Leeroor in de Scheikunde aan de Kun. Mil. Academie eu aan de Krijgsschool voor Officieren te Hredn.

Da gunstige ontvangst, die aan liet leerboek van Prof. V. v. Richter in Uiiitschland is ten deel gevallen, is voornamelijk te danken aan den metlwdischen gang, die daarin wordt gevolgd, en aan de uitstekende wijze, waarop het ygt;periodische systeem der elementen' wordt gebruikt om den eerstbeginnende een goed overzicht te doen verkrijgen van het groote aantal feiten, die tot het gebied der anorganische chemie behooren. Onze bewerking is daarom ook in hoofdzaak een getrouwe navolging van het origineel, maar toch geene woordelijke vertaling; sommige hoofdstukken zijn zelfs geheel omgewerkt, gedeeltelijk om didactische redenen, gedeeltelijk om hunnen inhoud meer in overeenstemming te brengen met den tegenwoordigen stand der wetenschap. Ruimer dan in het oorspronkelijke werk is hier van de onderzoekingen op het gebied der thermoche-inte gebruik gemaakt ter verklaring van de scheikundige verschijnselen. JJe chemische beginselen, waarop de belangrijkste technische processen berusten, zijn overal medegedeeld: de fabriekmatige bereiding van het zwavelzuur is echter uitvoeriger behandeld dan die van andere stojjen, om als voorbeeld te dienen, hoe die beginselen in de nijverheid worden toegepast.

Beschrijvende en verklarenile natmirwetenschagpen. I. Pliysisclic verscliijnselen. 'J. Chemisclic verschijnselen. Analyse, synthese. 3. Scheiknnilige elementen. 4. Metalen en niet-nietalen. 4. Beginsel van het behoud van de stol'. 4. Beginsel van behoud van arbeidsvermogen. 5. Voorwaarden der scheikundige inwerking. 7. Scheikundige teekens en Ibrmnles. 7.

^•Vaterstor. li. Natuurstaat. I I. Bereidingswijze. 11. Het zuiveren en drogen der gassen. I '2. Toestellen om gassen te ontwikkelen en te verzamelen. 13. Physische eigenschappen. 15. Chemische eigenschappen. 10.

Chloor. 19. Natuurstaat. 19. Bereidingswijze. 19. Physische eigenschappen. 20. Chemische eigenschappen. 21.

nroiiiiiiin. 23. Natuurstaat. 23. Bereidingswijze. 23. Physische eigenschappen. 24. Chemische eigenschappen. 24.

lodlimi 24. Natuurstaat. 24. Bereidingswijze. 25. Physische eigenschappen. 25. Chemische eigenschappen. 25.

gt;V a f r rst o fr li I n r n 11 r 27. Bereidingswijze. 27. Physische eigenschappen. 29. Scheikundige eigenschappen. Zuren. Bases. Zouten. H0. n'aterHtorbroiiiiiur. 31. Bereidingswijze. 31. Physische eigenschappen. 32. Scheikundige eigenschappen. 32.

IVnterstorjodunr. 32. Bereidingswijze. 32. Physische eigenschappen. 33. Scheikundige eigenschappen. 34.

Walerstoffliioriiiir. 34. Bereidingswijze. 34. Physische eigenschappen. 35. Scheikundige eigenschappen. 38.

Verbindingen der halogenen onderling 37. lodium-monochloruur. 38. lodium-trichloruur. 38. lodium-pentabroniuur. 38.

menten. lie volumeverliuiidiii^ bij de vereenig-inj^ vrtli KHNMen. Atoomtheorie. 39.

Zuurstof 49. Natuurstaat. 49. Beroidingswijzo. 49. Pliysischo eigon-schappeu. 50. Scheikumligo eigenschappen. 50. Oxydatie en i 'iluctie. 52. Ozone. 53. Isomerie. Allotropie. 50.

Vcrliiiiiliiiueii van «le zuurstof met waterstof. 57. Water. 57. P11 y-sische eigenschappen. 57. In de natuur voorkomend water. 59. Oplossingen. 00. Scheikundige eigenschappen. 01. Dissociatie. 02. Quantitatieve samenstelling van liet water. 04. Waterstof-dioxyde. 08. Bereidingswijze. 08. Physische eigenschappen, lifl. Scheikundige cigeiischappi'ii. 70. Reacties ter herkenning van waterstof-dioxyde. 70. Samenstelling. 71.

Xwavel. 72. Natuurstaat. 72. Bereidingswijze. 72. Allotropische modificaties. 72. Scheikundige eigenschappen. 7i,

I erlgt;iiifliii!gt;'eii van lt;Ie zwavel met waterstof. 75. Waterstofsul-f'u 11 r. 75. Natuurstaat. 75. Bereidingswijze. 75. Physische eigenschappen. 70. Scheikundige eigenschappen. 70. Formule van waterstofsulfuur. Atoomgewicht, van de zwavel. 78. Water s t o f-d i s 111 f u 11 r. 7S.

% erhiiidiu^eii van zwavel met ile halogenen. 70. Zwavel-dichloruur. 79. Zwavel-ti'trachloriiiii'. 79. Zwavel-monochloruur. 80.

Melenliim. 80. Natuurstaat. 80. Bereidingswijze. 80. Allotropische modificaties. 81, Waterstofselenuur. 81.

V ergelijking «Ier elenieuten. ilie tot ile zuurstofgroep behooren. 82. (•iruep van ile stikstof. 8i.

HtlkMof. 84. Natuurstaat. 84. Bereidingswijze. 84. Physische eigenschappen. 80. Scheikundige eigenschappen 80. Dampkringslucht. 80. Quantitatieve samenstelling van de lucht. 88. liet meten der gassen. 90.

1 erbinaiingen van lt;Ie stikstof met waterstof. 93. Ammonia. 93. Natuurstaat. 93. Bereidingswijze. 93. Physische eigenschappen. 9.). Scheikundige eigenschappen. 95. Quantitatieve samenstelling van de ammonia. Atoomgewicht van de stikstof. 98. Hydroxy 1 am i ne. 99.

\ erbiiKlingen van stikstof met «Ie halogenen. 100. Stikstofchloruur. 100. Stikstofjodunr. 101.

I'liospliorus. 101. Natuurstaat. 101. Bereidingswijze. 102. Allotropische modificaties. 102. Scheikundige eigenschappen 104.

\erliiiiilingeii van den pliospliorus met waterstof. 104 Vloeibare phosphorwaterstof. 105. Vaste phosphorwaterstof. 100. Gas-vdrinige phosphoi'watei'stof. 100. Phosphoniumjoduur. 107. Sa-menstelling van phosphorwaterstofgas. Atoomgewicht van den phosphorus. 107.

\ erliiniliiigeii van phosphorus met de lialogeneu. 107. Phosphor-tri-cliloruur. 108. Phosplior-pentachloruur. 108. Pliosphor-oxychlo-niiir. 109. Phosphor-triliidmuui'. 109. Pliosphor-pentabromuur. 109. Phosphor-oxy brom uur. 110. Phosphoi-trijoduur. 110. Plios-phor-dijoduur. 110.

piscliu moililicaties IK). Physisclie eigc.'nschaijjjeu. 110. Schui-kundigo eigenschappen. 111.

* erblndln» van nrstMilfiim met watei'stof. 1 i 'I. A r s e e n-t r i h y (11' u u r. 111. Bereidingswijze. M l. Physische eigenschappen. Ml. Scheikundige eigenschappen, lil. Samenstelling van arseenwaterstof. Atoomgewicht van arsenicum. 112. Methode van Marsh ter opsporing van arsenicum. H2.

Verbindingen van arseniemn met de halogenen. 1 13. Arseen-ti ichki-ruur. 114. Arseen-tribromuur. 114. Arseen-trijoduur. 114. Arseen-ti'ifl noruur. 114.

Antiinoiiium. 114. Natuurstaat. 114. Bereidingswijze. 114. Physische eigenschappen. 115. Scheikundige eigenschappen. 115. Verbinding van antiinoiiliim met w iterstoT 115.

Verbindingen van antimouiuni met de halogenen. 116. Antimoon-trichloruur. 116. Antimoon-pentachloruur. 116. Antiinoon-tri-broniunr. 116. Antirnoon-trijoduur. 116.

Vergelijking der elementen, die tot de stikstorgroep behooren. 118. Be KoolstoTg-roep. ItiO.

Koolstof. 120. Natuurstaat. 120. Allotropische modificaties. 120. Verbindingen van koolstofl.'met waterstof. 122. Methaan. 123. Samenstelling van het methaan. Atoomgewicht van de koolstof. 123. Aethaan. 124. Ae thy leen. 125. Acetyleen. 126. De vlam. 126.

silicium. 133. Natuurstaat. 133. Bereidingswijze. 133. Allotropische modificaties. 133. Scheikundige eigenschappen. 134. Silicium-hydruur. 134. Si 1 i ciumch 1 or uur. 134. Atoomgewicht van silicium. 135. Siliciumbromuur. 136. Siliciumjodinir. 136. Siliciunifluoruur. 136. Silicium-fluorwaterstof 137. Tin, 138. Natuurstaat. 138. Bereidingswijze. 138. Physische eigenschappen. 138. Scheikundige eigenschappen. 138. Stanni-ch lor uur. 139. Stanni-bromuur. 139. Stanni-joduur. 139. Stanni-fluoruur. 139. S tan no-chloruur. 139.

i'ergelijklng van de elementen die tot de koolstofgroep behooren. 140. .iltuom en molecule. 141. Bepaling van het moleculair-

l»e valentie der elementen. Scheikundige structuur. 144. ^nMrstofverbinding-en der metalloïdeu. 152. SKuiirNtofverliiniting-en der halogenen, i'yi.

Znurstofverhindingen van de ehloor. 154. Chloor-monoxyde. 155. Onderchlorigzuur. 156. Chloor-trioxyde. 156. Chlorigzuur. 156. Chloor-tetroxyde. 156. Chloorzuur. 157. Overchloorzunr. 158. Xuiirstorverbindingen van het bromliun 158. Onderbromigzunr. 159.

Bromiunr/iiur. 159. Overbromiuinzuur. 159. Ziiurstofverbindingen van het Jodium 159. lodiumzuur. 159. lodiurn-zuur-anhydride. 159. Overjodiumzuur. 159. Vergelijking van de zuurstofverbindingen van de halogenen. 160.

Thiouylchloriuir. '165. Zwavellgzunr. 166. Hydrozwaveligzuur. 166. Zwavel-trioxyde. 167. Zwavelzuur. '167. Pyrozwavelzuur. 17H. Chloorauliydnden van het zwavelzuur. 174. Polythionzu-loii. 175. Thiozwavelzuur. 176. Dithionzuur. 177. Trithionzuur. 177. Tetrathionzuur. 177. Pentathionzuur. 177. Xiiiir.stofvorliindiiii^eii van lief selenlnin. '1/8, Seleeri-dioxyde. 178.

/Bmirstofverbliidingen van lift tellurium 178. 1 clluur-dioxydo. 170. Tellurigzuur. 179. Telluurzuur. 179. Telluur-trioxyde. 179. Vergelijking van de z uur stof ve rb i n d Inge n van de elementen der zwavelgroep. 179. KuurstofverbindiDgen van de elementen der gtikstuf-{froep. 180.

Xiiiirstofverbliidiiigeii van de stikstof. 184. Salpeterzuur, 184. Ni-trylchloruur. 484. Nitrosylchloruur 484. Salpeterzuur-anhydride, 485. Salpeterigzuur-anhydride. 485. Salpeterigzuur. 185. Stik-stof-tetroxyde. '486. Stikstof-dioxyde. 4 86. Stikstofoxyde. 188. Stikstofoxydule. 489.

Xiiurstorverblndingen van den phosphorus. 194. Onder-phosphorigzuur. 492. Phospliorigzuiir. 493. Phosphorigzuur-anhydride, 493, Ortlio-phosphorzuur. 41)4. Pyro-phosphorzuur. 494. Meta-phospliorzuur. 195. Phosphorzuur-anhydride. 496. Chlooranhydriden van de zuren van den phospliorus. 196. quot;Verbindingen van den phosphorus met de zwavel. 497.

Xuurstorverbindlngen van het arsenicum. 498. Arsenigzuur-anhydrkle. 498. Arsenigzuur, 499, Arseenzuur. 499. Arseenzuur-anhydiide. '200. Verbindingen van arsenicum met zwavel. 200. Arseen-trisulfuur. 200. Arseen-pentasulfuur. 201. Arseen-disul-I'uur. 201. Sulfozoiiten van het arsenicum. 201. Kiiiirstorverhindinuen van het aiitiiiionluin. 202. Alltimoon-tl ioxj de. 202. Antimoonsulfaat. 203. Antimonylsulfaat. 203. Meta-antimoonzuur. 203. Pyro-antimoonzuur. 203. Antimoon-pent-oxvde.204. Verbindingen van antimonium met zwavel. 204. Aiitimoon-trisulfuur. 204. Antimoon-pentasulfuur. 205. Vergelijking van de zu u r s t ofverbi nd i n gen van do eleii7en ton, die tot de stikstofgroep behooren. 205.

Xuurstofverbindingen van de koolstof, 20/, Koolstof-dioxyde. 207 Koolstofoxyde. 211, Verbindingen van koolstot in el zwavel. 212. Koolstof-disulfnur. 212. Koolstof-monosulfiiur 213, Koolstof-oxysiilfiiur, 213, quot;Cyaan verb in dingen, 213. KimrstofverbliidiiiKen van het silicium. 214. Silicium-dioxyde. 214

aSuiirstofverblndlnKen van het tin. 217. Stanno-oxyde. 217. Stanno hydroxyde, 217, Stanni-oxvde. 248. Tinznur. 248. Meta-tinzuur

•J1S. V'c rl) i li (I i n gen van tin met zwavel. '21*. tstumiü-snltüur. 218. Stanni-snirunr. 219.

Horium. 221. Boor-trichloruur. 222. Booi-tiiftuoi'uur. 223. liunr-watorstoffliioruui'. 223. Boorznur. 223. Boor-trioxydo. 224. Boorstikstof. 22'k

Physlsclie elKenscliappcii 232. (Ilans en kleur. 232. Kristalvorm. 232. Soortelijk gewicht. Atoom volume. 233. Pietbaarheid. 235. Smeltbaarheid. 235. Vluchtigheid. 235. Soortelijke warmte. A toom ■warm te. 235. Vlamklenring door metalen. Spec-t r a a I a n a I y s e. 239.

MHieikundlge eigenschappen. 244. Legeermgen. Amalgamen, 244. Halogeenverbindingen. 245. üxydeu en hydroxyden. 24G. Zouten. 249. Oplossingen van zouten. 251. Electrolyse van de zouten. 252. Inwerking van metalen op zuren en zouten. 254. Inwerking van zuren, bases en zouten op zouten. 257.

Kalium. 2G2. Oxyden en hydroxyden van het kalium. 263. Kaliumoxyde. 203. Kalium-peroxyde. 264. Kalium-suboxyde. 264. Kaliumhydroxyde. 264. Haloid zou ten van het kalium. 265. Kaliumchloruur. 265. Kaliumbromuur. 265. Ka-liuinjoduur. 266. Kaliumfluoruur. 266. Kaliumcyanuur. 266. Oxyzouten van het kalium. 267. Kaliuinchloraat. 267. Kalium-hypochloriet. 267. Kaliumbromaat. 268. Kaliumjodaat.

268. Kalium-perjodaat. 268. Secondair kaliumsulfaat 268. Primair kaliumsulfaat. 268. Kaliumsulfiet. 268. Kaliumnitraat.

269. Kaliumnitriet. 270. Kaliumphosphaten. 27Ü. Secondair kaliumcarbonaat. 270. Primair kaliumcarbonaat. 271. Kalium-silicaat. 271. Sulfuren van het kalium. 272. Kaliumhy-drosulfuur. 272. Kaliumsulfuur. 272. Kalium-polysulfuren. 272. Stikstofverbindingen van het kalium. 273. Herkenningsmiddelen van de kalium verbindingen. 273.

Katrium. 274. Oxyden en hydroxyden van het natrium-275. Natriuraoxyde. 275. Natrium-suboxyde. 275. Natrium-peroxyde. 275. Natriumhydroxyde. 275. Haloïdzouten van het natrium. 275. Natriumchloruur. 275. Katriumbroniunr, 277. Natriuinjoduur. 277. Oxyzouten van het natrium. 277. Natriumchloraat. 277. Natrium-perchloraat. 277. Natrium-jodaat. 277. Natrium-perjodaat. 277. Secondair natriumsulfaat. 277. Primair natriumsulfaat. 279. Sulfieten van het natrium. 279. Natrium-hyposulfiet. 280. Titreeren. 280. Soda. 281. Primair natrhimcarbonaat. 285. Natriumnitraat. 285. Natrium-phospbaten. 286. Natrinmarsenaten. 287. Natrium-antimoniaten. 287. Natriurnboraat. 287. Natiiumsilicaat. 287. Herkenning sin i d d el e n van de na t ri u m verb i ndi ngen, 288.

l.llhlimi.'iSS. l/itliimnclilunim'.'28S. J jtliiiini[ilic)s|ili;uit. '288 Lithiimi-carbonaat. 288.

AninioiiiiiniverliiiKliiiKeii. 289. Aininoniumclilorunr. 290. Ainraoniuiu-sulfaat. 290. Aminoniumnitraat. 290. Ararnoniumnitriet. 290. Ammomumcarbonaat, 29J. Arninoniumphosphaten. 291. Am-moninmsiiHuur. 292. Aininoniunihydrosiilfuur. 292. Ilerken-ningsmidrlclen van de ammoniumverbindingen. 292.

Oroeii van de metalen der alkalisclte aarden. 203. ralriiini 294. Oxyden en hjdroxyden van liot calcium. 295. Kalk. 295. Calciumhydroxyde. 295. Mortel. 296. Calciuin-peroxydc. 29ö. Hal oïd zou ton van het calcium. 296. Cal-ciumchloruur. 296. Calciumlluoruur. 297. Oxj-zouten van het calcium. 297. Calciuni-hypochloriet. 297. Chlorimetrie. 299. Calciumsulfaat. 300. Calciuranitraat. 300. Calciumphos-pliaat. 300. Calciumcarbonaat. 301. Calciumsilicaat. 302. Glas. 302. Sul fur en van het calcium. 303. Calciumsulfuur. 303. Calcium-hydrosulfuur. 303.

Nirontiiini. 304. Strontiumoxyde. 304. Strontiumhydroxydc. 304. Strontiumchloruur. 304. Strontiumnitraat. 304. Strontiumcar-bonaat. 304.

nariiim. 304. Oxyden en hydroxy den van het barium. 305. Bariumoxyde. 305. Bariumhydroxyde. 305. Barium-peroxyde. 306. Zouten van het barium. 306. Bariumchloruur. 306. Bariumnitraat. 306. Bariumsulfaat. 306. Bariumcarbonaat. 307. Bariumsulfuur. 307. Herkenningsmiddelen van do metalen der alkalische aarden. 307.

IMagiieshnn. 310. Oxyden en hydroxyden van het magnesium. 311. Magnesiumoxyde. 311. Magnesiumhydroxyde. 311. Zouten van het magnesium. 312. Magnesiumchloruur. 312. Magnesiumsulfaat. 312. Magnesiumphosphaten. 313. Magnesium-arsenaten. 314. Magnesiumcarbonaat. 314. Magnesiurnsilicaten. 314. Magnesiumsulfuur. 314. Herkenningsmiddelen van de magn e s i u m ver bi n di n gen. 315.

Kink. 316. Metallurgie van het zink. 316. Oxyden en hydroxyden van het zink. 317. Zinkoxyde. 317. Zinkhydroxyde.

318. Zouten van het zink. 378. Zinkchloruur. 318. Zink-sulfaat. 318. Zinkcarbonaat. 318. Zinksilicaat. 319. Zinksulfuur.

319. Herkenningsmiddelen van hot zink. 319. («iliiiiiiui. 319. Verbindingen van het cadmium. 320. Cad-

320. Cadmiumjoduur. 320. Cadmiumsulfaat. 320. Cadmium-sulfuur. 321. Legeeringen van het cadmium. 321. Scheikundige energie van de elementen van de magnesium-e n kali u m g r o e p.

zilver. 327. Zilveroxyde. 327. Zilver-suboxyde. 32H. Zilver-peroxyde. 328. Haloidzouten van het zilver. 328. Zilver-chloruur, 328. Zilverbroinuur, 328. Zilverjoduur. 329. Photo-graphie. 329. Zilvercyanuur. 330. Verzilvering. 330. O xy zouten van het zilver. 330. Zilvernitraat. 330. Zilvernitriet. 331. Zilversulfaat. 331. Zilversulfiet. 331. Zilversulfuur. 331. Legeeringen van het zilver. 331. Bepaling van het zilvergehalte. 332. Herkenningsmiddelen van de zilververbindingen. 332,

Koper. 332. Metallurgie van het koper. 333. Cupro-verbindin-gen. 334. Cupro-oxyde. 334. Cupro-chloruur. 335. Cupro-joduur. 335. Cupro-sulfuur. 835. Cupro-hydruur. 336. Cupri-verbindingen. 336. Cupri-hydroxyde. 336. Cupri-oxyde. 336. Cupri-chloruur. 33ö. Cupri-bromuut. 336. Cupri-sulfaat. 336. Cupri-nitraat 337. Cupri-carbonaten. 337. Cupri-arseniet. 338. Cupri-sulfuur. 338. Legeeringen van het koper. 338. Herkenningsmiddelen van de koperverbindingen. 339. Scheikundige energie van het zilver en koper. 339.

342. Auro-oxyde. 342. Auro-chloruur. 342. Auro-joduur. 342. Auro-cyanuur. 343. Auri-verbindingen. 343. Auri-chloruur.

344. Auri-sulfuur. 344. Legeeringen van het goud. 344. Bepaling van het goudgehalte. 344. Herkenningsmiddelen van de goud verbind in gen. 344.

Kwikzilver. 345. Metallurgie van het kwikzilver. 345. Mercuroverbindingen. 346. Mercuro-oxyde. 346. Mercuro-chloruur. 346. Mercuro-joduur. 347. Mercuro-nitraat. 347. Mercuro-sull'aat. 348. Mercuro-sulfuur. 348. Mercuri-oxyde. 348. Mercuri-chloruur. 348. Mercuri-joduur. 349. Mercuri-nitraat. 349. Mercuri-sulfaat. 350. Mercuri-sulfuur. 350. Legee ringen van het kwikzilver. 350. Herkenningsmiddelen van de kwikzilververbindingen. 351.

Thaliluni. 351. Tha 11 o-verbindingen. 352. Thallo-oxyde. 352. Thallo-hydroxyde. 352. Thallo-chloruur. 352. Thallo-sulfaat. 352. Thallo-carbonaat. 353. Thallo-sulfuur. 353. Th al li-ver-bindingen. 353. Thalli-chloruur. 353. Thalli-hydroxyde. 353. I.ood. 353. Metallurgie van het lood. 353. Oxyden en hydroxyden van het lood. 355. Loodoxyde. 355. Loodhydroxyde. 356. Menie. 356. Lood-dioxyde. 356. Zouten van het lood. 357. Loodchloruur. 357. Loodjoduur. 357. Loodnitraat. 357. Lood-sulfaat. 357. Loodcarbonaat. 358. Loodsulfuur. 359. Legeeringen van het lood. 359. Herkenningsmiddelen van de loodverbindingen. 359.

Risiniith. 360. Metallurgie. 360. Verbindingen van liet 6 i s-muth. 361. Bismuth-trioxyde. 361. Bismuthzuui'. 361. Bismuth-pentoxyde. 361. Bisrnuth-trichloruur. 361. Bisniuth-tribrornuur. 361. Bismuth-ti'ijoduur. 361. Bisniuthnitraat. 361. Bismuth-

sulfaat. .'lt;02. Bismutli-trisulfuur. 36'i. Legeori ngon van liet bismuth. 302. Herkenningsmiddelen van liet b i s m u t h. 302.

Aluminium. 305. Oxyde en hydroxyde van liet aluminium. 307. Aluminiumoxyde. 307. Aluminiumhydroxyde, 307. Haloid zouten van het aluminium. 309. Alnminiumchlo-ruur. 369. Aluminiumbromuur. 370. Aluminiumjoduur. 370. Aluminiumiluoruur. 370. Oxyzouten van het aluminium. 370. Aluminiumsulfaat. 370. Aluminiurn-kaliumalnin. 37-1. Ahi-niinium-atnmoniumaluin. 373. Alnminiumphosphaat. 373. Aluminiumsilicaten. 373. Ultramarin. 374. Herkenningsmiddelen van de aluminiumverbindingen. 375.

indium. 375. Indiumoxyde. 375. Indiunihydroxyde. 375. Indium-chloruur. 370. Indiumnitraat. 370. Indiumsulfaat. 370. Indium-sulfuur. 370.

381. Chromo-hydroxyde. 381. C hromi-verbi nd i ngen. 381. Chromi-oxyde. 381. Chromi-hydroxyde. 382. Chromi-chloruu r.

382. Chromi-sulfaat. 382. Chromium-kaliumaluin. 383. Chroom-zuur ver bind in gen. 383. Chroom-trioxyde. 385. Kaliumchro-maat. 385. Kalium-dichromaat. 385. Natriumchromaat. 380. Ba-riunichromaat. 380. Strontiumchromaat. 380. Calciumchromaat. 380. • Magnesiumchromaat. 380. Loodchromaat. 380. Chloor-anhydriden van het chroom zuur. 387. Chromyl-chloruur. 387. Chloorchroomzuur kalium. 388. Herkenningsmiddelen van de chroom verbind in gen. 388.

Molybdeniuiu. 389. Molybdeen-trioxyde. 389. Aramoniummolybdenaat. 389. Molybdeenzuur. 389. Chloorverbindingen van het molybde-nium. 390. Molybdeen-trisulfuur. 390. Molybdeen-disulfuur. 390. Wolframiiiin. 390. Wolfram-trioxyde. 390. Wolframzuur. 390. Wol-

framaten. 391. Chloorverbindingen van het wolframium. 391. Iraniuin. 391. Urano-verbindingen. 392. Urano-oxyde. 392. Urano-sulfaat. 392. Urano-chloruur. 392. Urani-verhindin-gen. 392. ürani-oxyde. 392. Uranylsulfaat. 392. U ran aten. 392. Urano-urani-oxyde. 392.

Jlnnganium. 393. Man gano-ver bi ndingen. 394. Mangano-oxyde. 394. Mangano-hydroxyde. 394. Mangano-chloruur. 395. Mangano-sulfaat. 395. Mangano-carbonaat. 395. Mangano-sulfuur. 395. Manga ni-ve rbi n d i nge n. 395. Mangani-oxyde. 395. Mangani-hydroxyde. 390. Mangani-sulf'aat. 390, Mangano-inan-

gani-oxyde. 390. Mangaan-dioxydo. 390. Ma ngan nzn ur-ver bindingen. 398. Kalinminanganaat. 398. P or man ga a n-zuurverbindingen. 398. Kaliuinpermanganaat. 398. Titreeren van ijzer. 399. Mangaan-heptoxyde. 399.

ijzer. 401. Gietijzer, staal smeedijzer. 402. Metallurgie van liet ijzer. 403. Fen o-verbind i ngen. 403. Ferro-oxyde. 405. Ferro-hydroxydc. 405. Ferro-cliloruur. 406. Ferro-joduur. 400. Ferro-sullaat. 400. Ferro-carbonaat. 406. Ferro-phosphaat. 407. Ferro-sulfuur. 407. Ferri-verbi nd ingen. 407. Ferri-oxyde.

409. Ferri-sulfuur. 409. Verbindingen van liet ijzerznnr. 409. Kaliumferraat. 409. Cyaanverbindingen van bet ijzer. 409. Ferro-kaliuincyanunr. 410. Ferro-waterstofcyanmir. 411. Ferri-kaliumcyanunr. 411. Ferri-waterstofcyanuur. 412. Herkenningsmiddelen van lt;li! ijzerverbindingen. 412.

Kobalt. 412. Kobalto-verbindi ngen. 413. Kobalto-oxyde. 413. Kobalto-bydroxyde. 413. Kobalto-chloruur. 413. Kobalto-sulfaat. 413. Kobalto-nitraat. 413. Kobalto-sulfuur. 413. Kobaltsilicaten. 413. Kobalti-verbindingen. 414. Kobalti-oxyde. 414. Ko-balti-hydroxyde. 414. Kobalto-kobalti-oxyde. 414. Herkenningsmiddelen van de kobaltverbindingen. 414. Kobalt a m i n v e r b i n d i n g e n. 415.

Nikkel. 415. Nikkelhydroxyde. 410. Nikkelchloruur. 410. Nikkelcya-nuur. 410. Nikkelsulfaat. 410. Nikkelsulfuur. 410. Nikkeii-oxyde. 416. Legeoriugen van het nikkel. 410.

Ratlicniuni en osiniiini. 420. Ruthenium. 420. Ruthenio-oxyde. 420. Rutheni-oxyde. 420. Ruthenium-dioxyde. 420. Ruthe-niumzuur. 420. Ruthenium-tetroxyde. 420. Rnthenio-ehloruur. 420. Rutheni-chloruur. 420. Ruthenium-tetrachloruur. 420. Os-m 1 u m. 420. Kaliumosmaat. 420. Osmium-tetroxyde. 421. Rhodium en iridium. 421. Rhodium. 421. Rhodi-oxyde. 421. Rho-dium-dioxyde. 421. Rhodi-chloruur. 421. Iridium. 421. Iridi-chloruur. 421. Iridium-tetrachloruur. 421.

Palladiiim. 422. Pallado-oxyde. 422. Pallado-chlornur. 422. Pallado-joduur. 423. Pallado-sulfaat. 423. Pallado-nitraat. 423. Palladi-chloruur. 423.

Platinum. 423. Platini-hydroxyde. 424. Platino-hydroxyde. 424. Platini-ehloruur. 424. Platini-sulfuur. 425. Platino-chlornnr. 425. Cyanuren van het platinum. 425. Platinaminverbindin-gen. 425.

Zeer verschillend zijn de voorwerpen of lichamen, die wij in de natuur waarnemen. Het opsporen van den vorm dezer voorwerpen, hunne klassenverdeeling naar de kenmerken, die zij dragen, behoort tot het gebied der beschrijvende natuurwetenschappen, waartoe gerekend worden te behooren; de mineralogie en geognosie, de beschrijvende plant- en dierkunde, de ontleedkunde enz.

Bij eene meer nauwkeurige beschouwing van de natuurvoorwerpen merken wij op, dat zij aan veranderingen onderhevig zijn. Wij zien h. v., dat de delfstoffen ontstaan, kristal liseeren, verweeren en uit elkander vallen; dat planten en dieren ontkiemen en geboren worden, groeien, sterven en eindelijk verrotten. Dergelijke veranderingen in den toestand der natuurvoorwerpen noemt men verschijnselen. Het onderzoek naar het verloop dezer verschijnselen, naar de wetten, aan welke zij onderworpen zijn, en de oorzaken, waardoor zij in het leven geroepen worden, is de taak van de verklarende natuurwetenschappen, nl. van de natuurkunde (physica) en van de scheikunde (chemie).

De verschijnselen worden naar hun aard tot deze of gene van laatstgenoemde onderdeden der natuurwetenschappen gerangschikt.

Ofschoon in de natuur zelve nergens grenzen aanwezig zijn en men overal overgangen kan waarnemen, is het toch niet moeilijk vrij scherp tweeërlei soorten van verschijnselen te onderscheiden. Sommige bepalen zich tot wijzigingen in den vorm en de plaats der voorwerpen; andere gaan gepaard met veranderingen van den aard der stoffen, waaruit de voorwerpen bestaan. Zoo verandert water door verwarming in damp, door afkoeling in ijs. Maar bij deze veranderingen blijft de stoffelijke geaardheid van liet water onveranderd, alleen de afstand en de toestand van beweging der kleinste deeltjes — hun aggregaatstoestand—is verschillend. Een glazen staaf, met een wollen lap gewreven wordende, verkrijgt

de eigenschap, lichte voorwerpen, b. v. kleine stukjes papier, aan te trekken; zij wordt electrisch. Wordt een ijzeren staaf in verticale richting opgehangen, dan verkrijgt zij na eenigen tijd het vermogen om kleine ijzerstukjes aan te trekken; door den invloed van hel aardmagnetisme is zijzelf magnetisch geworden. In deze gevallen hebben liet glas en het ijzer eenige nieuwe eigenschappen verkregen, overigens heeft hun uitwendige en inwendige toestand geene verandering ondergaan; het glas is glas, het ijzer is ijzer gebleven. Der-gelyke veranderingen van toestand, die niet gepaard gaan met eene verandering van den aard der stof, waaruit de voorwerpen bestaan, noemt men physische verschijnselen.

Van anderen aard zijn de volgende verschijnselen. Het is bekend, dat ijzer, aau de lucht blootgesteld, eene wijziging ondergaat, die wij roesten noemen. Daarbij ontstaat een bruine stof, die geen ijzer meer mag genoemd worden. Wanneer men kopervijlsel met bloem van zwavel mengt, verkrijgt men een schijnbaar gelijkslachtig groen poeder. Wordt dit intusschen door een vergrootglas gezien, dan kan men daarin duidelijk de roode metaalachtige koperdeeltjes naast de gele zwavel deeltjes zien liggen; door wasschen met water is het gemakkelijk de lichtere zwaveldeeltjes van de zwaardere koperdeeltjes te scheiden. Het h-erbovengenoemde poeder is dus niets anders dan een mechanisch mengsel. Verhit men dit, b. v. in een glazen reageerbuisje, dan begint het te gloeien. Na het koudworden is eene zwarte samenhangende massa verkregen, die noch met koper noch niet zwavel eenige overeenkomst vertoont en waarin men, ook met den besten microscoop, geen dezer be-standdeelen kan waarnemen; door wasschen met water is evenmin eene scheiding voort te brengen. Door het op elkander inwerken van zwavel en koper, bij liet verhitten, is derhalve een nieuw lichaam met volmaakt andere eigenschappen ontstaan, dat zwavelkoper of kopersulfuur genoemd wordt. Door verhitten van een mengsel van zwavel met ijzer, of van zwavel met vele andere metalen verkrijgt men eveneens lichamen, die in eigenschappen van de gebruikte bestanddeelen verschillen; zij dragen den gemeenschappelijken naam van zwavelmetalen of metaalsulfuren.

Zoodanige inwerking van verschillende lichamen op elkander heeft niet alleen bij het verhitten, maar dikwijls ook bij gewone temperatuur plaats. Wrijft men b. v. in een mortier kwikzilver en bloem van zwavel eenigen tijd te zamen, dan ontstaat er een homogeen zwart lichaam, dat kwikzilversulfuur genoemd wordt. Zoo ook is de inwerking van het gasvormige chloor op de verschillende metalen bijzonder lievig. Werpt men nl. antimoniumpoeder in eene met

droog chloorgas gevulde flesch, dan heeft een vuurverschijnse! plaats; elk antimoniumdeeltje verbrandt in het chloorgas met een helder wit licht. Het product der inwerking van het vaste metaalachtige antimonium op het gasvormige, gele chloor is eene kleurlooze olieachtige vloeistof, die antimoniumchloruur genoemd wordt. Dergelijke verschijnselen nu, welke met eene wezenlijke verandering der op elkaar inwerkende stofTen gepaard gaan, noemt men chemische (scheikundige) werkingen of verschijnselen. De scheikunde (chemie) is dus dat gedeelte der natuur iv e te ns cha p, dat zich met het onderzoek van verschijnselen bezighoudt, waarbij veranderingen van sta ffelijhen aard plaats hebben.

De zoo even beschreven proeven maakten ons bekend met verschijnselen, die scheikundige verbindingen genoemd worden; uit twee verschillende stoffen ontstaat een nieuwe stof. Omgekeerd is het nu ook mogelijk door ontleding een samengesteld lichaam in twee of meer ongelijksoortige te verdeden. Verhit men b. v. in oen reageerbuisje rood kwikzilveroxyde, dan wordt een gas ontwikkeld, dat zuurstof genoemd wordt en in staat is, een smeulend stukje hout te doen ontvlammen; verder merkt men daarbij op, dat in het bovenste, koudere deel der buis zich bolletjes kwikzilver neerzetten, de hoeveelheid kwikzilveroxyde voortdurend vermindert en eindelijk geheel en al verdwijnt. Zoo ontstaan dus bij het verhitten van het vaste roode kwikzilveroxyde twee zeer verschillende lichamen: gasvormige zuurstof en vloeibaar kwikzilver. Wij kunnen daaruit het besluit trekken, dat het gebruikte lichaam twee bestanddeelen bevat of daaruit bestaat: zuurstof en kwikzilver.

Dit besluit, waartoe wij door den weg der ontleding, der analyse, gekomen zijn, kan omgekeerd ook op den weg der scheikundige vereeniging, der synthese, bevestigd worden. Verhit men namelijk gedurende langeren tijd, maar bij eene minder hooge temperatuur, kwikzilver in eene atmosfeer van zuurstof, dan wordt de zuurstof doorliet kwikzilver opgenomen, en er ontstaat op nieuw rood kwikzilveroxyde. Eene zoodanige directe ontleding van een samengesteld lichaam in zijne bestanddeelen, door verhitten alleen, kan slechts zelden verkregen worden. Gewoonlijk is, voor de ontleding van een samengesteld. lichaam, de medewerking van een ander lichaam noodig, dat zich met het eene bestanddeel verbindt, waardoor het andere in vrijen toestand wordt afgescheiden. Zoo bereikt men b. v. de ontleding van het kwikzilversulfuur, in een van de genoemde voorbeelden door synthese verkregen, door het met ijzervijlsel te vermengen en vervolgens te verhitten, liet ijzer vereenigt zich

dau met de zwavel van liet kwikzüversulf'Liur en vormt ijzersulfuur; gelijktijdig wordt het kwikzilver in vrijen toestand afgescheiden.

Wanneer men nu volgens dergelijke of andere methoden de lichamen of zelfstandigheden tracht te ontleden, zullen er daaronder aangetroffen worden, die tot heden roer geene ontleding vatbaar bevonden zijn, en die men evenmin uit andere heeft kunnen samenstellen. Deze lichamen noemt men enkelvoudige lichamen, g r o n d s t o ffe n of ook s c h ei k u ndi g e e 1 e m e n t e n. Deze lichamen kunnen ook niet in elkander omgezet worden.

Men kent tot nu toe met genoegzame zekerheid 63 elementen; sommige hunner zijn eerst in den laatsten tijd ontdekt. ïot de elementen behooren alle metalen, zooals ijzer, koper, lood, zilver, goud enz. Andere elementen, die, hoewel geen metaalachtig aanzien hebbende, ten opzichte hunner ontleedbaarheid mot de metalen overeenkomen, noemt men metalloïden. Juister ware het echter hen niet-metalen te noemen. Tot de metalloïden behooren: zwavel, koolstof, phosphorus, zuurstof enz. Eene scherpe grens tusschen metalen en niet-metalen bestaat niet.

Door onderlinge vereeniging dezer elementen ontstaan alle, ons bekende, samengestelde lichamen. Zoo is het water eene verbinding van twee gasvormige elementen, waterstof en zuurstof: het gewone keukenzout bestaat uit het metaal natrium en het gasvormige element chloor. Deze grondstoffen vormen niet alleen de lichamen, die op of in de aarde voorkomen; maar ook, evenals de aarde zelf, zijn de andere hemellichamen daaruit samengesteld, voor zooverre dit althans door spectraal-analyse is aan te toonen.

Heginsel van liet belionfl van de Htof. Wij hebben gezien dat, door scheikundige omzettingen, de aard der daarbij in werking tredende stollen verandert. Het volgende moet ons leeren, of bij die omzettingen de hoeveelheid, anders gezegd de massa, der stof eene wijziging ondergaat. Het gewicht der slof dient als maat van hare massa.

Laat een mengsel van zwavel en koper in een glazen buis gebracht en deze daarna toegesmolten worden, om te beletten dat zwavel verdampt. Laat vervolgens de buis met haar inhoud gewogen en dan verhit worden. Zooals wij vroeger gezien hebben, wordt dan kopersulfuur gevormd. Wanneer nu na bekoelen de buis wederom gewogen wordt, zal men bevinden dat haar gewicht onveranderd gebleven is. Noch bij deze, noch ook bij eenige andere scheikundige verbinding heeft gewichtsverandering plaats.

Ontleden wij opnieuw, doch ditmaal eene vooraf gewogene lioc-veelheid, rood kwikzilveroxyde, en vangen wij de verkregen zuurstof

iu een van maatverdeeling voorziener) cylinder op; wegen wij het kwikzilver, dat door de ontleding ontstaan is, nieten wij daarna de zuurstof en berekenen wij haar gewicht, dan zal blijken, dat het gezamenlijke gewicht van het kwikzilver en de zuurstof volkomen gelijk is aan het gewiclit van liet verbruikte kwikzilveroxyde. Noch bij deze, noch bij eenige andere ontleding van samengestelde lichamen heeft gewichtsverandering plaats. Bij alle s c h e i h u n d i g e werking en is het cj e wicht van de voortyehrachte lichamen rjelijh aan de som van de gewichten der lichamen, die aan de er king hehbe n d e el g e nomen.

Eenige algemeen bekende verschijnselen zijn intusschen met deze gevolgtrekking schijnbaar in strijd. Wij zien, dat de planten uit een kleine kiem ontstaan, dat zij groeien en daarbij steeds aan gewicht toenemen. Toch heeft hier geene vermeerdering van stof plaats. Door een meer nauwkeurig onderzoek kan men namelijk aantoonen, dat de planten alleen door het opnemen van stoffen uit den bodem en uit de lucht groeien. Het omgekeerde verschijnsel, eene schijnbare vernietiging van stof, zien wij bij de verbranding van hout, kool of andere brandstoffen. Maar ook hier toont eeu meer nauwkeurig onderzoek, zooals wij later zullen zien, dat die verbrandingsverschijnselen alleen bestaan in eeno min of meer volkomen omzetting van zichtbare lichamen in onzichtbare gassen.

Bij scheikundige omzettingen neemt men dus nooit een vernietiging, en nooit een schepping van stof waar. De samengestelde lichamen ontstaan en verdwijnen door omzetting in andere lichamen; maar hunne massa, hun gewicht vermindert noch vermeerdert daarbij. Deze grondwaarheid noemt nieu het beginsel van het behoud der stof. Zij is het eerst door Lavoisier door overtuigende proeven vastgesteld, en vormt, in verband met hot beginsel van het behoud van arbeidsvermogen, den vasten grondslag van alle wetenschappelijke kemii? van de natnur.

Het lie$£iiilt;iel van belioiid van arbeiilsvenno^en wordt oj) deze wijze uitgedrukt: Geen arheidsmermogen han vernietigd worden, noch vanzelf ontstaan. Ter toelichting van dit beginsel diene het volgende. Een gespannen boog bevindt zich in een toestand om arbeid te kunnen verrichten. Hij kan bij het ontspannen een pijl tot zekere hoogte opwerpen. Wij zeggen dus dat hij arbeidsvermogen heeft. De waarde van dit arbeidsvermogen wordt aangeduid door den arbeid, dien het in staat is te verrichten. Verder kan een lichaam arbeidsvermogen bezitten, wanneer liet zich beweegt. Het kan dan b. v. tegen een hellend vlak opklimmen, en dientengevolge zijn zwaartepunt zekere verticale hoogte doen doorloopeti,

waardoor natuurlijk, arbeid wordt verricht. Wij zeggen nu dat een lichaam arbeidsvermogen van plaats bezit, wanneer het zoodanigen stand inneemt, dat het kan toegeven aan eeue kracht, die op het lichaam werkt. Het bezit daarentegen arbeidsvermogen van beweging, wanneer het snelheid heeft. Wanneer nu de boog ontspannen wordt, verliest hij zijn arbeidsvermogen van plaats, maar heeft aan den afgeschoten pijl zekere snelheid, en daarmede arbeidsvermogen van beweging medegedeeld. Het bedrag hiervan is volkomen gelijk aan het arbeidsvermogen van plaats, dat de boog verloren heeft. Treft de pijl een muur, waarin hij niet kan indringen, zoo verliest bij zijne snelheid, maar desniettemin is liet arbeidsvermogen, dat hij ten gevolge van zijne beweging bezat, niet verloren gegaan. Er is namelijk aan de kleinste deeltjes van den pijl en van den muur snelheid toegevoegd, welk verschijnsel wij waarnemen door het optreden van warmte. Dat warmte niets anders is dan arbeidsvermogen is daardoor aan te toonen, dat door warmte weder arbeid verricht kan worden, en wel zal door een zekere hoeveelheid warmte eene bepaalde hoeveelheid arbeid verricht worden; omgekeerd zal deze arbeid weder dezelfde boeveelheid warmte kunnen doen ontstaan. Warmte kan ook omgezet worden in electriciteit, licht, en deze weder in warmte en mechanischen arbeid; zoodat ook electriciteit en licht bijzondere vormen van arbeidsvermogen zijn.

Wij hebben gezien dat wij door warmte ook scheikundige ontledingen kunnen tot stand brengen. Door de ontleding worden uit een stof nieuwe stollen gevormd, die, wanneer zij bij elkander gebracht worden, opnieuw eene scheikundige verbinding kunnen doen ontstaan. Bij die scheikundige verbinding wordt nu weder warmte ontwikkeld, en de hoeveelheid warmte, die bij de verbinding wordt voortgebracht, is juist gelijk aan de hoeveelheid warmte, die wij moesten gebruiken om de verbinding te ontleden. Stoffen, die zich met elkander kunnen vereenigen, bezitten dus een arbeidsvermogen, dat men scheikundig arbeidsvermogen noemt. Bij de vereeniging doet dit arbeidsvermogen warmte, soms ook licht en electriciteit ontstaan. De hoeveelheid ontwikkelde warmte is een maat voor het scheikundig arbeidsvermogen. Stollen, die zich scheikundig met elkander kunnen verbinden, heeten gewoonlijk aan elkander verwan t te zijn, of a ffini teit tot elkander te bezitten. Men spreekt hierbij van sterkere of zwakkere affiniteit, naarmate het scheikundig arbeidsvermogen eene grootere of geringere waarde heeft.

Deze uitdrukkingen zijn echter slecht gekozen, daar gewoonlijk de stollen, die onderling de minste overeenkomst hebben, de sterkste affiniteit tot elkander bezitten.

Voorwaanlen ileir scheikunilij^e inwerking. l)b scliei-kundige inwerking van stoffen op elkander is aan zekere voorwaarden gebonden. De hoofdvoorwaarde bestaat daarin, dat die stoffen in onmiddellijke aanraking met elkander komen. Bij physische verschijnselen werken de lichamen op een grooteren of kleineren afstand op elkander in; bij scheikundige processen daarentegen, alleen op onmeetbaar kleine afstanden. De scheikundige inwerking kan zelfs zelden door mechanische menging worden bereikt. Zoo heeft b. v., bij het mengen van droog wijnsteenzuur en soda in een mortier, geene inwerking plaats; maar wanneer bij het mengsel een weinig water wordt gevoegd, dan begint dadelijk onder opbruising een scheikundig proces. De voor de verbinding noodzakelijke innige aanraking wordt in dit geval, zooals gewoonlijk, bereikt door de vaste bestanddeelen of één daarvan vloeibaar te maken, en wel door oplossen in een oplossingsmiddel of door smelten. Deze voorwaarde drukten de oude scheikundigen uit door: corpora non agunt nisi fluida. Vloeibare en gasvormige lichamen zijn derhalve voor onmiddellijke scheikundige inwerking geschikt.

Opdat de scheikundige inwerking van stollen op elkander plaats hebbe, moeten behalve de onmiddellijke aanraking dikwijls nog andere voorwaaiden vervuld worden. Zoo wordt b. v., bij de bereiding van buskruit, een met water bevochtigd mengsel van kool, zwavel en salpeter sterk gewreven en gedurende eenigen tijd door zware rollen bewerkt, zonder dat eene scheikundige inwerking plaats grijpt. Wanneer men intusschen een gedeelte van het mengsel snol tot 300° verhit, dan heeft er dadelijk eene, met ontploffing gepaard gaande, scheikundige inwerking plaats. De oorzaak van dit verschijnsel is daarin gelegen, dat de cohaesie der gelijksoortige deeltjes, die bij vaste stoffen soms zeer sterk kan wezen, de scheikundige affiniteit der ongelijksoortige deeltjes tegenwerkt. Door de warmte wordt de cohaesie der deeltjes verzwakt; en zoo begrijpt men, dat, bij verhooging van temperatuur, de scheikundige affiniteit der ongelijksoortige deeltjes de cohaesie der gelijksoortige kan overwinnen. Evenals de warmte werken dikwijls licht en electriciteit.

Sclieikuuilig-e teekens en rormiiles. Eenvoudigheidshalve worden de elementen door de beginletters hunner Latijnsche of Grieksche namen aangeduid. Zoo wordt waterstof (fïydrogenium) door de letter H voorgesteld; stikstof (Nitrogenium) door de letter N. Beginnen de namen van verschillende elementen met dezelfde letter, dan voegt men bij de eerste letter nog eene tweede. Zoo beteekent Na, Natrium; Ni, Nikkel; Hg (Hydrargyrum), kwikzilver enz.

De sameugestelde stollen, die door voreeuiging der elementen ontstaan, stelt men voor, door de teekeus der elementen naast elkander te plaatsen. Men noemt deze voorstellingswijze eene scheikundige formule. Zoo beteekent NaCl eene verbinding van natrium met chloor, het keukenzout; kwikzilveroxyde, eene verbinding van kwikzilver met zuurstof, wordt door HgO, ijzersulfuur door FeS, onderchlorigzuur, eene verbinding van chloor, zuurstof en waterstof, door Cl Oil voorgesteld.

Ue bovengenoemde teekens drukken nu niet alleen uit welke elementen men daarmede op het oog heeft, maar tevens de relatieve gewichtshoeveelhedeu, volgens welke dc elementen zich verbinden. Zoo beteekent II, 1 gewichtsdeel waterstof; Cl, 35,5 gewichtsdeelen chloor; Na, quot;23 gewichtsdeelen natrium. Dientengevolge drukt de formule NaCl uit, dat '23 gewichtsdeelen natrium met 35,5 gewichtsdeelen chloor verbonden zijn. De ware beteekenis dezer getallen zal later duidelijk worden. Zij worden de relatieve atoomgewichten der elementen genoemd. De volgende tabel bevat de tot nu toe bekende 03 elementen, met de daarbij behoorende scheikundige teekens en atoomgewichten.

Hot bestaan van 5 andero elomentcn, het dianiuni, jargonium, terbium, wasium en gallium, is nog twijfelachtig.

Wanneer de elementen zich met elkander in meer dan ééne gc-wichtsverhouding vereenigen, dan drukt men dat door cijfers uit, die achter de scheikundige teekeus worden geplaatst. Zoo be-teekent NO eene verbinding van 14 gewichtsdeelen stikstof met 1() gewichtsdeelen zuurstof, het zoogenaamde stikstofoxyde. N₂0₃ daarentegen is de formule voor stikstoftrioxyde en duidt aan, dat in deze verbinding 2 x '14 gewichtsdeelen stikstof met 3 X ü) gewichtsdeelen zuurstof verbonden zijn. SOJL, de formule voor het zwavelzuur, geeft ons te kennen dat deze verbinding bestaat uit 32 gewichtsdeelen zwavel, 4 X 16 gewichtsdeelen zuurstof en '2x1 gewiciitsdeel waterstof.

Scheikundige werkingen kunnen door scheikundige vergelijkingen worden uitgedrukt, en wel zoo, dat men voor het toeken = de op elkander inwerkende stoften, door het teeken verbonden, en daarachter de producten plaatst, die door de inwerking ontstaan. Zoo beteekent b. v. de vergelijking:

HgS Fe = FeS • Hg dat door de inwerking van kwikzilversulfuur ijzersulfuur (FeS) en kwikzilver (Hg) ontstaan.

vergelijkingen de gewichtshoeveelheden aan tier op elkander inwerkende en der resulteerende stollen. De som der gewichten van de inwerkende stollen is altijd gelijk aan de som der gewichten van de gevormde producten. Flke scheikundige vergelijking is derhalve ook eene uitdrukking voor het beginsel van het behoud van de stof (bladz. 4),

Gewoonlijk verdeelt men de elementen in twee klassen: metalen en metalloïden (bladz. 4). De metalen kenmerken zich door hun bekenden metaalglans. Ze zijn bovendien goede geleiders van de warmte en de electriciteit. De metalloïden of' niet-metalen bezitten deze eigenschappen niet of in minder sterke mate. De metalloïden hebben het vermogen zich met waterstof te vereenigen, en daarmede vluchtige, doorgaans reeds bij gewone temperatuur gasvormige, verbindingen te geven; hunne zuurstofverbindingen vormen met water meestal stoffen, die men zuren noemt. De metalen daarentegen verbinden zich in den regel niet met waterstof, en hunne zuurstofverbindingen vormen, voornamelijk met water, de zoogenoemde bases. Verder worden de verbindingen der metalen met de metalloïden door den galvanischen stroom altijd zoo ontleed, dat het metaal aan de electro-negatieve en het metalloid aan de electro-positieve pool wordt afgescheiden. Daarom zegt men, dat de metalen electro-positieve, basisvormende, de metalloïden electro-negatieve, zuurvormende elementen zijn. Eene scherpe grens tusschen metalen en metalloïden laat zich evenwel niet vaststellen. Er zijn elementen, wier uitwendig voorkomen aan dat der metalen gelijk is, doch die zich in scheikundig opzicht als metalloïden gedragen, en omgekeerd. Zoo komt de waterstof, een gasvormig element, in zijne scheikundige eigenschappen de metalen nabij.

Wij zullen over het algemeen de indeeling der elementen in ne-talen en metalloïden behouden, maar hen daarbij in verschillende natuurlijke groepen verdeden, zoodanig dat onder dezelfde groep die elementen voorkomen, welke door hunne scheikundige eigenschappen op elkander gelijken. Van deze groepen geven wij vooreerst de volgende, die, op een enkel metaal na, uitsluitend uit metalloïden bestaan;

De waterstof is onder geene groep te brengen. Zij is noch een metaal, noch een metalloid te noemen. Zij verdient om hare belangrijkheid het eerst behandeld te worden. Het borium, dat ook tot de metalloïden gerekend wordt, kau evenmin in een der groepen worden opgenomen.

Natuurstaat. Waterstof komt in vrijen staat op de oppervlakte der aarde niet voor. Daarentegen wordt zij in belangrijke hoeveelheden in de photosfeer van de zou en de vaste sterren gevonden. Scheikundig verbonden komt zij voor in het water, en in de meeste stoffen van plantaardigen of dierlijken oorsprong. Zij is door Paracelsus in de 16de eeuw ontdekt en door hem brandbare lucht genoemd. Watt en Cavendish toonden iu 4781 aan dat water-stof, bij het verbranden in de lucht, water oplevert.

Bereidingswijze. De waterstof kan gemakkelijk verkregen worden uit water, dat eene verbinding is van waterstof met zuurstof.

Eenige metalen, zooals natrium en kalium, onttrekken reeds bij gewone temperatuur zuurstof aan het water. Beide metalen werken zeer hevig op het water in, en bij deze inwerking wordt gasvormige waterstof ontwikkeld. Om dit waar te nemen wordt een stukje natrium in draadgaas gewikkeld en met behulp van een langen draad onder de monding van een met water gevulden cylinder gebracht, die, met de monding naar beneden, in een bak met water is geplaatst (Fig. 1). Spoedig worden dan gasbellen van waterstof ontwikkeld.

die liet water uit den cylinder drijven en dezen vullen. De inwerking van natrium op water wordt door de volgende vergelijking uitgedrukt :

De stof NaHO, die Natriumhydroxyde genoemd wordt, blijft in het overgebleven water opgelost.

Ook andere metalen ontleden liet water oji dezelfde wijze; sommige echter, doen zulks eerst bij verhoogde temperatuur. Om b. v. water door ijzer te ontleden, laat men waterdamp door eene, mot ijzervijlsel gevulde buis gaan, die in een oven gegloeid wordt. Dan onttrekt het ijzer aan het water de zuurstof, en verbindt zich met deze; de vrij wordende waterstof wordt boven water in een cylinder opgevangen.

Gewoonlijk maakt men in het laboratorium de waterstof, door inwerking van zink op zoutzuur of zwavelzuur. Hiertoe brengt men in eene tweehalzige llesch (Fig. 2) gekorreld zink, dat door

ingieten van gesmolten zink in water verkregen wordt, en giet er dan, met behulp van eene trechterbuis, zwavelzuur bij, dat met circa 3 volumen water verdund is. Het waterstofgas vormt zich spoedig, en wordt boven water opgevangen. De werking van zink op zwavelzuur wordt door de volgende vergelijking uitgedrukt;

liet zuiveren cii drogen der gassen. Om gassen van voronti'oini-gin^ri'ii te liüvrijilun. laat nn'n v.c ilnor wasdillcssclirii gaan, die

verschillend ingericht kunnen zijn, en die men niet water of zoodanige vloeistoffen gevuld heeft, welke de verontreinigingen opslorpen. Gewoonlijk worden de Woulfachts driehalzige. waschilesschen (Fig. 10 en 10) gebruikt. De open glazen buis in den middelsten hals heet de veiligheidsbuis. Zij dient om den inwendigen druk met den uitwendigen luchtdruk in evenwicht te houden.

Wanneer gassen uit eene waterhoudende vloeistof ontwikkeld worden, zijn ze steeds vochtig en bevatten waterdamp. Om hen te drogen laat men hen door vaten of buizen gaan, die met wateraantrekkende stoffen gevuld zijn (Fig. 8) b.v. met calcium-chloruur, kaliumhydroxyde, zwavelzuur enz.

ToeMtellen om gassen te ontwikkelen en te verzainelen. In den toestel, voorgesteld in Fig. 2, heeft de waterstofontwikkeling onafgebroken plaats, zoolang zink en zwavelzuur voorhanden zijn. Om ten allen tijde naar believen over de gasontwikkeling te kunnen beschikken, bedient men zich van verschillende toestellen, waarvan een der meest gebruikelijke dat van Kipp is. Het bestaat (Fig. 3)

uit quot;2 met elkander verbonden glazen bollen d en b. In de opening c sluit, luchtdicht ingeslepen, de lange hals van den bolvormigen trechter g. In den middelsten bol brengt men, door de opening e, gekorreld zink, en giet daarna verdund zwavelzuur in den trechter. Hierdoor wordt eerst de bol d gevuld; het zwavelzuur stijgt vervolgens in den bol b, en komt met het zink in aanraking. De waterstofontwikkeling begint en het gas ontsnapt door e. Sluit men nu de kraan van de glazen buis, die van e naar de wasch-llesch a gaat, dan drukt het gevormde gas het zwavelzuur uit den bol b en de gasontwikkeling houdt op. Opent men de kraan, dan komt het zuur weder bij het zink, en men verkrijgt opnieuw waterstofgas.

In plaats van den ingewikkelde» Kipp'schan toestel kan ook, met voordeel, van de in Fig. 4 afgebeelde inrichting gebruik worden gemaakt. Zij bestaat uit 2 llesschen, waarin dichtbij den bodem zijdelingsche openingen zijn aangebracht, die met doorboorde kurken gesloten zijn. In deze doorboring bevinden zich glazen buizen, die door eene caoutchoucbuis mot elkander verbonden zijn. De cenotlesch A wordt nu met gekorreld zink, de andere 1! met verdund zwavelzuur gevuld. A is door de kraan R gesloten: wordt deze geopend, dan gaat het zwavelzuur uit 1! naar A bij het zink, en de gasontwikkeling begint. Sluit men de kraan, dan drukt de gevormde waterstof het zwavelzuur uit A, waardoor de gasvorming ophoudt.

opening d ontsloten, en daarin de buis gesteld, die met den gas-ontwikkelingstoestei in gemeenschap is; liet gas stijgt in den cylinder omhoog en het water vloeit langs d af. Is de cylinder gevuld, dan sluit men d weder, en kan dan, wanneer in den bovensten bak water gegoten en de kraan a geopend wordt, naar goedvinden het gas door e of b laten ontsnappen.

Nog verscheidene andere gashouders zijn in gebruik. Zeer geschikt voor het bewaren van gassen zijn ook caoutchouczakken.

PUysisclte eigeascliappen. De waterstof is een kleurloos gas, zonder reuk of smaak. Zij kon tot nu toe nocli door koude, noch door druk (zelfs niet onder een druk van 1000 atmosferen) tot een vloeistof verdicht worden.' Haar lichtbrekend- en warmtegeleidend-vermogen is grooter dan dat der andere gassen. Waterstofgas is weinig oplosbaar in water: 100 volumen water lossen slechts 1,9 volumen waterstof op. Het is het lichtste van alle gassen, en wel 14,4G maal lichter dan de dampkringslucht; zoodat zijn soortelijk gewicht, dat der lucht als eenheid aangenomen, derhalve is:

^-^-==0,00926. Het is intusschen doelmatiger, voor het soortelijk gewicht der gassen de waterstof als eenheid te gebruiken. Noemt men A, het soortelijk gewicht van een gas, dat van waterstof als eenheid aannemende, en D het soortelijk gewicht van hetzelfde gas, ten opzichte van lucht als eenheid, dan is A = D x 14,-iG

Een liter waterstof weegt bij 0° en 700 mM. barometerstand 0,089578 G.; een liter lucht weegt dus onder dezelfde omstandigheden 14.46 x 0,089578 G. = 1,295 G.

Dat waterstof lichter is dan lucht ziet men reeds daaraan, dat collodium- of caoutchoucballons en zeepbellen, met waterstof gevuld, snel in de hoogte stijgen. Als een gevolg van hare lichtheid kan in cylinders of reservoirs, door deze met de opening naar beneden te houden, de lucht gemakkelijk door waterstofgas vervangen worden.

in den anderen cylinder overgieten, wanneer deze omgekeerd boven den eersten gehouden wordt, zooals iu Fig. 6 is aangetoond.

Evenwel vermengen zich ook gassen van verschillend soortelijk gewicht, wanneer zij eenigen tijd met elkander in aanraking zijn. Dit verschijnsel noemt men dillusie.

Wegens liare lichtheid eu beweegbaarheid dringt de waterstof gemakkelijk door voegen en poreuze lichamen en diffundeert door dierlijke en plantaardige vliezen, eveneens door caoutchouc. Ook eeuige metalen, zooals ijzer, platinum, palladium, laten in gloeienden toestand waterstof door, terwijl zij voor andere gassen (behalve voor koolstofoxyde) ondoordringbaar zijn. Gedeeltelijk berust dit echter op eene scheikundige aantrekking dezer metalen tot waterstof.

Chemische eigenschappen. De waterstof kenmerkt zich door haar verinogen om in lucht te branden, waarbij zij zich met de zuurstof der lucht verbindt en water vormt, daarvan komt ook de naam hydrogenium (van OSco/: water en yivjiv ik breng voort). De vlam is zwak blauw gekleurd en geeft weinig licht, maar bezit eene hooge temperatuur. Een mengsel van waterstof en lucht verbrandt, wanneer men het aansteekt, met een hevige ontploffing; men moot daarom, voordat men de waterstof, die uit een luchthou-dciul toestel ontwikkeld wordt, ontsteekt, eerst verzekerd zijn dat alle lucht is uitgedreven.

De waterstof is niet in staat de verbranding van in de lucht brandbare stoffen te onderhouden. Brengt men een brandende kaars in een met waterstof gevulden, omgekeerden cylinder (Fig. 7),. dan wordt de waterstof aan de monding van den cylinder ontstoken, maar de kaars wordt uitgedoofd.

Om de watervorming bij het verbranden van de waterstof aan te toonen, laat men de waterstof onder eene koude glazen klok branden (Fig. 8). Spoedig beslaan de wanden der klok en waterdruppels vallen naar beneden. De waterstof wordt, voordat men haar ontsteekt, door eene met chloorcalcium gevulde buis geleid, die al het vocht terughoudt, dat u.t het ontwikkelingstoestel wordt medegenomen. De onmiddellijke vereeniging van waterstof met zuurstof heeft alleen bij hooge temperatuur plaats, bij de aanraking met eene vlam, of door de electiieke vonk, met behulp van platinumspons kan, ook bij gewone temperatuur, de vereeniging verkregen worden. Platinumspons bestaat uit fijn verdeeld platinum en wordt door gloeiing van platinumsalmiak (zie bij het Platinum) verkregen. Richt men een waterstofstroom op een stukje pas gegloeid platinumspons, dan wordt de wateistof ontstoken. Dit berust op het vermogen van platinum om waterstof

en zuurstof op zijne oppervlakte te venlichtcn. waardoor de inwerking der gassen op elkander gemakkeiijkor wordt gemaakt.

Ier lamp van Döbereiner (Fig. 9). Zij bestaat, in hoofdzaak, uit een toestel die waterstof ontwikkelt. De buitenste glazen cylinder c is met verdund zwavelzuur gevuld. Hierin dompelt mm het peervormig vat h, dat van onderen open en van boven van de kraan e voorzien is, waardoor het met de lucht gemeenschap heeft. In b is, aan een draad, een stuk zink opgehangen. Opent men de kraan, dan komt het zwavelzuur van den buitensten cylinder c in den binnensten b en aldus bij het zink. De waterstofontwikkeling begint. De waterstof stroomt tegen do in ƒ aanwezige pla-tinumspons en wordt ontstoken. Sluit men de kraan weder, dan dringt de waterstof het zuur uit liet binnenste vat, waardoor het zink buiten aanraking met het zuur komt en de waterstofontwikkeling ophoudt.

Zeer merkwaardig is liet vermogen van waterstof, om door palladium te worden opgenomen. Zooals bekend is, wordt water door den galvanischeu stroom zoodanig ontleed, dat waterstof aan de electro-negatieve en zuurstof aan de electro-positieve pooi wordt afgescheiden. Bevestigt men tin aan de electro-negatieve pool een stuk paiiadiumblik of draad, dan heeft geene walerstofontwikkeling plaats, maar alle waterstof wordt door het palladium geabsorbeerd.

en wel 900 volumen waterstof door 1 volume palladium. Hierbij zet liet palladium uit; zijn soortelijk gewicht wordt kleiner, maar liet behoudt zijn metaalachtig uiterlijk; ook zijne rekbaarheid en zijn geleidingsvermogen voor warmte en electriciteit zijn weinig veranderd. Ue verkregen verbinding van palladium met waterstof verhoudt zich derhalve als eene alliage van twee metalen. Uit het soortelijk gewicht der verbinding laat zich berekenen (volgens Graham), dat de daarin gecondenseerde waterstof het soortelijk gewicht 0.733 (water = 4) bezit, dus iets zwaarder is dan het metaal lithium. Uit deze feiten besluit men, dat de waterstof zich als een metaal gedraagt. Mocht het eenmaal gelukken de waterstof te condenseeren, dan kan men verwachten haar in de gedaante van oen metaalachtige vloeistof, zooals het kwikzilver, te verkrijgen. De metaalachtige natuur van de waterstof blijkt ook, zooals wij in het vervolg zullen zien, uit hare scheikundige eigenschappen. Zoo heeft de waterstof liet vermogen om, gelijk andere metalen, verschillende metalen uit de oplossingen hunner zouten neer te slaan. Bij het verhitten van de palladiumwaterstof wordt de verbinding ontleed. Evenals het kwikzilver uit alliages hiervan, door verwarming, kan worden uitgedreven, ontwijkt ook de waterstof uit de verbinding van dit gas met het palladium.

Tot do groep der lialogene elementen beliooren chloor, bromium, jodium en fluorium. In een scheikundig opzicht hebben zij veel overeenkomst met elkander. Men noemt hen halogene of zoutvormende elementen, omdat zij, door directe vereeniging met metalen, zoutachtige verbindingen opleveren.

Statiiurstaat. In vrijen staat komt de chloor iu de natuur niet voor, omdat zij een te sterke neiging tot vereeniging met de meeste stofleu bezit. De belangrijkste, in de natuur voorkomende chloorverbinding is het keuken- of steenzout, dat uit chloor en natrium is samengesteld. De chloor is, in het jaar ITTi, door den Zweedschen scheikundige Scheele ontdekt; maar eerst door G.vv-Lussac en Tiiénard in Frankrijk (1809) en door D.vvv in Engeland (1810) werd aangetoond, dat zij een element is.

llereiding-swijxe. Chloor kan worden verkregen door een mengsel van bruinsteen (mangaandioxyde) en zoutzuur te verwarmen in een kolf (Fig. 10), die voorzien is van eene Weltersche veiligheidsbuis. Deze buis dient om den gasdruk in evenwicht te brengen met den druk der buitenlucbt. De ontsnappende gasvormige chloor wordt in eene waterbevattende, driehalzige Woulffsche üesch gewasschen, om haar te zuiveren van zoutzuur, dat uit de ontwikkel!ngskolf is medegesleept. Men vangt haar boven water op. De inwerking van mangaandioxyde (Mn0₂) en zoutzuur (HCI) wordt uitgedrukt door de vergelijking:

Het gevormde manganochloruur (MnCI») lilijfi. opgelost in watt.r, in de kolf achter.

De cliloorontwikkoling heeft gelijUmatiger plaats, wanneer gebruik woi'ilt gemaakt van een mengsel van bruinsteen (5 gcwichtsdeelen), keukenzout (4 doelen) en zwavelzuur (12 deelen met G deelen water verdund):

Men kan die reactie in twee pliasen verdeelen. Eerst wordt het keukenzout door een gedeelte van het zwavelzuur ontleed, waarbij natriumsulfaat en zoutzuur ontstaan, hetgeen uitgedrukt wordt dooi';

liet gevormde zoutzuur werkt vervolgens mot het overgebleven zwavelzuur op het luangaandioxyde, zoodat men heeft;

De tweede méthode, namelijk die, waarbij de chloorontwikkeling gelijkmatiger geschiedt, is voor het laboratorium doelmatiger; aan de eerste methode (inwerking van zoutzuur op bruinsteen) wordt daarentegen, in de industrie de voorkeur gegeven, omdat :',ij goed-kooper is.

Daar het chloorgas zich vrij gemakkelijk in koud water oplost, doet men goed, het boven warm water op te vangen. Boven kwik kan het niet opgevangen worden, omdat het zich daarmede gemakkelijk vereenigt. Wil men volkomen dniog chloorgas hebben, dan leidt men het door eene Woulffsch', met zwavelzuur gevulde Hesch, waardoor het vocht geheel wordt opgenomen. Om droog chloorgas op te vangen kan men het dadelijk in een rechtopstaanden, drogen cylinder leiden; het zwaardere chloor verdringt de lichtere lucht.

(vandaar de naam y^ïMcbg) van scherp jirikkeleuden reuk. Zijn soortelijk gewicht bedraagt, dat vau waterstof tot eenheid nemonde,

35.5 ,

35,5; ten opzichte van dampkringslucht is het dus -• ^lquot;-

De chloor wordt bij 15quot; C en onder een druk van -4 atmosferen (bij—40quot; C reeds onder gewonen druk) tot een gele vloeistof verdicht. üe vloeibare chloor kan op de volgende wijze worden In den dichtgesmolten arm van eene knievormig gebogen men kristallen van chlooriiydraat (Cl₃ IOH₂0, zie beneden) en smelt daarna ook den anderen arm dicht. Den arm, die,het chlooriiydraat bevat, brengt men in een waterbad; den anderen koelt men af in ijs. Verhit men nu het waterbad iets boven 30°, dan wordt het chlooriiydraat inwater en chloor ontleed. De laatste gaat over in i=quot;' , 7 den anderen arm en wordt daar

ii ^r ■ vloeibaar. Dompelt men vervol

gens de zoo even verwarmde buis weder ineen koud makend mengsel, dan distilleert de vloeibare chloor terug en wordt opnieuw door het water opgenomen. In plaats van chlooriiydraat kan ook houtskool, die met chloorgas verzadigd is, gebezigd worden. Deze slurpt 'JOU volumen chloor op, die bij het verwarmen weder ontsnappen.

Één volume water lost, bij 20quot;C, 2 volumen, bij 8'^,C, 3 volumen chloor op. Het chloorwater {aqua Mori) bezit bijna alle scheikundige eigenschappen -van de vrije chloor, en wordt derhalve dikwijls in het laboratorium in plaats hiervan gebruikt. Koelt men chloorwater, dat bij lage temperatuur verzadigd is, beneden 0⁰C af. dan zetten zich gele schubvormige kristallen van chlooriiydraat af. De samenstelling hiervan wordt door de formule: Clj -(- i0ll.₂0 uitgedrukt; men beschouwt het als eene verbinding van chloor met water. Bij gewone temperatuur wordt het chlooriiydraat weder in water en chloor ontleed.

ClitMn««f'U»' eiir('nsch»|gt;pcgt;i. De thhuir hee'i steiler affiniteit tot bijna alle elementen. Zij vereenigt zich rechtsi.roeks, reeds bij gewone tohineratunr, met de meeste metalen tot zoutachtige metaal-chloriii en. Werpt men dunne reepen koper (onecht bladgoud), of poedervormig antimoniiun of arsenicum in ■•••u met droog chlooriras a'evuldeu cylinder, dan verbranden deze stoilen met vuur-

verschijnselen. Een stuk phosphorus ontbrandt eveneens in eeno atmosfeer van chloor.

Zeer krachtig is ook de affiniteit van chloor tot waterstof. Een mengsel van gelijke volumen van beide gassen verbindt zich, wanneer het rechtstreeks door zonlicht wordt getroffen, onder hevige ontploffing (chloorknalgas); in gewoon daglicht heeft die veree-niging langzaam en rustig plaats; in het donker ontploft liet mengsel alleen, wanneer men het aansteekt. De sterke affiniteit van chloor tot waterstof strekt zich ook uit tot de waterstof verbindingen. De moeste van deze worden door chloor zoodanig ontleed, dat het haar de waterstof onttrekt, en hiermede waterstofchloruur vormt. Zoo wordt water door chloor in waterstofchloruur en zuurstof ontleed:

Stelt men een met chloor water gevulde buis, die, met de opening benedenwaarts, in een bakje met chloorwater is geplaatst, aan het rechtstreeksche zonlicht bloot, dan heeft er eene vorming van gasbellen plaats, die het bovenste gedeelte van don cylinder vullen. Het ontwikkelde gas is zuurstof. Bij gewoon daglicht heeft de ontleding langzamer plaats; door verwarming wordt zij echter bespoedigd.

Ook de waterstofhoudende koolstofvorbindingen worden door chloor aangetast, en geven hieraan waterstof af. Soms is de daarbij plaats hebbende reactie zoo krachtig, dat koolstof in vrijen toestand wordt afgescheiden. Brengt men b. v. een stuk vloeipapier, dat met versch gedistilleerde terpentijnolie doortrokken is, in een atmosfeer van droog chloorgas, dan verkoolt het papier dadelijk. Een brandend waskaarsje, in chloorgas gedompeld, blijft met eene roetgevende vlam (onder koolstofafscheiding) voortbranden.

De organische (koolstof- en waterstofhoudende) kleurstoffen worden door vochtig chloorgas ontkleurd. Zoo worden de donkerblauwe oplossingen van indigo en lakmoes door chloorwater bijna klem loos gemaakt ; gekleurde bloemen door vochtig chloorgas spoedig verbleekt. Hierop berust het gebruik van liet chloorgas om geweven stollen te bleeken, en om rotting voortbrengende stoffen en miasinen te vermelen. (Zie voor desinfectie door chloor ook beneden bij bleekkalk.)

Do bleekondc werking van de chloor vindt meestal slechts plaats liij nnnwezigheid v:in water. Zij berust waarschijnlijk np do oxy-(ieorendc werking van do zunrstol', ili:' door' chloor uit hot water wordt vrijgemaakt. In vrijen staat zijnde zuurstof heeft deze eigenschap niet, maar wel zuurstoC, (ip het oogenblik waarin zij

zich vormt ot'vrij wordt. Wij zullen later zien, dat oolv verscheidene andere elementen in den zoogenoemden toestand van ontstaan (in statu nascendï) krachtiger werken, dan in vrijen staat. De oorzaak hiervan zal later worden besproken.

Natuurstaat. Het broamim werd in 1826 door B.u.ard ontdekt. Als natriumbromuur wordt het gelijktijdig met natriumchloruur, maar in veel geringer hoeveelheid dan dit, in het zeewater gevonden. Vooral het water der Doode Zee is daaraan rijk; eveneens de minerale bronnen van Kreuznach en Hall. Bij de verdamping van dit water kristalliseert eerst het natriumchloruur (keukenzout); in de moederloog vindt men, nevens andere gemakkelijk oplosbare zouten, natriumbromuur en magnesiumbrotnunr.

Bereiiiing-Mtvijze. Hoofdzakelijk gebruikt men tegenwoordig voor de fabriekmatige bereiding van het bromium de bovenste lagen van de steen zout beddingen te Stassfurt bij Maagdenburg, die naast andere zouten ook bromuren bevatten. De bereiding van bromium heeft ojj dezelfde wijze plaats, als die van chloor. Men overgiet een mengsel van natriumbromuur en mangaandioxyde met zwavelzuur, en verwarmt daarna het mengsel;

Die inwerking kan men doen plaats hebben in een toestel, die in fig. 12 is voorgesteld, en ook voor andere distillation kan dienstdoen.

gingsbuis B (allonge-buis) verbonden, die voor liet afkoelen der overdistilleerende dampen dient. Deze worden verdicht in den ontvanger C, die met water of ijs koud gehouden wordt. Ook door het leiden van chloor iu do waterige oplossing van natriumbromuur, kan bromium in vrijen staat worden verkregen.

B'liyHïsclx^ ci^cn§(;iia|i|gt;eu. liet bromium is een zware roodbruine vloeistof van een doordringenden, chloorachtigen reuk. (De naam bromium is afgeleid van ppaucq. stank). Bij—C bevriest het, en vormt dan geelbruine kristalschubjes, die metaalclaus bezitten en op jodium gelijken, liet vloeibare bromium heeft, bij 0°, het soortelijk gewicht 3,18 ten opzichte van water. Het kookt bij 03° C, maar reeds bij gewone temperatuur verdampt het ia aanzienlijke hoeveelheid. De dampen hebben eene donker-bruin-voode kleur, en ten opzichte van waterstof een soortelijk gewicht van 80, of van 5,53 ten opzichte van dampkringslucht. In water is het bromium gemakkelijker oplosbaar dan de chloor. Bij '15° C lost 1 deel bromium in 33 deelen water op; terwijl door afkoeling van deze oplossing beneden 4quot; C het kristalvormige broom hy draat wordt verkregen, dat de samenstelling: Br, 10 11₂0 bezit. In alcohol, en vooral in aether, chloroform en zwavelkoolstof is het bromium gemakkelijk oplosbaar.

Cliemischtt eigenseliapnen. De ch^aiische eigenschappen van het bromium hebben zeer veel overeenkomst met die van de chloor. Het vereenigt zich rechtstreeks me dn moeste metalen tot melaalbromuren, doch bezit hierbij echter (.'enigszins zwakkere affiniteiten dan de chloor; ten bewijze hiervan kauworden medegedeeld, dat de chloor het bromium, dat met metalen verbonden is, uitdrijft:

Met waterstof vereenigt het zich rechtstreeks door verwarming, echter niet door den invloed van het zonlicht. Op koolwaterstof-verbindingen werkt het evenals de chloor; het onttrekt daaraan namelijk waterstof. Stijfsel wordt door broomwater oranje gekleurd.

Het jodium komt, in verbinding met natrium, nevens het bromium, in het zeewater en in eenige minerale bronnen voor, voorimmclijk te Hal' in Oostenrijk on in de Adelheidsbron in Beieren. 5 it het water dezer bronnen an men het jodium gemakkelijk afscheiden; in zeewater is het erator in te geringe hoeveelheid aanwezig, om het daaruit te bereid'n. Zeeplanten, hoofdzakelijk

wieren, trekken jodiuniverbinclingen uit het zeewater. Door den vloed in groote hoeveelheden op verschillende kusten geworpen, worden zij verzameld en verbrand. De hierdoor verkregen asch (in Schotland Kelp, in Normandië Varec genoemd) is het hoofdproduct voor de bereiding van jodium. In deze asch is het jodium toevallig, in het jaar 1811, door Coubtois ontdekt; later (1815) werd het door Gay-Lussao onderzocht en daaraan een plaats onder de elementen aangewezen.

Ilureidiiigswijxe. Tlt;T bereiding van liet jodium wordt de asch, die op de liierbovenvennelde wijze verkregen is, met water uitgeloogd, de oplossing door verdamping geconcentreerd, en het verkregen natriumjoduur en magnesiumjoduur verder verwerkt. In den laatsten tijd wordt ook jodium uit de moederloog van de ruwe chilisalpeter gewonnen. De afscheiding van jodium uit zijne metaalverbindingen heeft, evenals die van de chloor en liet bromium, door distillatie met niangaandioxyde en zwavelzuur plaats. Gemakkelijker geschiedt die afscheiding echter, wanneer door de oplossing van liet zout in water, chloor, of beter nog stikstoftrioxyde, wordt geleid;

Het. in den vorm van een granwzwart poeder, verkregen jodium wordt op een filtrnm verzameld, gedroogd en vervolgens gesublimeerd.

■'Iiysische eij^enNCliappeu. liet jodium is een grauwzwarte stof, die bij het sublimeeren in rhombische, tafelvormige, sterk metaalglanzende kiistallen wordt verkregen. Het heeft een eigen-aardigeu, aan chloor herinnerenden reuk; het kleurt de huid geelbruin, en werkt eenigszins bijtend, maar minder sterk dan het bromium. Zijn soortelijk gewicht is == 495. Het smelt bij 107quot; C en vormt alsdan een donkerbruine vloeistof, die bij 180° C kookt. .Todiumdamp is donkerviolet — de naam jodium komt van luo'^c violet— en heeft eene dichtheid van 1'J7 (waterstof als eenheid) of 8,78 (lucht als eenheid).

In water is jodium weinig oplosbaar, gemakkelijker in alcohol (tinctura jodii), doch zeer gemakkelijk in aether, chloroform, zwavelkoolstof en benzol. De drie laatste stollen worden daardoor violet gekleurd.

riiemiNOlie «'ii^eiiM-liappeu. Het jodium heeft, in zijne chemische eigenschappen, veel overeenkomst met de chloor en het bromium; het bezit echter veel zwakkere affiniteiten, en kan daarom door deze elementen uit zijne verbindingen met metalen worden uitgedreven. Met de metalen verbindt het zich meestal alleen floor

verwarming. Met waterstof daarentegen verbindt liet zich niet rechtstreeks; ook onttrekt het niet de waterstof aan koolwaterstofverbindingen. Lene zeer kenmerkende eigenschap van het jodium is dat het stijfsel donkerblauw kleurt. Voegt men bij de oplossing van een metaaljoduur stijfsel eu eenige druppels chloorwater, dan wordt de stijfsel, door het afgescheiden jodium, dadelijk donkerblauw gekleurd. Deze reactie dient ter ontdekking van de kleinste hoe-\eelheden jodium. Het jodium wordt aangewend in de geneeskunde, in de J'liotograpliie en ter bereiding van anilinekleuren.

liet Ihiorium bezit zoo sterke affiniteit tot bijna alle stoffen, dat liet in vrijen staat niet kan worden verkregen, omdat het al het vaatweik. ook het uil glas of platinum gemaakte, aantast; zijne belangrijkste verbinding is het vloeispaath (calciumlluoruur: CaF^). Deze dient ter bereiding van de andere fluorverbindingen, die veel overeenkomst met de chloorverbindingen vertoonen. Verhit men zilverfluoruur in een cl doorstroom , of calciumlluoruur in een zuurstof-stroom, dan ontwijkt een kleurloos gas van een sterk prikkelenden reuk, dat glas en alle metalen sterk aantast. Leidt men dit gas in water, dan wordt daaruit zuurstof ontwikkeld:

Waarschijnlijk is dit gas fluorium in vrijen staat. Zijne affiniteiten tot de metalen eu waterstof zijn veel sterker dan die van de chloor.

Op grond van later te ontwikkelen theoretische beschouwingen, neemt men voor het soortelijk gewicht van het fluorgas 19 (waterstof als eenheid).

De vier bovenbeschreven, in veel opzichten met elkander overeenkomende elementen, liet fluorium, de chloor, het bromium en jodium vertoonen in hunne eigenschappen trapsgewijze verschillen, die in onmiddellijken samenhang staan met hunne soortelijke gewichten in gas- of dampvormigen toestand.

Met de verhooging van het soortelijk gewicht gaat eene verhooging van het kookpunt gepaard. Het fluorium is gasvormig, de chloor kun gemakkelijk tot een vloeistof gecondenseerd worden, liet bromium is bij gewone temperatuur een vloeistof, het jodium een vast

lichaam. Hiermede hangen ook andere physische eigenschajïpen samen, zooals uit de volgende tabol blijkt:

	Fluorium.	Chloor.	Bromium.	Jodium.
Smeltpunt.			-7.3°	4- 107quot;
Kookpunt.	—	— 40°	03°	180quot;
Soortelijk gewicht in
vloeibaren of vasten

toestand. —

Dichtheid in gasvormi-

gen toestand. | (19)

Kleur. : Kleurloos, j

Zooals wij reeds hebben gezien, neemt de scheikundige affiniteit dezer elementen tot metalen en waterstof eveneens in dezelfde volgorde af. Het fluorium heeft de krachtigste, het jodium de zwakste affiniteit. Daarom wordt elk liooger iu de reeks staand element, door het lager staande uit zijne oplosbare metaal- en waterstof-verbindingen uitgedreven. Wij zullen later zien, dat de afliniteit der halogenen tot zuurstof en eenige andere niet-metalen in dezelfde volgorde toeneemt.

De halogenen geven met waterstof gasvormige, in water gemakkelijk oplosbare verbindingen, die zuren zijn.

De directe vereeniging van chloor met ij het verhitten (door aanraking met eene vlam) en onder de inwerking van het rechtstreeksche zonlicht, of van andere scheikundig werkende stralen.

Brengt men brandend waterstofgas in een cylindervormig vat (Fig. 13),' dat met chloorgas gevuld is. dan brandt het voort onder vorming van waterstof-chloruur (chloorwaterstof). Het omgekeerde verschijnsel, het branden van chloor iu waterstof, laat zich o-eniak-

kelijk door de volgende proef aantooncii (Fig. 14). Men vult een Fig. 14. glazen cylinder met waterstof, ontsteekt de waterstof -—, aan de monding van den cylinder, en brengt hierin dadelijk eene buis, waardoor droog chloorgas stroomt. De chloor vat dan vuur, op het oogenblik dat zij met do waterstofvlam in aanraking komt, en brandt, wanneer de buis dieper in den cylinder wordt gebracht, in het waterstofgas voort. Wij zien daaruit, dat brandbaarheid en branden slechts relatieve verschijnselen S} zijn, en dat, terwijl waterstof in chloor (of in de lucht)

brandbaar is, ook omgekeerd chloor (of lucht) in quot;ff waterstof branden kan. Onder verbranding verstaat

Oc bereiding van waterstofchloruur geschiedt liet best door inwerking van natriumchlornur (keukenzout) op zwavelzuur, waardoor vast natriumsulfaat en gasvormig waterstofchloruur worden verkregen;

Men overgiet 5 deelen natriumchlornur met 9 tleelen zwavelzuur, dat met 2 deelen water is verdund, en verwarmt het mengsel zacht in een kolf (Fig. 15). Het ontsnappende waterstofchloruur wordt,

l'liysïsclte eig-enscliapiieu. Waterstofchloruur is een kleurloos, sterk prikkelend riekend gus, dat in aanraking met vochtige lucht dikke dampen vormt. Bij 1Üquot;C wordt het door een druk van 40 atmosferen tot een vloeistof verdicht, die het soort. gevv. 1.27 heeft, en bij —90⁰C vast wordt. Het soort. gew. van het gas is 18,25 (waterstof als eenheid), of 1,262 (lucht als eenheid).

Waterstofchloruur heeft oen zuren smaak en kleurt blauw lakmoes rood, — het is een zuur en wordt daarom wel ook chloorwaterstof-zuur genoemd. Het lost zeer gemakkelijk in water op, en kan derhalve niet boven water worden opgevangen. Eén volume water lost bij CTC 480 volumen, bij gewone temperatuur ongeveer 450 volumen van liet gas op. Zeer aanschouwelijk kan men de groote oplosbaarheid maken, wanneer men een hoogen cylinder mot gas vult en met het open einde in water dompelt. 1 let waterstofchloruur wordt alsdan zoo snel opgelost, dat het water met groote hevigheid in den cylinder dringt, als ware deze luchtledig. De oplossing van waterstofchloruur in water noemt men in het dage-lijksch leven zoutzuur (adclum hydrochloricum). Om het te bereiden, leidt men het gas door verscheidene, met elkander verbondene Woulffsche llesschen (Fig. 16), die water bevatten. De kleine,

slechts weinig water bevattende flesch B dient om het gas te bevrijden van het zwavelzuur, dat uit de ontwikkelingsflesch kon zijn medegevoerd. Dezelfde toestel kan dienstdoen ter bereiding van chloorwater en, in het algemeen, tot verzadiging van vloeistoffen met gassen.

Do bij 15quot;C verzadigde oiilossinc; bevat ongeveer 'W)⁰/,, waterstof-chloruur en lieefï liet soort. gew. 1 .'2; zij rookt, wanneer ze met de lucht in aanraking is. Verwarmt men die oplossing, dan ontwijkt gas, totdat de temperatuur tot liOquot;C is gestegen. Bij voortgezette verhitting blijft zij constant. Alsdan distilleert bij 700 mM. druk eene oplossing over, die slechts 20^u/„ HCI bevat; de samenstelling van het distillaat verandert echter eenigszins niet den druk.

Het zoutzuur vindt in de industrie een uitgebreide toepassing en wordt in groote hoeveelheden, als bijproduct van de sodafabricage, verkregen.

Waterstofchloruur behoort tot een klasse van verbindingen, die men zuren noemt. Alle zuren, die in water oplosbaar zijn, smaken zuur en kleuren blauw lakmoes rood. Verder bevatten alle zuren waterstof. Deze waterstof kan geheel of gedeeltelijk door metalen worden vervangen, en de daardoor ontstaande producten dragen den naam van zouten. Brengt men b. v. bij waterstofchloruur of bij zijne oplossing het metaal natrium, dan vormt zich. onder waterstofontwikkeling, ee;i wit vast lichaam, het natriumchloruur of keukenzout, dat niet meer op blauw lakmoes inwerkt:

Hetzelfde zout ontstaat ook, onder vorming van water, wanneer men natriumoxyde of natriumhvdroxyde op waterstofchloruur laat inwerken;

Deze metaaloxyden en metaalhydroxyden, die met zuren samengebracht, evenals het natriumoxyde en natriumhydroxydo, zouten vormen, en die, wanneer zij in water oplosbaar zijn, door zuren rood gemaakt lakmoes blauw kleuren, noemt men bases.

Evenals HCI gedragen zich IIBr, HJ en HFl. Men noemt deze verbindingen der halogenen met waterstof hal oïdez uren, en onderscheidt haar zoodoende van andere zuren, die, nevens waterstof, ook zuurstof bevatten, en daarom zuurstofzuren worden genoemd.

Ook de zuurstofzuren geven met bases en metalen zouten, onder vorming van water of waterstof:

De zouten, door inwerking der lialoïdezuren op metalen of bases gevormd, noemt men haloidezouten. Zij ontstaan ook door directe verbinding van metalen met halogenen. Zuurstofzou ten ontstaan door inwerking van een zuurstofzuur op oen metaal of eene basis.

Waterstofchloruur is eene zeer standvastige verbinding; eerst bij 4500^oC wordt het gedeeltelijk ontleed. Zijne samenstelling kan, langs analytischen weg, worden aangetoond als volgt: Leidt men over een stuk natrium, dat in een glazen buis verhit wordt, gasvormig HC1, dan ontwijkt uit de buis waterstof (Na HC1 = NaCl II). Verhit men daarentegen mangaandioxyde met HC1, dan wordt chloor ontwikkeld (MuO, 4 11C1 = MnCl_sH-2 HjO -f- Cl_s). Laat men op zoutzuur den galvanischen stroom inwerken, dan wordt waterstofchloruur zoodanig ontleed, dat de chloor aan de electropositieve, de waterstof aan de electronegatieve pool vrij wordt.

Hereiilinss-wijze. Waterstofbromuur (broomwaterstof) vertoont veel overeenkomst met waterstofchloruur. De directe vereeniging van bromium met waterstof heeft, ten gevolge van de zwakkere affiniteit dezer stollen tot elkander, eerst bij roodgloeihitte plaats; evenwel ook met behulp van platinumspons. Het kan door inwerking van eenige zuren, b. v. van phosphorzuur, op metaalbromuren worden verkregen. Zwavelzuur echter is hiervoor niet te gebruiken, omdat het gevormde HBr door het zwavelzuur gedeeltelijk weder wordt ontleed. Gewoonlijk bereidt men het door inwerkin^o' van phosphortribrornuur op water:

Het phosphortribroniuur kan dooi' directe vereeniging van phosphorus met bromium verkregen worden, in plaats van eerst het PBi's te bereiden en daarna met water samen te brengen, kan men de dampen van bromium doen inwerken op phosphorus, die

met water vochtig gemaakt is. Hiertoe wordt gebruik gemaakt van een driemaal gebogen glazen buis (Fig. 17). In den eenen

elleboog worden stukjes phosphorus en eenig water gebracht, in den anderen elleboog wordt het bromium gegoten, en daarna de opening niet een kurk gesloten. Verwarmt men nu het bromium zacht, dan verdampt het: de gevormde damp komt met den phosphorus in aanrakingen vormt phospliortribromuur, dat dadelijk dooi' liet water wordt ontleed. Het ontwijkende gasvormige HBr vangt men boven kwikzilver op.

Dc inwerking van het bromium is minder hevig, wanneer men in plaats van den gewonen, den amorphen phosphorus gebruikt.

Een zeer gemakkelijke bereidingswijze van gasvormig HBr is de volgende. Men verwarmt een mengsel van 6 deelen naa'iumsulfit (S0₃Na₂), 3 deelen bromium en '1 deel water, waardoor dadelijk IIBi wordt ontwikkeld:

Om eene oplossing van IIBr in water te verkrijgen overgiet men 1 deel amorphen phosphorus met 15 deelen water en voegt daarbij vervolgens druppelsgewijs 10 deelen bromium. De verkregen oplossing wordt alsdan verwarmd, gefiltreerd en gedistil-

■■liywiMclit; eigenseliapiieu. Waterstofbromuur is een kleurloos gas, dat in aanraking met de lucht sterk rookt. Bij een temperatuur van — 73quot; verdicht het zich tot een vloeistof, die bij verdere daling der temperatuur bevriest. Zijn soort. gew. is 40,5 (waterstof als eenheid) of 2,80 (lucht als eenheid).

Waterstofbromuur is in water zeer gemakkelijk oplosbaar. De verzadigde oplossing heeft tot soortelijk gewicht 1,78 en bevat 8'2quot;/„ HBr. Bij 125° O en bij 760 inM. druk distilleert eene oplossing, die 46,8quot;/, HBr bevat. Haar soort. gew. is 1,47 bij 17,5° C.

eig-euscliajipeii. \\ aterstofbroinuur is een zuur, en komt in de meeste opzichten met waterstofchloruur overeen, maar het is minder standvastig, daar hot reeds bij 800° C gedeeltelijk wordt ontleed.

Ber«iilingsi«vijzc. De affiniteit van jodiuin tot waterstof is zeer zwak. Hunne directe vereeniging heelt alleen plaats, en dan

nog maar gedeeltelijk, wanneer men de twee elementen in dampvorm over platinums poos leidt. Waterstofjoduur (joodwaterstof) kau niet door tie inwerking van zwavelzuur op metaaljoduren worden verkregen, omdat liet aanvankelijk gevormde HJ nog gemakkelijker wordt ontleed dan het Hl!r. Men verkrijgt waterstofjoduur door inwerking van pliosohor-trijodunr op water.

Gemakkelijker is liet, een mengsel van 1 doel amorphen phosphorus, 20 deelen jodium en 15 deeleu water te verwarmen, waarbij dezelfde reactie plaats heeft. Waterstofjoduur is zeer oplosbaar in water, en wordt door kwikzilver ontleed; derhalve kan het alleen in eene droge flesch worden opgevangen (Fig. 18). Door zijn grooter soortelijk gewicht wordt de lucht uit do flesch gedreven.

Om eene oplossing van Il.l in water te verkrijgen, gebruikt men voor do bereiding eene grootere hoeveelheid water, verwarmt de oplossing, filtreert en distilleert vervolgens.

Eene andere methode tot hot verkrijgen van eene oplossing van waterstofjoduur bestaat daarin, dat men jodium in water brengt en waterstofsulfuur doorvoert:

Men filtreert de neergeslagen zwavel af, en distilleert de oplossing. IMiysiscUe eigeuscliapiieii. Waterstofjoduur is een kleurloos gas, dat in aanraking met de lucht sterk rookt. Zijn soort. gew. bedraagt (ii (waterstof als eenheid) of 4,43 (lucht als eenheid).

Door oen druk van 4 atmosferen wordt het, bij 0quot;C, tot een vloeistof verdicht, welke bij —44°C vast wordt. In water is het gemakkelijk oplosbaar. De bij Uquot;C verzadigde oplossing heeft het soort. gevv. 1,99 en rookt sterk, wanneer zij met de lucht in gemeenschap is. Bij \-2lquot;C en 700 niM. druk distilleert eene oplossing, die 57,7⁰/₀ HJ bevat en een soort gew. van 1,56 heeft.

Scli.eikiiult;lige eigea$clia|ipen. Waterstofjoduur is een zuur. Het is eene vrij onstandvastige verbinding, welke bij ■180^,gt;C in waterstof en jodium wordt ontleed. Zuurstof werkt bij hoogere temperatuur daarop zoodanig in, dat water en jodium wordt gevormd:

Wordt een cvlindervormig vat met een mengsel van waterstofjoduur en zuurstof gevuld, en dit mengsel met een vlam in aanraking gebracht, dan komen dadelijk de paarsche dampen van jodium te voorschijn. Hetzelfde verschijnsel heeft plaats, wanneer men in een met 1IJ gevuld vat een weinig rookend salpeterzuur giet. Hierbij wordt de waterstof door de zuurstof van het salpeterzuur geoxydeerd en komt het jodium vrij. Op deze wijze werken alle oxydeerende stoften. Waterstofjoduur ontneemt haar zuurstof, en werkt derhalve reduceerend. Eene oplossing van waterstofjoduur in water wordt door de zuurstof der lucht, reeds bij gewone temperatuur, langzamerhand ontleed; terwijl het zonlicht de ontleding bespoedigt. De aanvankelijk kleurlooze oplossing wordt bru n door het afgescheiden jodium, dat eerst opgelost blijft maar zich latei-in fraaie kristallen neerzet.

Door zilver en kwikzilver wordt waterstofjoduur reeds bij gewone temperatuur ontleed. Er wordt een metaaljoduur en waterstof gevormd :

Waterstofjoduur wordt in het laboratorium als een krachtig reductiemiddel gebruikt.

iicn^iilings wijze. Waterstoffluoruur (Flu or waterstof) wordt bereid door inwerking van zwavelzuur op een metaallluoruur. Overgiet men tol poeder lijngemaakt calciumlluoruur (vloeispaath)

iiii't zwavelzuur, dan hoeft, bij zachte verwarming, de volgende inwerking plaats:

Voor de bereiding gebruikt- men eene van lood of platinum vervaardigde retort (Fig. I¹)), omdat het watèrstoflluorunr glas eti de

meeste metalen aantast. Het zich distilleerende HF1 wordt gecondenseerd in eeno afgekoelde U-vormige buis, waarin men eenig water gegoten heeft. Wil men volkomen watervrij waterstofiluoruur maken, dan verhit men kalium-waterstoffluoruur. Deze verbinding wordt daarbij ontleed volgens de vergelijking;

i'Iiysisrlie ei^eiigt;gt;clia|i|teii. Watervrij waterstofiluoruur is een kleurlooze, zeer beweegbare vloeistof, die sterk rookt wanneer ze met de lucht in gemeenschap is. Zy trekt vocht uit de lucht aan, en kookt bij Om den damp weder te condenseeren,

moet hij op —'2Uquot;C worden afgekoeld. De vloeistof heeft bij hiquot;C' het soort. gew. 0.U8.

De geconcentreerde waterige oplossing rookt eveneens sterk bij aanraking met de lucht en ontwikkelt bij het verhitten HFI gas. flet kookpunt stijgt, bij 700 Mm. druk, tot op i^liOquot;C; bij voortgezette verhitting blijft de temperatuur van l'iüquot;C constant; daarbij worden dampen gevormd, die bij verdichting een vloeistof geven, waarvan het soort. gew. 1,15 en het gehalte aan HFI 35,37₀ bedraagt.

Sclieikiiiiili^e eigeiisciiaiiiieu. Het waterstofiluoruur, ook f I u o r w at er s t ofz u u r eu vloeispaathzuur genoemd, vormt

met alle metalen, met uitzondering van lood, platinum en goud, metaalfluoruren, onder ontwikkeling van waterstof. Bij inwerking op bijna alle oxyden worden water en lluoruren gevormd; ook glas, eene siliciumoxyde-verbinding, wordt daardoor aangetast ; het hierbij ontstaande siliciumfluoruur is gasvormig. Het vloeispaatlizuur wordt derhalve gebruikt om op glas te etsen; hiertoe bedekt men het glas met eene dunne laag was ot' paraffine, graveert hierin de tee-kening, die men etsen wil, en stelt het daarna aan de inwerking van gasvormig of vloeibaar HFl bloot. Na eenigen tijd verwijdert men de was, en heeft dan bij gebruikmaking van gasvormig HFl eene matte, bij gebruikmaking van vloeibaar HFl eene doorzichtige teekening in het glas verkregen.

Om de oplossing van waterstoffluoruur te bewaren, gebruikt men vaten, uit lood, platinum of caoutchouc vervaardigd.

HFl is zeer vergiftig. Op de huid gebracht werkt het bijtend, en veroorzaakt pijnlijke wouden.

De verbindingen der halogenen met waterstof hebben dus in al hare eigenschappen zeer veel overeenkomst met elkander. Bij gewone temperatuur zijn zij, in gemeenschap met de lucht sterk rookende, scherp riekende gassen, die door druk tot vloeistoflen kunnen worden gecoudenseerd. Zij zijn in water zeer oplosbaar, en kunnen daaruit door verhitting slechts gedeeltelijk worden verdreven. Zij zijn alle zuren en vormen met bases haloïdezouten; deze laatste kunnen ook door directe vereeniging der metalen met de halogenen worden bereid.

De soortelijke gewichten der halogeen-waterstofverbiudingeu nemen in dezelfde volgorde toe, als dat met de halogenen zelf het ge^al was.

De verschillen, die zij in scheikundig opzicht vertoonen, staan met deze volgorde in verband. Waterstoflluoruur is de standvastigste verbinding en werkt het krachtigst op andere stollen; chloor verbindt zich met waterstof in het zonlicht, bromium eerst bij rood-gloeihitte; jodium werkt op waterstof alleen in tegenwoordigheid van platimunspons. Omgekeerd wordt waterstofjoduur reeds bij zachte verwarming iu zijne bestanddeelen ontleed (bij ISOquot;); het meer standvastige waters tof bromuiu wordt ontleed bij 800quot;, wa-

terstofchloruur eerst l)ij 1500°. Fluorium werkt hut kraclitigst, chloor werkt vrij gemakkelijk iii op water, zoodat zuurstof wordt afgescheiden:

Jodium werkt op water niet in. Daarentegen heeft de omgekeej'de reactie plaats, namelijk zuurstof ontleedt waterstofjodiuir onder vorming van water en jodium:

De eigenschappen van het bromium houden het midden tusschen die van het chloor en het jodium: bromium, met een voldoende hoeveelheid water samengebracht, vormt waterstofbromuur en zuurstof; eene geconcentreerde oplossing van waterstofbromuur zet zich daarentegen met zuurstof gedeeltelijk om in water en bromium.

Hieruit volgt, dat het fluorium de krachtigste affiniteit bezit tot waterstof, daarop volgt het chloor, dan het bromium en eindelijk het jodium (bladz. 27).

Als maatstaf voor dn scheikundige affiniteit der halogenen tot waterstof, en in het algemeen, voor die van rle elementen en scheikundige verbindingen tot elkander, kunnen Ie warmtehoeveelheden dienen, die bij scheikundige verbindingen worden ontwikkeld. Onderzoekingen in deze richting, die tot het gebied der thermochemie behooren, zijn eerst in niemveren tijd op grootere schaal begonnen. Zij beloven belangrijke resultaten voor de toekomst, en wel in dit opzicht, dat zij omtrent den aard en het wezen der scheikundige affiniteit nadere gegevens kunnen leveren.

Zoo b. v. is gevonden, dat 35,5 gewichtsdeelen chloor, bij hunne vereeniging metl gewichtsdeel waterstof, 22000 warmte-eenheden, 80 gewichtsdeelen bromium met i gewichtsdeel waterstof, 8440 warmte-eenheden ontwikkelen. Bij de vereeniging van -127 gewichtsdeelen jodium met I gewichtsdeel waterstof, worden G040 warmte-eenheden gebonden.

De scheikundige verbindingen, die de halogenen onderling aangaan, zijn, evenals de meeste verbindingen tusschen elementen, die aan elkaar verwant zijn, weinig standvastig.

Wanneer men chloor over droog jodium leidt, verkrijgt men bij een overmaat van jodium jodium-monochloruur; bij eeu overmaat van chloor jodium-trichloruur.

I Id J nil in ui (gt; hoc li lorn r ,TC1 vormt eene roode kristalachtige massa, ilie liij -iOquot; smelt en iets boven 100quot; kookt. Door water wordt liet gemakkelijk ontleed.

Het Jodiiiin-tricliloruur JCI., kan, behalve op bovengenoemde wijze, ook door menging van jodiumzuur met sterk zoutzuur worden verkregen. Het kristalliseert in lange gele naalden, die bij 25quot; onder gedeeltelijke ontleding smelten. In weinig water lost het bijna onveranderd op, door veel water wordt het gedeeltelijk ontleed.

Het joilïnn»-|ieiital»roiiinitr •lljr. is een donkerbruine vloeistof, die, met weinig koud water samengebracht, een kristalachtig hydraat vormt.

DE GEW1CHTSVEMUDIMEN BIJ DE VEREEHIGING DER ELEMENTEN, DE VOLUMEVERHOÜDINGEN BIJ DE VEREEMM M GASSEN, ATOOM-THEORIE,

Wanneer men bij de hiervóór behandelde halogeen-waterstofverbindingen, volgens methoden, die in de analytische scheikunde onderwezen worden, de gewichtsverhouding tier elementen bepaalt, dan vindt men, dat deze, in dezelfde verbinding, altijd in een en dezelfde gewichtsverhouding voorkomen. / n dezelfde schei huudl y e v erbindi ikj ia dus de gewichtsverhouding der bestand-deelea standvastig. Zoo vindt men voor de halogeen-waterstofverbindingen de volgende percentsgewijze samenstelling: H 5,00 H 2,74 H 1,23 fl 0,78 F1 95,00 Cl 97,26 Br 98,77 J 99,22

HFI 100,00 HCl 100,00 HBr 100,00 HJ 100,00 Daar het onderzoek uitwijst, dat in alle verbindingen de hoeveelheid waterstof kleiner is dan die der overige elementen, neemt men de waterstof als eenheid aan, en berekent de gewichtshoeveelheden der overige elementen, die zich met één gewichtsdeel waterstof vereenigen. Men vindt alsdan voor de halogenen de volgende verhoudingsgetallen :

HFI 20 HCl 36^ HBr 81 HJ 128 Worden nu de verbindingen van fluorium met natrium, kalium, zink, koper en kwikzilver geanalyseerd, en uit de gevonden percentsgewijze samenstelling de hoeveelheden van deze metalen berekend, die met 19 gewichtsdeelen lluorium verbonden zijn, dan vindt men voor:

Gaat men evenzoo te werk met de verbindingen van chloor, bromium en jodium met bovengenoemde metalen, en berekent men

evenzoo de gewiclitshoeveelheden, die daarin verbonden zijn met 33,5 deelen Cl, 80 deelen Br en 1-7 deelen Jd, dan komt liet verrassende feit aan het licht, dat dezelfde getallen verkregen worden als bij de fluorverbindingen.

Nog een ander voorbeeld: Brengen wij koper in de oplossing van een kwikzilverzont. dan wordt eoti koperzout gevormd en kwikzilver afgescheiden. Hierbij vervangen 31,7 deelen Cu juist 100 deelen Hg. Wordt alsnu zink in de oplossing van het verkregen koperzout gebracht, dan wordt een zinkzout gevormd en koper afgescheiden. Hierbij vervangen 32,G deelen Zn juist 31,7 deelen Cu. Het zink verdrijft verder de waterstof uit de zuren, en altijd wordt 1 deel TI door 32,6 deeleu Zn verdrongen. Wij zien dus, dat bij al deze reacties de elementen in dezelfde gewichtsverhouding op elkander inwerken.

Deze merkwaardige uitkomsten zijn proefondervindelijk vastgesteld. Een voortgezet onderzoek in deze richting op andere scheikundige verbindigen leert, dat de gewichtsverhoudingen, waaronder de elementen zich onderling vereenigen, eene zekere regelmatigheid vertoonen, en wel zoodanig, dat de verhoudingsgetallen, die voor elk element uit zijne verschillende verbindingen worden afgeleid, volkomen aan elkander gelijk zijn. Men ziet hieruit, dat deze feiten weiden be-heerscht door een wet, die het eerst door Dai.tox werd aangewezen als wet der standvastige gew u; h L s v e r h oud ingen en geformuleerd kan worden als volgt:

De gewichtsverhoudingen, 'waaronder de elementen zich met eenicj willekeurig element verhinden, zijn tevens de gewichtsverhoudingen, waaronder deze elementen zich onder I i ng verb i n d e n.

W anneer de oorzaken van eenig verschijnsel of van waargenomen feiten niet dadelijk zijn aan te wijzen, dan worden daaromtrent veronderstellingen of hypothesen gemaakt. Kunnen met eenzelfde hypothese een groot aantal feiten worden verklaard, vinden de logische gevolgtrekkingen, waartoe zij aanleiding geeft, door de proef bevestiging, dan verkrijgt zij een hoogen graad van waarschijnlijkheid. In zoodanig geval kan zij geacht worden eene theorie te zijn.

Ter verklai'ing nu van de wet der standvastige gewichtsverhouding wordt tot eene hypothese de toevlucht genomen. Men neemt namelijk aan, dat elke stof bestaat uit zeer kleine, mechanisch ondeelbare lichamen, moleculen genaamd, en dat deze niet onmiddellijk tegen elkander aansluiten, maar dooi' tusschenruimten gescheiden zijn. Verdei wordt aangenomen, dat de moleculen van een en dezelfde

stof iu alle opzichten volkomen aan elkander gelijk zijn. doch dat daarentegen de moleculen van verschillende stollen onderling in eigenschappen verschillen. Is eene stof eeno scheikundige verbinding, dan komen de elementen, waaruit ze bestaat, ook iu hare moleculen voor. Aan de deeltjes der elementen, waaruit iedere molecule is samengesteld, geeft men oen naam atomen. Atomen van eenzelfde element zijn wederom aan elkander gelijk, hebben ook hetzelfde gewicht; atomen van verschillende elementen wijken in eigenschappen van elkander af. Daar nu elke scheikundige verbinding uit onderling gelijke moleculen is samengesteld, sluit zulks ook het begrip in, dat de gewichtsverhoudingen voor eenzelfde scheikundige verbinding standvastig zijn. Daar verder de moleculen van verschillende verbindingen van eenzelfde element onderling g e I ij k e atomen van dit element bevatten, kan het niet anders, of de gewichts-hoeveelheden, waarmede dat element zich met andere stoffen verbindt, moeten ten allen tijde dezelfde zijn. Hierin ligt de wet der standvastige gewichtsverhoudingen (bladz. 40) opgesloten.

Toetsen wij deze theorie aan de hiervóór genoemde voorbeelden, en nemen wij aan, dat een molecule waterstofchloruur uit een atoom waterstof en een atoom chloor, een molecule waterstofbromuur uit een atoom waterstof en een atoom bromium bestaat, dan verhouden zich de atoomgewichten van waterstof, chloor en bromium als 1: 35,5:80. Wordt vorder aangenomen, dat elke molecule natriumchloruur of kaliumchloruur, en evenzoo, dat elke molecule natriumbromuur of kaliumbromuur uit een atoom van de samenstellende elementen der genoemde verbindingen bestaat, dan ligt de gevolgtrekking voor de hand, dat de gewichtshoeveelheden, waaronder natrium en kalium zich met 35,5 gewichtsdeelen chloor vereenigen, ook de gewichtshoeveelheden zijn, waaronder zij zich met 80 gewichtsdeelen bromium verbinden.

De onderstelling, dat de moleculen van bovengenoemde stoffen samengesteld zijn uit een enkel atoom van ieder element, zou echter, op grond van het volgende, in twijfel kunnen worden getrokken. Wij hebben reeds gezien (bladz. 38), dat jodium met chloor twee verbindingen vormt, waarvan de eene op 1'27 deelen jodium 35,5 deelen chloor, de andere op I quot;27 deelen jodium 3 X 35,5 = 106,5 deelen chloor bevat. Dit feit staat niet alleen. Zoo vereenigeu zich 35,5 deelen chloor met 31,7 en met '2 X 31,7 — 03,4 deelen koper, met 100 en met 200 deelen kwikzilver tot verschillende verbindingen. Een deel waterstof vereenigt zich met 8 en met 10 deelen zuurstof, met 10 en met 32 deelen zwavel, üe zuurstof vormt met de stikstof zelfs 5 verschillende verbindingen in de volgende gewichtsverhoudingen;

Salpeterigzuur-anhydiidel 4 » » »3x8=24 )■gt; » Stikstof-dioxyde 14 » » » 4x8=32 » »

Eenzelfde element kan zich dus in meer dan eene gewichtsverhouding met oen ander element verbinden. De aangehaalde voorbeelden doen echter zien, dat de bedoelde verschillende gewichtsverhoudingen veelvouden zijn van de kleinste gewichtsverhouding. Deze regel gaat niet alleen door voor de gevallen hierboven vermeld, maar is ook in algemeenen zin waar. Hij is bekend onder den naam van de wet der veelvoudige gewichtsverhoudingen, welke wet door Daltox (1807) het eerst in 't licht werd gesteld en kan worden uitgedrukt als volgt:

De yetnllen, die de verschillende gewichtsverhoudingen aanduiden, waaronder twee elementen zich onderling hunnen v er binden, zijn veelvouden van het verhoudings-cijfer, dat den laag sten verbindingstrap dier elementen aanwijst.

