerij gebruikt. In het laboratorium dient het om de sterkte eener kameleon oplossing te bepalen, daar het zuringzuur gemakkelijk geoxydeerd wordt tot CCL en water. Van zijne zouten wordt het ammoniumzout veel gebruikt voor het neerslaan van kalk.