Deze wet is met do atoom-hypothese in overeenstemming, wanneer wordt aangenomen dat in een molecule niet slechts een enkel atoom, maar ook twee of moer atomen van eenzelfde element kunnen voorkomen. Immers nemen wij b. v. aan, dat in een molecule stikstofoxydule een atoom stikstof op een atoom zuurstof voorkomt, dan volgt daaruit (zie boven) dat een molecule stikstofoxyde één atoom stikstof op 2 atomen zuurstof, een molecule salpeterigzuur-anhvdride één atoom stikstof op 3 atomen zuurstof enz. bevat.

Maar evenzeer had kunnen worden aangenomen, dat in een molecule stikstofoxydule op a atomen stikstof b atomen zuurstof aanwezig zijn — hier door a en b geheel willekeurige getallen verstaande — dan zal een molecule stikstofoxyde op a atomen N 26 atomen O, een molecule salpeterigzuur-anhydride op a atomen N 36 atomen O enz. bevatten. Hieruit blijkt, dat onzekerheid bestaat omtrent de juiste waarden van a en h voor de stikstofverbindingen. Eveneens bestaat die onzekerheid ook voor het juiste getal atomen der elementen in elke andere verbinding. Hieromtrent kunnen alleen nieuwe gegevens meer licht verspreiden. Hoewel tot dusverre onze kennis onvoldoende is om de gewichten van de moleculen en de atomen te kunnen bepalen — eene kennis, die voor de volledige oplossing van bovenbedoelde moeilijkheid noodig is — zoo zijn wij, gelijk aanstonds zal blijken, toch in staat de verhoudingen van bedoelde gewichten aan te wijzen.

Het iis bekend, dat do gassen in physische eigenschappen met elkander overeenstemmen, [mmors de volumen van alle gassen zijn op dezelfde wijze afhankelijk van den druk (wet van Boyle en Mariotte) en van de temperatuur (Gav-Lussac). Zoo ook hebben de verschillende gassen, bij standvastige volumen, dezelfde soortelijke warmte (wet van Deladoche en Bkrard). Deze wetten staan in verband met de mechanische theorie der gassen, die het eerst door Bernoulu is gegeven en door Kröxig, Clausius en Maxwell verder ontwikkeld. Uit deze theorie is voorts door Maxwell en Boltzmaxn streng mathematisch afgeleid dat, wanneer hij dezelfde \ - • temperatuur en denzei fden druk g elij Ice volumen door v er-schillende (jns.tea worden i ng e name n. deze een even groot aantal moleculen zullen hevatten. Deze stelling wordt gewoonlijk de stelling van Avogadro genoemd, omdat zij door dezen Italiaanschen geleerde i'eeds voorlang als liypothese werd uitgesproken.

Wanneer dus b. v. één volume waterstof 1000 waterstofmoleculen bevat, dan moet ook een gelijk volume chloor, mits onder dezelfde omstandigheden gemeten, eveneens lünO chloormoleculen bevatten.

Daar nu een volume chloor :15..5 maal zwaarder weegt, dan een gelijk volume waterstof, moet ook een chloormolecule 35,5 maal zwaarder zijn dan een waterstofmolecule. De moleculainjewichten der gassen staantot elkander als h u line so or tel ij Lege w t chteii.

Hierdoor is dus een middel verkregen om de relatieve moleculair-gewichten te bepalen niet alleen van gassen, maar ook van zulke stoften, die in gasvormigen toestand te brengen zijn. Nemen wij voor de soortelijke gewichten der gassen en de moleculairgewichten dezelfde eenheid aan, dan verkrijgt men daarvoor gelijke getallen.

Uit do stelling van Avogadro volgt verder, dat de volmnever-'•'ig- 20. houding, volgens welke gasvormige stoffen zich

Ter bepaling van de vohmieverhouding voor de vereeniging der halogenen met waterstof dienen de volgende proeven;

1quot;. Men ontleedt de geconcentreerde oplossing van waterstofchloruur in water door de inwerking van den galvanischen stroom , en vangt het chloor- en waterstofgas, die'aan verschillende polen ontwikkeld worden, afzonderlijk op. Deze electrolyse kan met behulp van een gewonen voltameter (Fig. !20) worden verricht;

glazen buis, voorzien van twee kranen , is in liet gebogen gedeelte niet een trechterbnis verbonden, langs welke de vloeistof in de buis wordt gebracht. De platinum-electroden zijn in elk van de beenen der buis ingesmolten. Ue gevormde gassen kunnen aldus door het openen der kranen en door het ingieten van vloeistof langs de trech-terbuis worden uitgedreven. Wanneer de ontwikkelde gassen, zooitls met het chloor het geval is, het platinum aantasten . gebruikt men koolclectroden. Hiervoor wordt dan een toestel van IIofmann gebezigd, waarbij de elec-troden met behulp van caoutchouc-stoppen (Fig. 22) in de beenen der buis worden bevestigd. Voor de electrolyse van waterstofchloruur vult men den toestel met geconcentreerd zoutzuur, sluit daarna de glazen kranen en verbindt de electroden met de polen van de

galvanische batterij. In beide buizen ontwikkelen zich spoedig gassen en wel in g e 1 ij k e volumen; aan de positieve pool het groene chloorgas, aan de negatieve pool het brandbare waterstofgas. Door deze proef wordt aangetoond, dat waterstofchloruur in gelijke volumen chloor eu waterstof wordt ontleed. Dat omgekeerd, door de vereeniging van gelijke volumen waterstof en chloor, waterstofchloruur ontstaat, kan men op de volgende wijze doen zien:

2°. Men vult eene glazen buis, die aan beide uiteinden van glaskranen voorzien is, met gelijke volumen chloor en waterstof (Fig. 23). Dit kan gemakkelijk geschieden, door het gasmengsel, dat bij de electrolyse van zoutzuur ontwikkeld wordt, door de droge buis te leiden. Deze moet, onder afsluiting van het daglicht, gevuld en bewaard worden (bladz. 22). Door het zonlicht of magnesiumlicht op de buis te doen vallen wordt de scheikundige vereeniging tot stand gebracht. Dompelt men nu de buis niet een harer einden in water, en opent men de kraan, die zich in dat einde bevindt, dan stijgt het water spoedig in de buis op, en vult deze geheel, omdat liet gevormde waterstofchloruur zich in water oplost.

Dezelfde proef kan ook dienen om de verhouding te bepalen van het volume van dit gevormde waterstofchloruur tot de volumen zijner bestand-deelen. Opent men namelijk de buis, na haar met chloor- en waterstofgas gevuld, en deze gassen op de hierboven beschreven wijze tot waterstofchloruur vereenigd te hebben, onder kwik, dan zal geene volumeverandering worden waargenomen. Hieruit volgt: dat 1 volume chloor en i volume waterstof 2 volumen waterstofchloruur voortbrengen.

3°. Deze gevolgtrekking wordt ook door de volgende proef bevestigd. Laat in een gebogen, met kwik gevulde buis (Fig. 24), 1'is- het kwik door droog waterstof

chloruur worden verdrongen, en daarna in het bovenste horizontale gedeelte der buis, een stukje natrium worden gebracht. Verhit men het natrium, dan wordt het waterstofchloruur ontleed. Het chloor verbindt zich met het natrium tot vast natriumchloruur en

waterstof wordt vrijgemaakt tot een volume gelijk aan de helft van dat der gebruikte chloorwaterstof. Op dezelfde wijze laat zich aautoonen, dat in ^L2 volumen waterstofbroinuur en waterstofjoduur één volume waterstof aanwezig is.

De gassen, die onderling een scheikundige verbinding aangaan, zijn, wat hun volume verandering betreft, het eerst door Von Hum-hoi.üt en Gay-Lussac (1805—1808) onderzocht. De laatste leidde uit deze proeven de volgende empirische wetten af:

1De rjas se n ver ee ui gen zich v olg ens eenvo u d ige v o-lumeverh o u dingen.

2quot;. Het volume van het gevormde gas staat in e.ene eenvoudige verhouding tot de volumen zijner be st and dee l en.

De hiervóór vermelde proeven kunnen ons nog tot andere gevolgtrekkingen voeren. Veronderstellen wij dat in 1 volume waterstof ii waterstofmoleculen aanwezig zijn, dan is duidelijk dat 1 volume chloor n chloormoleculen, en 2 volumen waterstofchloruur 2 n moleculen waterstofihloruur bevatten; dus vereenigen zich u moleculen waterstof met n moleculen chloor tot 2 n moleculen waterstofchloruur, of

Daar nu ieder molecule waterstofchloruur minstens '1 atoom Cl en 1 atoom 11 moet bevatten, zoo kan, blijkous het bovenstaande, in 1 mol. Cl niet minder dan 2 atomen Cl, en in 1 molecule II niet minder dan 2 atomen II aanwezig zijn. De moleculairgewichten en atoomgewichten der elementen zijn dus niet aan elkander gelijk. Ook de moleculen der elementen zijn samengesteld, maar verschillen daarin van de moleculen der scheikundige verbindingen, dat zij niet zooals deze uit atomen van onderscheidene elementen, maar uit atomen van een en hetzelfde element bestaan. Door het af oomgewicht van een element verstaan wij de kleinste van alle gewichts hoeveelheden, die in een molecule van de scheikundige verhinding van dat element voorkomen.

Hierdoor is ook de weg aangewezen om de atoomgewichten der elementen te vinden. Wanneer namelijk de moleculairgewichten van alle verbindingen van eenig element gegeven zijn, alsmede de quantitatieve samenstelling dier verbindingen. dan is ook het atoom-gewicht bekend. Wij zullen op deze wijze, uit de ons bekende waterstofverbindingen, het atoomgewicht van de waterstof afleiden: Daar de soortelijke gewichten van waterstofgas, waterstoffluoruur, waterstofchloruur , waterstofbromuur, waterstofjoduur, respectievelijk i, 10, 18,25, 40,5 on G4 zijn, worden de moleculairgewichten

dier stoffen door dezelfde getallen uitgedrukt. In deze gewichtshoe-veelhedeu zijn volgens de analyse aanwezig: 1, 0,5, 0,5, 0.5 en 0,5 gewichtsdeelen waterstof. Ook in de inoleculairgewichten van alle andere bekende wateistofveibindingen wordt geene kleinere hoeveelheid waterstof gevonden, zoodat wij mogen besluiten dat het atoomgewicht van waterstof 0,5 is. Daar men echter gewoon i.-: het atoomgewicht van waterstof als eenheid aan te nemen, wordt het moleculairgewicht van waterstof niet 1, maar 2. Omdat verder voor het soortelijk gewicht van gassen de waterstof als eenheid geldt, zoo heeft men: het moleculairgewicht van elke stuf wordt verkregen door haar soortelij k gewicht in gasvormig en toestand met 2 te vermenigvuldigen.

Deze methode ter bepaling van de moleculair- en atoomgewichten is alleen van toepassing bij stoffen, die in gasvormigeu toestand te brengen zijn; wij zullen later nog andere hulpmiddelen leeren kennen, om tot de kennis dier gewichten te geraken. De verhoudingsgetallen, die door de quantitatieve analyse verkregen worden, moeten daaraan gelijk, of wel deelen of veelvouden daarvan zijn. Zulks blijkt, voor de halogeen-waterstofverbindingen, die tot uitgangspunt onzer beschouwingen dienden, uit de volgende tabel:

Het eigenaardige resultaat, dat ook de moleculen der elementen in vrijen toestand uit meer dan een atoom bestaan, wordt door vele andere feiten bevestigd, b. v.: door de allotropische modificaties der elementen (zie: ozone;, door scheikundige reacties (zie waterstof-dioxyde), door de werking der elementen in hun toestand van ontstaan. Wat dit laatste betreft, wordt herinnerd (bladz. '23), dat de zuurstof, die door chloor uit water wordt afgescheiden, veel krachtiger werkt dan de vrije zuurstof. Evenzoo werken in toestand van ontstaan — in statu nascendi — ook andere elementen, voornamelijk de waterstof. Met de atomistisch-molecu-laire beschouwingswijze is dit gemakkelijk verklaarbaar: De moleculen der vrije elementen zijn verbindingen van gelijksoortige atomen,

wier scheikundige affiniteit derhalve reeds gedeeltelijk is verbruikt. Op het oogenblik, dat de elementen uit de verbindingen worden afgescheiden, komen de atomen vrij, die dan, alvorens zich tot moleculen te hebben vereenigd, krachtiger moeten werken dan wanneer de moleculen eenmaal gevormd ziju.

De atomistisch-moleculaire beschouwingswijze, die wij in de voorafgaande bladzijden ontwikkeld hebben, vormt den grondslag dei-tegenwoordige scheikunde. De gevolgtrekkingen, daaruit afgeleid, worden — wij zullen meermalen in de gelegenheid zijn dit aan te toonen — voortdurend bevestigd, zoodat wij haar mot reclit eene theorie kunnen noemen. Deze theorie kan in de volgende hoofd-puuten worden samengevat:

Alle stoffen bestaan uit atomen van elementen. De atomen vormen, door hunne vereeniging, de mo leculeti der e a k elvoudig e en s ameng e steld e stoffen.

In gelijke volumen van alle gassen en dampen is een even groot aantal moleculen aanwezig.

De soortelijke gewichten der gassen verhoud en zich dus tot elkander als de mo leculairgewichten.

De waterstof dient tot eenheid, zoowel van de soortelijke gewichten der gas- of dampstoffen, als van de atoomgewichten der elementen; het mo leculair g eivi cht van de wat erstof wordt alsdan 2, en zoo worden ook de moleculair g ew i cht e n van alle overige stoffen het dubbel van de soortelijke gewichten in gas- of dampvormigen toes t au d.

Tot deze groep behooren de elementen zuurstof, zwavel, selenium en tellurium, die. in een scheikundig opzicht, zeer op elkander gelijken. Eén atoom dezer elementen verbindt zich met 2 atomen waterstof tot een molecule.

Natuurstaat. De zuurstof (oxygenium) is liet element, dat het meest algemeen op aarde gevonden wordt. In vrijen toestand wordt zij in de lucht aangetroffen; in verbinding met waterstof vormt zij het water. Zij is een hoofdbestanddeel van de meeste anorganische en organische stoffen.

De zuurstof is bijna gelijktijdig door Priestley in Engeland (4774) en Scheele in Zweden (1775) ontdekt; maar eerst Lavoisier in Frankrijk verklaarde (1774—1781) de belangrijke rol, die de zuurstof bij de verbrandings-, ademhalings- en oxydatieprocessen vervult.

Bereiilingswijze. Men verhit rood kwikzilveroxyde, eene verbinding van kwikzilver met zuurstof, in een kleine glazen retort, waardoor het in kwikzilver en gasvormige zuurstof wordt ontleed:

Gewoonlijk wordt de zuurstof in het laboratorium op de volgende wijze bereid. Men verhit kaliumchloraat, eeue verbinding van chloor.

(1) Deze vergelijking 7.ou ook kunnen worden geschreven Hg0 = Hg-|-0, daar ook hiermede de aard van het scheikundig proces en de relatieve gewichtsverhoudingen worden uitgedrukt. In de vorige bladzijden hebben wij steeds dergelijke verselijkingen gebezigd. Daar wij nu echter weten dat de atomen der elementen niet idetitisch zijn met de moleculen, en alleen deze laatste in vrijen toestand bestaan, zoo zullen wij van nu af ons van vergelijkingen bedienen, waarin zooveel mogelijk de moleculaire hoeveelheden der op elkander inwerkende stollen voorkomen.

De gasontwikkeling lieett gelijkmatiger plaats en vereischt eene minder hooge temperatuur, wanneer men het fijn gewreven ka-liumchloraat met ijzeroxyde of met mangaan-dioxyde mengt. De ontwijkende zuurstof wordt boven water opgevangen.

Zeer zuivere zuurstof verkrijgt men ook door verwarming van kaliumdichromaat met zwavelzuur. De zuurstof kan ook nog langs andere wegen bereid worden, b. v. door het gloeien van mangaan-dioxyde en barium-dioxyde, door ontleding van zwavelzuur bij gloeihitte, door koken van eene oplossing van chloorkalk met een kleine hoeveelheid van eenig willekeurig kobaltzout. Wij zullen deze methoden, die ook voor de industrie van belang zijn, later nauwkeuriger beschouwen.

Pltysiticlie eig-enscliappen. Zuurstof is een kleurloos gas, zonder reuk of smaak. Zij is nog niet tot een vloeistof kunnen worden verdicht. Haar soortelijk gewicht is 16 (H = 1) of 'l,10G5 (lucht = 4). Een liter zuurstof weegt bij 0° C en 700 mM. druk 1,4336 gr. In water is zij weinig oplosbaar ; 100 volumen water lossen bij Oquot; C 4,1. bij 15° C 2,9 volumen zuurstof op. In abso-luten acohol lost de zuurstof gemakkelijker op (28 volumen in 100 volumen alcohol).

eijfenscliappen. Zuurstof gaat mot alle elementen, met uitzondering van het fluorium, verbindingen aan; met de meeste elementen vereenigt zij zich direct, meestal onder licht- en warmteontwikkeling. Do verbranding in den dampkring berust op

de vereeniging der brandbare stofïea met de zuurstof, waarvan dc dampkring 23 quot;/„ bevat. Eveneens wordt bij liet ademhalingsproces zuurstof uit de lucht opgenomen. Daarom noemde men de zuurstof vroeger vuurlucht of levenslucht. In zuivere zuurstof hebben, de verbrandings- en evenzoo de ademhalingsverschijnselen veel krachtiger plaats. Gloeiende kool of een smeulende houtspaander ontvlamt dadelijk in - zuurstof en brandt met een helder licht. Dit verschijnsel dient als herkenningsmiddel van zuiver zuurstofgas. Zwavel en phosphorus, in de lucht ontstoken, branden in zuurstof met een schitterend licht voort (Fig. 20). Zelfs ijzer kan in zuurstof

branden. Om deze proef te doen neemt men eene vooraf gegloeide stalen horlogeveer, bevestigt aan het eene einde hiervan een stuk zwam, steekt dit aan, en dompelt de veer in een flesch met zuurstofgas (1quot; ig. 27). Spoedig ontvlamt het zwam en ontsteekt het ijzer, dat met een zeer schitterend licht onder hevig spatten van vonken verbrandt. Men zij hierbij indachtig den bodem der flesch met een laag zand te bedekken, ten einde dezen tegen de afgesmolten gloeiende ijzeroxydekogeltjes te beveiligen. Het ijzer verbrandt eveneens in elke vlam, waarin een zuurstofstroom wordt geleid.

De zuurstof vereenigt zich met waterstof tot water. De vereeniging wordt tot stand gebracht door gloeihitte, door de electrische vonk of ook dooi- de inwerking van platinumspons (bladz. 1G). Waterstof brandt in zuurstof; daarom moet ook zuurstof in waterstof branden. Men toont dit op dezelfde wijze aan als het branden van chloor in waterstof (bladz. 23). Een mengsel van waterstof- en zuurstofgas ontploft zeer hevig; het hevigst in de verhouding van 1 volume zuurstof op 2 volumen waterstof. Zoodanig mengsel wordt knalgas genoemd. De ontplofbaarheid kan, zonder gevaar, door de volgende proef worden aangetoond. Men vult eene nauwhalzige flesch, die 120—200 cM³ kan bevatten, voor bet. ²/3 gedeelte met waterstof, en voor het '/s gedeelte met zuurstof, en sluit don mond met een kurk. Daarna omwikkele men

voorzichtigheidshalve de flesch met eeu doek, verwijdere de kurk en brenge de opening in de nabijheid van een vlam. Er heeft dan eene lievige ontploffing plaats, waarbij soms de flesch wordt verbrijzeld.

De knalgasviam geeft slechts weinig licht, maar bezit eene zeer hooge temperatuur; zij kan dus dienen tot het smelten van moeilijk smeltbare stoffen, b. v. platinum. Om een onafgebroken knulgasvlam te verkrijgen gebruikt men uitstroomiugsbuizen van bijzondere constructie (Fig. 28). Door de uitwendige buis IF wordt water

stofgas, door de inwendige buis gt;S zuurstofgas geleid, en het aan de monding a gevormde mengsel ontstoken. Richt men zulk eene knal-gasvlam op een stuk gebrande kalk, dan wordt een uiterst helder witlicht verkregen, bekend onder den naam Drummond^?s kalklicht.

liet proces der vereeniging van zuurstof met andere stollen noemt men oxydatie. Deze benaming, alsook de naam oxygenium (van zuur en ysvyd'ji ik breng voort) heeft zijn ontstaan te danken aan de omstandigheid, dat bij de oxydatie somtijds zuren gevormd worden. Dit laat zicli gemakkelijk bij de vroeger omschreven ver-brandingsproeven aantoonen. Wordt in de flesschen, waarin b. v. kool, zwavel en phosphorus verbrand zijn, een weinig water om-geschud, dan verkrijgt men een vocht, dat zuur smaakt en blauw lakmoespapier rood kleurt. Men meende vroeger, dat de zuurvor-ming altijd onder medewerking van zuurstof plaats had. Wij hebben evenwel gezien, dat de haloïdezuren HC1, HBr, HJ geen zuurstof bevatten. Slechts eenige elementen, en wel de meeste metalloïden, geven door hunne vereeniging met zuurstof zuren, of juister, oxy den, die met water zuren vormen. Zoo ontstaan uit de zuurvormende oxyden van de zwavel en den phosphorus de volgende zuren:

De metalen daarentegen geven met zuurstof meestal oxyden, die met water hydroxyden (ook hydraten genoemd) of bases vormen:

Er bestaan ook oxyden, die met water nocli zuren noch bases vormen. Zij worden indifferente oxyden genoemd, b. v.:

Oxydatie wordt niet alleen door vrije zuurstof of zuurstofrijke stoffen, maar dikwijls ook door de halogenen in tegenwoordigheid van water veroorzaakt, en wel doordat deze het water ontleden; de zuurstof, die hierbij vrij wordt, werkt dan oxydeerend (bladz. 22).

Het onttrekken van zuurstof aan zuurstofhoudende stoffen wordt reductie genoemd; waterstof b. v. (voornamelijk in toestand van ontstaan) en stoffen, die gemakkelijk waterstof afgeven, zooals wa-terstofjoduur, werken reduceerend. De meeste metaaloxyden worden in de gloeihitte door waterstof gereduceerd, b. v.:

Ozone. Ozone (O3, in 1840 door Schonbein ontdekt) is eene eigenaardige modificatie van de zuurstof, die zich door sterke affiniteiten kenmerkt en daarom ook wel actieve zuurstof genoemd wordt. Zij kan op onderscheidene wijzen uit gewone zuurstof worden verkregen en ontstaat bijna altijd bij do vorming van vrije zuurstof, of daar, waar zuurstof aan eene scheikundige reactie deelneemt; zoo b. v. bij nagenoeg alle langzame oxydaties, bij elke verbranding, bij de inwerking van electriciteit op zuurstof of lucht, bij de electrolyse van het water enz. Hierbij wordt de zuurstof slechts gedeeltelijk in ozone veranderd; in het gunstigste geval kau 5,6 ⁰/₀ ozone worden verkregen.

4°. In een grooto llesch breuge men eenige stukken gewonen phosphorus , en voege zoov cel water daarbij. dat deze slechts ten deele zijn ondergedompeld. Na eenige uren zal ozone in merkbare hoeveelheid gevormd zijn. Ook kan men zuurstof leiden over stukjes

'2°. Men late electrische vonken op dampkringslucht of wel op zuurstof alleen werken. Yoordeeliger nog kan worden gebruik gemaakt van do stille ontlading van een krachtigen inductiestroom (toestel van Ba no); men verkrijgt hierbij 5,6 ⁰/₀ van de zuurstof als ozone.

3°. Men brenge in koud zwavelzuur, bij kleine hoeveelheden te gelijk, barium-diosyde of wel kalium-hypermanganaat.

Bo ontwijkende zuurstof is tamelijk rijk aan ozone en wordt boven water opgevangen (Fig. 29).

Be ozone heeft een doordringenden, aan chloor en phosphorus herinnerenden reuk. Bij langdurig inademen veroorzaakt zij onpasselijkheid. Bij verhitting tot 230—300° C gaat zij in gewone zuurstof over. In zuiver stikstofvrij water is ozone eenigszins oplosbaar. In tegenstelling met de gewone zuurstof werkt zij, vooral in vochtigen toestand, reeds bij normale temperatuur sterk oxydeerend. Phosphorus, zwavel en arsenicum worden dan ook zonder verwarming tot phosphorzuur, zwavelzuur en arseenzuur geoxydeerd, stikstof tot salpeterzuur (1), zilver en lood tot zilver-dioxyde en lood-dioxyde. Een stuk filtreerpapier, met eenig loodzout doortrokken, wordt om die reden bruin gekleurd. Uit eene oplossing van kalium-joduur maakt ozone het jodium vrij. Zij oxydeert verder alle organische zelfstandigheden, b. v. caoutchouc. Bij de toestellen, die voor ozonebereiding dienen, mag daarom geen caoutchouc met de ozone in aanraking komen. Be oplossingen van vele kleurstoffen, zooals indigo en lakmoes, worden door bedoeld gas ontkleurd. Zeer kenmerkend is het verder, dat ozone eene oplossing van guajakhars in alcohol blauw kleurt.

Als kenmerk voor flo ozone dient gewoonlijk het joodkalium-stijfselpapier, dat verkregen wordt door wit filtreerpapier te dompelen in zeer dunne stijfselpap, waarbij een weinig kalinmjoduur is gevoegd. Het jodium, dat door de ozone uit het kaliumjoduur wordt vrijgemaakt, kleurt alsdan de stijfsel blauw. De snelheid, waarmede de kleur verschijnt, en de intensiteit van de kleur, doen bij benadering do hoeveelheid ozone kennen. Behalve het joodka-lium-stijfselpapier dient ter herkenning van de ozone ook papier, dat met een oplossing van guajakhars in alcohol, of met eene oplossing van loodacetaat in water doortrokken is. In het eerste geval wordt het papier blauw, in het laatste bruin gekleurd. Er bestaan echter ook andere stoffen, die guajakhars-oplossing en joodkaliumhoudende stijfsel blauw kleuren, b. v. chloor, bromium, stikstof-dioxyde enz. Om de ozone van deze stoffen te onderscheiden, gaat men op de volgende wijze te werk. Men neemt twee reepen violet lakmoespapier, waarvan slechts eene met kaliumjoduur doortrokken is, en stelt beide aan do inwerking van het gas bloot. Bij aanwezigheid van ozone wordt uit het kaliumjoduur, kalium-hydroxyde gevormd, dat lakmoes blauw kleurt, liet andere papier dient eenvoudig om zich te overtuigen, dat geen ammonia aanwezig is.

De ozone is eigenlijk niet anders dan verdichte zuurstof, waarvan de molecule uit 3 atomen zuurstof bestaat.

Dit blijkt uit de volgende proeven; Wanneer men zuurstof ozoniseert, dan vermindert haar volume; verandert men de verkregen ozone weder in gewone zuurstof, hetgeen door verhitten kan geschieden, dan wordt het vroegere volume herkregen. Brengt men ozonehoudende zuurstof in aanraking met terpentijn of kaneelolie, dan wordt al de ozone geabsorbeerd en het volume van het gasmengsel neemt af. Vergelijkt men nu deze volumevermindering met de volumevermeerdering, die een gelijk volume van dezelfde ozonehoudende zuurstof bij het verwarmen ondergaat, zoo vindt men (volgens Soret) . dat liet volume geabsorbeerde ozone het dubbel bedraagt van de volumevermeerdering door verwarming ontstaan. Hieruit volgt dat 1 volume ozone i'/s volume zuurstof oplevert. Derhalve moet het soortelijk gewicht van ozone l¹/-: maal grooter zijn dan dat van de gewone zuurstof, dus gelijk aan 24. zoodat haar moleculairgewicht 2 X 24 = 48 wordt. Daar wij latei' zullen zien. dat het atoomgewicht van zuurstof 16 is, zoo volgt hieruit dat een molecule ozone uit 3 atomen zuurstof moet bestaan.

Het soortelijk gewicht van ozone kan ook gevonden worden dooi' de snelheid te bepalen, waarmede het diffundeert. Ook op deze wijze komt men tot liet getal 24 (Zie voor de diffussie, bladz. 92).

Bij de inwerking van ozonchouilende zuurstof op oxydeerbare stoffen, zooals kaliumjoduur en kwikzilver, wordt, ofschoon al de ozone verdwijnt, geene volumeverandering waargenomen. Derhalve moet hierbij van elke molecule ozone slechts 1 atoom zuurstof verbruikt worden; de beide andere atomen moeten dus een molecule vrije zuurstof vormen, en de ruimte, die de verkregen zuurstof inneemt, is dan natuurlijk gelijk aan de ruimte, die de ozone innam.

Daarom noemt men de ozone ook wel geoxydeerde zuurstof, d. i. vrije zuurstof (0₂), die met een atoom zuurstof is verbonden.

Wij 1 lebben zoo even gezien, dat ozone door terpentijn- en ka-neelolie kan worden geabsorbeerd. In den aanvang wordt slechts een gedeelte van de ozone tot langzame oxydatie van deze oliën verbru kt, terwijl het andere gedeelte in een eigenaardigen gebonden toestand blijft verkeeren, zoodat het alsdan op eenige stoffen werkt, als ware het vrije ozone, en andere stoffen daarentegen slechts oxydeert in tegenwoordigheid b. v. van piatinumspons, ijzervitriool, bloedlichaampjes enz. Zoo werkt b. v. terpentijnolie, die eenigen tijd aan dampkringslucht is blootgesteld geweest en dientengevolge altijd ozone bevat, alleen dan op jood kal ium-stijf?el papier in, wanneer men er eenige druppels ijzervitriooloplossing bijvoegt.

Daar de ozone gevormd wordt bij de inwerking van electricitoit op lucht en waarschijnlijk ook bij alle oxydatieprocessen, zoo wordt zij steeds in de atmosfeer aangetroffen, evenwel in geringe hoeveelheden (1—10 mG. in 100 L. lucht); in de grootste hoeveelheid na onweer. In de buitenlucht is de hoeveelheid ozone grooter dan binnen 's kamers; in het vrije veld grooter dan in steden.

De physiologische rol, die de ozone speelt, is nog niet opgehelderd. De vrij algemeen verspreide hypothese, dat de ingeademde zuurstof eerst door de bloedlichaampjes geozoniseerd wordt, om dan bij de normale temperatuur van het lichaam oxydeerend te kunnen werken, is door nieuwe onderzoekingen onwaarschijnlijk gemaakt (Pflüger).

De antozone, die men wel eens als eene derde allotropische mo-dificatie van de zuurstof genoemd vindt, bestaat waai-schijnlijk niel.

Isomerie. Allotroiiie. Niet alleen de zuurstof, maar ook andere stoffen kunnen, bij gelijkheid van elementaire samenstelling, in verschillende toestanden voorkomen, en daarbij van elkander afwijkende physische en scheikundige eigenschappen bezitten. Men zegt dan dat zulke stoffen isomerisch zijn, terwijl het verschijnsel zelf i s 0 m e r i e wordt genoemd. De isomerie van elementen heet a 110 tr 0 pie.

Do isomerie is een belangrijke steun voor de theorie, dat de stof uit atomen is samengesteld. Want neemt men als een gevolg van deze theorie aan, dat de stofdeeltjes (atomen) zich, bij het vormen eener scheikundige verbinding, in een zekere orde naast elkaar schikken, dan kan men zicii voorstellen, dat de isomeric haren grond heeft in een verschillende groepeering der atomen. De allo-tropie kan verklaard worden uit de omstandigheid, dat een molecule van een element uit een verschillend aantal atomen kan bestaan.

Het water, dat wij reeds als product van de verbranding van waterstof in zuurstof hebben leeren kennen, wordt ook bij vele andere scheikundige processen gevormd; Ij. v. bij het ontstaan van zouten uit zuren en bases (bladz. 30).

Cavendish heeft het eerst de vorming van water bij het verbranden van waterstof in zuurstof geconstateerd (1781); in welke gewichtsverhouding die gassen het water vormden, werd door Lavoisier bepaald (1783'). Gay-Lussac toonde later aan (1805), dat het water door de vereeniging van 2 volumen waterstof met 1 volume zuurstof ontstaat.

Pliyslsche eigenschappen. Het water komt in de natuur in de drie agregaatstoestanden voor, t. w.; in den vloeibaren, gas-vormigen (damp) en vasten toestand (ijs, sneeuw). Wordt het water afgekoeld, dan krimpt het in en bereikt bij 4° C zijne grootste dichtheid, als wanneer het gewicht van een cM³. van dit water 1 G. bedraagt. Water van 4° C is 773 maal zwaarder dan een gelijk volume lucht van 0° C. Bereikt de afkoeling 0quot; C, dan bevriest het tot ijs. Tusschen 4° en het vriespunt heeft uitzetting plaats; hierin verschilt het water van de moeste andere stoften. Hier zij herinnerd dat het water, zonder te bevriezen, beneden 0° C kan worden afgekoeld, indien de voorzorg wordt genomen het in rust to houden. Het smeltpunt van hot ijs daarentegen is, evenals dat van alle andere vaste lichamen, bij een bepaalden druk constant. Bij de ijswording van het water heeft eene belangrijke uitzetting plaats: 100 volumen water van 0quot; leveren 107 volumen ijs. Het soortelijk gewicht van het ijs is 0,918 ten opzichte van water van -lquot; C. Het ijs kristalliseert in vormen van het hexagonale stelsel, zooals bij sneeuwvlokken duidelijk te zien is.

De verschillende stoffen vereischen, zooals bekend is, ongelijke hoeveelheden warmte om eenzelfde temperatuursverhooging te ondergaan. Deze warmtehoeveelheid is voor het water grooter dan voor alle andere vloeibare en vaste stoffen, en daarom wordt als warm te-eenheid of calorie genomen de warmtehoeveelheid, noodig om 1 KG. water van 0quot; op 1° C te verwarmen. Bij vast-worden of stollen van een vloeistof komt altijd warmte vrij; bij het smelten van vaste stoffen wordt daarentegen warmte gebonden, en wel evenveel als bij het vastworden vrijkomt. De latente s mei tings warm te van het water bedraagt 79 caloriën, dat wil zeggen, dat voor het smelten van 1 KG. ijs van 0° C eene warmtehoeveelheid verbruikt wordt, die in staat is om 79 KG. water van 0° C op 1° C te brengen.

Door verhitten kan men het water onder ontwikkeling van waterdam]! tot koken brengen. Het kookpunt van het water is evenals dat van alle andere vloeistoffen afhankelijk van den druk. Ook verandert het kookpunt van eene vloeistof, wanneer daarin stoffen zijn opgelost. De temperatuur van den damp is daarentegen, bij een bepaalden druk, altijd constant.

Een volume water van 100quot; C geeft 1690 volumen damp van dezelfde temperatuur. Het soortelijk gewicht van waterdamp is 9 (H - 1) of 0,6224 (lucht - 1). Één L. waterdamp van 100° C weegt 0,8064 G.

Water verdampt evenals alle andere vloeistoffen niet alleen bij het kookpunt, maar ook bij alle lagere temperaturen. De spanning der dampen wordt gemeten door de hoogte der kwikkolom, die zij in evenwicht houden. De volgende tabel geeft de spanning van tien waterdamp voor de verschillende temperaturen.

Voclitige gassen beslaan dus een grooter volume clan droge. De bovenstaande tabel kan dienen om, uit het waargenomen volume van een vochtig gas, zijn volume in drogen toestand te berekenen.

Om een vloeistof in damp te veranderen wordt eene hoeveelheid warmte gebonden, gelijk aan die, welke bij het verdichten van den damp tot vloeistof vrij wordt. De latente verdampingswarmte van het water bedraagt, bij 100° C, 536,5 caloriën; dat wil zeggen: om 1 KG. water van 100° C in damp van dezelfde temperatuur te veranderen is eene warmte-hoeveelheid noodig, gelijk aan die, om 536,5 KG. water van 0° C op 1° C te brengen.

ïen gevolge van de verdamping van het water zijn de gassen, die uit eene waterhoudende vloeistof ontwikkeld worden, steeds vochtig. Om deze te drogen laat men ze over zulke stoffen heen-strijken, die het vermogen hebben waterdamp te absorbeeren. Hiertoe dienen calciumchloruur, kaliumhydroxyde, zwavelzuur en phosphorzuur-anhvdride (bladz. 16). Ook vele vaste stoffen nemen water uit de lucht op. zonder zich daarmede scheikundig te verbinden; deze worden, in een afgesloten ruimte, boven zwavelzuur of calciumchloruur gedroogd (exsiccatoren).

Mn de natuur voorkomeiilt;t water. Daar het water vele vaste, vloeibare en gasvormige stoffen oplost , is het. zooals het in de natuur aangetrolfen wordt, steeds onzuiver. liet zuiverste is het regen- en sneeuwwater, dat omstreeks 3 volumepercenten gassen (zuurstof, stikstof en koolstofdioxyde) en sporen van vaste stollen (ammoniumnitriet en ammoniumnitraat) bevat. Verhit men

water, dat met de lucht in aanraking is geweest, dan ziet men de opgeloste gassen als blaasjes opstijgen en ontwijken.

Het rivier- en bronwater bevat gemiddeld op 10.000 deelen 1 — iO deelen vaste stoflen in oplossing. Water, waarin veel cal-ciumcarbonaat en gips voorkomt, wordt hard genoemd; daarentegen heet het water zacht, wanneer daarin geringe hoeveelheden van genoemde stoflen zijn opgelost. Bij het koken van water, dat calciumcarbonaat bevat, wordt het grootste gedeelte van dit carbo-naat neergeslagen (ketelsteen]. Plet koolstof-dioxyde, dat mede in het bronwater opgelost wordt gevonden, schenkt hieraan een verfrisschenden smaak. Bronwater, dat belangrijke hoeveelheden vaste bestanddeelen in oplossing bevat, of dat bijzondere genees-krachtige werking uitoefent, wordt mineraalwater genoemd. Dit heet dan zoutwater, wanneer het veel nati iumchloruur, bitter-water, wanneer het magnesiumzouten, zwavelwater, wanneer het waterstofsulfuur, en staalwater wanneer het ijzerverbindingen bevat.

Het zeewater heeft omstreeks 3,5 7« zouten, hoofdzakelijk natriumchloruur (omstreeks 2.7 7o)-

Om het in de natuur voorkomende water van hierin drijvende onreinheden te zuiveren wordt het gefiltreerd. Voor scheikundig gebruik wordt het van de vaste opgeloste stoflen bevrijd door distillatie: gedistilleerd water.

Oplossing-en. De verschijnselen, die bij de oplossing der stoflen plaats hebben, laten geen plaats voor de meening, dat de oplossingen niets dan mechanische mengsels zouden zijn. Immers, bij iedere oplossing hebben temperatuursveranderingen plaats; de oplosbaarheid van vaste en vloeibare stoffen neemt toe met de temperatuur; de oplosbaarheid der gassen vermindert bij verhooging van temperatuur. Bij de meeste gassen is, wel is waar, de hoeveelheid, die daarvan in water kan worden opgelost, evenredig aan den druk; sommige echter, zooals de verbindingen van waterstof met de halogenen, maken op dezen regel eene uitzondering. Zij worden ook bij het verhitten der oplossing niet volkomen uitgedreven, maar distilleeren als oplossing van constant gehalte over (bladz. 30, 3*2, 34 en 35), terwijl zij bij hare oplossing, evenals bij scheikundige verbindingen wordt waargenomen, eene belangrijke hoeveelheid warmte ontwikkelen. Verder wordt bij de oplossing van vaste en vloeibare stoflen steeds contractie waargenomen: het volume der oplossing is kleiner dan de som van de volumen harer bestanddeelen. Al deze verschijnselen leiden er toe een zekere affiniteit aan te nemen tusschen de stoflen en haar oplossingsmiddel, zonder dat daarbij verbindingen volgens vaste verhoudingen worden gevormd. Men noemt derhalve

de oplossingen, evenals de alliages, onbepaalde verbindingen, in tegenstelling met de bepaalde verbindingen, die volgens vaste atomistische gewichtsverhoudingen worden aangegaan. Gewoonlijk zegt men, dat alleen de bepaalde verbindingen werkelijk scheikundige verbindingen zijn.

Het gebeurt dikwijls dat, bij de verdamping van oplossingen, bepaalde verbindingen der opgeloste stoffen niet water worden afgescheiden. Dit water noemt men kristalwater. Het is echter niet mogelijk, eene strenge grens tusschen bepaalde en onbepaalde verbindingen, tusschen scheikundige en physische aantrekking te bepalen.

Sclieiknndi^e eigenschappen. Het water is een neutrale stof, d. w. dat het noch de eigenschappen van een zuur, noch die van een basis heeft. Het vormt, zooals wij gezien hebben (bladz. 52 en 53), met de basische oxyden bases, met de zuurvor-mende oxyden, zuren.

Ofschoon de affiniteit van waterstof tot zuurstof zeer groot is, kan het water door vele stoffen ontleed worden. Eeni^e metalen doen dit, onder afscheiding van waterstof, reeds bij gewone temperatuur, b. v. het kalium, natrium, calcium:

Andere metalen ontleden het water alleen bij hoogere temperatuur. Leidt men b. v. waterdamp over roodgloeiend ijzer, dan wordt waterstof vrij. onder vorming van eene zuurstofverbinding van het ijzer, die men ferri-ferro-oxyde (ijzeroxyde-oxydul) noemt:

Chloor ontleedt het water in het zonlicht; spoediger, wanneer men waterdamp en chloor door gloeiende buizen leidt:

Door de inwerking van den galvanischen stroom wordt het water in zuurstof en waterstof ontbonden (bladz. 66).

Bij hooge temperaturen levert het water zeer eigenaardige verschijnselen op. Giet men nl. gesmolten platinum in water, dan zal men blaasjes, met knalgas gevuld, zien opstijgen. Eveneens wordt knalgas gevormd, wanneer water door witgloeiende aai den buizen wordt geleid.

Uit de onderzoekingen van Satnte-Claire-Dèville blijkt, dat deze ontleding van het water bij 1200quot; C begint, en met het stijgen van de temperatuur toeneemt, om bij 2500° C voleindigd to zijn.

Zulk cene gedeeltelijke, met de temperatuur toenemende ontleding noemt men dissociatie. De dissociatie van het water blijkt uit de volgende proef. Eene poreuse buis a is in eene wijdere, verglaasd porseleinen buis geplaatst en hieraan met cement vastgehecht. Door den aldus ingerichten toestel wordt, na dezen in een oven witgloeiend te hebben gemaakt, waterdamp geleid.

Het water wordt daarbij gedeeltelijk ontleed. De lichtere waterstof, die sneller door de poreuse aarden buis diffundeert dan de zuurstof, dringt in de porseleinen buis en ontwijkt langs de buis h. De zuurstof ontsnapt voor het grootste gedeelte door de inwendige buis a. Een gedeelte daarvan zal intusschen gelijktijdig met de waterstof diffundeeren en zou zich daarmede opnieuw tot water vereenigen, indien niet de voorzorg wordt genomen van door de porseleinen buis een stroom koolstof-dioxydegas te leiden, die de waterstof medevoert. liet koolstof-dioxyde wordt geabsorbeerd door de natriumhydroxyde-oplossing, waarmede de cylinder, waarin men het knalgas wil opvangen, gevuld wordt. Men zal daarbij waarnemen dat de hoeveelheid van het verkregen knalgas met de temperatuur toeneemt. In plaats van de poreuse aarden buis is het beter eene platinum buis, te bezigen, omdat door dit metaal alleen waterstof diffundeert (bladz. 16).

Niet alleen het water, maar ook vele andere stoffen ondergaan bij liet verhitten eene overeenkomstige gedeeltelijke ontleding, b. v. ozone, salmiak, phosphor-pentachloruur_K koolstof-diuxyde enz.

Du verklaring der dissociatie-verschijnselen wordt door dc mechanische theorie der gassen gegeven. Volgens deze theorie, waarbij nun de gasmoleculen een rechtlijnige beweging wordt toegekend, zou de levende kracht, die de moleculen dientengevolge bezitten, evenredig zijn aan hare absolute temperatuur (— 273° C het abso-

lute nulpunt). Bij deze beweging zullen de moleculen, die als volkomen veerkrachtige lichamen worden aangemerkt, natuurlijk tegen elkander botsen en voor de verdere beweging de wetten volgen, die in de mechanica bij de botsing worden onderwezen. Behalve de beweging van elke molecule op zichzelf heeft er ook eene beweging van de atomen in de molecule plaats, welke beweging eveneens van de temperatuur afhankelijk is, en die beschouwd kan worden als eene slingerbeweging, waarbij de atomen beurtelings tot elkander naderen ofzhh van elkander verwijderen. Nu is te begrijpen dat de levende kracht der atomen, behoorende bij laatstbedoelde beweging, door temperatuursverhooging zoo groot kan worden, dat hunne scheikundige aantrekking overwonnen wordt en derhalve de atomen de molecule verlaten, waardoor deze dan uiteenvalt. Tengevolge van de onregelmatig plaatshebbende botsingen is bij een bepaalde temperatuur de slingerbeweging der atomen, en dus ook hare levende kracht, niet voor alle moleculen gelijk, evenmin als dit het geval is voor de moleculen zelf. Slechts de gemiddelde levende kracht der moleculen en atomen is evenredig aan de temperatuur. Derhalve zal voor eene bepaalde temperatuursverhooging de ontleding van enkele moleculen reeds plaats hebben, terwijl andere moleculen nog onontleed blijven; wordt de verkregen temperatuur, constant gehouden, dan zullen steeds nieuwe moleculen ontleed worden. De ontledingsproducten zullen intusschen elkander weder ontmoeten, doch slechts dan hierbij een vereeniging aangaan, wanneer de som van de levende krachten der atomen kleiner is dan die, waarbij do moleculen ontleed zijn geworden. Bij een constante temperatuur moet dientengevolge het aantal van de in een bepaalden tijd ontlede en opnieuw gevormde moleculen gelijk worden. Alsdan is een toestand van evenwicht verkregen. Bij een hoogore constante temperatuur zal evenzeer een evenwichtstoestand intreden, maar daarbij is natuurlijk het aantal ontlede moleculen grooter. Stijgt de temperatuur voortdurend, dan zal eindelijk een tijdstip komen, waarbij alle moleculen ontleed zijn, zonder dat de ontledingsproducten zich weder kunnen vereenigen. Alsdan is de dissociatie geëindigd en de ontleding volkomen.

Vele verschijnselen, die aanvankelijk raadselachtig voorkwamen, kunnen door de dissociatie verklaard worden; zoo b. v. hebben wij gezien dat door het leiden van waterdamp over gloeiend ijzer waterstof en ferri-ferro-oxyde gevormd worden. Leidt men omgekeerd waterstof over gloeiend ferri-ferro-oxyde, dan worden ijzer en water verkregen.

In het eerste geval heeft, bij de temperatuur van hot gloeiend ijzer, een dissociatie van eenige moleculen water plaats; de zuurstof verbindt zich met het ijzer, en de vrij geworden waterstof wordt door de overmaat van waterdamp weggevoerd. In het tweede geval kan men aannemen dat eenige waterstofmoleculen gedissocieerd

worden. De vrije waterstofatomen onttrekken aan het ferri-ferro-oxyde zuurstof, en vormen hiermede water, dat als waterdamp door het voortdurend aangevoerde waterstofgas wordt medegenomen eu zoodoende aan de inwerking van het gloeiende gereduceerde ijzer onttrokken. Wanneer men die stoffen in een gesloten vat op elkander laat inwerken, zal, bij een bepaalde temperatuur, een evenwichtstoestand geboren worden, waarbij bepaalde hoeveelheden van Fe-jOj, Fe, H„0 en IL gelijktijdig aanwezig zijn. Een dergelijke evenwichtstoestand heeft bij elke dissociatie voor de verschillende temperaturen plaats.

Me quantilatieve samenstelling; van liet water. De meest gebruikte synthetische methode ter bepaling van de gewichtsverhouding der bestanddeelen van het water bestaat in het reduceeren van cuprioxyde door waterstof:

Men verhit een gewogen hoeveelheid cuprioxyde in een stroom van droog, zuiver waterstofgas, en weegt de verkregen hoeveelheid water. Hierbij kan worden gebruik gemaakt van den toestel, die in Fig. 31 is afgebeeld. De (lesch A dient tot ontwikkeling van wa

terstof, die in B gewasschen, en daarna in de buizen C, D en E volkomen gedroogd wordt. De kogelbuis F, waarvan het gewicht bekend is, bestaat uit moeilijk smeltbaar glas; zij is bestemd om de gewogen hoeveelheid cuprioxyde op te nemen, terwijl het verhitten

hiervan, door middel van een lamp geschiedt. liet gevormde water wordt in den bol G verzameld en de medegevormde waterdamp in buis H geabsorbeerd.

Men gaat voort met het aanvoeren van waterstof totdat al het cuprioxyde tot rood koper gereduceerd is; na afkoeling bepaalt men het gewicht van F en van G en II te zamen. Het gewichtsverlies van F is gelijk aan de hoeveelheid zuurstof, die zich met waterstof tot water verbonden heeft; de gewichtstoename van G en H doet de hoeveelheid gevormd water kennen. Het verschil van F en G II geeft de hoeveelheid waterstof aan, die in het gevormde water aanwezig is. Zoo vindt men dat op 100 gewichtsdeelen water voorkomen:

waaruit blijkt dat 1 deel waterstof zich met 8 deelen zuurstof tot 9 deelen water vereenigt.

In de onderstelling dai een molecule water uit 1 atoom waterstof en 1 atoom zuurstof bestaat, zou de scheikundige formule van het water worden uitgedrukt door HO, en het atoorngewicht van O zou dan 8 zijn. Het is echter evengoed mogelijk, dat aan de watermolecule de formule 110j toekomt; dan zou het atoorngewicht van zuurstof 4 wezen. Neemt men II.jO als formule aan, dan moet het atoomgewicht van zuurstof 10 gesteld worden enz. (bladz. 42). De quantitatieve analyse kan de atomistische samenstelling van de watermolecule niet doen kennen; wij kunnen echter daartoe geraken langs andere hulpmiddelen, gegrond op de beschouwingen van bladz. 46.

Wij bepalen namelijk het soortelijk gewicht van waterdamp, en vinden hiervoor het cijfer 9 (waterstof als eenheid genomen) en 0,6224 (lucht als eenheid). Daaruit volgt dat het moleculairge-wicht van water 18 is. In 18 gewichtsdeelen water zijn nu, volgens de quantitatieve analyse, 16 gewichtsdeelen zuurstof en 'i gewichtsdeelen waterstof. Voor het atoomgewicht van waterstof word vroeger 1 gevonden, waaruit dan volgt dat in een molecule water 2 atomen waterstof aanwezig zijn. Geen molecule van eenige andere bekende zuurstofverbinding bevat minder dan 10 gewichtsdeelen zuurstof; waaruit wij besluiten, dat 16 het atoomgewicht van de zuurstof en derhalve H₂0 de formule voor het water is. Daar het soortelijk gewicht van vrije zuurstof 16 en haar moleculairgewicht derhalve 32 is, volgt daaruit tevens dat in een molecule vrije

zuurstof 2 atomen aanwezig zijn, zooals wij ook vroeger hebben aangenomen. Hieruit vloeit verder voort dat door de inwerking van n moleculen zuurstof op 2 n moleculen waterstof 2 u moleculen water moeten ontstaan:

dus, volgens de stelling van Avogadbo, moeten ook 1 volume zuurstof met 2 volumen waterstof 2 volumen waterdamp opleveren. Deze volumetrische samenstelling wordt door de volgende proeven bevestigd.

1quot;. Men ontleedt water door den galvanischen stroom in een voltameter of beter in een toestel van Hofmann (Fig. 32). Men

2quot;. Eene met kwik gevulde eudiometerbuis (Fig. 33) wordt met 1 volume zuurstof en 2 volumen waterstof gevuld, en deze gassen worden door de electrieke vonk tot vereeniging gebracht, waardoor een geringe hoeveelheid vloeibaar water ontstaat. Al het gas verdwijnt als zoodanig, en de eudiometerbuis loopt vol kwik.

In plaats van den gewonen eudiometer kan ook die van Uof-m. nn' dienen (Hg. 34), namelyk een U-vormig gebogen eudiometerbuis, die in de bocht van een afvoerbuis is voorzien, terwijl aan het gesloten boveneinde der buis twee ingesmolten platinumdraden zijn aangebracht. In dit boveneinde bevindt zich ook een kraan,

kingen te kunnen opvangen. De eu-diometerarm wordt geheel met kwikzilver gevuld eu daarin vervolgens 1 volume zuurstof en 2 volumen waterstof gebracht. Door het aanvullen van het kwik langs den open arm en het doen wegvloeien daarvan niet behulp van de kraan aan de afvoerbuis kan het kwikzilver in beide armen op gelijke hoogte worden gebracht, ten einde het volume der gassen onder atmosfe-rischen druk te kunnen aflezen.

3°. Het bij de ontploffing gevormde water kan men meten, na het door verhitten in dampvorm te hebben overgebracht. Daartoe bedient men zich van den in Fig. 35 (zie de volgende bladzijde) afgebeelden toestel, die evenals de eudiometer van Fig. 34 bestaat uit eeue U-vormige buis, wier eene arm als eudiometer ingericht en verder door een wijde glazen buis B omgeven is. Deze buis staat in verbinding met een kolf A, waarin een vloeistof wordt verhit, die boven 100° C kookt, b. v. aniline.

Do gevormde dampen gaan door de buis B, brengen het in den eudiometer gevormde water in dampvorm, en worden voorts in de spiraalvormig gewonden buis C verdicht. Om het volume van het mengsel van waterstof eu zuurstof te kunnen vergelijken met het volume van den gevormden waterdamp, moet noodzakelijk de eudio-

meterarm, alvorens de electrieke vonk te gebruiken, op een constante temperatuur boven 100° worden gebracht. Langs dezen weg vindt men, dat liet volume van den waterdamp het *l₃ bedraagt van het volume van het gasmengsel, en dus 2 volumen waterstof en 1 volume zuurstof 2 volumen waterdamp opleveren. Door deze proeven wordt derhalve de formule ILO voor het water bevestigd.

Uit de volumeverhouding kan ook de gewichtsverhouding gemakkelijk worden afgeleid; daar namelijk de soortelijke gewichten van waterdamp, zuurstof en waterstof respectievelijk 9,16 en 1 bedragen, moeten ook 2x1=2 gewichtsdeelen waterstof met 1 x 16 = 1G gewichtsdeelen zuurstof 2 x 9 = 18 gewichtsdeelen waterdamp opleveren.

Ook langs dezen weg blijkt dus, dat op 100 gewichtsdeelen water, 88,88 .. gewichtsdeelen zuurstof en 11,11.. gewichtsdeelen waterstof aanwezig zijn.

Bereidingswijze. Behalve het water bestaat er nog een andere verbinding van waterstof met zuurstof, het waterstof-dioxyde (of waterstof-peroxyde). liet wordt gevormd door verdunde zuren op sommige peroxyden, b. v. die van het kalium, calcium en barium, te doen inwerken. Zeer gemakkelijk verkrijgt men het met behulp van verdund zwavelzuur en barium-dioxyde.

In plaats van barium-dioxyde gebruikt men beter vochtig kristalachtig barinm-dioxyde-hydraat en werpt het laatste, onder omroeren gt; bij kleine gedeelten, in kondgehouden verdund zwavelzuur, totdat dit nagenoeg geneutraliseerd is. De nog overgebleven kleine hoeveelheid zwavelzuur verwijdert men voorzichtig door toevoeging van eene verdunde oplossing van bariumhydroxyde, waardoor eveneens onoplosbaar bariumsulfaat gevormd wordt, dat bezinkt.

De oj) deze wijze verkregen oplossing van waterstof-dioxyde wordt van het bezinksel, door afgieten. gescheiden en vervolgens onder de luchtpomp geconcentreerd.

Ter bereiding van waterstof-dioxyde kan men ook koolstof-dioxyde laten inwerken op barium-dioxyde, dat ton dien einde in verdeelden toestand in water wordt gebracht:

Het onoplosbare bariumcarbonaat wordt door filtreeren uit de oj)lossing verwilderd, en deze vervolgens geconcentreerd.

Onk volgons anden; dan deze, op de ontleding der peroxydon gegronde, methoden wordt waterstof-dioxyde (wel is waar in geringe hoeveelheid) gevormd. Zoo ontstaat het bij nagenoeg alle langzame oxydatie-processen, waarbij ook ozono verkregen wordt. Dit gelijktijdig ontstaan van waterstof-dioxyde en ozone kan op de volgende wijze verklaard worden. De zuurstofmoleculen splitsen zich, bij hare scheikundige inwerking, in atomen zuurstof, waarvan de meeste zich verbinden met de stof, die geoxydcerd wordt, sommige daarentegen met het water tot waterstof-dioxyde, andere met vrije zuurstof tot ozono;

Zoo wordt, bij do oxydatie van vochtig gehouden phosphorus in lucht, de zuurstof hiervan goozoniseerd, terwijl daarbij waterstof-dioxyde in het water ontstaat.

Brengt men in cone flesch oen weinig water en ether, dan zal oeno gloeiende platinnmspiraal, boven hot mengsel opgehangen, hierin voortgloeien, omdat de dampen van den ether Inngzaam ontbranden; men vindt dan in de lucht ozono, in het water waterstof-dioxyde.

Wordt zinkvijlsel of zinkamalgaam met water geschud, dan kan daarin waterstof-dioxyde worden aangetoond.

Do zuurstof, door olcctrnlvse verkregen, is ozonehoudond (bladz. OG); het water, dat daartoe gediend hooft, bevat daarentegen waterstof-dioxyde.

I*liysisclie eiffenscliappen. Het waterstof-dioxyde is — na ouder de luchtpomp, zooveel mogelijk, geconcentreerd te zijn —

een kleurlooze, stroopachtige, Ijitlere vloeistof, waarvan liet soortelijk gewicht '1,45 bedraagt. Het is tot heden nog niet iu vasten toestand verkregen; verdunde oplossingen van waterstof-dioxyde kunnen. door het water te laten bevriezen, worden geconcentreerd. Het kan in elke gewilde verhouding met water worden gemengd. In het luchtledig verdampt het.

SclieiUiimliffe eigenscliaiipen. Do geconcentreerde oplossing van waterstof-dioxyde is zeer onbestendig, en wordt gemakkelijk onder afscheiding van zuurstof ontleed. In een verdunde, een weinig zuur gemaakte oplossing daarentegen ontbindt het zich niet spoedig bij gewone temperatuur. Bij verhitting ontploft het. Door zijne onstandvastigheid werkt het sterk oxydeerend, en wel (bladz. 47) omdat de zuurstof daarbij in statu nascendi optreedt. Zoo worden selenium, chromium en arsenicum tot seleenzuur, chroomzuur en arseenzuur geoxydeerd, zwavelmetalen in sulfaten (b. v. PbS in PbSOj veranderd; evenzoo wordt uit eeue oplossing van loodace-taat bruin lood-dioxyde neergeslagen. De organische kleurstoffen worden verbleekt, organische weefsels vernield. Waterstof-dioxyde werkt dus in dit opzicht evenals ozone, omdat beide verbindingen een atoom zuurstof in minder vast gebonden toestand bevatten. Op joodkalium-stijfsel werkt waterstof-dioxyde niet direct in, maar wel, wanneer men hierbij een weinig ferrosulfaat voegt; het jodium wordt alsdan afgescheiden en de stijfsel blauw gekleurd.

In al deze gevallen werkt het waterstof-dioxyde oxydeerend; doch in sommige werkt het ook reduceerend, wanneer het namelijk wordt samengebracht met weinig bestendige oxyden, superoxyden en de hoogste zuurstofverbindingen van eenige metalen. Zoo worden zilveroxyde, kwikzilveroxyde, goudoxyde onder levendige zuurstofontwikkeling tot metaal gereduceerd.

De roode oplossing van kalium-permanganaat, MnOJv, wordt bij tegenwoordigheid van zuren ontkleurd en in manganozout veranderd. Eveneens worden chroom-trioxyde en chromaten in chromi-oxyde omgezet:

Al dczf reacties kunnen verklaard worden, indien men aanneemt, dat de zuurstofatomen, ceno zekere affiniteit — scheikundig arbeidsvermogen — ten opzichte van elkander hebben. Wanneer zij met andere stoffen weinig standvastig verbonden zijn, scheiden zij zich daarvan gemakkelijk af, en verbinden zich onderling tot vrije zuurstofmoleculen. Ook door deze reactie wordt derhalve het besluit bevestigd (bladz. GG), dat de moleculen van vrije zuurstof uit 2 atomen bestaan.

Ten derde ondergaat liet waterstof-dioxyde door verscheidene stoffen, vooral wanneer deze in lijn verdeelden toestand aanwezig

zijn, eene ontleding in water en zuurstof, en zulks zonder dat die stollen zelf daarbij veranderd worden. Op deze wijze werken goud, platinum, zilver, mangaan-dioxyde, kool en andere. Dergelijke werkingen, waarbij één van de inwerkende stofleu oogenscliijn-lijk onveranderd blijft heeft men katalytische werkingen genoemd. In vele gevallen kunnen zij verklaard worden door do hypothese, dat zich tusschenproducten vormen, die dan op elkander inwerken. Zoo kan men aannemen, dat bij de inwerking van zilver en goud op UoOo, eerst oxyden ontstaan, die dan door een ander molecuul H₂0₂ weder gereduceerd worden.

wordt door 'lLtK. slechts langzaam ontleed, in tegenwoordigheid van ferrosulfaat echter wordt dadelijk jodium afgescheiden. Eveneens wordt bij aanwezigheid van ferrosulfaat guajak-tinctuur terstond blauw gekleurd, indigo-oplossing ontkleurd. Zeer kenmerkend voor HoOo is de volgende reactie: men brengt bij een oplossing van chroom zuur een weinig ILO,, voegt er ether bij en schudt het geheel sterk; de bovendrijvende ether wordt dan fraai donkerblauw gekleurd (Zie chroomzuur).

SamenstelliMg- van watersfof- Hoxyrte. Uit de analyse van waterstof-dioxyde blijkt, dat het op 1 gewichtsdeel waterstof, 16 gewichtsdeelen zuurstof bevat, zoodat zijne eenvoudigste formule dus 110 zou zijn. De bovengenoemde scheikundige eigenschappen en daarbij de geringe vluchtigheid van het waterstof-dioxyde maken het echter waarschijnlijk, dat een molecule waterstof-dioxyde uit een grooter aantal atomen bestaat en hare samenstelling door de formule H₂0₂ wordt uitgedrukt. Men neemt aan, dat het waterstof-dioxyde '2 met elkander verbondene groepen Oil bevat. Aan de groep OH geeft men den naam hydroxy 1.

Natuurstaat. De zwavel is zoowel in vrijen staat, als in verbindingen zeer algemeen in de natuur verspreid. De vrije zwavel komt in vulkanische streken voor, voornamelijk op Sicilië, waar men haar in uitgestrekte beddingen, gemengd met gips, kalksteen en mergel, vindt. De verbindingen van zwavel met metalen noemt men kies, blende of glans. In verbinding met zuurstof en calcium vormt de zwavel als calciumsulfaat het algemeen voorkomend gips. Verder wordt zij in vele organische stollen aangetroffen.

Kereidin^swijze. Op Sicilië worden tot het winnen van de zwavel uit de gesteenten, waarin zij voorkomt, groote hoopen gemaakt, deze met aarde bedekt en daarna ontstoken. Een gedeelte van de zwavel verbrandt, doch het grootste gedeelte smelt en wordt in kuilen opgevangen. Soms distilleert men haar ook uit aarden retorten. De aldus verkregen ruwe zwavel wordt in fabrieken dooi' distillatie gezuiverd, waarbij gietijzeren retorten worden gebezigd. De overdistilleerende gesmolten zwavel wordt in cylindrische vormen gegoten, pijpzwavel. Koelt men bij de distillatie de zwaveldampen spoedig af, hetgeen geschiedt door hen in een gemetselde kamer te leiden, waardoor koude lucht stroomt, dan verdichten zij zich tot een fijn geel poeder, dat bloem van zwavel (/om salfuris) genoemd wordt.

Ook uit de menigvuldig voorkomende zwavelkies (pyriet), FeSj kan de zwavel door verhitten verkregen worden.

Allotropi.iiclie molt;tificatie.lt;i. De vrije zwavel vormt verscheidene allotropisclie modificaties (bladz. 56).

1°. De gewone, octaëdrische of rhombische zwavel komt in de natuur in fraai gevormde rhombische octaëders voor. Zij is lichtgeel, hard en zeer broos. Haar soortelijk gewicht bedraagt 2,05. In alcohol en ether is zij moeilijk oplosbaar, vrij gemakkelijk in koolwaterstoffen en in etherische oliën, het best in zwavel-monochloruur SnCL en koolstof-disulfuur (zwavelkoolstof) CS._:: 100 deelen CS., lossen bij 22° C 40 deelen zwavel op. Bij het langzaam verdampen van de oplossingen kristalliseert de zwavel, evenals in de natuur, in doorzichtige, glanzende, rhombische octaëders. Zij smelt bij 111quot;, 5 C tot een gele, beweeglijke vloeistof, die bij sterker verwarming donkerder en dikker, bij 250° zelfs zoo taai wordt, dat zij zich niet meer laat uitgieten. Boven 300quot; wordt do zwavel weder dun vloeibaar, om onder het afgeven van oranjegele dampen, bij 440quot; C te koken.

2°. De prismatische of monoklinische zwavel wordt uit rhombiscbe zwavel gevormd, wanneer men deze smelt; iiij het langzaam stollen namelijk neemt zij alsdan gewoonlijk den monoklim-schen vorm aan. De zwavel in toestand van oversmelting kristalliseert echter bij 90° in rhombiscbe kristallen. Het gemakkelijkst verkrijgt men de monoklinische kristallen op de volgende wijze. Men smelt zwavel in een aarden kroes, laat haar langzaam koud worden, totdat zich een korst gevormd heeft, stoot daarna de korst door en giet de vloeibaar gebleven zwavel uit. Men vindt alsdan de wanden van den kroes met lange, min of meer buigzame, doorzichtige, bruinachtig gele naalden of prisma's van het monoklinische stelsel bedekt. Dezelfde monoklinische kristallen worden verkregen, wanneer men eene verzadigde oplossing van zwavel in zwavelkoolstof in een toegesmolten glazen buis op 100° C verhit en dan langzamerhand koud laat worden. Eerst worden dan monoklinische prisma's, die bijna kleurloos en geheel doorzichtig zijn, en bij verdere afkoeling rhombiscbe octaëders afgescheiden.

De monoklinische zwavel heeft een kleiner soortelijk gewicht dan de rhombiscbe, namelijk 1,96. Zij smelt eerst bij 120° C, doch is in dezelfde oplossingsmiddelen als de rhombiscbe zwavel oplosbaar. De monoklinische modificatie is weinig bestendig. De doorzichtige prisma's en naalden worden bij gewone temperatuur ondoorzichtig lichtgeel en soortelijk zwaarder, hetgeen in verband staat met hun overgang tot een agregaat van octaëders van de rhombiscbe modificatie. Zij behouden intusschen uitwendig den prismatischen vorm. Deze verandering gaat met eene ontwikkeling van warmte gepaard. Evenzoo is het met de pijpzwavel. De versch gegoten pijpen bestaan uit monoklinische zuilen; zij gaan evenwel langzamerhand in de rhombiscbe modificatie over.

3°. De zachte plastische zwavel schijnt uit twee modificaties te bestaan. Men verkrijgt haar, als een plastische massa van geelbruine^ kleur, wanneer zij boven 300° gesmolten en met een dunne straal in koud water wordt gegoten. Na eenige dagen verhardt zij en verandert in rhombiscbe zwavel. Bij 95° heeft de verandering plotseling plaats en wel onder levendige warmteontwikkeling. Behandelt men de plastische zwavel met zwavelkoolstof, dan lost zij slechts gedeeltelijk hierin op, terwijl het overige in een amorph poeder overgaat.

4°. Amorphe onoplosbare zwavel. Deze modificatie ontstaat ook dooi' inwerking van zonlicht op opgeloste of gesmolten zwavel, en bij het ontleden van de halogeen verbindingen van de zwavel door water. Bloem van zwavel is eveneens voor het grootste

gedeelte onoplosbaar in zwavelkoolstof. Op 400° C verhit gaat de amorphe onoplosbare zwavel weder in gewone octaëdrische over.

5°. Giet men zoutzuur in een oplossing van kalium-polysulfuur of calcium-polysulfuur, dan wordt zwavel als een fijn wit poeder afgescheiden, dat zwavel me Ik {lac sulfur is) genoemd wordt.

Deze zwavel is amorph, oplosbaar in zwavelkoolstof, dus een vijfde modificatie. Ook deze is onstandvastig en gaat gaandeweg in rhombische zwavel over.

Tiet bestaan van deze verschillende modificaties van de zwavel kan men, evenals bij de ozone, verklaren door aan te nemen, dat de moleculen van de zwavel in haar onderscheidene toestanden uit een verschillend aantal atomen bestaan. Deze onderstelling wordt gesteund door het soortelijk gewicht van den zwaveldamp, dat namelijk, bij 500° C, 9(3 (H = 1) bedraagt, bij toenemende temperatuur, van 700quot; af, echter voortdurend kleiner wordt, om bij 1000quot; weder constant en gelijk aan 32 te zijn, als wanneer het moleculairgewicht 64 is. Wij zullen later zien dat het atoomgewicht van de zwavel 32 bedraagt, zoodat bij 1000quot; C de moleculen zwavel uit 2 atomen bestaan: S₂ = 64= 2 x32. Bij 500° C is het soortelijk gewicht 96, dus het moleculairgewicht 192; de molecule zwavel bestaat alsdan uit 6 atomen: S₆ = 6x32 = 192, waaruit volgt, dat de 6 atomen bevattende zwavelmoleculen door het verhitten gedissocieerd worden (bladz. 62) en, bij het uit elkander vallen, moleculen van 2 atomen vormen. De dissociatie begint bij 700° en is bij 1000° voltooid. De omstandigheid, dat de moleculen van dampvormige zwavel uit 2 of wel uit 6 atomen bestaan, brengt tot het vermoeden, dat in vloeibaren en vasten toestand de moleculen meer dan 6 atomen bevatten. Hierdoor wordt de hierboven gegeven verklaring omtrent de verschillende allotropische modificaties van de zwavel, in vasten toestand, gesteund. Evenals de zwavel komen ook de andere vaste metalloïden, zooals selenium, phosphorus, arsenicum, koolstof, silicium in verschillende modificaties voor.

Sclieikunilige eigcnscliappen. In scheikundig opzicht gelijkt de zwavel veel op de zuurstof, en hebben de sulfuren een met de oxyden overeenkomende samenstelling. Zij verbindt zich rechtstreeks met de meeste elementen. In den dampkring op 260° C verhit, vat zij vuur en brandt met een weinig lichtgevende blauwe vlam tot gasvormig zwavel-dioxyde (S0₂). Bijna alle metalen ver-eenigen zich direct met zwavel tot metaalsulfuren. Wrijft men kwikzilver met bloem van zwavel samen, onder bevochtiging met

water, dan wordt zwart kwikzilversulfuur verkregen. Een vochtig mengsel van ijzervijlsel en zwavel begint na ecnigen tijd te gloeien. Koper en ijzer verbranden in zwaveldamp. Dat de zwavelverbin-dingen met de zuurstofverbinding eene overeenkomstige samenstelling bezitten, blijkt uit de volgende formules:

Natuurstaat. Waterstofsulfuur (zwavelwaterstof) komt in de natuur voornamelijk in vulkanische gassen en in zwavelbronnen voor. Het wordt gevormd bij de verrotting van zwavelhoudende organische stollen (in riolen, beerputten), eveneens bij de reductie van de sulfaten der alcalimetalen door sommige koolstofverbindingen.

Bereidingswijze. Het waterstofsulfuur kan rechtstreeks uit zijn bestanddeelen worden gevormd, en wel door waterstofgas in kokende zwavel of ook door zwaveldampen met waterstof te zamen te leiden door buizen, die met poreuse stoffen (puimsteen, gebakken steen) zijn gevuld en tot 500° C verhit worden. Do hoeveelheid waterstofsulfuur, die op deze wijze verkregen wordt, is echter gering.

Verscheiden metaalsulfüren worden bij het gloeien in een water-stofstroom onder vorming van waterstofsulfuur gereduceerd;

Doorgaans bereidt men waterstofsulfuur door zuren op metaal-sulfuren te doen inwerken. Meestal neemt men ijzersulfuur en met water verdund zwavelzuur, als wanneer reeds bij gewone temperatuur de omzetting plaats heeft:

Men gebruikt hiertoe gewoonlijk den toestel van Kin' of den in Fig. 36 (zie volgende bladzijde) afgebeelden toestel, dien we op bladz. 13 reeds hebben leeren kennen.

Het aldus verkregen waterstofsulfuur bevat gewoonlijk nog waterstof, omdat het ijzersulfuur doorgaans niet zuiver en meestal met metallisch ijzer gemengd is. Volkomen zuiver waterstofsulfuur woidt door verhitten van antimoon-trisulfuur met zoutzuur bereid:

■quot;liyKisclie eigenscliappen. Waterstofsulfuur is een klem-loos gas, dat naar bedorven eieren riekt; in groote hoeveelheden ingeademd werkt het bedwelmend en vergiftig. Bij gewone temperatuur wordt het door een drukking van 14 atmosferen tot een kleurlooze vloeistof verdicht, die bij —74° O kookt en bij 85° G vast wordt, als wanneer het een kristalachtige massa vormt. liet soortelijk gewicht van vloeibaar waterstofsulfuur is 0,9, van gasvoimig waterstofsulfuur '17 (H als eenheid), of 1,175 (lucht als eenheid). Één volume water lost 3 tot 4 vohunen waterstofsulfuur op; zoo-danige oplossing bezit alle eigenschappen van het waterstofsulfuur en wordt gewoonlijk zwavel waterstof-water genoemd.

Sclieikuiiilige eigenscliappen. In den dampkring brandt het waterstofsulfuur met een blauwachtige vlam; daarbij worden water en zwavel-dioxyde gevormd:

Bij ontoereikenden toevoer van lucht, of wanneer in de vlam een koud lichaam gebracht en daardoor afkoeling verkregen wordt, brandt alleen de waterstof voort, en wordt de zwavel in vasten toestand afgescheiden. In waterige oplossing wordt het waterstof-

sulfuur door de zuurstof der lucht reeds bij gewone temperatuur ontleed; daarbij wordt zwavel als fijn poeder afgescheiden:

Zwavelwaterstof-water wordt dus troebel, wanneer liet aan de lucht blootgesteld blijft.

Evenals de zuurstof werken ook de halogenen, in dien zin namelijk, dat ze zich met waterstof vereenigen en zwavel afscheiden:

De groote affiniteit van waterstofsulfuur tot zuurstof maakt, dat het voor vele zuurstofrijke verbindingen als reductiemiddel kan dienen (bladz. 53). Chromaten, manganaten en salpeterzuur worden derhalve door II₂S gereduceerd. Giet men b. v. een kleine hoeveelheid roo-kend salpeterzuur in een cylinder met droog HLS gevuld, dan ontvlamt het mengsel met een zwakke ontploffing.

Waterstofsulfuur heeft de eigenschappen van een zwak zuur, en wordt daarom ook wel zwavelwaterstof-zuur genoemd. Het kleurt blauw lakmoes rood en vormt met bases zoutachtige verbindingen. Bijna alle metalen werken er zoodanig op in, dat metaalsulfuren ontstaan en waterstof vrij wordt.

Met de oxyden en hydroxyden der metalen vormt ILS metaalsulfuren en metaal-hydrosulfuren.

Evenals men de metaalchloruren als zouten van chloorwaterstof-zuur kan beschouwen, zoo zijn ook de metaalsulfuren als zouten van het zwavelwaterstof-zuur aan te merken. De sulfuren van bijna alle zware metalen zijn onoplosbaar in water en verdunde zuren; zij worden derhalve uit de oplossingen van andere zouten dezer metalen door ILS neergeslagen.

De aldus verkregen metaalsulfuren zijn verschillend van kleur (kopersulfuren, zwart; cadmiumsulfuur, geel; antimoonsulfuur, oranje enz.) on dienen daarom ter herkenning van de metalen in hunne

zouten. Omgekeerd kan men ook de metaalzouten gebruiken als herkenningsmiddel van waterstofsulfuur. Een papier namelijk, dat met eene loodzoutoplossing doortrokken is, wordt van ILS dadelijk zwart gekleurd door liet gevormde loodsulfuur. Dit lierkennings-middel voor de zwavelwaterstof is zeer gevoelig.

l^oruiuit' van waterstofsulfuur. Atoomg-ewiclit van ile zwavel. Door analyse van waterstofsulfuur vinden wij dat het op één gewichtsdeel waterstof 16 gewichtsdeelen zwavel bevat. Het soortelijk gewicht van het gas is 17, dus het moleeulairgewicht 34. In 3i gewichtsdeelen waterstofsulfuur worden 2 gewichtsdeelen waterstof in 3'2 gewichtsdeelen zwavel gevonden. Daar geen zwavel-verbinding bekend is, die in een molecule minder dan 32 gewichtsdeelen zwavel bevat, mogen wij voor liet atoomgewicht van zwavel 32 stellen. Daar verder het atoomgewicht van de waterstof 1 is, wordt de atomistische samenstelling van zwavelwaterstof door de formule ILS uitgedrukt.

Dewijl in een molecule ILS eene hoeveelheid waterstof gevonden wordt, gelijk aan die, welke in 1 molecule waterstof aanwezig is, zoo moet ook 1 volume ILS 1 volume waterstof bevatten. Wij kunnen ons daarvan op de volgende wijze overtuigen. In eene, rechthoekig gebogen, met kwik gevulde glazen buis (Fig. 37) brengt men droog H₂S,

en daarna in het horizontale gedeelte der buis een stuk tin, dat met een vlam verhit wordt.

Hierdoor vereenigt zich de zwa-|jngt; vel van het waterstofsulfuur met llljij het tin, tot vast tinsulfuur, en ^ de waterstof wordt vrij. Daarbij

zal worden bevonden, dat het volume waterstof volkomen gelijk is aan het volume van het gebruikte waterstofsulfuur.

De hoeveelheid zwavel, die met waterstof verbonden is, zoude in dampvorm bij 1000° C (bladz. 74) nauwkeurig de helft van het volume van de waterstof innemen. Bij deze temperatuur is de samenstelling van waterstofsulfuur ook, wat de volume verhouding aangaat, volkomen analogisch aan die van het water. Bij 500° C daarentegen zal 1 volume H₂S uit een volume waterstof en '/5 volume zwaveldamp bestaan (bladz. 74).

Evenals door de inwerking van zuren op eenige peroxyden wa-terstof-dioxyde (IL0₂) verkregen wordt (bladz. 68), zoo geven ook

sommige metaal-persulfuren, door de inwerking van zuren, water-stof-disulfuur (waterstof-persulfuur). Voor een gemakkelijke bereiding hiervan heeft men slechts de waterige oplossing van calcium-disuifuur in zoutzuur te gieten.

Hierbij wordt het waterstof-disulfuur afgescheiden als een £;elo, olieachtige, zeer onaangenaam riekende vloeistof, die in water niet oplosbaar is. Het wordt reeds bij gewone temperatuur gaandeweg ontleed; door verwarming wordt, de ontleding versneld. Waterstof-sulfuur en zwavel zijn de ontledingsproducten.

Gewoonlijk neemt men aan, dat het aldus verkregen waterstof-disulfuur analogisch aan het waterstof-dioxyde is samengesteld. Daar intusschen het gebruikte calcium-persulfuur een mengsel van CaS», CaS3 en CaS- is, wordt het waarschijnlijk, dat de verkregen olieachtige vloeistof uit een mengsel van TLS^, ILS₃ en ILS, bestaat ; ten minste moet men tot de aanwezigheid van ILS, in het mengsel besluiten, omdat hieruit eene kristalachtige verbinding van strychnine met HoS₃ kan worden verkregen.

Kwavel-dicliloruiur, SC1₂, wordt verkregen, wanneer men S2CI0 bij lage temperatuur met chloor verzadigt.

De overmaat van chloor verwijdert men door een stroom van koolstof-dioxyde door de verkregen vloeistof te leiden.

Het zwavel-dichloruur is een donkerroode vloeistof, waarvan het soortelijk gewicht 1,62 bedraagt. Het kookt bij 04» C onder gedeeltelijke ontleding in S₂Cl_s en Cl_s; de dissociatie begint reeds bij gewone temperatuur.

Xwavel-tetrachloruur, SCI_t, bestaat alleen bij temperaturen beneden 0⁰C, en wordt gevormd door SCI,, met chloor bij —30° C te verzadigen. Het wordt gemakkelijk ontleed in SCL en CL De dissociatie begint bij —20quot; en is bij (iquot; volbracht. Met'sommige chloruren, b. v. SnCI₄, AsClj, SbCI₃. vormt het kristalachtige verbindingen. De bestendigste van de chloorverbindingen der zwavel is het:

SRwavel-monocltloruur. S.iCIo (Half-chloorzwavel). Men bereidt het door droog chloorgas over gesmolten zwavel te leiden (Fig. 38). Het gevormde zwavel-monochloruur distilleert over

en wordt in den ontvanger E verdicht. Om het volkomen zuiver te verkrijgen is een herhaalde distillatie noodig. Het is alsdan een roodgele vloeistof, die dooi' haar scherpe lucht de oogen doet tranen. Haar soortelijk gewicht is 1,68. Zij kookt bij 139° C. Daar haar dampdichtheid 07,5 is, wordt het moleculairgewicht van zwavel-monochloruur 137, eu de formule hiervan dus niet SCI, maar S₂Cl2. Het rookt sterk in aanraking met de lucht; met water wordt het ontleed onder vorming van zwavel-dioxyde, zwavel en waterstofchloruur:

Het zwavel-monochloruur lost gemakkelijk zwavel op en dient tot vulkaniseeren van caoutchouc.

Bromium vormt met zwavel soortgelijke verbindingen als het chloor. Jodium vereenigt zich met zwavel, bij zachte verwarming, tot zwavel-monojoduur S_aJj.

IVatiiur«taat. Het selenium komt in de natuur zelden voor; voornamelijk wordt het gevonden in ecnige ijzer- en koperkiezen in Zweden en Bohemen.

Bereirtingswijze. Bij het roosten dezer kiezen, ter bereiding van het zwavelzuur, zet zich het selenium als stof in de kanalen

of in het slijk der loodkatners (zie bij liet zwavelzuur) neder en is daarin, 1817, door Berzelius ontdekt.

Allotropisclte inoiUHcaties. Evenals de zwavel kennen wij ook het selenium in verschillende allotropische toestanden. Het amorphe selenium, verkregen door reductie van selenium-dioxyde (SeO.,) door zwavel-dioxyde (SO_;), is een amorph in koolstof-disulfuur oplosbaar, roodbruin poeder. Zijn soortelijk gewicht bedraagt 4,26. Koelt men gesmolten selenium snel af, dan stolt het tot eene amorphe, glasachtige, zwarte massa, die eveneens in koolstof-disulfuur oplosbaar is, en tot soortelijk gewicht 4,28 heeft. Verwarmt men amorphe selenium tot 97° C, dan stijgt zijne temperatuur plotselings boven 200quot; C. Het verandert daarbij in eene kristalachtige, donkergrijze massa, die tot soortelijk gewicht 4,5 heeft. Dit selenium bezit metaalglans, is een geleider voor de electriciteit en niet oplosbaar in koolstof-disulfuur. Dezelfde kristalachtige onoplosbare modificatie verkrijgt men door gesmolten selenium langzaam te laten afkoelen.

Eene vierde modificatie van het selenium wordt bereid door eene oplossing van selenium in koolstof-disulfuur te laten verdampen, waarbij het zich tot roodbruine rhombische kristallen vormt, wier soortelijk gewicht 4,46—4.50 bedraagt. Eindelijk verkrijgt men het in zwarte bladerige kristallen, waarvan het soortelijk gewicht 4,8 is, wanneer het uit eene oplossing van kalium- of natriumsele-nuur door den invloed van de dampkringslucht wordt afgescheiden.

Het selenium smelt bij 217^ÜC, kookt bij omstreeks 700° C, en verandert daarbij in een donkergelen damp. De dampdichtheid neemt, evenals bij de zwavel, met het stijgen van de temperatuur bestendig af en wordt eerst bij 1400° constant, als wanneer zij 79,5 is. Het moleculairgewicht van selenium is dus 159 en daar het atoomgewicht 79,5 bedraagt, bestaat een molecule selenium bij 1400° C uit 2 atomen.

Het selenium gelijkt in scheikundig opzicht zeer veel op de zwavel. liet verbrandt in do lucht met roodachtig blauwe vlam tot seleen-dioxyde (SeO»), dat een eigenaardigen aan ramenas herinnerenden reuk bezit.

Waterstofselenuur, seleniumwaterstof, ILSe kan op analoge wijze als hot waterstofsulfuur verkregen worden. Het is een kleurloos, walgelijk riekend en zeer vergiftig gas.

De chloor vormt met selenium de verbindingen SeC^ en Se.,CU, die in scheikundig karakter met de chloorverbindingen vau da zwavel SCl_t en SjCIj overeenkomen. SeCi, is echter vast en sublimeert zonder ontleding.

Het tellurium komt in de natuur voor, zoowel in gedegen toestand, als in verbinding met goud, zilver en lood, doch zeer zeldzaam. Het wordt in Zevenborgen en in het Altaïgebergte aangetroffen.

Volgens zijne physische eigenschappen is liet tellurium een metaal. Het is zilverwit, sterk metaalglanzend en eon goede geleider van warmte en electriciteit. Het kristalliseert in rhomboëders van het soortelijk gewicht 0,25, smelt bij 500quot; C en verdampt bij witgloei-hitte en dan slechts in een waterstofstroom. In de lucht verbrandt het met blauwgroene vlam tot telluur-dioxyde TeO*.

Waterstoftelluruur, telluriumwaterstof, ILTe is een kleurloos, zeer vergiftig gas van walgelijken reuk. Met chloor vereenigt zich het tellurium tot de verbindingen TeCU en TeCU; met bromium tot TeBi-j en TeBiv

Vergelijking der elementen, die tot de zuurstofgroep beliooren. De elementen zuurstof, zwavel, selenium en tellurium vormen eene natuurlijke groep van scheikundig op elkander gelij-kende stoffen; vooral vertoonen de drie laatste elementen onderling zeer veel overeenkomst. De zuurstof, die een kleiner atoomgewicht bezit dan de overige, wijkt in eigenschappen eenigszins van deze af. Een soortgelijke omstandigheid doet zich voor bij het fluorium, hetwelk van de elementen, behoorende tot de groep der halogenen, het laagste atoomgewicht heeft. Evenals vroeger bij de halogenen merken wij thans op, dat ook bij de zuurstofgroep met het toenemen der atoomgewichten de eigenschappen der elementen op regelmatige wijze veranderen. Zoo doet de volgende tabel uitkomen, dat de elementen met grooter atoomgewicht ook hooger smelt- en kookpunt, alsmede grooter soortelijk gewicht bezitten.

(1) Het atoomgewicht van tellurium moet hoogstwaarschijnlijk 125 zijn, zooals uit later te geven theoretische beschouwingen kan worden afgeleid. Het getal 128 is het resultaat van zeer oude onderzoekingen, die sedert niet herzien zijn.

De zuurstof is een permanent gas, zoodat haar smelt- en kookpunt niet opgegeven kunnen worden; in elk geval liggen zij beneden de laagste, tot nu toe bereikte temperatuur, zoodat het verschil in smelt- en kookpunt tusschen de zuurstof en de zwavel grooter is dan uit het verschil hunner atoórngewichten zou voortvloeien. Dit wordt verklaarbaar, wanneer wij in aanmerking nemen dat het smelt- en kookpunt behalve van het atoomgewicht ook van het moleculairgewicht afhangen, en dat de elementen: zwavel, selenium en tellurium in vasten toestand hoogstwaarschijnlijk uit een zeer groot aantal atomen bestaan, waardoor het moleculairgewicht natuurlijk wordt verhoogd.

Verder gaat met het toenemen van het atoomgewicht de omstandigheid gepaard, dat genoemde metalloïdeu meer en meer op metalen gaan gelijken. Het tellurium vertoont alle phvsische eigenschappen van een metaal; ook het selenium, in de kristalachtige modificaties, bezit reeds eenige der eigenschappen van metalen. In scheikundig opzicht zijn zij intusschen allen metalloïden. Alle 4 elementen namelijk vereenigen zich direct bij hoogere temperatuur met waterstof; en wel bestaat een molecule van de op deze wijze gevormde verbindingen uit 1 atoom zuurstof, zwavel, selenium of tellurium en 2 atomen waterstof. De waterstofverbindingen der 3 laatste elementen zijn gasvormige zuren; die van het eerste element, het water, is een neutrale vloeistof. In de gloeihitte worden de waterstofverbindingen in hare bestanddeelen ontleed. De zuurstof bezit van bedoelde elementen de grootste affiniteit tot waterstof. De oplossingen van H₂S, H„Se en li.Te in water worden alle door de zuurstof der lucht ontleed.

Bij de verceniging van 2 Kg. waterstof met 10 KG. zuurstof worden 08.360 caloriën ontwikkeld, bij die van 2 KG. waterstof met 32 KG. zwavel komen niet meer dan 4.510 caloriën vrij. Het aantal caloriën, dat bij de vorming van ILSe en ILTe vrij wordt is nog niet met zekerheid bepaald; hot schijnt echter dat de affiniteit van waterstof tot selenium en tellurium grooter is dan tot do zwavel.

Tot deze groep behooren de elementen stikstof, phosphorus, arsenicum, antimonium en bismuth. Zij vormen met de waterstof gasvormige verbindingen, waarvan elke molecule uit drie atomen waterstof en één atoom van het element bestaat, dat zich met de waterstof heeft verbonden.

Natuurstaat. De stikstof (nitrogenium) wordt in vrijen staat gevonden in do lucht, welke uit een mengsel van omstreeks */5 volume stikstof en '/s volume zuurstof bestaat; scheikundig gebonden komt zij voornamelijk voor in de ammoniumverbindingen en in de nitraten, en evenzeer in vele organische stoffen.

Uereiflingswijze. De stikstof kan uit de atmosferische lucht worden verkregen door daaraan de zuurstof te onttrekken, hetgeen kan geschieden met zulke stoffen, die in staat zyn zuurstof op te ' nemen, maar die niet op de stikstof inwerken, b. v. door phosphorus te verbranden. Daartoe wordt, in een waterbak, een porseleinen schaaltje, waarin eenige stukjes phosphorus, drijvende gehouden. Na de phosphorus ontstoken te hebben wordt het schaaltje met een glazen klok overdekt (Fig. 39). Na eenigen tijd houdt

de phosphorus op te branden, omdat hij al de zuurstof aan de lucht, die in de klok aanwezig was, heeft onttrokken. Het phosphor-pent-oxyde, dat zich hierbij vormt, lost in water op, zoodat de klok bijna zuivere stikstof bevat. Eene andere methode bestaat in het leiden van dampkringslucht door eene — gloeiende, met koperspaan-

(Iers gevulde buis, waarbij liet koper zich verbindt met de zuurstof eu stikstofgas ontwijkt. Ook bij gewone temperatuur wordt de zuurstof der lucht door phosphorus, zwavellever, pyrogalluszuur in oplossing en andere stollen geabsorbeerd.

Eene zeer gemakkelijke methode ter bereiding van stikstof is de volgende. Men verhit ammoniurnnitriet (salpeterigzuur ammonium) in een kleine glazen retort, waardoor dit zout direct in water en stikstof wordt ontleed.

In plaats van ammoniumnitriet is het gemakkolijkor een mengsnl van kaliumnitriet (N0₂K) en ammoniurachloruur {NII₄C1) te gebruiken; bij het verwarmen werken deze beide zouten zoo op elkander in dat kaliumchloruur en annnoniumnitriet ontstaan (N0₂K NH₄C1 = NOoNHj KC1). Dit laatste wordt dan verder ontleed, zooals wij boven gezien hebben.

Ook door inwerking van chloor op eene oplossing van ammonia in water kan stikstof bereid worden. De chloor vereenigt zich met de waterstof van de ammonia tot waterstofchloruur, dat op zijne beurt, met een overmaat van ammonia, ammoniumchloruur vormt, terwijl de stikstof, die met de waterstof was verbonden geweest, vrij wordt. Deze reactie wordt door de volgende vergelijkingen uitgedrukt: 2 NH₃ 3 CL = N» 6 HC1, en 6 HC1 6 NH, = 6 NHjCl.

hebbeu leeren kennen (bladz. 20). De chloor, in de kolf ontwikkeld, wordt geleid door eene TFow/jTsche flesch. die ammonia-oplossing bevat; de afgescheiden stikstof wordt boven water opgevangen.

Bij deze boroidingswijze moot met de grootste voorzichtigheid gewaakt worden togen hot bezigen van een overmaat van chloor, ton einde te voorkomen do inwerking van chloor op ammoniumchlo-ruur, on alzoo do vorming van stikstofchloruur (XClg), eene zoor ont-plofbare stof, die zich in olieachtige druppols afscheidt.

1*liysisclie ci^eiiscliappcii. Do stikstof is een kleurloos gas zonder reuk of smaak, dat tot heden niet tot een vloeistof verdicht is kunnen worden. Zijn soortelijk gewicht is l i (1L als eenheid) oi ü,lt;1713 (lucht als eeniieid). In water is het oplosbaar, hoewel in geringe mate; bij gewone temperatuur neemt 1 volume water 0,02 volume stikstof op.

^clieikimilige ei^cnscliapiien. De stikstof is in scheikundig opzicht zeer indillerent, en verbindt zich direct slechts met weinige elementen. Brandende stollen worden door haar uitgedoofd en dieren kunnen er niet in ademhalen. Dit is geen gevolg van eene actieve inwerking van de stikstof, maar vloeit voort uit de afwezigheid van zuurstof, die voor het branden (in de dagelijksche beteèkenis van het woord) en voor het ademhalen onmisbaar is. De dampkringslucht wordt in hare oxydeerende werking, die uitsluitend aan de zuurstof moet worden toegeschreven, door de aanwezigheid van stikstof getemperd.

De lucht, het gasvormige omhulsel van den aardbol, bestaat in hoofdzaak uit een mengsel van stikstof en zuurstof. Bovendien bevat zij in geringe, wisselende hoeveelheid waterdamp en kool-stofdioxyde, en als toevallige bestanddeelen sporen van andere stoffen. De drukking, die de lucht uitoefent, wordt gemeten door eene kwikkolom, die haar in evenwicht houdt. Voor do normale hoogte dezer kwikkolom, bij 0quot;C, wordt 700 mM. genomen. Daar 1 cM³. kwikzilver 13,590 G. weegt, 70 cM³. dus 1033,7 G., zoo is hot laatste getal de druk, dien de luchtkolom op een vierkanten cM. uitoefent, ook do atmosferische druk genoemd. Een liter lucht weegt 1,295 G.; en daar het gewicht van 1 L. water 1000 G. bedraagt, zoo is de lucht 773 maal lichter dan hot water. Het soortelijk gewicht van lucht, waterstof als eenheid genomen, is 14,46.

Uit doze gegevens kan men gemakkelijk, mot behulp van do soortelijke gewichten, hot absolute gewicht van bepaalde volumen

van alle gasspn berekenen, een vraagstuk, dat in lt;le prnctijk dikwijls voorkomt. Om het gewicht van een liter van eenig gas of van een damp in grammen uit te drukken, moet men hot soortelijk gewicht hiervan met 4,295 vermenigvuldigen, wanneer lucht als eenheid, of met 0,0890, wanneer waterstof als eenheid wordt aangenomen.

In vroegere tijden beschouwde men de lucht, evenals het water en het vuur, als element. In het begin van de 17de eeuw geraakte men tot de wetenschap, dat bij het verbranden en bij het ademhalen in een besloten ruimte een gedeelte van de lucht verdwijnt, en dat het overgebleven deel niet meer tot het onderhouden van het verbrandings- en ademhalingsproces kan dienen. Vandaar de toen ingevoerde onderscheiding van bedorven lucht en vuurlucht. In de tweede helft van de 18de eeuw vonden Scheele in Zweden en Priestley in Engeland, dat men een stof verkrijgt, die alle eigenschappen van gewone dampkringslucht bezit, wanneer men de zoogenoemde bedorven lucht (stikstof) vermengt met eene bepaalde hoeveelheid van een gas verkregen door verhitting van kwikzilveroxyde. Niettegenstaande men dus beide bestand-deelen der lucht afzonderlijk verkregen had, en door het mengen dezer bestanddeelen lucht was voortgebracht, had men over de natuur dezer bestanddeelen en over den aard van het verbrandings-en oxydatieproces zeer valsche voorstellingen. De meening heerschte namelijk, dut verbranding en oxydatie ontledingsprocessen waren, dat de brandbare en oxydeerbare stoffen eene bijzondere zelfstandigheid, phlogiston, inhielden, die bij het verbranden en bij de oxydatie in den vorm van vuur en warmte ontweek (Phlo-gistontheorie van Stahl 1723). Lavoisier bewees in het jaar 1774 door de volgende beroemde proef, dat deze beschouwingswijze onjuist was. Hij deed in een glazen bol met langen, dubbel omgebogen hals, eene te voren afgewogen hoeveelheid kwikzilver (Fig. 41). Het open einde van den hals reikte in een bak met kwik

RS en was met een glazen klok overdekt. Daarna werd de bol A bij een temperatuur, die dichtbij het kookpunt van kwikzilver ligt, gedurende eenige dagen verhit. Hierbij werd (bladz. 3) door het kwikzilver de zuurstof der lucht geabsorbeerd, die in den bol A en de glazen klok P aanwezig was. Er werd kwikzilveroxyde gevormd. Men hield op met verhitten , wanneer geen volu-nieverandering van de lucht in de klok meer werd waargenomen, en mat het in A en P overgebleven gasvolume. Bij do vergelijking van dit volume met dat, vóór de proof in A en F aanwezig, word gevonden dat '/s ^van het volume verdwenen was en zich met het kwikzilver tot rood kwikzilveroxyde had vereenigd. Nu glooide Lavoisier het gevormde kwikzilveroxyde sterk, waardoor de geab-

sorbcorde zuurstof tot haar vol bedrag werd teruggekregen, en bij menging hiervan mot de overgebleven hoeveelheid stikstof het aanvankelijke volume lucht wederom werd gevormd. Hierdoor was dus bewezen, dat de lucht uit ⁴/₃ volume stikstof en '/s volume zuurstof bestaat. Dat de stikstof een element is werd door Lavoisier eerst in 1787 vastgesteld. Hij noemde haar azote (van leven met a privativum), waarvan het Hollandsche woord stikstof een vrije vertaling is. In Frankrijk en Engeland gebruikt men voor de stikstof ook altijd het teeken Az. Den naam nitrogenium, waarvan het teeken N is afgeleid, verkreeg de stikstof, omdat zij een bestanddeel van het salpeter (nitrum) uitmaakt.

Uit de boven beschreven proef trok Lavoisier nog een ander belangrijk besluit; hij bepaalde namelijk het gewicht van het daarbij gebruikte kwikzilver, en dat van het verkregen kwikzilveroxyde, en vond dat het verschil van deze beide gewichten nauwkeurig gelijk was aan het gewichtsverlies, dat de dampkringslucht had ondergaan. Daarmede was bewezen dat het oxydatieproces geen ontleding maar een vereeniging van twee stoffen is, en verder de grondslag gelegd tot de erkenning van het beginsel van het behoud van do stof (bladz. 5).

lt;lii»ntitatieve samensielling- van rte Incltt. De gewichts-lioeveelheden stikstof cn zuurstof, die in eon zeker quantum zuivere lucht aanwezig zijn, werden door Boussixgault en Dijmas door de volgende proef vastgesteld. Een groote bol V (Fig. -42), die

omstreeks 20 L. kan bevatten, was met een porseleinen, met stukjes koper gevulde buis ah verbonden. Ballon en buis, die van kranen waren voorzien, werden vooraf luclitledig gemaakt en afzonderlijk gewogen. De gewogen buizen A, B, C hielden kaliumhvdroxyde en zwavelzuur in, en waren bestemd om de luclit van waterdamp,

koolstofdioxytle en andere verontreinigingen te bevrijden. Door de met koper gevulde buis op roodgloeihitte te brengen en de kranen u, r en r' voorzichtig te openen, kon de gezuiverde lucht langzaam in de ballon V toetreden, na in de buis ah alle zuurstof aan het gloeiende koper te hebben afgegeven. De ballon V werd aldus met zuivere stikstof gevuld. Op het oogenblik, dat de lucht ophoudt binnen te vloeien, hetgeen aan het wegblijven der luchtbellen bij A kan worden waargenomen, werden de kranen gesloten en ballon en porceleinen buis wederom gewogen. De gewichtsverandering van de buis ab wijst de hoeveelheid zuurstof, die van de ballon V de hoeveelheid stikstof aan. Hierdoor werd gevonden dat 100 gewichts-deelen lucht bevatten:

Daar het soortelijk gewicht van de stikstof 1 i en dat van de zuurstof 16 is, zoo kan men uit de hierboven genoemde gewichten ook de volumen van de samenstellende deelen der lucht, alsmede haar soortelijk gewicht berekenen.

Direct kan de samenstelling der lucht, wat de volumen betreft, met behulp van een absorptiemeter worden gevonden. Dit werktuig bestaat uit eene gegradueerde glazen buis, die aan het eene einde dicht is. Deze buis wordt, door het uitdrijven van kwikzilver, met lucht gevuld, en het volume hiervan afgelezen. Nu brengt men in de buis, door het kwik heen, een stukje phosphorus, dat aan een platinumdraad is vastgemaakt (Fig. 43), ot

wel oen kogel van cokes, die met eene alkalische oplossing van pyrogalluszuur doortrokken is. De zuurstof der lucht wordt door den phosphorus geabsorbeerd en er blijft alleen stikstof over. Een grootere nauwkeurigheid laat de e u d i-ometrische methode toe, die op de verbranding van zuurstof met waterstof in een eudiometer berust (Fig. -44). Men brengt hierin 100 volumen lucht en 100 volumen waterstof, en doet met behulp van de platimimdraden een electrieke vonk dooi' het gasmengsel heenslaan (Fig. 45), waardoor al de

⁴⁴- zuurstof zicli met een gedeelte van de waterstof tot water vereenigt. Bij het afkoelen wordt de waterdamp verdicht en heeft er contractie plaats. Door meting van het overblijvende gas, met inachtneming van alle correcties (zie hieronder), woi'dt gevonden dat nog 137,21 volumen gas zijn overgebleven; zoodat van de aanvankelijke 200 volumen gas 0'2,79 volumen tot vorming van water werden verbruikt. Daar nu het water door vereeniging van 2 volumen waterstof met 1 volume zuurstof ontstaat, zoo is het duidelijk

liet nieten «ler gassen. Bij het bepalen van het volume der gassen moeten druk, temperatuur en vochtigheid in rekening worden gebracht. Het volume van droge gassen bij 760 mM. barometerdruk en 0° C wordt als hot normale volume beschouwd. Heeft men een gas onder andere omstandigheden gemeten, zoo moet het op het normale volume gereduceerd worden. Volgens de wet van Boyle en Ma-riotte zijn de volumen van de gassen omgekeerd evenredig aan don druk; weshalve het volume van een gas, dat bij con drukking h gelijk aan V gevonden is, bij 7ü0 mM. Vh

van alle gassen gelijk ^ 0,003605, dat wil zeggen, dat ! volume gas van Oquot; C, bij lquot; C, bet volume 1,003005 beslaat. Wanneer dus V bet volume van eenig gas bij tquot; voorstelt, V_nzijn volumen bij 0°, zoo is

Verder wordt bet gasvolume door bet vochtigheidsgehalte vergroot, daar de spanning van den waterdamp den druk van de atmosfeer vermindert. De waterdamp kan uit het gas verwijderd worden door daarin een cokeskogel te brengen, die met zwavelzuur doortrokken is. Eenvoudiger is het echter, de correctie voor de vochtigheid op de volgende wijze uit te voeren. Men brengt bij het te meten gas een weinig water, om het volkomen met waterdamp te verzadigen , daarop wordt het normale volume, volgens de hierboven opgegeven formule bepaald, nadat men daarin h door h—s heeft vervangen, waarin s de spanning van den waterdamp bij de gegeven temperatuur beteekent (biadz. 58).

Dooi' een groot aantal analysen is vastgesteld, dat ovcml — op de oppervlakte der aarde evenals in de hoogste laclitlagen — de verhouding van zuurstof en stikstof in den dampkring onveranderd blijft. Hieruit zoude men kunnen besluiten, dat de lucht eene scheikundige verbinding van zuurstof en stikstof is. üeze veronderstelling is evenwel ongegrond, zooals uit de volgende verschijnselen blijkt. Mengen wij zuurstof en stikstof, in dezelfde verhouding, waarin zij in de dampkringslucht voorkomen, zoo verkrijgen wij een gasmengsel , dat alle eigenschappen der lucht bezit. Bij deze menging heeft noch warmteontwikkeling, noch warmteabsorptie plaats, iets dat bij het vormen van scheikundige verbindingen steeds wordt waargenomen. Verder komen stikstof en zuurstof niet in de verhouding van hare atoomgewichten, noch van de veelvouden hiervan, in de lucht voor. Eindelijk is de lucht, die door het water en andere oplossingsmiddelen wordt geabsorbeerd, anders samengesteld als de dampkringslucht. Du hoeveelheden geabsorbeerde zuurstof en stikstof zijn afhankelijk van den graad van oplosbaarheid van elk dezer gassen. Was de lucht eene scheikundige verbinding en als zoodanig opgenomen, dan zoude zij daarbij dezelfde samenstelling behouden als in den dampkring, terwijl de lucht, die door verwarming uit het water wordt gedreven 34,3 volumen zuurstof en 65,1 volumen

stikstof bevat (bunsen). Uit dit alles blijkt dat de lucht geene scheikundige verbinding, maar een mengsel van stikstof en zuurstof is.

De constante samenstelling der lucht berust op de diffusie der gasson. Daar namelijk de gasmoleculen eene rechtlijnige beweging (bludz. 62) hebben, verspreiden zij zich in do ruimte en vermengen zicli gelijkmatig onder elkander. De wet, die de diffusie der gassen beheersclit, luidt als volgt: De snelheid, waarmede de gassen zich verspreiden, is omgekeerd evenredig aan den vierkantswortel van hunne soortelijke gewichten. Het soortelijk gewicht van waterstof is 1. dat van zuurstof 1G, zoodat de waterstofmoleculen zich A maal sneller dan de zuurstofmoleculen verplaatsen. Do ongelijke diffusie der gassen kan gemakkelijk worden aangetoond door ze langs zeer nauwe openingen of poreuze wanden te laten heengaan. De volgende proef maakt dit aanschouwelijk. In het open einde van een pareuze aarden cylinder (zooals bij de Bunsen sche elementen wordt gebruikt) bevestigt men luchtdicht eene circa 1 nieter lange glazen buis en dompelt deze met het vrijgebleven uiteinde in water (Fig. 4G). Men houdt nu eene

met waterstof gevulde klok boven den cylinder, als wanneer de waterstof daarin diffundeert. Daar nu dit gas omstreeks 4 maal sneller in den cylinder dringt dan de lucht door diffusie kan ontsnappen, zal deze door het water heen in den vorm van bellen ontwijken. Verwijdert men nu de klok met waterstof, dan diffundeert de waterstof naar buiten sneller dan de lucht naar binnen, waardoor de inwendige druk kleiner dan de uitwendige wordt, en het water in de glazen buis zal opstijgen.

Behalve de stikstof en zuurstof, de constante hoofdbestanddeelen des dampkrings, bevat deze steeds geringe hoeveelheden waterdamp en koolstof-dioxyde. De aanwezigheid van waterdamp blijkt dadelijk uit het beslaan van koude voorwerpen, terwijl de hoeveelheid daarvan af-|fa hnngt van de temperatuur. In verband met de opgaaf (van biadz. Titf en 59) kan worden berekend dat 1 M³. volkomen met waterdamp verzadigde lucht, bij 25quot; C 22,5 G,, bij 0quot; C 5,4 G. water bevat.

Gewoonlijk is in den dampkring slechts 50 tot 70 °/o van de hoeveelheid bij volkomen verzadiging aanwezig. Het watergehalte der lucht wordt of volgens physische methoden bepaald (hygrometer) of door weging. In het laatste geval wordt een bepaalde hoeveelheid lucht door eene met calciumchloruur of zwavelzuur gevulde buis geleid en de gewichtsvermeerdering van deze buis nagegaan.

De aanwezigheid van koolstof-dioxyde in de lucht kan blijken uit het troebel worden van eene daarmede in aanraking gebrachte oplossing van bariumhydroxyde of calciumhydroxyde. Om de hoeveelheid koolstof-dioxyde te kennen, wordt de lucht, na haar vooraf watervrij gemaakt te hebben, door een buis met calciumhydroxyde geleid, en de gewichtsvermeerdering hiervan bepaald. 10.000 deelen dampkringslucht bevatten gewoonlijk quot;2 tot G dealen koolstof-dioxyde.

Behalve de 4 zoo even besprokene gassen bevat de lucht meestal nog, hoewel in zeer geringe hoeveelheden, ozone, waterstof-dioxyde, en ammoniumzouten (ammoniumnitriet). Eindelijk vindt men in de lucht, vooral inde benedenste lagen, de microscopische kleine kiemen van lage organismen.

Natuurstaat. De ammonia wordt aangetroffen; in de lucht, in het water en in den aardbodem, steeds in geringe hoeveelheid en meestal in verbinding met zuren.

Bereidingswijze. Slechts met behulp der donkere electrische ontlading is het gelukt rechtstreeks stikstof en waterstof tot ammonia te vereenigen. Verbindingen van ammonia daarentegen ontstaan dikwijls in de natuur onder verschillende omstandigheden, zoo b. v. wordt ammoniumnitraat gevormd door electrieke vonken in vochtige lucht te laten overslaan;

Evenzoo ontstaan, bij het verdampen van water in de lucht, kleine hoeveelheden ammoniumnitriet:

Hetzelfde zout wordt verkregen bij elke verbranding in den dampkring , bij het roesten van ijzer, bij de electrolyse van water enz. De witte nevels, die vochtige phosphorus bij toetreding van de lucht vormt, bestaan eveneens uit ammoniumnitriet. Verder worden ammoniumzouten bij het oplossen van sommige metalen in salpeterzuur verkregen, ten gevolge van eene reductie van een gedeelte van het zuur door de waterstof in toestand van ontstaan:

Een belangrijke bron voor de vorming van ammonia is het verrottingsproces en de droge distillatie van stikstofhoudende, organische stoffen. Zoo werd tot in de vorige eeuw de grootste hoeveelheid van het ammoniumzout, dat voor de industrie het meest belangrijk is, het ammoniumchloruur (salmiak) door droge distillatie van kameelmest verkregen (in Egypte bij de oase van Japitcr Ammo li; vandaar den naam sal ammoniacum. salmiak). Tegenwoordig wordt de ammonia bijna uitsluitend door droge distillatie van steenkolen verkregen en wel als bijproduct van de fabricage van lichtgas. De ammonia, die zich gelijktijdig met het lichtgas ontwikkelt, wordt met zwavelzuur of zoutzuur verbonden.

Ter bereiding van ammonia verhit men een mengsel van ammoniumchloruur met calciumhydroxyde (gebluschte kalk) in een glazen of ijzeren kolf:

Wegens zijne gemakkelijke oplosbaarheid in water wordt het ontwikkelde ammoniagas boven kwikzilver opgevangen (Fig. 47).

Om het gas volkomen te drogen leidt men het door een met bijtende kalk (calciumoxyde CaO) gevulde ilesch; calciumchloruur is hiertoe niet te gebruiken, daar het zich met ammonia verbindt. Ten gevolge van zijne lichtheid laat zich de ammonia, evenals de waterstof, in een omgekeerde flescli opvangen.

IMiysisclie eig-enscliappen. De ammonia is een kleurloos gas, van een stekenden karakteristieken reuk. Haar soortelijk gewicht is 8,5 (H als eenheid) of 0,591 (lucht als eenheid). Onder een druk van 6 atmosferen bij 10quot; C, of ook bij afkoeling op — 40° C wordt zij tot eene kleurlooze beweeglijke vloeistof verdicht, die bij 0quot; C een soortelijk gewicht van 0,613 hoeft en bij — 80° vast wordt.

Het ammoniagas kan op dezelfde wijze als het chloorgas verdicht worden. Men brengt zilverchloruur-ammonia (AgCl, 2NH₃), vorkregen door ammoniagas over zilverchloruur te leiden, in een knievormig gebogen buis, die daarna dichtgesniolten wordt (Fig. 48). Vervolgens verwarmt men den arm, die de verbinding bevat,

wordt alsdan ontleed in zilverchloruur en ammonia, die in den koud gehouden arm in verdichten toestand verkregen wordt.

Onder een druk van 760 mM. lost een volume water, bij 0quot;C, 1050 en bij 15° C 750 volumen ammoniagas op; 1 gewichtedeel water absorbeert bij 0° C 0,877 gewichtsdeelen ammonia. Brengt men een lange, aan het eene uiteinde dichtgesmolten glazen buis, die met ammonia gevuld is, met haar open uiteinde in water, dan dringt het water in de buis als ware zij luchtledig. Bij de oplossing van ammoniagas in water heeft sterke warmte-ontwikkeling plaats. Us smelt zeer spoedig in ammonia. De waterige oplossing bezit alle eigenschappen van het gas en wordt in het dagelijksche leven vliegende geest, geest van salmiak, liquor ammonii caustici genoemd. Het soortelijk gewicht van de oplossing is te kleiner, naarmate het gehalte aan ammonia grooter is. De bij 14° C verzadigde oplossing, die ongeveer 30% NH3 bevat, heeft het soortelijk gewicht 0,897. Bij het verwarmen der oplossing ontwijkt al de ammonia.

De tot een vloeistof verdichte ammonia bindt bij hot verdampen zeer veel warmte, en wordt derhalve, bij den toestel van Carré, voor de kunstmatige bereiding van ijs gebruikt. De eenvoudigste

A is voor de helft met oene geconcentreerde waterige oplossing van ammonia gevuld, en heeft door dn buis b gemeenschap met den ontvanger F, die in het midden eene cylindervormige uitholling i?beeft, terwijl degeheele inwendige ruimte van A en F hermetisch van de buitenlucht is afgesloten. Men verhit nu den cylinder A op een kolenvuur, totdat de thermometer a i 30° aanwijst, en koelt Fin koud water af. Het ammoniagas wordt nu met de waterige oplossing in A uitgedreven , gaat door de buis b waarin het meeste water terugvloeit, en verdicht zich in de ruimte B van den ontvanger F tot oen vloeistof. Vervolgens wordt de cylinder A van het vuur afgenomen en in water afgekoeld, na in de holte E een dunnen blikken cylinder O. die met water gevuld is, geplaatst te hebben. Do ontvanger F wordt daarop met een slechten warmtegeleider omgeven, b. v. met vilt. Daar de in B verdichte ammonia verdampt, wordt zij door het water in A weder geabsorbeerd, en daar bij de verdamping een groote hoeveelheid warmte gebonden wordt, zal de ontvanger F en zijne omgeving zoo sterk worden afgekoeld dat het water in D bevriest. Deze methode van Carré ter vervaardiging van ijs, in de industrie vroeger vrij algemeen toegepast, wordt in den laatsten tijd verdrongen door de methode van Wind-hausen, waarbij de afkoeling door uitzetting van gecomprimeerde lucht wordt verkregen.

Scheikumllgfe eigenscliappen. Door gloeihitte en door voortdurende inwerking van electrieke vonken wordt ammonia in stikstof en waterstof ontleed. Leidt men droog ammoniagas over verhit natrium of kalium, dan verbindt zich de stikstof met deze metalen terwijl de waterstof ontwijkt:

In den dampkring is het ammoniagas niet brandbaar, in zuurstof echter wel; het brandt hierin met een gele vlam.

Gelijktijdig wordt hierbij ook ammoniumnitriet en stikstof-dioxyde gevormd. Een mengsel van ammonia en zuurstof verbrandt, wanneer men het aansteekt, onder ontploffing.

Om de verbranding van ammonia in zuurstof te toonen laat men de ammonia stroomen door een glazen buis, die in een flesch met

zuurstof reikt. Wanneer nu liet gas aan de monding der buis wordt ontstoken, zal men liet in de zuurstof zien voortbranden.

Nog gemakkelijker wordt de verbranding van ammoniagas met behulp van do volgende door Ku.vut aangegeven proef aangetoond. Men brengt in een bekerglas eone geconcentreerde oplossing van ammonia en verhit deze boven eene gaslamp, totdat rijkelijke dampen van ammoniagas ontsnappen. Vervolgens leidt men zuurstofgas door eene in de vloeistof reikende glazen buis. Brengt men

nu in de nabijheid van het gasmengsel eene vlam, dan ontbrandt het met een kleine ontploffing. Ook kan de ontsteking geschieden met een gloeiende platinumspiraal (Fig. 50); er hebben dan herhaaldelijk kleine ontploffingen plaats, waardoor het bekerglas met witte dampen van ammoniumnilriet (XCLNHj) wordt aangevuld. Later echter, wanneer de hoeveelheid ammoniagas in hot mengsel vermindert, en de hoeveelheid zuurstof vermeerdert, worden roode dampen van stikstof-dioxyde (NO») en stikstof-trioxyde (N.,0₃) gevormd.

Leidt men chloorgas in eene flesch met ammoniagas, dan ontbrandt het vanzelf en blijft daarin voortbranden ouder vorming van witte dampen van salmiak (NH₄C1). De chloor verbindt zich namelijk met de waterstof van de ammonia tot waterstofchloruur, dat met de overgebleven ammonia ammoniumchloruur vormt:

De ammonia bezit in gasvormigen toestand, evenals in oplossing, in hooge mate de eigenschappen der bases; zij kleurt rood lakmoes blauw, neutraliseert de zuren en vormt daarmede zoutvormige verbindingen, welke zeer veel overeenkomst hebben met de zouten van de alcalimetalen, het kalium en natrium.

In deze ammoniaverbindingen speelt de groep NH» de ml van liet metaal kalium; zij wordt ammonium genoemd en hare verbindingen am monium zouten. Door inwerking van sterke bases op de ammoniumverbindingen wordt de ammonia weder vrijgemaakt:

Het metaalachtig karakter van do ammoniumgroep blijkt verder uit de omstandigheid, dat een ammoniumamalgama kan bereid worden en dat de scheikundige eigenschappen van hare verbindingen met die der metaalverbindingen groote overeenkomst toonen. Wij zullen derhalve de ammoniumverbindingen bij do metaalverbindingen behandelen.

Itliiantitatieve samenstelling: van de ammonia. Atoum-gewiclit van tie stikstof. Door de quantitatieve analyse van ammonia vindt men dat zij op 1 gewichtsdeel waterstof 4,66 gewichtsdeelen stikstof bevat. Het soortelijk gewicht van ammonia is 8,5, dus het moleculairgewicht 17; in 17 gewichtsdeelen ammonia zijn derhalve 3 gewichtsdeelen waterstof en I 4 gewichtsdeelen stikstof. Daar het atoomgewicht van waterstof 1 bedraagt, bevat een inolecide ammonia .3 atomen waterstof; en daar nu bij geene andere stikstofverbinding de molecule minder dan l i gewichtsdeelen stikstof heeft, is 14 het atoomgewicht hiervan en de formule van ammonia

van stikstofgas werd (bladz. 8(gt;) 14 opgegeven, het moleculairgewicht is derhalve '28, waaruit in verband inet liet atoomgewicht blijkt dat 1 molecuul stikstof uit atomen bestaat. Hieruit volgt verder, dat door inwerking van a moleculen stikstof op 3 n moleculen waterstof, 2 n moleculen ammonia ontstaan, of, volgens de stelling van Avogadro, dat 2 volumen ammonia uit 1 volume stikstof en 3 volumen waterstof zijn samengesteld. Men kan zich van de gegrondheid dezer gevolgtrekkingen en tevens van de juistheid der formule Nils overtuigen als volgt:

1°. Men ontleedt door den galvani-schen stroom eene waterige oplossing van ammonia, die met een weinig zwavelzuur beter geleidend is gemaakt, in een toestel van IIof-ma.vv (Fig. 51). Aan de negatieve pool wordt alsdan waterstof, aan de positieve stikstof afgescheiden. Het volume van de waterstof zal driemaal grooter dan dat van de stikstof worden bevonden.

2quot;. Men laat electrieke vonken gaan door droog ammoniagas, dat gebracht is in een eudiometer of in den toestel (Fig. 52) die op bladz. 07 beschreven werd. De ammonia wordt daarbij in stikstof en waterstof ontleed, en het volume van deze ontledingsproducten zal het dubbel van dat der gebruikte ammonia bedragen. Dcor verbranding van cle waterstof met zuurstof volgens de eudi-ometrische methode (zie bladz. 90) kan men vinden dat in deze ontledingsproducten op '1 volume stikstof 3 volumen waterstof aanwezig zijn.

Hydroxylamiue. NIJ3O = NILOH. Deze verbinding, welke zeer veel overeenkomst met ammonia bezit, werd door Lossen het eerst verkregen, en '.vel door salpeterzuur aethylester met tin en zoutzuur te reduceeren. Zij wordt ook bereid door de inwerking van tin op verdund salpeterzuur, en van tin met zoutzuur op alle zuurstofverbindingen van de stikstof. Bij al deze reacties wordt

het salpeterzuur gereduceerd door de waterstof in statu nascendi, die door de werking van liet tin op de zuren vrij wordt:

De gevormde hydroxylamine verbindt zich, evenals met de ammonia het geval zou zijn, met de overmaat van salpeterzuur. Zulke verbindingen, die alle in water oplosbaar zijn, worden hydroxyl-ammouiumzouten genoemd.

De onbestendigheid van de hydroxylamine is oorzaak, dat zij nog niet in vrijen staat is kunnen verkregen worden. Brengt men bij de verdunde, waterige oplossing van hydroxyl-ammoniumsulfaat, (NH₂()),.H₃SO_t, zooveel bariumhydroxyde, dat al het zwavelzuur neergeslagen wordt, dan verkrijgt men eene waterige oplossing van hydroxylamine, die, evenals eene oplossing van ammonia, sterk de eigenschappen der bases bezit. Ook deze oplossing is zeer onbestendig en levert bij de ontleding water, ammonia en stikstof op.

Wegens de groote overeenkomst van de hydroxylamine met ammonia beschouwt men haar als ammonia, waarin 1 atoom waterstof door de hydroxylgroep Oil is vervangen:

Stikstofcliloruur (chloorstikstof) NCI3. Groote hoeveelheden ammonia met kleine hoeveelheden chloor behandeld leveren, zooals wij gezien hebben (bladz. 85), vrije stikstof en ammoniumchloruur; bij toevoeging van meer chloor ontstaat stikstofcliloruur, en wel dooide inwerking van de chloor op het reeds gevormde ammoniumchloruur :

Om eene kleine hoeveelheid stikstofcliloruur te bereiden dompelt men een met chloorgas gevulde kolf, met de opening benedenwaarts gekeerd, in een waterige oplossing van ammoniumchloruur, die op 30quot; O is gebracht. De chloor wordt geabsorbeerd en zware olieachtige druppels worden afgescheiden, die men, om het gevaar van ontploffing te verminderen, in een looden schaaltje opvangt.

genamen reuk, waarvan het soortelijk gewicht 1,G5 bedraagt. liet is een uiterst gevaarlijke stof, daar zij bij de minste aanraking met vaste lichamen, dikwijls zelfs zonder aanraking of andere waarneembare oorzaak, mot bijzondere hevigheid ontploft.

Zonder gevaar laat zich de vorming en ontploffing van stikstof-chloruur door do volgende proef aantoonen. Men ontleedt eene geconcentreerde Oplossing van aramoniumchloruur door den gaI va-nisclien stroom, als ■wanneer aan de positieve pool stikstofchlorimr wordt afgescheiden, die in kleine druppels opwaarts stijgt. Door nu de oppervlakte van de oplossing met een dunne laag terpentijnolie te bedekken, ontploft ieder druppeltje op het oogenblik, dat het hiermede in aanraking komt.

StikstafjcMluiir. Overgiet men poedervormig jodium met am-moniawater, of giet men eene alcoholische oplossing van jodium in ammonia, dan wordt een bruin-zwarte stof, het stikstofjoduur, verkregen, dat zeer ontplofbaar is. Deze ontplofbaarheid kan gevaarloos worden aangetoond door het stikstofjoduur op een filtrum te verzamelen, met water uit te wasschen, op een filtrum uit te spreiden, en dit, na het in kleine stukken te hebben gescheurd, te laten drogen. Bij de minste aanraking ontploffen alsdan die stukken met hevigen knal.

Het stikstofjoduur, op de hiervóór beschreven wijze verkregen, kan een samenstelling bezitten, die door NHJo of wel door NJs wordt uitgedrukt. liet wordt beschouwd als ammonia, waarin de waterstof gedeeltelijk of geheel door jodium is vervangen.

Xatunrstaat. In vrijen toestand komt de phosphorus i» de natuur niet voor, omdat hij eene te groote affiniteit tot zuurstof bezit. Daarentegen zijn de pliosphaten, voornamelijk de calcium-phosphaten, zeer algemeen verspreid. Door verweering van de delfstoffen, die pliosphaten bevatten, kunnen deze door de planten worden opgenomen. In do asch hiervan worden ze weder teruggevonden. Bij de dieren komt het calciumphosphaat voornamelijk in de beenderen voor.

De phosphorus is het eerst bereid door Brand in Hamburg en wel door het gloeien van de vaste stollen, die bij de verdamping van urine achterblijven (1669). Scheet.k in Zweden leerde zijne bereiding uit tie beenderen kennen (1769). Zijnen naam heeft hij te danken aan zijn lichtend vermogen in het donker — (pueoópo';, lichtdrager.

nereiilingsnijze. Om dni phosphorus uit de beenderen te bereiden worden (loze gebrand, waardoor alle organische bijmenü-selen verdwijnen en beenderasch wordt verkregen, die vóörnamelijk uit tertiair calciumphosphaat, (PO_sV3a₃, bestaat (zie: het phosphor-zuur). Men vermengt vervolgens de aseh met ⁱl₃ van haar gewicht aan zwavelzuur, en verwarmt dit mengsel, waardoor het tertiaire calciumphosphaat in het primaire zout veranderd en calciiimsullaat (gips) gevormd wordt:

Men scheidt het onoplosbare gips van hot oplosbare primaire calciumphosphaat door filtreeren, vermengt de verkregen vloeistof met houtskool, dampt haar uit in ijzeren pannen, en verhit daarin het overblijfsel tot roodgloeiliitte, waardoor het primaire, calciumphosphaat in het mengsel onder waterverlies in calciummetaphos-phaat wordt omgezet:

Daarna wordt hetgeen in de ijzeren pannen achterbleef, in retorten van vuurvaste klei tot witgloeihitte geliracht. De kool reduceert alsdan het melaphosphaat gedeeltelijk tot phosphorus, en vormt met de zuurstof koolstofoxyde. liet andere gedeelte van den in hot inetaphosphaat aanwezigen phosphorus blijft als calciumpy-rophosphaat achter:

De vrij geworden phosphorus ontwijkt in dampvorm en wordt onder water opgevangen in ontvangers van eigenaardige constructie, waarin hij zich verdicht. Om hem van de medegevoerde bijmeng-selen te bevrijden wordt het distilleeren van den phosphorus in een ijzeren retort herhaald, en de gesmolten phosphorus in pijp-vorm gegoten.

door distillatie verkregen kristalachtige of gele pliosphorus is eene op was gelijkende, doorschijiiende, zwak geel gekleurde stof. Zijn soortelijk gewicht bedraagt I .S'i bij 10° C. Bij gewone temperatuur is hij zacht en taai, bij 0quot; is hij bros. Zijn smeltpunt ligt op 44° C en zijn kookpunt 0|) 200quot; C. Door inwerking van liet zonlicht wordt liij geel en bedekt zich met een roodachtig witte laag. In water is hij niet, in alcohol en aether weinig, en in kool-stof-disulfuur gemakkelijk oplosbaar, rit deze oplossing kristalliseeit de phosphorus in vormen van het regelmatige stelsel (rhombendo-decaëder). In vochtige lucht oxydeert hij snel tot phosphorigzuur

(POjHs). De hierbij zich vertoonende witte dampen bevatten amnionium nitriet (N0₃.NHj). ozone en waterstof-dioxyde (bladz. (gt;9). Aan de lucht blootgesteld licht hij in het donker. Ook in een atmosfeer van andere gassen, mits zij zuurstofverbindingen zijn, kan de phosphorus licht geven. Dit verschijnsel berust derhalve waarschijn lijk op een oxydatieproces. De hier bedoelde modificatie van den phosphorus is in hooge mate vergiftig.

2quot;. Eene tweede modificatie is de roode of nmorphe phosphorus, die geheel andere eigenschappen bezit als de gewone phosphorus. Hij is ren roodbruin, ainorph poeder, dat tot soortelijk gewicht 2.14 heeft. 11ij is onoplosbaar in koolstof-disulfuur. licht niet in het donker en wordt bij gewone temperatuur niet geoxy-deerd. De amorphe phosphorus is niet vergiftig. Hij smelt niet bij roodgloeihitte, ook niet onder sterken druk, doch boven 260quot; heeft een langzame en gedeeltelijke verdamping plaats. De dampen worden bij het afkoelen tot gewonen phosphorus verdicht.

Om rooden phosphorus te bereiden verhit men onder afsluiting van lucht gedurende eenige minuten gewonen phosphorus in ijzeren vaten tot 300quot; C. Heeds bij verhitting tot 250quot; C kan de bewerking geschieden, die dan echter van langeren duur is. Voegt men bij den gewonen phosphorus een weinig jodium, dan heeft de verandering reeds beneden 200° C plaats. De verkregen massa wordt alsdan met koolstof-disulfuur of natriumhydroxyde behandeld, om daaraan den gewonen phosphorus te onttrekken, die daarin nog mocht voorkomen.

3°. Eene derde modificatie, de metaalachtige phosphorus, ontstaat door voortgezette verhitting van phosphorus tot 530° C. Phosphorus, in een toegesmolten luchtledige buis op genoemden warmtegraad gebracht, sublimeert dan naar het bovenste, minder verhittte deel der buis in microscopisch kleine naalden. Gemakkelijker geschiedt de bewerking, wanneer men phosphorus met lood in een toegesmolten buis tot roodgloeihitte brengt. Het gesmolten lood lost den phosphorus op, die zich bij het koud worden tot zwarte metaalglanzende kristallen vormt. De metaalachtige phosphorus heeft tot soortelijk gewicht 2,34, verdampt moeielijk en is nog minder veranderlijk dan de amorphe phosphorus.

Eene vierde modificatie, den vloeibaren phosphorus, verkrijgt men, wanneer men gewonen phosphorus gedurende 5 tot 10 minuten met sterke kaliloog kookt en hem vervolgens met water wascht. Hij blijft alsdan bij gewone temperatuur vloeibaar om eerst bij 3,3° C vast te worden. In vloeibaren toestand aan de lucht blootgesteld oxydeert hij niet en bezit ook geen lichtend vermogen.

ScUeikundi^-e ei^enMoliappen. De phosphorus verbrandt in ilen dampkring tot phosphor-pentoxyde (PoOj). De gewone phosphorus ontbrandt reeds bij 40quot; C, hij kan derhalve door zachte wrijving worden ontstoken. In amorphen toestand ligt de ontbrandingstem-peratuur op 200° C. Met chloor, bromium en jodium vereenigt zich de gewone phosphorus reeds bij gewone temperatuur onder levendige ontwikkeling van warmte en licht. De roode phosphorus werkt op de halogenen alleen bij verhoogde temperatuur. Bij liet verhitten van phosphorus met de meeste metalen worden metaalphosphuren gevormd, die intusschen ook uit de oplossingen van sommige zouten kunnen worden verkregen, door deze met gewonen phosphorus samen te brengen, waarbij dan te gelijkertijd metaal wordt afgescheiden. Zoo verkrijgt men op deze wijze uit een oplossing van zilvernitraat een bezinksel van zilver en zilverphosplumr (PAg₃). Deze oplossing kan derhalve als tegengift bij phosphorbrandwonden worden gebezigd.

Leidt men waterstofgas over een klein stukje gewonen phosphorus, dat in een glazen buis verwarmd is geworden, dan brandt de ontwijkende waterstof ten gevolge van haar phosphorgehalte met eene lichtgroene vlam. Distilleert men gewonen phosphorus met water, dan nemen de waterdampen phosphorus mede, die in het donker licht. Deze twee verschijnselen dienen ter herkenning van phosphorus bij phosphorvergiftigingen.

De dampdichtheid van den phosphorus is (Vi (H = 1) of 4,4^,,2 (lucht =1), het moleculairgewicht derhalve 124. Daar, zooals wij later zullen zien, het atoomgewicht van den phosphorus ■gt; 1 is, zoo volgt daaruit, dat een molecule phosphorus ia dampvormigen toestand uit 4 atomen bestaat. Wij hebben vroeger opgemerkt (bladz. 74) dat de zwavel molecule bij 500° C uit 6 atomen, bij 1000° C daarentegen uit 2 atomen is samengesteld. Bij den phosphorus heeft echter geene dissociatie plaats; ook bij 10i0^oC blijft zijne dampdichtheid onveranderd.

Kookt men gelen phosphorus met eene oplossing van kalium- ol' natriumhydroxvde, dan ontwijkt phosphor waterstofgas, dat uit zichzelf in den dampkring ontvlamt.

Daar het ontwikkelde gas. wanneer het in een besloten ruimte met lucht gemengd is, hevig ontploft, geschiedt de bereiding op de volgende wijze. Men vult een glazen kolfje met een waterige

de gasontwikkeling begonnen en de lucht uit den hals van de kolf verdreven i?, sluit men deze met een kurk, waardoor een buis wordt gestoken, did niet haar vrij uiteinde, ten einde verstopping door verdichting van medegevoerde phosphordarnpen te voorkomen, in warm water wordt gedompeld. Elke nit het water opstijgende gasbel ontvlamt in de lucht onder verspreiding van een witte kringvormige wolk.

Het aldus verkregen gas bestaat uit gasvormig phosphortrihvdruur (PH-j) en waterstof, dat met een geringe hoeveelheid van de vloeistof P„H₄ is vermengd, en daardoor zelfontvlambaar wordt. Leidt men het gas door eene met een koudmakeud mengsel omgeven buis, dan verdicht zich de vloeibare phosphorwaterstof P.dlj hierin, en verliest het ontwijkende gas de eigenschap van zelfontvlambaarheid. Eveneens kan men de vloeistof PJL afscheiden, wanneer men het gas door alcohol of aether leidt, omdat PdU hierin oplost.

Ue vloeibare jiliospliorwjtterstof, P.dT,. is een kleurlooze, in water onoplosbare vloeistof, die het licht sterk breekt en bij 30° C kookt, '/ij behoort, gelijk wij reeds opmerkten, tot de pyro-phoren, en verbrandt met een schitterend licht tot phosphor-pentoxyde en water. In kleine hoeveelheden met brandbare gassen, b. v. waterstof, moerasgas euz., gemengd, deelt zij aan deze de eigenschap

van zelfontvlambaarheid mede. In aanraking gebracht met sommige stollen, zooals koolstof en zwavel, zoo mede door inwerking van het zonlicht, wordt de vloeibare phosphorwaterstof in gasvormige en vaste ontleed;

vaste |ilii)-lt;|iIiortvat)-rstor, P,H,, is een geel poeder, dat bij 160° C ontvlamt, maar ook door den schok bij gewone temperatuur tot ontbranding kan worden gebracht, liet wordt ook gevormd bij de ontleding van calciumphosphunr door zontznm.

We sfasvormig-e phosigt;Iiorwater$tor, 1^gt;I1₃, kan, behalve op de vroeger vermelde wijze, ook verkregen worden, wanneer men calciumphosphunr met water of zoutzuur ontleedt:

Verder verkrijgt men haar door phosphorigzuur of' onder-phos-phorigzuur te gloeien.

Het phosphoiwaterstofgas is kleurloos, heeft een walgelijken, aan knoflook herinnerenden reuk en is uiterst vergiftig. Het is in water niet, in alcohol een weinig oplosbaar. Het heeft tot soortelijk gewicht 17 (II — 1) of 1,185 (lucht = 1). Het zuivere, van IMli bevrijde gas, ontvlamt eerst bij 100° C, doch wordt door oxydee-rende stoffen weder zelfontvlambaar gemaakt, omdat deze opnieuw PoH₄ doen ontstaan. Door verhitting en door electrieke vonken wordt het in phosphorus en waterstof ontleed. Met chloorgas gemengd ontploft het onder vorming van phosphor-trichloruur en waterstofchloruur.

Toont PH₃ in zijne samenstelling overeenkomst met NII3, ook de eigenschappen eener basis vinden wij bij PII3 terug, zij het ook in zwakkere mate. Het vereenigt zich namelijk met waterstofbro-mnur en waterstofjoduur tot kristalachtige, op ammoniumchloruur gelijkende verbindingen.

De groep PH4, die iu deze zouten de i'ol van metaal vervult, wordt, op gelijke wijze als de naam ammonium is ontstaan (bladz.

98), pliosplionium genoemd. liet itlioHplinninnijocluur, dat liet best verkregen wordt door phosplior-dijoduur (P.Tj) met eene kleine hoeveelheid water te ontleden, sublimeert in kleurlooze, glanzende rhomboëders. Aan de lucht blootgesteld rookt het ca wordt door water in PH3 en H.l geseheiden. Behandelt men phos-phoniumjoduur met kaliumhydroxyde, dan woi'dt zuiver phosphor-waterstofgas gevormd:

van den pltoxplioruN. Door de analyse van gasvormige phosphorwaterstof vinden wij, dat zij op 1 gewichtsdeel waterstof 10,33.. gewichtsdeelen phosphorus bevat. De eenvoudigste formule zoude dus zijn PH, waaruit 10,33.. als het atoomgewicht van phosphorus zou voortvloeien. De groote overeenkomst, die phosphorwaterstof met ammonia, eu, over het algemeen, de phosphor- met de stikstofverbindingen, bezitten, maakt het meer waarschijnlijk dat hare samenstelling door de formule 1' 11, wordt uitgedrukt. Alsdan zoude haar moleculairgewicht 3i en het atoomgewicht van den phosphorus 3x10,33 — 31 moeten zijn. Door het soortelijk gewicht van phos-phorwaterstofgas, dat 17 bedraagt, wordt dit vermoeden bevestigd. Daar nu geene andere bekende phosphorverbinding minder dan 31 gewichtsdeelen phosphorus in de molecule bevat, drukt dit cijfer ook het atoomgewicht van den phosphorus uit. Uit de formule PHj volgt verder dat 6 11 moleculen waterstof en n moleculen phosphorus i n moleculen phosphorwaterstof behooren te geven; want

Derhalve zullen ook i volumen Pïl₃ 6 volumen waterstof eu 1 volume phosphorus in gasvormigen toestand bevatten, of wel zal 1 volume PHj uit l'/s volume waterstof en '/j volume phosphor-damp bestaan. Wat de waterstof aangaat kan dit gemakkelijk worden aangetoond door een volume phosphorwaterstof in een eudiometer door electrieke vonken te ontleden. De phosphorus wordt alsdan in vasten toestand afgescheiden, en de verkregen waterstof neemt l'/s maal het volume in van dat der gebruikte phosphorwaterstof.

De phosphorus vereenigt zich direct met de halogenen tot verbindingen PX3 eu PX5, waarin X een atoom van een halogeen voorstelt.

leidt droog chloorgas over phosphorus, die in de retort D (Fig. 54) zacht verwarmd wordt. Ue phosphorus ontvlamt in de retort en phosphortrichlorum- distilleert over. Dit wordt in don ontvanger E opgevangen en aldaar verdicht. Het phosphor-trichloruur is een kleurlooze vloeistof, van scherpen eigenaardigen reuk. Het kookt bij 7i⁰C en zijn soortelijk gewicht is 1,616 bij 0° C. Het rookt sterk in aanraking met vochtige lucht, daar het door water in phospho-rigznur en zoutzuur wordt omgezet;

Ue dampdichtheid van phosphor-trichloruur is 68,75 (11 = 1), het moleculairgewicht is dus 137,5 en komt met de formule PCI3 overeen.

IMtospiior-iientacliloruur« PC1_S, of pliONplior-perclalo-riile ontstaat bij de inwerking van chloor in overmaat op het vloeibare phosphor-trichloruur. Het is een vaste kristalachtige geelwitte stof. Het rookt sterk in de lucht en sublimeert bij hot verhitten zonder te smelten, maar onder gedeeltelijke ontleding in PC1₃ en Cl».

Wordt de dampdiclitheid van phosplior-pRntachloriiur bepaald bij lage temperaturen en in een ruimte, die met dampen van phosphor-tricidornur is gevuld, dan wordt daarvoor 104,25 gevonden, hetgeen overeenkomt met liet moleculairgewicht 208,5, behoo-rende bij de formule PCI_S. lüj verhooging der temperatuur neemt de danipdielitheid gedurig af; er heeft dissociatie van de moleculen i'CI^, in l'Clj en Clj plaats. Bij 330quot; is de dissociatie volbracht. Alsdan is de dampdichtheid 52,125. Het volume van de ontle-

dingsproducten in gasvorm, is namelijk dubbel zoo groot als het volume van dampvormige PC1₆, zooals uit de volgende formule blijkt:

Dat inderdaad het phosphor-pentacl 110riiui' in phosphor-trichloruur en chloor wordt ontleed blijkt onder anderen daaruit, dat de, in het begin, kleurlooze damp bij het stijgen der temperatuur meer en meer de geelgroene kleur van de chloor aanneemt. Ook laten zich de ontledingsproducten PCI3 en CL door dilfusie van elkander scheiden, omdat hunne soortelijke gewichten 08,75 en 35,5 aanzienlijk van elkander verschillen (bladz. 92).

liet phosphor-pentachloruur, met een kleine hoeveelheid water samengebracht, doet phosphor-oxychloruur en waterstofchloruur ontstaan:

IMiosiilior-oxycUloriiur, POCI3, is een kleurlooze vloeistof, die in aanraking met de lucht sterk rookt, en bij I2quot;C een soortelijk gewicht van 1,7 heeft. Het kookt bij 110^oC zonder ontleding. Zijne dampdichtheid werd gevonden 76,75 te bedragen, welk cijfer inderdaad de helft is van bet moieculairgewicht, dat uit de formule POCij wordt afgeleid. Met water zet liet zicli om in orthophos-phorzuur en waterstofchloruur:

De verbindingen van bromium en jodium met phosphorus komen overeen met de phosphorchloruren. Men verkrijgt ze door die elementen met den phosphorus iu zoodanige gewichtsverhoudingen sameu te brengen, als aan de samenstelling van de gewenschte producten beantwoordt. Daar de vereeniging onder zeer lievige vuurverschijnselen plaats heeft, gaat men het best op deze wijze te werk, dat men den phosphorus in koolstof-disulfuur oplost, eu vervolgens langzamerhand de vereischte hoeveelheid bromium of jodium er bij voegt. Daarna verwijdert men het zeer vluchtige koolstof-disulfuur door distilleeren.

IMtosplior-triitrumiiur, PBr₃, is een kleurlooze, bij 175^c'C kokende vloeistof, die tot soortelijk gewicht '2,7 heeft.

Pliosplior-peiitaiiromuur, PBr₅, i.s een gele, kristalachtige Stof, die bij het verhitten in PBr₃ en Br., wordt ontleed. Met

water worden beide bromuren op gelijke wijze als de chloorver-bindingen ontleed.

l'liosiilior-oxyiiroimiiir ₉ POBi^, is een kleurloozo, kristal-achtte massa, die bij -45° C smelt en bij 195° C kookt.

I*lictsplior-trïjoil iigt;■ ■■ • 1 M_:,. vormt roode kristallen. die bij 55° C smelten, en bij lioogere temperatuur onder ontleding distil-leeren. Het zoogenoemde plios|ilior-lt;lijolt;luur P.l₂ of liever PJ4, in overeenstemming met l'.JIj, kristalliseert in fraaie, oranjekleurige naalden of prisma's, liet smelt bij 110° C. Met een kleine lioeveel-heid water samengebracht ontstaan P0₃H₃, PH3 en HJ. De twee laatstgenoemde stoffen voreenigen zich tot phosphoniuinjoduur PJJ_t.T.

Het arsenicum komt in vele opzichten met den phosphorus overeen, maar het bezit, voornamelijk in vrijen staat, een meer metaalachtig karakter.

]%'alt;iiurstaat. Het arsenicum komt in de natuur gedegen voor, menigvuldiger echter in verbinding met zwavel (realgar, operment), met zuurstof (arseenbloesem As₂0₃) en met metalen (arseenkies FeSAs, glanskobalt CoSAs).

Bereiiliugrgwijze. Om arsenicum te bereiden verhit men arseenkies met ijzer, waardoor vrij arsenicum sublimeert. Ook verkrijgt men het, wanneer men (volgens de algemeene methode, om metalen uit hunne oxyden te bereiden) arseenbloesem (arseen-trioxyde) met kool verhit:

Allotropisclie muilificatius. Wij kennen van het arsenicum twee modificaties. Het amorphe arsenicum is eene niet glanzende, zwarte massa, die tot soortelijk gewicht 4,71 heeft. Het is bros en laat zich gemakkelijk tot poeder wrijven. Het gekristalliseerde arsenicum wordt verkregen, wanneer men het amorphe gedurende langeren tijd op 210— 220quot; c verhit. Het vormt staalgrijze, hexagonale rhomboëders met sterken metaalglans, en heeft tot soortelijk gewicht 5.7.

PliyHisclie eigcnsclisiiipen. Het arsenicum vervluchtigt bij 180°C zonder voorafgaande smelting. Onder sterken druk, in toe-gesmolten buizen, kan het intusschen worden gesmolten. De arse-nicumdampen zijn citroengeel van kleur, en hebben een dichtheid van 150. Het moleculairgewicht van arsenicum is derhalve 300.

Daar nu zijn atoomgevvicht, zooals terstond zal blijken, 75 bedraagt, volgt daaruit dat de gasmolecule van het arsenicum, evenals die van den phosphorus, uit 4 atomen bestaat: (As₄ = 300 = 4x 75).

Sclieikunilig-e eig-enscliappen. In droge lucht verandert het arsenicum by gewone temperatuur niet. Wordt liet in de lucht verhit, dan verbrandt het met een blauwachtige vlam ouder verspreiding van knoflookreuk tot arseen-trioxyde (AsoOa). Het verbindt zich direct met de meeste elementen. Werpt men poe-dervormig arsenicum in chloorgas, dan ontvlamt het (bladz. 21). Met de metalen vereenigt het zich tot metaalarsenuren.

Het is opmerkenswaardig dut hot arsenicum met de metalen verbindingen aangaat, die overeenkomst mot de zwavel verbindingen toonen; ofschoon het arsenicum tot de stikstofgroep behoort, en met andere elementen verbindingen vormt, welker samenstelling meestal geheel verschillend is van die der zwavelverbindingen. Zoo hebben de metaalsulfuren en arseenuren overeenkomstige formules; zij zijn isomorph, terwijl zwavel en arsenicum elkander in deze verbindingen volgens atomistische verhoudingen kunnen vervangen; b. v. FeS₂, FeAso cn FeSAs.

Bereidin^stvijze. Evenals wij bij de stikstof en den phosphorus gezien hebben, gaat ook het arsenicum een verbinding met waterstof aan, die op 4 atoom arsenicum 3 atomen waterstof bevat. Deze verbinding wordt arseen-trihydruur of arseenwaterstof genoemd. Men verkrijgt haar in zuiveren toestand dooi- do inwerking van verdund zwavelzuur of zoutzuur op een alliage van zink en arsenicum;

Zij vormt zich eveneens bij de inwerking van waterstof in toestand van ontstaan (zink en zwavelzuur) op vele arseen verbindingen, b. v. op arseen-trioxyde:

Pity§isclie eig-cuscliaiipen. Arseenwaterstof is een kleurloos, zeer vergiftig, sterk naar knoflook riekend gas, dat bij — 40quot; tot oen vloeistof verdicht wordt. Zijn soortelijk gewicht is 3!) (11 —4) of 2,09 (lucht = 4).

met eene blauwachtig witte vlam, onder ontwikkeling van witte dampen van arseeu-trioxyde.

Door zwakke gloeihitte en ook door electrieke vonken wordt het in arsenicum en waterstof ontleed. Leidt men het gas door eene verhitte glazen buis, dan wordt, voorbij de verhitte plaats, een metaalachtig glanzende laag van het vrij gemaakte arsenicum afgezet (arseenspiegel). Houdt men in de vlam van het gas een koud voorwerp, b. v. een porseleinen scherf, dan zet zich het door de hitte afgescheiden arsenicum daarop in don vorm van zwarte vlekken af' (arseenvlekken). Arseenwaterstof onderscheidt zich in scheikundig opzicht van PH₃, doordien zij de eigenschappen van een basis bijna geheel mist, eu b. v. met de water-stofverbiadingen der halogenen geene verbindingen vormt.

Snmenstelliiij^ van arseeuwaturstof. Atooing'ctviclit van arKenicum. Volgens de analyse bevat arseenwaterstof op 1 gewichtsdeel waterstof 25 gewichtsdeelen arsenicum. Haar soortelijk gewicht bedraagt 39, zoodat 78 haar moleculairgewicht is. In deze 78 gewichtsdeelen komen derhalve 3 gewichtsdeelen waterstof en 75 gewichtsdeelen arsenicum voor. Daar het atoomgewicht van de waterstof 1 is en in geen molecuul van eenige arseen-verbinding minder dan 75 gewichtsdeelen arsenicum gevonden worden, zoo volgt daaruit dat het atoomgewicht van arsenicum 75 is, en dat de samenstelling van arseenwaterstof uitgedrukt wordt door de formule AsIIj. Uit deze formule en de moleculairformule As₄voor het arsenicum volgt nu, dat 4?« moleculen AsH₃, n moleculen arsenicum en 6 n moleculen waterstof bevatten, of dat bij 4 volumen AsHj 1 volume arsenicum in gasvormigen toestand en 6 volumen waterstof aanwezig moeten zijn. Wat de waterstof aangaat, kan men zich van de juistheid dezer verhouding overtuigen, door het gas in een eudiometer met electrieke vonken te ontleden.

.Wetliufle van .VIAItMil ter u{ilt;lt;|ilt;gt;rin^ van arsenicum. Steunende op de hierboven beschreven bereidingswijze van arseenwaterstof en op haar karakteristieke eigenschappen, kan men hei arsenicum in zijne verbindingen zeer gemakkelijk aantoonen, hetgeen wegens de giftigheid van de arseenverbindingen zeer belangrijk is. Men ontwikkelt, door de inwerking van verdund zwavelzuur op zink, in eene llesch a (Fig. 55) waterstof, en brengt daarin door de trechterbuis een weinig van de op arsenicum te onderzoeken slof. Is hierin arsenicum voorhanden, dan bestaat het ontwikkelde gas uit een mengsel van waterstof en AsH₃, dat in de buis c door

smeltbare buis lt;/, die op verscheidene plaatsen door uitrekking vernauwd is. Ontsteekt men de ontsnappende waterstof, nadat alle lucht vooraf uit den toestel verdreven is, dan brandt zij, bij aanwezigheid van As!l₃, met eeu blauwachtig witte vlam. Houdt men hierin, gedurende eenige oogenblikken, eeu koude porseleinen schaal, dan beslaat deze met donkere arseenvlekken. Door verhitting van de buis d op een bepaalde plaats kan verder in de vernauwing der buis, voorbij die plaats gelegen, een arseenspiegel worden gevormd. Op deze wijze kunnen de geringste sporen van arsenicum worden aangetoond.

De verbindingen der halogenen met arsenicum hebben veel overeenkomst met die van den phosphorus; intusschen kent men geene verbindingen, die aan de formule AsX, beantwoorden (bladz. 107). liet arseen-trichloruur kan door de inwerking van arseen-trioxyde op zoutzuur worden verkregen, hetgeen voor het metaalachtig karakter van het arsenicum pleit, omdat doorgaans langs dezen weg slechts metaaloxyden iu chloruren kunnen worden veranderd:

Kookt men namelijk eene oplossing van As^Oj met sterk zoutzuur, clan distilleert arseen-trichloruur over.

Arseen-tricliloruur, AsClj, is een kleurlooze, olieachtige, in de lucht sterk rookende vloeistof, die tot soortelijk gewicht 2,2 heeft. Het wordt bij — 30° C vast en kookt bij 134° C. Zijne dampdichtheid is 90,75 (II = 1), hetgeen niet het moleculairgewicht 181,5. uit de formule AsC'U afgeleid, in overeenstemming is. In een kleine hoeveelheid water is het arseen-trichloruur, evenals met de metaalchloruren het geval is, onveranderd oplosbaar. Met veel water wordt het in arseen-trioxyde en waterstofchloruur omgezet:

Arseen-tribromuur, AsBi's, is een witte kristalachtige massa, die bij 20quot; C smelt en bij 220° C kookt.

Arseen-trifluoruur, AsFI₃, is een vloeistof, die aan de lucht blootgesteld sterk rookt.

Het metaalachtige karakter, dat bij het arsenicum werd opgemerkt, komt nog duidelijker uit bij het antiraoniuni, dat tevens eene groote overeenkomst met de elementen phosphorus en arsenicum bezit. Volgens zijne physische eigenschappen is het antimonium volkomen metaalachtig.

IVatuurstaat. Het antimonium [stibium) wordt in de natuur voornamelijk als zwavelverbinding (grauw-spiesglanserts Sb₂Sj) aange-troffen. Buitendien vindt men het in vele ertsen, waarin het verbonden met zwavel en metalen en meestal ook met arsenicum voorkomt.

Bereifting-swijze. Grauw-spiesglanserts wordt in vlamovens geroosterd, d. w. z. bij toetreding van lucht verhit. Hierbij verbrandt de zwavel tot zwavel-dioxyde, dat ontwijkt, en het antimonium tot antimoon-trioxyde, dat achterblijft:

Door het met kool te gloeien wordt het antimoon-trioxyde tot antimonium gereduceerd:

erts te verhitten met ijzer, dat daaraan de zwavel onttrekt en het antimonium vrij maakt:

Het aldus verkregen ruwe antimonium wordt in liet laboratorium van de verontreinigingen, arsenicum, zwavel en lood bevrijd door het met een weinig salpeter te smelten. Om het antimonium vrij van alle verontreinigingen te verkrijgen moet het uit volkomen zuivere antimoon-trioxyde worden gereduceerd.

IMiy$jilt;*cIie eig-Kiiseltappeu. liet antimonium is een zilverwit, sterk glanzend metaal van eene bladerige kristalachtige structuur. Zijn soortelijk gewicht is 6,715. Hot kristalliseert evenals het arsenicum in rhomboëders, is zeer broos, laat zich gemakkelijk tot poeder fijnstooten, smelt bij 430° C en distilleert in de witgloei-hilte. Zijne dampdichtheid is nog niet vastgesteld en dus ook zijn moleculairgewicht niet bekend.

$ïclieikiiii)ligt;fe eig-enscliappen. Bij gewone temperatuur aan de lucht blootgesteld verandert het antimonium niet; bij verhitting verbrandt het niet eene blauwachtige vlam onder vorming van witte dampen van antimoon-trioxyde (Sb₂0₃). Evenals de phosphorus vereenigt het zich direct met de halogenen; poedervormig antimonium ontvlamt in chloorgas en brandt daarin voort. In zoutzuur is het onoplosbaar; door verdund salpeterzuur wordt het tot antimoon-trioxyde geoxydeerd. jj l

Antinioon-triliyflruiir , Sbllj of anti muon waterstof wordt op analoge wijze als arseenwaterstof verkregen, en heeft hiermede veel overeenkomst; maar tot nu toe heeft men het niet anders verkregen dan gemengd met waterstof. Het is een kleurloos gas, van een éigenaardigen reuk, dat bij het aansteken met eene groenachtig witte vlam verbrandt; daarbij worden water en witte dampen van antimoon-trioxyde gevormd. Door de gloeihitte wordt het in antimonium en waterstof ontleed. In den toestel van Marsh (Fig. 55) kunnen uit antimoonverbindingen, evenals bij het arsenicum, een antimoonspiegel en antimoon vlekken worden gemaakt. De antimoonspiegel onderscheidt zich van den arseenspiegel door donkerder kleur, minderen glans, geringere vluchtigheid in een wa-terstofstroom, en door zijne onoplosbaarheid in eene oplossing van natrium-hypochloriet (ClÜNa).

Antiaiiuoii-trichloruiir « SbCla. of antimoonchloruur wordt gevormd door de inwerking van cldoor op antimonium of antimoon-trisulfuur (SboSa); ook door liet oplossen van antimoon-trioxyde of antiraoon-trisulfuur in sterk zoutzuur:

De oplossing wordt tot droogwordens toe verdampt en het vaste overblijfsel gedistilleerd. Men verkrijgt dan het antimoonchloruur als eene klenrlooze bladerige, kristalachtige, weeke massa (buty-rium aatimoHÜ), die bij 73° C smelt en bij 223° C kookt, en waarvan dy dampdichtheid 11425 (11 = 1) bedraagt, zooals de formule SbClj vereischt. Het aulimoon-trichloruur neemt water uit de lucht op en vervloeit. In water, dat met zoutzuur vrij sterk is zuur gemaakt, lost het onveranderd op; voegt men veel water bij deze oplossing, dan heeft er omzetting plaats; de oplossing wordt troebel, en een wit poeder, algarothpoeder genoemd, wordt afgescheiden:

De samenstelling van het ahjarothpoedei- is intusschen, al naar de omstandigheden zijner bereiding, verschillend; meestal beantwoordt zij aan de formule 2(SbOCl) Sb₂0₃. Het zuivere antimoon-oxychloruur SbOCI verkrijgt men door SbCls met alcohol te verhitten. Het vormt klenrlooze kristallen en wordt verder door water ontleed.

.■liitiinu(iii-|gt;eiitiicIiioruitr, SbCI₅, of an t i m o o n c h 1 o r i de

ontstaat door de inwerking van chloor in overmaat op antimonium of SbCl₃ en vormt een geelachtige, in de lucht sterk rookende vloeistof, die bij 0^U C kristalachtig wordt. Bij het verhitten wordt het gedeeltelijk, evenals PCI,, in SbCI₃ en CI.₂ ontleed:

Door water wordt het antiinoon-pentachloruur in pyro-antimoon-zunr (Sb.,0. Il₄) en waterstofchlornur omgezet.

.ïiilimoosi-triauutir, Sbl!r₃, wordt door de vereeniging van antimonium en bromium verkregen in den vorm van klenrlooze kristallen, die bij 90quot; C smelten eu bij 283° C koken.

Auiiatenr wordt door verhitting van antimonium met jodium bereid, en komt alsdan te voorschijn in den vorm van roode naalden, die bij 1(35,5quot; C smelten.

Tot de slikstofgroep behoort ook nog het bismulh, 011 wel wegens de analogie van de samenstelling zijner verbindingen met die van de overige tot die groep behoorende elementen; zno kent men b. v. BiClj, BiJs, BiOCl, enz. Intusschen bezit het reeds in sterke mate het karakter van een metaal: evenmin als de meeste dezer veree-nigt zich het bismuth niet met waterstof, en evenals de oxyclen der metalen heeft het bismuth-trioxyde Bi.,0₃₎ ofschoon het in zijne samenstelling met het arseen-trioxyde As_sO_s overeenkomt, uitsluitend de eigenschappen van een basis. Wij zullen derhalve het bismuth en zijne verbindingen bij de metalen behandelen.

Tot de stikstofgroep zouden ook nog de 3 zeldzaam voorkomende elementen, liet vanadium, niobium en tantalium kunnen worden gerekend, en wel omdat de verbindingen hiervan in samenstelling meestal overeenkomen met die van de stikstofgroep. Zij bezitten echter een meer metaalachtig karakter, en vereenigen zich niet met de waterstof, terwijl zij bovendien in sommige van hunne verbindingen overeenkomen met chromium, ijzer en wolframium, waarmede zij in de natuur ook dikwijls vermengd voorkomen.

Het van.-iirniin komt in de natuur voornamelijk gemengd met ijzerertsen voor als een zont van het vanadiumzuur (vanadium-looderts). Het is zeer moeilijk zuiver te bereiden en vormt in zuiveren toestand een lichtgrijs metaalachtig poeder, dat tot soortelijk gewicht 5,5 heeft. Het is moeilijk smeltbaar en verandert bij gewone temperatuur niet in de lucht. Verhit, verbrandt het tot VdjOj.

Vanadium-trichIoruur, VdCI₃, vormt roode tafelachtige kristallen, die in de lucht gemakkelijk vervloeien.

Vanadiunioxy-trichloruur, VdOCl₃, ontstaat door het verhitten in chloorgas van een mengsel van Vd_sO_s met kool. Het is een citroengele vloeistof, die tot soortelijk gewicht 1,84 heeft, bij 120° C kookt, en in de lucht sterk rookt. Met water wordt het, overeenkomstig het phosphor-oxv'chloruur, in vanadiumzuur eu zoutzuur ontleed. Zijne dampdichtheid is 85,25 (VdOCI₃ = 173,5).

Vanadium-trioxyde, Vd₂0₃, verkrijgt men als een zwart poeder door het gloeien van Vd₃0₅ in een waterstofstroom. Het vereenigt zich met zuurstof tot vanadium-pentoxyde.

V a n ad i u m-pe n t o x y d e , Vd.₂0₅, of vanadiumzuur-anhydride wordt bereid door de natuurlijk voorkomende vanadiumverbindingen met salpeter te smelten. De gesmolten massa ondergaat verder een bewerking, die hier wegens hare omslachtigheid niet zal worden beschreven. Het is een bruine stof, die in de alcaliën oplosbaar is en met de metalen zeuten vormt van het vanadiumzuur VdOiHj of van het m eta-van a d i u m zu u r A'd0₃H (zie; de zuurstofverbindingen van den ; hosphorus).

Bohalvo deze verbimlingen, welke met die van de stikstofgroep overeenkomen, kent men nog andere, die in samenstelling op de verbindingen van de zwavel en het cliromium gelijken. Hiertoe behooren het vanadium-dich 1 oruur, VdCL, en het vana-di um-tet raeh 1 oruiir, VdCl₄ , verder het van adium-mon-oxyde, VdO, het va n ad ium-d io xy de, Vd0₃, en van adiu m-oxydichloruur VdOCU. Hot vanadiura-tntrachloruur, \quot;dCl₄iseen roodhrnine bij 154° C kokende vloeistof, waarvan de dampdichtheid nu 96 bedraagt (VdClj = 192).

Kioliiiini. Nb, en Tantaliimi, Ta, zijn in vrijen toestand niet bekend. Do chloruren NI)C1₃ en TaCI. zijn vluchtig en worden door water ontleed. De oxyden Kb₂O_s en Ta„0₅ vormen met bases zouten van het niobiurazuur Nb0₄H₃ en het tantaliumzuur Ta0₄II₃.

Versyelijkiiitf iler elementeii, die tot ile stikstor^roep lieliooren. Stikstof, phosphorus, arsenicum, antinaoniura en bismuth toonen, evenals de halogenen en de elementen van de zuur-stofgroep, eigenschappen die, wat overeenkomst en verschil aangaat, in een nauw verband met hunne atoomgewichten staan. Bij verhooging van het atoomgewicht stijgen smeltpunt, kookpunt en soortelijk gewicht, en verkrijgen de elementen een meer metaalachtig karakter, zooals uit de volgende tabel blijkt.

Met uitzondering van het bismuth, vormt elk der hierboven genoemde elementen waterstofverbindingen, waarin één atoom met li atomen waterstof tot een molecule verbonden zijn. De ammonia Xilj heeft de eigenschappen van een basis en vereenigt zich met alle zuren tot ammoniumzouten. De phosphor waterslof l'Uj vereenigt zich slechts met HBr en H.1 tot zouten. AsH₃ en Sbl l.j hebben geen eigenschappen, die aan een basis herinneren; er bestaan intusschen verbindingen van arsenicum en antimonium, evenals van stikstof en phosphorus, met koolwaterstofgroepen, b. v. met CIrJ₃ en C₂H₅, die overeenkomstig de waterstofverbindingen zijn samengesteld, en

in hare eigenschappen veel hierop gelijken. Deze stoffen, zooals As(CH_s)_l en Sb(CH,)j, welke in de organische scheikunde tehuis behooren, bezitten de eigenschappen der bases, en vormen verbindingen, die met de ammoniumzouten overeenkomen.

Tot nu too is slechts do warmte-hooveelheid bepaald. dio bij de vorming van ammonia uit do elomenton vrij wordt. Zij bedraagt 26700 caloriön. Waarschijnlijk neemt in dezo grooji do affiniteit tot waterstof af, wanneer liet atoomgewicht grooter wordt.

lot dczo groep bchooren de beide metalloïden koolstof'en silicium en liet metaal tin.

Vjitunrstiijit. In vrijen toestand komt ile koolstof in de natuur voor in den vorm van diamant en graphiet. Zij is een voornaam bestanddeel van alle uit het dieren- en plantenrijk herkomstige, zoogenaamde organische zelfstandigheden, en wordt vooral gevonden in de fossielen turf, bruinkool, steenkool en anthraciet, die door het langzaam vergaan van planten zijn ontstaan. Met waterstof verbonden vormt zij de steenolie of het petroleum en aardpek of asphalt. \erder vindt men koolstof als koolstof-dioxyde in de lucht en. in den vorm van koolzure zouten of carbonaten. in vele delfstoffen en rotssoorten (marmer, kalksteen en dolomiet).

Allolt;roigt;iscIie inotlificaties. ]Je koolstof vormt ;gt; verschillende allotropische modificaties, liet diamant, het graphiet en de amorphe kool. In al deze vormen is de koolstof vast, en kan bij de hoogste temperatuur noch gesmolten noch vervluchtigd worden. Dit kan worden verklaard dooi' aan te nemen, dat de moleculen van de vrije koolstof uit een groot aantal atomen zijn samengesteld (bladz. 83). In scheikundig opzicht zijn alle modificaties van de koolstof zeer bestendig. Igt;ij het verbranden vormen zij alle koolslof-dioxyde.

1quot;. Het diamant komt in eenige streken van Indië, Brazilië en Zuid-Afrika in aangeslibden grond voor, ook soms wel vastgegroeid in glimmerlei. Het bezH schitterenden glans, breekt het licht sterk en is van alle stoffen de hardste. Het kristalliseert in vormen van het regelmatige stelsel, meestal in rhombendodecaë-ders, zeldzamer in octaëders. Gewoonlijk is het geheel kleurloos en doorzichtig, somtijds echter door bijmengselen gekleurd.

/iju soortolijk gewicht is 3,5. Slechts bij lt;le grootste hitte, tusschen ile polen van een sterke galvanische batterij, wordt het eenigszins zacht en verandert in eene graphietachtige massa. Verhit men diamant in zuurstofgas, zoo verbrandt het tot koolstof-dioxyde. Door de inwerking van een mengsel van salpeterzuur en kaliumchloraat wordt het bijna volstrekt niet aangetast.

'■iquot;. Het grap hi et kenmerkt zich door het vermogen om, met salpeterzuur (in kaliumchloraat verhit, grapliietzuur, met kalinm-pennanganaat geoxydeerd mellithzunr te geven. Het natuinlijk voorkomende graphiet vindt men in de oudste lagen van de aardkorst,-het zuiverste voornamelijk aan de Altai ia Siberië. Het komt soms gekristalliseerd in zeszijdige tafels voor, maar vormt meestal eene amorphe, grijszwarte, glanzende, zachte massa, die voor potlooden gebruikt wordt. Zijn soortelijk gewicht is 2,'2quot;). Het graphiet is een goede geleider voor de warmte en de electriciteit. Het verandert (bij afsluiting van de lucht) zelfs bij de hoogste temperaturen niet. In een znnrstofstroom verhit, verbrandt het nog moeielijker dan diamant tot koolstof-dioxyde, en laat daarbij 2—5⁰/₀ asch achter. Om de graphietsoorten, die vele bijmengselen bevatten, voor technisch gebruik te zuiveren worden zij in poedervorm met kaliumchloraat gemengd en met zwavelzuur verhit. Het product wordt vervolgens met water gewasschen en het overblijfsel gegloeid (Beody's graphiet).

Kunstmatig kan men graphiet, dooi' smelten van amorphe kool met ijzer, verkrijgen. Bij het koudworden van het ijzer wordt een gedeelte van de opgeloste koolstof, in don vorm van hexagonale, glanzende graphietblaadjes afgescheiden.

Amorphe kool wordt door verkoling van organische (kool-stofhoudende) stollen verkregen en als fossiel gevonden. Door de inwerking van salpeterzuur en kaliumchloraat wordt zij reeds bij gewone temperatuur veranderd in bruine stollen, die in water oplosbaar zijn. L)e zuiverste amorphe kool is het roet. dat door onvolledige verbranding van zeer koolstofrijke harsen en oliën (terpentijnolie) verkregen wordt. De gaskool, ook metaalachtige kool genoemd, die zich bij de gasfabricatie in de gloeiende retorten neerzet, is zeer hard en bezit metaalglans. Zij is een goede geleider van de electriciteit, en wordt derhalve ook voor galvanische batterijen gebruikt. De cokes, welke door gloeien van steenkolen verkregen worden, vormen een samengebakken massa, die do warmte en electriciteit goed geleidt. De houtskool is zeer poreus en bezit het vermogen om vele gassen en dampen op te nemen. Zoo absorbeert één volume houtskool 00 volumen NH₃, 55 volumen

ILS, 9 volumen 0₂; bij 100° C en onder de luchtpomp worden de geabsorbeerde gassen weder vrij. Verder absorbeert de houtskool vele riekende en verrotting veroorzakende stoffen, en wordt derhalve als desiufectiemiddel gebruikt. Do dierlijke kool. door verkoling van dierlijke stoffen verkregen (beenzwart, bloedkool), bezit in hoogen graad liet vermogen om oplossingen te ontkleuren, en wordt tot dat einde in liet laboratorium en in de industrie gebruikt.

Al deze koolsoorten bevatten in meerdere of mindere hoeveelheid stikstof, waterstof en minerale stoffen, die bij het verbranden in den vorm van asch achterblijven. Dooi' de kool met zoutzuur te behandelen, kan men haar bijna alle minerale bestanddeelen ontnemen.

De fossiele koolsoorten, steenkool, bruinkool, turf zijn de producten eener eigenaardige, langzame verrotting van de houtvezel, die daarbij langzamerhand zuurstof en waterstof verliest, en rijker wordt aan koolstof. De steenkool bevat tot 00⁰/₀. de bruinkool tot 70 ⁰/₀ koolstof. De koolstofrijkste, fossiele kool is het anthra-ciet, dat alle organische structuur verloren heeft en 96 tot 08 ⁰/₀koolstof bevat.

De koolstof vormt met de waterstof, zuurstof en stikstof een buitengewoon groot aantal verbindingen. Deze hoeft men organische verbindingen genoemd, omdat men haar vroeger uitsluitend uit plantaardige en dierlijke organismen verkreeg, en van het denkbeeld uitging, dat zij onder den invloed van andere krachten dan de minerale stoffen waren ontstaan. Tegenwoordig kan men de meeste koolstofverbindingen kunstmatig uit de elementen, volgens eenvoudige synthetische methoden, bereiden; en wij weten thans dat zij zich onder de werking vormen van dezelfde krachten, die de minerale stoffen doen ontstaan.

De koolstofverbindingen zijn echter zoo talrijk en bezitten zoovele eigenaardigheden, dat het noodzakelijk is ze afzonderlijk in dat gedeelte der scheikunde te behandelen, hetwelk men. volgens oude gewoonte, organische scheikunde noemt. In tegenstelling daarvan noemt men de scheikunde van alle andere stollen anorganische scheikunde Wij zullen dns hier slechts van de eenvoudigste koolstofverbindingen spreken.

Directe vereeniging van koolstof met waterstof heeft alleeu tns-schen de koolspitsen eener zeer sterke galvanische batterij plaats. Alsdan wordt acetyleen (CJL) gevormd. Alle andere koolwaterstof-verbindingen worden indirect volgens verschillende methoden verkregen.

ïletliaan of moera^as, Cll^. De koolwaterstof, die liet eenvoudigst is samengesteld en slechts een atoorn koolstof bevat, is het methaan, dat bij de verrotting van organische stoffen onder water (in moerassen en in kolenmijnen) ontstaat. In sommige streken stroomt liet in groote hoeveelheden uit aardspleten (bij Baku aan de Caspische Zee). Men kan het moerasgas bereiden door dampen van koolstof-disulfuur en waterstofsulfuur over gloeiende koperspaanders te leiden:

Verder verkrijgt men methaan door een mengsel van natrium-acetaat met natnum-hydroxyde te verhitten:

Het is een kleurloos reukeloos gas, dat in water onoplosbaar is en dat nog niet tot een vloeistof is kunnen verdicht worden. Het brandt met een weinig lichtgevende vlam. Met 2 volumen zuurstof of met 10 volumen lucht gemengd levert het een hevig ontploffend mengsel (mijnontploffing).

«le lioulNtof. Door de quantitatieve analyse van het methaan vindt men, dat het op 1 gewichtsdeel waterstof 3 gewichtsdeelen koolstof bevat. Wanneer de formule voor het methaan CH (analogisch met C1H) ware, dan zoude 3 het atoomgewicht van de koolstof zijn; ware zij ClL (analogisch met OIL,), dan zou dat gewicht 0 zijn enz.:

Daar de dampdichtheid van het methaan 8 bedraagt, wordt het moleculairgewicht hiervan 10. Daar nu, onder de vele bekende koolstofverbindingen, geene gevonden wordt, die in een molecule minder dan 12 gewichtsdeelen koolstof bevat, drukt 12 het atoomgewicht van dit element uit, en wordt C1I₄ de formule

van liel methaan. Uit die formule volgt, dat in elk volume methaan, t2 volumen waterstofgas voorkomen. Dit kan men gemakkelijk aantoonen, door een volume methaan in een eudiometer te ontleden, t welk geschiedt door er eene reeks van electrische vonken doorheen te voeren. De koolstof wordt alsdan in vasten toestand afgescheiden, en de verkregen waterstof beslaat het dubbel \an het volume, dat door het methaangas werd ingenomen. Nog op eene andere wijze kan men de juistheid der formule CI1₄ con-stateeren, en wol indien de samenstelling zijner verbrandingsproducten ( O_s en H„0 als bekend wordt ondersteld. Brengt men in een eudiometer 1 volume methaan en daarbij 2 volumen zuurstof, dan zal men met behulp van de electrieke vonk al het methaan kunnen laten verbranden. Als verbrandingsproducten verkrijgt men gasvormig CO., en vloeibaar water. Wordt het volume van het verkregen gas gemeten. dan zal daarvoor 1 volume gevonden worden. Door een kogel van kalium-hvdroxvde, die aan een pla-tinumdraad is vastgemaakt, in het gas te brengen, wordt het geheel geabsorbeerd, waardoor men zich kan overtuigen, dat het alleen uit koolstof-dioxyde bestaat. Hieruit volgt, dat uit 1 volume methaan

1 volume koolstof-dioxyde, of wel met toepassing der stelling van Avogadro uit 1 molecule methaan ook I molecule C0₃ verkregen wordt. Daar nu I molecule CO» l atoom C bevat (zie het kool-stof-dioxyde), zoo moet ook 1 molecule methaan 1 atoom C bevatten. Bij hel hoofdstuk »Koolstof-dioxydequot; zullen wij verder zien dat op l volume Cü₂ I volume zuurstof voorkomt, zoodat van de twee verbruikte volumen zuurstof er één tot verbranding van de waterstof heeft gediend. Uit de bekende samenstelling van het water volgt nu, dat 2 volumen waterstof zich met de overige zimrstot hebben verbonden. Een volume methaan bevat derhalve 2 volumen waterstof; dientengevolge een molecule methaan eveneens

Het aethaan is een kleurloos, in water niet oplosbaar gas, dat, ontstoken, met een weinig lichtgevende vlam brandt. Zijn soortelijk

gewicht is 15 (H = 1) of 1,036 (lucht = 1) en beantwoordt aan het met de formule C₂II₆ overeenkomende moleculairgewicht 30.

Behalve hot methaan en aethaan bestaat er nog een geheele reeks van koohvaterstofyerbindingen van de algemeene formule CnHjn ai b. v. CjIIj , C₄n_l0, C_SH₁₂ enz., die mot het verschil CH; opklimmen. Stoffen, die tot zulk eene reeks behooren. noemt men homologo stoffen. Zij gelijken in scheikundig opzicht voel op elkander. Behalve deze reeks van koolwaterstoffen, die men verzadigde koolwaterstoffen noemt, bestaan er nog andore reeksen met een kleiner waterstófgehalte, die door waterstofadditie tot verzadigde koolwaterstoffen kunnen overgaan, en derhalve niet verzadigde genoemd worden. De eerste niet verzadigde reeks is volgens de formule CJI^, de tweede volo-ens de formule C_nH_2n_₂ samengesteld enz. De eerste term der reeks C,_lH_2n is het aethyloen of oliovormend gas, en die der reeks C.illon-a het acetyleen.

AetUyleen of olievurmenil _Sas, OjHi, vormt zich bij de droge distillatie van hout, steenkool eu vele koolstofverbindingen; liet wordt derhalve in liet lichtgas gevonden. Men verkrijgt het gemakkelijk door inwerking van zwavelzuur op alcohol, waarbij het zwavelzuur hieraan de elementen van hot water onttrekt.

Het aethvleen is oen kleurloos gas van zwak aetherischen reuk, dat bij —110quot; tot een vloeistof kan worden verdicht. Zijn soortelijk gewicht is 14 (11 = 1) of 0,978 (lucht =1) en beantwoordt aan het met de formule CJ1₄ overeenkomende moleculairgewicht 28. Het brandt met sterk lichtgevende vlam, en wordt hierbij eerst in moerasgas en vrije kool ontleed:

Het gevormde moerasgas verbrandt vervolgens, en verhit daardoor de in de vlam afgescheiden koolstofdeeltjes zóó sterk, dat deze gloeien. Eindelijk verbranden ook deze tot koolstof-dioxyde.

Een molecule aethvleen vereenigt zich met twee atomen chloor of bromium tot olieachtige vloeistoflen:

De verbinding CUI₄C1., wordt ook wel olie der Hollandsche scheikundigen genoemd, omdat zij tegen het einde der vorige eeuw met het aethvleen door 4 Nederlandsche chemici ontdekt is. De samen-

stelling van het aethvleen kan op gelijke wijze als die van het methaan door verbranding met zuurstof in een eudiometer gevonden worden (bladz. 124). Wordt in een eudiometer aethyleen met eene tot volkomen verbranding ontoereikende hoeveelheid zuurstof quot;ernengd en alsdan door de electrische vonk ontstoken, dan verbrandt slechts de waterstof, en de koolstof wordt als een zwarte rookwolk afgescheiden. Deze proef kan dienen om de aanwezigheid van koolstof in het doorzichtige gas aanschouwelijk te maken.

Acetyleen, ColL, vormt zich bij de droge distillatie van vele koolstofverbindingen en wordt eveneens aangetroffen in lichtgas, dat ziju eigenaardigen doordringenden reuk daaraan ontleent, liet soortelijk gewicht van acetyleen is 13 (H = 1) en stemt in verband met de formule CUL. overeen met het moleculairgewicht 20. Één molecule ColL. verbindt zich met 2 en 4 atomen chloor en bromium.

Het methaan CI]₄. aethaan CJIy en in geringe hoeveelheid het acetvleen CUL vormen met waterstof en koolstofoxyde, CO, het irowone lichtgas, dat door droge distillatie van steenkolen, bruinkolen of hout verkregen wordt. Het lichtgevend vermogen van het lichtgas is afhankelijk van zijn gehalte van aethyleen en acetyleen of de homologen daarvan.

Wij weten reeds dat het aangaan van een scheikundige verbin-dmrr, in een gasvormige middenstof, gepaard met lichtontwikkeling, verbranding genoemd wordt. Hierbij merkt men op dat sommige stoffen, zooals zwavel, phosphorus, in de lucht of in andere gassen met eene vlam verbranden. Dit doen alle stoffen, die bij de ver-brandingstemperatuur zich in gassen of dampen veranderen. Koolstof verbrandt niet met een vlam, zij gloeit slechts, omdat zij niet tot gasvorm kan worden gebracht. De koolstofverbindingen, hout. steenkool, vet, ziju, wel is waar, zelf niet vluchtig, maar vlammen desniettemin bij de verbranding, omdat zij onder den invloed van de hitte brandbare gassen ontwikkelen, üe vlam is derhalve niexs dan een brandend, gloeiend gas. Wij hebben verder gezien, dat slechts van brandbaarheid ten opzichte van een bepaalde middenstof kan worden gesproken; want brandt waterstof in zuurstof en chloorgas, dan brandt ook. omgekeerd, zuurstof en chloorgas in waterstof (bladz. 28). Lichtgas brandt in de lucht, derhalve brandt ook lucht, wel te verstaan de zuurstof der lucht, in lichtgas. Dit kan door de volgende proef zeer aanschouwelijk worden gemaakt. Een glazen cylinder, waarvan het eene einde tot een nauwe buis is

uitgetrokken (Fig. 50), wordt, met het andere einde benedenwaarts, _Kj„ ₅₆ loodrecht in een statief bevestigd,

nadat men vooraf het ondereinde gesloten heeft met een kurk, die twee buizen doorlaat; een wijde t-, en een nauwere b, de laatste omgebogen. Door het vernauwde gedeelte n van den cylinder wordt een stroom lichtgas geleid, terwijl het langs c ontsnappende gas wordt ontstoken. Schuift inen nu in de buis c een nauwere buis d. en voert door deze zuurstof of lucht, dan wordt de zuurstof door de gasvlam ontstoken en brandt in de lichtgas-atmosfeer van den cylinder voort. De verbran-dingsproducten en de overmaat van lichtgas worden langs b weggevoerd.

Elke vlam verspreidt licht; aard en sterkte van dit licht hangen echter van verschillende oorzaken af. Zoo is ten eerste de soort der gloeiende stof daarop \an invloed; terwijl b. v. brandende waterstof een uiterst zwak licht geeft, straalt een vlam, voortgebracht door het branden van arsenicum of antimonium in chloorgas veel licht uit. \01 dei kan een en dezelfde stof een vlam van verschillende lichtsterkte geven, naarmate hare dichtheid onder het verbranden grooter of kleiner is. Het lichtgevend vermogen eener waterstof-of koolstofoxyde vlam b. v., neemt aanzienlijk toe, wanneer de verbranding onder een hoogen druk plaats heeft. Evenzoo verliezen sterk lichtende vlammen veel van hare lichtsterkte, wanneer zij in een verdunde atmosfeer branden. Ook de temperatuur en de dikte der gaslaag, die de lichtstralen uitzendt, zijn op de lichtsterkte van invloed. Buitendien wordt elke vlam sterk lichtgevend, wanneer daarin vaste stoffen tot gloeiing worden gebracht. Om die reden schenkt kalk aan de knalgasvlam een schitterend licht (DnuM-mond's kalklicht) en kan men een waterstofvlam ook onder gewonen druk lichtgevend maken, wanneer men de waterstof, alvorens haar aan te steken, door vloeibaar chroom-oxychloruur (Cr»0»Cl„) leidt. Het medegenomene vluchtige Cr₂0₂Cl₂ wordt in de vlam door de zuurstof der lucht herleid tot het vaste chromi-oxyde Cr„0₃, dat niet vluchtig is en door de waterstofvlam gloeiend wordt gemaakt.

Het lichtgevend vermogen eener kaarsvlam kan door laatstgenoemde oorzaak verklaard worden. Brengt men de pit van een kaars met oen vlammend voorwerp in aanraking, dan wordt het kaarsvet gesmolten, door de vezels van de pit opgezogen en in gasvormige koolwaterstof-verbindingen veranderd, die door hare scheikundige vereeniging met de zuurstof der lucht de vlam vormen. De binnenste donkere kern bevat de gassen, die, omdat de lucht hen niet kan bereiken, onverbrand blijven (Fig. 57). Brengt men l'iquot;. st. iu de vlam een dunne glazen buis, die tot in de kern c reikt, dan stijgen do gassen op en kunnen aan den ^ bovenkant der buis aangestoken worden. In den sterk lichtgevenden binnenmantel e f lt;j heeft een gedeeltelijke dissociatie en verbranding der gassen plaats. Het aethy-leen b. v. wordt ontleed in CH₄ en C; CH₄ verbrandt volkomen, terwijl de koolstof onverbrand blijft maar tot witgloeihitte wordt gebracht. De tegenwoordigheid van vaste koolstof in het lichtgevende gedeelte kan men aantoonen dooi' daarin een koud voorwerp, b. v. een metaaldraad te brengen, die dan met roet bedekt zal worden. De aanwezigheid van gloeiende vaste kooldeeltjes in deze en andere koolwaterstofvlammen blijkt nog overtuigender uit het groote terugkaatsend vermogen. dat deze voor licht bezitten (Mees). In den uitwendigen, weinig lichtgevenden en nauwelijks zichtbaren mantel h c cl, die geheel door de lucht wordt omringd, heeft de volkomen verbranding van de koolstof tot koolstof-dioxyde plaats.

De lichtglasvlam is op gelijke wijze samengesteld. Dat de donkere kern ook van deze vlam uit niet brandende, en derhalve ook weinig verhitte gassen bestaat, kan als volgt aanschouwelijk worden gemaakt: men laat lichtgas langs een wijde buis uitstroomen, welker monding met stramienpapier bedekt is. Legt men nu midden op het papier eenige buskruidkorrels dan zal, wanneer het lichtgas wordt aangestoken, het buskruid in de donkere kern der vlam liggen en derhalve niet ontbranden. Ook het papier verkoolt slechts aan den buitensten rand, waar het met het brandend gedeelte der vlam in aanraking is.

Het lichtgevend vermogen eener koolwaterstofvlam zal hoofdzakelijk afhangen van het aantal gloeiende koolstofdeeltjes, dat zich gelijktijdig in de vlam bevindt, en van de temperatuur, waarop de kool verhit is. Daar die vaste koolstofdeeltjes nu ontstaan door de dissociatie der koolwaterstoffen en verdwijnen door hunne verbran-

ding in de zuurstof der lucht, zullen ook alle omstandigheden, die de snelheid van dissociatie bevorderen of de snelheid van verbranding verminderen, tot zekere grenzen de lichtsterkte van de vlam verhoogen; terwijl daarentegen elke vermindering van de snelheid der dissociatie of elke vermeerdering van de snelheid der verbranding tot zekere grenzen een afneming van het lichtgevend vermogen ten gevolge moet hebben. Het maximum van lichtsterkte is overschreden, wanneer de snelheid van dissociatie zoodanig is toegenomen, dat het aantal ontstane kooldeeltjes te groot is, om nog alle dooide zuurstof te kunnen worden verbrand, als wanneer deze onverbrand ontwijken en de vlam walmt. Is daarentegen de snelheid van verbranding zoo toegenomen, dat de koolstofdeeltjes bijna terstond na hun ontstaan verbranden, dan moet het overblijvend lichtgevend vermogen uitsluitend aan de gloeiing der gassen worden toegeschreven, en zal dit derhalve, bij verdere aangroeiing der verbrandingssnelheid, waarmede verhooging van temperatuur gepaard gaat, vermeerderd worden.

Op deze wijze worden verschillende verschijnselen verklaard, die wij aan koolwaterstofvlammen kunnen waarnemen:

1°. Aan het brandend licVitgas kan het lichtgevend vermogen onttrokken worden, door lucht of zuurstof in de vlam te brengen. Hierdoor zal de snelheid, waarmede de kooldeeltjes zich met de zuurstof verbinden, sterk toenemen, en, ofschoon de daardoor plaats hebbende temperatuursverhooging van de vlam ook een vermeerdering van de snelheid van dissociatie bewerkt, zullen bij genoegzame toevoer van lucht of zuurstof de kooldeeltjes op hetzelfde oogenblik, dut zij afgescheiden worden, verbranden.

Hierop berust de inrichting van den BüNSEN'schen gasbrander. Deze brander, die in het laboratorium tot verhitten en gloeien veelvuldig wordt aangewend, is in Fig. 58 voorgesteld. De buis c, die afzonderlijk is geteekend, wordt bij het gebruik in het voetstuk geschroefd. Het gas stroomt door de aanvoerbuis

openingen en van een verschuifbaren mantel b, waarin eveneens openingen zijn aangebracht. Komen deze openingen met elkander overeen, dan kan de lucht toetreden en zal de verbranding plaats hebben met een niet lichtgevende vlam van hooge temperatuur. Sluit men de zijdelingsche openingen, door den mantel h te verschuiven, dan brandt dat gas met een heldere, sterk roetgevende vlam. De niet lichtende vlam bevat een overmaat van zuurstof en werkt derhalve oxydeerend. Men gebruikt haar, om daarin bij gloeihitte to oxydeeren — oxydatievlam. De lichtgevende vlam daarentegen werkt reduceerend en wordt reductie vlam genoemd, omdat de daarin aanwezige gloeiende koolstof aan vele stoffen de zuurstof onttrekt.

Aan elke lichtgevende koolwaterstofvlam kan, door toevoer van stikstof, koolstof-dioxyde, waterstofchloruur, waterdamp, waterstof en andere gassen, haar lichtgevend vermogen worden onttrokken (Knapp). Door de bijmenging van gassen, die geen kooldeeltjes leveren, wordt het aantal dezer deeltjes in een bepaald volume dor vlam geringer, en worden zij door de zuurstof der lucht, die dientengevolge in overmaat aanwezig moet zijn, terstond verbrand. Door toevoeging van niet brandbare gassen zal tevens de temperatuur der vlam en daarmede de snelheid van dissociatie verminderen.

De sub 1 en 2 vermelde verschijnselen kunnen door eenzelfde proef aanschouwelijk worden gemaakt. Men brengt eene 4 tot ö cM. lange lichtglasvlam, die uit de spits van een blaaspijp brandt, in een met zuurstof gevulde kolf van 1 L. inhoud. De kolf wordt hierbij met de monding benedenwaarts gericht. Dadelijk zal de vlam van gedaante veranderen en de buiten-mantel zich verbroeden ten koste van het lichtgevende gedeelte. De zuurstofatmosfeer oxydeert de lichtgevende materie. Langzamerhand evenwel zal de zuurstof met de verbrandingsproducten gemengd en daardoor een atmosfeer verkregen worden, die, wat haar zuurstofgehalte betreft, met de gewone dampkringslucht overeenkomst heeft. Alsdan komt de lichtgevende mantel weder te voorschijn en de vlam zal branden, als in gewone dampkringslucht. Dientengevolge echter vermeerderen de verbrandingsproducten, waardoor het lichtgevend vermogen weder vermindert, de vlam wordt blauw, vervolgens bijna onzichtbaar en gaat eindelijk iiit.

Een lichtgas of kaarsvlam, in een verdunde atmosfeer brandende, verliest van haar lichtgevend vermogen; vermeerdert

men daarentegen den druk van de haar omringende atmosfeer, dan begint zij spoedig te walmen (Frankland). In een ijlere atmosfeer namelijk zullen de gasmoleculen geringere hinderpalen bij haar beweging ontmoeten dan in een dichte; hierdoor zal de zuurstof gemakkelijker in het binnenste der vlam dringen en zich met de kooldeeltjes sneller na hun ontstaan verbinden; terwijl bij een grootere drukking de zuurstofmoleculen moeielijk het inwendige der vlam kunnen bereiken, zoo zelfs dat de koolstofdeeltjes onverbrand moeten ontsnappen.

4°. Wordt lichtgas, dat met koolzuur, stikstof, waterstof of lucht vermengd is, door een platinum-buisje geleid, dan zul het mengsel, zooals wij weten, na het ontsteken met een niet lichtende vlam branden. Verhit men echter de platinumbuis sterk, dan wordt, met het stijgen der temperatuur, de vlam meer eu meer lichtgevend. Door de plaats hebbende tempe-ratuurverhooging namelijk, wordt de snelheid van dissociatie grooter, en het gloeien der kooldeeltjes sterker; weshalve natuurlijk het lichtend vermogen der vlam moet toenemen.

Deze invloed der temperatuur kan ook nog aanschouwelijk worden gemaakt, wanneer men uit de spits van een blaaspijp oen 1—cM. lange gasvlam laat branden eu deze schuin tegen een verticaal opgehangen platinumschaal richt. Alsdan breidt zich de vlam uit en wordt zij blauw. Dat dit aan afkoeling der vlam is toeteschrijven blijkt, wanneer men de platinumschaal aan de tegenovergestelde zijde met een krachtige gasvlam verhit; alsdan zal de kleine gasvlam met het stijgen der temperatuur weder haar lichtgevend vermogen herkrijgen. Wordt het verhitten gestaakt, dan vermindert het lichtgevend vermogen van de vlam, naarmate het. metaal wordt afgekoeld.

Elke brandbare stof moet, voordat zij kau vuurvatten een bepaalde temperatuur, de ontbrandingstemperatuur, hebben bereikt. Voor sommige stoffen is die ontbrandingstemperatuur zeer laag. Zoo ligt zij b. v. voor vloeibare phosphorwaterstof (bladz. 105) nog beneden de gewone temperatuur, weshalve deze stof ook vanzelf in lucht verbrandt. Voor den gewonen phosphorus bedraagt zij slechts 40°C (bladz. 104). Brengt men hom derhalve in water, dat op die temperatuur is verwarmd, eu leidt zuurstof daarbij, dan brandt hij onder water met een lichtgevende vlam.

Is een stof ontstoken, dan brandt zij gewoonlijk door, omdat hare deeltjes door de verbrandingswarmte genoegzaam verhit worden; elke vlam echter kan door snelle afkoeling worden gebluscht; een kleine vlam b. v., door een stuk metaal er in te brengen. Houdt men

'i I •

' r

; i

|||j

•^:'i'

1 ij

;l' «tl

1 Kt

Bji lil

h Pi

boveu de opening van een gaslamp, waardoor lichtgas uitstroomt, een stuk draadgaas en steekt men het gas boven het draadgaas aan (Fig. 59), dan wordt de vlam door de goed geleidende metaaldraden zoozeer afgekoeld, dat zij niet in staat is, het gas beneden het draadgaas te ontsteken. Hierop berust de constructie van de veiligheids lamp van Davy, die in de kolenmijnen wordt gebruikt, om de ontploffing van het soms daarin aanwezige mengsel van mijngas en lucht te voorkomen (Fig. 60 en 61). Zij bestaat uit een gewone olielamp, omgeven door een cylinder van metaalgaas. Brengt men zulk eene lamp in een ontplofbaar gasmengsel, dan verbrandt, wel is waar, liet in de lamp dringende gas, maar de verbranding plant zich niet buiten de lamp voort.

De koolstof verbindt zich niet direct met de halogenen. Verbindingen van deze elementen ontstaan door de inwerking der halogenen op de koolwaterstoll'en. Wij hebben gezien dat chloor en bromium op water, NH, enz. zoo inwerkt, dat zij met de waterstof chlo-ruren of bromuren vormen, en het andere element of vrijgemaakt wordt, of eveneens zicli met chloor of bromium verbindt. Op kool-walei'stoflen werken chloor en bromium analoog. De waterstof wordt daarin atoom voor atoom door chloor of bromium ver van-

Men verkrijgt op deze wijze uit het methaan het jnjjfJsylfïiSo-ruur CHjCl het metliyleenclilopimr CiloCL, do chloroform

CHCIj en het koolatof-tetraclilormir CCI_t. liet laatste is een klenrlooze, aetherachtige vloeistof, die bij 77quot; C kookt; zijn damp-dichtheid bedraagt 77 (H= l), zoodat het moleculairgewicht 154 wordt en beantwoordt aan de formule CCU. De chloruren van de koolstof worden door water niet ontleed. De verbinding C₂Ci₆, die men door inwerking van chloor op aethaan C₂1I₆ verkrijgt, vormt een kristalachtige massa, die bij 160° C smelt en bij 182quot; C kookt, onder ontleding in C₂C1₄ en Cl₂. Het v i e r 111 a a! gee h lo orde aethyleen C₂C1₄ is een bij 12quot;2° C kokende vloeistof. Het bromium en jodium leveren met de koolstof soortgelijke verbindingen. Zij worden uitvoeriger in de organische scheikunde beschreven.

jVatuurNtaai. liet silicium is na de zuurstof hot element, dat in de natuur het meest verbreid is. Het komt echter, wegens zijne affinileit tot de zuurstof, niet in vrijen toestand voor. In verbinding met zuurstof als silicium-dioxyde Si0₂ en in den vorm van kiezel-zure zouten (silicaten) vormt het vele delfstoffen 011 bijna alle kristalachtige gesteenten.

Bereiding-swijze. In vrijen toestand verkrijgt men het silicium dooi' verhitting mei natrium van siliciumlluorimr SiM., ol' van silicium-fluornatrium (SIFI₆Na₂).

De gegloeide massa wordt met water behandeld, waardoor het natriumfluoruur wordt opgelost, en het silicium in den vorm van een bruin amorph poeder achterblijft. In de lucht verhit verbrandt liet tot silicium-dioxyde.

Allutropisclie inodificaties. Gloeit men een mengsel van SiFI₆Na₂, natrium en zink, zoo verkrijgt men het silicium in ge-kristalliseerden toestand. Het afgescheiden silicium lost zich alsdan in het gesmolten zink op en kristalliseert bij liet koud

¹ iL jl fet

111 iè

! .ri

ii ¹ m

; Mm

'Ü

worden. Door hot zink in zoutzuur op te lossen kunnen de kristalion afzonderlijk verkregen worden. In dezen vorm bestaat het silicium uit zwarte, sterk glanzende octaëders, die het soortelijk gewicht '2, i!) hebben en een zeer groote hardheid bezitten. Het silicium is nog niet tot den dampvormigen toestand kunnen gebracht worden.

Mrlieikunilisre eig-eiisrlmiiiieii. Tiet gekristalliseerde silicium wordt bij het gloeien in de lucht of in zuurstof niet geoxydeerd. Door zuren wordt het niet aangetast. Kookt men silicium met eone oplossing van kalium- of natrium-hydroxyde, dan lost het op onder vorming van een kiezelzuur zout en onder ontwikkeling van waterstof:

$iiliciiimliyflrHur« !«iliciiimwa.terstof, Silli, het analogon van het methaan CHi, ontstaat, evenals de arseenwaterstof uit een alliage van arsenicum met een metaal wordt verkregen, door tie inwerking van verdund zoutzuur op een legeering van silicium met magnesium:

Het ontwijkende siliciumwaterstofgas bevat waterstof als bijmengsel. Het heeft een onaangenamen reuk, ontvlamt vanzelf aan de lucht en verbrandt tot silicium-dioxyde en water:

Volkomen zuiver waterstofvrij siliciuinhydruur wordt verkregen door het verhitten van de verbinding .Sill^O.CVlI^, die in de organische chemie zal worden behandeld. Het ontvlamt in de lucht, bij gewone temperatuur, wanneer het met waterstof gemengd is, of wel wanneer do luchtdruk verminderd wordt; bij gewonen druk en in zuiveren toestand wordt het slechts dooi' verwarming ontstoken. Hij het gloeien wordt het in amorph silicium en waterstofgas ontleed. Met chloorgas gemengd ontbrandt het, en vormt waarschijnlijk , cvena Is CH,, substitutieproducten.

Stiiiciuuicliloriiiir, SiCl_t, ontstaat door de inwerking van chloor op silicium of door het leiden van chloor over een gloeiend mengsel van silicium-dioxyde en kool (Fig. 62):

Men brengt daartoe het mengsel in een porceleinen buis, die in een kolenvuur tot roodgloeihitte wordt gebracht. Het in de koll

ontwikkelde chloorgas wordt in de drielialzige (lescli gewassclicn en in de U-vormige buis, die met calciumchloruur gevuld is, gedroogd. Noch koolstof, noch chloor afzonderlijk werkt op SiO._: in, omdat de affiniteiten van C tot O en van Cl tot Si te zwak zijn om SlOj te ontleden; bij gelijktijdige aanwezigheid echter, werken die affiniteiten samen, zoodat de reactie kan plaats hebben.

Het distilleerende siliciumchloruur is een kleurlooze vloeistof, die 1,52 tot soortelijk gewicht heeft en bij 52° C kookt. Hut rookt wanneer liet aan de lucht is blootgesteld, en wordt met water tot silicium-dioxyde en waterstofchloruur ontleed:

Atnom^ewirlit van Kilioiiim. Uit de analyse vau het sili-ciumchloruur blijkt, dat het op 35.5 gewichtsdeelen chloor 7 ge-wichtsdeelen silicium bevat. Uit tie analogie van de verbindingen van het silicium en die van de koolstof wordt de formule SiCl₄ voor het siliciumchloruur waarschijnlijk. Alsdan wordt het atoomgewicht van het silicium 28:

Het moleculairgewicht 170'wordt door de gevondene dampdicht-heid 85 bevestigd. Geen van de andere bekende vluchtige silicium-verbindingen nu bevat minder dan 28 gewichtsdeelen per molecule, weshalve dit cijfer als liet atoomgewicht van het silicium moet worden aangenomen.

Siliciiiinltroiiiiiiir, SiBi^. ontstaat op dezelfde wijze als het chlomur. Het is een kleurlooze vloeistof, waarvan het soortelijk gewicht 2,8 bedraagt, het kookpunt op 153° C ligt, en die bij —1'2⁰ C vast wordt.

Siliciiiiiijotluiir, SiJ₄, vormt kleurlooze octaëders, die bij 120° C smelten en bij 290quot; C koken. Door water worden het bromuur en joduur op gelijke wijze als het chloruur ontleed.

Behalve deze verbindingen, die men als siliciumwaterstof SiH, beschouwen kan, waarin alle waterstof door de halogenen gesubstitueerd is (bladz. 134), bestaan er nog andere, waarin de waterstof slechts gedeeltelijk vervangen is. Zoo komt de Siliciiun-ciiiorofonu, SillClj, in samenstelling overeen met de chloroform, CllCij, die van het methaan is afgeleid. Zij vormt zich bij de inwerking van phosphor-pentachloruur of antimoon-pentachloruur op siliciumwaterstof:

Verder wordt zij verkregen bij het verhitten van silicium in droog cbloonvaterstofgas en wel gemengd met SiCI^ Dit mengsel kan men door gefractioneerde distillatie scheiden. De silicium-chloroform is oen kleurlooze vloeistof, die 1,0 tot soortelijk gewicht heeft en bij 35° tot 37quot; kookt. Hare dampdichtheid bedraagt 67,73 (11 = 1) zooals te verwachten is uit het moleculairgewicht 135,5, dat uit do formule SiHCI₃ wordt afgeleid. Zij rookt in aanraking met de lucht, en wordt met water tot kiezelzuur en waterstofchlo-ruur ontleed.

Veel overeenkomst met de silieiumchloroform toonen de silicinm-jotloronn en siliciiiinbroiuoform, Sill.lj eu SiHBr₃; die in samenstelling analogisch zijn met de van het methaan afkomstige jodo-form CHJj en bromoform CIlBrj.

Verder kent men eene verbinding van Su.I,, die op de van het aethaan afkomstige verbinding C^CI,. gelijkt. Uit al deze feiten blijkt de groote analogie van het silicium met de koolstof.

Niliriiiinfliioruur, SiFI₄, ontstaat bij de inwerking van fluoor-waterstof op siliciüin-dioxyde:

Om het te bereiden verwarmt men een mengsel van calcium-lluonuir, gestooten glas of zand en zwavelzuur; door de

werking hiervan op liet calciumlliioruur wordt 11 uorwaterstof (bladz. 35) ontwikkeld, die dan mot het silicium-dioxyde SiFl₄ vormt. Het ontwikkelde gas vangt men boven kwik op.

Het silieiumfluoruur is een kleurloos aas van zeer onaangenamen reuk, dat aan de lucht sterk rookt. Zijn soortelijk gewicht is 52 (11 = 1), of 3,57 (lucht = 1) en beantwoordt aan het met de formule SiFl₄ overeenkomende moleculairgewicht 104.

Het wordt gemakkelijk herkend door zijn reactie op water, waarmede het zich tot kiezelzuur (Si0₄U₄) en siliciuinfluorwaterstof (SiFl₆H_a) omzet:

Om deze inwerking te doen plaats hebben leidt men het volgens bovengenoemde methode bereide siliciuniduoruur iu een cylinder met water (Fig. 63). Geleiachtig kiezelzuur wordt afgescheiden en

SiFIJlo blijft in het water opgelost. Daar door het afgescheiden kiezelzuur de glazen buis licht verstopt kan geraken, dompelt men haar uiteinde iu kwikzilver. Door filtreering wordt vervolgens het vaste kiezelzuur van do oplossing van SiFl₆H₃ gescheiden.

sfor, SiFIjHo (of SiFI₄.'2HFI) is slechts in waterige oplos-sing bekend. Dampt men de oplossing sterk uit, dan wordt zij ontleed in SiFl₄ en 2 IIPI. De silicium-fluorwaterstof is een zuur, evenals de halogeen-waterstof-vei'bindingen. Do waterige oplossing maakt blauw lakmoespapier rood, lost vele metalen op, verzadigt do bases, en vormt zouten, daar de 2 atomen waterstof in de molecule dooi¹ metalen vervangen kunnen worden. Het kalium- en bariumzout zijn in water onoplosbaar.

Hot dorde element der koolstofgroep, het tin. staat tot do koolstof en het silicium in soortgelijke verhouding, als het antimonium tot do olemonton dor stikstofgroop, zooals ook uit do vorgolijkiug dor atoomgewichten blijkt;

Het olen out. dat in de koolstofgroep do plaats zou innemen, die het arsenicum in de stikstofgroop vervult, is niet bekend. Hieruit verklaart zich het groote verschil in eigenschappen van silicium en

tin. Evenals liet antimonium, maar in nog hoogeren graad, toont het tin een sterk metaalachtig karakter. Het vormt een overgang tot de eigenlijke metalen. Volgens zijne physische eigenschappen is het eeu wezenlijk metaal; het gaat ook met waterstof geene verbindingen aan. Desniettemin heeft het, wat zijne verbindingen aangaat, zeer veel analogie met koolstof en silicium.

IVatiiurHtaat. liet tin (■■staiiuum) komt in de natnur voornamelijk als tin-dioxyde SnCK (ti listeen) voor, en wel in Engeland (Cornwallis), Saksen en op Banka, Billiton en Malakka.

Bereidiii^Nivijze. Het tin wordt uit den tinsteen verkregen, door deze met kool in vlamovens te verhitten, na voorafgaande roosting en wassching:

Hot tin bevat, wanneer het uit Engelsche en Duitsche tinertsen gewonnen is, gewoonlijk ijzer, arsenicum en andere metalen als bijmengselen. Om het daarvan te bevrijden wordt het gedurende eenigen tijd op een temperatuur gehouden, die zoo weinig mogelijk boven zijn smeltpunt is gelegen. De onreinheden bezinken alsdan, en het zuivere tin kan men laten afvloeien. Plet tin, dat op Banka, Billiton en Malakka uit de ertsen verkregen wordt, is bijna scheikundig zuiver.

IMiysisclie eiRenseliappen. Het tin is een bijna zilverwit, sterk glanzend metaal, van kristalachtigen bouw. Het eigenaardig krassend geluid, dat bij het buigen eener tinstaaf wordt waargenomen, moet aan de onderlinge wrijving der kristaldeeltjes worden toegeschreven; ook blijkt de kristalachtige structuur van het tin, uit de eigenaardige strepen (tin moiré), die een glad tinoppervlak aanneemt, wanneer het met zoutzuur wordt overgoten. Zoo ook valt een compacte massa van zuiver tin bij lage temperatuur langzamerhand in kleine quadratische kristallen uiteen. Het tin is vrij zacht en zeer rekbaar; door pletten kan men het in den vorm van zeer dunne bladen verkrijgen (bladtin, stanniool). Bij 200quot; C wordt het broos en laat zich fijn stooten. Het smelt bij C en

Sclieikunilige eigenscliapiien. Bij gewone temperatuur wordt het tin door de lucht niet geoxydeerd, en wordt, ook bij eenigs-zins hoogere temperatuur, niet aangetast door vele stoffen, die op andere metalen inwerken; ijzeren of koperen pannen worden

daarom vertind. Wordt het tin sterk in de luclit verhit, dan verbrandt liet, niet een levendig wit licht, tot tin-dioxyde. Door zoutzuur wordt het, bij het verwarmen, onder ontwikkeling van waterstof, in stannochloruur veranderd, dat in een overmaat van zoutzuur oplost;

Door geconcentreerd salpeterzuur wordt liet tot onoplosbaar tin-zuur geoxydeerd. Met de halogenen verbindt het zich direct.

Tin-tetrarlilorimr« SnCl₄, otquot; stannl-clilormir of tinchlo-ri de ontstaat door de inwerking van chloor op verhit tin, of op SnCU. Het is een kleurlooze, in aanraking met de lucht sterk rookende vloeistof (spiritus fumans Libcwiï), die tot soortelijk gewicht '2,27 heeft, en bij 150quot; C kookt. Zijne dampdichtheid is 130 (11=1), dus het moleculairgewicht 260, hetgeen met de formule SnCl₄overeenkomt. Uit de lucht neemt het water op, en verandert daardoor in een kristalachtige, iu water gemakkelijk oplosbare massa (tinboter), van de samenstelling SnCl₄ 4-3ILO. Bij het koken wordt die oplossing in metatinzuur (Sn0₃l L) en waterstof-chlonmr ontleed:

liet stannichloruur liceft eenigszins het karakter van een zout. Het vereenigt zich met eenige metaalchloruren tot dubbelzouten. Zoo kan men b. v. door SnCI₄ en KC1 of SuCl₄ en N1I_SC1 in water optelossen en daarna te verdampen, de gekristalliseerde verbindingen SnCl₄, 2 KC1 en SnCl₄, 2 NH₄C1 verkrijgen. De laatste verbinding wordt onder den naam van pink zout in de katoendrukkerij gebruikt. Ook met de chloruren van metalloïden vormt het kristalachtige verbindingen, b. v. SnCI₄, PC1₅ en SnCl₄, 2SC1₄.

Stanni-Joiluiir, Sn.l₄, wordt door verhitten van tin met jodium op 50° C verkregen, en vormt oranjeroode octaëders, die bij 146quot; C smelten en bij 295° C koken.

Stanui-ilMoritiir, SnFl₄, is slechts in verbindingen met metaal-fluoruren bekend (b. v. SnFl₆K₃), die zeer veel overeenkomst met de zouten van het silicium-fluorwaterstofzuur hebben, en daarmede meestal isomorph zijn.

Tiu-dicliloruur, SnCU, of»lt;tanuo-cliloriiur of tirich 1 oruur ontstaat bij de inwerking van tin op verwarmd geconcentreerd zoutzuur. Bij het verdampen der oplossing kristalliseert eene verbinding van 1 molecule stannochloruur met 2 moleculen water (SnCl₂ 2 ILO);

dit zont wordt onder den naam van tinzout in do ververij als bijtmiddel gebruikt. Het verliest bij 100quot; C zijn watergehalte. Het watervrije stannochlomur, dat ook door verhitten van tin in droog waterstofchloruur kan worden bereid, smelt bij quot;iaOquot; en distilleert bij roodgloeihitte. Zijne dampdiclitheid is 94,5 (H = 1), derhalve is zijn moleculairgewicht 189, beantwoordende aan de formule SnCL.

Door water wordt het stannochloruur gedeeltelijk ontleed. De oplossing werkt sterk reduceerend en neemt zuurstof uit de lucht op, waardoor SnCLO ontstaat, dat als een wit poeder neervalt. Met chloor verbindt zich het stannochloruur tot stannichloruur. Met vele metaalchloruren vereenigt zich het stannochloruur tot dubbelzoutcn, b. v. SnCL, 2 KC1 en SnCI₂, 2 NH₄C1.

Tot dusverre hebben wij vier groepen van elementen beschouwd, waarin alle metalloïden, met uitzondering van het borium, voorkomen. In elke groep vertoonen de elementen met de hoogste atoomgewichten reeds duidelijk metallische eigenschappen, voornamelijk in vrijen toestand. Het sterkst komt dat uit bij het tin, antimonium en arsenicum. Ook het tellurium en selenium hebben, vooral in hunne kristalachtige modificaties, een metaalachtig uitzien; eindelijk bezit ook het jodium metaalglans. Met het toenemen van het atoomgewicht vermindert ook de affiniteit tot waterstof. De watarstofverbindingen van het jodium, tellurium, antimonium en arsenicum zijn zeer weinig standvastig en worden gemakkelijk in hare bestanddeelen ontleed; het tin en bismuth eindelijk vereenigen zich volstrekt niet met waterstof.

De merkwaardige betrekkingen tusschen de atoomgewichten der elementen, die tot de i behandelde groepen behooren, kunnen in de volgende tabel worden opgemerkt.

In het hoofdstuk, waarin over de rangschikking der elementen naar hun atoomgewichten zal worden gehandeld, zullen wij deze betrekkingen nader bespreken.

Bij de bespreking van de waterstofverbindingen der behandelde elementen zijn wij tot de volgende formules gekomen;

Daar deze formules een fundamenteele beteekenis bezitten, en daar zij tot verdere belangrijke gevolgtrekkingen aanleiding geven, zullen wij de feiten en de daaraan vastgeknoopte beschouwingen, die tot hare afleiding hebben gediend, in het kort in herinnering brengen.

Door de analyse en synthese der samengestelde stoffen is bewezen, dat de elementen zich volgens constante gewichtsverhoudingen verbinden; verder dat deze gewichtsverhoudingen in de verschillende verbindingen van eenzelfde element eenvoudige veelvouden van elkander zijn. Deze feiten worden verklaard door aan te nemen, dat de materie uit moleculen bestaat en deze uit de atomen der elementen zijn samengesteld, welke atomen zich in verschillend aantal met elkander kunnen vereenigen (bladz. 40).

De moleculen vormen de kleinste hoeveelheden der stof, die in vrijen toestand kunnen bestaan; de atomen zijn de kleinste hoeveelheden der elementen, die in de moleculen van hunne scheikundige verbindinrjen voorkomen.

De beschouwing van de physische eigenschappen der gassen en dampen heeft tot het besluit geleid, dat in gelijke volumen van gassen en dampen, mits zij onder gelijke omstandigheden, wat drukking en temperatuur aangaat, verkeeren, een gelijk aantal moleculen aanwezig is. Daaruit volgt, dat de moleculairgewichten evenredig zijn met de soortelijke gewichten der stoffen in gasvor-migen toestand (bladz. -43). De atoomgewichten der elementen

daarentegen worden uit de moleculairgewichten van de verbindingen dier elementen afgeleid; en wel door daarvoor de kleinste gewiciits-hoeveelheden te nemen, waarin dat element in het moleculairgewicht van eenige scheikundige verbinding kan voorkomen (bladz. 4G). Het atoomgewicht van de waterstof wordt als eenheid aangenomen.

Uit de vergelijking van de moleculairgewichten der elementen met hunne atoomgewichten bleek verder, dat de moleculen der behandelde elementen uit 2 of meer atomen bestaan. Zoo bevatten de moleculen van de halogenen, waterstof, zuurstof en stikstof 2 atomen; de zwavel moleculen bij 500quot; 6 atomen, de moleculen van phosphorus en arsenicum 4 atomen:

Neemt men voor de soortelijke gewichten der gassen, evenals voor de atoomgewichten der elementen, de waterstof als eeuhoid, dan zijn de moleculairgewichten tweemaal zoo groot als de soortelijke gewichten.

Do bepaling van de soortelijke gewichten der stoften in gasyor-migen toestand is het eenvoudigste en zekerste middel om tot de moleculairgewichten te geraken. Wij bezitten evenwel nog een andere, scheikundige methode, die tot dezelfde uitkomsten leidt. Daar namelijk de moleculen de kleinste hoeveelheden der stollen zijn, die in vrijen toestand voorkomen, zoo is het waarschijnlijk, dat diezelfde hoeveelheden ook bij de scheikundige reacties optreden. Inderdaad leidt de studie der scheikundige reacties, ten opzichte van de daarbij in werking tredende hoeveelheden, tot dezelfde moleculairgewichten als diegene, welke uit de soortelijke gewichten der gassen zijn afgeleid. Zoo ontstaat b. v. bij de inwerking van chloorgas op moerasgas het methylchloruur, eene verbinding, die slechts drievierde gedeelten van de waterstof bevat, die in het moerasgas aanwezig is, het vierde gedeelte is door chloor vervangen. Wij besluiten daaruit dat het moerasgas 4 atomen waterstof moet bevatten, en dat de reactie kan uitgedrukt worden door de vergelijking:

Door de analyse van het aethyleen kwamen wij tot eene samenstelling, die door de formule CH₂, maar evengoed door C₂H₄. CjH₆ enz. kan worden uitgedrukt. De mogelijkheid om, op eenvoudige wijze, uit het aethyleen eene verbinding C_;II₃C1 te bereiden, maakt het zeer waarschijnlijk, dat CJi₄ de ware formule voor het aethyleen is. In elk geval kan zijn samenstelling niet dooi' de meer eenvoudige formule CH_S worden uitgedrukt. De ammonia vormt

bij de inwerking van jodium een stof, waarin hot tweederde gedeelte van het waterstofgehalte der ammonia door jodium is vervangen, zoodat wij kunnen besluiten, dat een molecule ammonia 3 atomen waterstof bevat. Verder vormt de ammonia met water-stofchloruur eene verbinding, waarvan de analyse ons leert, dat hare samenstelling slechts door de formule N1I₄CI of door veelvouden dezer formule kan worden uitgedrukt. Ook hieruit zien wij dus, dat een molecule ammonia minstens 3 atomen waterstof bevat; eu daar er nu geen andere reacties bekend zijn, die ons noodzaken om aan de ammonia-molecule een grooter b. v. het dubbele aantal van waterstofatomen toetekennen, zog mag de formule NH₃voor de ammonia worden vastgesteld. De bovengenoemde reacties kunnen dan door de volgende vergelijkingen worden uitgedrukt:

Daar, waar men in staat is het moleculairgewicht volgens beide methoden te bepalen, komt men, zooals bij bovenstaande voorbeelden, tot overeenstemmende resultaten. Derhalve is men ook gerechtigd de scheikundige methode toetepassen daar, waar de phy-sische niet uitvoerbaar is, namelijk bij alle stollen, die niet in dampvorm zijn te brengen. Daar verreweg het grootste gedeelte der bekende verbindingen tot de niet vluchtige stoffen behoort, zoo vindt de scheikundige methode ter bepaling van het moleculairgewicht, ofschoon minder zeker, een uitgebreide toepassing. Zoo zou b. v. de samenstelling van waterstof-dioxyde door de formule HO kunnen worden uitgedrukt; daar we deze verbinding niet in dampvorm kennen, is het ook niet mogelijk langs physischen weg de formule daarvoor af te leiden. De scheikundige methode echter, waarbij rekening wordt gehouden van zijne bereidingswijze, scheikundige inwerkingen, enz., leidt met groote waarschijnlijkheid tot de formule ILO».

Uit de moleculairformules van de waterstofverbindingen kan men nog verder belangrijke gevolgtrekkingen afleiden. Wij kennen de volgende vier groepen van waterstofverbindingen:

In elke groep vermindert, met het stijgen van het atoomgewicht, de affiniteit der elementen tot waterstof. Desniettemin is het aanta. der waterstofatomen, die met één atoom van de andere elementen verbonden zijn, voor iedere groep constant. Wij kunnen derhalve aan elk element naar het aantal van waterstofatomen, waarmede zich één atoom van het element vereenigt, eene bepaalde valentie of atomiciteit toekennen. Wanneer men de valentie van het waterstofatoom als eenheid neemt, dan zijn de elementen der fluoorgroep univalent; die der zuurstofgroep, bivalent; die der stikstofgroep tri va lent; de koolstof en het silicium eindelijk quadrivalent. Men drukt de valentie ook wel uit, door aan de atomen der elementen affiniteitseenheden toe te kennen. Zoo b. v. bezitten de atomen der halogenen, die zich met één atoom waterstof verbinden, ééne affiniteitseenheid; één zuurstofatoom bindt twee waterstofatomen en heeft derhalve twee affiniteitseenheden, enz-.

De valentie der elementen wordt dikwijls aangeduid, door streepjes of Romeinsche cijfers boven de teekens der atomen:

Om aan te toonen dat twee affiniteitseenheden aan elkander gebonden zijn, wordt een verbindingsstreep gebezigd:

In deze formules zijn de atomen vau de zuurstof, de stikstof en de koolstof in zekeren zin de kernen, waaraan zicli de waterstofatomen vasthechten. Niet alleen bij de elementen van bovenstaande voorbeelden, maar ook bij alle polyvalente elementen is zulks het geval. Hunne affiniteitseenheden zijn de aangrijpingspunten voor de affiniteitseenheid van de waterstof.

In deze moleculen kunnen nu de waterstofatomen door atomen van andere elementen gesubstitueerd worden. Hierbij vervangt één halogeenatoom, dat univalent is, steeds één waterstofatoom:

Door vervanging van de waterstof door het eveneens univalente metaal kalium verkrijgt men de verbindingen:

Één atoom van de bivalente elementen, zooals zuurstof, zwavel, vervangt daarentegen in de waterstofverbindingen twee atomen waterstof ;

Één atoom der trivalente elementen kan drie waterstof- of halo-geenatomen vervangen:

Atomen van gelijke valentie noemt men equivalent. Één atoom chloor is equivalent met één atoom waterstof; dus zijn ook 35,5 gewichtsdeelen chloor equivalent met 1 gewichtsdeel waterstof. Een atoom of 16 gewichtsdeelen zuurstof is equivalent met 2 atomen of 2 gewichtsdeelen waterstof. Verder is 1 atoom of 14 gewichtsdeelen stikstof equivalent met 3 atomen waterstof, of 3 gewichtsdeelen enz. De hoeveelheden nu, die met één gewichtsdeel waterstof gelijkwaardig zijn, worden equivalentgewichten genoemd. Zoo zijn de equivalentgewichten van Cl, O, N enz. res-pectievelijk 35,5, 8, 4,60 enz. Zij worden dikwijls gebruikt ter vereenvoudiging van berekeningen. De atoomgewichten der elementen zijn eenvoudige veelvouden van de equivalentgewichten, en men vindt deze door het aantal verwantschapseenheden van het atoom te deelen op het atoomgewicht.

Onttrekt men een atoom waterstof aan het water HoO, het wa-terstofsulfuur ILS, de ammonia H₃N en het methaan lI_tC, dan verkrijgt men de groepen of resten:

die oogenschijnlijk in vrijen toestand niet kunnen bestaan, daar eene affiniteitseenheid van het polyvalente element niet verzadigd is. Worden zulke groepen in vrijen toestand afgescheiden, dan vereenigen zich (evenals wij bij de atomen der elementen hebben gezien) de vrije affiniteitseenheden dezer groepen, die alsdan meer samengestelde verbindingen vormen. Zoo ontstaan b. v. de stollen:

waterstof- waterstof- vloeibaar plios- dimethyl of dioxyde disulfuur phorwaterstof aethaan.

Dergelijke verbindingen worden vooral gemakkelijk door de koolstof gevormd. Onttrekt men aan het aethaan CoHj een atoom waterstof, dan blijft oen groep achter, die den naam aethyl draagt:

waarin eene affiniteitseenlieid van de koolstof niet verzadigd is. Deze groep kan zich wederom met de methylgroep CH3 vereenigen. Daardoor ontstaat de verbinding:

Door voortzetting van dit proces van als het ware kettingvormige aaneenschakeling der koolstofatomen verkrijgt men een geheele reeks van koolwaterstoffen (CJI₁₀, C₅H_I2 enz.) van de algemeene formule C„H₂„_t2 (bladz. 125).

Niet alleen gelijksoortige resten of groepen vereenigen zich, maar ook ongelijksoortige zooals:

Dergelijke vereenigingen hebben gewoonlijk door de zoogenoemde dubbele omzetting plaats. Zoo ontstaat het methylhydroxyde (houtgeest) door de inwerking van methyljoduur (CH₃.T) op zilverhydroxyde (AgOH):

Het natrium onttrekt het jodium aan het methyljoduur, en de twee vrij wordende methylgroepen vereenigen zich.

Verder kunnen bij twee of meer atomen van hetzelfde polyvalent element twee of drie verwantschapseenheden onderling gebonden worden (dubbele en drievoudige verbinding):

Door volledige, wederzijdsche vereeniging ontstaan dan de elementen in vrijen toestand:

Deze voorstellingswijze van de verbinding der atomen in de molecule door hunne affiniteitseenlieden noemt men scheikundige constitutie, structuur of bouw der stoffen; terwijl de formules, die haar aanschouwelijk maken, constitutie- of structuurformules worden genoemd. Natuurlijk wordt met de scheikundige structuur niet de wezenlijke ligging der atomen in de ruimte bedoeld; wij weten daaromtrent niets. Het grondbeginsel der scheikundige structuur is. dat de affiniteitseenheid van een atoom door de affiniteitseenheid van een ander atoom gehouden wordt.

De volgende feiten maken intusschen deze eenvoudige beschouwingswijze meer ingewikkeld. Wij hebben nl. gezien dat zich één atoom phosphorus en antimonium met 3 en 5 atomen chloor of bromium verbindt; evenzoo één atoom zwavel, selenium en tellurium met 2 en 4 atomen chloor en bromium; terwijl ook verbindingen bestaan, die op één atoom jodium 1 en 3 atomen chloor en 5 atomen bromium bevatten. De quadrivalente elementen koolstof en silicium echter zijn ten opzichte van het aantal halogeen-atomen, waarmede een atoom zich kan vereenigen, aan het getal 4 gebonden;

Hieruit blijkt dus dat de elementen, met uitzondering van de koolstof en het silicium, ten opzichte van de halogenen niet zulk eene standvastige valentie bezitten als ten opzichte van de waterstof. De elementen van de stikstofgroep doen zich, zoowel tri- als quinquivalent, voor; die der zwavelgroep , bi- en quadrivalent; het jodium, uni-, tri- en quinquivalent.

en algeraeener bij de zuurstofverbindingen. Wij kennen voor de elementen der vier behandelde groepen de volgende zuurstofverbindingen :

De valentie der halogenen bereikt hier 7, die van do zwavelgroep G affiniteitseenheden. De stikstofgroep is ten opzichte van chloor en zuurstof niet meer dan quinquivalent. De koolstof eindelijk is ten opzichte van waterstof, halogenen en zuurstof quadrivalent. Bij de behandeling van de hydroxylderivaten, de zuren, zullen deze laatste opmerkingen nog duidelijker uitkomen.

Wy besluiten derhalve, dat de valentie een eigenschap is, die niet, zooals het atoomgeivicht, aan het atoom op zich zelf toekomt, maar afhankelijk is van de natuur van het andere atoom, ivaarmede een verbinding wordt aangegaan. Over het algemeen kan men tweeërlei valentiën onderscheiden, de waterstofvalentie en de halogeen- of zuurstofvalentie; de eerste is voor alle elementen constant, voor Cl — 1, voor O 2, voor N = 3, voor 0 = 4; de laatste schijnt voor de meeste elementen eene wisselende valentie te zijn; en wel bezit zij, zooals men uit de bovenstaande formules heeft kunnen zien, bij de halogenen, de waarden 1, 3, 5 en 7; bij de elementen der zuurstofgroep: 2, i en 6; bij die der stikstofgroep; 3 eu 5.

Nog willen we de aandacht vestigen op de eigenaardige omstandigheid dat de maximum-waarde van een valentie van de koolstofgroep tot de chloorgroep regelmatig van 1 tot 7 opklimt. Wij zullen later zien dat deze regelmatige veranderingen der valentiën het sterkst uitkomen bij de behandeling van de rangschikking der elementen naar hunne atoomgewichten.

De hierboven gegeven voorstelling van liet wezen der valentie is niet de eenige, die men zich daarvan kan vormen. Volgens eene andere beschouwingswijze verandert de valentie niet, en wordt zij voor een constante eigenschap der atomen aangezien. Volgens die theorie kan men de valentie of atomiciteit slechts uit de waterstofverbindingen afleiden: de halogenen zijn constant univalent, de elementen der zuurstofgroep bivalent, die der stikstofgroep trivalent. Om deze onveranderlijkheid voor alle verbindingen vol

te homJen, inaaUt ivien ondcrsdifiidone vcroiidcrstollingeii. Om b. v. de fbi-iuules diM' zuurstolvorbindingen met die theorie in ovoroenstem-ming tc brengen neemt men eene kettingvormigo aaneenschakeling der bivalente zuurstofatomen aan, evenals bij de kooistofatomen in de kooistofverbindingen geschiedde (bladz. 147). üoor do volgende formules wordt dit aanschouwelijk gemaakt:

Evenals in de koolstofverbindingen het aantal koolstofatomen, dat zich kettiiigvormig kan schikken, willekeurig en nagenoeg onbegrensd is, zal zulks ook met de zuurstofverbindingen het geval moeten zijn. Het is echter bekend dat voor de verschillende groepen van elementen eene maximum-waarde bestaat voor het aantal atomen zuurstof, waarmede zich een atoom dezer elementen kan voreenigen, en dat deze maximum-waarde zeer regelmatig van groep tot groep verandert. Derhalve moet, ook bij de onderstelling van de standvastigheid der valentie, de oorzaak van dit verschil in verbindingsvermogen ten opzichte van de zuurstof op de eigenschappen der elementaire atomen gegrond zijn.

Ter verklaring der samenstelling van vele andere verbindingen wordt volgens de leer der standvastige valentie een onderscheid gemaakt tusschen atomistische en moleculaire verbindingen. E)e atomistische zijn die, welke door de waterstofva-lentie kunnen worden verklaard. De moleculaire verbindingen worden ondersteld ontstaan te zijn door samenvoeging van twee of meer verzadigde moleculen, op grond van een aangenomen moleculaire affiniteit. Zoo worden de verbindingen PCI₃, SCI₄ en .ICI₃beschouwd als voortgebracht door de rechtstreeksche vereeniging van atomistische verbindingen met een molecule chloor:

Als bewijs, dat deze verbindingen anders zijn samengesteld als de wezenlijke atomistische verbindingen, wordt opgegeven, dat zij bij het overgaan in den dampvormigen toestand in eenvoudigere verbindingen uiteenvallen. Wij hebben intusschen gezien dat de ontleding der moleculen I'Clj. SCI₄ enz. slechts langzaam plaats heeft en met het stijgen der temperatuur toeneemt, en dat deze verbindingen bij lagere temperaturen ook in dampvormigen toestand bestaan (bladz. 108). Ook verbindingen, die door alle scheikundigen als wezenlijke atomistische verbindingen worden aangemerkt, zooals

SOJL on NO3H worden bij hunne verandering in (laniigt; in eenvoudigere moleculen ontleed (zie het zwavelzuur).

N0₂NH₄, S(NH₄)₂ erz. (bladz. 98) te beschouwen, maar als eenvoudige vereenigingsproducten van de ammonia met het zuur:

waardoor de groote overeenkomst, die deze zouten met de metaal-zouten hebben, onverklaarbaar wordt.

POCl₃, (CH₃)3S.OH, (C11₃)oSO, (CH_s)₄N.OH bezwaarlijk met de leer van de standvastige valentie verklaren.

Wel is waar kan men ook bij het aannemen van de veranderlijke valentie tot nu toe de leer van de moleculaire verbindingen niet geheel ontberen, voornamelijk voor de zoogenaamde kristalwaterverbindingen. Echter bestaat het streven om al deze verbindingen mot behulp van de hoogero valentie der elementen te verklaren, een streven, dat aanvankelijk mot goed gevolg is bekroond. Do leer van de constante valentie omvat dus slechts atomistische verbindingen ; de leer der veranderlijke valentie daarentegen tracht alle verbindingen te omvatten.

De in het bovenstaaude behandelde grondslagen der scheikundige structuur komen het duidelijkst uit bij de koolstofverbindingen. De constitutie van het overgroote aantal koolstofverbindingen wordt verklaard door de quadrivalentie der koolstofatomen en door hun vermogen, om zich onderling te verbinden. In de anorganische verbindingen is de structuur doorgaans veel ingewikkelder dan in de organische, en tevens minder bekend; maar niettemin kan men daarin met behulp der valentieleer zooveel regelmatigheid opmerken, dat hierdoor het overzicht van de anorganische chemie gemakkelijk wordt. De leer van de valentie en van de scheikundige structuur is de eerste stap, om de feiten, die door de wet- der veelvoudige gewichtsverhoudingen worden beheerscht, als een uitvloeisel van bepaalde eigenschappen van de atomen der elementen te beschouwen.

Bijna alle zuurstofverbindingen van de rnetalloïden vormen, bij hunne inwerking op water, zuren:

Omgekeerd kunnen deze oxyden uit de zuren ontstaan door daaraan de elementen van het water te onttrekken; men noemt ze alsdan anhydriden dezer zuren, zoo heet b. v. J₂0₇ het overjodiumzuur-anhydride, SO3 het zwavelzuur-anhydride, I\0₅ het phosphorzuur-anhydride.

Door de waterstof der zuren door metalen te vervangen, verkrijgt men zouten. Al naar het aantal der waterstofatomen, die in een molecule van het zuur door metalen kunnen vervangen worden, onderscheidt men de zuren in éénbasische of monohvdrische, tweebasische of di hydrische, driebasische of trih vdrische enz. Evenals de rnetalloïden hebben de metalen verschillende valentie. Eén atoom van een univalent metaal (natrium, kalium, zilver) vervangt één waterstofatoom; één atoom van een polyvalent metaal vervangt meer dan een waterstofatoom, en kan derhalve verscheidene resten van zuren met elkander verbinden. Hierdoor wordt de beteekenis van de volgende formules duidelijk:

Men noemt de zouten van het zwavelzuur doorgaans sulfaten, b. v. S0₄Ko kaliumsulfaat; de zouten van het salpeterzuur nitraten, b. v. NOjNa natriumnitraat; die van het phosphorzuur phosphate n enz. Bij het schrijven van de scheikundige formules der zouten kan het metaal zoowel aan het begin als aan het einde worden geplaatst. In het laatste geval kan soms daarmede worden uitgedrukt dat de metaalatomen met de zuurstof verbonden zijn.

Met uitzondering van liet fhioriuin kunnen de halogenen met de zuurstof anhydriden en zuren opleveren, die onderling veel gelijkenis hebben. Deze verbindingen vormen voor elk der halogenen eene reeks, waarin echter enkele termen ontbreken. Van de zuren bevat elke molecule één atoom waterstof, dat door een metaal kan worden vervangen. Z'y zijn derhalve één basisch.

De anhydriden CloO, en C1₂0₇ (overeenkomende met de anhydriden .l-O_s en J₂0₇) zijn niet bekend. Er bestaat intusschen eene verbinding CI₂O_s, die als een gemengd anhydrid van het chlorigzuur en het chloorzuur moet worden beschouwd.

De scheikundige structuur dezer verbindingen wordt door de volgende formules uitgedrukt:

Li de zuurstofzuren ivordt het molecule hydroxyl, Oil, aange-trofleu; en men neemt aan dat alleen de waterstof hiervan, bij de vorming van zouten, door metalen kan worden vervangen. De met het hydroxyl verbonden groep (CIO, C10₂ of CIO3) noemt men de rest of het radicaal van het zuur. In do anhydriden komen twee zure radicalen voor, die door een zuurstofatoom verbonden zijn. Door de inwerking van water worden zij van elkander gescheiden en dientengevolge twee moleculen zuur gevormd: in 111

De zouten van het perchloorzuur noemt men perchloraten: die van het chloorzuur, chloraten; die van het chlorigzuur, chlorieten; en die van het onderchlorigzuur hypochlorieten.

Cltloor-monoxytle, CLO, of onderchlorigzuur-anhydride ontstaat, door bij lage temperatuur droog chloorgas te leiden over droog mercuri-oxyde, dat door neerslaan van een inercuri-zout met kaliumhydroxyde verkregen is:

Het ontwikkelde gas wordt verdicht in een gebogen glazen buis, die daartoe met een koudmakend mengsel is omgeven.

Het chloor-monoxyde is een roodbruine, chloorachtig riekende vloeistof, die bij 20° kookt en daarbij gele dampen afgeeft. Zijne dampdichtheid bedraagt 43,5 (H = 1), zooals de formule CLO doet verwachten. Het chloor-monoxyde is zeer onbestendig en valt reeds weinige uren na zijne bereiding in chloor en zuurstof uiteen. Het werkt hevig oxydeerend en sterk bleekend. In water lost het op, en vormt waterig onderchlorigzuur:

Onilerclilorig-zuur, C10H, is slechts in waterige oplossing bekend. Men verkrijgt deze door inleiden van chloor in water, waarin zich verscli bereide mercuri-oxyde bevindt; de oplossing kan gedistilleerd worden. De geconcentreerde oplossing is geelachtig gekleurd en wordt door de inwerking van het licht gemakkelijk ontleed. Zij werkt sterk oxydeerend en bleekend. De bleekende werking van vrij chloor is slechts half zoo groot als die van eene hoeveelheid nnderclilorigzuur, die evenveel chloor bevat. De volgende vergelijkingen maken dit duidelijk en laten tegelijkertijd zien, dat in beide gevallen het bleeken op de inwerking van de zuurstof in toestand van ontstaan berust:

Het onderchlorigzuur is een zeer zwak zuur en niet in staat koolzure zouten te ontleden. Men verkrijgt de hypochlorieten (bleek zou ten, zie chloorkalk) door chloor, bij lage temperatuur, op sterke bases te doen inwerken:

Bij het verhitten van de oplossingen dezer zouten, nadat hierbij verdund salpeterzuur is gevoegd, komt het zuur vrij, dat te gelijk met het water wordt gedistilleerd.

CIiloor-triox.yile« CI^Os, of chlorigzuur-anhydride ontstaat door reductie van het chloorzunr, b. v. wanneer men een mengsel van kaliumchloraat (CIO3K), salpeterzuur en reduceerende stoffen, zooals arsenicum-trioxyde (As₂0₃), verwarmt:

Ei'ontwijkt een geelgroen gas, dat bij —20° C verdicht kan worden tot een roodbruine vloeistof, die bij 0° kookt en zeer gemakkelijk ontleed wordt. Bij 50° G ontploffen de dampen lievig.

Clilorigzuur, ClOoH of CIO.Oil. is slechts in waterige oplossing bekend, en wordt verkregen door chloor-trioxyde in water te leiden. Met alcaliën vormt het chlorigzuur zouten, die men chlorieten noemt.

Gltloor-tetroxyile, C1₂0,, is het gemengde anhydride van chloorzuur en chlorigzuur, daar het met water de beide zuren, of met de alcaliën de zouten van beide zuren oplevert:

Het wordt gevormd door de inwerking van zwavelzuur op kalium-chloraat (C10₃K): bij zachte verwarming der stoffen ontwijkt een donkergeel gas, dat bij — 20° C verdicht wordt tot een roodgele vloeistof, waarvan het kookpunt op 9° C is gelegen. Het chloor-tetroxyde werkt sterk oxydeerend, is zeer onbestendig en wordt door de inwerking van het daglicht gemakkelijk ontleed; deze ontleding gaat met hevige ontploffing gepaard. Zonder gevaar kan men de vorming van chloor-tetrosyde en zijne sterk oxydeerende werking door de volgende proef' aantoonen. In een spits toeloopend kelkglas, met water gevuld, werpt men eenig kaliumchloraat en eenige stukjes gelen phosphorus; vervolgens laat men, met eene tot op den bodem van liet kelkglas reikende pipet, druppelsgewijs zwavelzuur toevloeien. Dooi- de inwerking van het ontwikkelde chloor-tetroxyde verbrandt alsdan de phosphorus ouder water met een helder licht.

Voor het soortelijk gewicht van chloor-tetroxyde werd gevonden 33,75 (H = 1). Hieruit blijkt dat aan de gasvormige moleculen het moleculairgewicht (gt;7,5 en dus de formule CI0₂ toekomt. Het is echter zeer waarschijnlijk dat aan de moleculen, bij lage temperatuur, de verdubbelde formule Cl.,0₄ moet worden toegewezen; ten eerste, omdat het water daaruit chloor- en chlorigzuur vormt; ten tweede, omdat het chloor-tetroxyde zeer veel analogie met stikstof-tetroxyde heeft, en voor deze verbinding bewezen zal worden (zie: stikstof-tetroxyde) dat aan hare moleculen, bij lage temperatuur de formule N„0₄, bij hooge temperatuur de formule NCX. toekomt.

Cltloorzuur, HCIO3 of CIO.,.OH, wordt verkregen dooi' een waterige oplossing van bariumchloraat met zwavelzuur te behandelen:

Het bariumsulfaat wordt als een wit onoplosbaar poeder neergeslagen en door filtreeren van de waterige oplossing van het chlooi-zuur gescheiden. De waterige oplossing kan onder de luchtpomp tot het soortelijk gewicht 1,28 geconcentreerd worden. Zij bevat alsdan 40 pet. chloorzuur, en wordt bij het verwarmen op 40° C in chloor, zuurstof en overchloorzuur C10_tH ontleed. De Geconcentreerde oplossing van chloorzuur werkt sterk oxydeerend, en doet zwavel, phosphorus, alcohol, papier enz. ontvlammen. Door zoutzuur wordt uit het chloorzuur en de chloraten chloor ontwikkeld:

bij verhoogde temperatuur (zie: kaliumchloraat), met chloor samen te brengen; gelijktijdig ontstaan daarbij chloruren:

Overcliloorzimr, C10₄II of ClOj.OH. is de meest standvastige van alle zuurstofverbindingen van de chloor; het wordt, gelijk wij zoo even gezien hebben, bij ontleding van het chloorzuur door de warmte gevormd. Gemakkelijker verkrijgt men het uit de perchlo-raten. Verhit men nl. kaliumchloraat tot smeltens toe, dan ontwijkt er zuurstof en wordt tegelijkertijd kaliumchloruur en kalium-perchloraat verkregen, die door behandeling met water, waarin het kalium-perchloraat moeielijk oplosbaar is, van elkander worden gescheiden:

Verwarmt men nu een mengsel vau 1 deel kalium-perchloraat met 4 deelen zwavelzuur, dan distilleert overchloorzuur over:

Het zuivere overchloorzuur is een beweeglijke kleurlooze vloeistof, die in de lucht sterk rookt. Zijn soortelijk gewicht is 1,78 bij 15quot; C, en zijn kookpunt ligt op 110° C. Het is geen standvastig product, daar het zich eenige dagen na de bereiding onder hevige ontploffing vanzelf ontleedt. In aanraking met phosphorus, papier, kool en andere organische stollen ontploft het eveneens; bij de huid gebracht, veroorzaakt het pijnlijke wonden. In water lost het overchloorzuur met een sissend geluid op, en geeft met een molecule water het kristalachtige hydraat ClOJI ILO, dat bij 50quot; C smelt; de kristallen rooken wanneer zij in de lucht staan en vervloeien langzamerhand. Het tweede hydraat CI0₄H 2 H₂0 is een dikke, olieachtige, op zwavelzuur gelijkende vloeistof, die bij 208° C kookt, zonder ontleding te ondergaan. Men verkrijgt het ook bij het uitdampen van -waterige oplossingen van overchloorzuur en chloorzuur. Wordt het kristalachtige hydraat gedistilleerd, dan splitst het zich in watervrij overchloorzuur en in het tweede hydraat.

De anhydriden, die bij de zuren behooreu, zijn niet bekend. De zuren van liet bromium gelijkea zeer veel op die van de chloor, wanneer deze eene overeenkomstige samenstelling bezitten.

Ouderbromigzuur, BrOH, wordt bij de inwerking van broom-water op mercuri-oxyde verkregen; de waterige oplossing kan zonder ontleding in een ruimte, waarin de lucht is verdund, gedistilleerd worden en bezit bijna alle eigenschappen van het onderchlorigzuur.

Bromiumzuur, Br0₃H , kan uit het bariumbromaat (BrOs^Ba, met behulp van zwavelzuur bereid worden.

Overbromiumzuur, Br0₄H, ontstaat door overchloorzuur met bromium te behandelen:

Jodiumzuur, JOjH. De jodaten ontstaan, op gelijke wijze als de chloraten en bromaten, door jodium in eene oplossing van kalium-of natrium-hydroxyde te brengen :

Het vrije zuur verkrijgt men door jodium met sterk salpeterzuur te oxydeeren of wel door inwerking van jodium op chloorzuur en bromiumzuur, als wanneer het jodium direct de chloor of het bromium uitdrijft:

Bij het verdampen van de waterige oplossing kristalliseert het vr'ye jodiumzuur in kleurlooze, rhombische, tafelvormige kristallen. Do oplossing werkt sterk oxydeerend. Bij 170° C wordt het jodiumzuur in water en jodiumzuur-anhydride ontleed:

Jodiumzuur-anliyitride, J..0₅, is een wit kristalachtig poeder, dat in water tot jodiumzuur oplost. Bij 300° C valt liet in jodium en zuurstof uiteen.

Door de waterige oplossing uit te dampen worden kristallen gevormd, die uit 1 molecule overjodiumzuur en '2 moleculen water bestaan (JO_tH 2 FLO. Zie natriumperjodaat). De kristallen vervloeien in de lucht, smelten bij 130quot;C en worden by sterker verhitting in water en overjodiumzuur-anhydride ontleed, welke verbinding gemakkelijk in jodiumzuur-anhydride en zuurstof uiteenvalt: 2 (J0₄H 4- 2 HoO) = ,1₈0₅ 0₂ 5 H„0.

Wij hebben bij de behandeling van de verbindingen van de halogenen met waterstof gezien dat hunne affiniteit tot de waterstot met het aangroeien van het atoomgewicht afneemt, terwijl omgekeerd de affiniteit van de halogenen tot de zuurstof met het vermeerderen van liet atoomgewicht toeneemt. Het fluorium nl. kan zich in 'tgeheel niet met zuurstof vereenigen; de verbindingen van chloor en bromium zijn weinig bestendig en de meeste daarvan in vrijen toestand niet bekend, terwijl de zuurstofverbindingen van het jodium daarentegen bestendig zijn. Het jodium is in staat het bromium en de chloor uit hunne verbindingen met de zuurstof uit te drijven; het bromium doet de chloor uit het overchloorzuur ontwijken ; daarentegen — en dit is zeer opmerkelijk — niet uit chloorzuur. Daarmede staat in verband, dat bij de vorming van chloorzuur meer warmte vrij wordt dan bij het ontstaan van bromiumzuur, terwijl voor het overchloorzuur en het overbroomzuur juist het omgekeerde plaats vindt.

Verder hebben de zuurstofverbindingen de eigenaardigheid, dat hare bestendigheid met het toenemen van het zuurstofgehalte grooter wordt. De zuren met klein zuurstofgehalte C10H, CICMI, BrOH vormen ook zeer onbestendige zouten; zij hebben slechts een zwak zuur karakter en worden zelfs door koolzuur uit hunne zouten uitgedreven. De krachtigste eu bestendigste zuren zijn die, welke het hoogste zuurstofgehalte bezitten, nl. C10JI, Br0₄H en JOJ!, en waarin de halogenen met hare grootste valentie voorkomen. Hetzelfde kan worden opgemerkt bij de zwavel- en stikstofgroep. Het verdient opmerking dat het toenemen van de bestendigheid met het aangroeien van het zuurstofgehalte een eigensciiap is, die bezwaarlijk is overeen te brengen met de leer der onveranderlijke valentie (bladz. 150), die een kettingvormige legeering van de zuurstofatomen vereischt.

Volgens de onderzoekingen van Thomsen worden bij do vorming van onderchlorigziuir-anliydride uit 71 KG. chloor en 10 KG. zuur-

stof, 18.040 calorien gebonden, waaruit blijkt dat meer warmte, dus meer arbeid, noodig is om de chlooratomen en zuurstofatomen in do moleculen der elementen te scheiden, dan het scheikundig arbeidsvermogen, dat bij do vereeniging van twee chlooratomen met één zuurstofatoom in warmte wordt omgezet, kan opleveren. Het feit, dat bij de vereeniging van twee elementen warmte gebonden wordt, is een nieuw bewijs, dat de moleculen der elementen ook uit atomen zijn samengesteld; daar bij de vereeniging van twee elementen tot eene scheikundige verbinding natuurlijk scheikundig arbeidsvermogen in warmte moet worden omgezet. Wordt desniettemin bij het aangaan van die verbinding warmte verbruikt, dan moet zij gediend hebben tot het verrichten van arbeid; en de oenige arbeid, die hier kan verricht worden, bestaat in het scheiden dor zuurstofatomen en der chlooratomen. Uij de vorming van eene oplossing van onderchlorigzuur uit de elementen worden, voor een aantal kilogrammen gelijk aan het moleculairgewiclit, ii9.880 warm te-eenheden vrij. Men drukt de hoeveelheden der stollen, die in werking treden, uit dooi' de gevormde verbinding tusschen twee haakjes te plaatsen en de bestanddeelen, waaruit zij gevormd is, door komma's van elkander te scheiden, b. v. (Cl, O, H, aq); aq beteekent hier de. hoeveelheid water noodig tot het vormen eener verzadigde oplossing. Zoo worden voor (Cl, O... 11. aq) 23.740, voor (Br, 0₃, H, aq) 12.420, voor (J_s, O,) 44.800. voor (.1, 0₃. II, aq) 55.710 calorien vrij.

Wij herinneren ons dat één atoom van de elementen zwavel, selenium en tellurium zich met twee atomen waterstof verbindt. Ook do zuurstofverbindingen van deze elementen bevatten twee atomen waterstof:

In deze zuren kunnen één of wel beide atomen waterstof door metalen vervangen worden; zij zijn derhalve tweebasisch. Door vervanging van i atoom waterstof ontstaan de zure of primaire zouten; door vervanging van beide waterstofatomen ontstaan de neutrale, normale of secondaire zouten:

De structuur van deze verbindingen kan dooi' de volgende formule? worden uitgedrukt:

(1) De structuur van liet zwaveligzuur moet misschien, in overeenstemming met hetgeen van de koolstofverbindingen van het zwaveligzuur bekend is, door de formule

Xwnvel-ilioxycle, SO.,, of zwavelig z u u r-a n h y d r i de ontstaat bij het verbranden ia de lucht van zwavel of van sommige zwavelverbindingen:

De verbranding kan ook geschieden door inwerking van sommige metaaloxyden, die de zuurstof gemakkelijk afgeven; b. v. koper-oxyde, mangaan-dioxyde enz. In het laboratorium maakt men liet gemakkelijkst zwavel-dioxyde door zwavelzuur, met kwikzilver of koper gemengd, te verhitten:

Eveneens wordt het zwavelzuur, wanneer het met kool gemengd wordt, door verwarming ontleed ;

Men verkrijgt dan echter een mengsel van zwavel-dioxyde en koolstof-dioxyde, die inoeielijk van elkander te scheiden zijn. Wegens zijne groote oplosbaarheid in water moet men het zwavel-dioxyde boven kwik opvangen.

Het zwavel-dioxyde is een kleurloos, onaangenaam riekend gas, dat bij inademing een gevoel van verstikking teweeg brengt. Zijn soortelijk gewicht is 32 (11=1). Bij —15quot; C wordt het, bij gewone drukking, tot een kleurlooze vloeistof verdicht, die het soortelijk gewicht 1,45 heeft, bij — lüquot; C kookt en bij — 7()^u C vast en kristalachtig wordt. Bij het verdampen wordt door het vloeibare zwavel-dioxyde veel warmte gebonden. Giet men op kwikzilver, dat zich in een aarden kroes bevindt, vloeibaar SO, en bevordert men de verdamping dooi¹ er een luchtstroom in te leiden, dan bevriest het kwikzilver. Een volume water lost 50 volumen gasvormig zwavel-dioxyde op, die bij het verwarmen weder afgescheiden

H—SOj—OH worden uitgedrukt. Volgens deze zou één atoom waterstof aan de zwavel, een ander aan de zuurstof gebonden zijn. Het is echter niet onwaarschijnlijk dat er twee verbindingen van de samenstelling van het zvvaveligzuur bestaan. waaraan dan de genoemde twee verschillende structuurformules zouden toekomen. Er zijn ten minste 2 isomerisclie reeksen van esters (samengestelde ethers) van hot zwaveligzuur bekend.

Ter bepaling van do samenstelling van het zwavel-dioxyde kan men zich bedienen van den in Fig. 64 afgebeelden toestel. Hij

bestaat uit een ü-vormige buis, waarvan het eene been uitloopt in een sterke glazen bol, die van een monding met ingeslepen glazen stop voorzien is. Deze stop laat twee dikke koperdraden door, waarvan de eene doorloopt tot het midden van den bol en aldaar in een koperen lepeltje eindigt; terwijl de andere uitloopt in een dunnen platinumdraad, die tot den bodem van het lepeltje reikt. Overigens is de toestel ingericht als de eudiometerbuis van Hof.mann (bladz 67). Men vult nu den bol met zuurstof, en sluit hem met den stop, na alvorens in liet lepeltje een weinig zwavel gebracht te hebben, zoodat deze met den platinumdraad in aanraking is. Vervolgens brengt men het kwik in beide beenen der buis op gelijke hoogte, en verbindt de einden der koperdraden met een galvanische batterij; hierdoor gloeit de platinumdraad en de zwavel verbrandt. Na bekoeling van den toestel zal waargenomen kunnen worden, dat het gevormde zwavel-dioxyde eeu gelijk volume heeft als de zuurstof, die zich met de zwavel heeft verbonden. Hieruit volgt, dat in 1 volume zwavel-dioxyde ook 1 volume zuurstof aanwezig is; en dus, dat tot de vorming van 1 molecule zwavel-dioxyde 1 molecule zuurstof vereischt werd. Daar nu het soortelijk gewicht van zwavel-dioxyde .32 en derhalve zijn moleculairgewicht 64, het moleculairgewicht van zuurstof daarentegen 32 bedraagt, bevatten die 64 gewichts-deelen of 1 molecule zwavel-dioxyde ook 32 gewichtsdeelen of 1 atoom zwavel, zoodat de formule voor zwavel-dioxyde S0₂ wordt.

Het zwavel-dioxyde bezit groote affiniteit tot de zuurstof. In drogen toestand vereenigen zich de twee gassen reeds, wanneer men hen gezamenlijk door licht verwarmd platinumspons leidt. Er wordt dan zwavel-trioxyde gevormd;

lu waterige ojilossing absorbeert het zwavel-dioxyde langzamerhand zuurstof uit den dampkring en vormt daarbij zwavelzuur:

Spoediger heeft de oxydatie eener waterige oplossing van zwavel-dioxyde tot zwavelzuur plaats, wanneer men daarop chloor, bromium of jodium laat inwerken:

Door de affiniteit van de halogenen tot waterstof en van het zwavel-dioxyde tot zuurstof wordt de ontleding vau een molecule water bewerkt. Voegt men bij een donkere jodiumoplossing zwavel-dioxyde, zoo wordt deze ontkleurd.

Eveneens onttrekt het zwaveligzuur-anhydride en zijne oplossing (hel zwaveligzuur) aan vele zuurstofrijke verbindingen de zuurstof. Het werkt derhalve sterk reduceerend, en wordt daarbij zelfs tot zwavelzuur geoxydeerd. Zoo wordt het chromiumzuur tot chromi-oxyde gereduceerd, de roode oplossing der permanganaten wordt ouder vorming van manganozouten ontkleurd. Ook vele organische kleurstoffen, zooals die der bloemen, worden door S0₈ verbleekt. Hierop berust liet gebruik dat men van SO, voor het biceken van wollen en zijden stoffen maakt, waartoe do chloor niet kan worden gebezigd, omdat deze wol en zijde sterk aantast. Door lichamen, die sterker reduceerend werken, kan ook het zwavel-dioxyde zelf gereduceerd worden, zoo b. v. door waterstofsulfuur, als wanneer water gevormd en zwavel afgescheiden wordt:

Gelijke volumen SOj en Cl₂, aan den invloed Viin i-echtstreeksch zonlicht blootgesteld, vereenigen zich tot sulfui y Ichloruur, SO_aCI₂ (bladz. 175).

Thionylcliloriinr, SÜC1,, ontstaat, gelijktijdig mgt;'t phosjilior-oxychloruur, bij do inwerking van zwavel-dinxydo igt;|i verwarmd phosplior-pcntachloruur:

Het is een kleurlooze, scherp riekende vloeistof, die bij 78° C kookt. Met water zet het zich zoodanig om, dat watcrstofcldoruur en zwavoligzuur gevormd worden.

Het tlhonylchloruur kan l)oschouwd worden als zwavel-dioxyde, waarin 1 atoom zuurstof door 2 atomen ddimr is vervangen.

^\vaveli»zitur, !50₃H₂, is in vrijen toestand niet bekend, waarscliijiilijk echter is het in de waterige oplossing van SO., voor-lianden. Wordt deze namelijk, in geconcentreenlen toestand, op een temperatuur van 0quot; C gebracht, dan kristalliseert in kubusvorm een stof, die de samenstelling SO._: -4- 15 H„0 of S0₃IL 14 1I₂0 i)ez!t. Verder worden zouten van het zwaveligzuur, sulfieteu, \eikiegen, door bases met een oplossing van SO., te verzadigen. Het zwaveligzuur is tweebasisch, zoodat men daarvan tweeërlei zouten kent: primaire, b. v. S0₃K11. en secondaire, b. v. SO^K,. Wmdt bij de sullieten een sterk zuui' gebracht, dan komt het z\v;i-\eligzuui \rij, maar valt dadelijk uit elkander in zwavel-ilioxvde 'ii water;

Hydrozwaveligznnr, S0₂H₂. Worden zink en eene waterige oplossing van zwaveligzuur hij elkander gebracht, clan lost het zink op, zonder dat waterstof vrij komt. Dc verkregen geelachtige oplossing bezit de eigenschap, indigo- en lakmoesoplossing sterk te lieeken. Zij bevat namelijk hydrozwavi'lig/.uur (ScniiTZENBER-GEU), dat door de inwerking van de waterstof, die bij de vorming vm zinksulfiet vrij komt, op een tweede molecule zwavelinznui' is ontstaan:

De zuivere waterige oplossing van het zuur, die door ontleding \an hgt;drosiilfieten bereid wordt, is oranje-geel, werkt sterk redu-ceerend en bleekend, en wordt reeds bij gewone temperatuur onder atsclieiding van zwavel ontleed. De bleekende werking van deze laagste zuurstofverbinding van de zwavel herinnert aan de overeenkomstige eigenschap van de lagere zuurstofverbindingen van de chloor en net bromium.

De h vd ros u I fieten zijn bestendiger dan het zuur zelf. Aan het natrium-hydrosulfiet komt de formule S0₂HNa toe: het tweede atoom waterstof kan niet door metalen worden vervangen, liet zuur is derhalve eénbasisch ; zijne structuur kan door de formule

woideu uitgedrukt. De oplossing der hjdrosuifieten nemen zuur-^f||| uif di^ lucht op en gaan hierdoor in suldeten over:

5K*vavel-trioxyrte, SO,, of zwavelzuiir-anhydn'do ontstaat (bladz. 105) dooi' reclitstreeksche vereeniging van zwavel-dioxyde en zuurstof, onder den invloed van platinumspons. Do gemakkelijkste bo-reidingswijze bestaat in liet verhitten van Nordbauser zwavelzuur (biadz. '17i); de hierbij ontsnappende dampen van zwavel-trioxyde worden in een afgekoelden ontvanger verdicht. Men kent het in twee polymerische modificaties. De eene, door verdichting van zwavel-trioxyde-dampen verkregen, vormt een v/itto, viltachtige, als zijde glanzende massa, die bij 16° C smelt en bij -W)'¹ G kookt. Bij liet stollen kristalliseert zij in kleurlooze lange prisma's. Door haar gedurende eenige dagen beneden 25quot; C te honden gaat zij vanzelf in de tweede modificatie over, die men de vaste noemt, omdat het smeltpunt hiervan op 50° C ligt.

liet zwavel-trioxyde rookt sterk in de lucht en iieeint zeer gretiir waterdampen op. Wordt het in water geworpen, dan verbindt het zich hiermede onder een hevig sissen tot zwavelzuur:

Worden dampen van zwavel-trioxyde door gloeiende buizen geleid, dan heeft de ontleding in zwavel-dioxyde en zuurstof plaats.

Ktvavelzuiir, SOjirL. Het zwavelzuur is reeds sedert de oudste tijden bekend en vindt een uitgebreide toepassing in tie nijverheid. Vroeger werd het door verhitting van ijzervitriool bereid , tegenwoordig wordt het bijna uitsluitend volgens de Kngelsclie methode in looden kamers verkregen. Bij deze bereidingswijze wordt door verbranding van zwavel of door roosten van zwavelkies, FeS₂, zwavel-dioxyde voortgebracht, dat vervolgens door den invloed van salpeterzuur en water in zwavelzuur wordt veranderd:

liet tevens gevormde stikstofoxyde, NO, neemt zuurstof uit den dampkring op en vormt met water weder salpeterzuur, dat een nieuwe hoeveelheid zwavel-dioxyde in zwavelzuur kan omzetten:

Volgens deze formule zou eenzelfde hoeveelheid salpeterzuur zooveel zwavel-dioxyde als verlangd wordt in zwavelzuur kunnen veranderen, wanneer slechts voor genoegzameu toevoer van zuurstof en waterdamp wordt zorg gedragen. Het verloop van het proces is echter niet zoo eenvoudig als door bovenstaande formules wordt voorgesteld; een klein gedeelte van het salpeterzuur wordt namelijk tot stikstof-oxydule en zelfs tot stikstof gereduceerd, welke producten, met lucht en waterdamp samengebracht, geen salpeterzuur

ineei' o))levereii. Derlmlve is voor de instandhouding van het proces ile voortdurende toevoer van een bepaalde hoeveelheid salpeterzuur uoodig.

gemaakt. Dt» ovens A A dienen tor verbranding van zwavel tot zwavel-dioxyde, dat met veel lucht gemengd, door de buizen lil! in de kamer C wordt geleid. Deze kamer is, evenals al do volgende, geheel van lood, omdat dit metaal minder dan andere tot dat (loei bruikbare materialen door de zuren wordt aangetast.

Over de platen, die in C zigzagvormig boven elkander geplaatst zijn, vloeit voortdurend zwavelzuur, dat salpeterzuur of ontledingsproducten van .salpeterzuur bevat. Het opstijgende gasmengsel onttrekt hieraan de zuurstofverbindiugen van de stikstof en voert deze mede in de kamer C', waarvan de bodem bedekt is met een laag salpeterzuurhoudend zwavelzuur, dat uit de kamer I) door buis F in C' vloeit. Na de kamer C' in benedenwaartsche richting doorstroomd, en zoodoende opnieuw zuurstofverbindingen van de stikstof medegevoerd te hebben, komen de gassen in kamer 1gt;. waarin zich twee steenen verhoogingen E E bevinden, waarop voortdurend druppels neervallen van salpeterzuur, dat uit de vaten I vloeit. In bovemvaartsche richting hun weg vervolgende komen die gassen, met aanzienlijke hoeveelheden van zuurstof-stikstofver-bindingen beladen, in de groote kamer II, die in Fig. 05 slechts voor een gedeelte zichtbaar is. Hier verblijven wegens de grootte der kamer de gassen den langsten tijd, en daar heeft dan ook de omzetting van bijna al het zwavel-dioxyde in zwavelzuur plaats. Ook in D is natuurlijk zwavelzuur gevormd, maar dit is uit den aard der zaak sterk salpeterzuurhoudend en wordt derhalve, zooals wij boven gezien hebben, naar C' gebracht, om dooi' de sterk S0₂-houdende gassen van het salpeterzuur bevrijd te worden. Het vloeit daarna in de kamer H, die het laagst van alle gelegen is en wel door buizen, die op de teekening niet zijn aangeduid. In al de hierboven genoemde kamers wordt door een net van buizen e d stoom van hooge .spanning geleid, voortgebracht door stoomketels, die verhit worden door de in de ovens AA verbrandende zwavel. De kamer H verlatende komen de gassen in de kamer G, waar het overgebleven S0₂ geheel wordt geoxydeerd, vandaal' door in den looden bak L, die eenig water bevat, met het doel om de laatste sporen van zwavelzuur aan het gasmengsel te onttrekken, en eindelijk in den looden cylinder R. die gevuld is met coaks, waarover uit het reservoir O een dunne straal zwavelzuur vloeit. Oil zwavelzuur lost de zuurstofverbindingen van de stikstof op, en de overblijvende gassen, slechts uit stikstof, zuurstof en een weinig stikstof-oxydule bestaande, ontsnappen door V en den fabrieksschoorsteen in de buitenlucht. Het zwavelzuur, uit It stroomende, vloeit door buis ha bij geopende kraan r in het reservoir i. Door het sluiten van r en het openen van r', drukt de langs c komende stoom het zwavelzuur uit i door ef in den bak p. vanwaar de eerste kamer C met salpeterzuur-houdend zwavelzuur wordt voorzien. Uit C vloeit dit zwavelzuur dan weder in de groote kamer II . waaruit het van tijd tot tijd wordt afgetapt om verder verwerkt te worden.

Dit zwavelzuur namelijk, gewoonlijk kamerzuur genoemd, is voor het technisch gebruik veelal nog niet geconcentreerd genoeg, is het proces goed geleid, dau heeft het kamerzmir tot soortelijk

gewicht 1,5 of 50quot; volgens de schaalverdeeling van Beaumé en bevat 00^ SOJI., en 40 J IL.C), Aanvankelijk wordt het, tot verwijdering van het water, in open looden pannen door stoom verhit, totdat het een soortelijk gewicht van 1,72 (00° Baumé) verkregen heeft: vervolgens wordt het, omdat geconcentreerd zwavelzuur het lood aantast, in een platinumketel overgebracht, om uitgedampt te worden, totdat het overblijvende zuur het soortelijk gewicht, ■1,84 (00° Beaumé) bezit. Dit is het zuur, zooals het in den handel wordt gebracht.

Wordt zwavel kies in plaats van zwavel, tot voortbrenging van het zwavel-dioxyde gebruikt, dan geschiedt de bereiding geheid op dezelfde wijze, doch de ovens hebben alsdan een andere inrichting.

Hot boveu oinsciiroven proues kan door de volgende proef aan-scliouwelijk worden gemaakt, In de kookllesch a, Fig. üü, wordt,

dooi- verwarming van een mengsel van kwikzilver of koperspaanders met zwavelzuur, zwavel-dioxyde, in de kookllesch b door de inwerking van koper op salpeterzuur, dat niet weinig water verdund is, stikstofoxyde ontwikkeld; terwijl in de kolt c door koken van water waterdamp wordt gevormd. Deze gassen worden door glazen buizen geleid naar den ballon A, die met een kurk gesloten is. Behalve deze buizen gaan door de kurken stop nog de buizen d en e. waarvan d tot aanvoer van lucht en e tot schoorsteen voor de ontsnappende gassen dient. Wanneer nu het stikstof-oxyde NO met de zuurstof der lucht samenkomt, worden roode dampen van

sükstof-dioxyde NO, gevormd, die, in tegenwoordigheid van waterdamp, liet zwavel-dioxyde in zwavelzuur omzetten:

Het alsdan herkregen stikstof-oxyde geeft met zuurstof weder stikstof-dioxyde, dat nieuwe hoeveelheden SO., in SOJL verandert. Na eenigen tijd vindt men in den ballon waterhoudend zwavelzuur.

Worden in het begin slechts SO,, NO en dampkringslucht, maar geen waterdamp, in den ballon geleid, dan beslaan de wanden hiervan

uit bovengenoemde gassen, onder medewerking van het vochtigheidsgehalte der lucht, zijn ontstaan. Deze kristallen worden loodha-merkristalleu genoemd, omdat zij ook bij de fabriekmatige bereiding in de looden kamers ontstaan, wanneer de toevoer van waterdampen niet in genoegzame mate heeft plaats gehad. Door toevoeging van water worden zij echter ontleed, en wel onder vorming van zwavelzuur en van zuurstofverbindingen van de stikstof.

Het'zwavelzuur, door de bereiding in looden kamers verkregen, wordt in den handel ruw Engelsch zwavelzuur (acidimt suL-furicum crudum) genoemd. Het is een dikke olieachtige vloeistof, die nog 8 J- water, alsmede geringe hoeveelheden lood en arsenicum bevat. Wordt het gedistilleerd, dat zal bij het begin van de distillatie het eerst overgehaalde zuur meer water bevatten dan het oorspronkelijke; wanneer echter ongeveer '/s i^s overgehaald en de thermometer 33()^u aanwijst, dan distilleert het overgebleven gedeelte als bijna zuiver zwavelzuur, dat in den handel den naam draagt van acidum salfuricam para a of distillntam. Het bevat niettemin nog 1.5 J water, terwijl zijn soortelijk gewicht 1,854 bij 0° C bedraagt. Wordt dit zuur op —35° C afgekoeld, dan ontstaan witte kristallen, die, na door herhaalde kristallisatie gezuiverd te zijn, bij 10,5° C smelten, eu die uit volkomen watervrij zwavelzuur bestaan. Wordt het watervrij zuur verhit, dan ontwijken reeds bij 40quot; C witte dampen van zwavelzuur-anhydride; bij 290quot; C begint het te koeken. Het kookpunt is niet constant en kan tot 330° C stijgen, alswanneer weder zwavelzuur van 1.5 J watergehalte distilleert.

Uit het voorgaande blijkt, dat het zwavelzuur reeds bij 40quot;C in S0₃ en HnO gedissocieerd wordt; uit de dampdichtheid bij 330° C moet verder besloten worden, dat bij deze temperatuur de ontleding volkomen is. De dampdichtheid bedraagt alsdan namelijk 24,5; het met de inoleculairformule SOJL = 98 overeenkomende getal is daarentegen 49, waaruit volgt dat een molecule SOJI._: in damp-

Bij de distillatie vereenigen zich de ontledingsproducten weder, wanueer zij gezamenlijk in den ontvanger worden verdicht.

Bij afkoeling van hot Kngelsclie geconcentreerde zwavelzuur op 0quot; C heeft een kristallisatie plaats in kleuiiooze, zeszijdige prisma's, die de samenstelling SOJio ILO bezitten, hij 8,5° C smelten en bij 0 water verliezen. Zij worden gewoonlijk als molecuhiir-verbinding (bladz. 150) beschouwd en het eerste hydraat van het zwavelzuur genoemd. Men kan ze evenwel ook een vierbasisch zwavelzuur noemen, alswanneer hare constitutie door de formule

Het geconcentreerde zwavelzuur bezit een zeer groote affiniteit tot water, weshalve het ook tot drogen van gassen wordt gebruikt. De menging van het zuur met water gaat met warmteontwikkeling en contractie gepaard. Be maximumwaarde van de contractie wordt bereikt. wanneer zooveel water is toegevoegd, dat het verkregen product de samenstelling SOJL -t-2 H₂0 bezit, het tweede hydraat van het zwavelzuur, dat echter ook als een atomistische

verbinding en wel als zesbasisch zwavelzuur, met de formule S(OII)₆. kan worden beschouwd. Dit tweede hydraat heeft het soortelijk gewicht 1,62 en begint bij 195quot; 0 water te verliezen.

Om zwavelzuur met water te mengen is het raadzaam, het zuur in een dunnen straal bij het water te gieten. Handelde men omgekeerd, en goot men het water bij het zwavelzuur, dan zoude de warmte, die bij de vereeniging van de eerste hoeveelheden water met zwavelzuur wordt ontwikkeld, toereikend zijn, om een ander nog niet vereenigd gedeelte water te veranderen in damp, die door het plotseling ontstaan tot ontploffingen aanleiding zou kunnen geven.

De affiniteit van zwavelzuur tot water is zoo groot, dat het aan vele stollen waterstof en zuurstof onttrekt, en met het hieruit gevormde water eene verbinding vormt. Zoo wordt b. v. aan hout, suiker, papier en andere organische stollen, die waterstof en zuurstof bevatten in de verhouding, waarin zij ook in het water voorkomen.

zooveel water door zwavelzuur onttrokken, dat slechts de koolstof overblijft; zij worden door zwavelzuur verkoold. Zoo wordt verder aan alcohol C.,H₆0 cloor zwavelzuur water onttrokken en aethylene Cd Ij gevormd (bladz. 125) enz.

Wordt zwavelzuur in dampvormigen toestand over roodgloeiende poreuze stoffen, b. v. tegelsteenen geleid, dan wordt het in zwavel-dioxyde, water en zuurstof ontleed:

Dit proces wordt in de industrie tot het bereiden van zuurstof toegepast; het tegelijkertijd gevormde zwavel-dioxyde wordt alsdan door oplossing in water van de zuurstof gescheiden, om daarna weder tot zwavelzuur te worden verwerkt.

Wordt het zuur met vele stofïeu, zooals zwavel, phosphorus, kwikzilver, koper, kool verhit, dan wordt het tot zwavel-dioxyde gereduceerd (bladz. 163).

Het is een sterk tweebasisch zuur, dat bijna alle metalen, met uitzondering van lood, platinum, goud en eenige zeer zeldzaam voorkomende, onder vorming van zouten, oplost, en dat bij verhitting de meeste van andere zuren afkomstige zouten zoodanig ontleedt, dat de zuren daaruit worden afgescheiden. Zoo hebben wij b. v. uit NaCl met behulp van zwavelzuur HC1 vrijgemaakt (bladz. 28).

Van de zouten van het zwavelzuur, sulfaten genoemd, verdient het bariumzout, S0₄Ba, door zijne bijna volkomene onoplosbaarheid in water en zuren vooral de aandacht; want deze eigenschap is oorzaak dat oplossingen van bariumzouten in zwavelzuur een wit poedervormig bezinksel voortbrengen, en daardoor ter herkenning van zwavelzuur kunnen dienen.

Pyrozwavelzuitr of «Uzwavelzuiu-, S0O7H0, ontstaat, wanneer zwavel-trioxyde met zwavelzuur wordt samengebracht:

Ook kan het worden verkregen, wanneer aan twee moleculen zwavelzuur een molecule water wordt onttrokken, zooals door de volgende vergelijking wordt aanschouwelijk gemaakt:

zij leveren, door condensatie van meerdere moleculen tot één en onder gelijktijdige afscheiding van water, producten, die men met den gemeenschappelijken naam van an hydro-, poly- of pyro-zuren bestempelt, en die, zooals uit de bovenstaande structuurformule voor liet pyrozwavelzuur blijkt, half anhydriden, half zuren zijn.

Het pyrozwavelzuur maakt het hoofdbestanddeel uit van het rookende of No rdiiau.se r zwavelzuur («arfio» sulfuricum fu-mans), een dikke, olieachtige, in aanraking met lucht sterk rookende vloeistof, die liet soortelijk gewicht 1,9 bezit. Bij afkoeling worden daaruit groote kleurlooze kristallen van zuiver pyrozwavelzuur afgescheiden, die bij 35quot; C smelten, en bij voortgezette verhitting in SOj en S0₄lL ontleed worden.

Het rockende zwavelzuur wordt in het groot bereid door verhitting van watervrij gemaakt ijzervitriool, die daarbij in ferri-oxyde, zwavel-dioxyde en zwavel-trioxyde uiteenvalt;

Wanneer de ontwijkende gassen door gewoon zwavelzuur worder. geleid, wordt SOj opgenomen en S₂0₇H₂ gevormd; het S0₂ daarentegen ontsnapt en kan ter bereiding van gewoon zwavelzuur dienen.

Zouten van het pyrozwavelzuur worden verkregen, wanneer men de primaire zouten van het zwavelzuur verhit; b. v.;

Bij voortgezette verhitting worden de pyrosulfaten in zwavelzuur-anhydride en secondaire sulfaten ontleed:

fhlooraiiliydriden van liet zwavelzuur. Wanneer in zuren de hydroxylgroep Oil door halogenen wordt vervangen, dan ontstaan verbindingen, die men halogeen-anhydriden noemt. Zij bezitten alle de eigenschap om door het water weder tot de zuren te worden omgezet, waaruit zij zijn afgeleid; b. v.;

Eene algemeene methode ter bereiding der chlooranhydriden bestaat in de inwerking van phosphor-pcntaclilorunr op de zuren.

Daar het zwavelzuur tweemaal de groep OH bevat, kont men daarvan ook twee chlooranhydriden.

wordt door de inwerking van één molecule PCI, op één molecule zwavelzuur verkregen:

Eveneens ontstaat het door rechtstreeksche vereeniging van zwa-velzuur-anhydride met waterstofchJoruur:

Het is een klourlooze vloeistof, die in aanraking met vochtige lucht sterk rookt en bij 158° C kookt. Men kan het als een één-basisch zuur beschouwen, daar de waterstof van de hydroxylgroep, die het bevat, door metalen kan worden vervangen waardoor

Het tweede chlooranhydride van het zwavelzuur SO.,CI., wordt ook sulfurylchloruur genoemd, daar men aan de groep SO„ , die in het zwavelzuur met 2 OH is verbondon, den naam sulfuryl geeft. Hot ontstaat door inwerking van twee moleculen phosphor-pentachloruur op één molecule zwavelzuur:

Eveneens wordt het verkregen door rechtstrceksche vereeniging van zwavel-dioxyde met chloor onder den invloed van het zonlicht (bladz. 1C5):

Het is een klourlooze vloeistof van verstikkenden reuk. In aanraking met vochtige lucht rookt het sterk; 77quot; C is zijn kookpunt en zijn soortelijk gewicht bedraagt 1,66.

Ook het chlooranhydride van het pyrozwavelzuur SO„/ is bekend als oen bij '140⁰C kokende vloeistof. 'xj

Polytliiunzureu. De vijf volgende, meer samengestelde zuren, die alle meer dan één atoom zwavel in de molecule bevatten, worden polvthionzuren genoemd (van th/.'Js veel en dsTos/ zwavel);

Iluime scheikundige eigenschappen worden het best verklaard, wanneer men aanneemt, dat zij een of tweemaal de univalente

groep SOjH of —SO_e—OH bevatten. Deze groep, sulfogroep genoemd, komt ook in de organische sulfozuren voor en is eveneens in de op de vorige bladzijden behandelde zuren van de zwavel aanwezig, hetgeen meer in quot;toog valt, wanneer hunne samenstelling op de volgende wijze wordt voorgesteld:

Laatstgenoemde drie zuren kunnen dus worden beschouwd als afgeleid te zijn van de waterstofsulfuren SIL, S-H., en S3IL, waarin de twee waterstofatomen door twee sulfogroepen zijn vervangen. Het thiozwavelzuur is alsdan FLS, waarin cénc groep S0₃H de plaats van een atoom waterstof inneemt; het dithionzuur daarentegen bevat twee groepen SOjH, die onderling zijn verbonden.

De polythionzuren zijn voornamelijk van het zwavelzuur te onderscheiden door de gemakkelijke oplosbaarheid hunner bariumzouten.

Het tliiuxwavelzuur, S-OsHo, gewoonlijk 0nderzwaveligzuur genoemd, is niet in vrijen toestand bekend, daar het, wanneer sterkere zuren zijne zouten ontleden, dadelijk in zwavel-dioxyde, zwavel en water wordt gescheiden:

Zijue zouten, de hyposulfieten, ontstaan, wanneer de oplossingen der secondaire sulfieten met zwavel worden gekookt, b. v.;

nader zal worden gesproken, wordt fabriekmatig bereid en in de industrie toegepast.

iMthionzniir, S₂Ü₆H₂, is slechts bekend in waterige fi|ilossing, die zich, wanneer men haar door verdampen in het luchtledig of door verhitten tracht te concentreeren, in zwavelzuur en zwavel-dioxyde ontleedt:

Om het dithionzuur te bereiden, maakt men eerst het mangano-dithionaat door inwerking van zwavel-dioxyde op mangaan-peroxyde, dat in water fijn verdeeld is:

Uit de verkregen oplossing van barium-dithionaat wordt vervolgens het onoplosbare mangano-hydroxyde door filtreeren verwijderd; door toevoeging van zwavelzuur wordt alsdan onoplosbaar bariumsulfaat en waterig dithionzuur gevormd:

Trlthionzunr, S₃O₀H_:;, is eveneens niet in vrijen toestand bekend. Zijn kaliumzout wordt door verwannen van eene waterige oplossing van primair kaliumsulfiet met bloem van zwavel bereid:

Brengt men bij dit zout, of in 'talgemeen bij de trithionaten, een sterker zuur, dan wordt het trithionzuur vrijgemaakt, maar terstond in zwavelzuur, zwavel-dioxyde en zwavel ontleed:

Tetratliionziiur, S_t0₆ll.,, kan slechts in verdunde oplossing verkregen worden; zijne zouten ontstaan door de inwerking van jodium op de oplossingen der hyposulfieten:

Door een sterk zuur bij de oplossing van een tetrathionaat te voegen wordt eene waterige oplossing van tetratbionziuir gevormd, die echter niet geconcentreerd kan worden, omdat alsdan het tetra-thionzuur in zwavelzuur, zwavel-dioxyde en zwavel uiteenvalt:

Pentatliionziuir, S₃O₀ll₂, wordt als waterige oplossing verkregen, wanneer men waterstofsulfuur in eene oplossing van zwavel-dioxyde leidt:

Fluime sclieikumlige eigenschappen worden liet best verklaard, wanneer men aanneemt, dat zij een of tweemaal de univalente

groep SOjH of —SCK—OH bevatten. Deze groep, sul fog roep genoemd, komt ook in de organische sulfozuren voor en is eveneens in de op de vorige bladzijden behandelde zuren van de zwavel aanwezig, hetgeen meer in 'toog valt, wanneer hunne samenstelling op de volgende wijze wordt voorgesteld:

Laatstgenoemde drie zuren kunnen dus worden beschouwd als afgeleid te zijn van de waterstofsulfuren SH,, S»H., en S3IL, waarin de twee waterstofatomen door twee sulfogroepen zijn vervangen. Het thiozwavelzuur is alsdan ILS, waarin ééne groep S0₃H de plaats van een atoom waterstof inneemt; het dithionzuur daarentegen bevat twee groepen SOjII, die onderling zijn verbonden.

De polythionzuren zijn voornamelijk van het zwavelzuur te onderscheiden door de gemakkelijke oplosbaarheid hunner bariumzouten.

Het tliiuzwavelzuur« S₂0₃H₂, gewoonlijk onder zwaveligzuur genoemd, is niet in vrijen toestand bekend, daar het, wanneer sterkere zuren zijne zouten ontleden, dadelijk in zwavel-dioxyde, zwavel en water wordt gescheiden:

Zijne zouten, de hyposulfieten, ontstaan, wanneer de oplossingen der secondaire sulfieten met zwavel worden gekookt, b. v.:

nader zal worden gesproken, wordt fabriekmatig bereid en in de industrie toegepast.

Ditliionzuiir, SnüuH;,, is slechts bekend in waterige oplossing, die zich, wanneer men haar door verdampen in het luchtledig of door verhitten tracht te concentreeren, in zwavelzuur en zwavel-dioxyde ontleedt:

Üra het dithionzuur te bereiden, maakt men eerst het mangano-dithionaat door inwerking van zwavel-dioxyde op mangaan-peroxyde, dat in water fijn verdeeld is:

Uit de verkregen oplossing van barium-dithionaat wordt vervolgons het onoplosbare mangano-hydroxyde door filtreeren verwijderd; door toevoeging van zwavelzuur wordt alsdan onoplosbaar bariumsulfaat en waterig dithionzuur gevormd:

Trithionznnr, S30_cll_;;, is eveneens niet in vrijen toestand bekend. Zijn kaliumzout wordt door verwarmen van eene waterige oplossing van primair kaliumsulfiet met bloem van zwavel bereid:

Brengt men bij dit zout, of in 'talgemeen bij de trithionaten, een sterker zuur, dan wordt het trithionzuur vrijgemaakt, maar terstond in zwavelzuur, zwavel-dioxyde en zwavel ontleed:

Tetratliionzuur, SjOjlL, kan slechts in verdunde oplossing verkregen worden; zijne zouten ontstaan door de inwerking van jodium op de oplossingen der hyposulfieten:

Door een sterk zuur bij de oplossing van een tetrathionaat te voegen wordt eene waterige oplossing van tetrathionzuur gevormd, die echter niet geconcentreerd kan worden, omdat alsdan het tetrathionzuur in zwavelzuur, zwavel-dioxyde en zwavel uiteenvalt:

Pentatliionzniir, S,₅O₀ll₂, wordt als waterige oplossing verkregen, wanneer men waterstofsulfuur in eene oplossing van zwavel-dioxyde leidt:

Ook zijne oplossing wordt bij hot uitdampen in zwavelzuur, zwavel-dioxyde cn zwavel ontleed:

Seleen-ilioxyile , SdO;, of sele nigzuu r-an h ydri de ontstaat, wanneer selenium in dampkringslucht of in zuurstof verbrandt, liet is een witte vaste stof, die in lange naalden kristalliseert, en zonder voorafgaande smelting bij omstreeks GtZO C sublimeert. Wordt het met water samengebracht, dan vereenigt het zich hiermede tot s e 1 e n i g z u u r:

liet Helenigzuur, SeOJL, wordt eveneens gevormd door het verwarmen van selenium, waarbij geconcentreerd salpeterzuur is gevoegd. liet is gemakkelijk oplosbaar in water, en kristalliseert in groote, kleurlooze prisma's, die door verhitting in het anhydride en water worden ontleed. Het is een tweebasisch zuur, welks zouten selenieten genoemd worden. Door zwavel-dioxyde wordt het sele-nigzuur tot selenium gereduceerd:

Het seleenzunr, SeiOH,, wordt bereid, door chloorgas in eene oplossing van selenigzuur te leiden:

De verkregen oplossing van seleenzuur kan door uitdamping geconcentreerd worden tot een olieachtige vloeistof, die veel op zwavelzuur gelijkt, 2.6 tot soortelijk gewicht heeft, en 95 g SeOJL, bevat. Wordt die geconcentreerde oplossing hooger dan 280° C verhit, dan ontleedt zich het seleenzuur in Se0₂, H₂0 en O. Het is een tweebasisch zuur, welks zouten selenaten heeten. Zijn anhydride SeOj is niet bekend.

Tclliiiir-dioxyde, TeO», ontstaat door do verbranding van tellurium in dampkringslucht of zuurstof; het is alsdan oen witte kristalachtige massa, die bij roodgloeihitte smelt en sublimeert. In water is het onoplosbaar.

Tellurigzuur, TrOJL, wordt door de verwarming van een mengsel van tellurium met geconcentreerd salpeterzuur gevormd; hot lost in het salpeterzuur op, en wordt hieruit door toevoeging van water, waarin het zeer moeielijk oplosbaar is, neergeslagen als een witte amorphe massa, die bij verhitting in telluur-dioxyde en water wordt ontleed. Do zouten van hot tweobasisch tellurig-zuur worden tollurieten genoemd.

Tclluurziiur, TcOJL. Door tellurium of tollurium-dioxyde met kaliumnitraat te smelten wordt kaliumtolluraat TeO_tK„ gevormd, waaruit mot behulp van zwavelzuur telluurzuur kan worden afgescheiden. Uit de oplossing van dit zuur in water kristalliseeren groote kleurlooze prisma's, die do samenstelling Tc0₄1I₂ 2 ILO bezitten, bij 100° hot kristalwater afgeven on tot een wit poeder van ToOjIIj uiteenvallen. Dit laatste lost moeilijk in water op, en de oplossing reageert slechts zwak zuur.

Het telluur-trioxyde, Te0₃, een gele, in water onoplosbare massa, wordt door voorzichtige verwarming van telluurzuur bereid; door het verkregen product verder te verhitten wordt het in telluur-dioxyde en zuurstof ontleed.

De hiervóór vermelde verschijnselen, met name: de gemakkelijke ontleedbaarheid der hoogere oxyden van het selenium en tellurium, alsook het vermogen van liet zwavel-dioxyde „om de dioxyden dezer elementen te reduceeren, bewijzen de grootere affiniteit van de zuurstof tot de zwavel, dan tot het selenium en tellurium. De elementen der zwavelgroep verschillen dus in zoover van de halogenen, dat niet, zooals bij deze, het element met het grootste, maar dat met liet kleinste atoomgewicht de sterkste affiniteit tot zuurstof bezit. Een vermindering van affiniteit, die met het toenemen van het atoomgewicht gelijken tred houdt, schijnt evenwel niet plaats te hebben; zoover dit namelijk is af te leiden uit de gegevens, die tot nu toe bekend zijn, betrekkelijk het aantal caloriën, dat bij de vorming van deze verbindingen wordt ontwikkeld. De zuren echter worden zwakker naarmate het atoomgewicht der elementen, waarvan zij afkomstig zijn, toeneemt.

Voor (S,O_s) zijn 71.070, voor (Se,0₂) 57.710, voor (S^aq) 142.400, voor (Se,0₃,aq) 77.240 en voor (Te,03,aq) 107.040 caloriën gevonden.

Terwijl de halogenen waterstofverbindingen en zuurstofzuren vormen, die slechts één atoom waterstof in de molecule bevatten, en de elementen der zuurstofgroep soortgelijke verbindingen aangaan, waarbij twee atomen waterstof in de molecule voorkomen, worden in elke molecule van de zuurstofzuren en waterstofverbindingen der stik stofgroep, drie waterstofatomen aange-troflen;

De zuren der stikstofgroep kunnen door het afgeven van één molecule water eenbasische zuren opleveren, die slechts één atoom waterstof bevatten en meta-zuren heeten, in tegenstelling van de dnebasische zuren, die den naam dragen van normale of or th o-zuren.

De meta-zuren van den phosphorus en het arsenicum zijn minder bestendig dan de ortho-zuren dezer elementen, en worden door het opnemen van water gemakkelijk daarin omgezet. Bij de stilcstof daarentegen zijn de ortho-zuren het minst bestendig; zoo zelfs dat aan hun bestaan zou worden getwijfeld, ware het niet dat er eenige zouten voorkomen, die alleen van die zuren kunnen worden afgeleid.

De gewone zuren van de stikstof en de daarvan afgeleide zouten behooren tot de meta-reeks en bevatten derhalve slechts één atoom waterstof of metaal:

Buitendien bestaan nog: stikstof-tetroxyde N₂0₄ — het gemengde anhydride van salpeterzuur en salpeterigzuur—, het stikstofoxyde NO en het stikstofoxydule NsO, die geen van beide met water zuren opleveren.

De structuur dezer verbindingen kan door de volgende formules worden uitgedrukt:

Salpeterzuur, NO3H. Salpeterzuur komt in de natuur niet in vrijen toestand voor, maar salpeterzure zouten, anders gezegd de nitraten, zooals kalium-, natrium- en calciumnitraat (zie deze) worden in den aardbodem gevonden, waar z'y door verrotting van organische stikstofhoudende stoflen in tegenwoordigheid van sterke bases en bij toetreding van dampkringslucht ontstaan. Sporen van annnoniunmitraat worden somtijds in den dampkring aangetroffen.

Kleine hoeveelheden salpeterzuur worden gevoiTrui, wanneer elec-trieke vonken door vochtige dampkringslucht slaan:

Ter bereiding van grootere hoeveelheden salpeterzuur wordt kalium- of natriumnitraat met zwavelzuur verhit, alswanneer salpeterzuur distilleert, en kalium- of natriunisulfaat achterblijft;

woidt voorgesteld en op bladz. 23 beschreven is. Het is geraden de gewichtshoeveelheden nitraat en zwavelzuur te regelen naar de tweede van de hierboven gegeven vergelijkingen, daar bij toevoeging van slechts zooveel zwavelzuur, als de eerste dier vergelijkingen vereischt, voor het teneinde brengen der reactie zulk eene hooge temperatuur noodig is, dat daarbij een gedeelte van het gevormde salpeterzuur wordt ontleed.

liet zuivere watervrijo salpeterzuur is een kieurlooze vloeistof, die in aanraking met de lucht rookt. Zijn soortelijk gewicht be-draagt 1,54 bij 0° C; bij —40° C wordt het oen vaste kr istalachtige massa. Reeds bij gewone temperatuur ondergaat hot een gedeeltelijke ontleding in water, zuurstof en stikstof-dioxyde (NO.,), welke laatste verbinding in het zuur oplost en hieraan eene gele klem mededeelt. Het kieurlooze zuur wordt derhalve geel, wanneer het eenigen tijd gestaan heeft, vooral wanneer het zonlicht daarop

kan werken. Het zuur begint bij 86° C te koken, en wordt daarbij gedeeltelijk ontleed; zoodat het salpeterzuur, dat in den beginne bij de distillatie verdicht is, ten gevolge van het daarin voorhanden stikstof-dioxyde geel ziet, terwijl het later verdichte zuur een weinig water bevat en kleurloos is. Volkomen wordt het salpeterzuur in stikstof-dioxyde, zuurstof en water ontleed, wanneer zijne dampen door roodgloeiende buizen worden geleid:

Het salpeterzuur kan met water in elke verhouding gemengd worden. Wordt een verdunde waterige oplossing van het zuur gedistilleerd, dan begint zij bij 100° C te koken, alswanneer bijna zuiver water overgaat; gaandeweg gaat echter ook salpeterzuur over en stijgt het kookpunt tot 121° C. Bij deze, constant blijvende, temperatuur bevat de overgehaalde vloeistof 08 quot; NO3H, en heeft bij 15° C het soortelijk gewicht 1,414. Dit is het gewone, in den handel voorkomende, geconcentreerde salpeterzuur. Indien één deel hiervan met vijf deelen zwavelzuur wordt gedistilleerd, verkrijgt men gemakkelijk salpeterzuur, dat bijna watervry is en van het daarin opgeloste NO; kan bevrijd worden, door er een luchtstroom door te leiden.

Meestal koken do anhydriden der zuren bij een lagere temperatuur dan do zuren zelf'; zoo is b. v. SO3 vluchtiger dan SOjlL. Het verschijnsel, dat het kookpunt van watervrij salpeterzuur lager is dan dat van het waterhoudende, kan derhalve verklaard worden, wanneer men aanneemt dat in de bij 121° distilleerende oplossing-het ortho-salpeterzuur N0₄H₃ aanwezig is. Deze oplossing bevat evenwel een weinig meer water dan aan die formule beantwoordt.

Het salpeterzuur is een sterk zuur en bovendien een krachtig oxydatiemiddel. Bijna alle metalen, met uitzondering van goud en platinum, worden door zijne inwerking in nitraten veranderd en opgelost, of wel geoxydeerd; de meeste metalloiden, zooals jodium, zwavel, phosphorus, koolstof, worden by het verwarmen met salpeterzuur in hunne zuurstofzuren omgezet; organische kleurstoffen, b. v. indigo, ontkleurd. Het salpeterzuur zelf wordt bij deze reacties tot lagere oxydatietrappen van de stikstof, b. v. tot N0₂, NO en N₂0 gereduceerd. Laat men zink op salpeterzuur inwerken, dan wordt oplosbaar zinknitraat gevormd; de daarbij vrij wordende waterstof echter reduceert het niet aangetaste salpeterzuur zelfs tot ammonia, die op haar beurt, met een ander gedeelte van het salpeterzuur, ammoniumnitraat vormt;

Bij de inwerking van tiu op salpeterzuur ontstaat naast ammonia ouk hydroxylamine (bladz. 99).

Zelfs nitraten kunnen tot ammonia gereduceerd worden, wanneer men hunne alcalisclie oplossing mot zink- of aliuniniumvijlsel behandelt :

Salpeterzuur, waarin veel stikstof-dioxyde is opgelost, wordt rood rockend salpeterzuur {acidum nitricum famans) genoemd. Het wordt bereid door een molecule zwavelzuur met twee moleculen kaliumnitraat (bladz. 182), of ook door het handels-salpeterzuur met veel zwavelzuur te distilleeren. Het werkt nog krachtiger oxydeerend dan het kleurlooze salpeterzuur, en heeft gewoonlijk tot soortelijk gewicht 1,5—1,52.

Een mengsel van één volume salpeterzuur met drie volumen zoutzuur wordt koningswater genoemd, omdat het de oplossing kan bewerken van goud en platinum, metalen, die door elk dezer zuren afzonderlijk niet worden aangetast. Dit mengsel bezit namelijk een sterk oxydeerende werking, berustende op de aanwezigheid van vrij chloor en de beide chloorverbindingen: nitrylchloruur NO»Cl en nitrosylchloruur NOC1, die als chlooranhydriden van salpeterzuur en salpeterigzuur kunnen worden beschouwd.

Nitrylchloruur, NO_sCl, ontstaat door do vereeniging van NO., met chloor en kan eveneens worden verkregen volgens de algemeene bereidingswijze der chlooranhydriden (bladz. 175), namelijk dooide inwerking van phosphor-pentachloruur of' phosphor-oxychloruur op salpeterzuur of, beter nog, op zilvernitraat:

Het is een gele vloeistof, die bij 5quot; C kookt en bij het samenbrengen met water in salpeterzuur en waterstofchloruur wordt omgezet.

niitrosylcliloruur, NOC), wordt bij de inwerking van zoutzuur op salpeterzuur gevormd en kan ook door de vereeniging van 2 volumen NO met 1 volume chloor worden bereid, liet is een roodgeel gas, dat beneden 0quot; C tot een vloeistof kan worden verdicht, en dat met water salpeterigzuur en waterstofchloruur geeft:

Salpeterziiur-anliydride, N0O5, stiks10f-pentoxyde ontstaat, door, bij lage temperatuur, phosphorzuur-anhydride met salpeterzuur samen te brengen:

liet anhydride bestaat uit kleurlooze rhombische prisma's, dio bij 30° C smelten, en bij -47quot; C onder gedeeltelijke ontleding koken, liet is zeer onbestendig, daar liet gemakkelijk in NA on zuurstof overgaat. Somtijds ontploft liet, voor zoover bekend, zonder uitwendige oorzaak. Met water vereenigt liet zicli ouder levendige warmteontwikkeling tot salpeterzuur:

Sal|ieterigzuiir-aiiliy(lri(le, N₂0_;!, s 1 i ks t of-tri o xy de wordt verkregen, wanneer men vier volumen stikstofoxyde en één volume zuurstof bij elkander brengt:

Ook wordt het gevormd bij het mengen van vloeibaar stikstof-tetroxyde met een kleine hoeveelheid koud water:

Beneden 0° is het een donkerblauwe vloeistof, die bij Oquot; kookt onder gedeeltelijke ontleding in NO en NO,, welke gassen bij afkoeling weder tot NA quot;worden vereenigd. Voegt men bij het salpe-terigzuur-anhydride een kleine hoeveelheid koud water, dan mengt het zich daarmede, en vormt dan waarschijnlijk salpeterigzuur NO.dl; wordt een grootere hoeveelheid water genomen en het mengsel verwarmd, dan ontstaat salpeterzuur en stikstofoxyde:

Salpeterigzuur, NOoli, is in vrijen staat niet bekend. Zijue zouten, ni tri eten genoemd, ontstaan bij gloeiing der nitraten:

De afscheiding van zuurstof wordt bevorderd door bij het te gloeien nitraat een gemakkelijk oxydeerbaar metaal b. v. lood te voegen:

Beliandelt men de nitrieten met zwavelzuur, dan worden bruine dampen ontwikkeld, die uit N₂0₃, N0₂ en NO bestaan. Ter verklaring hiervan moet men aannemen, dat eerst salpeterigzunr vrij wordt, hetwelk terstond in water en anhydride wordt ontleed; liet anhydride valt alsdan voor een gedeelte, zooals wij hierboven gezien hebben, in NO., en NO uiteen. Soortgelijke roodbruine dampen worden verkregen, wanneer salpeterzuur op zetmeel of arsenigzuur-anhydride (As-jOj) inwerkt. Bij afkoeling worden deze dampen verdicht tot ecu groene vloeistof, die waarschijnlijk uit een mengsel van NoOj en N,.0₃ bestaat. Wordt de verkregen vloeistof zacht verwarmd, dan ontsnappen dampen, die tot een blauw vocht, hoofdzakelijk N«0₃, kunnen worden verdicht.

Een oplossing van salpeterigzunr, evenals de ontledingsproducten hiervan, nl. N0₂ en NO, werken in vele gevallen sterk oxydeerend, en scheiden uit de oplosbare metaaljoduren vrij jodium af. In sommige andere gevallen werken zij reduceerend; zoo wordt, b. v., eene zuur gemaakte roode oplossing van kalium-hypermanganaat door toevoeging van nitrieten gedesoxydeerd en ontkleurd.

StikstoT-tetroxyile, N₂0₄, en stikstof-ilioxyde, N0₂, zijn twee stoffen, die in nauw verband tot elkander staan. N₂0₄ bestaat slechts bij lage temperaturen en ondergaat bij verwarming een geleidelijke ontleding in de eenvoudiger samengestelde moleculen N0₂, die door afkoeling weder tot N₂0₄ vereenigd worden. Wij hebben dus hier te doen met eene reeds bij lage temperatuur beginnende dissociatie. Stikstof-tetroxyde is kleurloos, stikstof-dioxyde echter roodbruin; met het toenemen van de temperatuur en van de hiermede gelijken tred houdende dissociatie wordt derhalve de kleur der vloeistof donkerder.

Bij gewone temperatuur is het stikstof-tetroxyde een gele vloeistof, waarvan het soortelijk gewicht 1,45 bedraagt, en die bij — 20quot; C tot een vaste kristalachtige massa stolt; het smeltpunt hiervan ligt op —12° C. Het stikstof-tetroxyde neemt bij 0° tengevolge van de alsdan beginnende dissociatie een gele kleur aan, waarvan de intensiteit met liet stijgen van de temperatuur toeneemt. Bij 20quot; C begint de vloeistof te koken en verandert in een damp, welks geelbruine kleur bij het verwarmen meer en meer in een donker roodbruine overgaat.

Volgens do formule N₂0₄ voor het stikstof-tetroxyde moet de dampdichtheid 40 zijn, voor N0₄ daarentegen 23. Bij 20° C nu is de dampdichtheid 38 gevonden, waaruit men berekenen kan dat

alsdan '20 Jj- der rnolcculon, N₂0₄ in de moleculen N0₂ ontleed zijn. Hieruit volgt dat do dissociatie reeds beneden het kookpunt begonnen is, zooals ook door de bij 0quot; te voorschijn komende gele kleuring bevestigd wordt. Een dergelijke dissociatie eener vloeistof hebben wij reeds bij het zwavelzuur opgemerkt (bladz. 171). Met het verhoogen dor temperatuur noemt ook do dampdichtheid bestendig af, om bij 150quot; C constant te worden, alswanneer zij 23 bedraagt. Bij die warmtegraad zijn alle moleculen in do moleculen NO_s ontleed, en bereikt ook de donkerheid der dampen haar maximum.

Het stikstof-tetroxyde wordt door de vereeniging van twee volumen stikstofoxyde met één volume zuurstof gevormd:

Gemakkelijker wordt het door verhitting van droog loodnitraat bereid, dat alsdan ontleed wordt volgens de vergelijking;

Men verdicht de ontwijkende dampen in een ontvanger, die met een koudmakend mengsel omgeven is, tot vloeibaar NW

Niet alleen in physische eigenschappen verschillen NoO_t en NOï van elkander, maar ook de chemische reacties van beide stoffen wijken van elkander af. Wij hebben reeds gezien (bladz. 185) dat stikstof-tetroxyde met weinig koud water salpeterzuur en salpeterigzuur-anhydride oplevert. Door toevoeging van meer koud water worden salpeterzuur en salpeterigzuur gevormd, en een waterige oplossing van de alcaliën doet nitraten en nitiieten ontstaan:

Uit beide reacties blijkt dat, evenals CIjOi het gemengde anhydride van chloorzüur en chlorigzuur werd genoemd (bladz. 156), het vloeibare X./), als het gemengde auhydride van salpeterzuur en salpeterigzuur is te beschouwen (1). Mengt men echter stikstof-tetroxyde met warm water, dan wordt het eerst in dioxyde omgezet, dat alsdan salpeterzuur en stikstofoxyde doet ontstaan: 3 NO, 4- 11,0 = 2 NO3H NO.

Het tetroxyde en dioxyde beide bezitten sterk oxydeerende eigenschappen; gloeiende kool en verhitte phosphorus verbranden in hunnen damp, uit do oplossingen der metaaljoduren scheiden zij vrij jodium af.

Wegens zijne eigenschap van met water een zure vloeistof opleleveren, die men voor een zuur hield , dat minder zuurstof dan het salpeterzuur en racer dan liet salpeterigzuur bevatte , heeft men vroeger het stikstof-tetroxyde ondersalpeterzuur of on d e rsa Ipe te rzuu r-an hyd ride genoemd.

In geconcentreerd zwavelzuur lost liet stikstof-dioxyde op, waarbij een kristalachtige verbinding SOj.NOJf ontstaat. Dezelfde kristallen vormen zich, zooals wij gezien hebben (bladz. 171), onder zekere omstandigheden bij de fabricage van zwavelzuur in looden kamers, en worden daarom loodkamerkristallen genoemd. Met zwavelzuur-anhydride vereenigt zich het stikstof-dioxyde tot de kristalachtige verbindingen SOj.NO., en 2 S0₃.N₂0₃.

Stikstofoxyde, NO, ontwikkelt zich bij het oplossen van verschillende metalen, b. v. koper, in salpeterzuur, dat met een weinig water is verdund. De waterstof, aanvankelijk door de vorming van nitraten vrijgemaakt, reduceert in statu nascendi een ander deel van het zuur:

De reactie heeft reeds bij gewone temperatuur plaats. Het gevormde gas is kleurloos, wordt echter in aanraking met den dampkring terstond roodbruin, omdat het zich met de zuurstof van de lucht tot NO, vereenigt. Wil men liet zuiver verkrijgen, dan moet derhalve eerst al de lucht door NO uit den ontwikkelingstoestel worden verdrongen, alvorens het boven water optevangen.

Het stikstofoxyde heeft het soortelijk gewicht 15 (waterstof ais eenheid) of 1,039 (lucht als eenheid), is weinig oplosbaar in water, gemakkelijk echter in eene waterige oplossing van ferrozouten, waardoor deze bruin gekleurd worden. Door verwarming wordt het uit deze oplossing weder afgescheiden. Tot nu toe is het niet gelukt stikstofoxyde vloeibaar te maken.

Als zuurstofrijke verbinding — het bevat omstreeks 57 jj zuurstof — is het in staat de verbranding van eenige stollen te onderhouden; en wel van zoodanige, die by het verbranden genoegzame warmte ontwikkelen om het stikstofoxyde vooraf in stikstof en zuurstof te ontleden. Zoo branden ontstoken phosphorus, vlammende houtspaanders enz. in het stikstofoxyde voort, terwijl brandende zwavel, gloeiende kool enz., daarin worden uitgebluscht. Giet men in een cylinderglas, dat met stikstofoxyde is gevuld, eenige druppels koolstof-disulfuur, en steekt het mengsel aan, dan brandt dit met een lustige, sterk lichtgevende vlam, die veel scheikundig werkende stralen bevat; de koolstof en de zwavel van het koolstof-disulfuur verbinden zich hierbij inet de zuurstof van het stikstofoxydegas.

Voor de producten, die door de vereeniging van stikstofoxyde met zuurstof ontstaan, verwijzen wij naar bladz. 185 eu 187.

de vereeniging van 2 volumen NO met '1 volume chloor, kennen wij nog de verbinding NOCl₈, die echter weinig onderzocht is.

Wordt stikstofoxyde tot roodgloeihitte gebracht, dan wordt het in NOo en stikstof ontleed. Verwarmt men een mengsel van waterstof en stikstofoxyde, dan wordt water en stikstof gevormd:

Aangestoken brand¹: dit mengsel met een witte vlam. Wordt het over platinum-spons geleid, dan ontstaat water en ammonia:

De samenstelling van het stikstofoxyde kan gemakkelijk gevonden worden, door een gebogen glazen buis (Fig. üS) boven kwikzilver Fig. 68. met stikstofoxydegas te vullen,

een stuk natrium daarin te brengen, en dit te verhitten. Het natrium verbindt zich alsdan met de zuurstof, en de stikstof wordt

kan alsdan opmerken dat het volume van de stikstof juist de helft bedraagt van dat van het onderzochte stikstofoxydegas; waaruit volgt dat 2 volumen stikstofoxyde 1 volume stikstof, en dus, met inachtneming der stelling van Avogadro, 2 moleculen stikstofoxyde 1 molecule stikstof, of 1 molecule stikstofoxyde 1 atoom stikstof bevat.

Daar verder, met behulp van de dampdichtheid 15, voor het moleculairgewicht van stikstofoxyde het getal 30 is gevonden, zijn in 30 gewichtsdeelen hiervan 30—14 = 10 gewichtsdeelen of één atoom zuurstof aanwezig, zoodat NO de formule voor stikstofoxyde werkelijk is.

Stikstofoxyde, stikstof-dioxydo en chloor-dioxyde (bladz. 157) zijn uitzonderingen op den algemeenen regel, dat de valentie van een. element hetzij alleen door evene of wel alleen door onevene getallen kan worden uitgedrukt, dat echter liet wisselen der valentie van een even tot een oneven getal niet plaats heeft (bladz. 149). Zoo is do stikstof gewoonlijk vijf- of driewaardig, in deze zuurstofverbindingen daarentegen twee- en vierwaardig. Deze anomalie van de stikstof vindt een gedeeltelijke verklaring in de plaats, die zij bij de rangschikking der elementen volgens de atoomgewichten inneemt.

Stikstol'oxyilule, N₂0, ontstaat door de inwerking van zink op salpeterzuur, dat met een gelijk volume water is verdund. Gemak-

ié

jii 5 is

il'

f li

4,1

I ■ ff

kelijker is hare bereiding uit ammoniumnitraat, dat bij het ver-iiitten iu water eu stikstofoxydule uiteenvalt;

De stikstofoxydule is een kleurloos gas van zwakken reuk, dat het soortelijk gewicht (waterstof ais eenheid) of 1,52 (lucht als eenheid) heeft. Daar het in koud water gemakkelijk oplosbaar is — 1 volume water van Oquot; lost 1,305 volumen N_aO op —, moet het hoven kwikzilver of boven warm water worden opgevangen. Door afkoeling op — 88° C, of bij 0quot; onder een druk van 30 atmosferen, wordt het een kleurlooze vloeistof, van het soortelijk gewicht 0,937. Ver-lampt die vloeistof in den dampkring, dan wordt zij op —100° C afgekoeld en bevriest tot een sneeuwachtige massa; bij het verdampen van het vociit in het luchtledig wordt de laagste tot uu toe bereikte temperatuur — 140° C voortgebracht.

Ofschoon stikstofoxydule minder zuurstof bevat dau het stikstof-oxyde, onderhoudt zij toch de verbranding van vele stoffen beter clan dit laatste, en wel, omdat zij gemakkelijker in zuurstof en stikstof wordt gesplitst. Eeu smeulende houtspaander wordt daarin, als in zuurstof, ontstoken; phosphorus brandt in stikstofoxydule met een schitterend licht; een zwavel vlam daarentegen wordt, wanneer zij in het gas wordt gebracht, uitgebluscht. Een mengsel van gelijke volumen stikstofoxydule en waterstof ontploft, hoewel minder heftig dan het knalgas, bij het ontsteken:

Stikstofoxydule heeft dus groote overeenkomst in eigenschappen met zuurstof; deze kan echter gemakkelijk van gene onderscheiden worden met behulp van stikstofoxyde, waarmede alleen de zuurstof bruine dampen vormt. Ook de vloeibare stikstofoxydule kan de verbranding van sommige brandbare stollen onderhouden; wordt b. v. een stuk gloeiende kool daarop geworpen, dau verbrandt deze met een schitterend licht.

Stikstofoxydule vereenigt zich niet rechtstreeks met zuurstof, en verschilt daarin van stikstofoxyde. Wordt stikstofoxydule door een gloeiende buis geleid, dan heeft hare ontleding in stikstof en zuurstof plaats. In kleine hoeveelheden ingeademd, brengt zij een soort van dronkenschap teweeg; vandaar de naam van vrolij kmaken ;1 gas, die haar soms gegeven wordt.

De samenstelling van de stikstofoxydule wordt op gelijke wijze als die van het stikstofoxyde (bladz. 189) gevonden. Wordt namelijk een bepaalde hoeveelheid stikstofoxydule met kalium verhit, dan

wordt kaliumoxyde gevormd en stikstof vrij, en wel in even groot volume als het volume gebruikte stikstofoxydule bedraagt; hieruit volgt dat in één molecule stikstofoxydule twee atomen stikstof worden gevonden. Uit het bekende moleculairgewicht 44 volgt dan verder, dat in een molecule stikstofoxydule 16 gewichtsdeelen, dus één atoom, zuurstof moeten aanwezig zijn.

Van het ortho-phosphorzuur worden de volgende twee anliydro-zuren (bladz. 174) afgeleid:

De structuur van de zuurstofverbindingen van den phosphorus wordt door de volgende formules uitgedrukt:

In het onder-phosphorigzuur zijn twee atomen waterstof direct mot den vijfwaardigen phosphorus verbonden, terwijl het derde atoom met de zuurstof een hydroxylgroep vormt en derhalve gemakkelijk bij de inwerking van bases op het zuur door metalen wordt vervangen: het onder-phosphorigzuur is een éénbasisch zuur. Het phosphorigzuur bevat één atoom waterstof, dat rechtstreeks met den phosphorus is verbonden, en tweemaal de groep hydroxyl: het is een tweebasisch zuur. Het ortho-phosphorzuur eindelijk bezit drie hydroxylgroepen en is derhalve driebasisch. Wanneer uit één molecule hiervan één molecule water wordt afgescheiden, verkrijgt men het meta-phosphorzuur, dat nog één hydroxylgroep bevat en derhalve éénbasisch is;

Wordt aan twee moleculen ortho-phosphorzuur één molecule water onttrokken, dan ontstaat het vierbasische pyro- of diphos-pliorzuur (bladz. 174).

Worden eindelijk aan twee moleculen phosphorzuur of phospho-rigzuur alle waterstofatomen in den vorm van water onttrokken, dan verkrijgt men één molecule van de daarbij behoorende anhy-driden:

De zouten worden phosphaten genoemd, wanneer zij van het phosphorzuur, phosphieten, wanneer zij van het phosphorigzuur, en hypo-phosphieten, wanneer zij van het onder-phosphorigzuur afkomstig zijn.

Ondep-pliosiiliorigzuur, P0₂II₃. Bij het verwarmen van een geconcentreerde oplossing van natrium- of barium-hydroxyde, waarin gele phosphorus is gebracht, zal, zooals op bladz. 104 is vermeld, gasvormige phosphorwaterstof ontwijken en een hypo-phosphiet opgelost achterblijven. Om uit het bariumzout het onder-phosphorigzuur te verkrijgen wordt daaruit eerst al het barium, door een te voren berekende hoeveelheid zwavelzuur, verwijderd, vervolgeus het onoplosbare bariumsulfaat door filtreeren afgescheiden, en de verkregen waterige oplossing van onder-phosphorigzuur voorzichtig uitgedampt. De alsdan gevormde kleurlooze dikke vloeistof kan dcor afkoeling op eenige graden beneden 0° verkregen worden in groote witte kristalbladen, die bij 17,4° C smelten. Het onder-phosp'io-rigzuur reageert sterk zuur, en wordt bij verhitting in phosphor-trihydruur en phosphorzuur ontleed (bladz. 10ü):

Daar dat zuur gemakkelijk zuurstof opneemt, om daardoor in phosphorzuur over te gaan, werkt het sterk reduceerend. Zwa-

velzuur b. v. wordt door onder-phosphorigzuur tot zwavel-dioxyde en zelfs tot zwavel gereduceerd; uit zoutoplossingen worden de metalen als zoodanig neergeslagen. De reductie van liet cupri-sulfaat gaat zelfs zoover, dat uit zijne oplossing koperhydruur, Cu,II,, neervalt. De hypo-phosphieten zijn gemakkelijk in water oplosbaar en nemen zuurstof uit de lucht op, om in pliosphaten over te gaan. Worden zij droog verhit, dan scheiden zij alle I'EIj uit; de meeste veranderen daarbij iu pyro-phosphaten, sommige in metaalphos-phuren.

Phositliorigzuur, POsIIj, ontstaat tegelijk met phosphorzuur bij langzame oxydatie van phosphorus, wanneer deze in aanraking wordt gebracht met vochtige luciit. Het kan eenvoudiger bereid worden door ontleding van phosphor-trichloruur met water (bladz. 108):

Door de aldus verkregen oplossing onder de luchtpomp te verdampen, kristalliseert het phosphorigzuur als een kleurlooze massa, die in water zeer oplosbaar is en in vochtige lucht vervloeit. Bij zachte verwarming smelt het zuur, terwijl het bij voortgezette verhitting in PHj en P0₄H3 wordt ontleed (bladz. 100). Het neemt zuurstof uit de lucht op, waardoor het tot phosphorzuur wordt geoxy-deerd, en is over het algemeen een krachtig reductiemiddel, dat uit de oplossingen van sommige zouten de metalen in vrijen staat neerslaat. Als tweebasisch zuur vormt het primaire en secondaire phosphieten, weshalve men aan het phosphorigzuur de structuurformule

toekent. Er schijnt echter nog een ander, driebasisch phosphorigzuur met de structuurformule

te bestaan. De phosphieten nemen geen zuurstof uit den dampkring op; zij zijn niettemin gemakkelijk tot pliosphaten te oxydeoren. Bij verhitting komt meestal waterstof vrij en worden pyro-phosphaten gevormd.

wordt verkregen, door over zacht verwarmden phosphorus een drogen luchtstroom te leiden. Eveneens kan het bereid worden, door phosphor-trichloruur op phosphorigzuur te doen inwerken:

Het vormt witte volumineuse vlokken, die gemakkelijk sublimee-ren en een knoflookreuk bezitten. Met water vereenigt het zich tot phosphorigzuur; uit de luciit trekt het zuurstof en water aan en wordt phosphorzuur.

Ortho-plioRpliurzuur of |ilios|iliorziiiir, POJI₃, wordt gemaakt dooi^- phosphor-pentoxyde in water optelossen of door phos-phor-pentachloruur of phospiior-oxychloruur met water te ontleden (biadz. 109). Gewoonlijk bereidt men het echter door beenderen-asch, hoofdzakelijk uit (P0₄)_sCa₃ bestaande, met zwavelzuur te behandelen, of door gelen phosphorus met salpeterzuur te oxydeeren. De verkregen waterige oplossing wordt alsdan in een platinumschaal tot droogwordens toe uitgedampt, alswanneer het in kleurlooze, harde jirisma's kristalliseert, die, in aanraking met vochtige lucht, tot een dik vocht vervloeien, dat sterk zuur reageert.

Het phosphorzuur vormt, als driebasisch zuur, drie reeksen van zouten, die men heeft onderscheiden als zure (P0₁H₂M), neutrale (P0₄HMj) en basische (POjMa). Beter is het hen primaire, secondaire en tertiaire zouten te noemen. Nog worden zij onderscheiden door het aantal waterstofatomen, dat in het zuur door metalen is vervangen, met behulp van de telwoorden mono-, di-, tri- aan te duiden. Zoo heeft men voor P0₄H_sK mono-kalium-phosphaat, voor PO»HK₂ di-kaliumphosphaat, voor POJvj tri-kaliuin-phosphaat.

Alle tertiaire ortho-phosphaten, met uitzondering van die der alcalimetalen, zijn in water onoplosbaar. De oplosbare ortho-phosphaten brengen in een oplossing van zilvernitraat, NO,Ag, een geel bezinksel van tertiair zilver-ortho-phosphaat P0₄/\.g₃ teweeg.

Pyro-pliospltarzuiir, P₂0₇H_t, wordt gevormd, wanneer ortho-pbosphorzuur zoolang op een temperatuur van 200—300° C wordt verhit, dat een proef daarvan, na met ammonia verzadigd te zijn, met zilvernitraat-oplossing geen geel, maar een wit bezinksel voortbrengt. Zijn natriumzout wordt zeer gemakkelijk door gloeiing van secondair natrium-orthophosphaat verkregen:

Het pyro-phosphorzuur is een witte, kristalachtige, in water oplosbare massa. Bij gewone temperatuur verbindt het zich lang-zaatn, bij verhoogde temperatuur snel, met water, waarin het is opgelost, en verandert daardoor in ortho-phosphorzuur.

Het pyro-phosphorzuur is vier basisch. Zijne zouten zijn zeer bestendig en worden door koken met water niet veranderd; door verhitting met verdunde zuren echter leveren zij ortho-phosphaten op. De oplosbare pyro-phosphaten geven met een oplossing van zilvernitraat een wit bezinksel van PjC^Agt.

Sfeta-pliospliorzuur« PO_aH, wordt door verhitting op 400quot; C van ortho- of pyro-phosphorzuur bereid. Eveneens ontstaat liet, door phosphor-pentoxyde in koud water optelossen:

Het is een glasachtige, doorzichtige massa (acidum phosphoricum glaciale), die bij verhitting smelt en bij hooge temperatuur onveranderd distilleert. In water gemakkelijk oplosbaar, vervloeit het snel in vochtige lucht. (Het in den handel voorkomende glasachtige phosphorzuur bevat natrium- en magnesiumphosphaat en lost moeielijk in water op.) Daar het meta-phosphorzuur eiwit doet stollen, en het pyro- en ortho-phospliorzuur deze eigenschap missen, kan men hiervan gebruik maken om deze van gene te onderkennen. De oplossing gaat bij gewone temperatuur langzaam, bij koking spoedig, in ortho-phosphorzuur over:

Het meta-phosphorzuur is één basisch. De meta-phosphaten worden het best door gloeiing der primaire ortho-phosphaten gemaakt ;

Worden de oplossingen dezer zouten in water gekookt, dan vormen zij primaire ortho-phosphaten. Met zilvernitraat geven oplossingen van meta-phosphaten een wit bezinksel van P0₃Ag.

Behalve de meta-phosphaten kent men nog zouten, afgeleid van zuren, die, wat percentsgewijze samenstelling aangaat, met het meta-phosphorzuur volkomen overeenstemmen, maar daarbij eeu dubbel, drievoudig enz. aantal atomen in de molecule bevatten, en derhalve polymeriscbo meta-phosphorzuron worden genoemd. Zoo heeft men b. v. zouten van de zuren P_s0₆H₂, P₃O_gll₃, P₄0_1;!1I₄enz.; deze. zuren ontstaan uit de poly-pliosphorzuren (bladz. 174) van gelijk phosphorgehalte door verlies van een molecule water, b. v. P₅0₇H₄ — HjO = P,0₆II,; P₃Oi₍₎H_! — HjO = P₃0,I1₃ enz. De poly-phosphorzuren zijn weder door de vereeniging van » moleculen ortho-phosphorzuur onder afscheiding van «—1 moleculen water ontstaan, b. v. 3 P0₄H₃ — 2 H_sO = P3O₁₀H₃, 4 PO,H₃ — 3 11,0 = P_t0₁₃ll₆ enz. Do oplossingen van de zouten van al deze zuren leveren bij het koken weder ortho-phosphaten op.

1*li n xpli orzn li r-nnliyd rille of pltosplmr-pentoxyile, P;0₅, wordt bereid, door phosphorus in zuurstof of droge lucht te verbranden. De toestel, in Fig. G9 afgebeeld, is tot die bereiding zeer

geschikt. In den glazen ballon A wordt phosphorus verbrand op een ijzeren schaaltje v, dat aan een glazen, met een kurk gesloten buis 6 is opgehangen. De lucht, die voor de verbranding noodig is, wordt voortdurend met behulp van een aspirator in den ballon gebracht, na vooraf in een U-vormige buis, die met puimsteen en zwavelzuur is gevuld, van alle waterdampen bevrijd te zijn. Is de phosphorus verbrand, dan werpt men door de buis i nieuwe stukjes phosphorus op het schaaltje en sluit dadelijk weder de opening met de kurk. liet gevormde phosphor-pentoxyde wordt gedeeltelijk in den ballon A. gedeeltelijk in den ontvanger /i verzameld.

Het phosphor-pentoxyde is een witte, volumineuse, vlokkige, niet vluchtige massa, die zeer sterk water aantrekt en derhalve in de lucht vervloeit. In koud water gebracht wordt het, onder een sissend geluid, veranderd in meta-phosphorzuur, dat oplost. Wegens zijne groote affiniteit tot water kan het boven alle andere hulpmiddelen worden aangewend om gassen te drogen, en aan vele andere stoffen water te onttrekken.

107 en volg. behandelde halogeenverbindingén van den phosphorus kunnen ook als de halogeen-anhydriden van hot phosphorigznur en hot phosphorzuur beschouwd wordon (bladz. 174). De verbindingen PClj, PBi-j en I^JJ₃ zijn alsdan derivaten van hot phosphorigzuur, omdat zij met water dit zuur opleveren (bladz. 108). Phosphor-

oxycliloruur cn phosphor-oxybromuur zijn aldus do halogcen-anhy-driden van liot phosphorzuur, en PC1₅ cn PBr₅ behooron liij hot normaal hydroxy do van den phosphorus P(OH)₅, dat tot nu toe niet in vrijen staat is verkregen.

Met hut phosphor-oxyehloruur, POCIj, kornt overeen de verbinding PSCI, phosphor-sulfochloruur, die door de inwerking van phosphor-pentachioruur o|i Il_aS of' op eenige metaalsulfuren wordt bereid:

Do wijze waarop liet ontstaat is dus volkomen analogisch aan dio, waarop het phosphor-oxyehloruur wordt verkregen (bladz. 109). PSCI3 is oen kleurlooze, in aanraking met vochtige lucht sterk rockende vloeistof, die bij 124° kookt en door water in phosphorzuur, waterstofchloruur en waterstofsulfuur wordt ontleed:

Keu aantal verbindingen van deu pliosphorus met do zwavel worden eenvoudig door samensmelting dezer elementen gevormd. Hiertoe moet men gebruik maken van amorphen phosphorus; daar de ver-eeniging van de zwavel met den gelen phosphorus gewoonlijk met hevige ontploffingen gepaard gaat.

De verbindingen PjS₃ en P.Si, in structuur volkomen overeenstemmende met de verbindingen P-jOj en P,()₅, zijn vaste kristalachtige stoffen, die, zonder ontleed te worden, bij hoogere temperatuur smelten en sublimeeren. .Met water worden zij in waterstofsulfuur eu in zuurstofzuren van den phosphorus omgezet; b. v.:

Met metaalsulfuren vereenigen zij zich tot verbindingen, die samengesteld ziju als de zouteu, afkomstig vau de zuurstofzuren van den phosphorus (bladz. lOi) b. v.;

De verbindingen l^S en P4S ziju bij gewone temperatuur vloeibaar, en ontbranden vanzelf, wanneer zij met de lucht in aanraking worden gebracht.

Behalve de bovengenoemde verbindingen van den pliosphorus bestaan er nog verscheidene andere, voornamelijk stikstofhoudende, die echter weinig onderzocht zijn, en derhalve voorloopig van minder belang kunnen geacht worden. Zoo kent nieu PN_SU

(phosphaam), PXO, PXCI₂. Zoo worden ook door de inwerking van phosphor-oxychloruur op ammonia de chlooratomen in het phosphor-oxychloriuir door de amido genoemde groep Nil, vervangen en op deze wijze de amido-verbindingen POClj.NH,, POCl.(NH,), en PO.(NH_t)₃ gevormd.

Arsunitïzuiir-anliydriile of arseen-trinxyite , As₂0₃, wordt iu de natuur als arseenbloesem gevonden, en kan kunstmatig bereid worden door verbranding van arsenicum in zuurstof of dampkringslucht, of door oxydatie met verdund salpeterzuur. In liet groot wordt het bij het roosten van arseen houdende ertsen gewonnen, waarbij liet dampvormig ontwijkt, om in gemetselde kamers tot een wit poeder verdicht te worden — ratten kruid. Ter zuivering wordt het nog eens in ijzeren cylinders gesublimeerd en daardoor tot een doorzichtige, amorphe, glasachtige massa gebracht, die het soortelijk gewicht 3,69 bezit. Bij het bewaren verliest het langzamerhand zijne doorzichtigheid en neemt een kristalachtige structuur aan. waardoor het een porseleinachtig uitzien en het grootere soortelijke gewicht 3.74 verkrijgt. Wordt arseen-trioxyde in warm zoutzuur opgelost, dan kristalliseert het bij het koud worden in glanzende octaëders van het regelmatige stelsel; waarbij valt op te merken, dat de oplossing van het glasachtig arseen-trioxyde bij het kristal liseeren in het donker licht verspreidt, terwijl bij de oplossing van de porseleinachtige modificatie dit verschijnsel niet wordt waargenomen. Ook bij plotselinge afkoeling zijner dampen kristalliseert het arseen-trioxyde in vormen van liet regelmatige stelsel; bij langzame afkoeling daarentegen worden rhombische prisma's verkregen, zoodat arseen-trioxyde dimorph is. Bij verhitting onder gewonen druk sublimeert het zonder voorafgaande smelting; bij verhoogden druk echter smelt het wel, hetgeen kan worden aangetoond door het in toeges mol ten glazen buizen te verhitten. Het stolt altijd in de glasachtige modificatie.

liet arseen-trioxyde heeft tot dampdichtbeid 'lOS. Met de formule AsjOj zoude de dampdichtheid |.1ÜS = 99 overeenstemmen.

waaruit vnljrt dat aan do gasmolccu.'en van hot arscon-trioxyde de formule AS406 toekomt. Wij hebben vroeger (bladz. li!) gezien, dat de molecule van het vrije arsenicum eveneens vier atomen bevat; in het arseen-trioxydc blijft derhalve die samengestelde groep As₄ bestaan, terwijl arseen waterstof on arseen-trichloruur slechts één atoom arsenicum in de molecule bevatten.

In water lost arseen-trioxyde moeilijk op; de oplossing bezit een zoeten, eenigszius metaalachtigen smaak, heeft slechts een zwak-zure reactie, en werkt uiterst vergiftig. In zuren is liet zeer gemakkelijk oplosbaar en vormt daarmede waarschijnlijk zouten; ten minste verdampt, bij het koken eener oplossing van As₂0,i in sterk zoutzuur, AsClj. Hieruit, evenals uit de uiterst zwak-zure reactie van het arseen-trioxyde, volgt dat het in zijne eigenschappen de basische oxyden nadert, hetgeen ook in overeenstemming is met het reeds besproken metaalachtig karakter van het arsenicum (bladz. 110).

Door waterstof in toestand van ontstaan wordt arseen-trioxyde in arseenwaterstof omgezet (bladz. 111), en door verhitting met kool tot arsenicum gereduceerd. Voert men deze reductie in een nauwe glazen buis uit, dan zet zich het arsenicum aan de wanden dier buis als een metaalspiegel neder. Door oxydatie-middelen wordt AsjOj tot arseenzuur geoxydeerd.

Arsenigzinir, AsC^IIa, is in vrijen toestand niet bekend. Waarschijnlijk bestaat het in de waterige oplossing van AsjOa; bij het verdampen van deze wordt echter het anhydride weder afgescheiden. Uit de samenstelling van zijne zouten, arsenieten genoemd, blijkt dat het een drie basisch zuur is; meestal vormt het tertiaire zouten, zooals AsOjAg,, (As0₃)_sMgs enz. De in water oplosbare arsenieten der alcali-metalen absorbeeren zuurstof uit de lucht om in arsenaten over te gaan, en zijn over het algemeen sterke reductiemiddelen.

Behalve deze zouten van het ortho-arsenigzuur afkomstig, bestaan er ook eenige, die van het meta-arsenigzuur AsOjll moeten worden afgeleid.

Arseenzuur, AsOjH₃, wordt door oxydatie van arsenicum ot arseen-trioxvde niet behulp van geconcentreerd salpeterzuur of van chloor en water bereid. Bij het verdampen der oplossing scheiden zich rhombische kristallen af, die de samenstelling 2 As0₄1I, -t- ll_sO bezitten, in de lucht vervloeien, bij 100° C smelten eu hierbij het kristalwater verliezen, om het ortho-arseenzuur AsOJ 1₃ op te leveren, dat door verhitting op 1-iO—180quot; C in pyro-arseenzuur wordt veranderd:

Het pyro-arseenzuur geeft bij een temperatuur van 200quot; C wederom ■water af en gaat in meta-arseenzuur AsO.,H over. Wordt pyro-of meta-arseenzuur in water opgelost, dan verkrijgt men het ortho-arseenzuur terug. Deze verschijnselen komen dus overeen met die, welke wij b'y' het phosphorzuur hebben opgemerkt (bladz. 195).

Bij roodgloeihitte verliest het meta-arseenzuur wederom water en gaat over in arseeiizitiir-anUyilridc, As₂0₅, een witte glasachtige massa, die bij liet oplossen in water langzaam in AsOJdg verandert, en bij zeer sterke gloeihitte in AsaO, en O, wordt ontleed.

Het ortho-arseenzuur is gemakkelijk in water oplosbaar en een sterk driebasisch zuur. Zijne zouten, arsenaten genoemd, gelijken zeer veel op de phosphaten eu zijn daarmede isomorph. Zilvernitraat geeft met de oplosbare arsenaten een roodbruin bezinksel van tertiair zilverarsenaat AsOiAg,.

Verliindin^en van arMenicnm met zwavel. Evenals de phosphorus geeft het arsenicum, wanneer het met zwavel wordt samengesmolten, verscheidene verbindingen; de arseensulfuren kunnen echter ook door de inwerking van waterstofsulfuur op de oxyden van het arsenicum verkregen worden — eene bereidingswijze, welke volkomen overeenstemt met die der metaalsulfuren, en zoodoende een nieuw bewijs oplevert voor het metaalachtig karakter van het arsenicum.

Ai-Meen-trisiiifitur, As,S₃, overeenkomeudo mot As.₂0₃, wordt uit de oplossingen van arsenigzuur of van arsenieten door waterstofsulfuur als een citroengeel, amorph poeder neergeslagen:

Ook uit de oplossingen van arseenzuur of van arsenaten slaat, bij het toevoegen van waterstofsulfuur, arseen-trisulfuur neer, dat echter met zwavel gemengd is, omdat het arseenzuur door waterstofsulfuur eerst tot arsenigzuur onder afscheiding van zwavel wordt gereduceerd:

Het gemakkelijkst wordt AsjSa 1)ereid, door As_a0₃ met zwavel samen te smelten. In de natuur komt AsjSj als öpperment voor, en wel als glanzende, bladerige, kristalachtige massa van goudgele kleur en van het soortelijk gewicht 3,4 Wordt kunstmatig bereid arseen-trisulfuur gesmolten, dan stolt het bij afkoeling eveneens tot een gele massa, waarvan het soortelijk gewicht echter

slechts 2,7 bedraagt. In water en zuren lost het arseeu-trisulfuur niet, in ammonia en de oplossingen der alcaliën gemakkelijk op.

Ar^een-pentasulfuur, As,S₅, overeenkomende met As/K. wordt uit de oplossing van natrium-sulfarsenaat AsS₄Na, (zie hieronder) door toevoeging van zuren als een lichtgeel poeder afgescheiden.

Arseeu-«li*iiirnnr, As₂S_s, ook realgar genoemd, wordt iu de natuur in fraaie, robijnroode kristallen gevonden, die liet soortelijk gewicht 3,5 hebben en in gemalen toestand als schildersveif' gebruikt worden. Kunstmatig kan realgar bereid worden, door arsenicum en zwavel in de juiste verhouding samen te smelten.

Siilfozouten van liet arciiMiicitin. De reeds vroeger besproken groote overeenkomst van de zwavel met de zuurstof in hare scheikundige eigenschappen doet verwachten, dat het arsenicum, en elk ander element, dat zuurstofzuren oplevert, ook sulfozuren vormt, d. w. z. verbindingen, die door vervanging van de zuurstof in de zuurstofzuren door zwavel zijn ontstaan. Nu zijn, wel is waai', het sulf-arsenigzuur AsS;,H₃ en het sulf-arseenzuur AsSJ 1,, in vrijen toestand uiet bekend, maar er bestaan zouten, die den gemeenschappelijken naam van sulfozouten dragen, en die op gelijke wijze van de sulfozuren zijn afgeleid, als de zuur-stof'zouten van de zuurstofzuren. Evenals het mogelijk is, zuurstof-zouten door vereeniging van metaaloxyden met de anhydriden der zuren te maken, kunnen ook de sulfozouten verkregen worden, door de metaalsulfuren rechtstreeks te vereenigen met die zwavel-verbindingen, welke tot de sulfozuren in dezelfde verhouding staan als de anhydriden tot de zuurstofzuren. Zoo heeft men b. v.:

Voor de beieiding lost men het arseensulfuur iu de waterige oplossing van kalium- of natriumsulfuur op.

De sulfozouten kunnen ook rechtstreeks uit de zuurstofzouten verkregen worden, door namelijk de waterige oplossing van deze met waterstofsulfuur te behandelen:

De sulf-ai'senieten en sulf-arsenaten van de alcalimetalen en het ammonium zijn in water gemakkelijk oplosbaar, en kristalliseeren

bij liet verdampen der oplossingen. Door zuren worden zij ontleed, en wel onder afscheiding van arseensidfuren en waterslofsulfuur:

Evenals van liet arsenicum zijn ook van den phosphorus (bladz. 197), het antimonium, do koolstof, het tin, goud, platinum en eenige andere metalen, sulfozouten bekend.

Het antimonium vormt twee zuurstofverbindingen, die in samenstelling niet de zuurstofverbindingen van het arsenicum overeenkomen : Sb₅0₃ en Sb₂0₅. liet metaalachtig karakter van het antimonium blijkt uit de scheikundige eigenschappen van deze zuurstofverbindingen nog duidelijker dan uit zijne verbindingen niet do halogenen (bladz. 110). Het antimoon-trioxy de Sb₂0₃ bezit namelijk nauwelijks eigenschappen van het anhydride van een zuur, maar geeft, evenals basische oxyden, met zuren zouten. Het normale hydroxyde, daartoe behoorende, te weten Sb0₃H₃, is niet bekend, wel bestaat het met

meta-arsenigzuur overeenkomende SbOJI of SbO.OH, dat zich echter in de meeste gevallen evenals een basis gedraagt.

De hoogere oxydatietrap, hot antimoon-pentoxyde, SbjOj, daarentegen heeft de eigenschappen van het anhydride van een zuur; daar het, niet bases samengebracht, zouten oplevert. Sb0₄H₃, ortho-antimoonzuur en ortho-antimonateu zijn niet bekend; daarentegen kent men pyro-antinioonzuur 811807114011 meta-a u t i 111 oon zu u r. evenals zouten dezer zuren.

Antimoon trioxyile. Sb,0₃, ontstaat door verbranden van antimonium in dampkringslucht, ook door oxydatie van antimonium rnet salpeterzuur, dat met een weinig water is verdund. Door sublimatie kan liet in twee verschillende stelsels gekristalliseerd verkregen worden, en wel, evenals wij dat bij het arseen-trioxyde hebben gezien, in regelmatige octaeders en in rhombische prisma's; deze twee verbindingen zijn dus iso-di morpli.

Voegt men natriumcarbonaat bij een oplossing van antimoon-trichloruur, dan wordt een wit bezinksel van SbOJi neergeslagen:

Bij het koken woidt dit hydroxyde in antirnoon-trioxyde veranderd. Het trioxvde en het hydroxyde zijn in oplossingen van kalium- of natrium-hydroxyde oplosbaar, terwijl zij hierbij waar-

schijnlijk zouten vormen b. v. Sb0₂Na, die echter door het verdampen der oplossingen reeds ontleed worden. Hieruit kan men zien dat het antimoon-hydroxyde nog eigenschappen van een zuur bezit, al is het ook in zeer zwakke mate, weshalve het ook wel antimonigzuur wordt genoemd.

Met zuren vormt hot antimoon-trioxyde zouten, die of van het normale hydroxyde Sb0₃H_s = Sb.(OII^, of van het hydroxyde SbO,!! SbO.OH moeten worden afgeleid. In do zouten van het eerste soort, zijn de drie waterstofatomen der hydroxylgroepen door radicalen van zuren vervangen, of, wat hetzelfde is, vervangt één atoom van het driewaardige antimonium drie waterstofatomen in het zuur;

Het tweede soort van zouten is uit SbO.OH ontstaan, door vervanging van de waterstof van het hydroxyl daarin door het radicaal van een zuur, of, anders uitgedrukt, door substitueering van de

waterstof in bet zuur door de éénwaardige groep SbO, die anti-in o n y I wordt genoemd ;

Antimoonsiiiraat of z w a vo 1 z n n r-a n t i ia o o n , (S0₄)₃Sb.₂, wordt bij het koudworden eener oplossing van antimoon-trioxyde in hoct geconcentreerd zwavelzuur afgescheiden.

liitiinoiiyIsulTaat of z wa ve 1 z n u r-an timony 1, S0j(SbÜ)_s, kristalliseert bij afkoeling van een oplossing i'an antimoon-trioxyde in heet zwavelzuur, dat met weinig water is verdund, in fijne naalden.

Beide zouten worden door water onder vorming van basische zouten ontleed; het antimoon-trioxyde is derhalve slechts een zwakke basis.

Tletii-antiiiiauii/iiur• Sb0₃IJ, ook wel antimoouzuur genoemd, wordt door verwarming van antimonium met geconcentreerd salpeterzuur bereid, en vormt een wit, in water en salpeterzuur bijna onoplosbaar poeder, dat echter blauw lakmoes roodkleurt, en een zwak éénbasisch zuur is, waarvan de zouten, meta-anti-monaten genoemd, bijna alle onoplosbaar zijn.

Pyro-antimoouziiur, Sb₃0₇H₄. wordt als een wit poeder afgescheiden, wanneer antimoon-pentachloruur met veel water wordt samengebracht. De pyro-antimonaten der alcalimetalen worden

verkregen, door antimoonzuur. of' ook kalium- of natriam-meta-antimonaat mot kalium- of natrium-hydi'oxyde samen te smelten:

Uit de oplossingen der pyro-antimonaten wordt door zoutzuur pyro-antimoonzuur neergeslagen.

Antimoon-pentoxyde, Sb_a0₅, of antimoonzuur-anhydride is een gele amorphe massa, die door niet te sterke gloeiing van meta- of pyro-antimoonzuur wordt gevormd.

AVordt antimoon-pentoxyde of ook antimoon-trioxyde gedurende langeren tijd onder toetreding van dampkringslucht verhit, dan veranderen zij in het oxyde Sb₂C)₄, een wit, bij verhitting geel wordend en tegen het vuur bestand poeder. Deze verbinding kan beschouwd worden een antimouylzout van het meta-antimoonzuur te zijn, Sb0₈.Sb0; zij kan echter evengoed voor een gemengd anhydride (bladz. 156) van het antimoonzuur en antimonigzuur worden aangezien, zooals blijkt, wanneer hare formule geschreven wordt; SbOj.O.SbO.

1 erbimlin^en van antimonium met zwavel. Deze verbindingen hebben met de arseensulfuren veel overeenkomst, en vormen evenals deze met de sulfuren der alcalimetalen sulfozouten, die met de zuurstofzouten van het antimonium correspondeeren. Door zuren worden deze sulfozouten onder afscheiding van antimoon-sulfuur ontleed.

Antimuon-trisitiruiir, Slj^, komt in de nutuur als grauw-spiessglanserts voor in straalvormig gekristalliseerde massa's, die een donkergrijze kleur hebben, metaalglans bezitten en waarvan het soortelijk gewicht 4,7 bedraagt. By verhitting smelt en sublimeert het. Kunstmatig kan het bereid worden, door waterstofsul-fuur in een oplossing van antimoon-trioxyde te leiden, alswanneer het een amorph rood poeder vormt, dat door smelting een grijze gokristalliseenle massa oplevert, die zeer gelijkt op het natuurlijk voorkomende grauw-spiessglans. Door geconcentreerd zoutzuur wordt het anthnoon-trisulfuur bij het verwarmen onder vorming van anti-moon-trichloruur en ontwikkeling van waterstofsulfuur opgelost (bladz. 76).

De verbinding SbjSoO komt in de natuur voor als rood-spiessglans-erts, kan echter ook kunstmatig verkregen worden; zij wordt anti-moon-cinnaber genoemd eu als fraai roode schildersverf gebruikt. Kermes minerale, een geneesmiddel, wordt door koking van antimoon-trisulfuur met natiiumcarbonaiit-oplossing bereid, en is een mengsel van Sbjü-, en Sb^Sa.

Antimuon-pentasitiruiir , Sb_;S_s of g o n d z w a v e I {sulfur nuratum) wordt uit de zure oplossingen der antimoonzuren door waterstofsulfuur neergeslagen; gemakkelijker wordt het uit natrium-sulfantimonaat bereid, door hierbij zoutzuur te voegen;

Het is een oranjekleurig, op antimoon-trisulfuur gelijkend poeder, dat door verhitting in SbjSj en So wordt ontleed. Bij verwarming met sterk zoutzuur wordt het onder vorming van zwavel en waterstofsulfuur in oplosbaar antimoon-trichloruur veranderd:

Het natrium-sulfantimonaat, SbS_tNa₃, ook Schlippe's zout genoemd, verkrijgt men door poedervormig Sb.Ss met zwavel en oen oplossing van natrium-hydroxyde te koken. Bij het verdampen der oplossing kristalliseert het in groote gele tetraeders, die 9 moleculen kristalwater bevatten (SbS_tNa₃ -f- 91J₂0) en waarop zich, wanneer zij aan de dampkringslucht worden blootgesteld, een bruine laag van Sb₌Sj vormt. Het dient voornamelijk ter bereiding van de als geneesmiddel gebruikte jroudzwavel.

Van de elementen, tot de stikstofgroep behoorende, heeft de stikstof de geringste affiniteit tot zuurstof, zooals reeds uit de quot;e-makkelyke ontleedbaarheid der oxyden van de stikstof blijkt. De warmtehoeveelheden, bij de vorming van de zuurstofverbindingen dezer elementen ontwikkeld, wijzen verder aan, dat de affiniteit van phosphorus tot de zuurstof het grootst is, doch dat deze met liet stijgen van het atoomgewicht weder schijnt aftenemen. De zuren worden ook bij deze groep zwakker, naarmate het atoomgewicht der elementen, waarvan zij afkomstig zijn, toeneemt.

Volgons de bepalingen van Tiiomsen on Bertiielot worden voor (No,O) 18310, voor (N,0) 44040, voor (N_s,0₃) CGOüO. voor {N₂,0₄) 49200 en voor (N_s,0₅) 45200 ealoriën gebondo n; een vorschijnsol, dat, evenals hetgeen wij bij de vorming van (C1₂,0) hebben opgemerkt (bladz. 101), do samenstelling ook der moleculen van elementen uit meerdere atomen bevestigt. In overeenstemming inot deze gevonden getallen is ook opgemerkt, dat de verbranding van brandbare stoffen in stikstofoxyde en stikstofoxydule moer warmte oplevert, dan die van een golijko hoeveelheid van dezelfde stoffen in zuurstof.

Bij do vorming van (Pj.Oj) komen daarentegen 309800 ealoriën vrij, terwijl voor (Asj,O_s) slechts 219380 on voor (As_s,ü₃) 154580 ealoriën worden ontwikkeld.

De normale hydroxyl-derivaten van de elementen, tot do drie eerste groepen behoorende, bevatten, zooals wij gezien hebben, zooveel malen de groep bydroxyl in de molecule, als hunne waterstofvalentie aanwijst, b. v. ClOj.OII, SOj.(OH)5, PO.(OH)3. Derhalve kan men verwachten, dat de samenstelling van de hydroxyl-derivaten der vierwaardige elementen koolstof, silicium en tin zal worden uitgedrukt door de formules:

Deze normale zuren zijn echter weinig bestendig, en bestaan meestal niet in vrijen toestand. Door afscheiding van een molecule water gaan zij over in de verbindingen;

Deze zuren staan tot de normale zuren in dezelfde verhouding als de meta-zuren van de elementen der stikstofgroep tot hunne ortho-zuren (bladz. 180). Daar zij alle tweemaal de groep OU bevatten, zijn zij ook tweebasisch.

De koolstof, het element dezer groep, dat het kleinste atoom-gewicht bezit, toont, evenals wij dat bij de stikstof, de zuurstof en het fluorium hebben opgemerkt, nog bijzondere anomaliën. Fluorium en zuurstof namelijk leverden geene zuurstofzuren op; het normale salpeterzuur NO(OII)3 is zeer weinig standvastig, en gaat gemakkelijk in het meta-zuur NO.,.011 over. Het normale koolzuur C(OH)_tnu bestaat in het geheel niet, maar ook het meta- of gewoon koolzuur COjH, is zeer onbestendig en valt, wanneer het uit zijne zouten

wordt vrij gemaakt, terstond uiteen in water en het anhydride CO;,. Doch ook het kiezelzuur en het tinzuur worden gemakkelijk ontleed in water en hunne anhydriden:

H.aolHfof-iliox.yile of konlzuiir-anltydritle, CO_;, (meestal koolzuur genoemd) ontstaat bij het verbranden van koolstof of koolstofverbindingen in zuurstof of dampkringslucht. In vrijen toestand wordt het in den dampkring gevonden — 400 volumen lucht bevatten gemiddeld '0,05 volumen koolstof-dioxyde —, eveneens komt het in vele minerale bronnen voor; ook stroomt het in vele vulca-nische streken langs spleten uit den bodem, b. v. in de Hondsgrot bij Napels, in den Eifel, in het Doodendal op Java enz. In het groot wordt het door verbranding van cokes bereid; in het scheikundig laboratorium verkrijgt men het gemakkelijker door ontleding van calciumcarbonaat (marmer of krijt) met verdund zoutzuur:

Het koolstof-dioxyde is een kleurloos gas van zwakken reuk en prikkelenden smaak. Zijn soortelijk gewicht is 4,524 (lucht als eenheid) of 22 (waterstof als eenheid) en komt overeen met het mo-leculairgewicht 44, dat door de formule CO» wordt vereischt. liet gas kan in een droge llesch worden opgevangen, daar liet door zijn grooter soortelijk gewicht de lucht hieruit verdrijft; om dezelfde reden kan het uit een cylinder in .een anderen, die met lucht is gevuld, worden overgegoten. Onder een druk van 36 atmosferen wordt het bij 0° C tot een beweeglijke, kleudooze vloeistof verdicht, die zich niet met water mengt en bij — 78quot; C kookt. Het soortelijk gewicht van vloeibare koolstof-dioxyde bedraagt bij — 40quot; 0,99, bij 0° 0,94; zijn uitzettingscoëfficient is dus grooter dan die der gassen, welke eigenschap het rnet vele andere, door den druk tot vloeistoffen verdichte, gassen gemeen heeft.

Bij een temperatuur van 32,5° C en daarboven kan koolstof-dioxyde door druk niet tot een vloeistof verdicht worden, ofschoon men het alsdan kan samenpersen tot een geringer volume dan door het vloeibaar koolstof-dioxyde zou worden ingenomen. Ook alle

andore coërcibde gassen kunnen bij een bepaalde temperatuur, hun kritische temperatuur, niet meer door druk ■verdicht worden; dat de permanente gassen, zooals waterstof, stikstof, zuurstof, stikstofoxyde nog niet verdicht zijn, berust waarschijnlijk daarop, dat hun kritische temperatuur lager gelegen is dan die, waarbij men de verdichting heeft beproefd.

Bij het staan aan de lucht wordt door de verdamping van een gedeelte van het vloeibare koolstof-dioxyde zooveel warmte verbruikt, dat het andere gedeelte tot een witte sneeuw bevriest. Dit vaste koolstof-dioxyde is een slechte geleider voor de warmte en verdampt zeer langzaam. Het kan, ofschoon het een zeer lage temperatuur bezit, in de hand, zelfs in den mond genomen worden, daar het steeds van een dampkring van gas omgeven is, en derhalve de huid niet onmiddellijk aanraakt; drukt men het echter vast tusschen de vingers, dan veroorzaakt het, evenals heete voorwerpen, pijnlijke brandwonden. Een mengsel van vast koolstof-dioxyde met aether wordt bij verdamping onder de luchtpomp tot —110° C afgekoeld.

Één volume water lost bij 14quot; C 1 volume, bij 0° C 1,79 volumen koolstof-dioxyde op. Ook bij verhoogden druk wordt bij die temperaturen een even groot volume opgelost; daar echter de gassen evenredig met den druk samengeperst worden, is de gewichtshoe-veelheid van het gas, die in water kan worden opgelost, evenredig aan dien druk. Is oen vloeistof bij hoogen druk met koolstof-dioxyde verzadigd, dan ontwijkt dit uit de vloeistof onder opbruising, zoodra die druk wordt opgeheven. Hierop berust het mousseeren van spuitwater en champagne. Elk natuurlijk voorkomend water, voornamelijk het putwater, bevat koolstof-dioxyde in oplossing, en heeft daaraan zijn verfrisschenden smaak te danken.

liet koolstof-dioxyde is als product der volkomen verbranding van koolstof natuurlijk niet brandbaar; eveumin is het in staat, hot branden van de meeste, in de lucht brandbare stollen te onderhouden ; een vlammende houtspaander b. v. wordt daarin terstond uitgebluscht. Ook voor de ademhaling is het niet geschikt; en ofschoon het eigenlijk niet giftig is, veroorzaakt liet, wanneer hex slechts in weinige percenten met de lucht is gemengd, den dood door verstikking, omdat het de afscheiding van koolstof-dioxyde in de longen belemmert.

Laat men voortdurend electrieke vonken door koolstof-dioxyde heenslaan, dan wordt het in koolstofoxyde en zuurstof ontleed; ook bij verhitting op 1-100⁰ C heeft dissociatie in CO en O plaats.

Wordt koolstof-dioxyde, dat door zwavelzuur of calciumchloruur is gedroogd (Fig. 70), geleid over kalium of natrium, «lat in een

kogelbuis wordt verhit, dan zal liet metaal onder levendige vuur-verschijnselen zich met de zuurstof uit het koolstof-dioxyde verbinden.

Het gevormde metaaloxyde vereenigt zich dan met een overmaat van koolstof-dioxyde tot een koolzuur zout of carbonaat:

Ue samenstelling vau koolstof-dioxyde wordt gevonden, wanneer men een gewogen hoeveelheid zuivere koolstof (diamant of graphiet) in zuurstof verbrandt, liet gevormde koolstof-dioxyde door een gewogen hoeveelheid kaliumhydroxyde laat absorbeeren, en bepaalt hoeveel het kaliumhydroxyde aan gewicht heeft toegenomen. Ook kan men in den toestel (Fig. 71), die reeds op bladz. KH is beschreven, aantoonen dat één volume

CO., ook één volume zuurstof bevat; waaruit volgt dat ook in één molecule CO- één molecule of 2 atomen zuurstof aanwezig zijn. IJuar nu het moleculairgewicht van C0₂ 44 bedraagt, komen in 44 gewichtsdeelen C0.₂ 32 gewichtsdeelen zuurstof en 12 gewichtsdeelen koolstof voor, zoodat CO.., als de formule voor koolstof-dioxyde moet worden aangenomen.

Hot in de lucht aanwezige koolstof-dioxyde wordt opgeslorpt door de planten, die hot reduceeren onder den invloed van het zonlicht en met behulp van de chlorophyl-korreltjes, die in hare groene doelen voorkomen, zoodat het grootste gedeelte van do zuurstof afgescheiden wordt en in do lucht terugkeert. Uit de koolstof van het koolstof-dioxyde en uit het water en de stikstofverbindingen, die door de planton worden opgenomen, bouwen deze al de menigvuldige koolstofverbindingen op, die haar lichaam samenstellen. Do dieren daarentegen onttrekken, zooals wij reeds bladz. 51 gezien hebben, door hun ademhalingsproces zuurstof aan de lucht; zij nemen die zuurstof in het bloed op en verbruiken haar tot oxydatie dor bestanddeelen van het lichaam of der voedingsmiddelen. De hierdoor vrij wordende warmte dient tot verhooging der lichaamstemperatuur en tot voortbrenging van den arbeid, die door 'net levende wezen wordt verricht. Do eindproducten dezer oxydatie zijn koolstof-dioxyde en water, woUe stoffen door de dieren weder worden uitgeademd. De hoeveelheden zuurstof, die door de dieren worden opgenomen, schijnen gelijk te zijn aan die, welke door de planton worden afgescheiden; eveneens is dit hot geval met do hoeveelheden opgenomen en afgescheiden koolstof-dioxyde; ton minste ondergaat do samenstelling der lucht, wat deze bestanddoelen aangaat, geene waargenomen veranderingen.

De waterige oplossing van koolstof-dioxyde kleurt blauw lakmoes-papier zwak rood; wordt het papier gedroogd, dan verdwijnt zijne roode kleur, tengevolge der verdamping van die oplossing. Men kan derhalve aannemen dat deze vrij koolzuur C0₃[I₂ bevat, dat echter gemakkelijk in zijn anhydride CO» en water uiteenvalt.

Zouten van het koolzuur, carbonaten, worden door de inwerking van koolstof-dioxyde op bases gevormd;

Oplossingen van kalium- of natriumhydroxyde absorbeeren derhalve hot koolstof-dioxyde. Wordt dit gas door een oplossing van barium-of calciumhydroxyde geleid, dan verkrijgt men om dezelfde reden barium- of calciumcarbonaat, die als witte bezinksels neervallen.

Het koolzuur is een tweebasiscli zuur en vormt derhalve primaire (zure) en secondaire (neutrale) zouten b. v. COJIK en COjKj. Daar hot koolzuur ecu zeer zwak zuur is, reageeren de met sterke bases

gevormde zouten op lakmoes zooals de bases, en om diezelfde reden wordt door de meeste zuren het koolzuur uit de carbonaten afgescheiden, om dan terstond in koolstof-dioxyde en water uiteen te vallen.

Koolüfofoxyde, CO, ontstaat, wanneer koolstof bij ontoereikende toetreding van lucht verbrandt, verder wanneer men kooistof-dioxyde over gloeiende kolen leidt:

Om het te bereiden verwarmt men meestal oxaalzuur C₂O_tII„ met geconcentreerd zwavelzuur in een kolf (Fig. 72). Het zwavel

zuur onttrekt alsdan aan het oxaalzuur waterstof en zuurstof, om zich met het aldus gevormde water te vereenigen, en de rest van het oxaalzuur splitst zich in koolstof-dioxyde en koolstofoxyde:

Het ontwikkelde gasmengsel wordt geleid door een waterige oplossing van natrium hydroxy de, die het koolstof-dioxyde absorbeert; het koolstofoxyde kan dan boven water worden opgevangen.

Zuiver koolstofoxyde kan door verhitting van één deel geel bloed-loogzout (zie het ijzer) met 9 deelen zwavelzuur worden verkregen.

Het koolstofoxyde is een kleur- en reukloos gas, dat tot nu toe nog niet kon worden verdicht. Zijn soortelijk gewicht bedraagt 14. In water is hel bijna onoplosbaar; gemakkelijk wordt het echter door een ammoniakalische oplossing van cupro-chloruur opgenomen.

In lucht verbrandt koolstofoxyde met een blauwe, weinig lichtgevende vlam tot koolstof-dioxyde. Mengt men het met lucht of zuurstof en steekt het mengsel aan, dan ontploft het. Het koolstofoxyde is niet in staat de verbranding van in de lucht brandbare stoffen te onderhouden. Wordt het ingeademd, zoo werkt het in hooge mate vergiftig, omdat het de zuurstof uit het bloed verdrijft; ook de vergiftige werking der gassen, die zich bij het sluiten der klep van een gestookte kachel in een kamer verspreiden, is aan hun gehalte aan koolstofoxyde toe te schrijven.

De samenstelling van koolstofoxyde kan worden gevonden, door in een eudiometer 2 volumen koolstofoxyde met 1 volume zuurstof te mengen en het mengsel door de elektrieke vonk te doen ontploffen. Men zal dan waarnemen dat na de ontploffing 2 volumen zijn overgebleven, die door kaliumhydroxyde volkomen geabsorbeerd kunnen worden, en zoodoende blijken uit koolstof-dioxyde te bestaan; hieruit volgt, dat twee volumen of moleculen koolstofoxyde één volume of molecule zuurstof minder bevatten dan twee volumen of moleculen koolstof-dioxyde, en daar nu de formule voor de laatste verbinding CO; is, moet die van het koolstofoxyde door CO worden uitgedrukt.

HLoolstof-dlsulfuur of zwavelkoolstof * CS„, ontstaat door zwaveldampen over gloeiende kolen te leiden, als wanneer de koolstof zich met de zwavel rechtsreeks vereenigt. De gevormde dampen van koolstof-disulfuur worden in een ontvanger afgekoeld en verdicht.

Het is een kleurlooze, beweeglijke vloeistof, die het licht sterk breekt en een eigenaardigen reuk bezit. Zijn soortelijk gewicht bedraagt 1,27. Het kookt bij 47° C en is reeds bij gewone temperatuur zeer vluchtig. Blaast men een sterken luchtstroom over koolstof-disulfuur, dat zich bevindt in een schaal van porselein of van een ander materiaal, dat de warmte slecht geleidt, dan wordt door de verdamping van een gedeelte der vloeistof zooveel warmte gebonden, dat het terugblijvende tot een witte sneeuwachtige massa bevriest.

other echter mengt het zich in elke verhouding, liet lost jodium met paarsche kleur op (bladz. 25) eu is eveneens een uitnemend oplossingsmiddel voor zwavel, phosphorus, caoutchouk, de vetten en oliën.

Het koolstof-disulfuur ontbrandt gemakkelijk en verbrandt met een blauwe vlam tot koolstof-dioxyde en zwavel-dioxyde: CS» 3 0₂ = CO. 2 SO.,.

Steekt men een mengsel van dampen van koolstof-disulfuur met zuurstofgas aan, dan ontploft het met groote hevigheid. In stikstof-oxyde verbranden de dampen van CS., met een schitterend wit licht.

liet koolstof-disulfuur is het anhydride van het stilfo-lcoolzmir CS-jlI.., dat analogisch met het koolzuur is samengesteld. Men verkrijgt dit uit de sulfoearbonaten der alkalimetalen, wanneer bij de oplossingen van deze zoutzuur wordt gevoegd, als een roodbruine olieachtige vloeistof, die onoplosbaar is in water:

Die sulfoearbonaten zelf ontstaan bij het samenbrengen van koolstof-disulfuur met de oplossingen der sulfuren van de alkalimetalen :

KoolNtor-moiioHiiiriinr« CS, wordt als een bruin poeder uit koolstof-disulfuur verkregen, wanneer dit aan den ontledenden invloed van het zonlicht wordt blootgesteld. Het is in water en alcohol niet, in ether en zwavelkoolstof zeer weinig oplosbaar. Zijn soortelijk gewicht bedraagt 4,66. Door verhitting op 20U⁰ wordt hel in zwavel en koolstof ontleed.

Buitendien bestaat nog een verbinding van koolstof met zuurstof en zwavel, het koolstor-oxysuirimr, COS, die kan bereid worden, door een mengsel van zwaveldampen en koolstofoxyde door roodgloeiende buizen te leiden. Het is een kleurloos gas, dat gemakkelijk brandbaar is. Door water en spoediger door alkaliën wordt hel in koolstof-dioxyde en waterstofdisulfuur ontleed:

Van de vele koolstofverbindingen, die in de organische scheikunde behandeld worden , maken wij hier slechts gewag van de cyaan-verbindingen, daar deze ook voor de anorganische scheikunde vau belang zijn.

II -f

_vl jSaml

'i \

1 'fffCfl;

'■ I

Worden stikstoflioudende koolstofverbindingen met kaliumhydro-xyde verhit, dan verkrijgt men kalium cyan uur KCN;was daarbij ook ijzer of een ijzerverbinding tegenwoordig, dan wordt geel bloed loog zout, kalium-ferro cy anuur K_iFe(CN)_a gevormd. Deze beide verbindingen kunnen als uitgangspunt voor de bereiding van allo overige cyaanverbindingen dienen. Alle cyaan verbindingen bevatten de groep CN, die cyaan wordt genoemd. In deze groep is een trivalent stikstofatoom met een quadrivalent koolstof-atoorn verbonden, zoodat dus de vierde verwantschapseenheid van dit laatste niet is verzadigd:

die groep is dus evenals de groepen Oil, NII₂ en CII₃ een univalent radicaal. In een scheikundig opzicht gelijkt de cyaangroep zeer op de halogenen; met do metalen b. v. vereenigt zij zich tot me-taalcyanuren (CNK,CNAg) die veel overeenkomst met de haloïd-zouteu hebben. Verder kent men: IVaterstorcyanuur CNH of cyaan waterstof, een verbinding, die, evenals de halogeenwater-stof-verbindingen, een zuur is, dat met metalen en bases zouten vormt en derhalve ook wel cyaan waters t ofzu u r of b lauw z u ur wordt genoemd. Men verkrijgt liet door metaalcyanureu met zwavelzuur te bohandeien:

Het blauwzuur is in zuiveren toestand een kleurlooze, beweeglijke vloeistof, die een reuk naar bittere amandelen bezit en bij 27'C kookt. Het is evenals de oplosbare cyanuren een zeer sterk vergif. Wordt mercuri-cyanuur Hg(CN)., verhit, dan wordt het ontleed, zoodat kwik vrij komt en d icy aan of vrij cyaan (CoN,) gevormd wordt; daar namelijk do vrije affiniteitseenheden der twee groepen CN, die evenmin als CH₃ en soortgelijke univalente groepen (bladz. 14G) afzonderlijk kunnen bestaan, zich met elkander vereenigen:

Silicium-ilioxyile SiO; of hiezelzuur-anliytlritle komt menigvuldig in de natuur voor als bergkristal, kwarts, kiezelsteen, zand en zandsteen. Kunstmatig kan het door verbranding van

amorph silicium of door gloeiing van kiezelzuur als oen wit, amorph poeder met het soortelijk gewicht 2,2 worden verkregen. Gekristalliseerd komt het slechts in de natuur voor en wel in vormen van het hexagonale stelsel (bergkristal, kwarts enz.) De kristallen bezitten het soortelijk gewicht 2,6; zij zijn kleurloos; slechts wanneer zij bijmengselen bevatten, zijn zij gekleurd. In de knalgasvlam kan het silicium-dioxyde worden gesmolten en stolt daarna tot een doorzichtig glas. Het is onoplosbaar in water en in alle zuren; slechts door fluorwaterstofzuur wordt het onder vorming van sili-ciumiluoruur SiFlj en water ontleed (bladz. 13G). Door het silicium-dioxyde met kool of kalium sterk te gloeien wordt het tot silicium gereduceerd. Wordt kunstmatig bereid silicium-dioxyde met een oplossing van kalium- of natriumhydroxyde gekookt, dan lost liet daarin op; ook eenige natuurlijk voorkomende amorphe variëteiten van silicium-dioxyde zijn daarin oplosbaar, gekristalliseerd silicium-dioxyde daarentegen niet. Alle soorten van silicium-dioxyde geven, bij het samensmelten met de hydroxyden of carbonaten der alkalimetalen, een glasachtige massa, waterglas, die in water oplosbaar is en kiezelzure zouten van de samenstelling SiÜ-.M. en Si0₃M._: bevat. Brengt men bij de watervrye oplossing hiervan zoutzuur, dan wordt eeu zeer volumineuse, geleiachtige massa algescheiden, die waarschijnlijk normaal kiezelzuur SiOJI» is; SiO_tK_t 4 HC1 = SiO.llj 4 KC1.

Wordt die gelei met water gewassclien en vervolgens in de lucht bij gewone temperatuur gedroogd, dan wordt zij veranderd in een lijn amorph poeder, dat de samenstelling SiOjHo bezit. Het versch neergeslagen kiezelzuur is een weinig oplosbaar in water, beter in verdund zoutzuur. Brengt men b. v. bij een overmaat van verdund zoutzuur een oplossing van natriumsilicaat, dan blijft het gevormde kiezelzuur opgelost. Uit deze oplossing, die behalve het kiezelzuur ook nog zoutzuur en natriumchloruur bevat, kan door dialyse oen zuivere waterige oplossing van kiezelzuur worden verkregen. Te dien einde wordt de zoutzure oplossing gegoten in een vat, waarvan de onderste opening met een dierlijke blaas of met perkamentpapier is gesloten (Fig. 7;!'), en dit vat, de dialysator, in een grooten, met zuiver water gevulden cylinder opgehangen. Alsdan iieeft er een

werking plaats, die diffusie of osmose wordt genoemd. De mitriumchloruur- en zoutzuur-moleculen dringen door het perkii-rnentpapier naar buiten in het water, daarentegen gaan omgekeerd de waterdeeltjes uit het buitenste vat in den dialysator; het kiezel-zuur echter kan niet door liet perkamentpapier heendringen. Deze uitwisseling van bestanddeelen heeft zoolang plaats, totdat inwendige en uitwendige vloeistof hetzelfde gehalte aan diflundeerbare stollen bezitten. Wordt nu de dialysator weder in zuiver water gebracht, dan begint de osmose opnieuw. Door herhaaldelijk het uitwendige water te vernieuwen, kan men eindelijk in den dialysator een zuivere, van natriumchloruur en zoutzuur bevrijde oplossing van kiezelzuur verkrijgen. Door die oplossing uit te dampen kan zij worden geconcentreerd; zij stolt dan echter gemakkelijk tot een geleiachtige massa. Ook verdunde oplossingen kunnen plotselings tot stollen worden gebracht, wanneer men een weinig natriumcar-bonaat daarbij voegt of koolstof-dioxyde er door leidt.

Evenals natiimncliloruur diffundeeren door perkanientpapicr uf dierlijke vliezen alle lu'istallisecrbare oplosbare stoffen. Men heeft die diflundeerbare stoffen kristalloïden genoemd, daarentegen colloïden die oplosbare stoffen, welke niet kunnen diffundeeren. Tot de laatste bebooren lijm [colla — hiervan de naam colloïde), gom, gelatine, eiwit, zetmeel en in het algemeen vele stoffen, die in planten en dieren worden gevonden. Evenals het kiezelzuur kent men deze colloïden in een vloeibaren oplosbaren en in een vasten geleiaehtigen toestand. Door dialyse kunnen ook andere stoffen, b.v. ferri-liydroxyde, aluminium-hydroxyde (vergel. deze), die onder gewone omstandigheden niet oplosbaar zijn, in oplossing verkregen worden.

^ ij hebben vroeger gezien dat de meerbasische zuren, zooals zwavelzuur, phosphorzuur, arseenzuur,.onder afscheiding van water auhydro- of polvzuren vormen. Evenzoo kennen wij poly-kiezelzuren eu wel in een groot aantal, die alle van het gewone kiezelzuur zijn afgeleid volgens de algemeene formules:

In vrijen toestand kent men deze zuren niet; misschien zijn de in de natuur voorkomende amorphe kiezelaarden, die bij het gloeien 5—15^ water verliezen, zooals opaal, achaat, chalcedoon enz. hieronder te rekenen. Daarentegen zijn vele van de in de natuur voorkomende silicaten zouten dezer poly-kiezelzuren. De meeste silicaten zijn derivaten van de zuren Si₃0₅H₂₎ SiaOglIj, isijOvHo, Si»0₉H_t enz. Slechts weinige moeten van het normale kiezelzuur SiOJ^ worden afgeleid b. v. de peridot Si0₁Mg₂.

Het glllcluin-dUiilfaur, SiS„, is een soortgelijke verbinding ais het koolstof-disulfuur CS» en wordt bereid door amorph silicium met zwavel te verbitten of ook door zwaveldampen over een mengsel van silicium-dioxyde met koolstof te leiden. Het sublimeert in naalden, die als zijde glanzen en wordt door water in kiezelzuur en waterstofsulfuur ontleed:

Zooals reeds bladz. quot;138 is vermeld, bezit het tin meer het karakter vaneen metaal dan van een metalloid. Dit komt ook duidelijk bij zijne

zuurstofverbindingen aan den dag. Het tinzuur Sn(OH)₄ of SnO(OH),, is een zeer zwak zuur, dat met de alkalimetalen zeer weinig bestendige, alkalisch reageerende zouten vormt. Het vormt echter ook zouten met zuren, en heeft dus tevens de eigenschappen van een basis. Het tinzuur wordt derhalve ook wel tinhydroxyde genoemd. Tinzure zouten noemt men stannaten b. v. Sn0₃Na„ natriumstannaat, zouten uit Sn0₃H₂ met zuren gevormd daarentegen worden stanni-zouten ook tinoxyde-zouten genoemd, n

De zuurstofverbinding SnO, stanno-oxyde of tinoxydule, waarin het tin als een bivalent element optreedt, heeft slechts eigenschappen van een basis, en vormt alleen met zuren zouten. Deze verbindingen noemt men s tan no- of tinoxydule-verbindingen.

Stanuo-oxyde, SnO, ook tin-monoxyde of tinoxydule genoemd, ontstaat wanneer het stanno-hydroxyde in een atmosfeer van koolstof-dioxyde wordt verhit. Het is een zwartbruin poeder, dat bij het verhitten in de lucht tot tin-dioxyde verbrandt. Brengt men bij een oplossing van stanno-chloruur een oplossing van natrium-carbonaat, dan wordt een wit bezinksel van slanno-liyilroxyde (tinoxydulhydraat) Sn(OH)» afgescheiden;

Dit stanno-hydroxyde is gemakkelijk oplosbaar in een oplossing van kaliumhydroxyde maar niet in ammonia. Laat men die alkalische oplossing langzaam verdampen, dan kristalliseert bruinzwart stanno-oxyde uit; kookt men de. oplossing, dan heeft een omzetting plaats, zoodat kaliumstannaat, Sn0₃K₂ gevormd wordt en opgelost blijft, en tin in metallischen toestand wordt afgescheiden.

Wordt het stanno-hydroxyde met zuren samengebracht, dan lost het daarin op onder vorming van stanno-zouleu. Het stanno-chloruur

'MP f.h

¹ SI

i fr ■ lii

If li

'• viiïi ir

^! 'Isll il

■I

gt; tl

I.quot;

(bladz. 139) en het stanno-su 1 faat, SOjSn, ontstaan ook door tin met geconcentreerd zoutzuur resp. zwavelzuur te verwarmen. Het stanno-sulfaat wordt bij het verdampen der oplossing in kleine korrelige kristallen afgescheiden.

Stanni-oxyde , Sn0₂, ook t in-dio xy d e, t in oxy de, tin z nur-an hydride genoemd, wordt iu de natuur gevonden als tinsteen, in quadratische kristallen of in dichte, bruine massa's. Zijn soortelijk gewicht is 6,8. Kunstmatig kan het als een wit, amorph poeder worden verkregen, wanneer tin in lucht of zuurstof wordt verhit; kristallen van stanni-oxyde worden gevormd, door starmi-chloruur met waterdamp door een gloeiende buis te leiden. liet stanni-oxyde kan niet gesmolten worden en is onoplosbaar in water, zuren, en in oplossingen van de alkaliën. Wordt het echter met natrium-of kaliumhydroxyde sterk verhit, dan vormt het in water oplosbare stannaten. Voegt men ammonia bij een oplossing van stanni-chloruur (bladz. 139), of zoutzuur bij een oplossing van kaliumstannaat SnO_:;Ko, dan wordt een wit bezinksel van tinzuur afgescheiden, dat gemakkelijk opgelost wordt in geconcentreerd salpeterzuur en zoutzuur, en in de oplossingen van de alkaliën. Wordt dit tinzuur onder water of in het luchtledig bewaard, dan verandert liet in een modificatie, die noch in zuren noch iu alkaliën oplosbaar is, en die gewoonlijk ineta-tiiizuur wordt genoemd. Beide modificaties hebben waarschijnlijk dezelfde samenstelling SnOstL, en de oorzaak van deze isomerie is nog niet opgehelderd. Het meta-tinzuur wordt ook verkregen door tin met verdund salpeterzuur te verhitten. Brengt men een oplossing van natriumhydroxyde bij meta-tinzuur, dan ontstaat natrium-stannaat, dat in een overmaat van natriumhydroxyde onoplosbaar is, maar door zuiver water gemakkelijk wordt opgenomen.

De zouten, die het stanni-oxyde mot zuren vormt, b. v. het stanni-sulfaat, zijn weinig bestendig, zij worden reeds door heet water ontleed. Veel bestendiger zijn de stannaten. Het belangrijkste hiervan is het natriumstan naat, dat onder den naarn van praepareerzout in den handel komt en in de katoemlrukkorij gebruikt wordt. Het wordt in het groot bereid door tinsteen met natriumhydroxyde samen te smelten, na afkoeling de gesmolten massa in water op te lossen, en de oplossing uit te dampen, als wanneer het verkregen wordt in groote doorzichtige, hexagonale kristallen, die opéén molecule natriuiiistannaat drie moleculen kristalwater bevatten.

Stanno-s ui Tuur, SnS, tinsulfuur wordt uit de oplossingen der stannozouten door waterstol'sulfuur als een bruin amorph be-

zinksel neergeslagen. Het kan ook bereid worden door tin met zwavel samen te smelten en vormt alsdan een blauwgrijze kristalachtige massa. Door geconcentreerd zoutzuur wordt het onder ontwikkeling van waterstofsulfuur in oplosbaar stanno-chloruur veranderd. In de oplossingen van de sulfuren der alkalimetalen is het onoplosbaar, wordt het echter hiermede onder toevoeging van zwavel gekookt, dan wordt het in een oplosbaar sulfostannaat veranderd:

Ntnnnl-tiiiruur, SnS._:, tinsulfide wordt uit de zure oplossingen der stanni-zouten (b. v. SnClJ door waterstofsulfuur als een geel amorph poeder neergeslagen. Wordt een mengsel van tinvylsel, zwavel en amrnoniumchloruur verhit, dan verkrijgt men het in goudgele, glanzende, kristalachtige schubjes, die als mussiefgoud in den handel komen en voor het bronzen worden gebruikt. Geconcentreerd zoutzuur verandert het amorphe stanni-sulfuur onder zwavelwaterstof-ontwikkeling in stanni-chloruur; door geconcentreerd salpeterzuur wordt het tot tinzuur geoxydeerd. Uoor de sulfuren en hydrosulfuren der alkalimetalen wordt het in oplosbare sulfo-stannateu veranderd. Het natrium-sulfostaunaat SiiS₃Na₂ 2 IJ»O kristalliseert in kleurlooze octaëders. Door zuren worden de sulfostannaten onder afscheiding van stanni-sulfuur ontleed.

De elementfin titanium, zirkonium en thorium staan, wat hunne atoomgewichten betreft, in een soortgelijke betrekking tot du elementen der siliciumgroep, als het vanadium, niobium en tantalium tot de phosphorgroep (bladz. 117), zooals uit de volgende tabel blijkt:

Zij bezitten alle zeer veel overeenkomst met het tin; hunne verbindingen bezitten echter in nog hoogere mate dan die van het tin de eigenschappen van metaalverbindingen. Zij zijn quadrivalent en vormen verbindingen, die volgens de algemeene formule j\IX_t zijn samengesteld, waarin X een univalent element of groep beteekent: verbindingen met de formule MX.,, overeenkomende met de stanno-verbindingen bestaan niet. De Imlroxylderivaten ^1(011)4 en MO(Oll),, zijn meer bases dan zuren, en geven met zuren vrij bestendige zouten; naarmate het atoomgewicht der ele-

menten toeneemt, vermeerdert ook hot basisch karakter dezer verbindingen, zoo zelfs, dat van het thoriumhydroxyde Th(OH)_t geen zouten kunnen worden verkregen door liet met bases, maar wel door het met zuren samen te brengen.

Het titanium komt in de natuur vrij zeldzaam voor: het wordt gevonden ids titaan-dioxyde TiO., (rutiel, anataas, brookiet) en als cakiurn- en ijzertitanaat: TiOjCa, perowskiet; ïi0₃Fe, titaanijzer), liet vrije titanium, dat door verhitting van kalium-titaanduoruur ïiFJ₆Ko met kalium wordt bereid, is een grijs, metaalachtig poeder. Het verbrandt, wanneer het in de lucht verhit wordt, en ontleedt het water, bij koking. In verdund zoutzuur en zwavelzuur wordt het onder waterstof-ontwikkeling opgelost.

Titaaiiclilonuir, ïiCl₄₎ wordt, op analogische wijze als silicium-chloruur uit Si0₂, verkregen door chloor te leiden over een gloeiend mengsel van titaan-dioxyde en kool. Het is een kleurlooze vloei-stot, die het soortelijk gewicht 1,76 bezit, bij '13G⁰C kookt en in aanraking met lucht sterk rookt. Evenals SnClj trekt het water aan uit den dampkring, en geeft daarmede een verbinding TiCI₄ -f-•gt; HoO, die in water oplosbaar is, welke oplossing echter bij het koken ontleed wordt. Men kent ook een verbinding Ti₂Cl,, analogisch aan C_,CI₆.

Tltaanflnoriiiir, TiFI₄, vormt met metaalfluoruren fraai gekristalliseerde dubbelzouten, die, wat hunne structuur aangaat, met de siliciumfluoruren (bladz. 137) overeenkomen b. v. TiFl₆K₃.

Titaanziiur, Ti0₄H,, wordt als een wit amorph poeder afgescheiden door ammonia t(! voegen bij de zoutzure oplossing van de tita-naten. Wordt het in een exsiccator boven zwavelzuur gedroogd , dan verliest het een molecule water en gaat in meta-titaanzuur TiO(OH)„ over. Evenals het kiezelzuur vormt het titaanzuur ook polyzuren. Met sterke zuren samengebracht levert het titaanzouten op b. v. Ti0.S0₄, titaansulfaat, die echter reeds door water ontleed worden. In de alkaliën is het oplosbaar en geeft dan titanaten der alkalimetalen b. v. Ti0₃K._;, die ook weinig bestendig zijn. De hierboven genoemde, in de natuur voorkomende titanaten zijn daarentegen zeer bestendige verbindingen.

Titaan-dioxyde, TiO,,, komt in de natuur gekristallisoerl voor en kan in amorphen toestand door gloeiing van titaanzuur ils een wit poeder worden verkregen. Het is in zuren bijna onoplosbaar, slechts door HF1 wordt het onder vorming van TiFl₄ aangetast. Wordt het met alkaliën samengesmolten, dan levert het titar aten op.

Titaan-stikstof, TiN», wordt door verhitting van titaan-dioxyde in oen atmosfeer van ammonia bereid. Het is een donker-paarsch poeder.

Stikstor-cyaantitaaii, Ti₅CN₄, wordt soms aangetroffen in de slakken van die hoogovens, waarin titaanhoudende ijzerertsen versmolten worden. Het vormt dan koperroode metaalglanzende teerlingen.

Hot zirkonium wordt in de natuur zeer zeldzaam gevonden, meestal als silicaat en voornamelijk als zirkoon (hyacinth) SiOjZr. Het vrije zirkonium wordt op overeenkomstige wijze als het titanium bereid en kan verkregen worden als een amorph zwart poeder, of in kristalachtige, metaalglanzende blaadjes, die het soortelijk gewicht 4,15 bezitten. Het zirkoonchloruur, ZrClj en het ilr-koonfluoriiiir, ZrFl₄, gelijken veel op de overeenkomstige titaanverbindingen.

Zirkoonzuur, Zr(OH)₄ of zirkoonhydroxyde wordt uit zijne oplossingen in zuren door ammonia als een wit, volumineus bezinksel neergeslagen. Het is onoplosbaar in oplossingen van kalium- of natriumhydroxyde, slechts bij hot samensmelten met alkaliën of de carbonaten der alkalimetalen levert het zirkonaten van do samenstelling ZrOjNa» en Zr0₄Na₄ op, die echter reeds door water worden ontleed. Door gloeiing verliest het zirkoonzuur water en geeft zirkoon-dioxyde ZrO_;. Dit lost, evenals het zirkoonhydroxyde, bij het verwarmen in zwavelzuur op, en wordt veranderd in zirkoon sulfa at, Zr(S0₄)₂, dat uit water kan worden gekristalliseerd.

Het thorium wordt slechts in enkele silicaten (thoriet) gevonden. Het vrije thorium kan uit het chloruur door inwerking van natrium worden verkregen en vormt een donkergrijs poeder, dat het soortelijk gewicht 7,7 bezit, en in lucht tot thoor-dioxyde kan worden verbrand.

Thoorhydroxyde, Th(OH)₄ en thoor-dioxyde, Th0₃, vormen geene zouten met de alkaliën; in zwavelzuur daarentegen lossen zij op tot tho or sul fa at, dat door water wordt opgenomen en daaruit in kristallen kan worden verkregen, die 9 moleculen water bevatten.

liet borium wordt gewoonlijk tot de metalloïden gerekend, het kan ecliter tot geen der behandelde groepen gebracht worden. In sommige zijner eigenschappen, voornamelijk in vrijen toestand, heeft het veel overeenkomst met koolstof en silicium; zijne verbindingen gelijken daarentegen meer op die der metalen beryllium en aluminium. Evenals de metalen levert het geen waterstofverbiudingen op, en zijn oxyde B;0₃ komt in sommige opzichten met A1„0₃ overeen. Het borium is trivalent en geeft uitsluitend verbindingen van de algemeene formule BX3.

Het borium komt in de natuur voor in den vorm van boorzuur en van boraten b. v. als borax (natriumboraat) en boraciet (magne-

siumboraat). In vrijen toestand kan liet amorph en gekristalliseerd verkregen worden.

De amorphe modificatie ontstaat door boor-trioxyde met natrium onder afsluiting van de lucht te gloeien, waarbij vrij borium en natriumboraat worden gevormd. Wordt de massa alsdan met water uitgeloogd, dan wordt het natriumboraat opgelost en het borium blijft achter als een groenachtig bruin poeder, dat bij verhitting in de lucht met een schitterend licht tot boor-trioxyde verbrandt. Door salpeterzuur en zwavelzuur wordt het tot boorzuur geoxydeerd. Wordt het met phosphorzuur samengesmolten, dan reduceert het dit tot phosphorus.

De gekristalliseerde modificatie van het borium verkrijgt men door boor-trioxyde met aluminium te gloeien. Het gevormde borium lost alsdan in een overmaat van aluminium op en kristalliseert hieruit bij het koud worden. Wordt nu de massa met zoutzuur behandeld, dan wordt het aluminium in oplosbaar aluminiumchlo-ruur veranderd en het borium blijft in glanzende, doorzichtige kristallen achter, die min of meer gekleurd zijn en het soortelijk gewicht 2,03 bezitten. Wat glans, lichtbrekingsvermogen en hardheid betreft gelijken de kristallen veel op diamant. Het gekristalliseerde borium is veel bestendiger dan het amorphe; het wordt namelijk bij het gloeien niet geoxydeerd en door zuren niet aangetast. Beide modificaties gaan bij het smelten met kalium- en natriumhydroxyde in boraten over. (1)

Boor-trichlorunr* BCI3, wordt bereid, door borium in chloorgas te verhitten, of door chloor over een gloeiend mengsel van boor-trioxyde en kool te leiden:

Het is een kleurlooze vloeistof, die het soortelijk gewicht 1,35 bezit en bij 18° C kookt. Zijne dampdichtheid bedraagt 58,75 (II als eenheid) en komt overeen met die, welke door de formule BCIj wordt vereischt. Het rookt sterk in aanraking met lucht en wordt met water in boorzuur en waterstofchloruur omgezet:

Het boor-trichloruur kan ook nog door de inwerking van phos-phor-pentachloruuur op boor-trioxyde worden verkregen;

(1) Volgens nieuwe onderzoekingen van Hampe bestaat de gekristalliseerde modificatie van borium niet, en zijn de op boven beschreven wijze verkregen kristallen verbindingen van borium met aluminium.

Bnop-friflnorunr, BF1₃, gelijkt in eigenschappen zeer veel op siliciumfluoruur, en wordt ook volgens analogische methoden bereid. Zoo verkrijgt men het door inwerking van waterstoffluoruur op boor-trioxyde, of door verwarming van een mengsel van boor-trioxyde, calciumfluoruur en zwavelzuur:

liet is een kleurloos gas met het soortelijk gewicht 34 (waterstof als eenheid), of 2,35 (lucht als eenheid), dat in do lucht sterk rookt. Het kan door druk tot een vloeistof worden verdicht. In water is het oplosbaar; de verdunde oplossing echter onleedt zich bij het staan in boorzuur, dat uitkristalliseert, en boor-fluorwa-terstofzuur, BF1₄H, dat opgelost blijft:

stofzuur is een cenbasisch zuur, dat slechts in oplossing bekend is. Zijne bereidingswijze is analogisch met die van het silicium-waterstoffluoruur uit siliciumfluoruur (bladz. 137).

Knorzuiir. B0₃H₈, komt in de natuur in vrijen toestand en in den vorm van zouten voor. In sommige vulkanische streken, voornamelijk in de Mar em men van Toscana, ontsnappen uit den aardbodem waterdampen (fumarolen en suffioni), die geringe hoeveelheden boorzuur bevatten. Deze dampen worden in kleine, natuurlijk gevormde waterplassen, lagoni genoemd, gecondenseerd en dan in gemetselde bassins geleid. Door hierin het water te laten verdampen wordt het boorzuur in kristallen gewonnen. liet boorzuur wordt ook als delfstof gevonden en draagt als zoodanig den naam sassoliën. Om zuiver boorzuur te maken, wordt zoutzuur bij een verhitte, geconcentreerde oplossing van borax gevoegd; bij het koudworden der oplossing wordt alsdan liet boorzuur in kleurlooze, glanzende kristalschubjes afgescheiden. Één deel boorzuur heeft namelijk voor zijne oplossing bij 14° C 25 deelen, bij '100° slechts 3 deelen water noodig. De oplossing kleurt blauw lakmoes zwak rood en kurkumapapier roodbruin. Kookt men die oplossing, dan vervluchtigt zich boorzuur met de waterdampen. Een alcoholische oplossing van boorzuur brandt met een groene vlam. Al deze reacties kunnen dienen, om de aanwezigheid van boorzuur aan te toonen.

Het boorzuur is een zeer zwak zuur en wordt bij gewone temperatuur door de meeste andere zuren uit zijne zouten verdreven. Bij hooge temperatuur daarentegen, b. v. wanneer liet met zouten van andere zuren wordt samengesmolten, verdrijft het deze daaruit.

De zouten, die van liet normale boorztiur of van het meta-boor-zuur, BOJI, moeten worden afgeleid, zijn niet bekend; de meeste gewone boraten, zooals de borax B^Na.-,, zijn afkomelingen van een poly-boorzuur, het tetra-b oor zuur, waarvan één molecule uit 4 moleculen boorzuur door uittreding van 5 moleculen water is ontstaan (bladz. 17i):

Wordt boorzuur op 100° verhit, dan verliest het één molecule water en gaat over in het anhydro- of meta-boorzuur, BOJI.

Boor-trioxyite, B/^, wordt door gloeiing van boorzuur verkregen en is een glasachtige massa, die het soortelijk gewicht 1,8 heeft, en slechts bij zeer hooge gloeihitte een weinig vluchtig is. Met water samengebracht vormt het boorzuur, dat alsdan in een overmaat van water oplost.

HoorstikNtor, BN, ontstaat door rechtstreeks amorph borium met stikstof te verhitten, verder door borium in een atmosfeer van ammonia, of een mengsel van boortrioxyde en kool in stikstofgas of lucht te gloeien. Het is een wit, amorph poeder, dat bij verhitting in een vlam een uiterst intensief, groen licht verspreidt. Wordt het met waterdamp op 200° C verwarmd, dan wordt boorzuur en ammonia gevormd;

Bij de hiervóór behandelde vier groepen van elementen en de ver-bindingen van deze met waterstof, de halogenen en zuurstof, hebben wij herhaaldelijk gewezen op den samenhang, dien men opmerkt tusschen hunne physische en scheikundige eigenschappen en hunne atoomgewichten, zoowel wanneer de elementen eener groep onderling, als ook wanneer de verschillende groepen met elkander worden vergeleken. Worden nu allo elementen volgens de grootte hunner atoomgewichten gerangschikt, zooals in de tabel op de volgende bladzijde is geschied, dan vindt men dat het eerste element met het 8^sle, 15^de, 22^sll! enz., het tweede met het O¹¹⁶ enz., het derde met bet lü^,le enz. enz. in vele eigenschappen overeenkomt, zoodat op deze wijze 7 groepen van analogische elementen worden gevormd. Zeven achtereenvolgende elementen vormen derhalve eene reeks van niet of weinig op elkander gelijkende termen, die men eene hetero loge reeks kan noemen. Daarbij valt echter op te merken, dat de overeenkomst tusschen het l^slu en 45^dc, het 8^sle en 22^,lc enz. element grooter is dan tusschen het l^slc en 8^sle, het IS⁴⁰ en 22quot;° enz.; zoodat men behalve de heterologe reeks van 7 termen nog een grootere van 14 termen kan onderscheiden; zoo gelijkt b. v. kalium meer op rubidium dan op natrium, magnesium meer op zink dan op calcium, phosphorus meer op arsenicum dan op vanadium enz. Elk van de 7 groepen van analogische elementen moet dus naar de meerdere of mindere overeenkomst barer termen in twee ondergroepen worden verdeeld. Zoo hebben wij bij de groep van het beryllium de twee ondergroepen: magnesium, zink, cadmium, kwikzilver—en calcium, strontium, barium; in de stikstofgroep hebben wij de ondergroepen: phosphorus, arsenicum, antimonium, bismuth — en vanadium, niobium, tantalium. De eerste 7 elementen van lithium af tot ea met lluorium, die de kleinste atoomgewichten

bezitten, wijken van de overige elementen, die tot dezelfde groep behooren, eenigszins af. Verder valt nog optemerken, dat tussclien twee groote reeksen telkens 4 elementen worden gevonden, die nagenoeg hetzelfde atoomgewicht bezitten, en ook in eigenschappen zeer veel met elkander overeenkomen; in zeker opzicht vormen zij een overgang van de elementen van groep VH tot die van groep I en 11. Zij zijn in de 8'^te groep vereenigd, en hunne laatste termen koper, zilver en goud zijn nog eens in groep I opgenomen.

Uit de tabel blijkt verder, dat de atoomgewichten van alle elementen eener heterologe reeks een nagenoeg gelijk bedrag van de atoomgewichten der elementen van de daarop volgende reeks verschillen; zoo bedraagt b. v. de differens van de atoomgewichten der l^sle en 2'^lc reeks ongeveer 16; evengroot is de differens van de atoomgewichten der 2^d0 en ï]¹¹⁰ reeks; vandaar naar de 4^de reeks nemen de atoomgewichten dor elementen met circa 24 toe enz. Over het algemeen verkrijgt men, door een gelijk bedrag te voegen bij de atoomgewichten der verschillende elementen, die tot ééne heterologe reeks behooren, de atoomgewichten voor de elementen van een andere heterologe reeks; en vindt dus dat overeenkomstige eigenschappen terugkeeren, wanneer de atoomgewichten met een zekere grootheid toenemen. Men drukt dit ook uit door te zeggen, dat de eigenschappen der eleme aten eene periodieke functie zijn van hunne atoomgewichten. Er moet echter op gewezen worden, dat die rangschikking nog niet delinitief is vastgesteld; daar de atoomgewichten van sommige elementen niet nauwkeurig zijn bepaald, en men in verscheiden reeksen ledige vakken vindt, die misschien later door tot nu toe niet ontdekte elementen zullen worden aangevuld. Misschien ook, dat de rangschikking nog verscheidene veranderingen zal ondergaan, of dat de afhankelijkheid van de eigenschappen der elementen van hunne atoomgewichten latei-in een anderen vorm zal worden voorgesteld; zooveel is echter nu reeds zeker, dat deze afhankelijkheid bestaat, en dat over het algemeen de gegeven tabel den samenhang tusschen de eigenschappen en de atoomgewichten der elementen aanschouwelijk maakt. Voorloopig zullen wij de periodiciteit der atoomgewichten in hare verhouding tot de valens bespreken, om later bij de behandeling der metalen ook op den samenhang tusschen haar en andere eigenschappen acht te slaan.

Om de medegedeelde tabel te kunnen samenstellen zijn de atoomgewichten van enkele elementen meer of minder veranderd; dit is natuurlijk echter slechts bij die atoomgewichten geschied, die nog niet met zekerheid zijn vastgesteld. Zoo is liet atoomgewicht van het indium met de helft vergroot, dat van het uranium

verdubbeld. Door de bepaling van do soortelijke warmte (bladz. 2''7) is het nieuwe atoomgewicht van het indium reeds bevestigd; dat van het uranium is door andere onderzoekingen zeer waarschijnlijk gemaakt. Geringere veranderingen hebben de atoomgewichten ondergaan van hot tellurium — 125 in plaats van •128'— van het osmium — 195 in plaats van 198,0 — van het lt;*oud

— 88 in plaats van 61,7 — voor didymium — 138 in plaats van 95 — voor erbium — 178 in plaats van 112,0 — voor cerium

— 140 in plaats van 92 — voor lanthanium — 180 in plaats van 90 — zijn slechts voorloopig, daar deze schaars voorkomende elementen zeer onvoldoende zijn onderzocht; ook de vroeger aangenomen atoomgewichten berusten op geen zekeren grondslag. Scheen vroeger de grootte van de atoomgewichten aan geen regelgebonden te zijn, door de rangschikking der elementen volgens deze getallen, wordt tevens een middel aan de hand gegeven, om deze te con-troleeren, en in elk geval tot nieuwe onderzoekingen aangespoord.

Zeer aanschouwelijk maakt de tabel de verhouding van de me-talloïden tot de metalen. In groep I vindon wij de meest positieve, de krachtigste bases vormende metalen Li, Na, K, Rb en Cs in groep VII de krachtigste metalloïden Fl, Cl, Br en J. In de daar-tusschen gelogen groepen wordt het metaalachtige resp. metalloïde karakter langzamerhand zwakker. De in de tabel getrokken gestippelde lijn geeft ongeveer de grens aan tusschen metalen quot;en metalloïden. In elke greep vindt men verder dat van de twee ondergroepen, die daartoe behooren, de eene een meer me taalachtig, de andere een meer metalloid karakter bezit; zoo b. v. behoort bij de metalloïde ondergroep P, As, Sb, de meer metaalachtige V, Nb en Ta, bij de metalloïde ondergroep S, Se, Te de minder metalloïde Cr, Mo, W en U. De elementen, die tot de groep VIII vereenigd zijn, vormen den overgang van deze minder metalloïde elementen tot de minder metaalachtige ondemroen Zn Cd en Hg van groep II.

De afhankelijkheid van de eigenschappen dor elementen van hunne atoomgewichten leidt tot de veronderstelling, dat do elementaire atomen zijn ontstaan door verdichting van verschillende hoeveelheden van een en dezelfde oorspronkelijke materie, met één woord, dat er slechts één waar element bestaat. De reeds veel vroeger door Prout geopperde hypothese, dat dit element de waterstof is, werd wedorlegd door de met buitengewone nauwkeurigheid uitgevoerde onderzoekingen van Stass, die tot resultaat hadden, dat do atoomgewichten van verscheidene elementen zeker niet waren veelvouden van dat van de waterstof. De door hem voor do atoomgewichten gevonden getallen zijn, wanneer de waterstof als eenheid wordt aangenomen, van

Do gewoonlijk en ook in dit leerboek aangenomen atoomgewich-ten zijn slechts afgeronde getallen, omdat deze voor het gewone gebruik nauwkeurig genoeg zijn. Wanneer voor alle elementen de atoonigewichten met gelijke nauwkeurigheid zijn vastgesteld, zal men eerst in staat zijn de oorzaken te discuteeren van den samenhang, dio er blijkbaar bestaat tusschen de grootte der atoomgewichten en de eigenschappen der elementen.

In groep I van de tabel bevinden zich de univalente, in groep II de bivalente metalen. Groep III bevat het trivalente metalloid borium (dat echter geen waterstofverbindingen oplevert) en de trivalente metalen aluminium, indium en thallium. Groep IV bezit de grootste waterstofvalentie; van hier af neemt deze valentie weder af: groep V namelijk is trivaient, groep VI bivalent en groei) \1I univalent. Deze valentie is voor de elementen afgeleid uit luiuue waterstofverbindingen met het grootste waterstofgehalte (1), of wanneer deze niet bekend zijn, zooals bij het borium en de metalen, uit hunne halogeenverbindmgen:

De elementen van de vier eerste groepen geven met de halogenen geen verbindingen met grooter halogeengehalte; daarentegen kunnen de elementen der drie volgende groepen, zooals wij op bladz. 148 hebben gezien, zich ook niet een grooter aantal van halogeenatomen vereenigen, b. v. PC1₅, SCU, Jljr₃ enz. Deze grootere valentie van die elementen komt nog duidelijker uit bij hunne zuurstofverbindingen. De hoogste oxyden der zeven groepen, die nog in staat zijn, zouten te vormen, de zout vormende oxyden, vormen de volgende reeks;

(1) De nietalloidon en vele metalen vormen met de univalente koolwaterstofradicalen, zooals OH,, C-Hs, C ;t H 7 enz. verbindingen, die veel met de waterstofverbindingen overeenkomen. In deze verbindingen, die in de organische scheikunde nader worden behandeld, hebben de elementen 'dezelfde valentie als in hunne waterstofverbindingen 111

b. v. As(CH₃)_s, Si(GH₃)i enz. Bij die elementen dus, die geen verbindingen met waterstof maar wel met koolwaterstofgroepen opleveren, kunnen deze laatste dienen,

om de grootte dezer valentie vast te stellen b. v. Zn(CH3)z, NaGHs, A 1(011»,3, enz.

De elementen der vier eerste groepen bezitten dus in hunne oxyden dezelfde valentie als in hunne verbindingen met waterstof, met koolwaterstofradicalen en met de halogenen; van de vijfde tot de zevende groep neemt echter de grootte der halogeen- en zuur-stofvalentie in dezelfde mate toe, als de waterstofvalentie afneemt. Behalve deze hoogste oxyden, die zich ook door grootere standvastigheid kenmerken, kent men van de elementen dezer laatste groepen ook lagere oxyden van mindere bestendigheid, waarin zij

De samenstelling der hydroxylverbindingen of hydroxyden van de elementen van de zeven groepen komt met die der oxyden overeen. gt;e volgende reeks is de uitdrukking der maximumvalentie (bladz. 149):

Deze hydroxylverbindingen van de elementen van de vier eerste groepen bestaan in vrijen toestand, met uitzondering van C(OH)_t, waarvan slechts enkele derivaten bekend zijn. De hydroxyden van gioep I zijn sterke bases, die van groep 11 minder sterk, die van gioep III bezitten zwak basische eigenschappen. De hydroxyden van de drie laatste groepen zijn zuren; zij zijn echter zeer onbestendig ol zelfs onbekend: door afscheiding van 1 resp. 2 en 3 moleculen

Uit liet hydi-aat S(OH), ontstaat namelijk door afsplitsing van H₂0 het zwaveligzuur SO(OH)₂ (bladz. 106), uit Cl(011)₅ door afsplitsing van SILO liet chloorzuur C10₂.0H, uit C1(01I)3 door verlies van H.,0, het chlorigzuur ClO.OH. De hydroxyden P(OH)3, SiOH),. en Cl(OII) zijn zeer onbestendig, en de beide eerste schijnen zich gemakkelijk om te zetten in HPO.(OH); en HSO.OH (bladz. 193 en 166).

In vole gpvallen kan men de hydraten der znren en de kristalwaterverbindingen als de hoogste hydroxylverbindingen of als de derivaten daarvan beschouwen. Zoo komt het tweede hydraat van het zwavelzuur SO_tH„2 H_sO (bladz. 172) overeen met S(OII)₆, hot hydraat NOjH 11,0 (bladz. 183) met NO{OII)3, het hydraat CI0₄H 2H₂0 (bladz. -158) mot C10(0I1)₃. Meerondeels zijn er geen zouten bekend, die door vervanging van waterstof uit het 1LO dezer zuren zijn ontstaan; enkele zouten kont men echter, zoo b. v. het basische natriumperjodaat JO.(ONa)₂(OH)3, hot zil-vorperjodaat JO(OAs)₅ beide afgeleid van hot perjoodzuurhydraat ,10.11 2 H₂0 of JO.(OH)₅, verder het zilverperjodaat J0₂(0Ag)₃, afgeleid van .I0₄H II₂0 of J0₂(0U)3. Ook vele zouten met kristalwater kunnen als afkomelingen van deze hoogero hydroxylverbindingen worden beschouwd, wanneer men aanneemt dat slechts een gedeelte van de waterstof van deze door metalen is vervangen.

Uit het voorgaande blijkt over het algemeen dat er samenhang bestaat tusschen de grootte der atoomgewichten en de valentie, en wel niet alleen do constante waterstofvalentie, maar evenzeer de wisselende zuurstof- of halogeen valentie; een samenhang, die door de rangschikking, zooals zij in de tabel op bladz. 226 heeft plaats gehad, aanschouwelijk wordt gemaakt.

Ofschoou er geen scherpe greus bestaat tusscheu metalen en metalloïden, zijn deze twee klassen van elementen door hare alge-meene eigenschappen tocli genoegzaam van elkander te onderschelden. In een physisch opzicht worden de metalen door hun uitwendig aanzien en door hun geleidingsvermogen voor warmte en electriciteit gekenmerkt. Scheikundig zijn vooral de basische eigenschappen hunner oxyden karakteristiek; wij zullen echter zien dat die basische eigenschappen trapsgewijze zwakker worden, naarmate het aantal zuurstofatomen, die daarin met één atoom van de metalen verbonden is, toeneemt, zoo zelfs dat bij vele metalen de hoogste oxyden als anhydriden van zuren zijn te beschouwen.

Cwlans en kleur. Samenhangende massa's bezitten een eigen-aardigen glans, dien men metaalglans noemt; in poedervorm daarentegen hebben zij dien glans niet, maar herkrijgen hem, wanneer men het poeder met een bruineerstaal wrijft. De meeste metalen hebben in samenhangenden toestand een witachtig grijze kleur, slechts goud is geel en koper rood; in poedervorm zijn ze alle zwart.

De ware kleur van de metalen vertoont zich slechts, wanneer men liet licht herhaalde maten op dn oppervlakte van hetzelfde metaal laat terugkaatsen. Alsdan is goud rood, koper scharlakenrood, zink indigoblauw, ijzer violet en zilver geel.

De metalen zijn ondoorzichtig, slechts het goud, dat tot zeer dunne blaadjes kan worden geplet, iaat groen licht door, dat complementair is met het roode licht, door het goud teruggekaatst.

Kristalvorm, De meeste metalen kristailiseeren in het regelmatige , slechts het bismuth in het hexagonale en het tin in het quadratische stelsel.

Soortelijk gewicht. Atoom vol n m egt; Het soortelijk gewicht van de metalen is zeer verschillend, zooals blijkt uit de volgende tabel, die tevens doet uitkomen dat ook de wijze van bewerking van het metaal invloed uitoefent op de grootte van het soortelijk gewicht.

Deelt men het atoomgewicht van een element door zijn soortelijk gewicht in vasten toestand, dan verkrijgt men een quotiënt, dat men soortelijk volume of atoomvolume genoemd heeft, en dat uitdrukt hoe groot de ruimte in cM³. is, die een hoeveelheid van dat element, gelijk aan het atoomgewicht in G uitgedrukt, ver-

wil dus zeggen, dat 23 G natrium 23,7 cM³. vervullen. Rangschikt men nu de elementen volgens de grootte van hunne atoomgewichten en plaatst onder elk element het getal voor het atoorn-volume , dan zal men opmerken dat dit getal periodiek af- en toeneemt, en wel zoo dat in elk van de 2 eerste horizontaalreeksen het atoomvolume van oen maximum door een minimum heen tot een ander maximum gaat, terwijl van de 3de horizontaalreeks af de periodieke af- en toeneming van hot atoomvolume telkens 2 horizontaalreeksen omvat, zoodat b. v. in de 3de reeks het atoom-volume van een maximum uitgaande tot een minimum daalt, om in de -4^lle reeks van dit minimum weder tot een maximum op te stijgen. Dit blijkt uit de volgende tabel die de atoomvolumen bevat,

zoover als zij bekend zijn; en wel zijn die getallen geplaatst onder de teekens der elementen, die gerangschikt zijn evenals in de tabel op bladz. 220.

Do metalen, die een kleiner soortelijk gewicht dan 5 hebben, worden lichte, de andere worden zware metalen genoemd. De lichte metalen zijn ook van de zware onderscheiden door een grootore affiniteit tot zuurstof; zij worden derhalve gemakkelijker geoxy-deerd, en hunne oxyden zijn meestal oplosbaar in water en hebben sterk basische eigenschappen. De oxyden der zware metalen zijn evenals hunne sulfuren onoplosbaar in water, en bezitten de eigen-

(1) Het soortelijk gewicht van diamant heeft gediend ter berekening van het atoomvolume; neemt men het soortelijk gewicht van graphiet, dan wordt het atoomvolume 5,30.

(6) De soortelijke gewichten van nioliium en tantalium zijn niet volkomen r.auwkeurig bepaald; waarschijnlijk zijn do getallen voor de atoomvolumen een weinig ta groot.

(7! Tengevolge van de onzekerheid, die omtrent do juiste atoomgowichten van didy-muim, cerium en lanthanium bestaat, zijn natuurlijk ook do atoomvolumen voor deze elementen niet zeker.

schappen der bases in mindere mate. Hunne in de natuur voorkomende verbindingen hébben veelal metaalglans en worden ertsen genoemd.

IMetbaarheUl. De meeste metalen kunnen worden geplet en tot draden getrokken; goud en zilver staan in dit opzicht bovenaan; slechts enkele metalen, die tegelijkertijd ook een metalloïdisch karakter bezitten, zooals bismuth, chromium, molybdenium, tin enz. zijn bros, en vallen onder den hamer in stukken uiteen.

Sinelthaariieid. Alle metalen met uitzondering van het kwikzilver zijn bij gewono temperatuur vast; zij kunnen echter gesmolten worden, ofschoon hun smeltpunt zeer uiteenloopt, zooals uit de vol-

VI■■rlitls^liciil. Slechts het kwikzilver verdampt bij gewone temperatuur eu kookt bij 350^ü C. Enkele, zooals kalium, natrium magnesium, zink en cadmium kunnen bij roodgloeihitte gedistilleerd worden; en van de moeilijk smeltbare metalen is het ijzer in den Bessemer-oven, het zilver en platinum bij de hitte der knalgasvlam in dampvorm verkregen.

Soortelijke warmte. Atoom warmte. Onder de physische eigenschappen van de metalen bekleedt de soortelijke warmte, wegens hare belangrijkheid in een scheikundig opzicht, een eerste plaats; daar zij, zooals wij terstond zullen zien, kan dienen ter bepaling van de grootte der atoomgewichten. Om eenzelfde gewichtshoeveelheid van verschillende stoffen te verwarmen, zijn namelijk zeer verschillende warmtehoeveelheden noodig. Brengen wij b. v. bij 1 KG. water van 0° 0 i KG. water van i00^oC, dan is de temperatuur van het verkregen mengsel van 2 KG. gelijk aan 50° C. Brengt men echter bij 1 KG. water van 0° O 1 KG. kwikzilver van 100quot; C, dan zal de temperatuur van het verkregen mengsel slechts 1.7quot; C bedragen. Hieruit volgt dat de warmtehoeveelheid, in een KG. water van 100° C aanwezig, zich verhoudt tot die, welke in een KG. kwikzilver van dezelfde temperatuur aanwezig is, als 50 tot 1,7. De

warmtecapaciteit van liet water is dus ongeveer 30 maal grooter, dan die van het kwikzilver. Het water heeft van alle bekende stofleu, alleen de waterstof uitgezonderd, de grootste warmtecapaciteit of soortelijke warmte. Men neemt zijne soortelijke warmte als eenheid aan, zoodat de soortelijke warmte van het kwikzilver b. v. wordt uitgedrukt door '/so-

Vergelijkt men nu de soortelijke warmte van de vaste elementen met hunne atoomgewichten, zoo vindt men dat zij daarmede nagenoeg omgekeerd evenredig zijn, en dat dus het product van soortelijke warmte en atoomgewicht nagenoeg een constant getal is. Aan dit getal hebben de ontdekkers van deze wet, Dulong en Petit, den naam van at oom warmte gegeven; het is gelegen tusschen 5,5 en 6,5. Hierbij valt echter op te merken dat de soortelijke warmte met de temperatuur veranderingen ondergaat; maar door de onderzoekingen van H. F. Weber is het zeer waar-schijnlijk geworden, dat voor elk element een temperatuur bestaat, vanwaar de veranderlijkheid der soortelijke warmte met stijgende temperatuur niet meer van beteekenis is; en dat juist deze soortelijke warmte als grondslag moet dienen bij de berekening van de atoomwarmte van alle elementen.

He volgende tabel geeft in kolom E de elementen, in kolom W hunne soortelijke warmte, in kolom t de temperatuur, waarvoor zij gevonden is, in kolom A hun atoomgewicht en in kolom W X A hunne atoomwarmte.

(1) Volgens de onderzoekingen van Hampe (zie do noot op bladz. 222) is het gekristalliseerde borium geen element, en zijn derhalve de getallen voor de soortelijke warmte, die in do tabel zijn opgenomen, niet geldig voor het element.

Uit de tabel blijkt onder anderen dat de modificaties van de koolstof, diamant en graphiet, bij lagere temperaturen verschillende

soortelijke warmte bezitten, dat echter voor hoogere temperatuur liet verschil minder groot wordt, om bij 600° C geheel te verdwijnen. Amorphe kool heeft bij alle temperaturen dezelfde soortelijke warmte als graphiet.

De omstandigheid, dat de gevonden getallen voor de atoomwarmte niet voor alle elementen volkomen identisch zijn, kan voor sommige elementen zeker daaraan worden toegeschreven, dat hunne soortelijke warmte niet nauwkeurig genoeg bepaald is; voor andere zal waarschijnlijk hare bepaling niet geschied z'yn voor die temperatuur, waarbij zij geene verandering meer ondergaat. De soortelijke warmte kan derhalve voor de afleiding van de ware grootte der atoomgewichten dienen; daar volgens het bovenstaande het atoomgewicht gelijk is aan 0,4 gedeeld door de gevondene soortelijke war nit e:

De op deze wijze gevonden atoomgewichten, de zoogenoemde thermische atoomgewichten, zijn nagenoeg identisch met de atoomgewichten, die volgens de regelen op bladz. 46 gegeven, uit de dampdichtheid van de elementen en hunne vluchtige verbindingen zijn afgeleid. Voor het geval, dat een element geena vluchtige verbindingen oplevert, is derhalve de bepaling van zijne soortelijke warmte het eenige zekere middel om het ware atoomgewicht te vinden. Zoo heeft men b. v. door de analyse van de indium verbindingen met groote nauwkeurigheid het equivalentgewicht (bladz. 146) van dit metaal gelijk aan 37,8 gevonden. Vluchtige indium-verbindingen, waarvan de dampdichtheid is kunnen worden bepaald, zijn niet bekend; men weet derhalve niet of het atoomgewicht van het indium gelijk één- of twee- of drie- of meermalen het equivalentgewicht moet zijn. Nu heeft men de soortelijke warmte van het indium gelijk aan 0,057 gevonden, waaruit het thermische atoom-6,4

gewicht j—= 112,5 volgt; een getal, dat zoo dichtbij de drievoudige waarde van het equivalentgewicht van het indium 113,4 (=37,8x3) komt, dat het ware atoomgewicht van het indium wezenlijk 113,4 moet zijn en het indium dus (bladz. 146) een trivalent metaal is.

Vermenigvuldigt men de soortelijke warmte van de scheikundige verbindingen in vasten toestand niet haar moleculairgewicht, dan verkrijgt men de mol ecu! en warm te. Door de onderzoekingen nu van Neumann en Kopp is gebleken, dat de moleculenwarmte gelijk is aan de som van de atoomwarmten der elementen, die de

molecule samenstellen. Zoo is b. v. de soortelijke warmte van zwavelzilver AgoS gelijk aan 0,0746 gevonden, het moleculairge-vvicht van Ag„S is gelijk 248, de moleculenwarmte dus gelijk aan 18,5. De atoomwarmte voor zilver is 6,1, die voor zwavel 5,7 dus de som van de atoomwarmten 2 x 6,1 5,7 = 17,9, een getal, dat met het gevondene, zoo goed als men verwachten kan, overeenstemt. Men kan derhalve de atoomwarmte van elementen, die niet in vasten toestand bekend zijn, uit de moleculenwarmte van hunne verbindingen berekenen. Op deze wijze heeft men voor de stikstof 6,4, voor chloor 6,4, voor fluorium 5, voor zuurstof 4 en voor waterstof 2,3 als atoomwarmte gevonden. In gasvormigen toestand hebben die elementen met uitzondering van de waterstof een kleinere atoomwarmte, zooals uit de volgende voorbeelden blijkt:

Tlanikleuring' door metalen. Spectraalanalyse. Worden sommige metaalverbindingen in een niet lichtende vlam gebracht, dan wordt deze op eene, voor een bepaald metaal kenmerkende, wijze gekleurd. Zoo wordt de vlam b. v. door natriumverbindingen geel, door kaliumverbindingen paarsch, door strontium verbindingen rood, door thalliumverbindingen groen enz. gekleurd. liet op deze wijze gevormde licht kan, evenals elk ander licht, door een prisma worden ontleed, en levert alsdan een spectrum op, welks beschouwing den grondslag levert voor de spectraalanalytische onderzoekingsmethode, die in het jaar 1859 door Bunsen en Kirciihoff ontdekt is, en die wegens hare belangrijke toepassingen en hare universeele beteekenis een van de gewichtigste ontdekkingen van onzen tijd mag genoemd worden.

Zooals bekend is, straalt elk vast of vloeibaar lichaam, dat tot witgloeihitte is gebracht, b. v. gesmolten platinum, kalk in de knalgasvlam verhit, gloeiende kool van de koolwaterstofvlam, licht uit van elke breekbaarheid, welk licht, wanneer het door een driezijdig prisma wordt gebroken, een samenhangend spectrum oplevert, waarin alle kleuren van den regenboog in de volgorde rood, oranje, geel, groen, blauw, indigo, violet voorkomen. Gloeiende gassen of dampen daarentegen stralen licht uit van een bepaalde breekbaarheid en leveren derhalve een spectrum, dat slechts enkele

van elkander gescheiden, gekleurde strepen bevat. Zoo bestaat het spectrum van de gele natriumvlam uit een gele, zeer heldere streep, die bij eenige vergrooting blijkt samengesteld te zijn uit twee, zeer dicht bij elkander gelegen strepen. Deze reactie is zoo gevoelig,

liet paarsche kaliumlicht levert een spectrum op, dat uit een roode en blauwe streep bestaat; het roode strontiumlicht geeft verscheidene roode en één blauwe streep (zie de spectraalplaat). Elk dezer strepen is veroorzaakt door licht van bepaalde breekbaarheid en beslaat derhalve in het spectrum een bepaalde plaats.

Worden in een vlam verschillende kleurende stoffen gebracht, dan overdekt gewoonlijk de intensievere kleur de minder sterke; in het spectrum van een zoodanige vlam ziet men echter de strepen, die aan het licht van elke stof toekomen, naast elkander of ook, voor het geval dat er een verschil in vluchtigheid bij de verschillende stoffen bestaat, achter elkander optreden, en heeft zoodoende een middel gevonden, om zelfs kleine hoeveelheden van verschillende metalen gelijktijdig op te sporen.

Om het spectrum te observeereu maakt men in het laboratorium gebruik van den spectroscoop, die in Fig. 73 is afgebeeld.

Op een massief voetstuk is een plaat bevestigd, die in het midden liet prisma P draagt, dat uit flintglas bestaat. Aan diezelfde plaat is bevestigd de buis A, die aan haar eene einde gesloten is met een plaat, die bestaat uit twee stukkeu, welke door middel van een

schroef van elkander verwijderd en tot elkander gebracht kunnen worden, zoodat men een verticale streep van verschillende breedte kan doen ontstaan. Voor deze spleet plaatst men het licht, dat onderzocht moet worden. De lichtstralen, die door de spleet in de buis A treden, worden inet behulp van eene hierin aanwezige verzamel lens op het prisma F geworpen, en de hierdoor gebroken stralen, het spectrum, inet den astronomischen kijker B geobserveerd. Om de plaats van de spectraalstrepen te kunnen bepalen dient de buis C, waarvan het uiteinde gesloten is door een doorzichtige, horizontale millimeterscbaal. Plaatst men voor die schaal een lichtende vlam, dan wordt zij dooi' het voorste prismavlak zoo teruggekaatst, dat men in den kijker gelijktijdig het te onderzoeken spectrum en de deelstrepen der schaal ziet. Zoodoende wordt het gemakkelijk, de plaats der spectraalstrepen met juistheid vast te stellen.

Om gelijktijdig twee spectra te kunnen onderzoeken en met elkander te vergelijken wordt voor de eene helft van de spleet van buis A een driezijdig rechthoekig glazen prisma bevestigd, dat de stralen vau een zijdelings geplaatste lichtbron ƒ door de buis A naar het prisma P leidt. Op deze wijze ziet men in den kijker li gelijktijdig twee horizontale spectra, het eene boven, het andere beneden, en daartusschen de verlichte millimeterscbaal.

Het beschreven spectroscoop wordt gewoonlijk in het scheikundig laboratorium gebruikt. Voor bepaalde doeleinden, b. v. voor ini-croscopisch onderzoek , voor beschouwing van het spectrum van zon cn sterren, heeft men echter spectroscopen, die op bijzondere wijze zijn ingericht. Om zeer breede en gedetailleerde spectra te verkrijgen, laat men het licht door verscheidene (3—0) prisma's gaan, die bestaan uit holle glazen, welke gevuld zijn met CS.,, een vloeistof, die het licht zeer sterk breekt.

Om de spectra der metalen te kunnen beschouwen is het in vele gevallen, b. v. bij de metalen der alkaliën en aardachtige alkaliën voldoende, hunne vluchtige zouten in een niet lichtende gas- of spiritusvlam te brengen. Hierdoor worden meestal de metalen gereduceerd en verkrijgt men dus de spectra van de vrije metalen zelf. Zoo wordt b. v. natriuinchloruur aanvankelijk in de vlam dooide verhitte waterdamp, die zij bevat, omgezet in HC1 en NaOIJ, en dit laatste door de koolstof van de gloeiende gassen gereduceerd tot natrium, dat aan de vlam de gele kleur geeft. Moeilijk ont-leedbare verbindingen, zooals vele bariumzouten en voornamelijk koperverbindingen, leveren dikwijls spectra op, die zich van de spectra der vrije metalen onderscheiden.

dan die van de gasvlam, om in damp te kunnen worden veranderd. Om nu de spectra van deze metalen te kunnen observeeren, laat men electrieke vonken overspringen tusscheu electroden, die uit deze metalen zijn vervaardigd, waardoor sporen hiervan gloeiend gemaakt en vervluelitigd worden. Op deze wijze kunnen alle metalen worden onderzocht, zelfs die het moeilijkst te vervluchtigen zijn, zooals goud, ijzer en platinum. De spectra hiervan zijn meest zeer ingewikkeld en bestaan uit een groot aantal strepen; zoo zijn b. v. bij liet ijzer meer dan 450 strepen opgemerkt.

Ook de spectra van de gasvormige elementen kunnen worden verkregen, door electrieke vonken er door te leiden; de vonken worden alsdan, naarmate het gas verschillend is, verschillend gekleurd. Waterstof b. v. straalt rood licht uit, dat door het prisma in een lichtroode, eeu blauwe en een groene streep wordt ontleed; stikstof gloeit met paars licht en levert een spectrum op, dat uit zeer vele strepen bestaat, waarvan de paarse bijzonder duidelijk zijn. Gemakkelijker kunnen de spectra van de gassen worden verkregen, wanneer door de GEissLERSche buizen, die met zeer verdunde gassen zijn gevuld, een inductiestroom wordt geleid.

De spectraalanalvse kan, zooals uit liet bovenstaande blijkt, dienen om de aanwezigheid van de verschillende elementen a»n te toonen, zelfs wanneer de te onderzoeken stof slechts sporen daarvan bevat. Zij heeft echter ook dienst gedaan om nieuwe elementen te ontdekken; Bunsen en Kirchhoff leerden op deze wijze (1800) het caesium en rubidium, Grookes (1861) liet thallium en Reich en Richter (1863) het indium kennen.

Behalve de zooeven beschreven lichtende spectra kent men ook donkere absorptiespectra. Leidt men stralen van wit licht, die een samenhangend spectrum opleveren, door verschillende doorzichtige vaste of vloeibare stoiïen, dan worden hierdoor stralen van bepaalde breekbaarheid geabsorbeerd, de overige echter doorgelaten. In het spectroscoop ziet men derhalve het spectrum door donkere strepen afgebroken. Overeenkomstige verschijnselen nemen wij bij gassen waar. Wit licht, dat door een sterke luchtlaag is heengegaan, levert een spectrum op, dat verschillende donkere strepen vertoont, die voor stikstof, zuurstof en waterdamp kenmerkend zijn. Een verreweg grooter absorptievermogen bezitten echter alle gloeiende gassen of dampen. Wordt wit licht, dat een samenhangend spectrum geeft, b. v. Drummonds kalklicht, door de gele natrium-vlam of door gloeiende natriumdampen geleid, dan zien wij in het hieruit verkregen spectrum een donkere streep, die op dezelfde plaats te voorschijn komt, waar anders de gele natriumstreep

wordt verkregen; fle gele imtriumstreep is dus in een donkere streep veranderd. Wordt wit licht door een kaliurnvlam geleid, dan verkrijgt men 2 donkere strepen en wel nauwkeurig op die plaats, waar anders de roode en de blauwe streep van liet kaliumspectrum zouden optreden. Dergelijke spectra worden de omgekeerde spectra van de metalen genoemd. Zij zijn op de boven vermelde wijze bij alle elementen waar te nomen. De oorzaak van deze verschijnselen kan worden uitgedrukt door de stelling, die Kirchhoff uit de undulatietheorie van het licht hoeft afgeleid, namelijk dat alle stoffen slechts licht absorb eer e u van die breekbaarheid, dat zij bij dezelfde temperatuur uitstralen. Wordt dus wit licht door een gele natriumvlam geleid, dan worden slechts gele stralen geabsorbeerd, allo andere daarentegen b'yua onverzwakt doorgelaten. In het spectrum van dit licht zullen dus niet gevonden worden de gele stralen van die breekbaarheid, die door de natriumvlam worden geabsorbeerd; en daar het licht, dat van de natriumvlam zelf uitgaat, betrekkelijk zwak is ten opzichte van de bron van wit licht, zal de gele streep, door de natriumvlam voortgebracht, veel donkerder zijn dan het andere spectrum; wij zullen derhalve in haar plaats een donkere streep waarnemen.

Deze verschijnselen kunnen dienen om ons in te lichten omtrent den aard van de elementen, die op de zon en andere hemellichamen gevonden worden. Een nauwkeurige beschouwing van het zonnespectrum laat namelijk zien dat het niet volkomen samenhangend is, maar op verscheidene plaatsen door donkere strepen wordt afgebroken, die, naar den ontdekker van dit feit, Fuaüexiiofeu-sche strepen worden genoemd. Kirchhoff heeft nu de volgende hypothese van de natuur der zon opgesteld, die in verband met het voorgaande dit verschijnsel verklaart. De zon namelijk bestaat uit een lichtgevende, gloeiende, vaste of vloeibare kern, die door een atmosfeer van gloeiende gassen of dampen is omgeven. Derhalve moet het zonnespectrum afgebroken zijn door de donkere strepen van de omgekeerde spectra van die gassen of dampen, die in de atmosfeer van de zon aanwezig zijn. Worden nu de Frauen-hofersche strepen met de omgekeerde spectra van de verschillende elementen vergeleken, dan vindt men dat in de atmosfeer der zon voornamelijk de elementen ijzer, natrium, magnesium, calcium, chromium, nikkel, barium, koper, zink en waterstof voorkomen-Zoo heeft men b. v. in het zonnespectrum al die donkere strepen gevonden, die overeenkomen met de 450 strepen van het ijzorspec-trum. Het spreekt van zelf, dat eene zoo nauwkeurige overeenstemming aan de hypothese van Kirchhoff een zeer hoogen graad van waarschijnlijkheid geeft.

De onderzoeking van het zounespectrum heeft nog vele andere verschijnselen opgehelderd, die op de oppervlakte der zon plaats hebben, en zoodoende is een meteorologie der zon gegrondvest. Ook de overige tot nu toe onderzochte vaste sterren hebben een soortgelijke constitutie als de zon. Zij leveren spectra, die door donkere strepen zijn afgebroken, en bestaan dus eveneens uit gloeiende kernen, die door een atmosfeer van gloeiende gassen of dampen zijn omgeven. Eenige nevelvlekken daarentegen bestaan slechts uit niet gecondenseerde, gloeiende damp- of gasmassa's, daar zij afgebroken spectra geven, die slechts uit enkele lichtende strepen bestaan.

liCs-eeriiijEren of alliages. Amalgamen. De metalen vereenigen zich over het algemeen gemakkelijk met de metalloïden en vormen daarmede goed gekarakteriseerde verbindingen, wier eigenschappen zich wezenlijk van die der samenstellende elementen onderscheiden. Hoe grooter het scheikundig verschil van twee stollen is, des te sterker is over liet algemeen de affiniteit, die zij tot elkander bezitten, des te bestendiger zijn de verkregen productenj en des te meer onderscheiden zich deze in eigenschappen van de samenstellende elementen. Dienovereenkomstig hebben wij gezien, dat bases en zuren, metalen en metalloïden goed gekarakteriseerde, bestendige verbindingen opleveren, dat echter metalloïden, die tot ééne groep behooren, b. v. de elementen van de groep der halogenen, verbindingen geven, die weinig bestendig zijn en zich weinig van de samenstellende elementen onderscheiden. Evenzoo verkrijgt men door het samensmelten van metalen verbindingen, die gelijken op de metalen, waaruit zij zijn ontstaan, en die men legeeringen of alliages noemt.

De legeeringen zijn voor den vasten agregaatstoestand in hoofdzaak evenzoo te beschouwen als de oplossingen voor de vloeistoffen; beide vormen zij een overgang van mengsels tot ware scheikundige verbindingen. In beide gevallen hebben de bestanddeelen slechts een geringe affiniteit tot elkander, en vereenigen zich derhalve in bijna elke verhouding tot onbepaalde verbindingen (bladz. Gl). Wij weten echter dat in de oplossingen dikwijls bepaalde verbindingen van de opgeloste stof met het oplossingsmiddel bestaan; zoo bevat Ij. v. de waterige oplossing van zwavelzuur het hydraat S0₄l L.^ 11,0, die van het salpeterzuur het hydraat N0₃H.II₂0. (tok de oplossingen der zouten, die met kristalwater kristalliseeren, bevatten bij bepaalde temperaturen bepaalde verbindingen van deze met

water, h. v. SO_tNa₂.10n₂0, CuCL.G11._:0 enz. Iets dergelijks schijnt bij de legeeringen plaats te hebben; zeer dikwijls namelijk worden bij het afkoelen der gesmolten massa's kristallen afgescheiden, die verbindingen zijn van de metalen volgens atomistische verhoudingen; b. v. zink en antimonium geven een gekristalliseerde verbinding van de samenstelling Sb„Zu₃, zilver eu koper een kristalachtige van de samenstelling CiuAgj. In vele opzichten hebben echter de legeeringen de gemiddelde eigenschappen van de metalen, waaruit zij zijn samengesteld; wanneer verschillende metalen samengesmolten worden, kan men iegeeringen verkrijgen met die eigenschappen, welke men wenscht. Hierop berust juist de technische toepassing der legeeringen; goud en zilver b. v., die in zuiveren toestand zeer zacht zijn, verkrijgen een grootere hardheid, wanneer zij met koper worden samengesmolten, en koper wordt op zijne beurt door toevoeging van zink in het hardere geel kopér (messing) veranderd. Andere eigenschappen van de alliages echter zijn niet het gemiddelde uit de eigenschappen van de samenstellende metalen; voornamelijk is dit niet het smeltpunt het geval, dat gewoonlijk verlaagd wordt; eene legeering van 8 deelen lood I), v. met 1quot;) deelen bismuth, i deelen tin en 3 doelen cadmium smelt reeds bij 05quot; C, ofschoon liet smeltpunt van elk van deze metalen boven '200quot; C is gelegen.

Kwikzilver is in staat bijna alle metalen op te lossen en vormt daarmede verbindingen, die amalgamen worden genoemd, en die meestal in kristalvorm kunnen worden verkregen.

De meeste metalen kunnen zich niet vereenigen met de waterstof, die in scheikundig opzicht veel met de metalen overeenkomt. Slechts het palladium vormt eene legeering Pd.dl (bladz. 18), eu kalium en natrium absorbeeren volgens Dkijhav bij 300°—400° C waterstof onder vorming der metaalachtige verbindingen lv.II en XaJI. Met het koper vormt het de poedervonnige verbinding Cutl. Het vermogen van enkele metalen, die tot de platinum- en ijzergroep be-hooren, om waterstof in de roodgloeihitte te laten diiïundeeren, berust waarschijnlijk ook daarop, dat de waterstof aan den eeneu kant van het metaal wordt geabsorbeerd, en aan den anderen kant verdampt.

Halo^cenverliiuiliu^eu. De metalen vereenigen zich direct met de halogenen tot zouten, die bij gewone temperatuur door water niet worden ontleed, eu die meestal zeer bestendig zijn; de halogeen verbindingen van de metalloulen daarentegen worden, met uitzondering van die van de koolstof, gemakkelijk door water ontleed. Dezelfde verbindingen kunnen ook worden verkregen door de inwerking van de haloïdzuren op de vrije metalen, op hunne oxyden.

Iivdroxyilen en carbonaten, in overeenstemming met ile bereidingswijze van de zonteu der oxyzuren. Een derde methode ter bereiding van metaal-chloruren en brom uren berust op de gelijktijdige inwerking van kool en chloor of bromium op de oxyden (verg), alumi-nmmchlqruur en siliciumchloruur).

In overeenstemming met de verschillende valenties van de metalen bestaan de volgende verbindingsvormen van de halogeen verbindingen:

Oxyileu en liyilroxytlen. ])e affiniteit van de metalen tot zuurstof is verschillend van grootte. Eenige metalen, met name die der zoogenoemde alkaliën en alkalische aarden, worden reeds bij gewone temperatuur door vochtige lucht geoxydeerd en ontleden het water zelfs bij lage temperaturen. Hunne oxyden lossen gemakkelijk op in water en vormen hiermede hydroxyden of hydraten, die sterke bases zijn en zelfs bij gloeihitte niet worden ontleed.

Andere, de zoogenoemde zware metalen, worden door de lucht slechts bij verhoogde temperatuur geoxydeerd, en ontleden ook het water alleen, wanneer zij hiermede worden verhit. Hunne oxyden zijn onoplosbaar in water en vereenigen zich hiermede meestal niet direct. Hunne hydroxyden worden gewoonlijk bereid door de inwerking van de hydroxyden van de alkalimetalen op de oplossingen van de zouten van de zware metalen:

Bij het verhitten worden die hydroxyden gemakkelijk in de oxyden en water ontleed:

Zij bezitten slechts zwak basische eigenschappen en hunne oplosbare zouten reageeren derhalve meestal zuur.

Eenige metalen eindelijk, zooals gouden platinum, de zoogenoemde edele metalen, vereenigen zich niet direct met zuurstof. Hunne oxyden moeten op indirecte wijze worden verkregen, en worden bij het verhitten in metaal en zuurstof ontleed.

De zoutvormende oxyden en hydroxyden van de metalen zijn het meest geschikt om hunne verschillende valentie te doen uitkomen. In overeenstemming met de 7 groepen van elementen op de tabel bladz. iMl hebben wij de volgende 7 vormen of typen van de hoogste zoutvormende oxyden:

De oxyden en hydroxyden van dc beide eerste vormen bezitten een sterk basisch karakter en leveren slechts met zuren zonten op.

De oxyden en hydroxyden van de beide volgende vormen hebben naast overwegend basische eigenschappen ook al eenige van de zuren. Zij lossen namelijk in de alkaliën op en vormen hiermede zouten, die van de hydroxyden kunnen worden afgeleid door vervanging van de waterstof van deze door de metalen der alkaliën, b. v.:

Deze normale hydroxyden zijn echver weinig bestendig; zij verliezen gemakkelijk water orn te veranderen in dc meta-hydroxy-den, die het zure karakter behouden. Zoo verkrijgt men uit het normale A1(0H)3 hot meta-hydroxyd AIO.OH en hieruit met KOU het zout A10.0K; van het normale Sii^Olrl)^ wordt, zooals wij bladz.

en hieruit het kaliumstannaat Sn0.(0K)₃ gevormd. Dc oxyden van de drie laatste groepen eindelijk hebben uitsluitend het karakter van anhydriden van zuren, en vormen alleen met bases zouten.

Hunne hoogste hydroxyden zijn weinig bestendig of bestaan in het geheel niet; zij verliezen één, twee en drie moleculen water en gaan hierdoor in de gewone zuren over (bladz. 231);

vormen ook de metalen, die hiertoe bchooren, oxyden en hydroxyden met geringer zuurstofgehalte, overeenkomende met een valentie van lager bedrag:

Deze verbindingen hebben meer het karakter van de bases, en wel in des te beslistere mate, hoe grooter het verschil is tusschen hun irehalte aan zuurstof en het maximum, dat die metalen van

ilit element kuunen opnemen, /ij gelijken in hunne eigenschappen op die hydroxyden van do metalen der drie eerste groepen, welke in valentie met hen overeenkomen.

W'.J zien dus dat de metalen van de 4 laatste groepen, evenais de metalloïden, in hunne verbindingen met zuurstof een wisselende valentie bezitten. Hetzelfde is het geval met hunne halogeenver-bindingen. In één opzicht schijnt echter verschil te bestaan. Hebben wij namelijk bij de metalloïden gezien dat, met eenige weinige uitzonderingen (bladz. 189), hunne valentie alleen door evene of alleen door onevene getallen kan worden uitgedrukt, bij de metalen heeft het wisselen van de valentie van een even tot een oneven getal menigvuldiger plaats. Wij moeten echter hierbij opmerken, dat wij geen zeker middel bezitten om van de meeste metaalverbindingen het ware moleculairgewicht vast te stellen, omdat zij niet in dampvorniigen toestand zijn te verkrijgen; en het is waarschijnlijk, dat de meeste van deze schijnbare anomaliën verklaard kunnen worden door verdubbeling van de formule en door de veronderstelling, dat inde molecule van deze verbindingen twee atomen van hetzelfde metaal met elkander zijn verbonden, evenals dit bij de koolstof het geval is (Vergel. de koper- en kwikzilververbindingen).

^ an de metalen van de twee eerste groepen zijn nog hoogere zuurstofverbindingen bekend, die superoxyden of peroxydeu worden genoemd, b. v. XiuCK, Ba0₂. Deze vormen geene zoi.ten en verliezen gemakkelijk één atoom zuurstof. Door de inwerking van verdunde zuren hierop wordt waterstof-peroxyde gevormd (blad:!. 68):

Op grond van deze reactie is het zeer waarschijnlijk, dat in deze peroxyden, evenals in het waterstof-peroxyde, de zuurstofatomen kettingvonnig met elkander zijn verbonden:

Bij de inwerking van geconcentreerde sterke zuren worden, onder ontwikkeling van zuurstof, zouten van de lagere oxydeu gevormd;

bij het verhitten met sterk zoutzuur wordt chloor vrij: RaO., 4 HC1 -- BaCI„ -f- 2 H₃0 CL.

Gewoonlijk worden alle, hoogere oxyden, die niet in staat zijn zouten te vormen, en die met zoutzuur chloor ontwikkelen, peroxyden genoemd; b. v. PbUo, luod-peroxyde. JltiU.. mangaan-peroxyde.

Waarschijnlijk bezitten deze echter niet de structuur van de ware pcroxyden, daar /.ij met verdunde zuren geen waterstof-peroxj'de opleveren. Het lood-dioxj'de PtiO^, b. v. komt in eigenschappen zeer

veel met SnO» overeen, en is zelfs in staat zich met bases te vereenigen. Hierin moet dus een rechtstreeksche binding van de twee zuurstofatomen door een quadrivalent loodatoom worden aangenomen. Het zoogenoemde, mangaan-peroxyde schijnt een meer

Eindelijk zijn van eenige univaleuto metalen oxyden bekend, die op i atomen metaal één atoom zuurstof bevatten, b. v. K₄0, Ag_kO. Men noemt deze verbindingen quadrantoxyden of suboxyden.

Konten. Zouten worden gevormd ten eerste: door de inwerking van bases op zuren, waarbij steeds water wordt afgescheiden:

ten tweede: door rechtstreeksche vereeniging van basische oxyden met de auhydriden van de zuren:

ten derde: door de Inwerking van metalen op zuren onder gelijktijdige ontwikkeling van waterstof, of van secondaire producten, die ontstaan door de reduceerende werking van de waterstof op een overmaat van liet zuur (bladz. 17, 184 en 188):

Men beschouwt derhalve de zouten gewoonlijk als zuren, waarvan ile waterstof door metalen is vervangen. Uit hun structuurformule blijkt echter dat een bivalent zuurstofatoom het metaal verbindt met het radicaal van het zuur [bladz. 155):

K —- O — II. K —O —NO.. H — O — NO.,. Kaliumhydroxvue. Kaliumnitraat. Salpeterzuur.

Men kan derhalve de zouten evengoed beschouwen als afkome-lingen van de basische hydroxyden, waarvan alsdan tie waterstof vervangen is door een radicaal van een zuur.

Zooals wij bladz. 162 hebben gezien, kunnen door vervanging van een, twee of meer waterstofatomen in de meerbasische zuren, primaire, secondaire, tertiaire enz. zouten worden verkregen. Evenzoo kunnen van de polyvalente metalen of van tie meer zurige, poly-hydrische bases primaire, secondaire enz. zouten worden afgeleid:

Dergelijke zouten, die dus ontstaan zijn uit polyhydrische bases door slechts gedeeltelijke vervanging van waterstof of hydroxyl door radicalen van zuren, worden ook wel basische zouten genoemd:

Behalve deze basische zouten kennen wij nog andere, aan welke een eenigszins gewijzigde structuur toekomt. Op bladz. 174 en 191 hebben wij namelijk gezien dat uit meerbasische zuren door afscheiding van water poly- of anhydrozuren kunnen ontstaan. Eveneens vormen ook polyhydrische bases poly hydroxy den of polyhydraten:

Hoor in deze bases nu de zuurstof, die niet aan waterstof is gebonden, te vervangen door radicalen van zuren worden eveneens basische zouten verkregen; b. v.:

Worden de waterstofatomen van de polyhydrische zuren of bases door verschillende metalen of radicalen vervangen, dan ontstaan de zoogenoemde gemengde of dub bel zo ut en:

Do Imloïde-dubbelzouten worden gewoonlijk ;ils nioleculairverbin-flingen beschouwd:

Wanneer men echter de boorfluoruren BFlj.KFl en do siliciiun-fluoruren SiFI₄.2KFl afleidt van do zuren RFl_tlI en Sil' 1₆H,, (bladz. 223 en 137), die als atomistische verbindingen worden beschouwd, dan is het ook waarschijnlijk, dat de metaal-dubbelchloruren, die daarmede veel overeenkomst hebben en er veelal isomorphisch mede zijn, niet tot de moleculairverbindingen behooren.

Oplossingen tan zouten. Reeds ü]) bladz. 60 hebben wij opgemerkt dat over het algemeen de oplosbaarheid van vaste stollen in water met de temperatuur toeneemt. Dit is ook voor de zouten het geval; echter niet voor alle in gelijke mate. \oor enkele b. v. voor NaCl, KC1, BaCU, SOJv. is de vermeerdering van de oplosbaarheid niet groot en evenredig met de temperatuurs-verhooging; bij de meeste daarentegen groeit de oplosbaarheid te spoediger aan, naarmate de temperatuur hooger wordt. 100 deelen water lossen b. v. op:

Eenige weinige zouten vormen een uitzondering op den alge-meenen regel en worden, van bepaalde temperaturen af. door tomperatuursverhooging minder oplosbaar. Hiertoe behooren het secondaire natriumsulfaat, natriumselenaat en natriumcarbonaat, verder lanthaniumsulfaat en didymiumsulfaat. Voor het natriumsulfaat heeft men gevonden dat die uitzondering slechts schijnbaar is, zooals bij de behandeling van dit zout later zal worden besproken.

Op vele zouten oefout het water echter nog een amlere dan de oplossende werking uit. Sedert lang is dit bekend voor het bis-muthnitraat, Bi (N0₃)₃, dat door inwerking van veel water ontleed

die als onoplosbare verbindingen neervallen. Maar ook voor zoodanige zouten, die geene onoplosbare ontledingsproducten opleveren, is in nieuweren tijd een gedeeltelijke ontleding door water aangetoond en daarbij gevonden dat de mate dezer ontleding afhankelijk is van de hoeveelheid water, die tot oplossing wordt gebruikt, eu van de temperatuur; weshalve men haar ook met den naam van dissociatie heeft bestempeld. Zoo bevat een oplossing van ferri-chloruur vrij zoutzuur en oplosbaar ferri-hydroxyde (vergelijk het ferri-chloruur); oplossingen van ammoniumzouten zijn gedeeltelijk in zuur eu ammonia ontleed, eveneens is dit aangetoond voor vele aluminium- eu chromi-zouten, verder voor acetaten (azijnzure zouten) van barium, natrium, lood en zilver. Hoogst waarschijnlijk bevatten alle oplossingen van zouten, al is het dan ook zeer kleine gedeelten, zout in gedissocieerden toestand.

Etectrulyse van de xouteu. Wordt een zout in gesmolten of opgelosten toestand aan de inwerking van den galvanischen stroom onderworpen, dan wordt het zoodanig ontleed, dat het metaal wordt afgescheiden aan de negatieve pool, aan de positieve pool daarentegen het halogeen of de rest van het zuur, die met het metaal verbonden is geweest:

Daar echter de vrijgemaakte rosten in vrijen staat niet kunnen bestaan, vallen zij gewoonlijk uit elkander in zuurstof en het anhydride van het zuur. Had de electrolyse in waterige oplossing plaats, dan vereenigt zich het anhydride met water en laat het zuur ontstaan ;

Bij de electrolyse van de zuurstofzouten wordt derhalve metaal aan de negatieve, en zuurstof en vrij zuur aan de positieve pool afgescheiden. Werkt echter hot vrij gemaakte metaal bij gewone temperatuur in op water, dan heeft ook aan de negatieve pool een secondaire reactie plaats. Laat men b. v. den galvanischen stroom

Het afgescheiden kalium ontleedt echter het water onder vorming van kaliumhydroxyde en onder afscheiding van waterstof;

De definitieve ontledingsproducten zijn derhalve aan de negatieve pool waterstof en kaliumhydroxyde, aan de positieve echter zuurstof en zwavelzuur. Kleurt men de vloeistof, die aan de electrolyse wordt onderworpen, vooraf met neutraal lakmoes, dan zal ook gedurende de werking van den galvauischen stroom aan de negatieve pool een blauwkleuring de aanwezigheid van een basis, aan de positieve een roodkleuring de tegenwoordigheid van een zuur aan-toonen.

Vroeger heerschte de meening, dat de alkalizouten bij de electrolyse in het metaaloxyde en het anhydride van het zuur werden ontleed, en dat deze door vereeniging met water de hydroxyden en zuren vormden; liet optreden van waterstof en zuurstof schreef men toe aan de gelijktijdig plaats hebbende ontleding van liet water. Dat deze ineening onwaarschijnlijk is, blijkt reeds daaruit, dat de electrolyse van de alkalizouten alsdan zoude plaats hebben in afwijking van de wijze, waarop al de overige zouten door den galvanischen stroom worden ontleed.

Hare onjuistheid kan echter ook direct worden aangetoond, wanneer men als negatieve electrode bij de ontleding van kaliumsulfaat kwikzilver gebruikt; het kalium amalgameert zich alsdan bij zijne afscheiding met het kwikzilver en wordt zoo voor de inwerking van het water minder toegankelijk gemaakt. Mede op grond van deze verkeerde opvatting beschouwde men alle zouten als binaire verbindingen van metaaloxyden, die men bases noemde, met de anliy-driden der zuren, die men voor de eigenlijke zuren aanzag; b. v. SOJno was een verbinding van K._:0 en SO3, kaliumnitraat oen verbinding van K₂0 en No0₅ enz. Ook onze tegenwoordige bases en zuren werden als binaire verbindingen van metaaloxyde of zuur-anhydride met water beschouwd, b. v. kaliumhydroxyde als verbinding van K.,0 met II._:O, zwavelzuur als verbinding van SO3 met ILO enz.; men noemde ze hydraten, b. v. SOJL zwavelzuurhydraat, KHO kali-hydraat enz. Deze theorie, de dualistische theorie van Berze-lius, was gedurende langen tijd algemeen aangenomen, en hierdoor wordt verklaard dat ook nu nog dikwijls voor vele scheikundige

verbindingen namen worden gebruikt, die aan deze opvatting herinneren, b. v. zwavelzuur kali voor kaliumsulfaat (kali was de naam van kaliuinoxyde), salpeterzuur zinkoxyde voor zinknitraat enz.

Inwerking: van metalen op zuren en zouten. Op bladz. 249 hebben wij gezien dat de metalen zouten kunnen vormen, wanneer zij met zuren, worden samengebracht. Hierbij wordt dan de waterstof van het zuur rechtstreeks dooi' het metaal vervangen en in vrijen toestand afgescheiden, wanneer zij niet in statu nascendi op het zuur inwerkt:

Niet alle metalen leveren echter bij het samenbrengen met zuren zouten op, en dikwijls hangt de inwerking af van den toestand van concentratie van het zuur; zoo blijven b. v. goud en platinum in aanraking met alle zuren onaangetast, kwikzilver en koper worden door verdund zwavelzuur niet veranderd, daarentegen bij verhitting met geconcentreerd zwavelzuur in de sulfaten omgezet, enz.

Deze verschijnselen vinden hunne verklaring door de bepaling van de warmtehoeveelheden, die bij deze reacties worden ontwikkeld. Daar namelijk, volgens een hoofdstelling van de mechanische warmtetheorie, scheikundig arbeidsvermogen gemakkelijk in warmte wordt omgezet, daarentegen die reacties, welke met warmteopslorping gepaard gaan, slechts dan plaats grijpen, wanneer gelijktijdig warmte uit een lichaam van hoogere temperatuur overgaat in een lichaam van lagere temperatuur, moet de overweging, of bij een reactie warmteontwikkeling of warmteopslorping zou plaats hebben, ons over hare rechtstreeksche uitvoerbaarheid kunnen inlichten. Eenige voorbeelden zullen dit ophelderen. Door de onderzoekingen van Thomsen is gevonden dat bij de vorming van een waterige oplossing van zink-chloruur uit de elementen (Zn, CL, aq) 112.840 caloriën worden ontwikkeld. Wordt zink met verdund zoutzuur samengebracht, dan moet voor de vorming van zinkchloruur in waterige oplossing de hiervoor noodige hoeveelheid zoutzuur worden ontleed; deze ontleding gaat natuurlijk met warmteopslorping gepaard, en liet bedrag daarvan is gelijk aan het aantal caloriën, die bij vorming van zoutzuur worden ontwikkeld. Door Thomsen is voor (H, Cl, aq) 39320 caloriën gevonden; daar echter 2 moleculen zoutzuur moeten worden ontleed om een molecule zinkchloruur te vormen, is de warmteontwikkeling bij de inwerking van zink op verdund zoutzuur gelijk aan 112.840 — 2 x 39.320 — 34.200 caloriën, en derhalve moet volgens bovengenoemde stelling deze reactie direct uitvoerbaar zijn. Bij de vorming van een waterige oplossing van goud-trichloruur uit

de elementen (Au, Cl₃, aq) worden 27.270 caloriën vrij; zoude nu die verbinding door inwerking van goud op zoutzuur moeten worden verkregen, dan zouden hiervoor 3 moleculen zoutzuur moeten worden ontleed, waarbij een opslorping van 3x39.320 caloriën plaats heeft. De gelieele reactie zoude dus gepaard gaan niet eene binding van 3x39.320 — 27.270 = 90.090 caloriën, waardoor het duidelijk wordt, dat hot goud door verdund zoutzuur niet zal worden aangetast. Evenmin echter zal gasvormig waterstofchloruur op goud inwerken, daar op dezelfde wijze kan worden berekend, dat hiervoor 3 x 22.000 — v» 27.270 = 38.730 caloriën zouden moeten gebonden worden (bladz. 37).

Evenzoo als op zuren werken de metalen ook op zouten. Wordt b. v. zink in een oplossing van kopersulfaat gebracht, dan wordt zinksulfaat gevormd en koper afgescheiden;

Door dit feit wordt de reeds meermalen geopperde meening bevestigd, dat de waterstof volgens hare eigenschappen tot de metalen behoort, en derhalve kan meu de zuren ook als waterstofzouten beschouwen, en zoodoende b. v. het zwavelzuur h ydriumsulfaat, het salpeterzuur hydriumnitraat enz. noemen. Die overeenkomst tusschen zouten en zuren uit zich ook in hunne reactie op lakmoes. Alle oplosbare zouten namelijk van die metalen, waarvan de hydroxyden zwakke bases zijn, kleuren blauw lakmoes rood. Slechts de zouten van die metalen, welke zooals kalium, natrium, calcium enz. sterk basische hydroxyden vormen, laten lakmoes onveranderd, of kleuren voor het geval, dat het zuur, zooals koolzuur, kiezelzuur, zeer zwak is, rood lakmoes blauw.

Het verdringen van de metalen uit hunne zouten door andere metalen is eveneens afhankelijk van de warmteverschijnselen, die hierbij plaats hebben. Enkele voorbeelden zullen dit toelichten. Volgons de onderzoekingen van Thomsen bedraagt de warmteontwikkeling voor (Zn, CL, aq) 112.840 cal., voor (Pb, CU, aq) 75.970 cal., voor (Cu, CL, aq) 62.710 cal., voor (Hg, CL, aq) 59.860 cal., voor (Au, CI3, aq) 27.270 cal., waaruit men dadelijk ziet dat bij de toevoeging van zink aan de oplossing van de chlo-ruren der overige metalen, de afscheiding van deze met een warmteontwikkeling van 36.870, resp. 50.130, 52.980, en 141.990 caloriën zoude gepaard gaan. De omgekeerde reactie zoude daarentegen warmtebinding eischen en kan derhalve niet plaats hebben.

Een eenvoudige berekening leert verder dat het lood de metalen koper, kwikzilver en goud uit tie oplossingen van hunne chioruren moet afzonderen; het koper op dezelfde wijze op de chioruren van

kwikzilver en goud, en liet kwikzilver op het goudchloruur moet inwerken; dat daarentegen de omgekeerde reacties niet uitvoerbaar zijn; hetgeen door de ondervinding bevestigd wordt.

Zelfs de waterstof is in staat, wanneer zij onder sterken druk met de oplossingen van sommige zouten wordt samengebracht, hieruit de metalen af'te sclieiden, en de zuren te doen ontstaan. Zoo wordt uit een oplossing van goud-trichloruur door H liet goud afgezonderd, daar bij deze reactie (bladz. 255) 90.090 caloriën moeten worden ontwikkeld.

Ook in drogen toestand, bij het samensmelten voornamelijk van de haloïdzouten met een metaal, kunnen zulke vervangingen van het eene metaal door het andere geschieden; de alkalimetalen b.v. zijn op deze wijze in staat bijna al de overige metalen te verdringen. Deze reactie dient dikwijls ter bereiding van metalen, die anders moeilijk uit hunne verbindingen kunnen worden afgezonderd:

Daar de warmteontwikkeling voor (Na, Cl) 97.090 cal., voor (Al, Cl₃) 100.930 cal., voor (K, Cl) 105.010 en voor (Mg, Cl.,) 151.010 cal. bedraagt, is gemakkelijk te zien dat bij de eerste reactie 132.140 cal., bij de tweede 00.210 cal. vrij moeten worden.

De studie van de warmteverschijnselen bij scheikundige omzettingen is eerst sedert korten tijd iu grooteren maatstaf begonnen, en derhalve zijn nog niet voor alle dergelijke reacties de warmtehoeveelheden bekend, die daarbij ontwikkeld of gebonden zouden worden. Daar, waar echter die gegevens bestaan, vindt men altijd overeenstemming met de stelling van de mechanische warmtetheorie, dat gemahhe-l ij k scheikundig arbeid ver m orjen in warmte kan worden omgezet, wanneer slechts de stoffen, die da ar v oor op elkander moeten inwerken, in innige aanraking worden gebracht; dat echter de verandering van warmte in scheikundig arbeidsvermogen bij een lichaam slechts dan plaats heeft, wanneer die warmte door een andere stof van hoogere temperatuur hieraan wordt afgegeven.

Vroeger bracht men deze affiniteitsverschijnselen in verband met de plaats, die de elementen in de electrische spanningsreeks innamen. In deze reeks is de zuurstof het meest electronegatieve, het kalium het meest electropositieve element. En nu is het waar, dat in vele gevallen de meer electropositieve metalen de minder electropositieve verdringen, en dat over het algemeen de elementen eene grootere affiniteit tot elkander bezitten, naarmate zij verder in de spannings-

reeks van elkander verwijderd staan. Men besloot nu hieruit dat de scheikundige affiniteit der elementen in hun electrisch verschil was gegrond, en dat de scheikundige vereeniging tot stand kwam door de wederzijdsche binding van de verschillende electriciteiten. Deze electrochemische theorie van Berzelius is echter tegenwoordig algemeen verlaten, daar men weet dat de electrische verschijnselen, die bij affiniteitswerkingen worden waargenomen, voor deze slechts van secondaire beteekenis zijn; maar de oorzaak van het verband, dat tusschen electrische en scheikundige verschijnselen bestaat, is nog niet volkomen opgehelderd.

Inwerking- van zuren. bases en zouten op zouten. Worden twee opgeloste zouten bij elkander gevoegd, ot' mengt men een zoutoplossing met de oplossing van een zuur of een basis, dan hebben dikwijls scheikundige inwerkingen plaats. Zoo hebben wij reeds bladz. 173 gezien, dat zwavelzuur, wanneer hét bij de oplossing van een bariumzout wordt gevoegd, bariumsulfaat doet ontstaan volgens de vergelijking:

Verder ontwijkt, onder opbruisen, koolstof-dioxyde, wanneer bij de oplossing van een carbonaat eenig zuur, b. v. zoutzuur, wordt gevoegd:

Brengt men kalium- of natriumhydroxyde bij een oplossing van een ferri-zout, dan wordt ferri-hydroxyde neergeslagen en een kalium-of natriumzout blijft in oplossing:

Wordt een oplossing van zilvernitraat met de oplossing van natriurn-chloruur gemengd, dan ontstaat onoplosbaar zilverchloruur en natriumnitraat, dat opgelost blijft:

In al deze gevallen wordt éé:a van de gevormde producten door zijne onoplosbaarheid of vluchtigheid uit de vloeistof verwijderd en daardoor het plaats hebben van die reactie zichtbaar gemaakt. Maar ook, wanneer alles in oplossing blijft, kan in sommige gevallen de inwerking door de optische eigenschappen van de nieuwe oplossing blijken. Zoo wordt b. v. een oplossing van ferri-chlomur door toevoeging van kaliumacetaat bruinrood gekleurd, welke kleur voor een oplossing van ferri-acetaat kenmerkend is, zoodat dus een omzetting heeft plaats gehad volgens de vergelijking:

In de gevallen, waar een onoplosbaar of vluchtig product dooide inwerking kan ontstaan, heeft deze steeds plaats, en is de omzetting volledig, zoodat b. v. door toevoeging van een equivalente hoeveelheid SOJL al het barium uit zijne zouten kan worden neergeslagen. Evenzoo is ook bij de toevoeging van kaliumacetaat tot een oplossing van ferri-chioruur de omzetting volkomen, zooals uit de optische eigenschappen van de verkregen oplossing blijkt. Niet altijd echter is dit het geval. Mengt men b. v. een oplossing van cupri-sulfaat met een oplossing van natriumchloruur, dan geeft de dadelijk ontstaande groenkleuring van de vloeistof de vorming van cupri-chloruur te kennen. Een onderzoek naar de intensiteit van die kleur laat echter geen twijfel over, dat ook bij het gebruik van equivalente hoeveelheden niet al het cupri-sulfaat in cupri-chloruur is omgezet, en dat dus die oplossing niet twee maar vier zouten, namelijk S0₄Cu, NaCI, CuCI, en SC^Na» bevat. Hebben geen kleurveranderingen plaats bij het mengen van verschillende zoutoplossingen of van zoutoplossingen met zuren en bases, dan is het moeilijker waar te nemen of er een inwerking heeft plaats gehad en van welken aard deze is geweest. Uitdamping en onderzoek van de zoo verkregen vaste rest of van het distillaat kan hierover niet beslissen, daar het volstrekt niet zeker is dat de zoo verkregen stoffen ook in de oplossing aanwezig zijn geweest. Echter is het gehikt door dialyse (bladz. 215) aan te toonen, dat de vloeistof, die ontstaat, wanneer een oplossing van melkzuur gevoegd wordt bij een oplossing van natriumchloruur, melkzuur, zoutzuur, natriumchloruur en melkzuur natrium bevat; verder is bewezen dat een verdunde oplossing van nitrobenzoëzuur natrium, bij het mengen met benzoëzuur, een gedeeltelijke ontleding ondergaat, zoodat de zoo verkregen vloeistof benzoëzuur, nitrobenzoëzuur, benzoëzuur natrium en nitrobenzoëzuur natrium bevat. Schudt men namelijk die oplossing niet chloroform of benzol, dan wordt daaraan zoowel vrij benzoëzuur als vrij nitrobenzoëzuur onttrokken. Door de bepaling van de warmtehoeveelheden eindelijk, die bij het samenbrengen van zuren, bases en zouten met zoutoplossingen worden ontwikkeld, is het zeer waarschijnlijk gemaakt dat zulke gedeeltelijke omzettingen zeer menigvuldig plaats hebben, al kan men ook uit de eigenschappen van de verkregen vloeistof een zoodanig- besluit niet met zekerheid trekken.

Al deze verschijnselen vinden hunne verklaring, wanneer men zich herinnert, dat, zooals op bladz. 252 is medegedeeld, het water op de zouten een dissocieerende working uitoefent. De oplossing van een zout bevat dus iu de meeste gevallen, soms, wel is waar, zeer

kleine, hoeveelheden van het zuur en de basis, waaruit het kan worden gevormd. Hebben wij b. v. een oplossing van bariumnitraat, dan bevinden zich hierin enkele moleculen vrij salpeterzuur en vrij bariumhydroxyde. Wordt nu zwavelzuur daaraan toegevoegd, dan kan het niet anders, of zwavelzuurtnoleculen moeten in aanraking komen met moleculen van bariumhydroxyde, en tengevolge van de affiniteit dezer stoffen tot elkander, aanleiding geven tot. het ontstaan van moleculen van bariumsulfaat, die tengevolge van hare onoplosbaarheid dadelijk neerslaan. Hierdoor is echter het evenwicht tusschen het aantal ontlede en niet ontlede moleculen van bariumnitraat verbroken, zoodat het w'ater opnieuw op bariumnitraat dissocieerend werkt. Dat zal zoolang voortgaan, totdat bij toevoeging van een genoegzame hoeveelheid zwavelzuur al het barium uit de vloeistof als bariumsulfaat is verwijderd. Op deze wijze is het duidelijk dat voor liet geval, dat een onoplosbare en evenzoo een vluchtige verbinding door de inwerking van een zuur op een zout kan ontstaan, deze omzetting altijd en volledig moet plaats hebben, en wel onverschillig of de affiniteit van de basis tot het toegevoegde zuur grooter of kleiner is, dan tot het zuur, waarmede zij oorspronkelijk een zout heeft gevormd. Een gelijke redeneering voor het geval, dat een oplossing van oen basis of van een zout op die van een ander zout inwerkt, leidt tot hetzelfde resultaat.

Wordt echter goen onoplosbare of vluchtige verbinding gevormd, dan zijn de verschijnselen, die bij het samenbrengen van een zuur, een basis of een zoutoplossing bij een andere zoutoplossing plaats hebben, van andere omstandigheden afhankelijk. Veronderstellen wij dat ineen zoutoplossing het zout door het water, al is het ook slechts voor een klein gedeelte, gedissocieerd is. Voegen wij alsdan hierbij een zuur, dan zullen moleculen van dit zuur in aanraking komen met moleculen van de basis, die door de dissociatie van het zout is ontstaan, en tengevolge van hunne affiniteit aanleiding geven tot het ontstaan van een nieuw zout. Daardoor is echter de verhouding van liet aantal ontlede lot het aantal niet ontlede moleculen van het eerste zout veranderd, en het water zal dus nieuwe zoutraoleculen dissocieeren. Echter werkt het water ook dissocieerend op de moleculen van het nieuw gevormde zout en zal aanleiding geven tot hot plaats hebben van de omgekeerde reactie. En nu zal het afhangen ten eerste van de affiniteit der twee zuren tot de basis, welk zout hoofdzakelijk gevormd zal worden, daar namelijk dat zout, waarbij de meeste warmte wordt ontwikkeld, altijd moet ontstaan; maar ten tweede zal ook de graad van bestendigheid, die hef nieuwe zout ten opzichte van water bezit, een overwegenden invloed moeten

uitoefenen, op het volkomen of slechts gedeeltelijk plaats hebben der omzetting; om derhalve met zekerheid te kunnen zeggen of een inwerking en in welken omvang deze heeft plaats gehad, wanneer een zoutoplossing met een zuur, en natuurlijk ook met een basis of met een andere zoutoplossing wordt gemengd, zonder dat een onoplosbaar of vluchtig product wordt afgescheiden, is het noodig behalve de warmtehoeveelheden, die bij het mengen van zuren met zouten worden ontwikkeld, ook nog de dissocieerende werking te kennen, die het water op de zouten uitoefent. Eén van deze twee gegevens ontbreekt echter nog voor de meeste zouten; derhalve zal de oplossing van dit vraagstuk, om van te voren te kunnen zeggen wat er plaats heeft, moeten worden uitgesteld, totdat de omtrent deze onderwerpen begonnen experimenteele onderzoekingen zijn afgeloopen.

Vau alle metalen hebben die, welke tot bovengenoemde groep behooren, liet meest basische, electropositieve karakter, en vormen zij derhalve een duidelijke tegenstelling met de elementen van de chloorgroep, de meest electronegatieve onder de nietrnetalen. Beide groepen zijn ook slechts éénwaardig ten opzichte van elkander; gelijk men over het algemeen vindt, dat de uitingen der valentie het eenvoudigst en bepaaldst zijn bij verbindingen van die elementen, welke in hunne scheikundige eigenschappen liet meest van elkander afwijken en derhalve ook de sterkste afliniteit tot elkander bezittten.

De alkalimetalen hebben in hunne physische en scheikundige eigenschappen veel overeenkomst met elkander. Zij worden reeds bij gewone temperatuur door de lucht geoxydeerd en ontleden het water zeer hevig, zelfs bij lage temperatuur, ouder vorming van sterk basische, in water gemakkelijk oplosbare hydroxyden, die alkaliën (bijtende potasch, bijtende soda) worden genoemd. Van deze verbindingen is ook de naam alkalimetaal afgeleid. Die hydroxyden worden door gloeiing niet in de oxyden en water ontleed.

Hunne scheikundige energie neemt toe met het stijgen van het atoomgewicht; liet natrium bezit krachtiger afliniteiten dan het lithium, het kalium krachtigere dan het natrium, en het rubidium sterkere dan hel kalium. Het caesium is in vrijen staat niet bekend; naar zijne verbindingen te rekenen bezit het echter een nog sterker basisch karakter dan het rubidium. Wij hebben bladz. 1 iU gezien dat ook bij de groepen van de chloor, de zuurstof, den phosphorus en do koolstof, liet metalloide, electronegatieve karakter met het stijgen van liet atooingewicht afneemt en dat de elementen met de hoogere atoomgewichten in hun eigenschappen meer de metaalachtige, electropositieve elementen naderen.

Met toenemend atoomgewicht vermeerdert tevens hun soortelijk gewicht, terwijl smeltpunt en kookpunt dalen; zoo kan rubidium reeds beneden roodgloeiliitte worden gedistilleerd, terwijl het lithium .slechts bij zeer hooge temperaturen vluchtig is.

Toonen dus alle alkalimetalen in scheikundig opzicht veel overeenkomst, toch is die overeenkomst grooter tusschen kalium, caesium en rubidium onderling en natrium en lithium onderling, zooals wij bladz. 225 reeds hebben opgemerkt. Dit blijkt voornamelijk uit de eigenschappen van hunne zouten. Terwijl namelijk de wijnsteenzure zouten en de chloorplatinaten (zie het platinum) van de drie eerste metalen moeilijk oplosbaar zijn, is het omgekeerde het geval met dezelfde zouten van natrium en lithium. De carbonaten en phos-phaten van kalium, rubidium en caesium vervloeien in vochtige lucht; dezelfde zouten van het natrium en lithium daarentegen trekken geen water uit de lucht aan, en de genoemde lithiumzouten zijn zelfs moeilijk oplosbaar. Hierbij dient te worden opgemerkt dat de normale carbonaten en phosphaten van alle overige metalen ou-oplosbaar zijn in water. Het lithium, dat het kleinste atoomgewicht heeft, bezit dus de eigenschappen der alkalimetalen in de minste mate, en herinnert door sommige eigenschappen aan de elementen van de tweede groep, en meer speciaal aan het magnesium.

Het kalium wordt in de natuur hoofdzakelijk iu den vorm van silicaten, voornamelijk in de mineralen veldspaath en glimmer aan-getrollen. Door verweering van deze delfstoflen, die een bestanddeel uitmaken van vele rotssoorten, komt het kalium in den akkergrond, en wordt hieruit door de planten opgenomen. De asch van de landplanten bestaat derhalve ook in hoofdzaak uit verschillende kaliumzouten. Kaliumchloruur en kaliumsulfaat worden ook in liet zeewater gevonden; groote beddingen van deze zouten komen voor in Stassfurt bij Maagdenburg en in Kalucz in Gallicië en zijn daar gevormd door verdamping van water van zeeboezems.

Het metaal is het eerst bereid door Davy in het jaar 1807 en wel door ontleding van kaliumhydroxyde met behulp van een sterken galvanischen stroom. Tegenwoordig verkrijgt men het metaal door een innig mengsel van kaliumcarbonaat en kool aan sterke gloeihitte bloot te stellen :

Een zoodanig mengsel verkrijgt men het best door een kalium-zout van een organisch zuur, b. v. wijnsteenzuur kalium (wijnsteen) te verkolen. Dit wordt alsdan in een ijzeren retort tot witgloeiiiitte verhit, en de ontwijkende kaliumdampen ouder afsluiting van lucht opgevangen in ontvangers, die met steenolie zijn gevuld. Men bewaart het kalium ook in flesschen, die met steenolie, een koolwaterstof, zijn gevuld, daar het door de lucht geoxydeerd wordt en op vele andere vloeistofl'en een ontledende werking uitoefent.

üij gewone temperatuur is het kalium zacht als was, en laat zich gemakkelijk snijden. De versche snijvlakken zijn zilverwit van kleur en bezitten een sterken metaalglans. Het smelt bij 62,5quot; O en wordt bij roodgloeihitte in een groenen damp veranderd. In aanraking met lucht wordt het dadelijk geoxydeerd en verliest hierdoor zijnen metaal-glans. Het ontleedt het water onder vorming van kaliumhydroxyde en ontwikkeling van waterstof. Wordt een stukje kalium op water geworpen, dan drijft het, met een draaiende beweging, op de oppervlakte: door de inwerking wordt zooveel warmte ontwikkeld, dat het kalium en de vrijwordende waterstof ontbranden. Tegen het einde van de inwerking heeft gewoonlijk een kleine ontplofling plaats, waardoor stukjes kalium worden weggeworpen. Het is derhalve geraden, voor de proef een hoog bekerglas te gebruiken, en dit met een glazen plaat te bedekken. .Met de halogenen verbindt het kalium zich rechtstreeks en onder vuurverschijnselen.

liet kalium vormt met zuurstof drie verbindingen, waarvan echter slechts één, liet kaliumoxyde, een basisch oxyde (bladz. -Ki) is.

Haliumoxyde, K_;0, wordt verkregen door dunne schijfjes van kalium in droge lucht, bij gewone temperatuur, te laten oxydeeren;

Verder kan het bereid worden, door kaliunihvdroxyde met kalium in een waterstofstroom te verhitten:

Het is een wit poeder, dat slechts bij zeer liooge temperatuur smelt en een weinig verdampt. Het trekt water uit de luclit aan en vormt hiermede, onder sterke verhitting, kaliumhydroxyde.

Kaliiim-peroxydc, KO._: of K_s0₄, vormt een gele massa, on ontstaat, tegelijk niet kaliumoxyde, bij verbranding van kalium in droge lucht of zuurstof. Het is zeer onbestendig en gaat gemakkelijk over in kaliumoxyde.

Kaliiiiii-snboxydc, K₄0, is een donkerpaars poeder, dat door oxydatie van kalhimdampen wordt verkregen en eveneens zeer onbestendig is.

Ualiuniliydroxyfle, KOU, ook kalihydraat, bijtende kali, bijtende potasch genoemd, wordt gevormd door de inwerking van kalium of kaliumoxyde op water:

Om het te bereiden maakt men gebruik van de inwerking van calciumhydroxyde (geblusehte kalk) op een oplossing van kaliiun-carbonaat:

Men kookt te dien einde een oplossing van 1 gewichtsdeel ka-liumcarbonaat in 10—12 gewichtsdeelen water met 1 gewichtsdeel geblusehte kalk in een ijzeren ketel zoolang, totdat een kleine hoeveelheid, na gefiltreerd te zijn, met zoutzuur geen koolzuur meer ontwikkelt. Men laat alsdan de troebele vloeistof eenigen tijd staan, totdat het onoplosbare calciumcarbonaat bezonken is. De heldere oplossing van kaliumhydroxyde wordt nu afgegoten, uitgedampt en de rest gesmolten in een schaal van zilver, omdat andere metalen door smeltend kaliumhydroxyde worden aangetast. Het zoo verkregen kaliumhydroxyde is tengevolge van het gehalte van de gebruikte materialen aau chloruren en andere zouten, niet geheel zuiver. Wil men het scheikundig zuiver bereiden, dan wordt kaliumnitraat met kopervijlsel gesmolten, en de gesmolten massa met water uitgeloogd.

ilet kaliumhydroxyde is een witte, kristalachtige, vrij gemakkelijk smeltbare massa, die bij zeer Jiooge temperatuur zonder ontleding kan worden vervluchtigd. Zij vervloeit, wanneer zij met lucht in aaniaking wordt gebracht, door water en koolstof-dioxyde hieruit aan te trekken, waardoor zij in kaliumcarbonaat verandert. In alcohol en in water is het gemakkelijk oplosbaar. I)c waterige oplossing, kaliloug genoemd, reageert sterk alkalisch, verzeept de vetten.

en werkt zeer bijtend op de huid en andere organische weefsels; zij kan derhalve niet door papier worden gefiltreerd. Uit de geconcentreerde oplossing kristalliseert bij lage temperatuur het hydraat KOH 2 HA

De haloïdzouten van het kalium kunnen worden verkregen dooi' rechtstreeksche vereeniging van de halogenen met het me:aal, o; ook door verzadiging van kaliumhydroxyde of kaliumcarbonaat mei de haloïdzuren. Zij zijn alle gemakkelijk oplosbaar, smaken zoutachtig en kristaliiseeren in kubusvorm. Bij verhitting smelten zi en bij hooge temperatuur zijn zij een weinig vluchtig.

Kaliumcltloruur, KC1, ook chloorkalium, kaliumchlo-riede genoemd, wordt in Stassfurt en Kalusz gevonden als een delfstof, die den naam S y 1 v i n voert. Een andere delfstof, de Ka mall it, die eveneens in groote beddingen voorkomt, en uit een dubbelzout van magnesiumchloruur en kaliumchloruur (MgCl», KC1 -f- 0 ILO) bestaat, dient ter fabriekmatige bereiding van kaliumchloruur, dat een uitgebreide toepassing in de industrie vindt en b. v. tot fabricage van kaliumcarbonaat en andere kaliumzouten gebruikt wordt. Hetzelfde dubbelzout wordt ook uit de moederloog, die na de bereiding van natriumchloruur uit zeewater achterblijft, bereid en op KC1 verwerkt.

Dit verwerken geschiedt eenvoudig door het zout met koud water aan te mengen, waardoor het ontleed wordt in het gemakkelijk oplosbaar MgCL en in KC1, dat wegens zijne geringe oplosbaarheid grootendeels achterblijft.

Het kaliumchloruur kristalliseert in kubusvorm, bezit glasglans en heeft het soortelijk gewicht 1,84 Honderd deelen water lossen bij 0° C '29 deelen, bij 100° C 59 deelen kaliumchloruur op.

Haliitmbromuur, KBr, broomkalium, kaliumbro-miede, wordt gewoonlijk bereid door een oplossing van kaliumhydroxyde met bromium te verwarmen, waarbij naast kaliiiinbromimr ook kaliurnbromaat ontstaat volgens de vergelijking:

De oplossing wordt uitgedampt, met koolpoeder gemengd en vervolgens gegloeid, waardoor kaliurnbromaat tot kaliumbromuur wordt gereduceerd;

Het is in water en alcohol gemakkelijk oplosbaar, en wordt in de photographic en als geneesmiddel gebruikt.

Kalium.juditur, KJ, jootlkalium, kaliumjodiede, kan op soortgelijke wijze als het kaiiumbromiiur worden verkregen. Gewoonlijk ecliter bereidt men het door jodium en ijzervijlsel onder water samen te wrijven, waardoor eeu oplossing van ijzerjoduur wordt verkregen. Bij die oplossing wordt kaliumcarbonaat gevoegd, waardoor ferro-ferri-oxyde wordt neergeslagen, terwijl koolstof-dioxyde ontsnapt en kaliumjoduur iu oplossing blijft.

Het kaliumjoduur vormt groote, witte teerlingen, die gemakkelijk smeltbaar en vrij vluchtig zijn. Zijn soortelijk gewicht bedraagt 2,0. Bij gewone temperatuur is 'I deel oplosbaar in 0,7 deelen water. Door deze oplossing kunnen groote hoeveelheden jodium worden opgenomen. Ook vele in water niet oplosbare metaaljoduren worden door een oplossing van kaliumjoduur in gemakkelijk oplosbare dubbelzouten veranderd. De op deze wijze verkregen oplossing van het dubbelzout 1 Ig l;, 2 KJ wordt als een zeer gevoelig herkenningsmiddel van am-moniaverbindingen in de analytische scheikunde gebruikt, liet kaliumjoduur vindt toepassing in de photographic en in de geneeskunde.

Kalliinifliioruiir, KF1, vormt kleurlooze, gemakkelijk oplosbare teerlingen en wordt verkregen, door kaliumcarbonaat met fluor-waterstofzuur samen te brengen. Zijne waterige oplossing tast glas aan. Het bezit groote neiging om zich met andere fluorverbindingen te vereenigen ; b. v. KFI.F1H, KFI.BF1₃. Wordt bij de oplossing vun een kaliumzout siliciumwaterstof-lluoruur (bladz. 137) gebracht, dan wordt een geleiachtig bezinksel gevormd van siliciumkaliurn-fluoruur SiFl₆K₂, eene verbinding, die in water zeer moeilijk oplosbaar ia.

Haliumcyanitur, KCN, cyaankalium, kaliumcyan iede, wordt bereid, door kaliumhydroxyde met cyaanwaterstofzuur te verzadigen, of ook door geel bloedloogzout (zie het ijzer) sterk te verhitten. Het is een witte, gemakkelijk smeltbare massa, die aan de lucht vervloeit. Zijne oplossing in water is aan spoedige ontleding onderhevig. Het kristalliseert in teerlingen, bezit alkalische reactie, en riekt naar blauwzuur, daar het kooistof-dioxyde van de luchx in verbinding met den waterdamp er zoodanig op inwerkt, dat dit /.uur wordt afgescheiden:

Wordt het met metaaloxyden samengesmolten, dan werkt het dikwijls reduceerend, van welke reactie men zich soms bedient om de metalen af te zonderen. Het is evenzoo vergiftig als het blauwzuur. Het wordt veel gebruikt in de photographie en tot galvanische verzilvering en vergulding.

Kaliumcliloraat, CO3K, chloorzuur kalium, wordt gevormd, wanneer chloor wordt geleid in een verhitte, geconcentreerde oplossing van kaliumhydroxyde. Er heeft alsdan de volgende reactie plaats:

Bij liet koudworden van de oplossing sciieidt zich het moeilijk oplosbare kaliumchloraat in glanzende kristallen af. In de industrie bereidt men liet gewoonlijk door chloor te leiden in een mengsel van in water verdeeld calciumhydroxyde (kalkmelk) en kalium-chloruur. Alsdan hebben tweeërlei reacties plaats. Hot eerst wordt calciumchloraat gevormd:

en dit vervolgens door kaliumchloruur in kaliumchloraat omgezet, volgens de vergelijking:

Het kaliumchloraat kristalliseert uit de warme oplossing in tafel-vormige kristallen van het monoklinische stelsel, die moeilijk oplosbaar zijn in water van gewone temperatuur (6 deelen zout in 100 deelen water). Het smelt bij 330quot; C en verliest dan een gedeelte van de zuurstof, waardoor het in kaliumchloruur en kalium-per-chloraat, ClOJC, verandert (bladz. 158). Daarliet dus gemakkelijk zuurstof verliest, dient het als een krachtig oxydatiemiddel. Wordt het met zwavel of zwavelmetalen gemengd, dan ontploft het door verhitting of door den stoot. De massa van de zoogenaamde zweedsche lucifers bestaat in hoofdzaak uit kaliumchloraat en antinioonsulfuur, het strijkvlak bevat amorphen phosphorus. Met zoutzuur ontwikkelt kaliumchloraat chloor:

Halium-liypucliloriet , C10K , o nd e r c h 1 o r igz u u r kalium, ontstaat door de inwerking van chloor op eene koude, verdunde oplossing van kaliumhydroxyde:

Het bestaat slechts ia waterige oplossing, daar het bij liet verdampen in kaliumchloraat en kaliumchloruur wordt ontleed;

De oplossing heeft den reuk vau chloor en werkt sterk bleekend. voornamelijk, wanneer daaraan zuren worden toegevoegd. Het in den handel voorkomende bleekwater (Eau de Javelle) wordt door inwerking van chloor op de oplossingen van natrium- en kalium-carbonaat bereid en bevat behalve de hypochlorieten ook nog onder-chlorigzuur,

Kaliuniltromaat, Br0₃K en kalimnjodaat, J0₃K, worden door de inwerking van bromium of jodium op kaliumhydroxyde verkregen : liet laatste ook door jodium mot kaliumchloraat samen te brengen, waarbij de chloor dooi^- jodium wordt vervangen (bladz. 11)0). Beide zouten zijn in hunne eigenschappen analogisch met het kaliumchloraat.

Kaliiim-pcrjoilaat, JO_tK, ontstaat wanneer chloor wordt geleid in een heete oplossing van kalimnjodaat in kaliloog:

Het is moeilijk oplosbaar in water en wordt door verhitting ontleed in zuurstof en ,I0₃K, dat bij verdere verhitting in KJ en zuurstof uiteenvalt.

Behalve de normale perjodaten ,IO_tK en J0₄Na, bestaan nog andere zouten, die van de hoogste hydroxylverbinding J0₇ll₇ en hare an-hydrozuren worden afgeleid (bladz. 231). Dergelijke zouten zijn in groot aantal bekend en moeten gedeeltelijk worden afgeleid van de zuren J(OH)₇, JO(OH)₅ en J0₂(0H)₃, gedeeltelijk van de polyzuren J₂0,(0H)₈ en J₃0₅(0H)_t.

üecuiidnir kaïiumsuiraat, SOjK.,, neutraal zwavelzuur kalium, wordt in de industrie bereid door do inwerking van zwavelzuur op kaliumchloruur, maar tevens als bijproduct bij vele andere technische processen verkregen. Het kristalliseert in watervrije rhoinbische prisma's; 1 deel lost op in 10 deelen water van gewone temperatuur. Het bezit een bittere en tegelijk zoutachtige smaak, liet wordt hoofdzakelijk gebruikt om daaruit kaliumcarbonaat volgens de methode van Leblanc te bereiden (zie natriumcarbonaat).

l'riiuair kaliumsulfaat, S0₄KH, zuur zwavelzuur kalium, kristalliseert in rhombische, tafelvormige kristallen, die zeer gemakkelijk oplosbaar zijn in water. Het smelt bij 200quot; C, verliest alsdan water en verandert daardoor in ka 1 iu m-py rosul faat SAK, (bladz. 173), dat bij 000° C in SOJv, en S0₃ uiteenvalt.

Primair kaliiimsiilltat, S0₃KII, en secondair kaliiniisiilfict, SO.,!-;.,, ontstaan door inwerking van S0₂ op een oplossing van kaliumcarbonaat. Zij zijn zeer gemakkelijk oplosbaar en slechts moeilijk tot kristallisatie te brengen, liet eerste zout reageert zuur, het laatste alkalisch. Wordt SÜ._: in een verhitte oplossing van kaliumcarbo-

naat geleid, totdat geen opbruising meer plaats heeft, dan kristalliseert bij het koudworden kalium-pyrosulfiet, Sj-OjKo, een zout, dat analogisch met kalium-pyrosulfaat is geconstitueerd.

Haliumnitraat, N0₃K, salpeterzuur kalium, salpeter, komt in de natuur algemeen verspreid, maar nergens in groote hoeveelheden voor. Voornamelijk de bovenste aardlagen bevatten dit zout; in vele landen van de warme luchtstreek, namelijk in Egypte en voornamelijk in Britsch Oostindie komt het door verweering op de oppervlakte van den aardbodem. Het ontstaat overal, waar stikstofhoudende organische stollen in tegenwoordigheid van kaliumcarbonaat verrotten, omstandigheden, die bijna in eiken akkergrond plaats hebben. Door de verrotting onstaat namelijk ammonia (bladz. 9-4), die door hare oxydatie aanleiding geeft tot de vorming van kaliumnitraat:

Op hetzelfde beginsel berust de fabriekmatige bereiding van kaliumnitraat, die in de zoogenoemde salpeterplantages plaats heeft. Aldaar wordt namelijk dierlijke mest en andere dierlijke afval met houtasch (kaliumcarbonaat) en kalk gemengd, op hoopen opgestapeld en gedurende twee tot drie jaren blootgesteld aan den oxydeerenden invloed van de lucht, waardoor de vorming van nitraten plaats heeft. Men loogt alsdan die hoopen met water uit en voegt kaliumcarbonaat bij de oplossing, die kalium-, calcium- en magnesiumnitraat bevat, waardoor calcium- en magnesiumcarbonaat worden neergeslagen en kaliumnitraat wordt gevormd:

Deze bereidingswijze was vroeger algemeen; tegenwoordig echter wordt bijna alle kaliumsalpeter bereid door het natriumsalpeter, dat in groote beddingen in Chili wordt gevonden, met behulp van kaliumchloruur om te zetten volgens de vergelijking:

Hiervoor worden bij '100° C verzadigde oplossingen van natriumnitraat en kaliumchloruur met elkander gemengd en door koking voor een gedeelte uitgedampt. Alsdan wordt NaCl, bij 100° C het minst oplosbare van de i zouten, die in de oplossing aanwezig zijn (bladz. 258), grootendeels afgescheiden, waardoor de omzetting in de richting, door bovengenoemde vergelijking aangegeven, meer

en meer tot een volledige wordt gemaakt. Verwijdert men nu het afgescheiden NaCl en laat de oplossing koud worden, dan zal het NO3K, dat in koud water veel minder oplosbaar is dan in warm, in kristallen worden afgezonderd, terwijl het nog aanwezige NaCl, tengevolge van zijne bijna evengroote oplosbaarheid in koud als in warm water, in oplossing zal blijven. Door herhaalde kristallisatie kan het salpeter worden gezuiverd.

Het kaliumnitraat kristalliseert in watervrije, zeszijdige, rhombi-sche prisma's. Honderd deelen water lossen bij 0° C 43, bij 100''C 244 deelen salpeter op. Het heeft een verkoelenden smaak, smelt bij 340° C en wordt door verdere verhitting in N0₂K en zuurstof ontleed. Door gloeiing met kool levert het kaliumcarbonaat, CO^K.., op;

Hoofdzakelijk wordt het kalium.salpeter tor bereiding van hot buskruit gebruikt. Hot buskruit is een gekorreld mengsel van kaliumnitraat, zwavel en houtskool. De samenstelling is, wat do hoeveelheden aangaat, voor de verschillende soorten eenigszins verschillend. Gemiddeld bestaat het uit 75 N0₃K, i 2 [J zwavel', en ISjj kool, nagenoeg overeenkomende mot een mengsel van 2ND₃K met S en 3 C. Do ontleding van het buskruit is zoor ingewikkeld, daar hierbij als vaste producten in hoofdzaak K₂S, SoOjK», S0₄K.,, COjK» gevormd worden, terwijl als gasvormige producten voornamelijk COn, CO en N» ontwijken. Op de vorming van een grooto hoeveelheid van deze gasvormige producten berust de werking van het buskruit.

Haliumnitriei, NOJv, salpeterigzuur kalium, wordt verkregen door kaliumnitraat met lood te smelten, waardoor een atoom zuurstof aan elke salpetermolecule wordt onttrokken. Het vormt een witte, smeltbare massa, die in vochtige lucht vervloeit.

De kaliuinpliosphaten: P0₄K₃, I'OtKolI, P0₄KIL vindon geene practische toepassing. Zij zijn zeer gemakkelijk oplosbaar in water on moeilijk tot kristalliseeren te brengen. Ook do boraten B0₂K on B₄0₇K₂.5 HoO kristalliseeren moeilijk.

^««ondair Ualiuuicarbonaat, COaK», neutraal koolzuur kalium, in het dagelijksche leven potasch genoemd, rnaakc een hoofdbestanddeel uit van de plantenasch. De landplauten onttrekken namelijk aan den bodem kaliumzouten (bladz. 262) en veranderen deze in zouten van organische (koolstofhoudende) zuren. Door liet verbranden van de planten worden die organische zuren ontleed en kaliumcarbonaat gevormd. JJie asch wordt met heet water uitgeloogd, gefiltreerd, verdampt en de rest gegloeid. De aldus ver-

kregen ruwe potasch bevat behalve kaliumcarbonaat nog kalium-chloruur, kaliumsulfaat en andere zouten. Om haar te zuiveren wordt zij met weinig water behandeld, waardoor het gemakkelijk oplosbare kaliumcarbonaat wordt opgelost en de andere bijmengselen grootendeels achterblijven. Door uitdamping verkrijgt men zoo de gezuiverde potasch..

Deze bereidingswijze werd vroeger in Amerika, Hongarije en Rusland op groote schaal toegepast. Tegenwoordig echter wordt de meeste potasch uic liet in Stassfurt en Kalusz gevonden sylvin (bladz. 2G5) bereid volgens dezelfde methode, die ter bereiding van natriumcarbonaat uit natriumchloruur dient (zie soda). Ook de melasse van de beetwortelsuikorfabrieken en het zweet der schapen, dat in de wolwasschereien in groote hoeveelheden wordt verkregen, leveren tegenwoordig veel potasch op.

Scheikundig zuiver kaliumcarbonaat wordt het gemakkelijkst door gloeiing van wijnsteen verkregen.

Het in den handel komende secondaire kaliumcarbonaat is een wit poeder, dat in vochtige lucht vervloeit. Uit een geconcentreerde, waterige oplossing kan het worden verkregen in kristallen, die de samenstelling 2 K₂C0₃ -f 3 Ho O bezitten en bij 100quot; in H₂0 en K₂C0₃ HjO uiteenvallen. De oplossing heeft een bijtenden smaak en reageert alkalisch.

Primair kaliumrarlionaat, COjKH, zuur koolzuur kalium ook dubbel koolzuur kalium genoemd, wordt in mono-klinische kristallen afgescheiden, wanneer koolstof-dioxyde wordt geleid in een geconcentreerde oplossing van secondair kaliumcarbonaat :

Die kristallen zijn watervrij. Één deel van dit zout lost bij gewone temperatuur in .'3 tot i deelen water op; de oplossing reageert neutraal. Bij 80quot; C wordt het ontleed in CO3K,, 1LO en C0₂.

Haliumsilicaat, kiezelzuur kalium, ook ka 1 i-water-glas genoemd, wordt gewoonlijk door het samensmelten van siücium-dioxyde met kaliumhydroxyde of kaliumcarbonaat verkregen en heeft dan geen constante samenstelling. Het ontstaat ook door kiezelzuur of amorph silicium-dioxyde in kaliloog op te lossen. Het is een doorzichtige glasachtige stof, die in water oplosbaar is. Zijne geconcentreerde oplossing droogt iu de lucht uit tot een eerst glasachtige, later ondoorzichtig wordende massa. Het kali- en ook het natron-waterglas vindt tegenwoordig een uitgebreide toepassing, en wel in de katoendrukkerij, tot ilxeering van verfstoilen (stereo-chromie), als vernis, om brandbare voorwerpen tegen brand te be-

veiligen, om metselwerk uitwendig harder en veiliger tegen de inwerking van hot water te maken enz.

Kalinm-liyilrosiiiruiir, KSH, kaliumsnlfhydraat, ontstaat , wanneer kaliloog met zwavelwaterstof wordt verzadigd:

Wordt zijne oplossing in een luchtledige ruimte verdampt, dan kristalliseert het in kleurlooze rhomboëders, die de samenstelling 2 KSH H₂0 bezitten en in de lucht vervloeien. Bij 200° C verliest het zijn kristalwater en smelt bij hoogere temperatuur tot een gele vloeistof, die tot een roode massa stolt. Het bezit een alkalische reactie.

Jluliuiiisiilliiiir, K„S, zwavelkalium, wordt gevormd, wanneer bij de oplossing van kalium-hydrosulfuur de equivalente hoeveelheid kaliumhydroxyde wordt gevoegd:

Hot is smeltbaar en stolt tot een roodo, kristalachtige massa. Uit zijne geconcentreerde waterige oplossing kristalliseert het in kleurlooze prisma's, die de samenstelling KoS 5H₂0 bezitten, en in vochtige lucht vervloeien. De oplossing absorbeert zuurstof uit de lucht en wordt daardoor in kalium-hyposulfiet en kalium-hydroxydo veranderd:

Kalium-hydrosulfuur en kaliumsulfuur slaan uit de oplossingen van vele metaalzouton onoplosbare metaalsulfuren neer. Do sulfuren van eenigo metalen worden er door opgelost onder vorming van sulfozouten (bladz. 201). Door do inwerking van zuren worden zij onder ontwikkeling van waterstofsulfuur ontleed.

Kalinm-pnlysuirnreu, K^Sj, K₂S₄ en K₂S₃ ontstaan bij het koken oenor oplossing van kaliumsulfuur met zwavel. Zij kunnen gesmolten worden en stolton dan tot geelbruine massa's. Door zuren worden de waterige oplossingen van de polysulfuren onder ontwikkeling van HoS en afscheiding Min zwavel (zwavelmolk) ontleed. In de goneoskimde wordt oen mengsel toegepast van kalium-polysulfuren met kaliumsulfaat, dat door samensmelting van kaliumcarbonaat en zwavel wordt bereid en dat, wegens zijne leverbruine kleur, zwa vollever, hepar sul fat-is, wordt genoemd.

VVonlt droog iiiiiiiioniagas geleid over verhit kalium, dan wordt een donkerblauwe vloeistof gevormd, die tot een geelachtig bruine massa stolt eu de samenstelling NILK bezit. Deze verbinding wordt kaliumamide genoemd. Door water wordt zij ontleed in kalium-hydroxyde en ammonia:

Wordt kaliumamide onder afsluiting der lucht gegloeid, dan ontwijkt NU,, en stikstofkalium, NK3, blijft achter als een zwarte massa, die in dampkringslucht vanzelf ontbrandt:

Bijna alle kaliumverbindingen zijn in water gemakkelijk oplosbaar; slechts eenige maken daarop een uitzondering, eu deze worden derhalve ter herkenning en afscheiding van het kalium gebruikt.

Voegt men wijnsteenzuur bij de oplossing van een kaliumzout, dan wordt een kristalachtig, wit bezinksel van zuur wijnsteenzuur kalium verkregen.

Platinum-tetrachloruur, PtCl₄, brengt in oplossingen van kalium-zouten een geel. kristalachtig bezinksel voort, van de samenstelling PtCl_t, 2 KC1.

Wordt een kaliumzout in een spiritus- of nietlichtende gasvlam gebracht, dan wordt deze paars gekleurd. Het spectrum dezer vlam is door een roode en paarse streep gekenmerkt (vergel. de spectraaltafel).

Beide metalen zijn (18G0) door Buxsen' en Kiuciiuokf nut behulp van de speetraalanalyse ontdekt. Zij komen vrij algemeen in do natuur voor, echter slechte in zeer geringe hoeveelheden, gewoonlijk als begeleiders van bet kalium in minerale bronnen en in de plantenaseh. liet mineraal lepidolith bevat 0,5 J rubidium. bet zeer zeldzaam voorkomende mineraal pollux, een silicaat van aluminiinn en caesium, bevat omstreeks 30 2 eaes'mm.

Hot spoctrnm van hot rutiidiuni is gekenmerkt iloor twee naast elkander liggende roode en twoe paarse strepen, dat van hot caesium door twee zeer scherp begrensde blauwe strepen; van deze eigenschap zijn ook do namen dezer elementen afgeleid.

Met platinum-totrachloruur vormen hot rubidium en caesium dubbelzouten, die analogisch zijn samengesteld met het kalium-platinumchloruur, maar nog moeilijker oplosbaar zijn dan dit zout en derhalve tot scheiding dezer elementen van het kalium kunnen dienen. Do metalen kunnen in vrijen staat worden ver-i.i'egen. door de gesmolten chloruron met behulp van den galva-iiischcn stroom t(^ ontleden. Het rubidium kan ook door gloeiing van zijn carbonaat met kool worden bereid. Hot hoeft zilverglans en is lichtgeel van kleur; zijn damp is groenachtig blauw. Het caesium is tot nu toe slechts als amalgama verkregen.

Het metaal. Tiet natrium komt inde natuur zeer menigvuldig voor, voornamelijk als natriumchloruur in het zeewateren als steen-zout. Het metaal werd het eerst in 1807 door Davy bereid, en wel, door inwerking van een galvanischen stroom op gesmolten natrium-hydroxyrle. Tegenwoordig wordt het fabriekmatig verkregen, op analogische wijze als liet kalium, door gloeiing van natriumcarbonaat en kool in ijzeren retorten :

De natriumdarnpen- worden in platte ijzeren ontvangers van eigenaardige constructie verdicht, en het gesmolten natrium onder steenolie opgevangen en bewaard.

Het natrium komt in zijn uitwendige eigenschappon zeer veel overeen met het kalium; het smolt bij 95,6quot; C, distilleert bij roodgloei-hitte als een kieurlooze damp, die inde lucht met een lichtgele vlam verbrandt. Het wordt door de zuurstof van de lucht reeds bij gewone temperatuur geoxydeerd; het ontleedt het water ook bij lage temperaturen, ofschoon minder krachtig dan het kalium. Wordt een stukje natrium op water geworpen, dan drijft het met een draaiende beweging op de oppervlakte; do ontwikkelde waterstof ontbrandt echter niet. Belet men nu de beweging van het natrium, door hot aan een bepaalde plaats vast te houden, dan bereikt de warmte die bij die reactie wordt ontwikkeld, de ontbrandingstemperatuur van de waterstof, die alsdan met gele vlam verbrandt.

nrafriumoxyde, Na_sO, komt in zijne eigenschappen overeen met het kaliumoxyde en wordt op gelijke wijze uit natrium verkregen als het kaliumoxyde uit kalium.

Kairiniii-peroxyde, Na„Oo, bereidt men door natrium in een znur-stofatmosfeer te verliitten. liet bezit de eigenschap van, bij liet verhitten, jodiumdampen te absorbeeren en daarmede de verbinding Na^OJo te geven, volgens de formule:

Deze verbinding is in water oplosbaar, wordt echter door zuren in vrij jodium en in een natriumzout ontleed. Het bestaan van deze en van eenige andere natriumverbindingen, pleit er voor, dat het natrium ook meer dan univalent kan optreden.

IVatrium-liydroxyilc, NaOH, ook bijtende natron, natron iiyd raat, bijtende soda genoemd, wordt, overeenkomstig met het kaliumhydroxyde, bereid door koking van een oplossing van natriumearbonaat met caluiumhydroxyde:

De grootste hoeveelheden worden tegenwoordig echter bij de soda-fabricatie verkregen uit de moederloog, waaruit de soda is gekristalliseerd (bladz. '282).

Het natriumhydroxyde is smeltbaar ca stolt tot een witte, straalvormig gekristalliseerde massa, die zeer veel overeenkomst bezit met bijtende potasch. Uit de lucht trekt het water aan en wordt vochtig, maar bedekt zich dan door opslorping van koolstof-dioxyde met een witte, droge laag van natriumearbonaat; bijtende potasch daarentegen vervloeit volkomen, omdat ook het kaliumcarbonaat vervloeit. De waterige oplossing van natriumhydroxyde, natronloog genoemd, komt in de meeste eigenschappen met kaliioog overeen. Uit de geconcentreerde oplossing scheiden zich bij 0quot; G kristallen af, van de samenstelling 2 NaOH -t- 7 H₂0.

Xatriiiiiicliloriiiir, NaCl, keukenzout, komt in de natuur zeer menigvuldig voor. Het wordt bijna overal in den aardbodem en in het in do natuur voorkomende water gevonden, liet zcewafer

hovat 2.7—1!.2J daarvan. Als steen- of klipzout vormt liet ia vele landen uitgebreide lagen. b. v. in Stassfurt bij Maagdenburg, bij Wieliczka iu Gallicië en bij Norwich in Engeland.

In warnifi landon, aan de kusten van de Middollandsche Zee, in onze Oost-Indische bezitingen, op Curagao enz. verkrijgt men het natriumchloruur uit zeewater door dit gedurende het droge jaargetijde onder den invloed van de zomerwarmte in vlakke bassins, zo ut tuinen, te latrn verdampen. Na genoegzame concentratie kristalliseert eerst bijna zuiver natriumcLlorunr, dat afzonderlijk wordt verzameld. Later kristalliseert ee i mengsel van NaCl en MgSO_s, vervolgens karnallit (bladz. 2G5) en eenige andere zouten, waaronder KJ en KBr, waarvan de bereiding in sommige streken een bijzonderen tak van nijverheid vormt.

In koude landen, zooals in Noorwegen en aan de Witte Zee, gebruikt men de koude van den winter, om het zout uit het zeewater te verkrijgen. Bij het bevriezen van zoutoplossingen wordt namelijk bijna zuiver ijs afgescheiden; de aldus verkregen geconcentreerde zoutoplossing wordt alsdan verdampt.

Het steenzout wordt meestal in mijnen gewonnen. Wanneer echter de lagen niet dik genoeg of mot andere gesteenten gemengd zijn, maakt men boorgaten in den grond en laat daarin water vloeien. Is het water met zout verzadigd, dan brengt men het door pompen naar boven en verdampt de oplossing.

In sommige landen, b. v. bij Werl en Salzkotten in Westfalen, bij Rcichenhall in Beieren enz. ontstroomen den bodem meer of minder verzadigde zoute bronnen. De concentratie van de niet-verzadigde oplossing geschiedt aanvankelijk in de zoogenoemd2 gradeerwerken. Zij wordt te dien einde opgepompt in een goot, die van gaten is voorzien, waardoor de oplossing op een hoop opeengestapelde takkebossen druppelt. Zij verspreidt zich daarop en verkrijgt zoodoende een groote verdampingsoppervlakte, wordt alsdan in daaronder liggende bassins opgevangen en door verdamping boven het vrije vuur tot kristallisatie gebracht.

Hot natriumchloruur kristalliseert uit water in doorzichtige téer-lingen, die zich, bij langzame afscheiding, tot holle vierzijdige py-ramiden aan elkander leggen. Het is in heet water slechts weinig meer oplosbaar dan in koud. Honderd deeleu water lossen bij 0quot; C 30, bij 100quot; C 39 deelen keukenzout op. De verzadigde oplossing bevat derhalve ongeveer 20 J keukenzout. Het soortelijk gewicht van de kristallen bedraagt 2,13. Wordt een verzadigde oplossing beniM.-u '1()^ÜC afgekoeld, dan scheiden zich groote mo-noklinische, tafelvormige kristallen af, die de samenstelling NaCl - • 2 11..0 hebben, bij 0quot; C het water verliezen en iu teerlingen uiteenvallen.

Het gewone keukenzout bevat meestal een geringe hoeveelheid vim magiiesmmzoutrii; tengevolge daarvan vervloeit het iu vochtige

luclit. Volkomen zuiver XaCl, h. v. door tie iuworkini; van IK'1 op zuiver NajCOs verkregen, is niet hygroskopisch. Jiij het verhitten verknetteren de kristallen, omdat zij moederloog ingesloten bevatten, en het water daarvan dampvormig ontsnapt. In de rood-gloeihitte smelt het natriumchloruur, en bij hoogere temperatuur verdampt het.

IVatriiimbroiiiiiiir, NaBr, on ■latriunijodiiiir, NaJ, ki'istallisocron hij ginvono tomperatuur met twee moleculmi kristalwater, tlii; zij bij 30quot; C weder verliezen.

\atrlnnichloraat, CI0₃Na, en natrinni-perchloraat, CI0₄Na, worden op gelijke wijze als de overeenkomstige kalhimzonten verkregen; zij zijn echter veel gemakkelijker oplosbaar in water dan deze.

Katriiimiodaat, J0₃Na, wordt evenzoo als het kalinmjodaat beried en kristalliseert bij gewone temperatnur in zijdeglanzende naalden, van de samenstelling ,l()₃Na •gt; Ibquot;- Wordt ehlooi'gas in zijne verwarmde oplossing geleid, dan kristalliseert Ijij het kuud-

231), dat door oplossing in salpeterzuur in het normale zout .TOjNa 31130 verandert,

natriiimsuiraai ₉ S0₄Na„, neutraal zwavelzuur natrium, kristalliseert bij gewone temperatuur met 10 moleculen kristalwater en wordt alsdan glauberzout (tal mirabile Glauherï) genoemd. Het komt in vele minerale bronnen voor, en wordt met en zonder kristalwater in groote beddingen gevonden, voornamelijk in Spanje, Als bijproduct wordt het bij de bereiding van NaCI uit zeewater en zoute bronnen gewonnen, fabriekmatig wordt het in groote hoeveelheden verkregen door verhitting van een mengsel van natriumchloruur en zwavelzuur;

Deze ontleding heeft plaats in gietijzeren pannen, die in een oven, s 111 t'a a t o v e n genoemd, zijn ingemetseld en door een gewi'lt bedekt. Door een opening van dat gewelf wordt het ontwikkelde waterstofildoriinr langs bnizi'n geli'id, oni te worden verdicht en wel gedeelti'lijk in ballons, de zoogenoemde bonbonnes, die kond water bevatten, gedeeltelijk in gemetselde torens, welke gevuld zijn met coaks, die dooi' bospi'oeiing met w^rater vooi'tderi'ud voehtig worden gehondim.

In nieiiweren tijd wonlon ook pri-octere lioeveellieden glauberzout door omzutting van natriumchloruur met magnesiumsulfaat bereid, door de geconcentreerde oplossingen van beide zouten gedurende den winter met elkander te mengen en eenigen tijd te laten staan, waardoor natriumsulfaat iu kristallen wordt afgescheiden, omdat liet bij die temperatuur het minst oplosbare is van de zouten, die door de inwerking kunnen ontstaan (bladz. 259):

Het gekristalliseerde natriumsulfaat, SOjNa» iOHoO, bestaat uit groote, kleurlooze, monoklinische prisma's, die in de lucht verweereu en tot een wit poeder uiteenvallen. Wordt het zout op 33° C verhit, dan smelt het in zijn kristalwater; bij verdere verhitting verliest het langzamerhand al het kristalwater, wordt alsdan vast en smelt eerst weder bij roodgloeihitte. De oplosbaarheid van het glauberzout in water toont de volgende eigenaardigheid (bladz. 251); 100 deelen water lossen bij Üquot; C 12 deelen, bij 18° C 48 deden, bij 25° C 100 deelen, bij 30° C 200 deelen, bij 33quot; C 327 deelen SOjNa» 10 II₂0 op; bij verdere toeneming van de temperatuur vermindert echter de oplosbaarheid, zoodat bij 50° C 100 deelen water slechts 263 deelen, bij 100quot; C 238 deelen van het zout oplossen. Die afwijking van den gewonen regel, dat de oplosbaarheid toeneemt met het stijgen van de temperatuur, vindt hare verklaring daarin, dat met 33°C de ontleding van het zout SCXNa* 4-10 H₂0 in water en het watervrije SOjNa» begint, en dat het wa-tervrije zout minder oplosbaar is dan het waterhoudende. Daar echter de ontleding van glauberzout een dissociatie-verschijnsel is, dat bij 33' C begint en eerst bij 100quot; C voltooid is, zal de hoeveelheid van opgelost zout ook slechts langzamerhand afnemen. Wordt een glauberzout-oplossing, die bij .IT C verzadigd is, hooger verhit, dan wordt zij troebel door afgescheiden zout, dat blijkt ce bestaan uit kleine, rhombische octaëders, do vorm, waarin het watervrije natriumsulfaat kristalliseert. Dit is een bewijs er voor, dat de boven gegeven verklaring juist is.

De oplossing van glauberzout bezit nog de volgende eigenaardigheid. Wordt eene bij 33° C verzadigde oplossing langzaam afgekoeld. Jan heeft geene afscheiding van kristallen plaats, ofschoon, zouals wij gezien hebben, het zout bij lagere temperatuur veel minder oplosbaar is dan bij 33quot; C'. Dergelijke oververzadigde oplossingen worden ook door vele andere zouten gevormd, maaiquot; bij geen van haar is het verschijnsel zoo in het oog vallend, als bij het glauberzout, Men kan de oververzadigde oplossingen schudden, zonder dat kristallisatie plaats heeft; brengt men echter in de oplossing een

kristal van glauberzout, of een glazen staaf, of een ander vast lichaam, dan stolt de geheele massa plotseling tot een kristal brei van glauberzout. Dezelfde werking oefenen ook de stofdeeltjes uit. die in de lucht zweven; men moet derhalve de oververzadigde oplossing, om haar in dien toestand te bewaren, door een kurk of een katoenen prop van de lucht afsluiten. Door nauwkeurige onderzoekingen is nu gevonden dat die kristallisatie van de oververzadigde oplossing altijd slechts wordt voortgebracht door de aanraking met een reeds gevormd kristal van glauberzout. Zulke kristallen, natuurlijk van microscopische kleinheid, zijn altijd in de lucht aanwezig, en vaste voorwerpen, die in do lucht gelegen hebben, zijn ook daarmede bedekt. Worden zij gereinigd, dan bewerken zij ook de kristalafscheiding niet meer.

Bij de kristallisatie van de oververzadigde glauberzoutoplossing wordt, tengevolge van den overgang van het zout uit den vloeibaren in den vasten toestand, een belangrijke hoeveelheid warmte vrij. Bij 10° C kristalliseert soms uit een zoodanige oplossing vanzelf een zout van de samenstelling S0₄Na₂ 7 ILO. In de lucht en in aanraking met vaste stoffen vallen deze kristallen uiteen in watervrij natriumsulfaat en glauberzout.

Het glauberzout wordt in de geneeskunde als laxeermiddel gebruikt {natrium sulfuricum) en vindt in de nijverheid een uitgebreide toepassing, voornamelijk in do glasfabricatie un ter bereiding van soda.

Primair natriumsulfaat, SO.NaU, zuur zwavelzuur natrium, wordt bereid door de inwerking van zwavelzuur op het neutrale zout:

het kan echter ook verkregen worden dooi' de inwerking van zwavelzuur oj) keukenzout volgens de vergelijking;

Het is kristalliseerbaar, en de kristallen hebben de samenstelling S0₄Nall l LO. In zijne eigenschappen komt het in hoofdzaak overeen met het luiliumzout.

MiiUictcn van liet natrium worden gevormd door zwavel-dioxyde te leiden in de oplossingen van natriumhydroxyde of natrhunear-honaat. liet secondaire n at r i u m su Ifiet wordt door verdamping van zijne oplossing bij gewone temperatuur verkregen in kristallen van de samenstelling S0₃Na₂ H-7ILO; uit verwarmde oplossingen wordt het in watervrijen toestand afgescheiden. Eveneens wordt het watervrij verkregen, wanneer tot zijne bereiding natriumhydroxyde wordt gebruikt. Het primaire natrium-sulfiet SOjNall geeft aan de lucht S0₂ af en wordt tevens tot natriumsulfaat geoxydeerd.

}%'atrliim-liypoNiiinet, .S₃0₃Na₂. o n d e i'z wa vo 1 i g z u li r n a-trium, werd vroeger bereid, door secondair natriumsuUiet met zwavelbloetnen te kokeu :

Tegenwooi'dig echter worden groote hoeveelheden fakriekmatig gewonnen door calciutn-hyposulfiet, dat door uitlooging van de ge-oxydeerde onoplosbare resten van de sodabereiding (bladz. 282) voi -kregen wordt, niet glauberzoutoplossing samen te brengen, waarbij de volgende omzetting plaats heeft:

De vloeistof wordt van het onoplosbare calciumsulfaat afgegoten en tot kristallisatie uitgedampt.

Het kristalliseert in groote monoklinische prisma's, die zeer ge-makkelijk in water oplossen en de samenstelling SoOsNa»5 H₂0 hebben. Het smelt bij 00quot; C in zijn kristalwater, verliest bij 100quot; C al het water, en wordt bij verdere verhitting in SOjNa. en N;i₃S₃ontleed:

A\ ordt het droge zout dan verder verhit, dan verbrandt het natrium-pentasulfuur met een blauwe vlam.

De waterige oplossing van natrium-hyposulfiet wordt door zuren ontleed onder afscheiding van zwavel-dioxyde en zwavel:

Het natrium-hyposulfiet is een sterk reductiemiddel; vrij chloor, bromium en jodium worden hierdoor in de haloïdzouten omgezet:

Van dozc eigenschap wordt in dc analvtische schoikunde gebr.iik gemaakt, om do hoeveelheden vrij jodium , die in een vloeistof aanwezig zijn, te bepalen. Daar namelijk het vrije jodium de eigenschap bezit, stijfsel blauw te kleuren, kan zijne hoeveelheid worden gevonden in een vloeistof, waaraan men eenige druppels stijfsel heeft toegevoegd , door de bepaling van de hoeveelheid na-trinrn-hyposnlfiet, ilie noodig is, om haar te ontkleuren. Men bedient zich hiervoor van een oplossing van natrinm-hvposulfiet van bekend gehalte, die door oplossing van een bepaald gewicht van dit zont in een genieten volume water wordt verkregen, en laat

di'ze in il(^ jodinnioplossinp; tlrnppclon nit. ocn rrlazin buis, iiie vnn eon maatverdcpling en een kraan is voorzien, en die b u ret wordt ge-noemd. Ilet volume van de gebruikte oplossing van natr'uni-hvpo-sulftet wordt alsdan afgelezen, en het gewicht van het jodium verder door berekening gevonden.

Do inwerking op chloor heeft anders plaats; er wordt primair natriumsulfaat en waterstofchloruur gevormd :

Op deze reactie berust het gebruik, dat van dit zout, de anti-chloor, wordt gemaakt, om de overmaat van chloor inde bleekerijen uit de weefsels te verwijderen, en deze aldus voor de schadelijke inwerking van het bleekmiddel te behoeden.

liet natrium-hvposulQet bezit verder de eigenschap, om de halo-geenverbindingen van liet zilver op te lossen, waarom hel ook in de photographic veelvuldig wordt toegepast.

Secundair natriumcarboiiaat, wotla, COjXao, neutraal koolzuur natrium, is de voor de nijverheid belangrijkste natrium-verbinding. In sommige landen, zooals iu Hongarije en in Africa, komt dit zout aan de oppervlakte van de aarde voor; ook wordt het in opgelosten toestand gevonden in het water van de zoogenoemde soda-meren in Egypte en van de Kaspische Zee. Ter bereiding van de soda gebruikte men vroeger de asch van verscheidene zeeplanten, zooals van wieren, en van soorten van de geslachten salsola en saliconda; daar deze planten op gelijke wijze natriumzouten opnemen, als de landplanten dit met kaliumzouten doen. Deze asch, in Normandië va ree en in Engeland kelp genoemd, werd op gelijke wijze door uitlooging op soda verwerkt, als de asch der landplanten op potasch. Tegenwoordig echter worden uit deze asch slechts de jodiumverbindingen gewonnen, die ter bereiding van het jodium dienen. Ue meeste soda wordt nu verkregen uit keukenzout volgens de in het jaar 1791 ontdekte methode van Lehlaxc.

Te dien einde wordt natriumchloruur door zwavelzuur volgens de methode, op bladz. 277 vermeld, in natriumsulfaat veranderd. Het droge natriumsulfaat wordt alsdan met kool en krijt (calciumcar-bonaat) gemengd en in vlamovens gegloeid. Hierbij hebben twee verschillende reacties plaats. Ten eerste reduceert de kool het natriumsulfaat volgens de vergelijking.

Het gevormde natriumsulfuur werkt dan op het calcimncarbonaat en vormt calciumsulfuur en natrimncarbonaat:

Tegelijkertijd wordt door de hooge temperatuur een gedeelte van het calciumearbonaat ontleed in calciurnoxyde en koolstof-dioxyde, dat weder met de gloeiende kool koolstofoxycle vormt; dit verbrandt alsdan met een blauwachtige vlam, welk verschijnsel als een teekeu dient dat het proces geeindigd is. Het gesmolten product wordt ruwe soda genoemd, en bevat als hoofdbestanddeelen natrium-carbonaat, calciumsulfuur en calciurnoxyde. De ruwe soda wordt eenige dagen aan den invloed van vochtige lucht blootgesteld, om zoodoende een verandering van calciurnoxyde in calcium hydroxy do en daarmede een uiteenvallen van de samengebakken massa te bewerken. Vervolgens wordt zij door water uitgeloogd, waarbij het uatriumcarbonaat oplost; het calciumhydroxyde en calciumsulfuur, die beide onoplosbaar zijn in water, blijven achter. Door verdamping van de oplossing en gloeiing van de verkregen rest ontstaat de ruwe gecalcineerde soda, die verschillende bijmengselen, onder andere ook u atrium-hydro xy d e bevat. Dit laatste product is door d(3 inwerking van een overmaat van kool op uatriumcarbonaat gevormd volgens de vergelijking:

Wil men ecu soda bereiden, die veel natriumhydroxyde bevat, dan voegt men opzettelijk een overmaat van kool bij liet mengsel van natriumsulfaat, calciumearbonaat en kool. Om uit de gecalcineerde soda zuivere soda te maken, wordt zij weder in water opgelost en verdampt; de daarbij zich afscheidende, groote, doorzichtige kristallen van gekristalliseerde soda, NaoC0₃ -f- 10 ILO, worden uitgeschept en de overblijvende moederloog ter verkrijging van natriumhydroxyde in gietijzeren ketels uitgedampt en dan gesmolten. Daar de massa nu nog natriumsulfuur en ijzersulfuur bevat, wordt door middel van een ijzeren buis lucht in de gesmolten massa geblazen, waardoor het natriumsulfuur in natriumsulfaat en het ijzersulfuur in ijzeroxyde wordt veranderd. Dit laatste bezinkt en net gesmolten natriumhydroxyde wordt boven afgeschept. Het zoo verkregen natriumhydroxyde is wel niet zeer zuiver, maar kan desi iet-temin tot vele technische doeleinden worden gebruikt.

Do onoplosbare resten, die terugblijven bij het oplossingsproces, waaraan de ruwe soda wordt onderworpen, en die uit calciutn-liydroxyde, calciumsulfuur en niet uitgeloogde natriumverbindingen bestaan, waren vroeger voor de fabriekanten een groote lust, daar zij tot niets konden gebruikt worden; en hare opeenstapeling veroorzaakte veel ongerief, ten eerste door de plaats, die zij besloegen, en ten tweede door de verontreiniging van den dampkring, den bodem en het water, die een gevolg was van de inwerking van

water cn lucht o]) do daarin aanwezige zwavelverliindingen. Tegenwoordig ecliter is men er in geslaagd, de zwavel, die ze bevatten, grootendeels daaruit terug te verkrijgen, en het calcium in onschadelijke calciumverbindingen te veranderen. Te dien einde worden de resten in dunne lagen aan de lucht uitgespreid, of er wordt een luchtstroom door de vaten geleid, waarin het uitloogen van de ruwe soda heeft plaats gehad, en die de onoplosbare resten nog bevatten. Hierdoor wordt het daarin aanwezige calciumsulfuur eerst in cal-ciumoxyde en calcium-polysulfuren veranderd, volgens de vergelijkingen :

Het calciiira-disulfuur wordt verder door de zuurstof tot calcium-hj-posulfiet geoxydeerd :

dat door de plaats hebbende temperatuursverhooging in calcium-sulfiet en zwavel uiteenvalt:

Do vrij geworden zwavel vereenigt zich alsdan met het aanwezige calciumsulfuur of disulfuur tot calcium-tetra- en pentasulfuur. Do zoo verkregen massa wordt met water uitgeloogd, en zoodoende de calcium-polysulfuren, het calcium-hyposulfiet en ook het calcium-sulfiet in oplossing gebracht. Bij die oplossing wordt in gesloten vaten langzamerhand zoutzuur gevoegd. Hierdoor worden do poly-sulfuren onder afscheiding van zwavel en ontwikkeling van water-stofsulfuur ontleed :

Het waterstofsulfuur wordt echter niet vrij, maar werkt dadelijk iu op het calciuinsulfiet, dat hierdoor in calcium-hyposulfiet wordt veranderd:

Hierop werken nieuwe hoeveelheden zoutzuur en laten calcium-chloruur ontstaan, onder afscheiding van zwavel, zwaveligzuur en waterstofsulfuur:

Het zwaveligzuur werkt op nieuwe hoeveelheden van de calcium-polysulfuren evenals zoutzuur, met dit verschil, dat hierbij natuurlijk geen calciumchloruur ontstaat, maar calciumsulfiet, dat door toevoeging van zoutzuur in calciuim hloruur en zwaveligzuur wordt ontleed; dit laatste levert, door de inwerking van het gelijktijdig gevormde waterstofsulfuur, zwavel en water op. Op deze wijze zijn de eindproducten van het proces zwavel en calciumchloruur,

waai \iiii ilc oiM'.ste door sincitigozniwril, m ginvomilijk din'ct tut bvruiding van zwavelzuur gebruikt wordt. De oplossing van calciiiniehloruur wordt nioosta! in het water geworpen, daar zij onscliadelijk is. De na de uitlooging van de geoxydeerde producten overgebleven onoplosbare resten, die grootendeels uit gijis, calcium-carbonaat en caleiuni-bydroxyde bestaan, worden weggeworpen ol' ook wel tot bereiding van cement (bladz. 300) gebruikt.

Een nieuwe methode ter bereiding van soda lieeft in nieuworen tijd een uitgebreide toepassing verkregen. Dit is liet zoogenoemde ammoniakproces, en berust op de werking van koolstof-dioxyde op eem; ammoniakalische oplossing van natriumchloruur volgens de vergelijking:

liet gevormde primaire natriumcarbonaat is zeer moeilijk oplosbaar, en wordt door filtreeren van do vloeistof gescheiden en vervolgens door verhitting in secondair natriumcarbonaat, water en koolstof-dioxyde ontleed, terwijl de vloeistof met kalk gemengd en verhit wordt, waardoor men de ammonia terugverkrygt. Deze wordt weder in een oplossing van natriumchloruur geleid, en zoodoende voor een nieuwe bereiding van natriumcarbonaat gebruikt. Ook het koolstof-dioxyde, dat bij verhitting van het primaire natriumcarbonaat ontwijkt, wordt tegelijk met C0₃, dat in kalkovens wordt gewonnen, tot vorming van nieuwe hoeveelheden soda gebezigd. Op deze wijze kan een en dezelfde hoeveelheid ammonia dienen, om een onbeperkte hoeveelheid soda te maken. In werkelijkheid gaat natuurlijk altijd NIIj verloren, maar wordt voor de bereiding van 100 KG. soda niet meer dan 1 KG. N[I₃ verbruikt. Do op deze wijze verkregen soda kenmerkt zich door bijzondere zuiverheid.

Een derde bereidingswijze van soda is die uit kryolith, een delfstof, die in Groenland in groote beddingen voorkomt en uit oen verbinding van natriumlliioruur met alLimiinumlliioruur, AlFI₃.rgt; NaF!, bestaat. Dit mineraal wordt met krijt gegloeid, waardoor een inwerking plaats heeft volgens de vergelijking:

liet gevormde natriumaluminaat AloO_cNa₆ wordt in water opgelost, en het caiciiimlluornur blijft onopgelost achter. In de verkregen oplossing wordt nu C()₂ geleid , waardoor aluminiumhydroxvde wordt neergeslagen, terwijl men een oplossing van natriumcarbonaat verkrijgt, die door uitdamping op soda kan worden verwerkt:

Uit liet aliimiiiiurnhvilidxyde wordt zeer zuivere aluin (zie deze) gewonnen, en het calciumfluoruur bij de fabricatie van liet glas gebezigd.

Het secondaire natriumcarbonaat kristalliseert bij gewone temperatuur in monoklinische prisma's, die de samenstelling NajC0₃ 4-iO II.,0 hebben, in de luclit verweeren en tot een wit poeder uiteenvallen. Jiij 50° C smelt liet in zijn kristalwater, terwijl bij verdere verhitting een poedervoi mig hvdraat van de samenstelling NajCOs HoO wordt afgescheiden. Bij lOOquot; C verliest het al zijn kristalwater. Uit waterige oplossingen van soda kristalliseeren tus-sclien ;i0 en 50° C rhombische prisma's van de samenstelling ('( ).,\a_L, -|-7 HjO. Het watervrije zout absorbeert water uit vochtige lucht, maar zonder te vervloeien. In de roodgloeihitte smelt het en wordt bij zeer hooge temperatuur vervluchtigd. 100 deelen water lossen bij Oquot; C '15 deelen, bij 08quot; C 138 deelen van het droge zout op. Bij toeneming van de temperatuur boven 50quot; C neemt de oplosbaarheid af, waarvan, zooals uit het bovenstaande blijkt, de vorming van andere hydraten met een andere oplosbaarheid de oorzaak is. Het natriumcarbonaat reageert sterk alkalisch.

l'rimair natriumcarbonaat, COjNalI, gewoonlijk dubbel koolzure soda of natron hicarhonicam genoemd, ontstaat door de inwerking van koolstof-dioxyde op waterhoudend secondair natriumcarbonaat :

Het kristalliseert in watervrije, monoklinische, tafelvormige kristallen, waarvan 1 deel bij gewone temperatuur 10 tot li deelen water tot oplossing noodig heeft. Do oplossing bezit een zwak-alkalische reactie en gaat door koking onder afscheiding van koolstof-dioxyde over in het secondaire natriumcarbonaat:

Wordt de oplossing snel uitgedampt, dan worden kleine, monoklinische prisma's afgescheiden van zoogenoemd natrium-sesqui-carbonaat, die de samenstelling (C0₃)₃Na₄[l_: 2 ILO hebben, en eveneens in de sodameren van Hongarije eu Egypte worden afgezonderd.

Natriumnitraat, NOjNa, salpeterzuur natrium, ook natronsalpeter en chilisalpeter genoemd, komt in groote beddingen in het district Tam pa op de grens tusschen Chili en Peru voor. Het ruwe mineraal, caliche genoemd, bevat 48 tot 75J N0₃Na, 20 tot 40NaCl en afwisselende hoeveelheden van andere natrium-, kalium- en niagnesiumzoulen benevens organische stoiïen

en onoplosbare aardachtige «leelen. In Peru wordt liet door oplossing en omkristalliseeren gezuiverd en naar Europa uitgevoerd, alwaar liet chilisalpeter ter bereiding van salpeterzuur (bladz. 182) en kaliumsalpeter (bladz. '269) een uitgebreide toepassing vindt. Hot kristalliseert in rhomboöders, die zeer veel op een kubus gelijken, en wordt derhalve ook kubische salpeter genoemd. In water is het gemakkelijker oplosbaar dan kaliumsalpeter. Het trekt water aan uit de lucht en kan derhalve niet ter bereiding van buskruit worden gebezigd.

nratriumphospliaten. De natriumzouten van het phosphor-zuur zijn minder oplosbaar en kristalliseeren gemakkelijker dau de kaliumzouten.

Tertiair natri u mphosphaat of tri-natriumphosphaat, PO_tNa₃, wordt door verzadiging van één molecule phosphorzuur met drie moleculen natriumhydroxyde verkregen. Uit zijne oplossing kristalliseert het in zeszijdige prisma's van de samenstelling PO»Na₃ 12 1LO. Het reageert sterk alkalisch, absorbeert koolstof-dioxyde uit de lucht en verandert hierdoor in secondair natriumphosphaat.

Secondair natriumphosphaat of di-natriumphosphaat, P0₄Na,H, is het bestendigste \an de natriumphosphateu en wordt bereid door bij phosphorzuur zoolang natronloog te voegen, totdat de zure reactie in een zwak-alkalische is overgegaan. Het kristalliseert in groote, monoklinische prisma's van de samenstelling PO,XaJ,[ 12H₂0, die iu de lucht snel verweeren. Één deel lost bij gewone temperatuur op in 4 deelen water; de oplossing reageert zwak-alkalisch en absorbeert rijkelijk koolstof-dioxyde, waardoor het in primair natriumphosphaat en primair natriumcarbonaat wordt omgezet. Bij verhitting verliest het zout water, smelt bij 300° C en verandert in natrium-pyrop hosphaat, PjC^Na», een zout, dat uit zijne oplossing in water in kristallen kan worden verkregen van de samenstelling P₂0₇Na₄ 10 ILO. Door koking met salpeterzuur wordt het in primair natriumphosphaat omgezet.

Primair natriumphosphaat of mono-natriumphos-phaat, POjNalL, wordt verkregen in kristallen van de samenstelling P0₄NaIL HjO. Het reageert zuur, verliest bij 100'C zijn kristalwater en verandert bij SOOquot; C in secondair natrium-pyrop hosphaat, P₌ü₇Na₂H₂. dat bij 240quot; C onder water verlies overgaat in natri um-me tap hosphaat, PO.Na. Al naar de verschillende omstandigheden, waaronder het smelten en afkoelen plaats heeft, verkrijgt meu verschillende modificaties van het natrium-metaphosphaat, die waarschijnlijk de samenstelling P„0₆Nao, P^OjXu,, enz. hebben eu derhalve polymeeren zijn van P0₃Na.

Wordt natri um-metaphosp haat met metaaloxyden samengesmolten, dan worden deze opgelost en er ontstaan zouten van het ortho-phosphorzuur, b. v.:

Men verkrijgt op deze wijze met de oxyden van de verschillende metalen verschillend gekleurde glasachtige massa's (p hosphorzou t-paarlen), die ter onderkenning van de metalen kunnen dienen.

Do nrsenaten hebben een analogische samenstelling als de phos-|(haten. Van de antlinonaten maken wij slechts gewag van het dinalrium-pyroantimonaat, Sb₂0₇NajH₂ GtLO, omdat het, in afwijking van alle overige natrium zouten, onoplosbaar is in koud water.

Natriumltoraat, boor zuur natrium. De normale zouten van het boorzuur 11(011),., en van het meta-hoorzuur liO.OII (bladz. 22-4) zijn zeer onbestendig. De gewone boraten van do alkalimetalen zijn afkomstig van het tetra-boorzuur ]'gt;_iC)₇IIn.

Het belangrijkste van deze zouten is het borax, dat bij gewone temperatuur kristalliseert in groote, monoklinische prisma's, van de samenstelling B₄0₇Nao 10 H.,0. Het komt in eenige meren van Tibet en Ceylon, verder in de Clear Lake van Californië en in hot Ourmiahmeer in Perzië voor. Op den bodem van deze meren bevinden zich kristallen, die er uitgehaald en door omkristalliseeren gezuiverd worden. Het Tibetaansche borax draagt den naam van tin kal. Tegenwoordig wordt ook veel borax bereid door boorzuur met natriumcarbonaat samen te smelten. Een deel borax heeft bij gewone temperatuur 14 deelen, bij 100° C '/s deel water ter oplossing noodig. De oplossing reageert zwak alkalisch. \\ ordt de oplossing bij een temperatuur van 70° C verdampt, dan kristalliseert in octaëders van het regelmatige stelsel het octaëdrische borax, dat de samenstelling B₄0₇Na3 5 11₂0 bezit. Rij verhitting zwellen beide zouten sterk op, verliezen water en vormen een witte, poreuse massa, het gebrande borax, dat bij roodgloeihitte tot een doorzichtig glas smelt. Dit glas lost bij het smelten vele metaaloxyden op, en vormt daarmede doorzichtige paarlen (borax-paarlen), die zeer dikwijls een kenmerkende kleur bezitten. Zoo geven b. v. koperzouten een blauw, chromi-zouten een groen glas. Die kleuren kunnen ter herkenning van enkele metalen dienen. Op dezelfde eigenschap berust het gebruik van borax tot het samensmelten en soldeeren van metalen.

nralriiimsilicaat, natron-waterglas, komt in de meeste opzichten met kaliumsilicaat overeen, en wordt het eenvoudigst bereid, door kwartszand met natriumsnlfaat cn kool samen te smelten.

Bijna alle natr'minzouten zijn zeer gemakkelijk oplosbaar in water, met uitzondering van het natrium-pyroantimonaat Sb..0₇Na₂Ho. De eigenschap van het kaliumantimonaat, dat liet in de oplossing van de natriumzouten een wit bezinksel van dat zout voortbrengt, wordt derhalve ter herkenning van het natrium gebruikt. Wordt eon natriumverbinding in een kleurlooze gasvlam gebracht, dan wordt deze intensief geel gekleurd. Het spectrum van de natrium-vlam is gekenmerkt door een zeer heldere gele streep, die bij sterke vergrooting blijkt uit twee strepen te bestaan.

Het lithium komt in do natuur slechts in geringe hoeveelheden, maar vrij algemeen verspreid voor. liet maakt een bestanddeel uit van verscheidene silicaten, zooals lepidolith, lithium glimmer en petalith; verder wordt het in sommige minerale bronnen en in vele plantenasschen gevonden, voornamelijk in dio van de tabak en den beetwortel.

Het metaal litltium woi'dt uit lithiumchloruur afgescheiden met behulp van den galvanischen stroom en vormt een zacht, zilverwit metaal, waardoor het water bij gewone temperatuur wordt ontleed. Zijn soortelijk gewicht bedraagt 0,59; het is het lichtste van alle metalen en drijft zelfs op steenolie. Het smelt bij 180quot; C en verbrandt met een intensief, wit licht.

liitliiiimclitoruur, LiCl, kristalliseert bij gewone temperatuur in watervrije, regelmatige octaëders; uit oplossingen, die een temperatuur hebben beneden 10° C, wordt het verkregen in kristallen van de samenstelling LiCl 21I₂0; het vervloeit in vochtige lucht.

Ijitliiumpliospliaat, POjLi,,, en litliiumcarboiiaat, GL^Li. zijn zeer moeilijk oplosbaar in water, en worden derhalve uit de oplossingen van andere lithiumzouten door natriumphosphaat, resp. natriumcaibonaat neergeslagen. Bij sterke gloeihitte verliest het carbonaat een weinig koolstof-dioxyde. Door de eigenschappen van

deze beide zouten toont het litliium overeenkomst met de metalen van de calciumgroep (bladz. 262).

Lithiurnverbindingen vinden in de geneeskunde en in de photo-graphie toepassi ng.

De lithiurnverbindingen kleuren de vlam karmozijnrood, en geven een spectrum, dat voornamelijk uit een zeer heldere roode streep bestaat.

Op bladz. 07 hebben wij gezien dat do ammonia zich rechtstreeks met zuren vereenigt tot zoutvormige verbindingen, die zeer veel overeenkomst bezittten met metaalzouten, voornamelijk met de kaliumzouten. Met de laatste zijn zij meestal isomorphisch. De imivalente groep NH₄, die in deze verbindingen de rol van een metaal speelt, wordt ammonium genoemd, en de verbindingen zelf heeten ammoniumverbindingen. Het metaalachtig karakter van de groep NU, wordt bevestigd door het bestaan van een ammonium-amalgama, dat in zijn uiterlijk aanzien zeer veel met het natrium- en kalium-amaigama overeenkomt. Het wordt bereid door een negatieve platinumelectrode te dompelen in kwikzilver, dat zich bevindt ia een uitholling, die men in een stuk am-moniumchloruur heeft gemaakt. Evenals nu bij de ontleding van kalium- of natriumchloruur aan de negatieve pool het metaal wordt afgescheiden, wordt hier ammonium vrij en dit verbindt zich met het kwikzilver tot een amalgama. Men verkrijgt het amalgama ook, wanneer natrium-amalgama met een geconcentreerde oplossing van ammoniumchloruur wordt overgoten;

Het ammonium-amalgama is een zeer volumineuse massa van metaalachtig uitzien. Het is zeer onbestendig en ontleedt zich spoedig in kwikzilver, ammonia en waterstof.

De oplossing van NH3 in water reageert zeer sterk alkalisch. Men is echter niet gerechtigd, in deze oplossing het bestaan van een ammoniumhydroxyde, NH,.OH, aan te nemen. Daarentegen bestaan organische verbindingen, die van het ammoniumhydroxyde moeten worden afgeleid door vervanging van do waterstof, die het bevat, door koolwaterstofradicalen, b. v. het tetramethyl-ammonium-hvdroxvde N^CHj^OH. Zij zijn olieachtige vloeistoffen met sterk-

alkalische reactie, eu gelijken in de meeste eigenschappen op kalium-en natrium iiydroxyde.

Ammoniitiiicliloruiir , NH₄C1, c h loer a m in o n i u m, salmiak, komt soms in vulkanische streken voor, en wordt tegenwoordig uitsluitend bereid door het ammoniakwater, dat op de gasfabrieken wordt verkregen, te distilleeren en de dampen in zoutzuur te leiden. De oplossing wordt tot droogwordens toe. verdampt en de rest in ijzeren vaten verhit, waarbij de salmiak sublimeert en als een compacte, vezelige massa wordt verkregen. Één deel NIIjCl is oplosbaar in 2.7 deelen water van gewone temperatuur en in 1 deel water van lOO⁰ C. Uit de oplossing kristalliseert het in kleine, meestal vedervormig gerangschikte octaëders of teerlingen, die scherp en zilt smaken. Het ammoniumchloruur sublimeert bij verhitting, zonder te smelten; het ondergaat echter hierbij een dissociatie in NH₃ en HC1, verbindingen, die zich bij afkoeling weder tot NI]₄Cl vereenigen. Die dissociatie is bij 350° C volkomen, alswauneer de dichtheid der dampen 13,-4 bedraagt, overeenkomende met de dichtheid van een mengsel van gelijke volumen NU., en HC1. Ook in oplossing is liet ammoniumchloruur gedeeltelijk gedissocieerd. Bij het koken van de-oplossing ontwijkt ammonia eu bevat, de achterblijvende oplossing vrij zoutzuur.

Ammunimnsiiiraat, SO^NII»),, zwavelzuur ammonium, wordt gewonnen door het distillaat van het ammoniakwater van de gasfabrieken in zwavelzuur te leiden. Uet kristalliseert in water vrije, rhombische prisma's, waarvan één deel in 2 deelen koud en in 1 deel heet water oplosbaar is. Het smelt bij 140° C en wordt bij verdere verhitting in ammonia, stikstof, water en ammonium-sulfiet ontleed. Het vindt in nieuweren tijd een groote toepassing als meststof.

Ammouiuiniiifraat« N0₃NH_t, salpeterzuur ammonium, is isomorphisch met kaliumnitraat en vervloeit in vochtige lucht. Bij verhitting smelt het en ontleedt zich dan in stikstofbxvdule en water (bladz. 1!)ÜJ.

^timiiouiuiiinitriet, N0₂NH₄, s a 1 pe ter igz u u r ammonium, komt in geringe hoeveelheden voor in den dampkring, en wordt ook verkregen dooi' de inwerking van electrische vonken op vochtige lucht. Eveneens wordt het gevormd bij de langzame oxy-datie van phosphorus. In grootere hoeveelheden kan het bereid worden, door een oplossing van ammonia met stikstof-trioxyde te verzadigen, of door zilver- of loodnitriet met ammoniumchloruur te ontleden. Door de laatste bereidingswijze wordt het in zeer zuiveren toestand verkregen. Bij verhitting wordt het ontleed in stikstof en water (bladz. 85).

Ainmoniumcarltonaat, koolzuur ammonium. Het secondaire zout, COjlXII,),,, wordt als een kristalachtig poeder afgezonderd, wanneer men gasvormige ammonia leidt in een geconcentreerde oplossing van ammonium-sesquicarbonaat. liet geeft ammonia af aan de lucht en verandert hierdoor in het pri maire zout, C0₃(NH4)H, dat bij verhitting op 58° C in CO*, NH3 en H_;0 uiteenvalt.

Het in den handel voorkomende ammonium-sesquicarbonaat, (C0₃)3(Nn₄)JJ₂, vormt zich bij de verrotting van vele stikstofhou-dende organische stoffen, b. v. van de urine, en werd vroeger bereid door droge distillatie van beenderen, horens, hoeven en andere dierlijke stoften (herthoornzout). Tegenwoordig maakt men het door een mengsel van ammoniumchloruur of ammoniumsulfaat en calcium- of bariumcarbonaat te verhitten. Het sublimeert alsdan als een witte, harde, doorschijnende massa, die aan de lucht NH3 en CO; afgeeft en tot een wit poeder van primair ammoniumcarbonaat uiteenvalt.

Het primaire ammoniumcarbonaat, C0₃(NH₄)H, door verweering van de beide eerstgenoemde zouten verkregen, is moeilijker oplosbaar in water dan deze. Zijne oplossing geeft langzamerhand koolstof-dioxyde aan de lucht af, waardoor het in het secondaire zout verandert.

AiiiinoiiiiimplioHiiliaten. Het belangrijkste ammoniumphos-phaat is het secondaire ammonium-natriumphosphaat, PO_t(NH₄)NaH 4H₂0, dat gewoonlijk phosphorzout wordt genoemd. Het komt voor in de guano en in rottende urine. Men bereidt het door een oplossing van salmiak te voegen bij een oplossing van di-natriumphosphaat en te laten kristalliseeren :

Het vormt groote, doorzichtige, monoklinische kristallen. By verhitting smelt het, geeft water en ammonia af en vormt een doorzichtig glas van natrium-metaphosphaat, POjNa. Dit glas lost in gesmolten toestand metaaloxyden op en dient ter onderscheiding van verschillende metalen (bladz. 287).

Het tertiaire ammoniumphosphaat, P0₁(NH_t)₃, wordt in kleine kristallen afgezonderd, wanneer men geconcentreerde oplossingen van ammonia- en phosphorzuur met elkander mengt. Wordt het gedroogd, dan verliest het NH3 en gaat over in het secondaire zout PO^XlIjoll. De oplossing van dit zout verliest bij koking eveneens NIL, waardoor het verandert in het primaire zout, PO_t(NH»)IL.

Ammoniumsuiruur, (NH₄)₃S, zwavelammoni u m , ontstaat bij het mengen van één volume H₂S met twee volumen NU, bij een temperatuur van 18° C als een witte, gekristalliseerde massa, die reeds bij gewone temperatuur ontleed wordt.

Am in on in ait-liytlrosiiir uur, (NH₄)HS , am m oniu m - su 1 f-hydraat en ook zwavelammonium genoemd, wordt in kristallen afgescheiden, wanneer door een alcoholische oplossing van ammonia waterstofsulfuur wordt geleid. In waterige oplossing verkrijgt men liet door een waterige oplossing van ammonia met waterstofsulfuur te verzadigen. Do oplossing is in den beginne kleurloos; zij wordt echter geel, wanneer zij eenigeu tyd aan de lucht heeft gestaan, daar door inwerking van de zuurstof polysulfuren, zooals (XlJ₄)₂Sj, worden gevormd. Eenvoudiger bereidt men dit zoogenoemde gele zwavelammonium door zwavel te voegen bij de kleurlooze oplossing van ammonium-hydrosulfuur. Beide oplossingen worden in het laboratorium veelvuldig gebruikt en wel om de metalen uit hunne oplossingen als sulfuren neer te slaan, en hen zoodoende te herkennen, daar de sulfuren van de verschillende metalen door hunne kleur en andere eigenschappen van elkander onderscheiden zijn.

De alkaliën en andere bases verdrijven uit de ammoniumzouten de ammonia, die gemakkelijk door den reuk en door de blauwkleu-ring van rood lakmoespapier kan worden herkend.

Platinum-tetrachloruur brengt in de oplossingen van ammoniumzouten een moeilijk oplosbaar, geel, kristalachtig bezinksel voort, van de samenstelling PtCI₄.'2 NIl_tCI.

Dc tweede groep van elementen volgens de rangschikking op bladz. 2'26 bevat voornamelijk bivalcate metalen, die onderling vele analogiön bezitten. Deze kan men verder in twee ondergroepen verdoelen, die van het calcium, strontium en barium, en die van het beryllium, magnesium, zink en cadmium. I)e eerste ondergroep nadert in hare sterk-basische eigenschappen de elementen van de kaliumgroep, de tweede ondergroep bezit basische eigenschappen in mindere mate en toont derhalve ook geringere overeenkomst met de alkalimetalen. Beryllium en magnesium staan tot de elementen van de calciumgroep in dezelfde verhouding als lithium en natrium tot de elementen van de kaliumgroep.

Calcium, strontium en barium worden metalen der alkalische aarden genoemd, omdat hunne oxyden in hunne eigenschappen eenerzijds met de oxyden van de alkali metalen, anderzijds met de oxyden van de aardmetalen (aluminium) overeenkomen. Zij toonen onderling denzelfden samenhang tusschen eigenschappen en atoomgewichten, als wij bij de elementen van de kaliumgroep hebben opgemerkt. Met het stijgen van het atoomgewicht neemt hunne scheikundige energie toe en treedt hun basisch karakter meer op don voorgrond. Barium ontleedt het water krachtiger en wordt gemakkelijker geoxydeerd dan strontium en calcium. Het bariiua-hydroxyde is de sterkste basis, het lost gemakkelijk op in water, wordt door gloeiing niet ontleed, en absorbeert zeer snel koolstot-dioxyde uit de lucht. Ook het bariumcarbonaat is zeer bestendig, het smelt in de witgloeihitte en ontwikkelt dan slechts weinig •koolstof-dioxyde. Het calciumhydroxyde daarentegen is veel moeilijker oplosbaar in water en wordt bij het gloeien in water en calciumoxyde ontleed; ook het calciumcarbonaat splitst zich bij het gloeien in calciumoxyde en koolstof-dioxyde. Het strontium houdt het midden tusschen barium en calcium.

In vrijen staat en als hydroxyden bezitten de metalen der alkalische aarden dus overeenkomst met de alkalimetalen; zij onderscheiden zich van deze voornamelijk door de onoplosbaarheid van hunne car-bonaten en phosphaten en vooral van hunne sulfaten. Het bariumsulfaat is in water nagenoeg volkomen onoplosbaar, terwijl één deel calciumsulfaat 400 deelen water ter oplossing noodig heeft; het strontiumsulfaat is minder oplosbaar dan het calcium- en meer dan het bariumsulfaat.

Do metalen van deze groep vormen geene vluchtige verbindingen, en slechts van het calcium is do soortelijke warmte bepaald en in overeenstemming bevonden mot hot atoomgewicht 40. Daar nu de bepaling van de dampdichtheden van de elementen en hunne verbindingen, en tevens de soortelijke warmte van do elementen de eenige rechtstreeksche middelen zijn tot vaststelling van de ware atoomgewichten, zoude men de atoomgewichton van barium en strontium gelijk aan hunne equivalontgewichten kunnen stollen.

chloruur = SiCI). De grooto overeenkomst van doze elementen met hot calcium laat echter geen twijfel over, dat zij ovenals het calcium bivalent zijn, en hunne tegenwoordig aangenomen verdubbelde atoomgewichten tevens de ware zijn.

liet calcium behoort tot de elementen, die het meest op de aarde worden gevonden. Als calciumcarbonaat (kalksteen, marmer, krijt) en calciumsulfaat (gips, albast) vormt het geheele lagen en bergen. Ook calciumphosphaat (p h osphoriet) en calciumfluoruur (vloeispaath) komen in groote beddingen voor. Als silicaat wordt het in de meeste oudere, kristalachtige gesteenten gevonden.

Het metaal kan door electrolyse van gesmolten calciumchloruur worden bereid, verder door verhitting van calciumjoduur met natrium of van calciumchloruur met natrium en zink. Ofschoon de affiniteit van calcium tot zuurstof geringer is dan die van de alkalimetalen , is het toch niet mogelijk het calciumoxyde door gloeiing met kool, ijzer of natrium te reduceeren, waarschijnlijk omdat calciumoxyde niet smeltbaar is en derhalve met deze reductiemiddelen niet iu innige aanraking komt.

Het calcium is een bijna zilverwit metaal met sterken glans, dat het soortelijk gewicht 1,57 heeft. In droge lucht is het vrij be-

stendig, in vochtigs bedekt liet zich spoedig met een laag van ca!-ciumhydroxyde. Het ontleedt water vrij krachtig. Het smelt in de roodgloeihitte en verbrandt in de lucht met een intensief geel licht.

Calciiimoxyde, CaO, kalk, kan in zuiveren toestand door gloeiing van calciumnitraat of calciumcarbonaat worden verkregen. In het groot wordt het door gloeiing van gewonen kalksteen of marmer, C0₃Ca, hier te lande ook van schelpen in kalkovens bereid, gebrande kalk. Zij vormt een grijsachtig witte amorphe massa, die zelfs bij de hoogste temperaturen niet smeltbaar is. Een stuk kalk in een knalgasvlam gebracht straalt een zeer sterk wit licht uit, Drummonds kalklicht (bladz. 52). Uit de lucht trekt cal-ciumoxvde water en koolstof-dioxyde aan en verandert in calciumcarbonaat. Met water vereenigt zich de gebrande kalk onder sterke warmteontwikkeling en valt uiteen tot een wit poeder van calcium-hydroxyde, Ca(OH)», gebluschte kalk.

Bevat de kalksteen oen grooterc hoeveelheid van klei, magnesiura-carbonaat of van andere bestanddeelen, dan wordt bij het blus-schen van de hieruit gebrande kalk minder warmte ontwikkeld en is de. volume-vermeerdering door het blusschen geringer; zij wonlt alsdan magere kalk genoemd in tegenstelling van vette kalk, die uit zuiveren kalksteen wordt verkregen.

Calciimiliyilroxyile; Ca(OH)₂, gebluschte kalk, is een wit volumineus poeder, dat, met water aangeroerd, een dikke brij oplevert, die men kalkmelk noemt. Het lost moeilijk op in koud water (l deel in 7G0 deelen water), nog moeilijker echter in warm water; de bij gewone temperatuur verzadigde oplossing wordt derhalve bij verwarming troebel. Deze oplossing, kalk water genoemd, heeft een sterk-alkalische reactie. Calciumhydroxyde trekt koolstof-dioxyde uit de lucht aan, en vormt hiermede calciumcarbonaat. J iij roodgloeihitte wordt het in calciumoxyde en water ontleed.

De gebluschte kalk dient ter bereiding van luchtmortel, een brijachtig mengsel van calciumhydroxyde, water en zand. Het verharden van die mortel in de lucht berust voornamelijk daarop, dat, door de langzame inwerking van het koolstofdioxyde der lucht op het calciumhvdroxyde, calciumcarbonaat wordt gevormd, welke vorming met een volumevermeerdering gepaard gaat, terwijl de poriën, die tengevolge van de gelijktijdig plaats hebbende langzame

verdamping van het water ontstaan tusschen de enkele deelen van de mortel, en tusschen deze en de steenen, die verbonden moeten worden, door dit calciumcarbonaat worden aangevuld, zoodat het geheel tot een steenharde massa wordt. De zandkorreltjes dienen slechts als steunpunten, waaraan het calciumcarbonaat zich kan vasthechten.

Hydraulische mortels moeten dienen, om in vochtigen bodem of onder water te verharden, daar hier dn hichtmortel natuurlijk niet gebruikt kan worden. Wij onderscheiden hierbij tras, hydraulische kalk en cement. Door tras verstaat men natuurlijk voorkomende vulkanische gesteenten, die b. v. in de omstreken van Ronn worden aangetroflen, en die, met kalk en water aangemengd, ook onder water verharden. Hydraulische kalk wordt door branden van een natuui lijk voorkomenden, veel klei en zand houdenden kalksteen verkregen. Ook deze verhardt onder water, nadat zij vooraf is gebiuscht. Cementen, waaronder de voornaamste de portlandcement is, worden verkregen door het branden van een mengsel van klei en krijt of kalksteen. Het verharden van al deze hydraulische mortels berust daarop, dat zij silicaten en aluminaten bevatten, die door de inwerking van de hooge temperatuur, waaraan zij zijn blootgesteld geweest, door zuren gemakkelijk ontleedbaar zijn geworden, in welken toestand zij onder water langzaam water opnemen, en in hydrosilicaten en hydroaluminaten overgaan. Deze verbindingen beslaan een grootere ruimte dan die, waaruit zij zijn ontstaan, waardoor een samenbakken en versteenen van de massa veroorzaakt wordt, wanneer het gebruikte materieel een behoorlijke dichtheid heeft, eu noch uit te fijne noch uit te grove korrels bestaat.

Calcium-peroxyde, CaCL, wordt als hydraat in bladerige kristalletjes verkregen, wanneer men kalkwater bij een oplossing van waterstof-peroxyde voegt; het is een zeer onbestendige verbinding.

De haloidzouten van het calcium worden evenals die van de andere metalen door oplossing van het oxyde of carbonaat in de haloidznren bereid. Zij vormen zich verder door rechtstreeksche vereeniging van calcium met de halogenen; calcium verbrandt in chloorgas en in do dampen van bromium en jodium. In de nijverheid wordt calciumchloruur dikwijls als bijproduct gewonnen, b. v. bij de bereiding van ammonia (bladz. 94) en van koolstof-dioxyde (bladz. 207).

de waterige oplossing in groote, hexagonale prisma's van de samenstelling CaCL-f-0 H₃0, die in de luchf vervloeien. Bij verhitting smelten zij in hun kristalwater en verliezen daarbij water, worden echter eerst bij '200° C geheel watervrij. Het watervrije calcium-chloruur vormt alsdan een witte poreuze massa, die eei'st bij roodgloeiliitte smelt, en bij het stelten kristalachtig wordt. Het absorbeert dus water zeer krachtig en wordt derhalve tot het drogen van gassen en vloeistoften gebruikt. Het slorpt ook ammonia op en vormt hiermede de verbinding CaCl.., 8 XH₃. Het gekristalliseerde, waterhoudende zout lost op in water onder een aanzienlijke verlaging van de temperatuur; wordt het met sneeuw of ijs gemengd, dan daalt de temperatuur op — 48° C. Wordt het droge calcium-chloruur in aanraking met vochtige dampkringslucht gesmolten, dan ontleedt het zich gedeeltelijk in calciumoxyde en waterstofchloruur.

Calciiimfluoriitir, CaFI», f 1 uorcalciu m, komt in de natuur als vloeispaatii voor, zoowel gekristalliseerd in groote teerlingen of octaëders als in dichte, amorphe massa's, die dikwijls door bij-mengselen gekleurd zijn. In geringe hoeveelheid wordt het in de asch der planten, in de beenderen en in het glazuur van de tanden gevonden. Wordt bij de oplossing van calciumchloruur een oplosbaar fluoruur gevoegd. dan wordt het onoplosbare calciumfluoruur als volumineus bezinksel neergeslagen.

Het calciumfluoruur is in water geheel oplosbaar en wordt slechts door sterke zuren ontleed. Het smelt zeer gemakkelijk in de roodgloeiliitte en wordt derhalve als vloedmiddel bij het versmelten van ertsen gebruikt. Eveneens vindt het toepassing in de glasfabricatie. Door verhitting of door insolatie (blootstellen aan het directe zonlicht) wordt het sterk phosphoresceerend.

Calcium-liypocliloriet, (ClO)₂Ca, onderchlorigzuur calcium, is in zuiveren toestand niet bekend. De zoogenoemde bl eek-kalk of chloorkalk is waarschijnlijk als een mengsel te beschouwen van calciumchloruur met basisch calcium-hypochloriet. Zij wordt bereid door chloorgas bij gewone temperatuur te leiden over gebluschte kalk. Overeenkomstig de inwerking van chloor op een koude oplossing van kalium- of natriumhydroxvde zou deze reactie kunnen worden uitgedrukt door de formule:

moeten bevatten; dat is echter nooit liet geval en bij oplossing van volkomen verzadigde chloorkalk blijft steeds calciuinhydroxyde achter. Volgens nieuwe onderzoekingen heeft dan ook de inwerking plaats volgens de formule:

Met water wordt liet basische calcium-hypochloriet dan ontleed iu neutraal calcium-hypochloriet en calciumhydroxyde:

Volgens eeu andere beschouwingsgewijze, die voornamelijk daarop steunt, dat chloorkalk uiet hygroscopisch is en derhalve geen CaCL als bijmengsel kan bevatten, moet de chloorkalk beschouwd worden als een dubbelzout van calcium met zoutzuur en onderchlorigzuur,

Chloorkalk is een wit los poeder, dat een reuk naar chloor bezit. Hare waterige oplossing reageert sterk alkalisch en werkt bleekend. Door het koolzuur der lucht wordt chloorkalk ontleed onder vrijwording van onderchlorigzuur. Ook in gesloten vaten ontleedt zij zich langzamerhand onder ontwikkeling van zuurstof. Deze ontleding wordt door het zonlicht en de warmte bespoedigd en kan met ontploffing gepaard gaan. Men moet derhalve de bleekkalk in niet vast gesloten vaten op een donkere en koele plaats bewaren.

Verdund zoutzuur en zwavelzuur ontwikkelen chloor uit bleekkalk, waarbij al het chloor hieruit vrij wordt:

Hierop berust het gebruik, dat men van chloorkalk maakt, om met de ontwikkelde vrije chloor te bleeken of te desinfecteeren. De hoeveelheid chloor, die op deze wijze uit chloorkalk kan worden vrij-

gemaakt, wordt de werkzame chloor genoemd; goede chloorkalk moet minstens 25-J- daarvan bevatten.

Ter bepaling van de hoeveelheid werkzame chloor in chloorkalk weegt men een klein gedeelte daarvan nauwkeurig af, lost het op in water en voegt bij do oplossing een oplossing van kaliumjoduur en vervolgens zoutzuur. De door do inwerking van het zoutzuur vrijgemaakte chloor scheidt uit het kaliumjoduur jodium af, waarvan de hoeveelheid door titreeren met natrium-hyposulfiot en stijfsel, volgens de methode, die op bladz. 280 is aangegeven, kan worden bepaald.

Volgens oen andere methode kan men een bepaalde hoovcelheul van do te onderzoeken chloorkalk afwegen en deze oplossen in een bekend volume water. Alsdan laat men van die oplossing uit een buret zooveel vloeien in een bekerglas, dat een genieten hoeveelheid van eene oplossing van arseen-trioxyde in zoutzuur van bekend gehalte benevens eenige druppels van indigo-oplossing bevat, juist totdat de blauwe kleur geheel verdwijnt. De door zoutzuur vrijgemaakte chloor werkt namelijk op arseen-trioxyde volgens de vergelijking:

en eerst wanneer al hot arseen-trioxyde in arseen-pentoxyde is omgezet, werkt de nu nog gevormde vrije chloor bleekend op de indigo. Uit de bekende hoeveelheid arseen-trioxyde, die is omgezet, en uit het aantal cM³ chloorkalkoplossing, die hiervoor is verbruikt, kan men het gehalte van de onderzochte chloorkalk door berekening vinden.

Wordt bij de oplossing van chloorkalk in water een kleine hoeveelheid kobalti-oxyde gevoegd, dan ontwikkelt zich hieruit bij verwarming een gelijkmatige stroom van zuurstofgas. Dit is een zeer voordeelige methode ter bereiding van zuurstof. Evenals kobalti-oxyde werken ook cupri-oxyde, magani-oxyde en ferri-oxyde. Al deze oxyden ondergaan hierbij schijnbaar geene verandering. De reactie moet waarschijnlijk op gelijke wijze worden verklaard als de inwerking van watorstof-dioxyde op sommige oxyden (bladz. 71). Eén zuurstofatoom in het kobalti-oxyde, dat slechts zwak gebonden is, vereenigt zich met de zuurstof van het calcium-hypochloriet tot vrije zuurstof:

Het gevormde kobalto-oxyde wordt alsdan door de bleekkalk weder geoxydeerd tot kobalti-oxyde, dat op een nieuwe hoeveelheid bleekkalk kan inwerken:

Calciumsuiraat, S0₄Ca, zwavelzuur calcium, is iu de natuur zeer algemeen verspreid. In watervrijen toestand vormt het een delfstof, die a nh yd riet wordt genoemd en die in vormen van het rhombische stelsel kristalliseert. Als CaS0₄ 2 H₂0 komt het als gips voor en wel in groote monoklinische kristallen (ma-riaglas) en in korrelig, kristalaclitige massa's albast, gipssteen. Ook bij het neerslaan van calcinmzouten met zwavelzuur wordt CaS0₄ 2ILO als een fijn, kristalachtig poeder afgescheiden. Het calciumsulfaat is in water zeer moeilijk oplosbaar, bij gewone temperatuur i deel in 500 deelen water. Het gips verliest bij 200quot; C al het water en levert alsdan het gebrande gips, dat, tot poeder gemaakt en met water tot een brij aangemengd, binnen korten tijd verhardt. Deze verharding is het gevolg van de we-dervereeniging van het calciumsulfaat met water tot gips, die hierbij onder warmteontwikkeling plaats heeft. Hierop berust de toepassing van gips tot het maken van afdrukken en beelden. Bij het branden van gips mag de temperatuur niet boven 2i0—300° C stijgen, daar het hooger verhitte gips, doodgebrand gips genoemd, het water slechts zeer langzaam opneemt. Natuurlijk voorkomend auhydriet verhardt niet met water.

Is gips zeer hoog verhit, zoodat het sporen van aanvankelijke smelting vertoont, en beter nog, wanneer een mengsel van gips ei kalk aan een sterke gloeihitte wordt blootgesteld, dan neemt het, tot een niet te lijn poeder gemaakt, en met water aangemengd, zeer langzaam water op, maar verhardt daarbij tot een steenharde massa, die als cement kan worden gebruikt (Scott's cement).

Calciunmitraat, (NOa^Ca, salpeterzuur calcium, vormt zich bij de verrotting van stikstofhoudende organische stoffen in tegenwoordigheid van kalk, en wordt derhalve dikwijls ais muur-salpeter aan muren van veestallen enz. gevonden. Het kristalliseert uit de waterige oplossing in monoklinische prisma's van de samenstelling (NOs^Ca -t- 4 HoO. Het watervrije zout vervloeit in vochtige lucht. Door de inwerking van kaliumcarbonaat of kaliumchloruur kan het in kaliumsalpeter worden omgezet (bladz. 269).

Calciumpliospliaat, phosphorzuur calcium, phos-phorzure kalk. Hot tertiaire phosphaat, (PO^Caa. komt in geringe hoeveelheid in de meeste rotssoorten voor. In verbinding met calciumfluoruur komt het gekristalliseerd als a pa tiet voor-In amorphe massa's, meer of minder met andere stoften gemengd, vormt het groote beddingen van phosphoriet iu Spanje, Frankrijk, Duitschland en Rusland. Door verweering van die mineralen komt het calciumphosphaat in den akkergrond en wordt door de

planten opgeslorpt. Deze hopen liet voornamelijk in de zaden op. In het dierenrijk komt het vooral voor in de beenderen, waarvan de asch omstreeks 85 -§ calciumphosphaat bevat. Het tertiaire calciumphosphaat is in water geheel onoplosbaar. ' Voegt men di-natriuinphosphaat en ammonia bij de waterige oplossing van eenig calciumzout, dan wordt het neergeslagen als ecu geleiachtig bezinksel, dat na het drogen een wit, amorph poeder vormt. In zuren, zelfs in azijnzuur, is het gemakkelijk oplosbaar.

Het secondaire calciumphosphaat, P()₄Ca[J '2FLO, wordt dikwijls in den vorm van kleine, glanzende prisma's in guauo gevonden, en als amorph bezinksel verkregen , wanneer men een oplossing van di-natriumphosphaat brengt bij een oplossing van calciumchlo-ruur, waarbij een weinig azijnzuur is gevoegd. Door gloeien verandert het in calcium-pyrophosphaat, l'_;OvCa,_,.

Het primaire phosphaat, (P0₄)₂CaH», wordt bij de inwerking van zwavelzuur of' zoutzuur op de beide eerstgenoemde phosphaten gevormd. Het is gemakkelijk oplosbaar in water en vervloeit in de lucht. Bij verhitting op '200° C wordt het in pyrophosphaat, meta-phosphorzuur en water ontleed:

Gloeit men dit mengsel met kool, dan wordt het meta-phosphorzuur tot phosphorus gereduceerd. Op deze reactie berust de bereiding van phosphorus uit calciumphosphaat (bladz. 102).

Calciumphosphaat komt in alle planton voor. Zijne tegenwoordigheid in den akkergrond is derhalve een noodzakelijk verelschte voor zijne vruchtbaarheid. Bevat hij niet genoog phosphaten, dan moeten dezo door bemesting worden toegevoegd. Vroeger gebruikte men hiervoor been der onmeel en tot poeder gemaakte phosphoriot. Daar deze stoffen echter bestaan uit tri-calciumphosphaat, dat slechts moeilijk door de planten wordt opgenomen, gebruikt men tegenwoordig voor dit doel meestal mono-calciumphosphaat of eenvoudiger het mengsel, dat ontstaat bij de inwerking van zwavelzuur op tri-calciumphosphaat, en dat in den handel super phosphaat wordt genoemd.

Calciumcaritonaat,C0₃Ca, koolzuur calcium, komt zeer algemeen in de natuur voor, en wel gekristalliseerd in het rhom-bische stelsel als arragoniet met het soortelijk gewicht 3,0 en in het hexagonale stelsel als kalkspaath met het soortelijk gewicht 2.7. Het is derhalve dimorph. Het ijslandsche spaath, dat tot optische doeleinden wordt gebruikt, is een zeer doorzichtige kalkspaath. De gewone kalksteen, die geheele bergketens vormt, is amorph of onduidelijk kristalachtig en gewoonlijk gemengd met

andere bestanddeelen. zooals klei en zand. Heeft de kalksteen een korrelig kristalaclitigen bouw, dan wordt hij marmer genoemd. Het dolomiet vormt eveneens geheele bergen en is een verbinding van calciumcarbonaat met magnesiumcarbonaat, die gewoonlijk een overmaat van calciumcarbonaat als bijmengsel bevat. Het krijt is zeer zuiver, amorph calciumcarbonaat en bestaat uit de schalen van microscopische zeedieren. Verder maakt het calciumcarbonaat een bestanddeel uit van alle dieren en planten; de eierschalen, de schelpen, de koralen en paarlen bestaan in hoofdzaak uit calciumcarbonaat.

Brengt men bij de waterige oplossing van een calciumzout een oplosbaar carbonaat, dan scheidt zich calciumcarbonaat af als een wit, amorph poeder, dat echter spoedig kristalachtig wordt. Bij gewone temperatuur neemt het den vorm aan van kalkspaath, bij liet koken dien van arragoniet.

In zuiver water is calciumcarbonaat nagenoeg onoplosbaar; in koolzuurhoudend water lost het echter een weinig op, waarschijnlijk onder vorming van een primair carbonaat (COs^CaH,,. Het komt derhalve in bijna alle natuurlijke wateren voor. Bij liet staan van die oplossing aan de lucht, en sneller bij het verwarmen, vervluchtigt zich het koolstof-dioxyde en wordt weder secondair calciumcarbonaat afgescheiden. Hieruit verklaart zich de vorming van kalksintels, stalaktieten, ketelsteen enz. Bij roodgloeihitte wordt het in CaO en C0₂ ontleed (bladz. 295).

Galciumsilicaaf, SiOsCa, kiezelzuur calcium, komt in de natuur voor in den vorm van witte, kristalachtige massa's, wolla-stoniet. Verder vormt het een bestanddeel van de meeste, natuurlijk voorkomende silicaten en van het glas.

Het glas. De silicaten van de alkalimetalen kalium en natrium zijn gemakkelijk smeltbaar en oplosbaar in water. De silicaten van calcium en andere metalen van de alkalische aarden zijn daarentegen onoplosbaar, zeer moeilijk smeltbaar en kristalliseeren meestal bij het koudworden. Smelt men echter de beide soorten van silicaten te zamen, dan verkrijgt men een amorphe, doorzichtige massa, van gemiddelde smeltbaarheid, die door water on zuren slechts weinig wordt aangetast, het glas. Ter bereiding van het glas wordt een mengsel van kwartszand, kalk en soda of pot-asch gesmolten in ovens, die op bijzondere wijze zijn ingericht. In plaats van de carbonaten van kalium en natrium kan ook sen mengsel van de sulfaten met knol worden gebruikt; de kool reduceert alsdan de sulfaten tot sulfuren, die bij het smelten met silicium-dioxyde silicaten vormen.

Het natronglas, een mengsel van natrium- en calciumsilicaat; het is gemakkelijk smeltbaar en wordt gebruikt voor vensterglas en gewone glazen vaten.

Het kaliglas of boheemsch glas, ook crownglas genoemd; dit bestaat uit calcium- en kaliumsilicaat, is moeilijker smeltbaar, harder en weerstaat beter de inwerking van het water eiï de zuren dan hot natronglas. Het dient derhalve ter bereiding van glasgereedschappen voor scheikundig gebruik.

Hot kristalglas of flintglas, hetwelk bestaat uit kalium-en loodsilicaat. Het is minder hard en vrij gemakkelijk smeltbaar, maar breekt het iicht sterk en verkrijgt door het slijpen een sterkeren glans. Het. wordt derhalve tot optische doeleinden, voor lenzen en prisma's, en tot voorwerpen van luxe gebruikt.

De strass, die tot het namaken van edelgesteenten dient, is een loodglas, dat boor-trioxyde bevat.

Het onderzichtige email is ook een loodglas, dat bijmengselen bevat, die in gesmolten glas onoplosbaar zijn, zooals tin-dioxyde en calciumphosphaat.

Het gewone venster- en flesschenglas wordt door samensmelting van onzuivere materialen gewonnen; tengevolge van een gehalte aan ferro-silicaat is het gewoonlijk groen gekleurd. Om deze kleinte verwijderen, voegt men bij het gesmolten glas mangaan-dioxyde, MnOo. Dit oxydeert een gedeelte van het ferro-silicaat tot ferri-silicaat, dat een zwak gele kleur heeft, terwijl het mangaan een violet silicaat vormt. De violette en groene kleur geven als com-plementaire kleuren een nagenoeg kieurlooze massa. De gekleurde glazen bevatten gekleurde silicaten, b. v. hot groene glas chromi-of cupri-silicaat, het blauwe kobaltsilicaat, het robijnroode cupro-silicaat enz.

Calciumsulfuur, CaS, wordt het gemakkelijkst verkregen door calciumsulfaat bij luchtafsluiting met kool te verhitten. Het vormt alsdan een witachtig gele massa, die slechts moeilijk oplosbaar is in water. In die oplossing bevindt zich alsdan:

Calcium-liyilroHulfnur, Ca(SH)₂, dat door koking van de waterige oplossing in calciumhydroxyde en waterstofsulfuur wordt ontleed.

\Vordt calciumoxyde met zwavel in een gesloten kroes gegloeid, dan verkrijgt men een geelachtig grijze massa, die kaIk-zwaveile ver wordt genoemd, en uit een mengsel van calcium-polysulfuren en calciumsulfaat bestaat. Wordt kalkmelk met zwavel gekookt, dan ontstaat een gele oplossing van calcium-polysulfuren. Worden zuren bij deze oplossing gevoegd, dan wordt waterstofsulfuur ontwikkeld en zwavel in zeer fijn verdeelden toestand, zwavelmelk, neergeslagen. Wordt omgekeerd tie oplossing van de polysulfuren bij een overmaat van verdunde zuren gevoegd, dan wordt waterstof-persulfuur afgescheiden (bladz. 79).

Het strontium komt in de natuur vrij zeldzaam voor en wel als strontianiet, (strontiumcarbonaat) en als coelestien (strontium-sulfaat). Zijne verbindingen gelijken veel op die van het calcium.

Het metaal, wordt door electrolyse van gesmolten strontium-chloruur bereid. Het is messinggeel van kleur, en heeft het soortelijk gewicht 2,5. In dampkringslucht oxydeert het zich spoedig, en verbrandt bij verhitting met een fel licht. Het ontleedt het water reeds bij gewone temperatuur.

Strontiumoxyde, SrO, wordt het gemakkelijkst door gloeiing van strontiumnitraat verkregen. Met water vereenigt het zich onder sterke verwarming tot;

StrontiiimUydroxyde, Sr(01I)₂, dat gemakkelijker oplosbaar is in water dan calciumhydroxyde. Uit die oplossing kan het wórden afgezonderd in kristallen van de samenstelling Sr(OH)„ 8 11,0. Bij het gloeien wordt liet ontleed in SrO en ILO, echter moeilijker dan het calciumhydroxyde.

Strontiunicliloruur, SrCL 6 ILO, kristalliseert uit de waterige oplossing in hexagonale tafels, die in de lucht vervloeien. Strontiumsulfaat, SO,Sr, is in water veel moeilijker oplosbaar dan calciumsulfaat, maar gemakkelijker dan bariumsulfaat.

Strontiumnitraat, (NOj)jSr, wordt door oplossing van strontiumcarbonaat in salpeterzuur bereid. Uit zijne warme oplossing kristalliseert het in water vrije octaëders, uit koud water echter in monoklinische prisma's van de samenstelling (N0₃)₂Sr 4 H₂0. Wanneer het met brandbare stoffen wordt gemengd, dan kleurt het hare vlam fraai karmozijnrood, weshalve het in de vuurwer-kerij wordt gebruikt.

Strontiumcarbonaat, C0₃Sr, wordt uit de waterige oplossing van strontiumzouten door oplosbare carbonaten als een amorph, wit poeder neergeslagen. Bij gloeiing wordt het moeilijker dan calcium-carbonaat ontleed in SrO en C0₌.

Het barium wordt in de natuur in vrij groote hoeveelheid gevonden en wel als zwaarspaath (bariumsulfaat) en als withe-riet (bariumcarbonaat). Al zijne verbindingen zijn gekenmerkt

door hvin groot sooitelijk gewicht; hiervan is ook lt;]e naam barium (paphg, zwaar) afgeleid. Het barium is een sterker basisch metaal dan het strontium en calcium (bladz. 293).

De bariumzouteu worden of uit witheriet verkregen door dit in zuren op te lossen, of uit zwaarspaath. Dit is echter in bijna alle zuren onoplosbaar; om derhalve hieruit de andere verbindingen te bereiden, moet het eerst in bariumsulfuur worden omgezet. Te dien einde verhit men een mengsel van bariumsulfaat en kool tot roodgloeihitte, waardoor het sulfaat wordt gereduceerd tot sulfuur, dat in water oplosbaar is en door zuren gemakkelijk kan worden ontleed.

Het metaal werd vroeger door electrolyse van gesmolten bariumchloruur bereid. Gemakkelijker verkrijgt men het door na-trium-amalgama te voegen bij een verzadigde heete oplossing van bariumchloruur; het natrium verdringt alsdan het barium, dat met het kwikzilver een amalgama vormt. Het zoo verkregen vloeibaar bariurn-ainalgama wordt met water gekneed, om al het natrium te verwijderen, en dan in ijzeren retorten in een waterstofstroorn zoolang verhit, totdat het kwikzilver is gedistilleerd. Ook door natrium met bariumjoduur in een ijzeren kroes te verhitten wordt barium gevormd, dat na het koudworden met kwikzilver kan worden uitgetrokken, om, zooals boven is aangegeven, op zuiver barium te worden verwerkt.

Het barium is een witachtig metaal, dat slechts bij zeer hooge temperatuur smelt, en het soortelijk gewicht 3,75 heeft. Aan de lucht wordt het spoedig geoxydeerd. Het ontleedt het water reeds bij gewone temperatuur zeer krachtig, evenals het natrium.

Bariumoxyde, BaO, kan door gloeiing van bariurnnitraat worden verkregen. Tevens wordt het fabriekmatig bereid dooi- ba-riumcarbonaat met kool te gloeien. Het is een grijsachtige, atnorphe massa, die het soortelijk gewicht -4,0 heeft, en bij de hitte van de knalgasvlam smelt. Met water vereeuigt het zich onder sterke verhitting tot bariumhydroxyde.

Uariumliyiijroxyde, Ba(OH)o. bijtende barijt, kan ook uit geconcentreerde oplossingen van bariumzouten door kalium- of na-triumhydroxyde, maar niet door ammonia, worden neergeslagen. Fabriekmatig wordt het veelal bereid door waterdamp te leiden over roodgloeiend witheriet. Dij gewone temperatuur lost 1 deel

op in '20 (leelen, bij 100^u C in 7 deelun water. Uit zijne waterige oplossing kristal liseeren quadratische prisma's van Ba(OIlV, 8 PLO. De oplossing, barytwater genoemd, is sterk-alkalisch en toont in hare eigenschappen veel overeenkomst met die van de alkaliën. Zij absorbeert koolstof-dioxyde uit de lucht en wordt troebel door afscheiding van bariumcarbonaat. Bij roodgloeihitte smelt het, zonder ontleed te worden, en stolt tot een kristalachtige massa, liet bijtende baryt vindt in nieuweren tijd een belangrijke toepassing iu de suikerindustrie, waar het dient om uit de melasse alle daarin aanwezige kristalliseerbare suiker te gewinnen.

Barium-peroxyde. 15a0₂, barium-dioxyde, wordt door verhitting van bariumoxyde in een stroom van lucht of zuurstof bereid, doch bevat alsdan steeds bariumoxyde. Om het te zuiveren wrijft rnen het met water samen en voegt er een overmaat van zeer verdund zoutzuur bij. Bij de verkregen oplossing van bariumchlo-ruur en waterstof-dioxyde brengt men alsdan een overmaat van barytwater, waardoor barium-peroxydehydraat BaOo H.,0 in glanzende schubjes wordt afgescheiden. Deze verliezen bij verwarming gemakkelijk water en geven een wit poeder van barium-peroxyde. Het barium-peroxyde lost in verdunde zuren op, onder vorming van waterstof-peroxyde. Met geconcentreerd zwavelzuur ontwikkelt het ozonehoudende zuurstof. Wordt het boven 400quot; C verhit, dan ontleedt het in bariumoxyde en zuurstof.

BarliimcUloruiir, BaClo, chloorbarium, kristalliseert uit de waterige oplossing in groote, rhombische, tafelvormige kristallen van de samenstelling BaCl, SELO, die niet hygroscopisch zijn. Het lost gemakkelijk op in water en werkt evenals alle oplosbare bariumzouten vergiftig. liet wordt als bijproduct verkregen bij de fabriekmatige bereiding van ammonium-sesquicarbonaat (bladz. 291). Het wordt gebruikt ter bereiding van permanentwit (bladz. 307) en ter verhindering van de vorming van ketelsteen in stoomketels.

Bariuiniiitraat, (NC^oBa, salpeterzuur barium, salpeterzure baryt, kristalliseert iu watervrye, glanzende octaëders van het regelmatige stelsel, waarvan één deel in 12 deelen koud en in 3 deelen kokend water oplosbaar is. Het dient in de vuurwerkerij tot voortbrengen van groene vlammen.

Bariiiansiiiraat, SOjBa, zwavelzuur barium, zwavelzure baryt komt in de natuur voor in amorphe massa's en kristalliseert

in rhombische prisma's, zwaarspaath, met het soortelijk gewicht 4,6. Kunstmatig bereitlt men het «loor de bariumzoutea met zwavelzuur neer te slaan en wel als een wit, amorph poeder, dat in water en zuren nagenoeg onoplosbaar is; slechts geconcentreerd zwavelzuur lost het op. Het zoo verkregen bariumsulfaat wordt als permanentwit, Uanc fixe, in deti handel gebracht en, in plaats van het vergiftige loodwit, als verfstof gebruikt; verder dient het bij de bereiding van wit schrijfpapier als vulstof, en ter fabricage vau visitekaarten en ander wit glanspapier. Van het loodwit onderscheidt het zich gunstig door zijne onveranderlijkheid, zijne onschadelijkheid en den lageren prijs.

Bariumcarlionaat, COjBa, koolzuur barium, koolzure baryt, komt als witheriet in glanzende, rhombische kristallen en in amorphe massa's voor en wordt uit de oplossingen van bariumzouten door oplosbare carbonaten als een wit, amorph poeder neergeslagen, liij witgloeihitte smelt het en verliest koolstof-dioxydc. Door waterdamp wordt het reeds bij roodgloeihitte ontleed.

nariumsulfuur, BaS, zwave 1 barium, wordt doorgloeiing van bariumsulfaat niet kool verkregen; het lost in water op onder ontleding in bariumhydroxyde en barium-hydrosulfuur:

'2 BaS 2 ILO =Ba(Oll)_i Brt(Sll)₂. HERKENNINamp;SMIÜDELEN VAN DE METALEN DER ALKALISCHE AARDEN,

De carbonaten en phosphaten van de metalen dezer groep zijn onoplosbaar in water, en worden derhalve uit hunne oplossingen neergeslagen door de carbonaten en phosphaten der alkalimetalen.

De sulfaten zijn ook in zuren onoplosbaar (slechts calciumsulfaat is een weinig oplosbaar), en derhalve verkrijgt men ook uit zure oplossingen door oplosbare sulfaten of vrij zwavelzuur een bezinksel. Voegt men by de oplossing van calciumzouten alcohol en daarna een sulfaat of zwavelzuur, dan wordt ook al het calcium als sulfaat neergeslagen.

De hydroxyden, die in water meer of minder oplosbaar zijn, worden door kalium- of natriumhydroxyde slechts uit geconcentreerde oplossingen afgescheiden.

Silicium-waterstoffluoruur brengt slechts in de oplossingen van bariumzouten een wit bezinksel van silicium-bariumfluoruur SiFl_eBa te weeg.

Zeer kenmerkend zijn de vlamkleuringen, die door de vluchtige verbindingen van die metalen worden voortgebracht; calciumzouten

kleuren de vlam roodachtig-geel, strontiumzouten intensief rood, bariumzouten geelachtig groen. Het spectrum van de calciumzouten bestaat uit verscheidene gele en oranje strepen en uit één groene en één paarse; het strontiumspectrum bevat verscheidene roode en twee minder heldere, maar zeer kenmerkende strepen, één oranje en één blauwe. Het bariumspectrum bestaat uit verschillende oranje, gele en groene strepen, waaronder een lichtgroene bijzonder karakteristiek is. (Zie de spectraalplaat.)

Het beryllium en magnesium staan, wat hunne atoomgewichten en hunne eigenschappen betreft, in dezelfde verhouding tot de ele-rnenten van de calciumgroep als lithium en natrium tot de elementen van de kaliurngroep:

De overeenkomst met de alkalimetalen, die van barium tot calcium trapsgewijze afneemt, verdwijnt bijna geheel bij het magnesium en beryllium, die de laagste atoomgewichten in de 2'^lc groep (bladz. 226) hebben. Deze metalen ontleden het water nauwelijks bij kookhitte. Hunne oxyden en hydroxyden zijn in water nagenoeg onoplosbaar; de hydroxyden worden reeds bij zachte verwarming in de oxyden en water ontleed. Hunne carbonaten zijn zeer onbestendig; ook hunne chloruren worden reeds bij het uitdampen gedeeltelijk in oxyde en vvaterstofcliloruur omgezet. Nog duidelijker onderscheiden zich magnesium en beryllium van de metalen der alkalische aarden door de oplosbaarheid van hunne sulfaten.

Deze bijzondere eigenaardigheden van het beryllium en magnesium vinden wij ook terug bij het zink en cadmium, die met de beide eerste metalen een natuurlijke groep vormen. Ook zink en cadmium zijn niet in staat het water bij kookhitte te ontleden; hunne hydroxyden zijn niet oplosbaar in water en weinig bestendig, hunne carbonaten en chloruren worden gemakkelijk ontleed; hunne sulfaten lossen zeer goed op in water. Die overeenkomst uit zich verder in het isomorphisme van de moeste van hunne verbindingen; b. v. kristalliseeren magnesium-en zinksulfaat met 7

moleculen kristalwater in vormen, die met elkander overeenkomen. Laat men de oplossing van een mengsel van beide zouten kristal-liseeren, dan verkrijgt men kristallen, die afwisselende hoeveelheden zink en magnesium bevatten. Het ontstaan van zulke isomorphi-sche mengselen, waarvan de bestanddeelen in willekeurige verhoudingen met elkander zijn gemengd, is een zeker kenmerk, dat het isomorphisme van verbindingen op hunne scheikundige overeenkomst berust.

Het onderscheid tnsschen beryllium en magnesium eenerzyds en het zink en cadmium anderzijds treedt duidelijk bij hunne soortelijke gewichten te voorschijn. Terwijl de beide eerste elementen kleine soortelijke gewichten hebben, namelijk lie 2,1, Mg 1,75, behooren zink en cadmium, met de soortelijke gewichten 7/2 en 8,6, tot de zoogenoemde zware metalen (bladz. 234). Het verschil in soortelijk gewicht heeft ook verschillen in he. scheikundig karakter tengevolge. De lichte metalen, voornamelijk de metalen der alkaliën en alkalische aarden, geven sulfnren, die in water gemakkelijk oplosbaar, maar weinig bestendig zijn; terwijl de sulfnren van de zware metalen in water en veelal ook in zuren onoplosbaar zijn. Magnesium en beryllium nu komen in dit opzicht overeen met de alkalimetalen, terwijl zink en cadmium uit de oplossingen van hunne zouten door waterstofsulfuur of door de sulfuren van de alkalimetalen worden neergeslagen. Verder zijn de oxyden van de lichte metalen zeer bestendig en worden door gloeiing met kool slechts dan gereduceerd, wanneer zij betrekkelijk gemakkelijk smeltbaar zijn (zooals kalium-en natriumoxyde), de zware metalen daarentegen worden door kool uit hunne oxyden gemakkelijk afgescheiden; zoo ook zink en cadmium uit hunne oxyden, terwijl de oxyden van magnesium en beryllium door gloeiing met kool niet worden veranderd.

Het magnesium komt in de natuur zeer algemeen verspreid voor, en begeleidt bijna altijd het calcium in zijne natuurlijk voorkomende verbindingen. Als carbonaat vormt het in amorplie massa's het magnesiet, in rhomboëders gekristalliseerd het talkspaath. Het dolomiet (bladz. 302) is een isomorphisch mengsel van calcium- en magnesiumcarbonaat. Verder vindt men het magnesium in de meeste natuurlijk voorkomende silicaten, zijne oplosbare zouten worden in bijna elk natuurlijk voorkomend water gevonden.

Het metaal magnesium kan iloor electrolyse van magnesium-chloruur, of (loer verhitting van magnesiutnchlorimr en natrium worden verkregen. Fabriekmatig wordt het bereid, door liet verhitten van een mengsel van natrium en een dubbelzout van magnesimnchio-ruur en natnumchloruur:

De gesmolten massa wordt met water uitgeloogd en liet acliter-blijvende magnesium door distillatie gezuiverd.

Het magnesium is een sterk glanzend, bijna zilverwit metaal, met het soortelijk gewicht 1,75. liet is taai en rekbaar, en kan, wanneer het verwarmd wordt, tot draad getrokken en tot dunne banden geplet worden. Het smelt bij donkere, en distilleert bij lichte roodgloeihitte. Bij gewone temperatuur oxydeert het zich nauwelijks in de lucht; bij verhitting verbrandt het met een fel, wit licht, dat uitstraalt van het gevormde, niet vluchtige en door de verbrandings-wannte tot witgloeien verhitte magnesiumoxyde. Dit licht is zeer rijk aan scheikundig werkende stralen, en wordt derhalve tot plioto-grapheeren in donkere plaatsen gebruikt. In plaats van zuiver magnesium gebruikt men dikwijls zijne legeering met zink, tlie met een bijna even schitterend licht verbrandt. Het water wordt door magnesium bij het koken slechts zeer langzaam ontleed. In verdunde zuren lost het gemakkelijk op tot zouten, door oplossingen van alkaliën wordt het niet aangetast.

magnesiuinoxyde, MgO, magnesia, wordt bij bet verbranden van magnesium gevormd, maar gewoonlijk door gloeiing van magneskunhydroxyde of magnesiumcarbonaat bereid (maijmsin ustd). Het is een wit, zeer volumineus, amorph poeder, dat in de geneeskunde wordt gebruikt. Het zwak gegloeide magnesiumoxyde verbindt zich met water onder zwakke verwarming tot magnesiinu-hydroxyde en verhardt dan. Hiervan maakt men gebruik in de nijverheid; men mengt het met water aan, vormt het en bezigt het als materiaal ter bereiding van vuurvaste steenen en kroezen; verder dient het in plaats van kalkcylinders tot voortbrenging van een krachtig licht door de knalgasvlam (bladz. 52).

Jlagnesiuniliyclroxyile, Mg(OH)o, wordt door kalinin- of natriumhydroxyde uit de oplossingen van magnesiumzouten neergeslagen als een geleiacbiig bezinksel, dat bij 100° G gedroogd, een wit, amorph poeder vormt. Het is iu water en in de oplossingen van

(Ie alkaliën nagenoeg onoplosbaar; vochtig lakmoespapier wordt echter daardoor blauw gekleurd. Door de oplossingen van de ammonium-zouten wordt het vrij gemakkelijk opgelost, waarbij zich oplosbare dubbelzouten vormen. Het magnesiumhydrox vde trekt koolstof-dioxyde uit do lucht aan en vormt magnesiumcarbonaat. Bij zwakke gloeihitte wordt het in magnesiumoxyde en water ontleed.

naifiKvsiumrliloruur, MgCL, wordt in geringe hoeveelheid in vele minerale bronnen gevonden. Men verkrijgt het door het carbonaat of oxyde in zoutzuur op te lossen. Bij het verdampen van de oplossing wordt het verkregen in hexagonale kristallen van de samenstelling MgCL 0 ILO. die met calciumchloruur isomor-phisch zijn. Bij het verhitten verliezen de kristallen water, tegelijkertijd zet zich een gedeelte van het magnesiumchloruur met water om in magnesiumoxyde en waterstofchloruur:

De gelijke eigenschap bezitten de chlomren van beryllium en zink en van verscheidene andere metalen. Om watervrij magnesiumchloruur te verkrijgen, voegt men bij zijne oplossing ammonium-chloruur. Er vormt zich alsdan het dubbelzout MgCl₃.NH₄Cl G H₂0. Dit verliest Ijij het verhitten aanvankelijk slechts water; bij omstreeks 400° C wordt alsdan ammoniumchloruur vervluchtigd en watervrij magnesiumchloruur blijft terug. Dit zout vormt een bladerig gekristalliseerde massa, die gemakkelijk smelt en bij roodgloeihitte distilleert, zonder ontleed te worden. In vochtige lucht vervloeit het.

Het magnesiumchloruur vormt ook dubbelzouten met kalium- en calciumchloruur; MgCU KC1 6 ILO komt als Carnalliet en 2MgC!₂ Ca Cl o 12 HjO als Tachhydriet in de Stassfurter steen-zoutbeddingen voor.

Magnesininsitlfaai, S0₄Mg, zwavelzuur magnesiurr, gewoonlijk bitter zo ut genoemd, wordt in het zeewateren in vele minerale bronnen gevonden. Als kiescriet komt het in Stassfurt in groote beddingen voor. Dit mineraal bevat afwisselende hoeveelheden water. Bij gewone temperatuur kristalliseert het magnesiumsulfaat in rhombische prisma's van de samenstelling SO,Mg-(- 7 ILO, waarvan 1 deel bij 0quot; C in 2 deelen water oplosbaar is. Het heeft een bitteren en tegelijk zoutachtigen smaak en wordt in de geneeskunde als laxeermiddel gebruikt. Uit een oplossing, die op 70° C is verhit, kristalliseert S0jMg 6H₂0; uit een oplossing van 0^oC, SO»Mg

12 ILO. Worden deze hydraten op 150° C verhit, dan verliezen zij hun kristalwater met uitzondering van één molecule, dat eerst hij '200° C uitgedreven wordt. Één molecule water is derhalve vaster met het magnesiumsulfaat verbonden dan de overige moleculen. Hetzelfde verschijnsel vertoont zich bij vele andere met water kri-stalliseerende zouten; men noemt dit vast met de zouten verbonden water c o n s t i t u t i e w a t e r.

Het magnesiumsulfaat vormt met kalium- en ammoniumsulfaat dubbelzouten, die in monoklinische prisma's kristalliseeren en (' moleculen kristalwater bevatten. Ij. v.: SO,Mg,.SO»K_# 6H_sO, dat ook als delfstof in Stassfurt wordt gevonden en dan schoëniel, wordt genoemd.

Zeer voel overeenkomst met liet magnesiumsulfaat bezitten do sulfaten van het zink en van verscheidene andere metalen, zooals ijzer, kobalt, nikkel in Inin bivalenten verbindingsvorm. Ook deze, kristalliseeren met 7 moleculen kristalwater, zij zijn isomorphisch en bevatten één molecule constitutie water. Met kalium- en ammoniumsulfaat vormen zij dubbelzouten, die met 0 moleculen water kristalliseeren en eveneens onderling isomorphisch zijn, b. v.;

SOjZn -l- 7 ILO S0_iZn.S0₁K₂ 4- ti H₃0 S0₁Fe 7 ILO S0₁Fc.S0₄K_:; -t- ti ILO.

Do structuur van deze dubbelzouten kan op dezelfde wijze worden opgevat als die van bet kalium-natriumsulfaat of van gemengde zouten van andere meerbasiscbe zuren. Men kan aannenen, dat in dit geval hot bivalente metaal twee rosten van het zwavelzuur met elkander verbindt:

Het magnesiumsulfaat wordt in de industrie gebruikt ter bereiding van natriumsulfaat (bladz. 277) en kaliumsulfaat; verder voor het appreteeren van lichte katoenen weefsels, om deze zwaarder te doen schijnen.

nag-neMiumpliuspliaten. Het tertiaire magnesiumphosphaat, (POj)₂Mg3, begeleidt in geringe hoeveelheid het tertiaire calcium-phosphaat in de beenderen en in de plantenasch. Het secondaire phosphaat, POjMgll 7 ILO, wordt uit de oplossingen van magne-siumzouten door di-natriumphosphaat neergeslagen als een wit bezinksel, dat zeer moeilijk oplosbaar is iti water. Bij tegenwoordigheid van ammoniumzouten wordt het in water onoplosbaar magnesium-

ammoniumphosphaat, P0₄MgNll. 6 ILO , als een kristalachtig poeder neergeslagen. Dit dubbelzout wordt in de guano gevonden, vormt zicli bij het rotten van de urine, en is dikwijls liet materiaal, waaruit de blaassteenen worden gevormd. Het primaire zout, (PO_;Ho)„Mg, is niet bekend.

Dc arspiiatcn van hot magnesium komen veel met de phosphateu overeen. Het magnesinm-ammoniumarsenaat, As0₄Mg(NIl₁) 0 H„0, is eveneens iiiigcnoeg onoplosbaar in water.

Matfnesiiintcarlionaat, C0₃Mg. Zijn voorkomen in de natuur is bladz. 310 reeds besproken. Voegt men natrium- of kalium-carbonaat l)ij de oplossing van een magnesiumzout, dan wordt een weinig koolstof-dioxyde vrij en er ontstaat een bezinksel, dat uit een mengsel van rnagnesiumcarbonaat en magnesiumhydroxyde bestaat. Droogt men het bezinksel bij lage temperatuur, dan verkrijgt men een wit, zeer volumineus poeder, waarvan de samenstelling meestal overeenkomt met de formule Mg(OH)₂.3 COjMg-f- ilLO, en dat beschouwd kan worden als een basisch carbonaat met de con-stitutieforrnule:

Onder den naam van magnesia cdha is liet als geneesmiddel bekend. Verdeelt men de magnesia alba in water en leidt hierin koolstof-dioxyde, dan wordt zij opgelost. Uit deze oplossing scheiden zich, bij het staan in de lucht, kristallen af van het neutrale carbonaat, C0₃Mg 4-o H.-O, die echter, wanneer zij met water worden gekookt, onder afscheiding van koolstof-dioxyde, weder in het basische carbonaat overgaan. Het in de natuur voorkomende magnesiet, C0₃Mg, wordt door koking met water niet ontleed. Met kalium- en ammoniumcarbonaat vormt het rnagnesiumcarbonaat isomorphische dubbelzouten, b. v. COjMg.COaK. 4-4 HoO.

^lagnesiuiiisilicaten komen zeer veel in de natuur voor, b. v. het olivien, Si0₄Mg₂, het serpentien Si₌0₇Mg₃ 4-2 ILO. het talk en het meerschuim. Zeer talrijk zijn de gemengde silicaten van magnesium en calcium; hiertoe behoort het asbest.

jTIa^nesiitmMulfuur, MgS, kan worden bereid door directe vereeniging van het metaal met zwavel of door het oxvde met

zwavelwaterstof te gloeien. In het eerste geval verkrijgt men liet als een geelgrijs, in het tweede geval als een licht, vleeschrood poeder, dat door water wordt ontleed in Mg(SH)„ en Mg(OH)j.

Kalium- en natriumhydroxyde geven in de oplossingen van mag-nesiumzouten witte bezinksels van magnesium hydroxy de; kalium-en natriumcarbonaat slaan basisch magnesiumcarbonaat neer. Die bezinksels zijn niet oplosbaar in zuiver water en in alkaliën, maar gemakkelijk in de oplossingen van ammoniumzouten. Bij tegenwoordigheid van deze wordt derhalve in magnesiumzouten, noch door de alkaliën noch door hunne carbonaten, een bezinksel voortgebracht. Ook ammoniumcarbonaat slaat om dezelfde reden geen magnesiumcarbonaat neer.

Di-natriumphosphaat geeft in tegenwoordigheid van ammonium-zouten een wit bezinksel van magnesium-ammoniumphosphaat, PO_tMg(NH»)»-t- G HjO.

Ih't beryllium beslaat onder de metalen van de tweede groep een gelijke plaats als het lithium onder die van de eerste groep (bladz. 26(1); in de eigenschappen van beide elementen, die het kiagstn atoomgewicht in hun groep bezitten, komt het karakter van de groep minder tot uitdrukking dan bij de overige. Evenals het lithium in sommige eigenschappen overeenkomst met het magnesium toont, gelijkt het beryllium op het aluminium. Het beryllium wordt namelijk evenmin als aluminium door salpeterzuur aangetast, lost daarentegen gemakkelijk op onder waterstofontwikkeling in kali- of natronloog. Berylliumoxyde is evenals alumi-niumoxyde oplosbaar in de alkaliën. Die twee elementen komen in de natuur meestal als elkanders begeleiders voor. Het beryllium-sulfaat vormt evenals het aluminiumsulfaat met kaliumsulfaat een moeilijk oplosbaar dubbelzout. In zijne meeste verbindingen echter komt het beryllium veel meer met magnesium dan met aluminium overeen.

In do natuur komt het beryllium slechts zeldzaam voor, voornamelijk in het beryll, een dubbelsilicaat van aluminium en beryllium (SiOj^ALBcj. Het smaragd heeft dezelfde samenstelling en is slechts door een kleine hoeveelheid chromi-oxyde groen gekleurd.

Het metaal wordt bereid door gloeiing van berylliumchloruur met natrium, en is een wit. rekbaar metaal, dat het soortelijk gewicht 2,1 heeft, liet ontleedt het water niet bij de kooktempe-

ratunr. Bij gowone temperatuur oxydeert hot zich niet in de lucht. Wordt het in fijn verdeelden toestand in dampkringslucht verhit, dan verbrandt het met een helder licht, maar niet, zooals het magnesium, in compacten toestand. Door verdund zoutzuur en zwavelzuur evenals door kali- en natronloog wordt het gemakkelijk opgelost.

neryHiiiiiiohioriiiir, BeCl», wordt, op gelijke wijze :ils aluminium-chloruur, verkregen door gloeiing van een mengsel van beryllium-oxyde en kool in een chloorstroom. liet sublimeert gemakkelijk in glanzende naalden, die in de lucht vervloeien. Uit zijne waterige oplossing kristalliseert het met 4 moleculen kristalwater; bij het drogen ondergaat het, evenals magnesiunichloruur, eene ontleding.

De zouten van het beryllium bezitten een zoeten smaak, weshalve men het ook glycium heeft genoemd (yAyxy?^-, zoet).

Bcryiiinmltydroxyde, Be(OH)₂, wordt als een wit, geleiachtig bezinksel uit de oplosbare berylliumzouten neergeslagen. Het lost gemakkelijk op in kali- of natronloog, wordt echter door koking van die oplossing weder afgescheiden.

Berylliiinioxydc, BeO, wordt door verhitting van het hydroxyde verkregen als een wit, amorph poeder met het soortelijk gewicht 3,08.

Berylliumsiiiraat, S0₄Be, kan uit water bij verschillende temperaturen als S0₄Be 4 I1₂0 en als S0₄Be 4- 7 H.,0 worden ve rkregen. Eén molecule water hiervan is constitutiewater (bladz. 313). Met magnesiumsulfaat kristalliseert hot samen in isomorphische mengsels. Het dubbelzout S0₁Be.SÜ_tK₂ 3ILO is, evenals aluin, moeilijk oplosbaar in water.

De in de natuur voorkomende verbindingen van de zware metalen hebben meestal een hoog soortelijk gewicht en metaalglans. Zij worden gewoonlijk in de oudere kristalachtige gesteenten in zoogenoemde gangen of aderen gevonden en ertsen genoemd. De belangrijkste zinkertsen zijn edele galmei of kalamij nsteen (zinkcarbonaat, C0₃Zn), gewone galmei (een mengsel van zirk-silicaat en zinkcarbonaat) en zinkblende (zinksulfuur ZnS). De voornaamste plaatsen waar deze ertsen gevonden worden, zijn België, Westfalen, Silezië, Engeland, Spanje, Sardinië en Polen.

TletnIIiir-fic noemt men de technische bereiding van de metalen uit hunne ertsen. Bij de metallurgie van het zink moeten de ertsen, die of uit galmei of uit zinkblende bestaan, eerst zooveel mogelijk van liet ganggesteente worden gezuiverd en dan geroost. Hierdoor wordt galmei tot zinkoxyde onder verlies van koolstof-dioxyde en water, terwijl blende in dezelfde verbinding wordt omgezet ouder ontwijken

van zwavel-dioxyde, dat op zwavelzuur wordt verwerkt. Het zink-oxyde wordt met kool gemengd en in moffels of buizen van vuurvaste klei aan sterke gloeihitte blootgesteld. Hierdoor wordt liet oxyde gereduceerd :

Het vrijgevvorden zink distilleert en wordt gecondenseerd in ontvangers, waaruit het koolstofoxyde kan ontsnappen. Naast het gesmolten zink vindt inen dan hierin een grijze, poedervormige massa, het zinkstof, die uit een mengsel van zinkoxyde en fijn verdeeld zink bestaat. Dit zinkstof wordt in de indigoververij en in het scheikundig laboratorium als een krachtig reductiemiddel gebruikt.

Het metaal zink heeft een blauwachtig witte kleur en een grof kristalachtige breuk, zijn soortelijk gewicht bedraagt 7 tot 7,2. Bij gewone temperatuur is het bros; bij lOO—luOquot; C laat het zich walsen en tot draad trekken, terwijl het bij '200° C opnieuw zoo bros wordt, dat het tot poeder kan worden gebracht. Het smelt bij 412quot; C en distilleert bij omstreeks 1000quot; C.

In vochtige lucht bedekt zich het zink met een dunne laag van basisch carbonaat. Wordt het aan de lucht sterk verhit, dan verbrandt het met een intensief, blauwachtig wit licht tot zinkoxyde. Dichte stukken zink ontleden het water slechts bij roodgloeiliitte, zinkstof werkt echter reeds bij gewone temperatuur op water in. In verdunde zuren lost het zink gemakkelijk op; door kali- of natronloog evenals door ammonia wordt het bij het koken onder ontwikkeling van waterstof opgelost.

Wegens zijne geringe veranderlijkheid in de lucht wordt het zink veelvuldig gebruikt in den vorm van platen in plaats van blik-, voorts tot het gieten van beelden en architectonische versierselen en tot het verzinken van ijzerwerk en ijzerdraad (galvaniseeren van ijzer). Verder vormt het een bestanddeel van vele zeer belangrijke legeeringen, zooals van geelkoper , berlijnschzilver (zie deze).

SEinkoxyde, ZnO, wordt fabriekmatig bereid door verbranden van zink, waardoor het verkregen wordt in den vorm van volumi-neuse witte vlokken, die men jlores zinci of Lana philosophica noemt. Als zinkwit komt het in den handel en dient als uitstekende witte verf. Ook direct uit de ertsen wordt het bereid, door het gerooste erts met kool op den rooster van een oven te verhitten, en dan door die rooster van onderen een luchtstroom te leiden; hierdoor

wordt liet gereduceerde en verdampende zink verbrand; de verbrandingsproducten worden, voordat zij in den schoorsteen ontsnappen, in gemetselde kamers geleid, waarin het zinkoxyde zich verdicht. In kleine hoeveelheden kan men liet bereiden door gloeiing van het door neerslaan verkregen basische carbonaat en van het zink-hydroxyde. Bij het verhitten neemt het zinkoxyde een gele kleur aan, die echter bij het koudworden weder verdwijnt.

In de natuur komt het zinkoxyde als roodzinkerts voor; het is dan door bijinengselen gekleurd.

Kinkliyilruxycle. Zn(OH)_:,, wordt uit de waterige oplossingen van de zinkzouten door de alkaliën neergeslagen als een wit, amorph poeder, dat gemakkelijk oplosbaar is in kalium- en natriumhydro-xyde en in ammonia. Bij verhitting wordt het ontleed in zinkoxyde en water.

SKinkcliloruur, ZnCL, chloorzink, kan door verhitting van zink in chloorgas, door verdamping van de oplossing van zink in zoutzuur, en door distillatie van zinksulfaat met calciumchloruur worden verkregen. Het vormt een witte massa, die in de lucht vervloeit, bij verhitting smelt en zonder ontleding distilleert. Zijne oplossing in zuiver water ontleet'.t zich, evenals MgClj, bij het verdampen gedeeltelijk in zinkoxyde en waterstofchloruur. Mengt men de geconcentreerde oplossing van zinkchloruur met zinkoxyde, dan verkrijgt men een kneedbare massa, die binnen korten tijd verhardt. Dezelfde eigenschap bezit een mengsel van MgCl» en MgO. In beide

chloruur dubbelzouten, die gemakkelijk vervloeien, b. v. ZnCI₂.2KCl. Met ammonia vormt het verschillende verbindingen, waarvan ZnCL NHj zich door groote bestendigheid kenmerkt.

Xinksulfaat, iSÜ₄Zn, zwavelzuur zink, ontstaat b^:j het oplossen van zink in zwavelzuur. In de industrie wordt het gewoonlijk bereid door zinkblende zacht te roosten. Dooi^- de gerooste massa uit te loogen onttrekt men hieraan het gevormde zinksulfaat. Het kristalliseert bij gewone temperatuur in rhombische, met bitter-zout isomorphische kristallen, van de samenstelling S0₄Zn 7Ho0. Met de sulfaten van de alkalimetalen vormt het dubbelzouten, die met fi moleculen water kristalliseeren (bladz. 313).

voor als edele kalamij nsteen of zinkspaath in hexagonale kristallen. Voegt men natriumcarbonaat bij de waterige oplossing van een zinkzout, dan worden basische carbonaten van afwisselende samenstelling afgescheiden.

Kinksilicaat, SiOjZn, ll._:0 komt in rhombische kristallen als kiezel zink erts en als begeleider van den kalamijnsteen voor.

Kinksulfuur, ZnS, wordt in de natuur gevonden als zink-blende, die gewoonlijk door ferri-oxyde of andere bijmengselen bruin is gekleurd. Als een wit bezinksel wordt liet door ammonium-sulfaat uit oplosbare zinkzouten neergeslagen.

Kaliumhydroxyde, natriumhydroxyde en ammonia geven in de oplossingen van de zinkzouten witte bezinksels van zinkhydroxyde, die oplosbaar zijn in een overmaat van de toegevoegde reagentiën.

Ammoniumsulfuur brengt in de oplossingen van zinkzouten een wit bezinksel voort van zinksulfuur, dat oplosbaar is in verdunde zuren met uitzondering van azijnzuur; weshalve ook zinksulfuur uit zink-oplossingen, die door azijnzuur zijn zuur gemaakt, met behulp van waterstofsulfuur wordt neergeslagen. Deze reactie dient om zink van andere metalen te scheiden.

Zinkoxydein de blaaspijpvlam gegloeid, wordt geel; bij het kond-worden weder wit. Wordt het met een kobalt-oplossing bevochtigd en gegloeid, dan neemt het een groene kleur aan.

Het metaal. Het cadmium begeleidt dikwijls het zink in zijne ertsen. Silezische galmei bevat tot 5£ hiervan. Daar het vluchtiger is dan het zink, distilleert het, bij de bereiding van het laatste, het eerst over en kan derhalve gemakkelijk uit de eerstovergaaude producten worden afgescheiden. Het is een wit, taai en vrij zacht metaal, dat het soortelijk gewicht 8,6 heeft. Het smelt bij 315^Ü C en kookt bij 8()0^o C. In de lucht verandert het weinig bij gewone temperatuur. Wanneer liet in de lucht wordt verhit, verbrandt het onder afscheiding van een bruinen rook van cadmiumoxyde. In verdund zoutzuur en zwavelzuur is het slechts moeilijk oplosbaar, gemakkelijk lost het echter op in salpeterzuur. Uit de oplosbare cadmiumver-biudiiigen wordt door zink metaalachtig cadmium afgescheiden.

Het soortelijk gewicht van cadmiumdamp is door St. Clatre-Deville gelijk 3,9 (lucht als eenheid) of gelijk 56 (waterstof als eenheid) gevonden. Het moleculairgewicht van cadmium is derhalve 112. Daar nu het atoomgewicht van cadmium, volgens zijne soortelijke warmte en volgens de dichtheid van zijne vluchtige verbindingen, eveneens 112 is, bestaat de gasmolecule van cadmium slechts uit één atoom. Wij hebben gezien dat de moleculen van andere elementen in gasvorm uit twee of meer atomen bestaan, b. v. Oo, N„, P₄, S₆ enz., het cadmium vormt derhalve een uitzondering op dezen regel. Evenzoo bestaan de gasmoleculen van kwikzilver en waarschijnlijk van andere bivalente metalen, zooals het zink, slechts uit één atoom.

In de organische scheikunde vinden wij iets dergelijks bij do koolwaterstofradicalen; terwijl namelijk de bi- en quadrivalente groepen, zooals het aethyleen, CoH₄ en acetyleen, CJL, in vrijen toestand kunnen bestaan, is dit niet het geval met de univalente groepen, zooals CII3, CN, wcarvan twee tot de vorming van een molecule samentreden, wanneer zij uit hunne verbindingen worden afgescheiden.

Cadminmoxyde, CdO, wordt door gloeiing van cadmium-nitraat bereid en vormt een bruin-zwart poeder, dat uit microscopische octaëders bestaat.

CacUniiiimliydroxyde, Cd(OH)₂, wordt uit de oplosbare cad-miumzouten door de alkaliën neergeslagen als een wit poeder, dat niet oplosbaar is in kalium-of natriumhydroxyde, maar gemakkelijk in ammonia.

CadmiumcUloruiir« CdCL, kristalliseert uit de waterige oplossing als CdCL 2 H₂0, en kan gedroogd worden, zonder ontleed te worden. Het droge zout is smeltbaar en vluchtig.

CatUmiuinJoduur, Cd.Tj, wordt door rechtstreeksche inwerking van jodium op cadmium bij tegenwoordigheid van water bereid, en kristalliseert uit de waterige oplossing in glanzende, hexagonale, tafelvormige kristallen. Het wordt in de photographic gebruikt.

Cadmiuiniinlfaat, SOjCd, zwavelzuur cadmium, kristalliseert uit water met 3, en niet, zooals de sulfalten van het magnesium en zink, met 7 moleculen water; de kristallen verweeren in de lucht. Met de sulfaten van de alkalimetalen vormt het echter dub-belzouten, b. v. SOjCd.SOjK., -I- 6 ILO, die in samenstelling overeenkomen met die van het zink en magnesium en daarmede ook isomorphisch zijn.

Cadmiumsulfuur» CdS, komt als delfstof, greenockiet genoemd, in gele, hexagonale prisma's gekristalliseerd voor. Uit de oplossingen van de cadmiumzouten wordt het door waierstofsulfnur neergeslagen als een geel poeder, dat niet oplosbaar is in verdunde zuren. Het dient als gele schildersverf.

He legeering-en van het cadmium bezitten meestal een laag smeltpunt. Cadmiurn-amalgama vormt, wanneer het in verschen toestand wordt bereid, een zachte, kneedbare massa, die spoedig verhardt; daarom wordt het gebruikt tot het plombeoren van kiezen.

De scheikundige energie van het cadmium is geringer dan die van het zink; dit blijkt onder anderen hieruit, dat het cadmium door zink uit de oplossingen van zijne zouten wordt neergeslagen. Wij zagen dat bij de elementen van de groep van het kalium en calcium de scheikundige energie met het stijgen van het atoomgewicht toeneemt; kalium bezit minder energie dan rubidium, calcium minder dan barium. Het is nu opmerkenswaardig dat bij bijna alle elementen, die tot een tweede ondergroep van één van de zeven hoofdgroepen (bladz. 'i'iü) behooien, de toeneming van hel atoomgewicht met een ver mi ndering van de scheikundige energie gepaard gaat, evenals wij dit bij de rnagnesiumgroep hebben gezien. Zoo verdringt koper het zilver, werkt phosphorus kraclitiger dan arsenicum en antimonium, zwavel sterker dan selenium en tellurium , en worden jodium en bromium door chloor uit hunne meeste verbindingen uitgedreven.

Door de tot nu toe bekende bepalingen van de warmtehoeveelheden, die bij de vorming van verbindingen van de metalen worden ontwikkeld, worden bovenstaande opmerkingen bevestigd. Dit blijkt uit de volgende waarden, die door Thomsen zijn gevonden Voor (Mg, O, HjO) d. w. z. voor de vorming van het magnesiumhydroxyde uit magnesium, zuurstof en water zijn '148900, voor (Zn, O, H„0) 82080, voor (Cd, Ü, 1LO) 05010 calorien gevonden; evenzoo voor de vorming van magnesiumchloruur in waterige oplossing, dus voor (Mg, CL, aq) 180030, voor (Zn, Cl₂₎ aq) 112840, voor (Cd, Clj, aq) 00250 caloriën. Nog sterker komt het verschil in energie uit bij do warmtehoeveelheden, die ontwikkeld worden bij het oplossen van de metalen in verdund zoutzuur. Deze bedragen voor elke molecule ontwikkelde waterstof bij Mg 108290, bij Zn 34200 en bij Cd 17010 caloriën. Dat ook in de natriumgroep de energie met het stijgen van het atoomgewicht afneemt, blijkt eveneens; want voor (Li₂, O, aq) zijn 100520, voor (Na.,, O, aq) 155200, voor (Li, Cl, aq) 102250, voor (Xa, Cl, aq) 90510 calo-

riën gevonden; terwijl de hoeveelheid warmte, die bij oplossing van de metalen in verdund zoutzuur voor elk molecule ontwikkelde waterstof vrij wordt, voor Li 125800 en voor Na 124:!80 caloriën bedraagt. Van de kaliumgroep kent men slechts de warmtehoeveelheden, die bij de vorming van kalium verbindingen vrij worden, terwijl over het aantal calorien, dat bij de vorming van calcium-, strontium- en bariumverbindingen uit de elementen vrij wordt, niets met zekerheid bekend is.

Koper en zilver staan, wat de grootte van hunne atoomgewichton aangaat, in dezelfde verhouding tot het natrium , als zink en cadmium tot magnesium :

Eenige overeenkomst van koper en zilver met natrium is ook in de eigenschappen van deze metalen en hunne verbindingen op te merken. Alle drie metalen geven namelijk verbindingen van den vorm MX, waarin zij univalent zijn. Eenige van deze verbindingen zijn isomorphisch; NaCI, CuCl en AgCl b. v. kristalliseeren in vormen van het regelmatige stelsel. Maar tot deze, zoo te zeggen slechts uiterlijke , eigenschappen bepaalt zich ook de overeenkomst van koper en zilver met natrium. Evenals namelijk de beide zware metalen ziuk en cadmium in vele eigenschappen van het lichte metaal magnesium afwijken (bladz. 310), onderscheiden zich ook en wel in hoogeren graad, koper en zilver, die een zeer groot soortelijk gewicht hebben, van het lichte natrium. Dit wordt eenigszins verklaard uit de plaats, die deze metalen bij de rangschikking volgens hunne atoomgewichten innemen, daar zij namelijk en tot groep VIII en tot groep I behooren (bladz. '226).

In alle verbindingen, die volgens den vorm MX geconstitueerd zijn, waarin het koper en het zilver dus univalent optreden, hebben beide metalen een groote overeenkomst zoowel in hun scheikundige als in hun phvsische eigenschappen. Het koper levert

echter nog andere verbindingen van den vorm CuX» op, de cupri-verbindingen, waarin het bivalent is. Deze cupri-verbindingen zijn

gftwone koperzouten. Van het zilver daarentegen zijri verbindingen van den vorm AgXo niet bekend.

Terwijl dus liet koper in de cupro-verbindingen overeenkomst met het zilver en in geringere mate met het natrium bezit, toont het in de cupri-verbindingen volle overeenkomst inet de metalen van de magnesiumgroep en andere bivalente metalen. Zoo zijn b. v. magnesium-, zink-, cupri-, ferro-, nikkel-, kobalto-, en mangano-sulfaat op gelijke wijze geconstitueerd, isomorphisch, en bezitten over het algemeen veel overeenkomst met elkander. Wij zien hieruit dat de overeenkomst van metalen dikwijls wordt bepaald door de gelijkheid van de vormen of typen van hunne verbindingen, d. w. z. door de valentie, die zij hierin uiten. Wanneer een metaal verschillende reeksen van verbindingen volgens verschillende typen vormt, dan heeft gewoonlijk elke reeks meer of minder overeenkomst met de verbindingen van andere metalen, die naar gelijke typen zijn gevormd. Zoo zien wij de overeenkomst van de verbindingen van de volgende typen of verbindingsvormen:

Na-.O, AgjO, CluO, Au_:0, T1₂0. Natriumoxyde, Zilveroxyde, Cupro-oxyde, Auro-oxyde, Thallio-oxyde.

Het zilver komt in de natuur in gedegen toestand voor. Ouder zijne ertsen zijn de belangrijkste het zilverglans (zilversulfuur Ag;S) en verschillende verbindingen van zilver met zwavel, arsenicum, antimonium, koper en andere metalen b.v. roodguldigerts, AgaSbSj, fah 1 erts, zilver-koperglans (CuAg)S. Zeldzamer komt het voor in verbinding met chloor (hoornzilver, AgCl), bromium en jodium. Verder vindt men geringe hoeveelheden van zilversulfuur in bijna elke loodglans (PbS). De voornaamste vindplaatsen van de zilverertsen zijn America (Chili, Mexico, Californie), Saksen (Freiberg), de Hartz en Thuringen, Hongarije, de Altai on Nortschinsk.

Metallurgie van liet zilver. Do afscheiding van hot zilver uit zijne ertsen is vrij ingewikkeld on geschiedt op zeor verschillende wijze. In Saksen en do Ilartz worden de zilver- en koporhoudoiïde ertsen in verkleinden toestand geroost en met kiezolzimrhondendo slakken samengesmolton. Men verkrijgt zoo, evenals bij de metallurgie van het koper (hladz. 333), een kopersteen, die uit ijzersulfuur, kopersulfuur en zilversulfuur bestaat. Dozo wordt in vlamovens geoxydeerd, waardoor eerst ijzer-, koper- en zilversulfaat ontstaan, terwijl door sterkere verhitting hot ijzer- en kopersulfaat tot ijzeren koperoxyde onder afscheiding van zwavel-dioxyde en zwavel-trioxyde worden ontlood, doch het zilversulfaat onveranderd blijft. Dit wordt met water uitgetrokken on nit de waterige oplossing hot zilver door koper neergeslagen. (Methode van Ziervogel.)

Vroeger werd in Freiberg de afscheiding van het zilver volgens hot zoogenoemde amalgamati eproces bewerkt. Ton dien einde worden de sulfuren mot keukenzout geroost, waarbij zilverchloruur ontstaat. Do fijn gemalen massa wordt alsdan in draaiende tonnen met ijzorspaanders on water dooroengomengd. Hierbij wordt door het ijzer uit zilverchloruur metallisch zilver afgescheiden:

Hot afgescheiden zilver wordt voorts, om hot van verschillende bijmengselen to bevrijden, in kwikzilver opgelost, in zakken uit-geperst, om het vloeibare kwik te verwijderen, terwijl het vaste amalgama achterblijft en door verhitting van het kwikzilver, dat distilleert, wordt gescheiden. Een dergelijke methode wordt nu nog in Mexico en Peru toegepast; wegens de duurte van do brandstoffen wordt echter de omzetting van do zilverertson in zilverchloruur door menging van deze mot natriumchloruur en kopersulfaat bij tegenwoordigheid van water bewerkt. Hierbij vormt zich cupro-chloruur, dat zich met zilversulfuur tot zilverchloruur en cupro-sulfuur omzet:

Do afscheiding van zilver uit zilverhoudend loodglans geschiedt op de volgende wijze. Men bereidt hieruit eerst het metaal lood volgons de methode, die bij het lood zal worden beschreven. Al het zilver, dat in de ertsen aanwezig was, bevindt zich dan in het lood, en kan hieruit met winst worden gewonnen, ook wanneer zijne hoeveelheid niet meer dan '/ion o ^van het lood uitmaakt. Ten dien einde wordt het lood gesmolten; men laat hot langzaam koud worden , waardoor zuiver lood kristalliseert en met een zeefvormig doorboorden lepel wordt uitgeschopt, terwijl oen logeering van lood en zilver, die gemakkelijker smeltbaar is dan zuiver lood, achterblijft. Deze bewerking, pat ti n sonoor en genoemd, wordt zoo dikwijls herhaald, totdat het terugblijvondo vloeibare lood 1 J zilver bevat. Uit dit zoogenoemde werklood wordt vervolgons het zilver door afdrijven gewonnen. Men bezigt hiervoor oen drijf haard, d. i. een vlamoven, waarvan de zool uit een poreuse massa bestaat. Op dozen haard wordt hot gesmolten en door omroeren voortdurend met de lucht in aanraking gebracht, waar-

dooi- het lood wordt veranderd in loodoxyde, dat smelt en gedeeltelijk door zijdelingsche openingen wordt afgelaten, gedeeltelijk in de poriën van den haard wordt opgenomen; het niet oxydeerbare üilver blijft achter op den haard als een glanzend, wit metaal.

Behalve het pattinsoneeren wordt in nieuweren tijd voornamelijk een methode toegepast, om het zilver aan het lood te onttrekken, welke daarop berust, dat door toevoeging van een betrekkelijk kleine hoeveelheid zink bij het gesmolten werklood een alliage wordt gevormd van zink met een kleine hoeveelheid lood, die op hot lood drijft en al het zilver bevat. Deze wordt afgeschept, in gesloten ketels roodgloeiend gemaakt, en waterdamp van hooge temperatuur daarin geleid, waardoor hot zink onder ontwikkeling van waterstof tot zinkoxyde wordt geoxydeerd en met den waterdamp medegevoerd en gecondenseerd, terwijl het zilverhoudende lood door afdrijven op zilver wordt verwerkt. Ook het van zilver bevrijde lood wordt door waterdamp bevrijd van het zink, waarmede het zich gelegeerd heeft.

Het metaal. Het zilver, zooals liet gewoonlijk wordt verwerkt, is niet zuiver, maar bevat afwisselende hoeveelheden koper en sporen van andere metalen. Om hieruit zuiver zilver te maken lost men het metaal in salpeterzuur op, waardoor zilver- en kopernitraat worden verkregen; uit die oplossing slaat men het zilver met behulp van waterstofchloruur als zilverchloruur neder, wascht hat zilverchloruur uit, en verwarmt het met een oplossing van zuiver kaliunihydroxyde en melksuiker op 70—80° C. Door de inwerking van het kaliumhydroxyde wordt het zilverchloruur in zilveroxyde omgezet:

\olgens een andere methode wordt de door salpeterzuur verkregen oplossing uitgedampt en het zout na smelting opgelost in ammonia-houdend water. De vloeistof wordt dan zoover verdund, dat zij niet meer dan 2 J? zilver bevat, en een oplossing van secondair ammoniumsulfiet er bijgevoegd. Hierdoor wordt het cupri-nitraat omgezet in cupro-sulfiet, dat uit de ammoniakalische zilveroplossing al het zilver in metallischen, hoogst zuiveren toestand neerslaat:

Wil men het in samenhangenclen toestand hebben, dan wordt het met 5 ° van zijn gewicht aan natrinmboraat en met 5$ natrium-carbonaat aaneengesmolten.

In minder zuiveren toestand verkrijgt men het door zilverchloruur in vochtigen toestand samen te brengen mot zink en water, waarbij

men eenige druppels zwavelzuur heeft gevoegd; hierdoor wordt zinkchloruur en metallisch zilver gevormd:

De verkregen poedervormige legeering van zink en zilver wordt door koking met verdund zwavelzuur van het zink gezuiverd.

Verder kan het zilverchloruur ook door samensmelten met soda worden gereduceerd:

Men verkrijgt het dan in den vorm van een regulus op den bodem van den kroes, waarin de smelting heeft plaats gehad.

Het zilver is een zuiver wit, sterk glanzend metaal, waarvan het soortelijk gewicht 10,6 bedraagt, wanneer het gehamerd, en 10,47, wanneer het gegoten is. Het is vrij zacht en zeer rekbaar en kan derhalve tot een dunnen draad worden uitgetrokken. Het kristalliseert in octaëders van het regelmatige stelsel. Het smelt bij omstreeks 1000quot; C en kan door de knalgasvlam tot koken worden gebracht, waardoor het in een bleek-blauwen damp verandert. Ju toestellen, uit gebrand marmer vervaardigd, kan het zelfs gedistilleerd worden.

Door zuurstof wordt het zilver niet geoxydeerd; bij de inwerking van ozone bedekt het zich met een zeer dun vliesje van zilver-peroxyde. In gesmolten toestand absorbeert één volume zilver 22 volumen zuurstof, echter zonder zich hiermede scheikundig te vereenigen, daar bij afkoeling de geabsorbeerde zuurstof weder ontwijkt.

Het zilver vereenigt zich direct met de halogenen; bij de inwerking van zoutzuur bedekt het zich met een onoplosbaar vliesje van zilverchloruur. Wordt het met geconcentreerd zwavelzuur gekookt, dan wordt het in zilversulfaat veranderd en opgelost;

Het beste oplossingsmiddel voor zilver is het salpeterzuur, dat zelfs in verdunden toestand en bij gewone temperatuur het zilver in het oplosbare nitraat verandert.

SKilveroxytlc, Ag₂0, wordt uit de oplossing van zilvernitraat door kalium- of natriumhydroxyde als een donkerbruin, amorph

bezinksel afgesclieiden. Het lost een weinig in water op en kleurt rood lakmoes blauw. Hierdoor, evenals door de neutrale reactie van het zilvernitraat, blijkt de alkaliachtige natuur van liet zilver en zijne oxyden; de oplosbare zouten van alle andere zware metalen «

bezitten namelijk een zure reactie. Bij het gloeien wordt zilveroxyde in zilver en zuurstof ontleed; door waterstof wordt het reeds bij '100° C gereduceerd. Zilverhydroxyde, AgOH, is niet bekend; in de waterige oplossing van zilveroxyde is het echter waarschyulijk aanwezig.

Wordt versch neergeslagen zilveroxyde met ammoniaoplossing overgoten, dan wordt het hierdoor opgenomen; bij het verdampen van die oplossing worden zwarte kristallen afgescheiden van de samenstelling Ag₂0.'2 Nllj, die in drogen toestand bij de minste aanraking ontploüen (knalzi 1 ver).

Zilrer-snboxyde, Ag₄0, beantwoordende aan het kalitim-suboxyde (bladz. 264) ontstaat bij verhitting van citroenzuur zilver in een waterstofstroom, en vormt oen zwart, zeer onbestendig poeder, dat zich gemakkelijk in zilveroxyde en zilver ontleedt.

Xllver-peroxyde. AgO of Ap:,,0₂, ontstaat bij bet leiden van ozone over zilver of zilveroxyde, en bij de ontleding van zilvernitraat-oplossing door den galvaiüschen stroom. Hot vormt zwarte, glanzende octaëders en wordt bij ,100° C in zilveroxyde en zuurstof ontleed.

Hilvercliioruur, AgCI, chloorzilver, komt in de natuur voor als hoorn zilver. Wordt zoutzuur bij de oplossing van een zilverzout gebracht, dan zondert het zich af als een wit, kaasachtig bezinksel, dat bij 200quot; C smelt tot een vloeistof, die bij het koud-worden tot een hoornachtige massa stolt. Het zilverchloruur is onoplosbaar in zuren; het lost eenigszins op in een oplossing van natriumchloruur, gemakkelijk in oplossingen van ammonia, kalium-of natriumcyanuur en natrium-hyposulfiet. Uit de ammoniakalische oplossing kristalliseert het in groote octaëders van het regelmatige stelsel. Droog zilver absorbeert 10 j} ammoniagas en vormt hiermede een witte verbinding 2 AgCl.3 XH₈, die reeds bij 38° C ammonia doet ontsnappen (bladz. 95).

Kilverbromuiir, AgBr, broomzilver. wordt door water-stofbromuur of oplosbare metaalbromuren uit de oplossingen van zilverzouten neergeslagen. Het heeft een lichtgele kleur en lost moeilijker op in ammonia dan zilverchloruur; overigens bezit het

met het laatste groote overeenkomst. Wordt liet in chloorgas verhit, dan verandert het in zilverchloruur.

SEilverJotluitr, Ag.T, joodzilver, onderscheidt zich van het chloruur en bromuur door zijn gele kleur en zijne onoplosbaarheid in ammonia. Door oplossingen van waterstofjoduur wordt het gemakkelijk opgenomen; door verdamping van die oplossing wordt AgJ.HJ, in glanzende schubjes afgezonderd. Wordt zilverjoduur in chloor- of broomgas verhit, dan wordt liet in zilverchloruur cf bromuur veranderd; omgekeerd worden echter zilverbromuur en chloruur door een oplossing van joodwaterstofzuur in joduren omgezet.

Dit verschijnsel vindt zijne verklaring in do warmtehoeveelheden, welke bij die reacties worden ontwikkeld. Terwijl namelijk bij de vorming van AgCl, AgBr en AgJ uit de elementen 29380 resp. 22700 en 13800 caloriën vrij worden, bedraagt het aantal caloriën, dat bij de vorming van deze verbindingen door de inwerking van waterige oplossingen van UCl, HBr en II.I op zilveroxyde wordt ontwikkeld, 42580 resp. 51100 en 03720.

Zilverchloruur, bromuur en joduur bezitten de eigenschap van door zonlicht, evenals door andere scheikundig werkende lichtstralen (magnesiumlicht), aanvankelijk paars, later donkerzwart te worden gekleurd, waarbij zij waarschijnlijk iu verbindingen van den typus i

Ag₂X worden omgezet. In aldus veranderden toestand bezitten zij het vermogen, om metallisch zilver in lijn] verdeelden toestand te lixeeren, waarop hunne toepassing in de photographic berust.

Photographic. Bij het photographeoren bereidt men eerst een zoogenoemd negatief. Te dien einde giet men op een glazen plaat co 11 odium (een oplossing van schietkatoen, pyroxyline in ether en alcohol), dat haloïdzouten van het kalium of cadmium opgelost bevat. Na het verdampen van den ether bedekt zich de glazen plaat, met een dun vliesje van droog collodiura en de hierin aanwezige haloïdzouten. Vervolgens wordt de plaat in een oplossing van zilvernitraat gedompeld, waardoor op hare oppervlakte de ha-logeenverbindingen van het zilver worden neergeslagen. De zoo geprepareerde plaat wordt alsdan in de camera obscura aan de inwerking van het licht blootgesteld, en vervolgens overgoten met een oplossing van pyrogalluszuur of ferro-sulfaat. Door deze redu-ceerende zelfstandigheden wordt op de plaatsen, waar de haloïdzouten door het licht zijn veranderd, metallisch zilver neergeslagen. Hierna brengt men de plaat in een oplossing van kaliumcyanuur, waardoor de onveranderde haloïdzouten van het zilver worden opgelost, terwijl het metallische zilver achterblijft (fixeering van het negatief). De glazen plaat is alsdan op de plaatsen, die door het licht zijn beschenen, met een donkere laag zilver bedekt, terwijl de donkere plaatsen van het voorwerp op het negatief een doorzichtig

beeld vormen. Met belnilp van dat negatief kan men eon positief beeld vei krijgen, door het op papier te leggen, dat eveneens met een laag van haloïdzouten van het zilver is bedekt, en het zoo aan den invloed van het zonlicht bloot te stellen. De donkere plaatsen van het negatief beletten dan de inwerking van het licht,, zoodat het papier daar wit blijft, terwijl dit donker wordt gekleurd overal waai het door het doorzichtig glas is bedekt. De lixeering van het verkregen positief kan op dezelfde wijze geschieden als bij het negatief.

XUvercyanuur, AgCN, cyaanziiver, wordt door kalium-cyanuur uit de oplossingen van zilverzouten neergeslagen als een wit, kaasachtig bezinksel, dat door het licht niet wordt veranderd. Uet lost gemakkelijk op in ammonia en in kaliumcyanuur, waarmede het de kristalliseerbare verbinding AgCN.KCN vormt. De oplossing in kaliumcyanuur dient ter gal vauische verzilvering van metalen.

Verzilvering. Wanneer het zilver meer dan '15 J koper bevat, heeft het een geelachtige kleur. Om aan voorwerpen, die uit zoodanig zilver zijn vervaardigd, een zuiver witte kleur te geven, worden zij aan de lucht roodgloeiend gemaakt. Hierdoor wordt hot koper aan de oppervlakte geoxydeerd en kan dan door indompeling in verdund zwavelzuur worden verwijderd. De oppervlakte, die dan slechts zuiver zilver bevat, maar een witte kleur vertoont, wordt door polijsten glanzend gemaakt.

Het verzilveren van metalen en alliages geschiedt langs drogen of langs natten weg. Bij de verzilvering langs drogen weg, brengt nen vloeibaar zilver-amalgama met een borstel op de oppervlakte van de voorwerpen, die verzilverd moeten worden, en verhit ze vervolgens in een oven; het kwikzilver verdampt alsdan, en de witte, met zilver bedekte oppervlakte wordt gepolijst.

De galvanische verzilvering wordt tegenwoordig bijna uitsluitend toegepast. Zij berust op de electrolytische ontleding van eene oplossing van kalium-zilvercyanr.ur, AgCN.KCN, waarbij het zilver aan de electronegatieve pool wordt afgezonderd en zich neerslaat op de oppervlakte van het te verzilveren voorwerp, dat met do negatieve electrode is verbonden.

Om glas te verzilveren, bedekt men het met een mengsel van een ammoniakalische zilveroplossing met reduceerende organische stoffen, b.v. aldehyde, melksuiker, wijnsteenzuur. Onder bepaalde omstandigheden wordt dan het gereduceerde zilver op het glas als een gelijkmatige, metalen spiegel neergeslagen.

water is verdund. Uit de waterige oplossing wordt het door verdamping iu groote, riiombische, tafelvorraige kristallen verkregen.

Eén deel lost bij gewone temperatuur op in 1 deel water en in 4 deelcn alcohol. Het smelt bij 200° C en wordt bij lichte roodgloei-liitte ontleed in zuurstof en zilvernitriet, NOoA-g, dat bij nog hoo-gere temperatuur in stikstof, zuurstof en zilver uiteenvalt. Door het zonlicht wordt het zwart gekleurd, tengevolge van de afscheiding van metallisch zilver. Ook door organische stollen wordt daaruit zilver gereduceerd. Het wordt onder anderen ook gebruikt tot het uitbijten van wonden (helsche steen, lapis infernalis).

Bij het oplossen van werkzilver in salpeterzuur verkrijgt men een mengsel van zilvernitraat en cupri-nitraat. Om uit dit mengsel het zilverzout af te zonderen, wordt het tot donker-roodgloeihitte gebracht, waardoor alleen het kopernitraat wordt ontleed in koper-oxyde en stikstof-zuurstofverbindingen; het onveranderde zilvernitraat wordt alsdan met water uitgetrokken.

Zilvernitriet, NO,Ag, salpeterigzuur zilver, wordt door kaliumnitriet uit een geconcentreerde oplossing van zilvernitraat neergeslagen. Het kristalliseert in naalden, die in water moeilijk oplosbaar zijn.

Ziiversiilfaat, S0₄Ag„, zwavelzuur zilver, wordt door oplossing van zilver in heet zwavelzuur bereid en kristalliseert in kleine, riiombische prisma's, die moeilijk oplosbaar zijn in water. Het is isomorphisch met het watervrije natriumsulfaat.

Zilversuinet, S0₃Ag_s, zwaveligzuur zilver, zondert zich als een wit, kaasachtig bezinksel af, wanneer men zwaveligzuur voegt bij de oplossing van zilvernitraat. Het kleurt zich zwart in de lucht en wordt reeds bij '100quot; C ontleed.

SBilversulfuur, AgjS, zwavelzilver, komt in regelmatige octaëders gekristalliseerd in de natuur voor (zilverglans). Wordt waterstofsulfuur bij oplossingen van zilverzouten gevoegd, dan wordt het als een amorph, zwart bezinksel neergeslagen. Bij voorzichtige gloeiing in de lucht wordt het tot zilversulfaat geoxydeerd. Het is niet oplosbaar in water, verdunde zuren en ammonia, en lost slechts moeilijk op in kokend salpeterzuur.

Daar het zilver te zacht is om te kunnen worden verwerkt, wordt het steeds, voor liet slaan van zilveren munten en voor het maken van zilveren werken, met koper gelegeerd, waardoor het grootere hardheid verkrijgt. De Nedeiiandsche zilveren standpenningen, zooals

rijksdaalders, guldens en halve guldens bevatten op 1000 deelen 945 deelen zuiver zilver; de zilveren pasmunt, de kwartjes, dubbeltjes en stuivers bevatten op 1000 deelen slechts 640 deelen zuiver zilver. 13c gewaarborgde zilveren werken kunnen tweeërlei gehalte bezitten, namelijk ^squot;⁴/ioöo of ^8:,3/iooo zilver; de waarborgstempel bevat voor liet eerste soort van zilver het getal 1, voor het tweede het getal 2.

Repallng van liet zilvergehalte. Het zilvorgelialto wordt tegon-woordig bijna uitsluitend door titreeren bepaald. Te dien einde bereidt men een oplossing van zuiver keukenzout, die nauwkeurig 5,4207 gr. iiatriumchloruur in één liter bevat, een hoeveelheid, juist toereikend om 10 gram zilver uit een zilveroplossing als zilver-chloruur neer to slaan; men weegt dan een bepaalde hoeveelheid af van de alliage, die moet onderzocht worden, lost die in een gesloten flesch in salpeterzuur op, en voegt uit een buret zoolang van de natriumchloruur-oplossing er bij, totdat een volgende druppel geen bezinksel meer voortbrengt. Tengevolge van de eigenschap van het zilverchlornur om gemakkelijk te bezinken, is het niet moeilijk het juiste tijdstip te bepalen, waarop de reactie is voleindigd. Men moet echter zorg dragen het bezinksel gedurende de proef voor de inwerking van het licht te beschutten. Uit het aantal gebruikte cM³. van de keukenzoutoplossing kan dan de hoeveelheid zilver worden berekend. Wil men grootere nauwkeurigheid bereiken, dan gebruikt aien een zoogenoemde decime-oplossing van NaCl, d. i. oen oplossing, die tienmaal meer verdund is.

Waterstofsulfuur brengt in de zure oplossingen van zilverzouten een zwart bezinksel van zilversulfuur voort.

Waterstofchloruur slaat uit de oplossingen van zilverzouten wit, kaasachtig zilverchloruur neer, welk bezinksel onoplosbaar is in salpeterzuur, maar gemakkelijk oplosbaar in ammonia.

Zink, ijzer, koper en kwikzilver zonderen uit de oplossingen van zilverzouten, evenals uit vele onoplosbare verbindingen van liet zilver, zooals AgCl, metallisch zilver af.

Het koper bevindt zich in gedegen toestand, dikwijls in teerlingen cn octaëders gekristalliseerd, in groote hoeveelheden in America, China, Japan, aan de Ural en in Zweden. Van zijne ertsen zijn de belangrijkste: het roodkop er erts (cupro-oxyde CiuO), ma-

achiet en lazuur (basische cupro-carbonaten), koper glans, CunS, en voornamelijk koperkies, CuFeSo, en bontkopererts, Cu₃FeS3.

Metallurgie van het koper. Do bereiding van het koper uit zijne zuurstofhoudende ertsen is zeer eenvoudig; door gloeiing met kool wordt het metallische koper daaruit gewonnen. Meer ingewikkeld is de verwerkir.g van zwavelhoudende ertsen. Deze worden fijngemaakt en dan geroost, waarbij het ijzersulfuur tot ijzeroxyde en ook een gedeelte van hot kopersul fuur tot koperoxyde wordt ge-oxydeerd, terwijl het ontwijkende zwavel-dioxyde veelal tot fabricage van zwavelzuur wordt gebezigd. De gerooste massa wordt alsdan met kool, zand en andere kiezelzuurhoudende en slakken-vormende bestanddeelen sterk gegloeid, waardoor het ijzer in de slak overgaat, terwijl het koper op don bodem van den oven zich ophoopt in den zoogenoemden kopersteen, een mengsel van kopersulfuur, koperoxyde en ijzersulfuur. Door herhaling van het proces wordt die kopersteen steeds meer van het ijzersulfuur bevrijd en dan verscheiden malen geroost en gegloeid. Door inwerking van het kopersulfuur op koperoxyde wordt dan koper gevormd:

Het verkregen koper bevat echter nog CuO, waarvan het door samensmelten met kool wordt bevrijd.

Zeer arme koperertsen worden dikwijls na het roosten met zoutzuur of zwavelzuur uitgetrokken, en uit de verkregen oplossing wordt hot koper met behulp van ijzer neergeslagen. Het zoo verkregen cera en t-koper wordt nog eens versmolten en is dikwijls zeer zuiver.

Het metaal. Oin scheikundig zuiver koper te bereiden wordt zuiver koperoxyde in een waterstofstroom verhit, of wordt de oplossing van een koperzout door den galvanischeu stroom ontleed.

Het metallische koper bezit de kenmerkende roode kleur; in dunne blaadjes laat het groen licht door. liet is vrij zacht en rekbaar en heeft het soortelijk gewicht 8,9. Het smelt bij 1100° C. In droge lucht blijft het onveranderd, in vochtige lucht bedekt het zich langzamerhand met een groene laag van kopercarbonaat. Bij verhitting wordt het tot zwart cupri-oxyde geoxydeerd.

Door verdund zoutzuur of zwavelzuur wordt het koper niet veranderd. Wordt het echter met deze zuren bevochtigd en aan de lucht blootgesteld, dan absorbeert het zuurstof en lost langzamerhand op. Evenzoo werkt een oplossing van ammonia. Door heet, geconcentreerd zwavelzuur wordt het ouder ontwikkeling van zwavel-dioxyde in cuprksulfaat veranderd (bladz. J(33). In verdund salpeterzuur lost het reeds bij gewdhe temperatuur op ouder ontwikkeling

van stikstofoxyrte (bladz. 188). Uit de waterige oplossingen van koperzouten wordt het koper door zink en ijzer, verder ook door phosphorus als metaal afgescheiden.

Het koper vormt twee reeksen van verbindingen, die men cupro-(koperoxyd u 1 e-) en cupri- (koperoxy de-) verbindingen noemt. In de cupri-verbindingen is het koper bivalent:

Deze zijn bestendiger dan de cupro-verbindingen; de meest voorkomende zouten van het koper behooren daartoe. Zij hebben in vele opzichten overeenkomst met de verbindingen van andere bivalente metalen, voornamelijk met die van de metalen van de magnesiumgroep, met de ferro-, mangano-, kobalto- en nikkelverbindingen (bladz. 313).

De cupro-verbindingen zijn daarentegen zeer onbestendig en gaan in de lucht, door zuurstof op te nemen, gemakkelijk over in cupri-verbindingen. /ij hebben zeer veel overeenkomst met de zilververbindingen en een analogische samenstelling:

Volgens de boven gegeven formules schijnt het koper in zijne cupro-verbindingen, evenals het zilver, univalent te zijn. Het is echter nog niet uitgemaakt, of deze formules werkelijk de ware moleculairgewichten uitdrukken, daar wij wegens de nietvluchtigheid van de cupro-verbindingen geen zeker middel bezitten om de grootte van hunne moleculen vast te stellen. Gewoonlijk neemt men aan dat aan de cupro-verbindingen verdubbelde formules toekomen, en dat zij een bivalente groep bevatten, die bestaat uit twee atomen koper, welke onderling niet elkander verbonden zijn, en dat dus ook in deze verbindingen het koper als bivalent metaal optreedt, zooals uit de volgende formules blijkt:

Cnpro-oxyde, Cu.O, koperoxydule, komt als rood koper erts in regelmatige octaëders gekristalliseerd in de natuur voor. Kunstmatig verkrijgt men het door een oplossing van cupri-

sulfaat en druivensuiker met kaliumhydroxyde te koken, waarbij liet als een kristalachtig, lichtrood poeder wordt afgescheiden. In de lucht blijft het onveranderd. In een oplossing van ammonia is het gemakkelijk oplosbaar; deze oplossing absorbeert dan zuurstof uit de lucht, en kleurt zich onder vorming van cupri-verbindingen blauw. Bij de inwerking van zwavelzuur en andere oxyzuren vormt het cupri-zouten, terwijl de helft van het koper als metaal wordt afgezonderd :

Ciipro-ciiloruur, CuCl of CuoCI₂, koperch 1 oruu r, ontstaat bij bet verbranden van koper in chloorgas, verder bij het koken van een oplossing van cupri-chloruur met koper:

cn bij de inwerking van vele reduceerende stoffen op cupri-chloruur. Het gemakkelijkst wordt het bereid, door zwavel-dioxyde te leiden in een geconcentreerde oplossing van cupri-sulfaat en natriumchlo-ruur, waarbij het wordt afgezonderd als een wit, glanzend poeder, dat uit kleine tetraëders bestaat;

In de lucht wordt het, door zuurstof op te nemen, spoedig groen gekleurd door de vorming van basisch cupri-chloruur:

Het cupro-chloruur is gemakkelijk oplosbaar in zoutzuur en in ammonia. Beide oplossingen bezitten de kenmerkende eigenschap, koolstofoxydegas te absorbeeren.

Cupro-Joduur, CuJ of Cuo.L, koperjoduur, wordt door kaliumjoduur uit de oplosbare cupro-zouten neergeslagen :

Het gelijktüdig bezinkende jodium wordt met behulp van ether uitgetrokken en het cupro-joduur verkregen als een grijs poeder, dat in zuren onoplosbaar is.

Citpro-sulfitiir* Cu₂S, kopersulfuur, komt in vormen van het rhombische stelsel gekristalliseerd in de natuur voor, en wordt alsdan koperglans genoemd. Kunstmatig wordt het verkregen bij verbranding van koper in zwaveldamp en bij het verhitten -van cupri-sulfuur in een waterstofstroom. Na gesmolten te zijn stolt het in kristallen van het regelmatige stelsel. Met zilversulfuur

Cupro-liydruur, CuH of Cu„H₂, koper waterstof, wordt als een geel, spoedig bruin wordend poeder neergeslagen, wanneer de oplossing van cupri-sulfaat met onderphosphorigzuur wordt verwarmd, maar niet hooger dan 70° C, daar het bij hoogere temperatuur ontleed wordt in koper en waterstof.

Cuprl-ltyilroxyde, Cu(OH)₂, koperhydroxyde, wordt als een volumineus, blauw bezinksel afgescheiden, wanneer kalium- of natriumhydroxyde wordt gevoegd bij de oplossing van cupri-zouten. Bij het verwarmen, zelfs onder water, wordt het ontleed in water en zwart cupri-oxyde.

Cnpri-oxyde, CuO, koperoxyde, wordt gewoonlijk bereid door gloeiing van koperspaanders in lucht of ook door gloeiing van cupri-nitraat, en vormt een zwart, amorph poeder, dat bij zeer sterke verhitting samenhangend wordt en metaalglans verkrijgt. Wordt het met organische stoften verhit, dan oxydeert het de koolstof tot koolstof-dioxyde en de waterstof tot water, waarbij het zelfs tot koper wordt gereduceerd: hierop- berust het gebruik, dat men van cupri-oxyde maakt ter analyse van koolstofverbindingen.

Het cupri-oxyde en hydroxyde lossen in ammonia op met donkerblauwe kleur. Die oplossing bezit de eigenschap cellulose (papier, katoen) op te lossen (reagens van Schweitzer).

Cupri-cliloruur, CuCl₂, koperchloriede, wordt bereid door cupri-oxyde of cupri-carbonaat in zoutzuur op te lossen. Het kristalliseert uit water in licht-groene, rhombische naalden, van de samenstelling CuCI₂ 2 H₂0, die gemakkelijk oplosbaar zijn in water en alcohol. Bij het verhitten verliest het hydraat water en levert watervrij cupri-chloruur op, dat bij roodgloeihitte in chloor en cupro-chloruur wordt ontleed. Met kaliumchloruur en ammo-niumchloruur vormt het dubbelzouten, die in fraaie kristallen kunnen worden verkregen.

Cupri-bromnur, CuBij, gelijkt volkomen op het chloruur; cupri-joduur is niet bekend.

Cupri-^ulfuat, S0₄Cii 5 H₂0, zwavelzuur koper, gewoonlijk kopervitriool genoemd, kan door oplossing van koper ia geconcentreerd zwavelzuur worden bereid. In de industrie wordt het door roosten van koperglans verkregen. Het vormt groote, blauwe

kristallen van het triklinische stelsel, die in de luelit een weinig verweeren. Bij lOOquot; C verliest het 4 moleculen water; het vijfde molecule ontwijkt eerst boven 200° C. Het watervrije zout is kleurloos, absorbeert gemakkelijk water en vormt dan weder het blauwe hydraat.

Ofschoon liet cupri-sulfaat slechts 5 moleculen kristalwater bevat, is het toch in staat, evenals de sulfaten van de magnesiumgroep (bladz. 313), rnet kalium- en ammoniumsulfaat dubbelzouten te vormen, die 0 moleculen kristalwater bevatten en isomorphisch zijn met de dubbelzouten van de metalen van de magnesiumgroep.

Het cupri-sulfaat wordt inde galvanoplastiek gebruikt. Wordt zijne oplossing namelijk door den galvanischen stroom ontleed, dan wordt koper aan de negatieve pool afgescheiden en in een gelijkmatige laag neergeslagen op de den stroom geleidende voorwerpen, die met de negatieve electrode zijn verbonden.

Wordt ammonia gevoegd bij de oplossing van cupri-sulfaat, dan wordt eerst cupri-hydroxyde neergeslagen; door toevoeging van meer ammonia wordt dit echter weder opgelost en men verkrijgt een donkerblauwe vloeistof; hieruit ontstaat door toevoeging van alcohol een donkerblauw kristalachtig praecipitaat van de samenstelling SO4CU.4 NH3-f-HjO. Wordt dit op 150° C verhit, dan verliest het water en twee moleculen NHj. Men neemt aan dat deze stollen ammoniumzouten zijn, waarin een gedeelte van de waterstof door koper is vervangen en noemt ze cupri-am monium-verbi riding e n, b. v.:

Cnpri-nitraat, (N0₃)₂Cu, salpeterzuur koper, kan met 3 en met G moleculen kristalwater worden verkregen. Het is donkerblauw en lost gemakkelijk op in water en alcohol. Bij het verhitten wordt het ontleed in cupri-oxyde en stikstof-zuurstofverbindingen.

Cupri-carbonaten. Het neutrale zout COjCu is niet bekend. Wordt natriumcarbonaat gevoegd bij de warme oplossing van een cupri-zout, dan wordt een groen bezinksel afgezonderd van de samenstelling CO,Cu.Cu(OH)₂ of dus een basisch cupri-

Cnpri-arseniet, (As0₃)₃Cu, arsenigzuur koper, wordt als een fraai, lichtgroen bezinksel afgezonderd, wanneer natriumarseniet wordt gevoegd bij een oplossing van een cupri-zout. Als Scheele's groen vond het vroeger als verfstof een uitgebreide toepassing; het wordt tegenwoordig echter wegens zijn vergiftigheid vervangen door andere groene verfstoffen zooals Guignet's groen en anilinegroen.

Cupri-sulfuiir, CuS, kopersu 1 fiede, wordt door waterstof-sulfuur uit de oplossingen van cupri-zouten neergeslagen als een zwart bezinksel, dat onoplosbaar is in verdunde zuren. In vochtigen toestand wordt het langzaam aan de lucht tot cupri-sulfaat geoxy-deerd. Wordt het in een waterstofstroom verhit, dati verandert het in cupro-sulfuur.

Zuiver koper is zeer rekbaar, laat zich gemakkelijk walsen en tot een fijnen draad trekken. Het kan echter niet goed in vormen worden gegoten, daar het zich bij het afkoelen ongelijkmatig samentrekt en de vormen niet goed vult. Voor gietwerk gebruikt men derhalve alliages van het koper, waarvan de volgende de meest belangrijke zijn.

Het geelkoper of messing bestaat uit 2 tot 3 deelen koper op 1 deel zink. Het heeft een gele kleur en is veel harder dan zuiver koper. Gewoonlijk wordt aan het geelkoper nog 1 tot 2 £ lood toegevoegd, waardoor het gemakkelijker op de draaibank bewerkt kan worden.

Onder brons verstaat men een alliage van koper met tin. De moderne bronssoorten bevatten meestal ook zink, de japansche ook zilver en goud. Het kanunmetaal bevat omstreeks 10 g- tin en 90° koper, het klokkenmetaal 20§ tin.

Het zoogenoemde Beiiijnsch zilver of argentaan is een alliage van koper, zink en nikkel (zie nikkel).

De meeste cupri-zouten hebben in hunne verbindingen met kristalwater een blauwe of groene kleur.

Kalium- of natriumhydroxyde brengt in de oplossingen van de cupri-zouten een blauw bezinksel voort van cupri-hydroxyde, dat bij het verhitten zwart wordt (b)adz. 336).

Met uitzondering van het sulfuur zijn alle cupri-verbindingen oplosbaar in ammonia met intensief blauwe kleur.

Een oplossing van geel bloedloogzout, Fe(CN)₆K₄, brengt in de oplossingen van de cupri-zouten een bruin neerslag voort van Fe(CN)₆Cu₂.

Wordt in de oplossing van een cupri-zout een zuiver IJzerdraad gedompeld, dan overtrekt het zich met eene roode laag koper.

De vluchtige koperverbindingen kleuren de vlam blauw of groen. Het spectrum van een zoodanige vlam is door verscheidene blauwe en groene strepen gekenmerkt.

liet zilver bezit minder scheikundige energie dan liet koper, zoouls over het algemeen bij de elementen, die tut een tweede ondergroep behooren, de scheikundige energie met het stijgen van het atoom-gewicht afneemt (bladz. 321). Dit blijkt ten eerste uit de gemakkelijke ontleedbaarheid van de oxyden en halogeenverbimlingen van het zilver, en tevens uit de warmtehoeveelheden, die bij de vorming van de verbindingen van beide metalen worden ontwikkeld; zoo zijn voor (Cu_2l O) 40810, voor (Ag₃, O) 5200; voor (Cu, Cl) 32880, voor (Ag, Cl) 29380; voor (Cu, Br) 24980, voor (Ag, Br) 22700; voor (Cu, J) 10260, voor (Ag, J) 13800 caloriën gevonden.

De classificatie van do metalen is gedeeltelijk een willekeurige, daar het karakter en de overeenkomst van hunne verbindingen niet alleen afhangt van de natuur van de metalen zelf, maar dikwijls in nog hoogere mate van den verbindingsvorm of typus , volgens welken zij zijn samengesteld. Bij metalen, die verbindingen volgens verschillende typen vormen, zooals bij het koper, merken wij derhalve ook analogiën op naar verschillende richtingen. De volgorde, volgens welke de metalen moeten worden behandeld, kan derhalve ook veranderd worden, naar de analogiën, waarop het hoofdgs-wicht wordt gelegd. Wij gaan nu over tot de beschouwing van de elementen, die in de'tiende horizontaalreeks van de tabel op bladz. 226 worden gevonden, namelijk tot het goud, kwikzilver, thallium, lood en bismuth. Al deze metalen bezitten hooge atoomgewichten en zijn de laatste termen van de groep, waartoe zij be-hooren. Evenals wij nu bij de elementen van de eerste horizontaalreeks, die het kleinste atoomgewicht hebben, dus bij het lithium, beryllium, barium, de koolstof, stikstof, zuurstof en het fluorium, hebben opgemerkt dat zij zich in hunne eigenschappen van de overige leden hunner groep meer onderscheiden dan deze onderling, is dit ook liet geval met deze elementen.

Het goud heeft in de verbindingen van den vorm AuX, waarin het univalent optreedt, groote overeenkomst met de verbindingen van zilver en koper van gelijken typus (AgX en CuX). Buitendien vormt

het echter ook verbindingen van den typus AuXj, die in hunne eigenschappen eenige overeenkomst met de hoogste verbindingen van platinum, kwikzilver en thallium vertoonen.

Het kwikzilver bezit in zijne mercuri-verbindingen llgX₂, ofschoon in mindere mate, de eigenschappen -van de groep, waartoe het behoort, en sluit zich aan bij het zink en cadmium. In de mercuro-verbindingen HgX of HgoXj heeft het overeenkomst met de zilver- en cupro-verbindingen.

vormt. Zijne verbindingen van den vorm TIX komen meer dan die van alle overige zware metalen overeen met de metalen van de alkaligroep en het zilver.

Het lood onderscheidt zich van de elementen tin en silicium, die tot dezelfde groep behooren, voornamelijk door het beslist metaalachtig, basisch karakter, dat zijne verbindingen bezitten; verder

Het bismuth bezit in hoogere mate dan al de overige hier genoemde metalen de eigenschappen van de groep, waartoe het behoort.

Het goud komt in de natuur bijna uitsluitend in gedegen toestand voor en wel ingesloten in aderen van de oudste gesteenten. Door verweering hiervan zijn de goudzandbeddingen ontstaan. In geringe hoeveelheid bevindt het zich in bijna elk rivierzand. Met tellurium verbonden komt het in Zevenbergen voor en wordt schrifterts genoemd. De voornaamste vindplaatsen voor goud zijn Australië, Californië en het Kaapland. Verder treft men het in geringe hoeveelheid aan in de meeste pyrieten en in vele loodertsen. Ook bijna al het zilver, uit die ertsen verkregen, is goudhoudend.

mtetallurg-ie van liet t^oud. Om uit het goudbevattende zand of uit de tot stukken geslagen goudhoudende rotsstukken het goud af te scheiden, worden zij met vloeiend water gewasschen, waardoor alle lichtere deelen worden weggevoerd, terwijl het zeer zware goud achterblijft.

Om uit goudhoudend zilver het goud te gewinnen, of om het goud van liet zilver, koper en andere metalen te bevrijden, wordt bet met geconcentreerd zwavelzuur gekookt, waardoor allo metalen, met uitzondering van het goud, worden opgelost. Het zilver wordt echter

slechts dan van liet goud volkomen gescheiden, wanneer het gehalte aan zilver minstens 75{J bedraagt, omdat anders een gedeelte van het zilver bij het goud terugblijft. Om derhalve zuiver goud af te zonderen uit de legeeringen, die arm zijn aan zilver, smelt men deze eerst met ³/₄ van hun gewicht aan zilver samen. Van koper en lood kan het goud ook door afdrijven (bladz. 325), worden gescheiden.

Het metaal. Het zuivere goud is vrij zacht, bijna zoo zacht als lood en heeft het soortelijk gewicht 19,35. Het is het rekbaarste van alle metalen en laat zich trekken tot uiterst fijn draad en slaan tot zeer dunne blaadjes, die groen licht doorlaten. Het smelt bij ongeveer 1250° C tot een groene vloeistof. Door zuurstof wordt het zelfs bij het gloeien niet veranderd, ook door zuren wordt het niet aangetast. Slechts door een mengsel van salpeterzuur en zoutzuur (koningswater), waaruit vrij chloor wordt ontwikkeld, wordt het tot goud-trichloruur opgelost. Op gelijke wijze werkt vrij chloor. Uit die oplossing wordt het goud door de meeste metalen en door vele reductiemiddelen (zooals ferrosulfaat en oxaalzuur) in den vorm van een donkerbruin poeder neergeslagen.

Het goud vormt twee reeksen van verbindingen, die auio-(oxydule-) en auri- (oxyde-) verbindingen worden genoemd. In de auro-verbindingen is het goud univalent en heeft het een basisch karakter; in de auri-verbindingen is het trivalent en heeft alsdan een metalloïdisch en zuurvormend karakter. Het auri-hydro-xyde, Au(OH)j, vormt slechts zouten met bases.

Aiiro-oxyile, AiuO, goudoxyde, ontstaat bij de inwerking van kaliloog op auro-chloruur. Het vormt een donker-paars poeder, dat bij 100° C in goud en zuurstof uiteenvalt. Door zoutzuur wordt het in auri-chloruur en goud omgezet;

Auro-cliloruur, AuCl, goud-monoch 1 oruur, goudchlo-ruur, ontstaat, wanneer auri-chloruur, AuCIs, op 150° C wordt verhit, en vormt een wit poeder, dat onoplosbaar is in water. Door gloeiing wordt het in goud en chloor ontleed; wordt het met water gekookt, dan ontleedt liet zich in AuCIa en goud.

afgescheiden, wauueer kaliumjoduur wordt gevoegd bij een oplossing van auri-chloruur:

Auro-cyanuur. Wordt auri-oxyde of auri-sulfuur in een oplossing van kaliumcyanuur opgelost, dan kristalliseeren bij het verdampen groote kleurlooze prisma's van het dubbelcyanuur AuCN.KCN. Door vele metalen en door den galvanischen stroom wordt uit deze verbinding goud neergeslagen; zij dient derhalve tot ga 1 vanische vergulding, die tegenwoordig bijna geheel in de plaats is getreden van de vroeger gebruikelijke vergulding in het vuur (vergelijk verzilvering blad/. 330).

-Aiiri-cltlomiir, AuC^, goud-trichloruur, goudchlo-riede, ontstaat bij het oplossen van goud in koningswater en dooide inwerking van vrij chloor op goud. Door verdamping van de oplossing wordt het verkregen als een roodbruine, kristalachtige massa, die aan de lucht spoedig vervloeit. Ook in alcohol en ether is het gemakkelijk oplosbaar.

Het auri-chloruur vormt met vele metaalchloruren dubbelzouten, die in fraaie kristallen kunnen worden verkregen, b. v. AuClj.KCl 5 H,0 on AuCl₃.NH_tCl tLO.

Aurl-oxyde , AüoOj, g oud-tri o xy de, goudoxyde, wordt bereid door magnesiumoxyde te voegen bij een oplossing van auri-chloruur. Aan het bruine bezinksel, dat hierdoor ontstaat, wordt het magnesiumoxyde onttrokken door geconcentreerd salpeterzuur, eu auri-oxyde blijft achter als een bruin poeder, dat reeds bij 100quot; C gedeeltelijk uiteenvalt in goud eu zuurstof. Wordt auri-oxyde met ammonia-oplossing behandeld, dan ontstaat een bruin poeder, dat in drogen toestand bij het verwarmen of door een stoot hevig ontploft, het knalgoud.

Aiiri-Iiyilruvyde, Au(01I)s, goud-hyilroxyde, wordt als een geelrood poeder verkregen, wanneer het bovengenoemde, inag-nesium bevattende bezinksel niet met geconcentreerd, maar met verdund salpeterzuur wordt behandeld. Het oxyde en het hydroxyde zijn onoplosbaar in water en in zuren; zij bezitten echter zure eigenschappen en lossen op in de alkaliën.

Zijne zouten, auraten, zijn volgens de formule Au0₃M samengesteld en zijn derhalve afkomstig van het nieta-goudzuur AuOdl = AuO.OH.

IIhMiiiiihiirhht, AuOoK JIIoO, kristalliseert uit de oplossing van auri-oxyde in kaliloog in lichtgele naalden, die gemakkelijk oplosbaar zijn in water; de oplossing reageert alkalisch. Uit die oplossing worden door vele metaalzouten auraten neergeslagen b. v.:

Het bezinksel, dat uit de oplossing van auri-chloruur door magnesia wordt neergeslagen, bestaat uit magnesiuraauraat (AuO-uMg.

Auri-sulfuur wordt door waterstofsulfuur neergeslagen uit de goudoplossingen, echter in onzuiveren toestand, namelijk gemengd niet goud en zwavel. In de sulfuren van de alkalimetalen is het bezinksel oplosbaar onder vorming van sulfozouten.

Het goud is zeer zacht en slijt sterk; men verwerkt derhalve steefis alliages met zilver of koper, die een grootcre hardheid bezitten. De alliages met koper zien er meer rood, die met zilver zien er bleeker uit dan zuiver goud. De Nederlandsche, Duitsche, Fransche en Engelsche gouden munten bevatten 90 £ goud en 10 £ koper. De gewaarborgde gouden werken kunnen hier te lande vierderlei gehalte bezitten, namelijk 916, 833, 750 en 583 duizendsten goud. De waarborgstempel voor de eerste soort bevat een 1, die van de tweede een 2, die van de derde een 3, en die van de vierde soort bestaat slechts uit een eikenblad zonder getal.

Bepaling van het goud gehalte. Het te onderzoeken goud wordt afgewogen en met zijne drievoudige hoeveelheid zilver samengesmolten. Alsdan wordt het tot een dun plaatje uitgeplet en met salpeterzuur uitgekookt. Het terngblijvende zuivere goud wordt uitgewasschen, gegloeid en gewogen.

Waterstofsulfuur brengt in de goudoplossingen een bruinzwart bezinksel voort, dat oplosbaar is in ammoniumsulfuur.

Wordt bij de oplossing van auri-chloruur een mengsel van stanni-en stanno-chloruur gevoegd, dan verkrijgt men een purperbruin bezinksel, het goudpurper van Cassius, dat waarschijnlijk uit een mengsel van auro-stannaat en stanno-oxyde bestaat, en dat voor het beschilderen van glas en porselein wordt gebruikt.

Ferro-sulfaat slaat uit de goudoplossingen een donkerbruin poeder neer van metallisch goud.

Kwikzilver komt iu de natuur voornamelijk voor als mercnri-sul-fuur, cinnaber, zeldzamer in gedegen toestand in den vorm van kleine druppeltjes, die in gesteenten zijn ingesloten. De belangrijkste vindplaatsen zijn Almaden in Spanje, Idria in Illyrië, Nieuw-Almaden in Callfornië, verder Mexico, Peru, China en Japan.

inetalluri^ie van liet kwikzilver. De afscheiding van het kwikzilver uit cinnaber is zeer eenvoudig. Dit wordt in vlamovens geroost, ■waardoor de zwavel als zwavel-dioxyde verbrandt, de dampen van liet kwikzilver worden in ruime kamers of ook in aarden buizen verdicht. Arme ertsen distilleert men dikwijls met kalk of ijzer in ijzeren retorten.

Het kwikzilver, zooals het in den handel komt, is gewoonlijk met een geringe hoeveelheid van andere metalen verontreinigd. Om het te zuiveren laat men het gewoonlijk eenigen tijd met zwavelzuur of zeer verdund salpeterzuur in aanraking, of giet het in een dunne straal in een hooge laag van deze zuren. De bijgemengde metalen worden door deze zuren gemakkelijker opgelost dan het kwikzilver. Men verwijdert alsdan de zuren, droogt bij niet te hooge temperatuur en filtreert door een filtrum, waarin met een speld een zeer fijn gaatje is gemaakt. Om het dan volkomen te zuiveren, wordt het uit een glazen retort gedistilleerd.

Het metaal. Kwikzilver is het eenige metaal, dat bij gewone temperatuur vloeibaar is. Zijn soortelijk gewicht bedraagt bij 0° C 13,59, het wordt bij — 40° C vast en kristalliseert dan in regelmatige octaëders; het verdampt reeds bij gewone temperatuur en kookt bij 360° C. Zijne dampen werken zeer vergiftig. Het soortelijk gewicht van de dampen van kwikzilver is 100 (H = l) of 6,97 (lucht = 1); zijn moleculairgewicht is derhalve 200. Daar nu het atoorngewicht van kwikzilver ook gelijk 200 is, bestaat het kwikzilvermolecule, evenals dat van het cadmium (bladz. 320), uit slechts één atoom. Bij gewone temperatuur verandert het kwikzilver niet aan de lucht; dicht bij zijn kookpunt echter oxydeert het zich tot rood mercuri-oxyde. Zoutzuur en koud zwavelzuur werken niet in op koud kwikzilver; door heet zwavelzuur wordt het echter, onder afscheiding van zwavel-dioxyde, in mercuri-sulfaat veranderd. Door salpeterzuur, ook in verdunden toestand, wordt het gemakkelijk opgelost. Met de halogenen en met zwavel verbindt het zich reeds bij gewone temperatuur.

euro- (oxyilule-) en mercuri- (oxyde-) verbindingen. De eerste zij n, evenals de cupro-verbindingen, samengesteld volgens i

den typus HgX. Het kwikzilver schijnt hierin univalent te zijn; het is echter nog niet uitgemaakt of aan de molecule van de mercuro-verbindingen niet de verdubbelde formule HgoX» toekomt (bladz. 34/). De mercuro-verbindingen hebben in sommige opzichten overeenkomst met de zilververbindingen; zoo zijn b. v. de mercuro-halogeenverbindingen onoplosbaar in water.

In de mercuri-verbindingen, HgX₃, is het kwikzilver bivalent; deze bezitten veel overeenkomst met de verbindingen van liet zink en cadmium. Zoo vormt het mercuri-sulfaat met de sulfaten van de alkalimetalen dubbelzouten, die 6 moleculen kristalwater bevatten , en die isomorphisch zijn met de dubbelsulfaten van de metalen van de magnesiumgroep. De mercuri-verbindingen worden bijna altijd gevormd, wanneer de stof, die op het kwikzilver inwerkt, in overmaat aanwezig is; bij een overmaat van kwikzilver daarentegen ontstaan meestal mercuro-verbiudingen. De mercuri-verbindingen gaan derhalve, door kwikzilver op te nemen, in mercuro-verbindingen over; b. v.:

De mercuro-verbindingen worden door oxydatie-middelen in mercuri-verbindingen omgezet, en de laatste worden door reductiemiddelen in mercuro-verbindingen veranderd.

Mercuro-oxyde, Hg.O, k w ik zi 1 vero xyd u le, is een 3 war te stof, die door de inwerking van kalium- of natriumliydroxyde 0(1 de mercuro-zouten wordt gevormd. Door het licht wordt hst ontleed in mercuri-oxyde en kwikzilver.

Xlercuro-cliloruur, HgCl of HgoCL, k w i k z i 1 ve r-m o n o-ch lor uur, kwikzilverchloruur, ook calomel genoemd, wordt als een wit, amorph neerslag afgescheiden, wanneer bij de oplossing van mercuro-zouten zoutzuur of oplosbare metaalchloruren worden gevoegd. Gewoonlijk wordt het bereid door kwikzilver met mercuri-chloruur te sublimeeren:

of' ook door een mengsel van mercuri-sulfaat, kwikzilver en natrium-chloruur te sublimeeren:

Het wordt alsdan verkregen als een stralig gekristalliseerde massa van het soortelijk gewicht 7,2. Het mercuro-chloruur is onoplosbaar in water en verdunde zuren; door het licht wordt het laugzamer-hand onder afscheiding van kwikzilver ontleed. Bij verhitting sublimeert het, zonder vooraf te smelten. Door inwerking van sterke zuren wordt het in mercun-zouten en vrij kwik omgezet. Wordt calomel met ammonia overgoten, dan kleurt het zich zwart en er heeft de volgende inwerking plaats:

HgClo '2 Nil, = NH₄C1 NILHg₂Cl. Het mercuro-ammoniumchloruur, NH₂Hg₂Cl, wordt beschouwd als ammoniumchloruur, waarin twee atomen waterstof iloor Hg, zijn vervangen.

De darnpdichtheid van de calomeldampen bedraagt 117,75 (H = l); liun moleculairgewicht is derhalve 235,5 en komt overeen met de formule HgCl. Het is echter waarschijnlijk, dat de calomeldampen uit een mengsel van kwikzilver en mercuri-chloruur bestaan. Zulk een mengsel nu moet dezelfde darnpdichtheid bezitten als HgCl, want:

De vraag dus, of de mercuro-verbindingen één of twee atomen kwikzilver bevatten, of aan het mercuro-chloruur derhalve de formule HgCl of HgoCl» toekomt, kan door de bepaling van zijne darnpdichtheid niet worden beslist.

Tlerniro-Joiluur, Hg.T of Hg.,.!.,, kwikzil ver-tno nojoduur, kwikzi 1 verjod u u r, ontstaat door 8 deelen kwikzilver met 5 deelen jodium samen te wrijven, of door mercuro-nitraat met ka-liumjoduur neer te slaan. Het vormt een groenachtig poeder, dat onoplosbaar is in water en alcohol, en dat door het licht wordt ontleed in mercuri-joduur en kwikzilver.

^lercuro-nitraat, NOjHg of (NOa^oHg,, salpeterzuur kwikzilveroxydule, ontstaat bij de inwerking van verdund salpeterzuur op een overmaat van kwikzilver. Het kristalliseert in groote, monoklinische, tafelvormige kristallen. Het lost gemakkelijk op in water, dat zuur is gemaakt door salpeterzuur; door zuiver water echter wordt het ontleed in een zuur zout, dat oplost en in een basisch zout Ilg-..\^TQ gt; dat als een geel poeder wordt afgescheiden.

De salpeterzure oplossing van mercuro-nitraat oxydeert zich gemakkelijk in de lucht en gaat langzamerhand over in mercuri-nitraat. Wil men haar bewaren, dan belet men die oxydatie door bij de oplossing een weinig kwikzilver te voegen, daar hierdoor het gevormde mercuri-zout terstond weder in mercuro-zout wordt omgezet (bladz. 346).

OTercuro-siilfaat, SOiHg;, zwavelzuur kwikzilveroxy-dule, wordt gevormd, wanneer een overmaat van kwikzilver, waarbij zwavelzuur is gevoegd, zacht wordt verwarmd. Voegt men zwavelzuur bij de oplossing van mercuro-nitraat, dan zondert het zich af als een kristalachtig bezinksel, dat in water moeilijk oplosbaar is. Bij verhitting smelt het en distilleert bijna zonder ontleed te worden.

mrerciiro-sulfuur, Hg₂S, kwikzi 1 versulfuur, wordt door kalium-hydrosulfuur uit de verdunde oplossing van mercuro-nitraat als een zwart bezinksel neergeslagen. Reeds bij zachte verwarming wordt het ontleed in mercuri-sulfuur en kwikzilver.

Mercuri-oxytle, IlgO, ontstaat, wanneer kwikzilver langdurig op een temperatuur wordt verhit, die dicht bij het kookpunt is gelegen, en vormt alsdan een rood, kristalachtig poeder, dat het soortelijk gewicht 11,2 heeft. Wordt natrium hydroxyde gevoegd bij de oplossing van HgCL, dan wordt mercuri-oxyde als een geel, amorph bezinksel afgescheiden. Beide modificaties worden bij verhitting zwart, bij liet koud worden echter weder geelrood. Bij 400° C valt HgO uiteen in kwikzilver en zuurstof.

Het mercuri-oxyde vereenigt zich direct met ammonia tot de stof quot;2 HgO.NJI₃, die bij het verhitten krachtig ontploft.

Mercuri-cliloruur, HgCL, kwikzi 1 ver-dich 1 oruur, kwik-zil verchloriede, ook sublimaat genoemd, wordt gevormd bij het oplossen van mercuri-oxyde in zoutzuur, of van kwikzilver in koningswater. In de industrie wordt het gewonnen door een mengsel van mercuri-sulfaat en keukenzout te sublimeeren:

liet kristalliseert uit de waterige oplossing in kleine, rhombische prisma's, waarvan 1 deel bij gewone temperatuur oplosbaar is in 15 deelen, bij 100° C in 3 deelen water; in alcohol lost het nog gemakkelijker op. Zijn soortelijk gewicht bedraagt 5,4. Het smelt

bij 260 tot 270quot; C er» kookt bij omstreeks 300° C. Zijne ilamp-dichtheid is 135.5 (H = 'l) en komt overeen met de moleculair-formule HgCl₂.

Door reduceerende stoffen, zooals S0₂, SnCl, enz. wordt het mercuri-chloruur veranderd in onoplosbaar mercuro-chloruur;

terwijl een overmaat van stanno-chloruur ook het mercuro-chloruur reduceert, zoodat kwikzilver wordt afgescheiden:

liet mercuri-chloruur vormt met metaalchloruren gemakkelijk dubbelzouten, b. v. HgCL.KCl H₂0. Wordt ammonia gevoegd bij zijne oplossing, dan wordt een zwaar, wit neerslag gevormd, van de samenstelling NH₂HgCl, dat gewoonlijk wit praecipitaat wordt genoemd. Men beschouwt deze stof als een ammonium-chloruur, waarin twee atomen waterstof door één atoom van het bivalente kwikzilver zijn vervangen; zij wordt daarom ook meren r i-ammoniumchloruur genoemd. Met salmiak vormt het de

Mercuri-jodiiiir , HgJ₂, k wi k z i 1 v er-dij o d uu r, k wik zilver jodiede, ontstaat door directe vereeniging van kwikzilver met jodium. Voegt men kaliumjoduur by de oplossing van mercuri-chloruur, dan wordt mercuri-joduur, HgJ₂, afgezonderd als een geel bezinksel, dat spoedig rood wordt. In de oplossingen van HgClj en KJ is HgJ₂ gemakkelijk oplosbaar, uit alcohol kristalliseert het in levendig rood gekleurde octaëders. Wordt droog HgJ₂ op 150° C verwarmd, dan wordt het plotseling geel en sublimeert in gele, glanzende naalden van het rhombische stelsel. Worden die gele naalden met een vaste stof aangeraakt, dan worden zij onder warmteontwikkeling rood en veranderen in een aggregaat van quadratische octaëders. Het mercuri-joduur is derhalve dimorph.

TI eren rinitrimt, (NOj^Hg, salpeterzuur kwikzilver-oxyde, is slechts moeilijk in zuiveren toestand te verkrijgen, daar het zeer groote neiging bezit om basische zouten te vormen. Zijne oplossing ontstaat bij het samenbrengen van kwikzilver met een over-

maat van salpeterzuur of bij liet oplossen van mercuri-oxyde in salpeterzuur. Wordt de oplossing verdund, dan wordt het basische zout (N0₃)₂Hg.2 HgO afgezonderd. Door llt;oking met water wordt dit in zuiver kwikzilveroxyde veranderd.

Slercuri-sulfaat, SO_tHg, zwavelzuur kwikzilveroxyde, ontstaat bij verwarming van kwikzilver of mercuri-oxyde met geconcentreerd zwavelzuur. Het vormt een kristalachtige, onoplosbare, witte massa, die bij verhitting geel wordt. Wordt liet met weinig water samengebracht, dan vormt het de verbinding SOJJg H-.O; door toevoeging van meer water wordt het ontleed in zwavelzuur en het basische zout SOJIg.'i IlgO.

Met de sulfaten van de alkalimetalen vormt het mercuri-sulfaat dubbelzouten, b. v. S0₄Hg.S0_iK_!,-f-6H₂0, die isomorphisch zijn met de dubbelzouten van de metalen van de maguesiumgroep (bladz. 313).

jVIercuri-sulfiiur_t HgS, kwikziIversuIfiede, komt iu de natuur voor in straalvormig gekristalliseerde massa's of in hexagonale prisma's van roode kleur, en wordt alsdan cinnaber genoemd. Wordt kwikzilver met zwavelbloemen en water samengewreven, of wordt -een oplossing van een mercuri-zout met waterstofsulfuur neergeslagen, dan wordt het als een zwarte, amorphe massa verkregen. Wordt dit zwarte mercuri-sulfuur onder luchtafsluiting verhit, dan sublimeert het als een donkerroode massa, van stralig kristalachtigen bouw, die volkomen op het natuurlijk voorko.neiule cinnaber gelijkt. Een dergelijke verandering van de zwarte modificatie in de roode wordt ook bereikt door haar gedurende langeren tijd met een oplossing van zwavellever op 50° C te verwarmen. Het volgens deze methoden verkregen roode mercuri-sulfuur wordt als kunstmatig cinnaber of vermillioen als schildersverf gebezigd. Door kwikzilver met ammonium-polysulfuur te verwarmen wordt direct rood cinnaber verkregen. Dit cinnaber wordt echter in voch-tigen toestand door het licht zeer spoedig zwart gekleurd, voorna-rnelijk wanneer het met een oplossing van ammonia in aanraking is.

Men kent alliages van het kwikzilver met bijna alle metalen, slechts ijzer en platinum lossen niet in kwikzilver op. Deze alliages worden amalgama's genoemd. Met kalium en natrium vereenigt zich het kwik bij zachte verwarming onder vuurverschijnselen. Is in dit amalgama het gehalte van kalium of natrium grooter dan 3$, dan is het vast en kristalachtig; is het gehalte geringer, dan blijft het vloeibaar. Het tin-amalgama wordt tot verfoeliën van spiegels gebruikt.

Worden kwikzilververbindingeu met droog natriurncarbonaat gegloeid, dan ontwijkt kwikzilver, dat zich, wanneer de bewerking in een reageerbuisje wordt uitgevoerd, aan de wanden neerzet in den vorm van metaalglanzende druppels.

Wordt een stukje zuiver koper in een oplossing van een kwikzilverzout gedompeld, dan zet zich het kwikzilver daarop neder als een grijs overtreksel, dat na het wrijven glanzend wordt.

De oplossingen van mar euro-zouten kunnen van die van rnercuri-zouten worden onderscheiden door het witte bezinksel, dat de eerste wel, de laatste niet opleveren bij het toevoegen van zoutzuur of oplosbare metualchloruren.

liet thallium is in de natuur vrij verspreid, maar komt overal slechts in zeer geringe hoeveelheid voor. liet wordt voornamelijk in sommige pyrieten gevonden. Bij het roosten van deze pyrieten ter bereiding van zwavelzuur zet het zich als stof af in de kanalen of als slijk in de looden kamers (bladz. 169), en is in dit slijk in 1801 bijna gelijktijdig door Crookes en Lamy met behulp van de spectraalanalyse ontdekt.

Om het thallium uit het stof, dat zich ia de kanalen bevindt, af te zonderen, wordt dit met water of zwavelzuur uitgekookt en uit de verkregen oplossing door zoutzuur thallo-chloruur neergeslagen. Het thallo-chloruur wordt dan door zwavelzuur in thallo-sulfaat veranderd, en uit de oplossing hiervan door zink of door den gal-vanischen stroom het thallium in vrijen toestand afgescheiden.

Het metaal is zilverwit, zoo zacht als natrium, en heeft het soortelijk gewicht 11,9. Het smelt bij 285quot; C en distilleert bij witgloeihitte. Aan vochtige lucht oxydeert het zeer spoedig; het ontleedt echter het water niet bij gewone temperatuur. Het wordt derhalve het best in een gesloten vat onder water bewaard. Bij toetreding van lucht lost het langzamerhand op in water onder vorming van thallo-hydroxyde en thallo-carbonaat. Wordt het in de lucht verhit, dan verbrandt het met een fraai-groene vlam; zijn spectrum bezit een zeer intensieve, groene streep, waarvan ook de naam thallium (öxKXég, groen) is afgeleid. In zwavelzuur en salpeterzuur lost het gemakkelijk op, door zoutzuur wordt het wegens de onoplosbaarheid van het thallo-chloruur weinig aangetast.

Het thallium vormt twee reeksen van verbindingen, de thallo-(oxydule-) en de thai li- (oxyde-) verbindingen. De thallo-

verbindingen, die volgens den typus T1X zijn samengesteld, gelijken veel op de verbindingen van de alkalimetalen en ook op die van liet zilver. De overeenkomst met de eerste uit zich voornamelijk in de oplosbaarheid van het hydroxy de en het carbonaat; ook toonen deze oplossingen een alkalische reactie. Verder zijn vele thallozouten isomorphisch met de kaliumzoutea en vormen dubbelzouten, die geheel overeenkomstig zijn met die van het kalium. Door de onoplosbaarheid van het thallo-sulfuur en de thallo-halogeenverbin-dingen sluit zich het imivalente thallium aan bij het zilver en lood.

In de thalli-verbindingen, die volgens den typus TIX₃ zijn geconstitueerd, is het thallium, evenals het aluminium, trivalent, bezit echter anders nauwelijks eenige overeenkomst met het aluminium.

Tliallo-oxyde, TLO, thal 1 ium-oxydu 1 e, wordt gevormd bij de oxydatie van thallium in de lucht en bij het verhitten van het thallo-hydroxyde op 100quot; C. Het is een zwart poeder, dat zich in water onder vorming van thallo-hydroxyde oplost.

Tltallo-Iiydroxyde, Tl(OH), kan ook verkregen worden, door thallo-sulfaat met de equivalente hoeveelheid bariumhydroxyJe te ontleden. Uit water kristalliseert het in gele prisma's van de samenstelling TIOH -t- ILO. Zijne oplossingen in water en alcohol reageeren sterk alkalisch.

TUallo-cltloruur, T1CI, th al 1 i u m-m onoch 1 o ruu r, thal-liumchloruur wordt uit de geconcentreerde oplossingen van tliallo-zouten neergeslagen als een wit, kaasachtig bezinksel, dat zeer moeilijk oplosbaar is iu water. Met platinum-tetrachlorunr vormt het, evenals het kaliumchloruur, een dubbelzout van de samenstelling PtCI₄, 'JïlCl, dat in water onoplosbaar is.

Thallo-sulfaat, SO_tTl._:, kristalliseert in rhombische prisma's, die isomorphisch zijn met kaliumsulfaat. Één deel lost bij gewone temperatuur op in 20 deelen water. Met de sulfaten van de metalen van de magnesiumgroep, met het ferro- en cuprisulfaat enz. (bladz. 313) vormt het dubbelzouten, b. v. SOjMg-SOjTL G HoO, die volkomen analogisch met de dubbelzouten van het kalium- en am-moniumsulfaat geconstitueerd en daarmede isomorphisch zijn. Verder vormt het met het sulfaat van het aluminium, met de chroom-, ferri-

enz. sulfaten, thalliumal uinen, b. v. (SO^oAlTI -12 H»0, die volkomen analogisch zijn met de kaliumaluinen, b. v. (SO^A-IK 12 IJiO.

Vhallo-carbonaat, C03T!;!, lost bij gewone temperatuur in 20 deelen water op en toont alkalische reactie.

TUallo-sulfuur» TLS, wordt uit de oplossingen van de thallo-zouten door waterstofsulfuur als een zwart, in water onoplosbaar neerslag afgezonderd.

Vltalll-cliloruur « TIC^ , tha 11 ium-trich 1 oruur, thallium chlori ede, wordt verkregen door de inwerking van chloor op thallo-chloruur. Het is oplosbaar in water, en wordt bij '100^u C ontleed in T1C1 en Cl».

Tlialli-liydroxyde, TIO.OH , wordt uit de oplossing van thalli-chloruur door de alkaliën neergeslagen als een bruin poeder, dat bij 100° C wordt ontleed inwateren in zwart thalli-oxyde, ïleOj, thallium-trioxyde. Dit wordt bij verdere verhitting ontleed in thallo-oxyde en zuurstof. Beide oxyden lossen op in zoutzuur, salpeterzuur en zwavelzuur en leveren dan de zouten TICIj, (NÓj)jTl, (S0₄)₃TI₂ op.

De thalliumverbindingen zijn vergiftig. Zij worden gebruikt ter bereiding van het thalliumglas, dat een nog sterker lichtbrekend vermogen bezit dan loodglas.

Het lood komt in de natuur hoofdzakelijk voor als loodglans, PbS; verder noemen wij nog op het witlooderts, COjPb, het roodlooderts, Ci0₄Pb, en het geellooderts, iM0₄Pb.

Metallurgie van liet lood. Tot bereiding van het lood dient bijna uitsluitend het loodglans; komt dit in vrij zuiveren toestand voor, en bevat het hiermede gemengde ganggesteente niet te veel kwarts, of is dit daarvan gemakkelijk te scheiden, dan wordt liet eerst aan de lucht geroost, en vervolgens onder afsluiting van do lucht sterk gegloeid. Bij het roosten wordt een gedeelte van het loodsulfunr tot loodoxyde en loodsulfaat geoxydeerd:

Bij het gloeien onder afsluiting van lucht werken deze stoffen op het niet ontlede loodsuliuur:

Is het loodglans gemengd met zwavelkies, arseniekkies en koper-kies, en vooral met veel kwarts, dan kan deze methode niet met voordeel worden toegepast, daar hierdoor te veel lood in dc slakken zou overgaan. Men smelt dan de ertsen met ijzer te zaraen, waardoor ijzersulfuur wordt gevormd en lood wordt afgescheiden;

Het metaal heeft ceu blauwachtig witte kleur, is zeer zacht eu vrij rekbaar. Het heeft sterken glans, wordt echter in de lucht (loer oxydatie spoedig dof. Ziju soortelijk gewicht bedraagt 11,37. I let smelt bij 325° C en vervluchtigt zich een weinig in de witgloeihitte. Wordt het aan de lucht verhit, dan verbrandt het tot loodoxyde.

Is lood in aanraking met zuiver water en lucht, dan oxydeert het zich tot loodhydroxyde Pb(OH)₂, dat in geringe hoeveelheid dooi- het water wordt opgenomen. Bevat echter het water sulfaten, al is het ook in geringe hoeveelheid, zooals het meeste putwater, dan wordt geen lood opgelost, daar het zich met een onoplosbare laag van loodsulfaat bedekt. Ook bij aanwezigheid van weinig koolzuur in het water wordt geen lood opgelost, tengevolge van de vorming van onoplosbaar loodcarbonaat; is echter het koolzuur-gehalte groot, dan lost het gevormde loodcarbonaat in het koolzuurhoudend water op. Dit is voornamelijk belangrijk omdat tot waterleidingen dikwijls loodeu buizen worden gebruikt en de loodverbindingen vergiftig zijn. Ook bij de bereiding van spuitwater worden dikwijls looden buizen gebezigd, waardoor het verkregen product hoogst nadeelig wordt voor de gezondheid der gebruikers.

Zwavelzuur en zoutzuur werken slechts weinig in op het lood, wegens de onoplosbaarheid van de sulfaten en chloruren; in salpeterzuur echter lost het gemakkelijk op tot loodnitraat. Zink, tin en ijzer slaan uit de oplossingen van de loodzouten metallisch lood neer; wordt een stuk zink in een verdunde oplossing van lood-acetaat gedompeld, dan blijft het afgezonderde lood daaraan hangen als eeu vertakte massa, die uit glanzende kristalblaadjes bestaat (I o o (1 b o o m).

Hei lood behoort tot de groep van het silicium en tin, ofschoon wegens zijn hoog atoomgewicht de kenmerkende eigenschappen van die groep minder duidelijk bij dit element te voorschijn komen. Evenals liet tin vormt het twee reeksen van verbindingen PbX₂ en

PbX₄. Terwijl echter bij liet tin de verbindingen SnX₄ bestendiger zijn dan die naar den typus SnX₂, vormt het lood bij voorkeur de verbindingen PbX₂, waarin het als bivalent metaal optreedt. De quadrivalentie van het lood uit zich voornamelijk in eenige organische verbindingen, zooals P^CH,)^ Pb(C_sH₅)₄, Pb(C_;.H₅)₃OH, die in de organische scheikunde worden behandeld, en ook in hat lood-dioxyde Pb0₂. Dit dioxyde vormt echter met zuren geene zouten, waarin liet lood quadrivalent optreedt, maar geeft bij de inwerking van zuren zuurstof af, onder vorming; van zouten van het bivalente lood; wordt het met zoutzuur verwarmd, dan ontwikkelt het chloor. In deze opzichten bezit het dus de eigenschappen van een peroxyde (bladz. 248) en wordt daarom ook wel loodperoxyde genoemd. Een meer nauwkeurige beschouwing toont echter dat het lood-dioxyde in zijne eigenschappen analogisch is met de tlioxyden van het silicium en het tin. Wij hebben gezien (bladz. 215 en 218) dat deze dioxyden de anhydriden zijn van kiezelzuur en tinzuur. Vergelijken wij nu SiO_;, Sn0₂ en PbO», dan nemen wij een trapsgewijze verandering van hunne eigenschappen waar. Het tin-dioxyde is minder bestendig en bezit een minder sterk uilkomend zuur karakter dan het silicium-dioxyde. De bestendigheid en aciditeit van het lood-dioxyde nu is nog geringer; liet is echter in staat met de alkaliën zouten te vormen, b. v. PbOjlL, die veel overeenkomst hebben met de stanuaten. Het lood-dioxyde moet derhalve ook als het anhydride van een loodzuur PbOjHo worden beschouwd.

De gewone, volgens den typus PX» samengestelde, verbindingen hebben ook eenige, al is het ook zwakke, overeenkomst met de stanno-verbindingen. Vele loodzouten zijn isomorphisch met de bariumzouten; de sulfaten van beide metalen zijn onoplosbaar.

Kioodoxyde, PbO, wordt gevormd bij het verhitten van lood in de lucht. Het smelt alsdan en vormt bij bekoeling een roodachtig gele massa, die in rhombische kristalschubjes uiteenvalt, en die loodg lid wordt genoemd. Wordt het lood voorzichtig geroost, of wordt loodhydroxyde of loodnitraat verhit, dan verkrijgt men het als een geel poeder, dat den naam van massicot draagt.

Het loodoxyde heeft een sterk basisch karakter; liet absorbeert koolstof-dioxyde uit de lucht, en deelt aan het water, waarin het zich in geringe hoeveelheid als loodhydroxyde oplost, een alkalische reactie mede. Evenals andere sterke bases verzeept hot de vetten.

In heete kaliloog is liet oplosbaar en kristalliseert hieruit bij bekoeling in rhombische prisma's.

lioodliydroxyde« Pb(OH)₂, wordt door de alkaliën uit de oplossingen van de loodzouten als een wit, volumineus bezinksel afgezonderd. Het absorbeert koolstof-dioxyde uit de lucht onder vorming van loodcarbonaat. Bij verhitting wordt het in loodoxyde en water ontleed.

menie, PI)₃O_t, wordt bereid door amorph loodoxyde of metallisch lood gedurende vrij langen tijd aan de lucht op een temperatuur van 300—400° C te verhitten. Het loodoxyde neemt dan zuurstof op en verandert in een rood poeder, de menie van den handel, die als verfstof wordt gebruikt. Hare samenstelling komt meestal overeen met de formule PbjO,, en men beschouwt haar als een verbinding van lood-dioxyde met loodoxyde:

EiooA-Aioxyde, Pb0₂. Wordt menie met verdund salpeterzuur behandeld, dan gaat loodnitraat, (NC^oPb, in oplossing, terwijl een donkerbruin poeder, het lood-dioxyde, achterblijft. Zooals reeds is vermeld, ontwikkelt dit, wanneer het met zoutzuur wordt verwarmd, chloor, onder gelijktijdige vorming van loodchloruur;

Wordt droog zwavel-dioxyde geleid over PbO.,, dan vereenigt het zich hiermede onder sterke warmteontwikkeling tot PbSO»:

Zooals wij reeds hebben gezien, bezit het lood-dioxyde, evenals tin-dioxyde, het karakter van het anhydride van een zuur. Verwarmt men liet namelijk met geconcentreerde kaliloog, dan wordt het opgelost en bij het bekoelen worden groote kristallen afgezonderd van kaliumplum baat, loodzuur kalium van de samenstelling PbOjKo-f-3 HoO, die veel overeenkomst hebben met het kalium-stannaat SnC^K,, 3 HjO (bladz. 218). Wordt bij de oplossing Van dit zout een oplossing gevoegd van loodoxyde in kaliloog, dan wordt een geel bezinksel afgescheiden van de samenstelling Pb..Oj -f-ILO. Dit verliest bij zachte verwarming water en verandert in roode menie. Men moet derhalve de menie beschouwen als het loodzout van een normaal loodzuur Pb(OH)_t, dat overeenkomt

Een andere zuurstofverbinding van hot lood, Pb,0₃, die als een roodbruin poeder wordt neergeslagen, wanneer natriurn-hypochloriet wordt gevoegd bij de oplossing van loodoxyde in kaliloog, is waarschijnlijk te beschouwen als een loodzout van het meta-loodzuur,

PbOjFU: PbnOj = PbOjPb. Door salpeterzuur wordt zij ontleed in loodnitraat en lood-dioxyde. In zoutzuur lost zij op, zonder dat chloor wordt ontwikkeld; bij liet verwarmen van de oplossing komt echter chloor vrij.

lioodcltloruur, PbCl-, loodchloriede, wordt als een wit bezinksel neergeslagen, wanneer zoutzuur wordt gevoegd bij de oplossing van een loodzout. In koud water is het bijna onoplosbaar; uit heet water, waarvan liet tot oplossing 30 déelen noodig heeft, kristalliseert het in witte, glanzende naalden. In do roodgloeihitte smelt het tot een hoornachtige massa.

lioodjoiluur, Pb.Io, 1 oodjodiecle, wordt door kaliumjoduur neergeslagen als een geel bezinksel, dat zeer moeilijk oplosbaar is in koud water; uit de heete oplossing kristalliseert het in gele, glanzende, hexagonale kristalblaadjes.

lioodnitrant, (NO^-Pb, salpeterzuur lood, kan bereid worden door lood op te lossen in verdund salpeterzuur. Het kristalliseert in octaëders van het regelmatige stelsel en is isomorphisch met bariumnitraat. Één deel lost op in 8 deelen water van gewone temperatuur. Bij roodgloeihitte smelt het onder ontleding in PbO, N0₂ eu zuurstof (bladz. 187).

Eiooilüuiraat, S0₄Pb, zwavelzuur lood, komt in rhom-bische kristallen voor als delfstof, die den naam draagt van lood-vi tri ooi. liet is isomorphisch met het bariumsulfaat. Door zwavelzuur wordt het uit de oplossingen van loodzouten neergeslagen als een wit, kristalachtig poeder. In water lost het zeer moeilijk op een weinig meer is het oplosbaar in geconcentreerd zwavelzuur. Wordt het met kool gegloeid, dan wordt het gereduceerd volgens de vergelijking:

Eiooilcarbonaat, C0₃PI), komt in de natuur voor als wit-looderts. Als een wit poeder wordt het neergeslagen, wanneer ammoniumcarbonaat wordt gevoegd bij de oplossing van een loodzout. Door kalium- of natriumcarbonaat bij een loodzout te voegen, ver-krijgt men basische carbonaten, waarvan de samenstelling veranderlijk is en afhangt van de temperatuur en de concentratie van de oplossing. Een dergelijk basisch zout, waaraan meestal de samenstelling 2 C0₃Pb. Pb(OH)₂ en de constitutieformule :

toekomt, wordt in de industrie bereid door inwerking van koolstof-dioxyde op azijnzuur lood; in den handel wordt het loodwit genoemd.

Voor (lozd bereiding gebruikt men verschillende methoden. Volgens de hol land se he methode plaatst men opgerolde looden platen in aarden potten, giet hierin azijnzuur, bedekt eiken pot onvolkomen met een looden deksel en plaatst ze in reeksen tusschen lagen van paardenmest. Door de warmte, die de rottende mest ontwikkelt, verdampt het azijnzuur en werkt tegelijk met de zuurstof der lucht in op het lood, waardoor basisch azijnzuur lood wordt gevormd, terwijl het uit den mest vrijkomende kooistof-dioxyde dit zout in basisch loodcarbonaat verandert, en tevens neutraal loodacetaat ontstaat:

De looden platen worden zoodoende met een korst van loodwit bedekt, dat daarvan wordt afgekrabd en, na gemalen en gedroogd te zijn, in den handel gebracht.

Volgens de duitsche methode leidt men dampen van kokenden azijn en koolstof-dioxyde, door verbranding van kool ontwikkeld, in kamers, waarin men looden platen heeft opgehangen.

^ I»ij beide methoden gaat veel azijnzuur door verdamping verloren: zij leveren echter een loodwit op, dat zeer goed dekt.

\olgens de fransche methode kookt men een overmaat van massicot ofloodglid met azijnzuur, zoodat basisch loodacetaat wordt gevormd. In de verkregen oplossing wordt koolstof-dioxyde quot;eleid dat door verbranding van kool of uit kalksteen wordt ontwikkeld! Hierdoor wordt, evenals boven, basisch loodcarbonaat gevormd, bc-nevens neutraal loodacetaat, dat door koking met nieuwe hoeveel-

heden lood^lit weder in basiscli acetaat kan worden omgezet en zoodoende kan dienen tot nieuwe bereiding van loodwit. Bij deze methode heeft zeer weinig verlies van azijnzuur plaats; maar het loodwit, op deze wijze verkregen, bezit niet hot dekkend vermogen van het hollandsche en duitsche loodwit.

Het loodwit dient ter bereiding van witte olieverf. Daar het echter vergiftig is en in zwavelwaterstofhoudende lucht door vorming van loodsulfuur zwart wordt, gebruikt men in zijn plaats tegenwoordig dikwijls permanentwit en zinkwit.

lioodaulfaur, PbS, loods ulfiede, zwavel lood, komt als loodglans in metaalglanzende teerlingen of octaëders voor. Als amorph zwart poeder wordt het viit de loodzouten door waterstof-sulfuur neergeslagen, liet is onoplosbaar in verduude zuren.

Een alliage van gelijke deelen lood en tin smelt bij 180quot; C, zij wordt snelso 1 deer genoemd en tot soldeeren gebruikt. Een andere alliage, liet thee lood, die gebruikt wordt tot vervaardiging van de dunne bladen, waarmede de theekisten inwendig bekleed zijn, bestaat uit 126 deelen lood, 17,5 deelen tin en 4,'26 doelen koper. De letterspecie, die tot vervaardiging van de drukletters dient, is een legeering van 4 tot 5 deelen lood met 1 deel antimonium.

De oplosbare loodzouten bezitten een zoetachtigen en tegelijk samentrekkenden smaak en zijn in hooge mate vergiftig.

Waterstofsuifuur brengt ook in zeer verdunde oplossingen van loodzouten een zwart bezinksel voort van loodsulfuur.

Zoutzuur slaat uit koude en niet te verdunde oplossingen van loodzouten een wit poeder neer van loodchloruur, dat oplosbaar is in heet water.

Zwavelzuur vormt een wit neerslag van loodsulfaat, dat onoplosbaar is in alle zuren, met uitzondering van geconcentreerd zwavelzuur.

Het bismuth komt in de natuur voornamelijk voor in gedegen toestand, gemengd met kobaltertsen, verder als bismuth oker, (in hoofdzaak bismuthoxyde, BiA) en bismuth glans, Bi^.

Metallurgie. De ertsen worden geroost, en dan in kroezen onder toevoeging van kool, ijzer en slakken gesmolten. Het gereduceerde metaal wordt dan onder de slak gevonden en wel bedekt door een laag van kobaltspijs (arseenkobalt met arseennikkel en arseen-'jzei), dat het eerst stolt. liet hieronder gelegen gesmolten bismuth wordt dan afgelaten en door omsmelting gezuiverd.

Het metaal. Bismuth is een roodachtig wit metaal met liet sooi telijk gewicht 9,8. Het is zeer bros en kan gemakkelijk tot poeder worden gebracht. Het kristalliseert in rhomboëders, die veel op teerlingen gelijken. Het smelt bij 264quot; C en distilleert bij witgloeihitte. Bij gewone temperatuur verandert het niet in de lucht, wordt het verhit, dan verbrandt liet tot bismuth-triosyde. Ju zoutzuur lost het bismuth niet op, door kokend zwavelzuur wordt het onder ontwikkeling van zwavel-dioxyde tot bismuthsulfaar, opgelost. Door salpeterzuur wordt het reeds bij gewone temperatuur in nitraat veranderd.

Het bismuth vormt met het antimonium, arsenicum, den phosphorus en de stikstof een natuurlijke groep en levert, evenals deze elementen, verbindingen op van den typus BiX₃ en BiX₃. Wij hebben \eidei gezien (bladz. 118 en 205) dat het metalloïde karakter van de elementen van deze groep met het stijgen van het atoomgewicht meer en meer verdwijnt, en dat de oxyden de eigenschappen van het anhydride van een zuur in des te minderen graad bezitten, naarmate de elementen een hooger atoomgewicht hebben, en dat zij bij de elementen met de hoogste atoomgewichten de eigenschappen van basische oxyden aannemen. Het antimoon-trioxyde Sb.Oa bezit basische eigenschappen, terwijl het antimoon-pentoxyde, SbjOj, nog het anhydriede van een zuur is. Het bismuth nu is een volkomen metaal, want met waterstof vormt het geen verbindingen; het bismuth-trioxyde, BuOa, is een basis en ook het bismuth-pentoxyde, BioOj, bezit een zeer zwak zuur karakter; het vormt met de alkaliën slechts zeer onbepaalde verbindingen en bezit over liet algemeen meer de eigenschappen van een metaal-peroxyde. Het komt in dit opzicht het meest overeen met het lood-dioxvde.

Bismntii-frioxycle« Bi.₂0₃, bismuthox y de, dat door verbranding van bismuth of door verhitting van liet nitraat wordt verkregen, is een geel poeder, dat onoplosbaar is in water en in de alkaliën.

Het normale bismuth-hydroxyde, BKOH),, is in vrijen toestand niet bekend. Wordt kaliloog gevoegd by de oplossing van een bismuthzout, dan wordt het meta-hydroxyde als een amorph, wit bezinksel afgescheiden.

Bismutlizitur, BiC^H ofBijOjllj, wordt als een rood bezinksel neergeslagen, wanneer chloor wordt geleid door een geconcentreerde oplossing van kaliumhydroxyde, waarin bismuth-trioxyde drijft. liet bismuthzuur wordt door zachte verwarming ontleed in water en

Bismuth-pentoxyile, BioO.,, bismuth z u u r - a n'h y drie d e. Deze verbinding wordt door gloeiing ontleed in bismuth-trioxyde en zuurstof; door zoutzuur wordt zij ouder ontwikkeling van chloor opgelost tot bismuth-trichloruur:

Bismutlt-tricliloruiir, BiCl₃, b i s m u t h ch 1 or uur, ontstaat bij de inwerking van chloor op verwarmd bismuth en bij het oplossen van bismuth in koningswater. Het vormt een witte, zachte massa, die gemakkelijk smelt en sublimeert en aan de lucht vervloeit. Zijne oplossing in zoutzuur wordt door water troebel gemaakt, waarbij een wit, kristalachtig bezinksel van bi smut h-oxychloruur, BiOCl, wordt afgescheiden:

üe gemakkelijke ontleedbaarheid van het bismuth-trichloruur dooiwater is een eigenschap, waarin het bismuth overeenkomt met de metalloïde elementen van zijne groep.

Bistmuth-tribroniuur , BiBr₃ en bistmutli-trijoiluur , BiJ₃ , hebben veel overeenkomst met liet bismuth-trichloruur. Alle drie verbindingen vereenigen zich met vele metaalchloruren tot dubbel-verbindingen.

Bisinutli-nitraat, (N0₃)₃Bi, wordt bereid door bismuth op te lossen in salpeterzuur, liet kristalliseert in groote, doorzichtige, tafelvormige kristallen, van de samenstelling (NGj^Bi -f-5 HjO.

In weinig water is liet zonder verandering oplosbaar; door veel water wordt zijne oplossing troebel tengevolge van de afscheiding van een wit kaasachtig bezinksel, dat uit de basische zouten

Hismutlisuiraat, (S0₄),Bi₂, wordt in fijne, naaldvormige kristallen verkregen, wanneer bismuth in zwavelzuur wordt opgelost.

Bismiith-frisnlfiiiir , BuS₃, zwavelbis mutii, dat in de natuur als bistnuthglans voorkomt, wordt uit de oplossingen van de bismuthzouten door waterstofsulfuur neergeslagen als een zwart bezinksel. Het levert in afwijking van het antimoon- en arseeu-sulfuur (bladz. 201) geen sulfozouten op.

lie legeeriu^en van liet bisinutlt zijn gekenmerkt door hun laag dueltpunt. De legeering van 8 deelen bismuth, 5 deelen lood en 3 deelen tin wordt Newton's metaal genoemd en smelt bij 9-i,5⁰ C. Rose's metaal bestaat uit '2 deelen bismuth, 1 deel lood en 1 deel tin en smelt bij 91,6° C. Bevatten die legeeringen ook cadmium, dau ligt hun smeltpunt nog lager; Wood's metaal b. v. bestaat uit 15 deelen bismuth, 8 deelen lood, 4 deelen tin en 3 deelen cadmium en smelt reeds bij 08° C. Zij worden gebruikt tot het vervaardigen van clichés van houtsneden, stereotvpplaten enz., daar zij bij bet stollen zicb sterk uitzetten en zoodoende ook in de fijnste verdiepingen van den vorm dringen.

Herkenningrsmiililelen vhii Ket Itismutli. Alle bismuthzouten worden door water ontleed.

Waterstofsulfuur brengt in de oplossingen van bismuthzouten een zwart bezinksel voort van bismuthsulfuur, dat niet oplosbaar is in ammoniumsulfuur.

Gewoonlijk worden cle metalen aluminium, chromium, mangaan, ijzer, kobalt en nikkel vereenigd tot één groep, die ijzer groep wordt genoemd. In der daad bezitten deze elementen veel overeenkomst met elkander. Alle vormen zij verbindingen met zuurstof, die volgens den typus M,0₃ zijn geconstitueerd en sesqui-oxyden worden genoemd:

De eerste vier oxyden leveren met zuren zouten op, die analogisch geconstitueerd en met elkander isomorphiscli zijn; Co,03 en Ni₂0₃ zijn daarentegen zeer onbestendig en gelijken meer op peroxyden. De hydroxyden, die bij de eerste vier oxyden behooren en volgens de formule M₂(Oin₆ zijn samengesteld, zijn slechts zwakke bases, die niet in staat zijn met zwakke zuren, zooals koolzuur en zwa-veligzuur, zouten te vormen. Bijzonder kenmerkend zijn hunne sulfaten, die met de sulfaten van de alkalimetalen dubbelzputen vormen, welke 24 moleculen kristalwater bevatten, in regelmatige octaëders kristalliseeren en aluinen worden genoemd, b. v.

hebben veel overeenkomst met elkander. Uit hunne dampdichtheid volgt dat hunne samenstelling door tie bovengegeven formules en niet door de eenvoudigere AlClj. FeCl₃ en CrCI₃ moet worden uitgedrukt.

Hieruit volpt dat deze metalen in de verbindingen MoX₆ quadrivalent optreden, dat namelijk twee atomen van hen door twee verwantschapseenheden aan elkander verbonden zijn, en zoodoende een sexi va lente groep vormen :

Deze sesqui-verbindingen zijn derhalve analogisch geconstitueerd met de koolstofverbindingen;

Behalve deze sesqui-verbindingen kan het ijzer nog verbindingen vormen van den typus FeX₂, waarin het als bivalent element optreedt. Ook het mangaan, chromium, kobalt en nikkel vormen op gelijke wijze geconstitueerde verbindingen, die veel overeenkomst met elkander toonen en meestal isomorphisch zijn niet alleen onder elkander maar ook met de metalen van de magnesiumgroep. Hunne sulfaten b. v. bevatten 7 moleculen kristalwater en vormen met kaliumsulfaat dubbelzouten, met 6 moleculen kristalwater (bladz. 313) b. v. S0₄Fe.S0₄K„ (5ILO.

Eindelijk vormen het ijzer, het chromium en het mangaan nog hoogere zuurstofverbindingen van een zuur karakter:

Wegens al deze feiten heeft men bovengenoemde metalen tot één groep vereenigd. Bij meer nauwkeurige beschouwing echter, en wanneer men let op de plaats, die deze elementen innemen, wanneer zij volgens de grootte van de atoomgewichten zijn gerangschikt, blijkt die overeenkomst van minder groote beteekenis te zijn. Herhaaldelijk hebben wij namelijk .reeds gezien, dat dikwijls de overeenkomst van de verbindingen der metalen minder wordt veroorzaakt door het karakter van de metalen zelf dan door de vormen of den typus, volgens welken zij zijn samengesteld (bladz. 324). De overeenkomst van enkele verbindingsvormen mag derhalve niet er toe leiden, de wezenlijke verschillen over het hoofd te zien, die de enkele metalen in hun scheikundig karakter aanbieden. Die overeenkomst van bovengenoemde metalen herinnert veel aan de overeenkomst, die tie elementen bezitten, welke in de lOquot;¹⁰ horizontaalreeks van de tabel op bladz. '226 zijn geplaatst (bladz. 3i0).

Het aluminium vooral onderscheidt zich van de overige daarbij genoemde metalen in menig opzicht. Zoo is het niet in staat ver-

bindingen van den typus A1X„ en AIX, te vormen. Volgens ('e grootte van zijn atoomgewicht behoort het tot de derde groep. waarin het borium het eerste element is. De elementen van deze groep (ook het indium en thallium behooren er toe) zijn trivalent. De trivalentie van het aluminium wordt echter twijfelachtig door de omstandigheid, dat de moleculen van zijne halogeenverbindingen, waarvoor de dampdichtheden zijn bepaald, niet worden uitgedrukt door de formulen A1CI₃, AlBi^, maar door de verdubbelde formulen AloCl,, AI₂Br₆. Anderdeels is echter bekend, dat de organische verbindingen van het aluminium volgens de formulen A1(CH₃)₃ en A1(C₂H₅)3 zijn samengesteld, waaruit ontwijfelbaar de trivalentie van hot aluminium volgt; daar de verbindingen van de elementen met koolwaterstofradicalen, evenals die met de waterstof, het zekerst tot afleiding van de valentie kunnen dienen (bladz. 229). Het bestaan van de moleculen AI₂C1₆. Al₂Br₆ moet derhalve anders verklaard worden; hoogstwaarschijnlijk heeft iets dergelijks plaats, als wij bij het arseen-trioxyde hebben opgemerkt, dat namelijk, evenals de gasmoleculen As^ door polymerisatie van twee moleculen As,,0₃zijn ontstaan, ook hier de moleculen A1X'I_G en Al.,Br₆ door veree-niging van twee moleculen A IC ij en AlBr, zijn gevormd.

De verhouding, waarin het aluminium tot het borium staat, heeft overeenkomst met die van het silicium tot de koolstof. Het borium-hydroxyde B(OH)_:) is slechts een zeer zwak zuur; ook het alumium-hydroxyde AHOHjj bezit een eenigszins zuur karakter, ofschoon in zeer zwakke mate, daar het in staat is met tie alkalimetalen zouten te vormen. Het basisch karakter van het aluminiumhydroxyde is echter sterker dan het zure. De overeenkomst van aluminium met borium blijkt verder ook hieruit, dat hunne chloruren in staat zijn zich met PCI5 en POCl_;j tot scheikundige verbindingen te vereenigen, b. v. BCI3.POCI3 en AICI3.POCI3.

Ook het indium behoort wegens de overeenkomst, die het in vele verbindingen met het aluminium bezit, tot dezelfde groep.

Het aluminium behoort tot die elementen, welke het meest verspreid op aarde voorkomen. Als oxyde vormt het in gekristalliseerden toestand het robijn, saffier en korund; in minder zuiveren toestand het amaril; als aluminiumhydroxyde gemengd met ijzer-oxyde komt het als bauxiet voor. Gewoonlijk vindt men het als

aluminiumsilicaat in den vorm van klei, leem en kaolin; in dien vorm maakt liet, verbonden met andere silicaten, als veld-spaath en glimmer een bestanddeel uit van de meeste kristalachtige gesteenten. Zijne verbinding met lluorium en natrium komt als kryolith voor in Groenland. .

Het metaal. Reeds in het jaar 1827 is door Wöhler het aluminium in metallischen toestand verkregen, maar eerst sedert 1855 maakt men het in grootere hoeveelheden in scheikundige fabrieken. Als grondstof dient tegenwoordig meestal het bauxiet, dat gewoonlijk 50£ A1„0₃, '25 Fe₂0₃, verder kiezelzuur en water bevat. Men maakt liet tot poeder, mengt liet met soda en verhit het in een vlamoven, waardoor natriumaluminaat Al(ONa), wordt gevormd. De gesmolten massa wordt uit den oven gehaald en in water gebracht, waarin Al(ONa)3 oplost. Die oplossing wordt door koolstof-dioxyde ontleed eu een bezinksel van zuiver aluminium-hydroxvde verkregen:

Door filtreeren wordt het Al(OH)3 van de oplossing van natrium-carbonaat gescheiden, daarna gedroogd, met keukenzout en kool gemengd, eu in retorten van vuurvaste klei, waarin chloor wordt geleid, aan sterke gloeihitte blootgesteld. Er wordt alsdan een dubbelzout gevormd van aluminiumchloruur met natriumchloruur:

Dit dubbelzout wordt gemengd met natrium en kryolith, dat als vloeimiddel wordt toegevoegd, en dan in een vlamoven verhit, waardoor aluminium wordt gereduceerd, dat zich op den bodem van den vlamoven verzamelt:

Het is een zilverwit metaal met sterken glans, dat zeer rekbaar is, zich tot een dunnen draad laat trekken en tot fijne blaadjes slaan, liet smelt bij omstreeks 700° C. Na stolling bedraagt zijn soortelijk gewicht 2,56, in gehamerden toestand is dit 2,G7. Het behoort derhalve tot de lichte metalen en bezit ook al de eigenschappen, die aan deze, in tegenstelling van de zware metalen, toekomen (bladz. 310). In dampvormigen toestand is het niet verkregen. Bij gewone temperatuur en ook bij het verhitten verandert het slechts weinig aan de lucht; verhit men echter dunne blaadjes aluminium in een zuurstofstroom, dan verbranden zij met een helder licht. Door salpeterzuur wordt het niet veranderd, zwavelzuur lost het slechts bij het koken op, terwijl zoutzuur het reeds bij gewone

temperatuur in chloruur verandert. Ook in kalium- en natrium-liydroxyde lost het gemakkelijk op onder afscheiding van waterstof en onder vorming van aluminaten;

Wegens zyne bestendigheid in de lucht en zijn gering soortelijk gewicht wordt het metaal voornamelijk voor physische instrumenten, voor de vervaardiging van balken van scheikundige balansen, voor fijne gewichten enz. gebruikt.

Het aluminium vormt uitsluitend verbindingen, die volgens den typus A1X_S en A1_;X₆ zijn samengesteld (bladz. 365). Zijne zouten hebben, wanneer zij in water oplosbaar zijn, een zure reactie en een zoetachtigen en tegelijk samentrekkenden smaak.

Aluminiumoxyde« AI5O3, aluinaarde, komt gekristalliseerd in hexagonale prisma's in de natuur voor en wordt dan saffier, robijn en korund genoemd. Het onzuivere, ijzer-oxyde bevattende korund heet amaril en dient tot het slijpen van glas. Het soortelijk gewicht van deze delfstoffen bedraagt 3,9; hunne hardheid is slechts weinig geringer dan die van het diamant. Kunstmatig wordt aluminiumoxyde verkregen door gloeiing van het alumi-niumhydroxyde, en wel in den vorm van een wit poeder, dat in de knalgasvlam tot een doorzichtig glas kan gesmolten worden. Wordt een mengsel van aluminiumfluoruur en boor-trioxyde gesmolten, dan vervluchtigt zich boorduoruur en gekristalliseerd aluminiumoxyde blijft achter;

Tiet gekristalliseerde en sterk gegloeide aluminiumoxyde is bijna onoplosbaar in zuren; wordt het echter met de hydroxyden van de alkalimetalen of met primair kaliumsulfaat samengesmolten, dau wordt het in oplosbare aluminaten veranderd.

AluminiitiuUydroxycle. Het normale hydroxyde Al(OH), komt in de natuur voor als hydrargillit. Het hydroxyde AIO(OH) vormt het diaspor. Het voornamelijk in Frankrijk en in den Caucasus voorkomende bauxiet bestaat uit een mengsel van het hydroxyde A1-.0(0H)₄ met ferri-oxyde. Kunstmatig verkrijgt men het normale hydroxyde als een witte, geleiachtige massa, wanneer bij de oplossing van een aluminiumzout ammonia of alkali-carbonaten worden gevoegd, in verschen toestand lost het bezinksel

op in zuren en in kalium- of natriumhydroxyde; door lang bewaren onder water of door drogen wordt het onoplosbaar in zuren, zonder een verandering in zijne samenstelling te ondergaan. Wordt het voorzichtig verwarmd, dan gaat hot eerst over in AIO(OH), dat door verdere verhitting in A1₂0₃ en water wordt omgezet.

Het neergeslagen aluminiumhydroxyde is in verschen toestand oplosbaar in een oplossing van aluminiumchloruur of alummium-acetaat. ^Vordt deze oplossing aan de dialyse onderworpen (bladz. 215), dan diffundeert het aluminiumzout als kristalloïd, terwijl in den dialysator een waterige oplossing van het aluminiumhydroxyde achterblijft. Deze oplossing bezit een zwak alkalische reactie en wordt door geringe hoeveelheden van zuren, alkaliën en vele zouten tot stollen gebracht, daar namelijk hierdoor de oplosbare modificatie in de onoplosbare, geleiachtige wordt omgezet.

Het geleiachtige aluminiumhydroxyde bezit de eigenschap vele kleurstolfon uit hunne oplossingen neer te slaan, en daarmede onoplosbare stoffen te vormen, die na het drogen lak worden genoemd. Hierop berust ook het gebruik, dat men van het aluminiumhydroxyde maakt in de ververij, waar het als bijtmiddel dient. Gewoonlijk gebruikt men voor geweven stoften liet alüminiumacetaat. De te verven stoften worden namelijk in een oplossing van dit zout gedompeld, en vervolgens door waterdamp verhit, waardoor het weinig bestendige azijnzure zout wordt ontleed; er ontwijkt namelijk azijnzuur, terwijl het afgescheiden aluminiumhydroxyde zich in de vezel van de stof vastzet. Wordt nu het zoo voorbereide weefsel in c'e oplossing van de kleurstof gedompeld, dan wordt deze door het aluminiumhydroxyde aan de vezel bevestigd. In plaats van het acetaat, dat gewoonlijk in de ververijen zelfs uit aluin wordt bereid, gebruikt men tegenwoordig dikwijls het natriumaluminaat, dat op dezelfde wijze wordt toegepast.

Het aluminiumhydroxyde bezit ook het karakter van een zwak zuur, daar het met sterke bases zoutachtige verbindingen kan opleveren. Verdampt men namelijk zijne oplossing in kalium- of natriumhydroxyde, of voegt men alcohol bij deze oplossing, dan worden de witte, amorphe verbindingen AlOJv, AlOjNa en Al(ONa)₃afgescheiden. De kaliumverbinding kan ook in kristallen worden verkregen. Deze verbindingen worden aluminaten genoemd; zij zijn weinig bestendig en worden reeds door koolzuur ontleed onder afscheiding van aluminiumhydroxyde.

Dergelijke aluminaten komen dikwijls in de natuur voor als gekristalliseerde delfstoffen. Zoo bestaat het spinel hoofdzakelijk

De basische eigenschappen van het aluminiumhydroxyde zijn iets sterker dan de zure, doch treden zoo weinig op den voorgrond, dat het aluminiumhydroxyde niet iti staat is met de zwakke zuren, zooals koolzuur, zwaveligzuur en waterstofsulfuur, zouten te vormen. Wordt b. v. natriumcarbonaat gevoegd bij de oplossing van een aluminiumzout, dan wordt alutniniurnhydroxyde neergeslagen, terwijl koolstof-dioxyde vrij wordt:

-AluminiumcUloruur« AICI3 of' A!₂CI₆, al urn i n i um c h 10-riede, wordt gevormd door inwerking van chloor op aluminium of ook door verhitting van aluminiumoxyde en koolstof in oen cldoorstroom:

Chloor en koolstof werken afzonderlijk niet in op het aluminiumoxyde; bij gelijktijdige inwerking van deze stollen heeft echter de reactie plaats tengevolge van de affiniteiten van de koolstof tot de zuurstof en van de chloor tot het aluminium. Een analogisch verschijnsel hebben wij opgemerkt bij het borium en silicium (bladz. 222 en 134).

Het aluminiumchloruur wordt door sublimeeren verkregen in witte, hexagonale kristalblaadjes. Het sublimeert vrij gemakkelijk doch smelt slechts, wanneer het onder hoogen druk wordt verhit. Zijne dampdichtheid bedraagt 133,9(11 — 1), waaruit volgt dat zijn mo-leculairgewicht 267,8 en zijne moleculairformule ALC1₆ is.

Het aluminiumchloruur absorbeert water uit de lucht en vervloeit. Uit zijne geconcentreerde oplossing in zoutzuur kan het aanschieten in kristallen, die 6 moleculen kristalwater bevatten. Wordt zijne waterige oplossing uitgedampt, dan ontleedt het zich in aluminiumoxyde en waterstofchloruur:

(lubbelzouten, zooals AlCl₃.NaCl, A1CI₃.KC1, waarvan de oplossingen zonder ontleding tot droogwordens toe kunnen worden uitgedampt. Verder vereenigt zich liet alummiumchloruur ook niet vele halogeen-verbindingen van de metalloïden, b. v. AlC'l3.PCI₃, AICI^. l'OCI₃, AlClj. SiCl_t.

wordt op dezelfde wijze bereid als hot chloruur en vormt glanzende kristalblaadjes, die bij OOquot; C smelten en bij 2ü5—270° C koken. Zijne dampdichtheid bedraagt 267,4(11—1) in overeenstemming met de moleculairformule ALHr₆. Het koint in scheikundig opzicht veel met het chloruur overeen.

Almiiiniiunjodiiiir, Al.lj of ALJ₆, al uminiumj odied e ontstaat door aluminiumpooder en jodium te zamen te verhitten als een witte kristalachtige massa, die bij ISr^C smelt en bij 400° C kookt.

Aiiiiiiiiiiiimflnoriiiir, AlFlj of AI_SFI₆, aluminiumf 1 uoriedo wordt verkregen door waterstoffluoruur over verhit aluminiumoxydo of alumiuiumhydroxyde te leiden. In de roodgloeihitte sublimeert het in kleurlooze rhomboëders. Het is onoplosbaar in water en wordt ook door zuren niet aangetast. Mot de lluoruren van de alkalimetalen vormt het onoplosbare dubbelfluoruren. De natuurlijk voorkomende verbinding AlFlj.SNaFI, het kryolith, en hare toepassing in de industrie is reeds bladz. 284 besproken.

Aluminlumsiiiraat, (SO_t)₃AI,,, zwavelzuur aluminium, kristalliseert in dunne paarlemoerglanzende kristalblaadjes, die 18 moleculen kristalwater bevatten, en die in water gemakkelijk oplosbaar zijn. Zij smelten bij verhitting en verliezen alsdan al het water. Het aluminiumsulfaat wordt bereid door alumiuiumhydroxyde, dat bij de verwerking van kryolith op soda in het groot wordt verkregen (bladz. 284), op te lossen in zwavelzuur, of ook door zuivere klei, aluminiumsilicaat, door zwavelzuur te ontleden; het afgezonderde kiezelzuur wordt alsdan door filtreeren verwijderd, en de verkregen oplossing van aluminiumsulfaat uitgedampt.

Voegt men bij de oplossing van het sulfaat een hoeveelheid ammonia, die ontoereikend is om al het aluminiumhydroxyde neer te slaan, dan worden basische aluminiumsulfaten afgezonderd. Dergelijke basische zouten komen ook iu de natuur voor; het aluminiet b. v., dat ook ter bereiding van aluin dient, heeft de

Het aluminiumsulfaat vereenigt zich met de sulfaten van de alkalimetalen tot dubbelzouten, die men aluinen noemt:

De constitutie van de aluin wordt, al naarmate men haar de eerste of tweede samenstelling toekent, uitgedrukt door de formules:

In deze verbindingen kan het kalium worden vervangen door natrium, ammonium, rubidium, caesium en thallium, terwijl in de plaats van het aluminium kan treden het indium, ijzer, chroom ea mangaan:

Al deze dubbelzouten kristalliseeren in octaëders of teerlingen van het regelmatige stelsel, eu kunnen isomorphische mengsels opleveren.

Aluininiitm-kaliunialitin , (SOjVAlK 4-12 ILO , gewone aluin, alamen, is de belangrijkste aluin. Zij kristalliseert uit water in groote. doorzichtige octaëders, waarvan één deel oplosbaar is in 8 deeleu water van gewone temperatuur en in '/i deel kokend water. De oplossing heeft een zure reactie en een zoutachtigen en tegelijk samentrekkenden smaak. Wordt aluin boven zwavelzuur gedroogd, dan verliest zij 9 moleculen kristalwater. Hij verhitting smelt zij in haar kristalwater, bij verdere verhitting ontwijkt dit geheel, en een witte, volumineuze massa, de gebrande aluin, blijft achter. Wordt een weinig natrium- of kaliumcarbonaat bij een heete oplossing van aluin gevoegd, dan wordt het aanvankelijk gevormde bezinksel van aluminiumhydroxyde bij het omschudden weder opgenomen, terwijl bij afkoeling de aluin uit deze oplossing in teerlingen kristalliseert, die den naam dragen van kubische aluin. Wordt daarentegen bij de oplossing van aluin een grootere hoeveelheid van bovengenoemde carbonaten gevoegd, dan valt het basische zout (SO^AIKAKOH), neer. Ken dergelijke samenstelling bezit de aluinsteen, die in groote lagen voorkomt bij Tolfa in de nabijheid van Rome, en in Hongarije.

Bereidliig-van gewone aluin. De materialen, die ter bereiding van aluin dienen, kan men in drie groepen verdoelen.

Tot de 1»'quot; beboeren die, welke aluminium, kalium en zwavel, dus alle elementen bevatten, die voor de vorming van aluin noodig zijn. Hiertoe moeten worden gerekend de in de natuur gevonden aluin en de aluinstoen. De aluin wordt in verweerde lava in de nabijheid van Napels gevonden; deze wordt met warm water uitgeloogd en de oplossing door uitdampen tot kristallisatie gebracht. Aluinsteen, die de samenstel ling (SO_t)..AlK. 2 Al(OH)j

heeft en in water volkomen onoplosbaar is, wordt door zachte roosting onder watervcrlies ontleed in almmnium-kaliumsulfaat en aluminiumoxyde. Men laat de gerooste massa dan verweeren en loogt haar uit met warm water, waarin de aluin oplost, terwijl het aluminiumoxyde achter blijft. Uit die oplossing kristalliseert zij in combinatievormen van octaëders en teerlingen; zij is gewoonlijk door mechanisch gemengd ferri-oxyde roozerood gekleurd en draagt in den handel den naam van Roomsche aluin.

Tot de 2^de groep behooren de materialen, die de elementen ter bereiding van aluminiumsulfaat bevatten, maar waarbij het kalium op andere wijze moet worden gevoegd. Dat zijn voornamelijk de verschillende soorten van aluinlei en aluinaarde. De aluinlei komt in groote beddingen voor in Zweden, Engeland, Schotland, in Duitschland aan de Hartz, in Thuringen en in Silezië, in Noord-Araerika enz. en wol in de oude formaties, terwijl de aluinaarde voornamelijk boven of tusschen de duitsche bruinkoollagen wordt gevonden. De eerste vormt samenhangende, steenige massa's, de laatste daarentegen is poreus en poedervormig. Beide bestaan in hoofdzaak uit klei, bruinkool cn pyriet. Deze zoogenoemde aluinertsen worden gewoonlijk gedurende genrimen tijd in vochtigen staat aan de inwerking van de lucht blootgesteld en daarna geroost. Bij beide processen heeft eerst een oxydatie plaats van FeS» volgens de formule:

Het vrijgeworden zwavelzuur werkt op de klei en vormt aluminiumsulfaat, en evenzoo doet ook het gevormde ferri-sulphaat uit het aluminiumsilicaat aluminiumsulfaat ontstaan, terwijl hot zelf in een basisch zout verandert. De gerooste massa wordt alsdan met heet water uitgeloogd, en bij de verkregen oplossing van aluminiumsulfaat, ferro-sulfaat en ferri-sulfaat wordt kaliumsulfaat, of tegenwoordig meestal ammoniumsulfaat gevoegd, waardoor bij bekoeling de aluin zich wegens zijne moeilijke oplosbaarheid afzondert als een poeder, dat aluinmeel wordt genoemd.

Hot o'¹' soort van materialen bevat slechts het aluminium, maar geen zwavel en kalium; hiertoe bohooren de klei, het bauxiet, het kryolith en de hoogovens 1 akken. Do bereiding van aluminiumsulfaat uit klei is reeds bladz. 370 besproken; voegt men kaliumsulfaat bij de vorkregen oplossing van aluminiumsulfaat, dan kristalliseert daaruit do aluin. Op bladz. 284 hebben wij gezien hoe aluminiumhydroxyde uit kryolith wordt bereid, zijne verdere verwerking tot aluin volgt uit het bovenstaande van zelf. Bauxiet wordt of mot soda samengesmolten, waardoor natriumaluminaat wordt gevormd, dat op do bladz. 3(36 beschreven wijze in natrium-carbonaat en aluminiumhydroxyde wordt omgezet, of het wordt in poedorvorm mot zwavelzuur behandeld en de oplossing van aluminiumsulfaat verder verwerkt. De hoogoven si akken worden

in gogramilccrdon toestand mnt zoutzuur behandold, waardoor het aluminium als aluminiumchloruur wordt opgelost, terwijl het uit het calciumsulfuur der slakken ontwikkelde waterstofsulfuur de feri'i-verbindingen tot ferro-verbindingen reduceert. Bij de verkregen oplossing worden stukken van koolzure kalk gevoegd, die wel alu-miniumhydroxyde maar geen ferro-hydroxyde neerslaan. De vloeistof wordt van het bezinksel van kiezelzuur on ijzervrije aluinaarde door decanteeren verwijderd, het bezinksel gewasschen en, na gedroogd te zijn, met zwavelzuur behandeld, waardoor aluminiumsulfaat wordt gevormd en opgelost en kiezelzuur achterblijft.

Aliiininiiim-nmnioniumaluin , (SO^oA-l^NHn) 12IT₂0, kristalliseert evenals de kaliumaluin gemakkelijk in groote kristallen, eu wordt tegenwoordig, omdat zij goedkooper is, bijna uitsluitend in de nijverheid gebruikt. De natriumaluin is veel gemakkelijker oplosbaar, maar kan moeilijk in kristallen worden verkregen. Daar nu de aluin, die in de ververijen moet worden gebruikt, geen ijzer mag bevatten, wordt de moeilijk kristalliseerbare eu derhalve niet goed zuiver te verkrijgen natriumaluin, die anders het goedkoopst zou zijn, niet gebruikt. Tegeu woon lig past men ook in plaats van aluin veel aluminiumsulfaat (bladz. 370) eu natrium-aluminaat (bladz. 308) toe.

Een belangrijke toepassing vindt de aluin ook in de witlooierij, waarbij de huiden, na vooraf geprepareerd te zijn, niet een oplossing van aluin en keukenzout worden samengebracht; hierdoor wordt aluin in de dierlijke vezel opgenomen, terwijl naderhand door toevoeging van vet of zemelen verbindingen van deze stoffen met aluminiumoxyde worden gevormd, die de vezel zoogenoemd wit-gaar maken.

Almiiiniuiiipliospliaat _f PfKAl, phosphorzuur aluminium, wordt door natriumphosphaat uit de oplossingen van alu-mimuuizouten afgezonderd als een wit geleiachtig bezinksel, dat in zuren, met uitzondering van het azijnzuur, gemakkelijk oplost.

Aluminiiim!«iliciiteiigt; Uit de vele, in de natuur verspreide aluminiumsilicaten noemen wij als de belangrijkste het gewone veldspaath, ook orthoklas genoemd. SisOgAlK, en de verschillende soorten van glimmer. Deze delfstoffen vormen namelijk gemengd met kwarts het graniet. Bij zijne verweering, onder den invloed van water eu koolzuur der lucht, worden de silicaiten der alkalimetalen opgelost eu door het water weggewasseiien, terwijl het onoplosbaar aluminiumsilicaat als klei achterblijft. Geheel zuivere klei wordt kaolin of p orsel ei naard e genoemd; zijne samenstelling beantwoordt meestal aan de formule (Si( i₃i₃Al,_rAl„0-il_s. Wordt klei met water gemengd, dan verkrijgt men een taaie, plas-

tisclie mass;!. Door drogen en branden wordt die massa vast en hard en is volkomen onsmeltbaar, wanneer de klei zuiver was. Hierop berust de toepassing, die van klei wordt gemaakt ter bereiding van porselein, aardewerk en gebakken steenen.

Ter bereiding van porselein gebruikt men kaolin, dat zeer innig wordt gemengd met veldspaath, of met gips en kwarts, of niet gips en vuursteen. Wordt dit mengsel sterk gegloeid, dan smelten do bijgemengde stoffen; zij vullen zoo de poriën van de klei en vormen een samenhangende doorschijnende massa, het porselein. Dit wordt gewoonlijk, om het van een glanzende oppervlakte te voorzien, met een glazuur overtrokken, door op de oppervlakte van de voorwerpen een moeilijk smeltbaar kalkglas, een weinig veldspaath en kaolin te brengen, en deze daarna nog eens aan zeer sterke gloeihitte bloot te stellen.

Wordt de klei minder sterk gegloeid, dan blijft ze poreus en moet, om voor water ondringbaar te worden gemaakt, van een glazuur worden voorzien. Deze bestaat alsdan uit gemakkelijk smeltbare silicaten. Het zoo verkregen product draagt den naam van fayence en levert het fijnere aardewerk voor de huishouding.

De potten en pannen van de keuken worden uit onzuivere klei, de zoogenoemde pottenbakkers klei gemaakt; zij worden gewoonlijk van een glazuur voorzien, door keukenzout te werpen in den oven, waarin zij worden gebrand. Door den heeten waterdamp wordt dit alsdan ontleed in zoutzuur en natriumhydroxyde, dat aan de oppervlakte van de voorwerpen met de klei een gemakkelijk smeltbaar silicaat vormt.

De onzuiverste klei wordt gebruikt tot het maken van gebakken steenen, waarvan die, welke aan de grootste hitte zijn blootgesteld geweest en derhalve een begin van smelting hebben ondergaan, als klinkers voor het plaveien van straten worden gebezigd.

Ultramarin. Het vrij zeldzaam in de natuur gevondene mineraal lazuursteen, lapis lazuli, dat vroeger onder den naam van ultramarin als een zeer kostbare blauwe verfstof werd gebruikt, is een verbinding van natrium-aluminiumsilicaat met polysulfuren van het natrium. Tegenwoordig wordt het in groote hoeveelheden kunstmatig bereid, door een mengsel van klei, droge soda of na-triumsulfaat, zwavel en houtskool onder afsluiting van de lucht te verhitten. Hierbij wordt eerst een groene massa, het groene ultramarin, gevormd. Uit wordt alsdan met water gewasschen, gedroogd, met zwavel gemengd en zacht verhit bij toetreding van lucht, zoolang totdat de gewenschte blauwe kleur is verkregen. De constitutie van liet ultramarin is nog niet opgehelderd; slechts dit is vrij zeker, dat een polysulfuur een hoofdbestanddeel vati de verfstof moet zijn, daar de kleur verdwijnt onder vrijwording van

Ammoniumsulfuur brengt iu oplossingen van aluininiumzouien een wit bezinksel voort van al ami niumhydroxyde, terwijl waterstof-snlfuur ontwijkt.

Kalium- en natriumhydroxyde slaan aluminiumliydroxyde neer, dat oplosbaar is in eet» overmaat van deze reagentiën. Uit deze oplossing wordt door ammoniumchloruur weder aluminiumliydroxyde afgezonderd.

Wordt aluminiumoxvde met een oplossing van kobaltmtraat be-voclitigd en aan sterke gloeihitte blootgesteld, dan wordt liet blauw gekleurd ouder vorming van kobaltaluminaat AUOnCoj.

Het indium is iu 18Ü3 door Ueicii (■n Richteii met behulp van de speetraalanalyse ontdekt: zijn spectrum is namelijk gekenmerkt door een zeer intensieve indigoblauwe streep, waarvan ook de naam van het metaal is afgeleid. Het komt slechts in zeer geringe hoeveelheden voor iu eenige voornamelijk in Freiberg en iu de Hart/, gevonden soorten van zinkblende.

liet metaal is zilverwit, zacht en taai en hoeft het soortelijk gewicht 7,42. Het smelt bij 17üquot; C en distilleert in de roodgloei-hitte. Bij gewone temperatuur verandert het niet aan de lucht; wordt het in de lucht verhit, dan verbrandt het met een blauwe vlam tot indiumoxyde. In zoutzuur en zwavelzuur is het slechts moeilijk, in salpeterzuur gemakkelijk oplosbaar.

Daar het indium oppervlakkig eenige overeenkomst met het zink heeft, werd het, evenals dit, voor een bivalent metaal aangezien en zijn atoomgewicht derhalve gelijk 73,4 gesteld. Uit zijne sooi telijke warmte echter volgt (bladz. 238) dat zijn atoomgewicht 113 bedraagt. Het indium is derhalve trivalcnt en zijne verbindingen zijn volgens den typus InX. samengesteld: het behoort dus tot de groep van het aluminium, waarmede het ook, wat zijne verbindingen aangaat, eenige overeenkomst heeft.

Indlnmbxyde, ln₂0₃, wordt door verhitting van het hydroxyde hereid en vormt een geel poeder.

Indiniiilijdroxyde, In(OH)₃, wordt door kalium- of natriumhydroxyde uit de oplossingen van de indiumzouten neergeslagen als een geleiachtig bezinksel, dat in een overmaat van die alkaliën oplosbaar is.

liKlliiiiiclilorniir, lnCI₃, wordt gevormd, wanneer chloor inwerkt o(i metallisch indium of op een gloeiend mengsel van indiumoxyde met kool. Het sublimeert in witte, glanzende kristalblaadjes, die aan de lucht vervloeien.

■ndiiimnltraat, (NOj^In, vormt witte naalden, die aan de lucht vervloeien en de samenstelling (N0₃)₃In 3 II_sO hebben.

Indlumsniraat. (SO_t),In,, blijft bij het uitdampen van de op-lossing van indium in zwavelzuur achter als een geleiachtige massa, die 3 moleculen water bevat. Met kaliumsulfaat vormt het een moeilijk oplosbaar dubbelzout, de indium-kaliumaluin.

liidiiimsiiifuur, Iii._:S₃, wordt door waterstofsulfimr uit de oplossingen van de indiumzouten als een geel bezinksel neergeslagen.

Dit element is in 187quot;) door Lecoq de Boisbauduon in een zinkblende van l'ierrefitte ontdekt. Het metaal is bereid door ontleding van galliumsulfaat door den galvanischen stroom. Het heeft een buitengewoon laag smeltpunt, namelijk 30^UG: zijn soortelijk gewicht bedraagt 5,9. Zijn atoomgewicht is nog niet bepaaldmaar de eigenschappen van zijne tot nu toe onderzochte verbindingen, bij name het bestaan van een aluin, maken het in verband met zijn soortelijk gewicht hoogst waarschijnlijk, dat het gallium tot de aluminiuingroep behoort, en dat het een element is, waarvan het vermoedelijk bestaan in de tabel op bladz. 220 door 08 is aangeduid. Opmerkenswaardig is het, dat de eigenschappen van dit element, zoover zij tot nu toe bekend zijn, bijna volkomen overeenkomen met die, welke door Mendkle.ieff bij het opstellen van die tabel in 1809 zijn voorspeld voor een element, dat in de aluminiuingroep tusschen het aluminium en indium tehuis behotrt, en dat door hem eka-aluminium is genoemd. Intusschen n«et door verdere onderzoekingen worden uitgemaakt, of het gallium werkelijk identisch is met liet hypothetische eka-aluminium van Mendelejeff.

In oen mineraal, dat sledits zeer zeldzaam in Zweden wordt gevonden, en dat ceriet wordt genoemd, komen drie metalen voor, cerium, lanthanium en didymium; en in een andere ook daar voorkomende delfstof, het ga dol in iet, vindt men buitendien nog de twee metalen yttrium en erbium. Al deze metalen zijn tot nu toe slechts onvoldoende onderzocht, zoodat hun waar atoomgewicht zoomin als hun valentie nog met zekerheid is vastgesteld. Korten tijd geleden is men echter er in geslaagd van drie dezer metalen, namelijk van het didymium, lanthanium en cerium grootere hoeveelheden in metallischen toestand af te zonderen, door hunne chloruren in gesmolten toestand mot bohiilp van den galvanischon stroom te ontleden, en is zoodoende in staat gesteld enkele eigenschappen nauwkeuriger te onderzoeken.

('erinni, Ce, heeft de kleur en den glans van hot ijzer, zijn soortelijk gewicht bedraagt 0,028 en wanneer het gesmolten is geweest 0,728. Kleine splinters van het metaal ontvlammen van zelf aan de lucht; ceriumdraad brandt wanneer hot verhit wordt met een schitterender licht dan magnesium; het ontleedt hot water bij gewone temperatuur, ofschoon zeer langzaam en wordt door zuren gemakkelijk opgelost. Zijne soortelijke warmte bedraagt 0,0447!), waaruit in verband mot zijn equivalentgewicht met waarschijnlijkheid volgt, dat 138 zijn atoomgewicht is. Het vormt twee oxyden Co₂0,_t en CoO».

Lantlianluni, La, komt in kleur en glans mot cerium overeen, zijn soortelijk gewicht bedraagt 0,103 en, wanneer hot gesmolten is geweest, 6,049. Hot ontbrandt slechts, wanneer het aangestoken wordt, maar verspreidt dan eon even schitterend licht als het cerium. Zijne soortelijke warmte bedraagt 0,04485. In verband met zijn equivalentgewicht komt derhalve aan hot lanthanium waarschijnlijk hot atoomgowicht 139 toe, zoodat hot bij do rangschikking der elementen volgons hunne atoomgewichten waarschijnlijk een andere plaats verkrijgt als aan dit metaal op de tabel van bladz. 220 voorloopig is toegewezen. Hot levert, wanneer het zooeven aangegeven atoomgowicht juist is, een oxyde op van de samenstelling LajOj.

Uidyniium, Di, heeft een meer geelachtige klein- dan lanthanium. Zijn soortelijk gewicht bedraagt 6,544, terwijl zijne soortelijke warmte gelijk aan 0,04563 is gevonden. In verband met zijn equi-

valentgewiclit moet nn'ii derhalve aan dit metaal het atoomgewicht •144,78 toekennen . waardoor ook zijn plaats in de tahel ophladz. 22G eene wijziging ondergaat.

De sulfaten van deze drie metalen leveren mot kaliumsulfaat moeilijk oplosbare dubbelzouten , en hunne oxaiaten zijn gekenmerkt door hunne onoplosbaarheid. Datgene, wat men met zekerheid weet over de eigenschappen van die elementen en van hunne verbindingen, is nog niet toereikend, om iets stelligs te zeggen omtrent de groep, waartoe zij behooren.

Nog minder is dit het geval met het yttrium en erbhim. Kent men aan do oxyden van die elementen de formules YoO., en Er.,0₃toe, dan is het atoomgewicht van yttrium 89,5, van erbium 170,5. De sulfaten van deze metalen leveren echter geen moeilijk oplosbare dubbelzouten mot kaliumsulfaat op. In de onoplosbaarheid van hunne oxaiaten komen zij overeen met de cerietmetalen.

De zouten van didymium en erbium bezitten nog de eigenaardigheid, dat hunne oplossingen lichtstralen van bepaalde breekbaarheid absorbeeren, zoodat zij een zeer kenmerkend absorptie-spectrum (hladz. '242) opleveren.

Wij hebben bladz. 228 gezien dat de vierde groep van elementen bestaat uit de metalloïde ondergroep koolstof, silicium en tin en de meer metaalachtige titanium, zirkonium en thorium , verder dat bij de metallo'ide groep van den phosphorus de meer metaalachtige van het vanadium, niobium en tantalium behoort. Tot de elementen van de groep van de zwavel staan in een dergelijke betrekking de meer metaalachtige elementen chromium, molybdenium, wolframium en in minder sterke mate het uranium. De overeenkomst van deze elementen met de zwavel en zijne analoga uit zich voornamelijk in hunne hoogste zuurstofverbindingen (zie ook het manganium). Evenals namelijk de elementen van de zwavelgroep in deze verbindingen sexivalent zijn (S0₈. Se0₃), vormen ook het chromium, molybdenium, wolframium en uranium de anhydriden Cr03, Mo0₃, WOj en U0₃. Deze oxyden leveren met de basische oxyden zouten op, die veel overeenkomst met de sulfaten hebben en daarmede isomorphisch zijn. Zoo kristalliseert het natriumchromaat evenals het glauberzout met 10 moleculen kristalwater; de kaliumzouten van beide zuren vormen isomorphische mengsels; hunne magnesium-zouten evenals die van het wolframzuur hebben een analogische samenstelling SO,Mg -l- 7 H._:0 en Cr0₄Mg 7 ILO. De chlooran-hydriden S0₂CI,, CrO.,CI,., MoO.,CI₂, MoOCl₄, \VOCI₄ en WCI₆komen eveneens in een scheikundig opzicht veel met elkander overeen.

velgroep ook de oxyden SO„, SeO* en TeO.., die minder sterk zure eigenscliap])en toonen. De hiermede overeenkomstige verbindingen van de elementen der chroomgroeji: CrOj, Mo0₂ en WO, hebben een onbestemd, noch zuur, noch basisch karakter. De quadrivalentie

van liet chromium uit zich ook in de samenstelling van liet basische oxyde Cr„0₃ en van de hiervan afgeleide zouten Cr₂X₆. Zij bevatten een sexivalente groep, die uit 2 quadrivalente chroomatomen is samengesteld:

De cliromi-verbindingen komen in hare eigenschappen veel overeen met de verbindingen van het aluminium, ijzer en mangaan (bladz. ^GS).

den typus CrX₂ zijn samengesteld, waarin het chromium bivalent optreedt. Deze verbindingen hebben veel overeenkomst met de verbindingen van de metalen van de rnagnesiumgroep, voornamelijk ook met de ferro-zouten FeX». Zij zijn zeer onbestendig en gaan door oxydatie gemakkelijk over in chromi-verbindingen.

Van het molybdenium en wolframium zijn de zouten, die met de lagere oxydatietrappen overeenkomen, niet bekend; in hunne meeste verbindingen treden die elementen sexivalent op. Het uranium , dat onder de elementen van de chroomgroep het hoogste atoomgewicht heeft, wijkt in eigenschappen eenigszins af van de overige elementen dezer groep; een verschijnsel, dat ook bij de overige groepen wordt waargenomen ten opzichte van het element niet het hoogste atoomgewicht.

Ilet chromium wordt in de natuur voornamelijk gevonden als chroom ijzersteen, een verbinding van chromi-oxyde met ferro-oxyde Ci'jjOj.FeO, die in Noord-Amerika, Zweden, Hongarije, Turkije en vooral aan de Ural in grootere hoeveelheden voorkomt. Zeldzamer is het rood looderts, dat uit loodchromaat, Cr0₄Pb , bestaat. Uitsluitend chroomijzersteen wordt ter bereiding van de overige chroomverbindingen gebruikt, door namelijk uit dit mineraal eerst kaliumchromaat te bereiden (bladz. 385).

Het metaal kan door sterke gloeiing van chromi-oxyde met kool worden bereid. Gemakkelijker verkrijgt men het door oen mengsel van chromi-chloruur, kaliumchloruur, natriumchloruur en zink in een gesloten kroes te gloeien. Het afgezonderde chromium lost in het gesmolten zink op, en blijft, wanneer men de massa

met salpeterzuur behandelt, achter als een grijs, metaalglanzend, kristalachtig poeder, dat het soortelijk gewicht 6,8 heeft. Het is zeer hard, zoodat het glas snijdt, en uiterst moeielijk smeltbaar. Wordt het aan de lucht verhit, dan oxydeert het langzaam tot chromi-oxyde; wordt het in zuurstofgas gegloeid, dan verbrandt het met een intensief licht. Het lost gemakkelijk op in zoutzuur en verdund warm zwavelzuur onder ontwikkeling van waterstof; door salpeterzuur wordt het niet veranderd.

Het chromium vormt drie reeksen van verbindingen, de c h r o m o-of chro o m o x y d u 1 e-v er b i udingen, CrX₂; de chromi- of ch roomoxyde-verb indingen Cr._:X₆, en de verbindingen van het chroomzuur of de chromaten. Alle chroomverbindingen zijn levendig gekleurd, waarvan ook de naam van het element is afgeleid (xpicpx, verf).

Do chromo-verbindingen zijn zeer onbestendig en gaan door oxy-datie gemakkelijk over in chromi-verbindingen. Zij ontstaan door reductie van de chromi-verbindingen.

Chroino-hy droxydc, Cr (OH);., ch r o o m oxydule-hydraat, wordt uit chromo-chloruur door de oplossing van de alkaliën neergeslagen als een bruin poeder, dat door de zuurstof van het water wordt geoxydeerd tot chromo-chromi-oxyde, Cr₃O_t of Cr₂0₃.Cr0, eene verbinding, die analogisch is samengesteld met den magneetijzersteen.

Chromo-chloruur, CrCIo, chroonichloruur, wordt bereid door chromi-chloruur in een waterstofstroom te verhitten en vormt een wit, kristalachtig poeder-, dat in water met blauwe kleur oplost. Do oplossing absorbeert gretig zuurstof uit de lucht en kleurt zich daardoor groen.

Chromi-oxyile, Cr₂0₃, chroomoxyde, wordt als een groen arnorph poeder gevormd bij het gloeien van chroom-trioxyde:

In den vorm van zwarte hexagonale kristallen wordt het verkregen, wanneer men de dampen van chroom-oxychloruur door een gloeiende buis leidt;

Het gegloeide chromi-oxyde is onoplosbaar in zuren. Wordt liet met silicaten samengesmolten, dan kleurt het deze smaragdgroen; het dient daarom ter bereiding van gekleurd glas en als verfstof voor glas- en porseleiuschilderijen.

Gluromi-liydroxyde, Cr₂(OH)₆, chroomoxyde-hydraat, wordt door de alkaliën neergeslagen uit de oplossingen van de chromi-zouten als een volumineus, grijsblauw, waterhoudend bezinksel, dat, wanneer het met een overmaat van kalium- of natriumhydroxyde wordt samengebracht, een smaragdgroene oplossing geeft. In ammonia is het slechts weinig oplosbaar. Bij liet koken van de alkalische oplossing wordt weder chromi-hydroxyde afgescheiden. Door gloeiing wordt het omgezet in chromi-oxyde.

Een chromi-hydroxyde met zeer fraai-groene kleur wordt Gui-gnets-groen genoemd en als verfstof gebruikt. Men bereidt het door een mengsel van 1 deel kalium-dichromaat en 3 deelen boorzuur te gloeien; wordt deze massa met water uitgetrokken, dan lost kaliurn-boraat op, terwijl eeu groen poeder terugblijft, waarvan de samenstelling niet de formule Cr₂0(011)₄ overeenstemt.

Cliromi-cliloruur, CrX'l₆, chroomchloriede, wordt overeenkomstig de bereiding van A1₂C1₆, verkregen door een mengsel van chromi-oxyde en kool in een stroom van chloorgas te gloeien, liet sublimeert alsdan bij roodgloeihitte in glanzende, paarse kris-talblaadjes, die bij verhitting in de lucht in chromi-oxyde worden omgezet. Het zuivere chromi-chloruur is slechts oplosbaar in water, wanneer het zeer langen tijd daarmede wordt gekookt; bevat het echter sporen van CrC!₂, dan lost het reeds gemakkelijk op bij gewone temperatuur. Uit de groene oplossing worden bij het verdampen groene kristallen afgescheiden van de samenstelling Cr„Cl₆12H_;0, die aan de lucht vervloeien. Dezelfde kristallen verkrijgt men door verdamping van eene oplossing van chromi-hydroxyde in zoutzuur. Bij verwarming worden zij ontleed onder vorming van de oxychloruren Cr_sCl_t(OH)«, Cr»Cl₃(01I)4 om ten slotte te worden omgezet in Cr2.(OH)₆:

Cliroiui-sutlfaat, (SO^sGr.;, zwavelzuur chroomoxyde, wordt verkregen door chromi-hydroxyde in zwavelzuur op te lossen, en kristalliseert bij langzame verdamping van de oplossing :,n paarse octaëders van de samenstelling (SOjjCr.. -(- 12 ILO, die met water een paarse oplossing geven. Wordt die oplossing verwarmd, dan

gaat de paarse kleur over in een groene, en hij liet verdampen van die groene oplossing blijft een amorphe groene massa terug. Deze lost met groene kleur op in water; blijft die oplossing ecliter eenigeu tijd staan, dan wordt zij vanzelf weder paars en geeft ook bij het verdampen weder paarse kristallen van chromi-sulfaat. Uit de paarse oplossing wordt door alcohol het paarse zout in kris-talachtigen toestand neergeslagen, terwijl in de groene oplossing door alcohol geen bezinksel wordt voortgebracht. Het chromi-sulfaat bestaat derhalve in twee modificaties, als paars, gekristalliseerd en als groen, amorph zout. Het is nog niet uitgemaakt, of het verschil berust op een verschillend gehalte aan water of op andere oorzaken. Ook van de overige iu water oplosbare chromi-zouten, zooals Cr₂Cl_a, (N0₃)₆Cr.j enz. kent men een groene en paarse modificatie.

Het chromi-sulfaat vormt met de sulfaten van de alkalimetalen dubbelzouten, de chroomaluinen (bladz. 371).

Cltromiiim-kaliumalititi, (S0₄)₃Cr₂.S0₄K_;; 24 fLO , kristalliseert in groote, donkerpaarse octaëders. Op de gemakkelijkste wijze wordt het bereid door zwavel-dioxyde te leiden in een oplossing van kalium-dichromaat, waarbij zwavelzuur is gevoegd:

Cr_s0₇K₂ S0₄H., 3 SO., = (SO_t)₃Cro.SO_tK₅ -f-11,0. De paarse oplossing vau het zout wordt bij 80° C groen en levert alsdan bij het verdampen een amorphe, groene massa op.

Daar het chromi-hydroxyde slechts een zwak-basiscli karakter bezit, bestaan er geen zouten met zwakke zuren, zooals het koolzuur, zwaveligzuur en zwavelwaterstof (vergelijk ook het aluminium bladz. 369). De carbonaten en sulfuren van de alkalimetalen slaan derhalve chromi-hydroxyde neer uit de oplossingen van de chromi-zouten :

In de oplossing van chromo-zouten brengt ammoniumsulfuur een zwart bezinksel voort van chromo-sulfuur CrS.

In de verbindingen, waarin het chromium als sexivalent element optreedt, toont dit element een metalloïdachtig, zuurvormend karakter.

Het chroomzuur CrOJL is analogisch met het zwavelzuur SOJL; men heeft het echter nog niet in vrijen toestand afgezonderd, omdat het, evenals het koolzuur, in het anhydride en water uiteenvalt, wanneer het uit zijne zouten wordt vrijgemaakt:

Vele chromaten zijn isornorphisch met de sulfaten (bladz. 379). Behalve de normale chromaten kent men ook polychromaten, afgeleid van poly-chroomzuren, die onder afscheiding van water worden gevormd door de vereeniging van verscheidene moleculen van het normale chroomzuur (vergel. het di-zwavelzuur bladz. 173):

De vrije poly-chroomzuren zijn niet bekend, daar zij, evenals het chroomzuur, in het anhydride en water worden ontleed, wanneer zij uit hunne zouten worden afgescheiden:

De polychromaten worden ook dikwijls, ofschoon onjuist, zure zouten genoemd; ware zure of primaire zouten van het chroomzuur, waarin slechts één atoom waterstof door metalen is vervangen, zijn niet bekend.

De zouten van het normale chroomzuur zijn meestal geel, terwijl de polychromaten rood gekleurd zijn. De laatstgenoemde ontstaan uit de eerste door de inwerking van zuren:

Omgekeerd gaan de polychromaten door de inwerking van de alkaliën over in normale chromaten:

Bovengenoemde vorming van polychromaten kan ook op de volgende wijze worden beschouwd. Het chroomzuur, dat uit de chromaten

door sterkere zuren wordt afgescheiden, valt uit elkander in water en anhydride, dat zich met een overmaat van het normale chromaat vereenigt:

Cliroom-trloxyde, CrOs, c li ro 0m zu ur-anh yd rid e, wordt in lange roode, rhombische naalden of prisma's afgezonderd, wanneer zwavelzuur wordt gevoegd bij een geconcentreerde oplossing van kalium-dichromaat. De kristallen vervloeien in de lucht en zijn gemakkelijk oplosbaar in water. Brj het verhitten worden zij zwart, smelten en ontleden zich bij omstreeks 250quot; C in chromi-oxyde en zuurstof:

Het chroom-trioxyde werkt sterk oxydeerend en ontleedt organische stollen; zijne oplossing kan derhalve niet door papier worden gelil-treerd. Giet men over de kristallen sterken alkohol, dan heeft een zwakke ontploffing plaats, de alcohol verbrandt en groen chromi-oxyde blijft terug. Bij inwerking van zuren, b. v. van zwavelzuur, ontwikkelt het chroom-trioxyde, evenals peroxyden, zuurstof onder gelijktijdige vorming van een chromi-zout. Bij de inwerking van zoutzuur wordt chloor vrij:

Reduceerende stofTen, zooals zwaveligzuur en zwavelwaterstof zetten de verbindingen' van het chroomzuur om in chromi-verbindingen.

Kaliumcliromaat, CrO_tK._:, neutraal chroornzuur kalium, wordt uit kalium-dichromaat bereid, door hierbij kaliloog te voegen. Het vormt gele, rhombische kristallen, die isomorphisch zijn met kaliumsulfaat; uit een oplossing, die beide zouten bevat, kristalliseert een isomorphisch mengsel.

Halinni-dicliromaat, Cr,0₇K,, gewoonlijk zuur ciiroom-zuur kalium genoemd, is het uitgangspunt ter bereiding van alle overige chroom-verbindingen , en wordt fabriekmatig verkregen uit chroomijzersteen. Te dien einde wordt deze met kalk en potasch in een vlamoven onder toetreding van lucht gegloeid, waardoor kaliumchromaat, calciumchromaat en ferri-oxyde worden gevormd;

De gegloeide massa wordt met heet water uitgeloogd, waardoor het kalium- en calciumchromaat oplossen, terwijl het ferri-oxyde achter-

blijft. Bij die oplossing wordt kaliumsulfaat gevoegd 'en zoodoende onoplosbaar calciumsulfaat neergeslagen. De alsnu slechts CrOJCo bevattende geconcentreerde oplossing wordt met de noodige hoeveel-heid zwavelzuur gemengd, waardoor kalium-dichromaat wordt gevormd en in kristallen afgezonderd. liet in oplossing blijvende kaliumsulfaat kan dienen tot omzetting van nieuwe hoeveelheden calciumchromaat.

Het kalium-dichromaat kristalliseert in groote, rhombische prisma's, die oplosbaar zijn in 10 deelen water van gewone temperatuur. Rij verhitting smelt het zout, zonder daarbij ontleed te worden; bij hoogere temperatuur wordt het ontleed in kaliumchromaat, chromi-oxyde en zuurstof:

Wordt het zout met zwavelzuur verwarmd, dan ontwijkt zuurstof en wordt chroom-kaliumaluiu gevormd :

Deze reactie dient ter bereiding van volkomen zuivere zuurstof. Verder wordt het mengsel dikwijls in het laboratorium gebruikt als oxydatie-middel.

DTatriumcltromaat, CrO_tNa_s '10 H,0, vormt kristallen, die aan de lucht vervloeien. Zijne samenstelling is analogisch met die van het glauberzout S0₄Na_s-t-10ILO.

Barium- en strontiumcliromaat, Cr0₄Ba en Cr0₄Sr, zijn bijna volkomen onoplosbaar in water.

Calciumchromaat, CrOjCa, is moeilijk oplosbaar inwater, en kristalliseert evenals gips met 2 moleculen H₂0.

magnesiumchroinaat, Cr0₄Mg-f-7 HoO, is analogisch geconstitueerd met het bitterzout (bladz. 312) en evenals dit gemakkelijk oplosbaar in water.

De chromaten van de zware metalen zijn alle onoplosbaar in water, en worden verkregen door dubbele ontleding.

lioodcliromaat, Cr0₄Pb, wordt als een geel, amorph poeder afgezonderd, wanneer kalium-dichromaat wordt gevoegd bij de oplossing van loodzouten: a

Het wordt fabriekmatig bereid, draagt alsdan den naam van chro-maatgeel en dient ak gele verfstof. Bij het verhitten smelt het en wordt ontleed onder afscheiding van zuurstof; het dient derhalve tot verbranding van koolstofverbindingen, om uit de verbrandings-

producten de samenstelling dezer stoften te bepalen. In de natuur komt het loodchromaat als rood looderts voor.

Wordt loodchromaat met verdunde kaliloog behandeld, dan verandert de gele kleur in een roode. Dit chromaatrood wordt eveneens als verfstof gebruikt en heeft de samenstelling CrO_tPb ■ PbO. Het kan worden beschouwd als een afkomeling van een vierbasisch chroomzuur van de samenstelling

t'UIoor»iiliyilriilen van liet cliroomzuur. liet chroom-zuur vormt, evenals het zwavelzuur (bladz. 174), chlooranhydriden. Met het sulfurylchloruur SOjCL komt het chromylchloruur CrO„CI₃

overeen; aan het eerste chlooranhydride van liet zwavelzuur S0₂|qjj beantwoordt het zout CrOojQ^:

Cluromylcltloruur, CrOoCU, chroomoxych 1 oriede, ontstaat bij het verwarmen van een mengsel van kalium-dichromaat, keukenzout en zwavelzuur:

Het distilleert alsdan over als een donkerroode vloeistof, die het soortelijk gewicht 1,92 heeft en aan de lucht sterk rookt. Het kookt bij 118° C, zijne dampdichtheid bedraagt 77,75 (H = l) en komt overeen met de moleculairformule CrCXCIj,. Het chromyl-chloruur werkt sterk oxydeerend. Door water wordt het ontleed volgens de vergelijking:

verkregen wordt, wanneer men kalium-dichromaat met geconcentreerd zoutzuur verwarmt. Bij het koudworden van de oplossing wordt het in kristallen afgescheiden. Wordt het op 100° C verhit, dan ontwijkt chloor; door water wordt het in kaliumchloruur en chroom-trioxyde ontleed.

De chromi-verbindingen zijn kennelijk aan hare groene of paarse, de chromaten aan hunne gele kleur.

Ammoniumsulfuur slaat groen chromi-hydroxyde neer uit de oplossingen van de chromi-zouten.

Kalium- en natriumhydroxyde brengen in de oplossingen van de chromi-zouten een bezinksel voort van chromi-hydroxyde, oplosbaar in een overmaat van het reagens. Bij koking van die verkregen oplossing wordt ecliter liet chromi-hydroxyde weder afgescheiden.

Worden chromi-verbindingen met salpeter gegloeid, dan vormen zij kaliumchromaat.

De oplossingen van chromatcn worden door reduceerende stoffen, zooals S0₂ en 1LS, in chromi-verbindingen veranderd, waardoor hare gele of roode kleur voor een groene plaats maakt.

Loodzouten brengen ook in zure oplossingen van chromaten een geel neerslag voort van loodchromaat/

Zeer kenmerkend is de volgende reactie voor het chroomzuur. Brengt men namelijk waterstof-dioxyde bij de zure oplossing van een chromaat, dan wordt de roode oplossing donkerblauw gekleurd. De aard van de stof, die de blauwe kleuring veroorzaakt, uj nog niet bekend; gewoonlijk neemt men aan, dat zij een hoogere zuurstofverbinding van het chromium is. Wordt die blauwe oplossing met ether geschud, dan onttrekt deze de blauwe stof aan de oplossing

eu wordt hierdoor fraai blauw gekleurd. De oplossing in ether is een weinig bestendiger dan die in water; beide ontkleuren zich echter langzamerhand onder afscheiding van zuurstof.

Het molybdenhim komt in de natuur vrij zeldzaam voor, voornamelijk als rnolybdeenglans (molybdenium-disulfuur MoS..) en als geellooderts (loodmolybdenaat M0₄Pb).

liet niftaal wordt verkregen door het chloruur of oxyde in een waterstofstroom te gloeien. Het hoeft een zilverwitte kleur en het soortelijk gewicht 8,9, is zeer hard en smelt bij een hoogere temperatuur dan het platinum. Wordt het gegloeid in dampkringslucht, dan oxydeert het zich tot molybdeen-trioxyde. Het lost op in geconcentreerd zwavelzuur en salpeterzuur.

Molybdeen-trioxyde, Mo0₃, mol y b d e e n z u u r - a n hydride, wordt bereid door het metaal of bet sulfuur in de lucht te gloeien. Het vormt een witte amorphe massa, die bij verhitting geel wordt, bij roodgloeihitte smelt en bij hoogere temperatuur sublimeert. Het is onoplosbaar in water en zuren, wordt echter gemakkelijk opgenomen door de oplossingen van de alkaliën en door ammonia. Wordt het anhydride samengesmolten met de hydroxyden of de carbonaten van de alkalimetalen, dan verkrijgt men zouten, die gedeeltelijk moeten worden afgeleid van het normale molybdeenzuur MOjlIj, gedeeltelijk van polyzuren, die met de polychroomzuren overeenkomen:

Ammoiiiuiiiiiiolybdeiiaat, M(i()_i(Nli, wordt verkregen doorliet anhydride samen te brengen met een geconcentreerde oplossing van ammonia. In het scheikundig laboratorium wordt het gebruikt als reagens op phosphorzuur. Het wordt in kristallen afgescheiden, wanneer men alcohol voegt bij zijne oplossing; wordt deze echter uitgedampt, dan kristallileert een zout, dat de samenstelling heeft van Mo₇0_3J(NH₄)_c 4 HoO. liij het verhitten worden beide zouten ontleed onder afscheiding van molybdeenzuur-anhydride.

Molybdeenzuur, Mo0₄1L, wordt afgescheiden, wanneer zoutzuur wordt gevoegd bij een geconcentreerde oplossing van een molybde-naat. Het vormt een wit. kristalachtig poeder, dat gemakkelijk oplost in een overmaat van zoutzuur. Wordt zink gevoegd bij deze oplossing, dan kleurt zij zich, tengevolge van de vorming van lagere oxyden, zooals Mo₃0₇ = 2 M0O3.M0O, eerst blauw en dan groen.

Het molybdeenzuur kan zich ook met phosphorzuur en arseenzuur tot poly zuren vereenigen, b. v. lOMoOj.POJïj. Deze, ingewikkeld samengestelde phosphor-en arseen-molybdeenzuren, zijn daardoor gekenmerkt, dat zij met de metalen van de kalium-

groep, niet animonium en mot organische bases zouten vormen, die onoplosbaar zijn in verdunde zuren. Wordt derhalve bij de salpeterzure oplossing van ammoniummolybdenaat een oplossing gevoegd, die een phosphaat of arsenaat bevat, dan verkrijgt men een geel, kristalachtig bezinksel van het ammoniumzout, b. v. -(lOMoOj.rO^Nl^ jj) - - 3H„0. Deze reactie dient om het phosphor-en arseenzuur te herkennen en af te zonderen.

Chloorverhindingen van liet molybdenlum. Het molybdenium vormt verscheidene chloruren en oxychloruren: MoCL, Mo„(;'l₆, MoCl_s(?), MoOCI, en MoO^CIj, die echter nog niet voldoende zijn onderzocht. Het m o 1 yb d een-pen tach 1 oru u r, MoCl_s (misschien een mengsel van MoCl₀ en MoCI_H) wordt bereid, door molybdenium of MoS» in een stroom van chloorgas te verhitten. Het vormt een metaalglanzende, donkergroene, gekristalliseerde massa, die bij 19-i⁰ C smelt en bij 268° C distilleert. Het rookt aan de lucht, vervloeit langzamerhand en is gemakkelijk oplosbaar in water. Wordt het gegloeid in een stroom van koolstofdioxyde, dan verandert het in Mo₂CI₆ en MoCL.

De o x y c h 1 o r u r e n MoOCI» en MoO„Ci₄, ontstaan bij het gloeien van een mengsel van MoOj en koolstof in een stroom van chloorgas.

Mai.vlideen-trisiiirnnr, MoS,, wordt door zwavelwaterstof neergeslagen als een bruin poeder uit de zure oplossingen van de molybdenaten. Het vormt met de sulfuren van de alkalimetalen oplosbare sulfozouten.

Molylideen-dlsiiiruar, MoS₂, komt in de natuur voor als rnolyb-deenglans en kan kunstmatig worden bereid door molybdeen-tri-sulfuur bij luchtufsluiting te gloeien.

Het wolframium komt in de natuur voor in den vorm van wolfra-maten, als wolfram, ferro-wolframaat, AV0₄Fe, als scheel it of tungsteen, calciumwolframaat, W0₄Cr, en als scheel looderts, loodwolfraraaat, W0₄Pb.

Het metaal wordt, evenals het molybdenium, verkregen door het oxyd in een stroom van waterstofgas te gloeien. Het be-iit een grijsgele kleur, is zeer hard en zeer moeilijk smeltbaar, zijn soortelijk gewicht bedraagt 16.0. Wordt het in de lucht gegloeid, dan oxydeert het tot wolfram-trioxyde. Het metaal vindt een toepassing ter bereiding van wolframstaai, dat omstreeks 8 g wolfram bevat en een grootere hardheid bezit dan gewoon staal.

Wolfram-trioxyde, W0₃, wo 1 framzuur-anhydride, wordt als een geel bezinksel afgezonderd, wanneer men salpeterzuur voegt bij een heete oplossing van een wolfraraaat. Het is niet in zuren, maar gemakkelijk in kali- of natronloog oplosbaar.

Wolframzanr, WO(OH)₄. wordt neergeslagen door een-zuur te mengen met een koude oplossing van een wolframaat; in een

exsiccator boven zwavelzuur verliest liet water en verandert in het zuur W0₂(0H)„; wordt het bij lOOquot; C gedroogd, dan levert het di wolfram zuur op van de samenstelling W₂0₇Ho = W₂0₅(0H),.

Dc wolfraiuaten zijn analogisch niet de molybdenaten en worder; van het normale wolframzuur en van ))ol3^rzuren afgeleid. Het normale natrium wolframaat WOiNa, 2 H„0 en het zoogenoemde meta-wolframzuur natrium W₄0₁₃Na₂ 10 1I.,0 worden fabriekmatig bereid, door wolframerts met soda en een weinig salpeter in een vlamoven te verhitten en de massa met water uit te trekken. De vloeistof wordt alsdan geneutraliseerd en door uitdamping tot kristalschieting gebracht. Zijne oplossing wordt gebruikt om geweven stoffen daarmede te doortrekken, waardoor deze voor het vuurvatten beschut worden, zonder hare zachtheid te verliezen. Ook tot het onbrandbaar maken van hout wordt die oplossing gebezigd.

Het wolframzuur vormt met phosphorzuur en arseenzuur dubbel-verbindingen, die analogisch zijn met die van het molybdeenzuur.

CliloorverliiiMliiit^eii van liet wolframium. Wordt wolframium of een mengsel van wolframerts en kool in een chloorstroom gegloeid, dan wordt wol fr am-h ex ach lo r u u r, WC]₀, verkregen als een donkergroene, kristalachtige massa, die bij '210° C smelt en bij 34(5° C kookt. Door water wordt het ontleed in zoutzuur en wolframzuur. Wordt het in een waterstofstroom gegloeid, dan vormt het de chloruren WCI₅ en WC1₄. Het eerste vormt zwarte naalden en kookt bij 275quot; C. De oxychloruren WOjCI» en WüClj zijn analogisch met die van het molybdenium.

Het uranium komt in de natuur voor (in grootere hoeveelheden voornamelijk in Joachimsthal in Bohemen) als uraanpekerts, een verbinding van urano-oxyde met urani-oxyde, Un,.'2 Uü₃ = UaOg.

Het metaal wordt bereid door urano-chloruur met natrium te verhitten. Het heeft een staalgrijze kleur en het soortelijk gewicht 18,3. Wordt het aan de lucht verhit, dan verbrandt het tot urano-urani-oxyde.

Het uranium vormt twee reeksen van verbindingen. In de u rano-, ook ii raan ox yd u 1 e-verb indingen genoemd, is het quadrivalent; deze zijn weinig bestendig en worden gemakkelijk geoxydeerd tot verbindingen van het sexivalente uranium. Het urano oxyde bezit een basisch karakter en vormt zouten met de zuren.

Het sexivalente uranium vormt de urani- of uraanoxyde-verbindingen. Het oxyde U0₃ en het hydroxyde U0₂(0H)₂hebben een basisch karakter, maar vormen ook zouten met bases, die men uranaten noemt. In de met zuren gevormde zouten, die een samenstelling zooals U0₂(X0₃)₂ en U0₂(S0₄) hebben, speelt do groep UO., de rol van een metaal; deze groep noemt men uran y 1, en de zouten uranylzouten.

lirano-oxyde, UO._:, u ra a n o x yd u 1 e, ontstaat door gloeiing van andere oxyden van het uranium in een waterstofstroom en is een zwart poeder, dat bij het verhitten inde lucht in urano-urani-oxvde UO_s.2UO_s overgaat.

In zoutzuur en geconcentreerd zwavelzuur lost het urano-oxyde op en vormt groen gekleurde zouten. De oplossingen geven met de alkaliën urano-hydroxyde, U(01f)₄, als een bruin poeder.

Vrano-chionuir, UCI₄, wordt ook verkregen door uranium in chloorgas te verhitten. Het vormt alsdan metaalglanzende, groene octaëders. liet vervloeit aan de lucht en lost in water op met een sissend geluid; bij het verdampen van de oplossing blijft urano-hydroxyde achter.

l'ranl'oxyde, UO3, ook uranyloxyde, U0₂.0, genoemd, ontstaat bij verhitting van uranylnitraat op 250 0, en vormt een geel poeder. Wordt het met salpeterzuur verwarmd, dan gaat het over in uranylhydraat of uraanzuur UO„(OH)₂, dat eveneens geel is gekleurd.

Uranylnitraat, UO^KOjU, wordt bereid door uraanpekerts in salpeterzuur op te lossen. Het kristalliseert met 6 moleculen water in groote, groengele prisma's, die gemakkelijk oplosbaar zijn in water en in alcohol. Wordt bij die oplossing zwavelzuur gevoegd, dan kristalliseert bij het verdampen uranylsul faat, U0₂S0₄ GIIjO, in citroengele naalden.

Vranaten, en we! kalium- of natriumuranaat ILOjK., en U₂0₇Na₌, worden als gele bezinksels verkregen, wanneer men bij de oplossingen van uranylzouten kalium- of natriumhydroxyde voegt. Het natriumuranaat wordt in den handel uraangeel genoemd en dient tot geel kleuren van glas (uraanglas) en porselein.

l'rano-uranl-oxyde , dat in de natuur als uraanpekerts voorkomt, en kan bereid worden door de andere oxyden in de lucht te gloeien, kan worden beschouwd als een uranaat van het urano-oxyde,

Vele uraanzouten Huoresceeren prachtig. Urani-oxyde ver't glas en porselein zeer fraai groengeel (uraanglas), urano-oxyde verft deze zwart.

Volgens de grootte van zijn atoomgewicht staat het manganium in dezelfde betrekking tot de elementen van de chloorgroep, als het chromium tot de elementen van de zwavelgroep. Dit wordt duidelijk, wanneer men let op de hoogste zuurstof-verbinding van het manganium. Het per mangaan zuur-anhydride, Mn.iO;. en het permangaanzuur, MnO-11, zijn geheel analogisch met CloO; of ,1„0₇ en ClOjM. De zouten van het permangaanzuur en perchloorzuur hebben veel overeenkomst met elkander en zijn meestal isomorphisch. In deze verbindingen is het manganium, evenals de halogenen, septivalent. In de overige verbindingen bezit echter hel manganium geen overeenkomst met de chloor, maar wel met die elementen, welke in dezelfde horizontaalreeks staan, vooral met het chromium en het ijzer. Evenals deze beide elementen vormt het nog 3 reeksen van verbindingen;

l⁰. De mangano-verbindi ngen, MnXo, waarin het bivalent optreedt. De mangano-zouten zijn bestendiger dan de overige rnan-gaanverbindingen. Zij hebben veel overeenkomst en zijn meestal isomorphisch met de ferro- en chromo-zouten en met de zouten van de magnesiumgroep.

2°. De mangani-v er bindingen, Mn..X₆, gelijken in vele eigenschappen op de ferri-, chromi- en aluminiumverbindingen en zijn daarmede isomorphisch; zij zijn echter minder bestendig en worden gemakkelijk tot rnangano-verbindingen gereduceerd. Hare structuur wordt evenals die van de chromi- en ferri-verbindingen afgeleid van de quadrivalentie van het manganium (bladz. 380).

3°. De verbindingen van het mangaanzuur, Mii0₄Hj = MnOo(OH)o, waarin het manganium sexivalent is, komen overeen met de verbindingen van het chroomzuur Cr0₄H₂, ijzerzuur FeOJI-en dus ook met het zwavelzuur S0₄H₂.

komst, die verschillende elementen in huune verbindingen bezitten, afhankelijk is van de valentie, welke zij daarin uiten (bladz. 32V). In de mangano-verbindingen heeft het manganium, evenals de elementen van de magnesiumgroep, een vrij sterk basisch karakter; in de mangani-verbindingen is dit reeds veel zwakker. Het sexivalente manganium gelijkt op metalloïde, zuurvormende elementen, voornamelijk op de zwavel. Bij nog verdere additie van zuurstof eindelijk verkrijgt het manganium in het permangaanzuur het sterk metalloid karakter van de halogenen. Soortgelijke verschijnselen hebben wij reeds opgemerkt bij andere metalen, b. v. het chromium.

Omgekeerd verkrijgen de metalloïden en zwak basische metalen, door toevoeging van waterstof of koolwaterstofgroepen (CH₃, C„H_S), een sterk basiscli, alkalisch karakter. De groepen NI1₄ (ammonium), P(CH3)₄ (tetraaethyl-phosphonium), S(C.,H₅)3 (triaethyl-sulfm), Sn (CïHjXt (tin-triaethyl) enz. bezitten metallische eigenschappen, daar hunne hydroxyden P(CH₃)₃.OH, S(C.,li₅)₃.OH, Sn(C.,H₅)₃OH volkomen gelijken op de hydroxyden van de alkalimctalen, KOH en NaOH.

Het manganium komt in tie natuur zeer verspreid voor; in gedegen toestand wordt het in de meteoorsteenen gevonden. Zijne belangrijkste ertsen zijn de bruinsteen of pyrolusit, Mn0₂, het hausrnannit, Mn₃O_t, het braunit, Mn.Oj, het manganit, Mn._:0₃.Ho0 en het mangaanspaath C0₃Mn.

Het metaal wordt verkregen door de oxyden met kool te gloeien. Het is grijsachtig wit van kleur, zeer hard en moeilijk smeltbaar; zijn soortelijk gewicht bedraagt 7,2. In vochtige lucht wordt het gemakkelijk geoxydcerd; het ontleedt water in de kookhitte en vormt mangano-zouten, wanneer het in zuren wordt opgelost.

Een legeering van manganium en ijzer, ferromangaan genoemd, wordt gebruikt bij de fabricatie van Bessemerstaal (zie dit). Om haar fabriekmatig te bereiden wordt een mengsel van rnangano-carbonaat, ferri-oxyde en houtskool hoog verhit, waardoor men een regains verkrijgt, die van 20 tut '30J manganium bevat.

mang-ano-oxyde , MnO, rn a n g a a n o x y d u 1 e, ontstaat, wanneer rnangano-carbonaat wordt gegloeid onder afsluiting van de lucht, en kan verder worden verkregen door verhitting van alle oxyden van het manganium in een stroom van waterstofgas. Het

is een amorph, groen poeder, dat aan de lucht gemakkelijk tot MiijOt wordt geoxydeerd.

mang-ano-liydroxyde , Mn(ÜH)5, ma ngaan oxy du le-hy-draat, wordt door de alkaliën uit de oplossingen van de mangano-zouten neergeslagen als een volumineus, roodachtig-wit bezinksel. dat in aanraking met lucht tot mangani-hydroxyde, Mn₂(OH)₆, wordt geoxydeerd.

mangano-zonten worden gevormd door manganium of de oxyden van het manganium in zuren op te lossen. Zij hebben alle een bleekroode kleur.

Mangtmo-cliloruur, MnCL, kan als MnCl.. 4 ILO iu roodachtige tafelvormige kristallen worden verkregen. Worden deze gedroogd, dan ontwijkt HCl, en een oxyde van het manganium blijft achter. Wil men watervrij mangano-chloruur bereiden, dan kan dit geschieden door verhitting van het dubbelzout MnClo.2NH_tCl-)-H₂0 (zie magnesiumchloruur bladz. 312), of door de oxyden van het manganium in een stroom van droog waterstofchloruur te gloeien; het vormt alsdan een kristalachtige massa, die in aanraking met lucht vervloeit,

mangano-suiraat, S0₄Mn, zwavelzuur.mangaanoxy-dule, kristalliseert beneden 0quot; C met 7 moleculen kristalwater, evenals magnesium- en ferro-sulfaat; bij gewone temperatuur daarentegen met 5 moleculen ILO evenals cupri-sulfaat; de laatste molecule water verliest het eerst bij '200° C. Met de sulfaten van de alkalimetalen vormt het dubbelzouten , b. v. S04Mn. SO,K_e 6 ILO , (bladz. 313).

Haogano-carbouaat, C0₃^ln. koolzuur mangaanoxy-dule, wordt in de natuur als mangaanspaath gevonden, en door de carbonaten van de alkalimetalen uit de oplossingen van de man-gano-zouten neergeslagen als een wit poeder, dat in aanraking met de lucht, door zuurstof op te nemen, spoedig bruin wordt.

nang-ano-sulfuur, MnS, m angaansu 1 fuur, komt in de natuur voor als mangaanblende, en wordt door de sulfuren van de alkalimetalen en van ammonium uit de oplossingen van de inan-gano-zouten neergeslagen als oen vleeschrood bezinksel, dat bruin wordt aan de lucht.

nang-ani-oxyile, Md₂0₃, mangaa n o xy de, m an gaan-ses-. qui oxyde, ontstaat bij gloeiing van alle zunrstofverbindingen van het manganium in een atmosfeer van zuurstofgas. Het is een zwart poeder.

Manjfanl-liydroxyile , Mn₂(OH)₆, m a tl ga a n o x y d e-h yd ra a t, wordt door ammonia uit de oplossingen van de manganizouten afgezonderd als een zwartbruin poeder. Zoowel het oxyde als liet iivdroxyde ontwikkelt bij het verwarmen met zoutzuur chloor, onder vorming van mangano-chloruur:

Het is slechts een zeer zwakke basis; zijne zouten zijn zeer onbestendig en gaan door afscheiding van zuurstof gemakkelijk over in mangano-zouten.

Xlaiigaiii-siiiraat, (SO^Mn.,, zwavelzuur mangaanoxyde, wordt verkregen als een donkergroen poeder, wanneer men geconcentreerd zwavelzuur voegt bij mangaan-peroxydehydraat. Het vervloeit in aanraking met lucht en lost in koud water op met donkerroode kleur. Met kalium- en ammoniumsulfaat vormt het een aluin; b. v. (S0₁)3Mn„.SO_tK₂ -(- 24 H₂0. De oplossingen van deze zouten worden bij het verwarmen ontleed onder afscheiding van zuurstof.

Maug-ano-man^ani-oxyde, Mn₃04 = Miuüj.MnO, manga a n-oxyd-oxydule, komt als hausmannit in de natuur voor in den vorm van donkerbruine, quadratische octaëders, en ontstaat bij het gloeien van alle zuurstofverbindingen van het manganium in dampkringslucht. Op zoutzuur werkt hot in volgens de vergelijking:

]?lan^aan-ilioxyile, MnO,, gewoonlijk man gaan-p er o xyd e genoemd, komt in de natuur voor als bruinsteen of pyrolusit in donkergrijze, straalvormig gekristalliseerde massa's, of in bijna zwarte, rhombische prisma's, die metaalglans bezitten. Bij zwakke gloeiing verandert het in mangani-oxyde, bij sterke gloeiing in inangano-mangani-oxyde:

Het dient derhalve ter bereiding van zuurstof. Wordt het met zoutzuur verwarmd, dan ontwikkelt het chloor:

Kunstmatig kan men hydraten van het niangaan-dioxyde bereiden van de samenstelling Mn0₂.H„0 en Mn0₂.2 H₂0, wanneer men hypochlorieten voegt bij tie oplossingen van mangano-zouten, of

wanneer men chloor leidt in een oplossing vati de mangano-zouten, waarbij natriumcarbonaat is gevoegd. Deze hydraten zijn oplosbaar in koud zoutzuur, zonder dat hierbij chloor vrij wordt. Waarschijnlijk heeft alsdan de vorming plaats van een mangaan-tetrachloruur MnCI₄, dat bij verwarming in MnCL en Cl; wordt ontleed. Dit verschijnsel pleit er voor, dat het manganium in het mangaan-dioxyde quadrivalent is.

Bruinsteen en ook de overige, in de natuur voorkomende, oxyden van het manganium dienen in de industrie hoofdzakelijk ter bereiding van chloor. De waarde, welke zij voor dit doel bezitten, kan men op eenvoudige wijze bepalen, door een afgewogen hoeveelheid te verwarmen met zoutzuur en de op deze wijze ontwikkelde chloor te leiden in een oplossing van kaliumjoduur, waardoor jodium zal vrijkomen volgens de vergelijking:

De hoeveelheid van het afgescheiden jodium kan dan met behulp van natrium-hyposulfiet worden bepaald volgens de methode, die op bladz. 280 is aangegeven.

Het toenemende verbruik van bruinsteen voor de chloorindustrie maakte het wenschelijk het terugblijvende mangano-chloruur, dat geene handelswaarde bezit, door scheikundige processen weder in mangaan-dioxyde te veranderen. Dit gelukt volgens de methode van Weldon, die dan ook reeds in vele chloorkalkfabrieken is ingevoerd. Te dien einde wordt de oplossing van mangano-chloruur, na door calciumcarbonaat te zijn geneutraliseerd, in een ijzeren cylinder gebracht, waarin van onderen door nauwe buizen waterdamp en lucht wordt geleid, terwijl van boven een dunne straal van kalkmelk er zoolang in vloeit, totdat in de vloeistof geen manganium meer is aan te toonen. Door de kalkmelk wordt mangano-hydroxyde neergeslagen uit het mangano-chloruur, en door den luchtstroom dit witte bezinksel tot zwart mangani-oxyde geoxydeerd. Om deze oxydatie te bespoedigen gebruikt men een overmaat van kalk, waardoor verbindingen van de samenstelling MnOjCa en MnOjCa.MnC^Hj worden gevormd. Men laat bezinken, en de oplossing van CaCl₂ wegvloeien, terwijl het zoogenoemde zwarte mangaanslijk direct weder tot chloorontwikkeling kan dienen:

Het is hier de plaats ook gewag te maken van een methode, om uit waterstofchloruur fabriekmatig chloor te bereiden zonder toevoeging van bruinsteen. Dit DEAOON'sche proces berust op dn omstandigheid, dat een mengsel van 1IC1 en lucht in water en vrij chloor wordt omgezet, wanneer het bij een temperatuur van 400°C wordt geleid over poreuse lichamen, zooals gebakken steenen enz., die doortrokken zijn met kopersulfaat. Dit zout blijft bij het proces onveranderd; de rol, die het hierbij speelt, is echter nog niet volkomen opgehelderd. Ook volgens deze methode wordt reeds in verscheidene fabrieken gewerkt.

Haliumman^anaat, Mn0₄K₂. Worden de zuurstofverbindingen van het manganium in de lucht gegloeid, gemengd met kaliumhvdroxyde of beter nog met oxydeerende stoffen zooals salpeter of kalium-perchloraat, dan verkrijgt men een donkergroene amorphe massa, die in koud water oplosbaar is met donkergroene kleur. Wordt die oplossing onder den recipient van de luchtpomp verdampt, dan kristalliseert kaliummanganaat, mangaanzuur kalium, in donkergroene, metaalglanzende, rhombische prisma's, die isomorphisch zijn met kaliumsulfaat en kaliumchromaat. Het lost zonder verandering op in kali- of natronloog; door water echter wordt het zoodanig ontleed, dat bruin mangaan-dioxydehydraat wordt afgescheiden en de groene oplossing van het manganaat in de donkerroode van het kalium-permanganaat verandert:

Een soortgelijke omzetting van het groene manganaat in het roode permanganaat heeft nog spoediger plaats bij de inwerking van zuren:

Die gemakkelijke kleurverandering is aanleiding geweest, dat men die oplossing van het manganaat chamaeleou minerale heeft genoemd.

jKaliam-permanganaat, Ma0₄K , permangaanzuur kalium, wordt het gemakkelijkst verkregen door in de oplossing van het manganaat zoolang koolstof-dioxyde te leiden, totdat de groene kleur in een roode is veranderd. Wordt de oplossing geconcentreerd, dan kristalliseert het in donkerroode prisma's, die isomorphisch zijn met kalium-perchloraat. Eén deel van het zout lost op in 12 deelen water van gewone temperatuur.

De oplossing van kalium-permanganaat werkt sterk oxydeerend; bij tegenwoordigheid van een zuur wordt zij alsdan in een kleurloos mangano-zout veranderd. Wordt zij b. v. gebracht bij de oplossing van oxaalzuur of van een ferro-zout, waarbij zwavelzuur is gevoegd, dan hebben de volgende omzettingen plaats:

2 MnOJv-f- 5 CjOJJj-f-380,11, = 2 S0_tMn-t-SO_tK_sH-8H₈0 5C0_a en 2 MuO»K 10 S0₄Fe 8SOJ1, = 2S0₄Mn S0₄K_s 8II₂0

Men maakt van deze reacties gebruik om de hoeveelheden oxal-zuur of ferro-zout in oplossingen te bepalen. Men bedient zich hiervoor van een oplossing van kalium-permanganaat, waarvan men de sterkte vooraf heeft bepaald, door daarvan uit een buret met glazen kraan zoolang bij een oplossing van een gewogen hoeveelheid oxaalzuur te laten vloeien, totdat de roode kleur bij verdere toevoeging van kalium-permanganaat niet meer verdwijnt. Men leest de gebruikte hoeveelheid af, en bezigt die oplossing op gelijke wijze, om onbekende hoeveelheden oxaalzuur of ferro-zout te vinden. Daar de ferri-zouten door reduceerende middelen gemakkelijk in ferro-zouten zijn om te zetten (zie het ijzer), zoo kan die methode, welke zeer licht uitvoerbaar is, over hot algemeen dienen, om de hoeveelheid ijzer b. v. in ijzerertsen te bepalen.

Ook vele organische stollen worden door het permanganaat ge-oxydeerd; het dient derhalve als desinfectiemiddel. Door papier kan zijne oplosing om dezelfde reden niet worden gefiltreerd.

De overige zouten van het permangaanzuur zijn eveneens analogisch en isomorphisch met de perchloraten. Het natrium-permanganaat is zeer gemakkelijk oplosbaar in water en kristalliseert moeilijk.

.Wang-aaa-lteptoxyile « Mn₂0₇, p e r m a n ga a n z u u r - a n h y-dride, wordt als een olieachtige, donkergekleurde vloeistof afgezonderd , wanneer sterk afgekoeld zwavelzuur wordt gevoegd bij droog kalium-permanganaat. Bij voorzichtige verwarming verandert het in donkerpaarse dampen, die bij spoedige verhitting ontplofïen. Het mangaan-heptoxyde werkt sterk oxydeerend; papier, alcohol en andere organische stoffen ontbranden, wanneer zij daarmede in aanraking komen.

Van alle bekende elementen zijn nu nog slechts die te beschrijven , welke in de tabel van bladz. 226 in de kolom VIII zijn opgenomen. Zij zijn verdeeld in drie groepen, welke zoowel in de grootte van haar atoom- als ook van haar soortelijk gewicht nagenoeg overeenstemmen: Fe = 56 Co = 59 Ni = 59 Ru = d 04 Rh - 10-4 Pd =106 Os = 196 Ir = 107 Pt =198(1).

Het soortelijk gewicht van de metalen der ijzergroep (Fe, Co, Ni) bedraagt 7,8 tot 8,8, dat van de palladiumgroep 11,5 tot 12,1 en dat van de platinumgroep 22,4 tot 23.

Volgens de grootte van hunne atoomgewichten, evenals wegens hunne scheikundige eigenschappen, vormen de elementen van deze drie groepen een overgang van de metaalachtige elementen van kolom VI en VII tot de minder basische metalen van kolom I en II (bladz. 226). Wij hebben gezien dat de metalen Cr, Mo en W van kolom VI en het manganium van kolom VII in hun hoogste verbindings-vormen een metalloïd, zuurvormend karakter bezitten. Hetzelfde verschijnsel merken wij op bij de eerste termen van deze drie groenen, het ijzer (Fe0₄K₂), het ruthenium (RuO»K,) en het osmium (0s0₄Kj). Bij de volgende termen Co, Rh, Ir en Ni, Pd, Pt nemen wi^: iets dergelijks echter niet meer waar. Zij sluiten zich door bemiddeling van het koper (Cu = 63), zilver (Ag = 108) en goud (Au = 197) aan bij de metalen van kolom II, zoowel wat hun physische als wat hun scheikundige eigenschappen aangaat.

(1) Zooals reeds op bladz. 228 is gezegd, stemmen deze atoomgewichten :iiet volkomen overeen met die, welke proefondervindelijk zijn gevonden. Voor hel osmium is 199, voor iridium 198 en voor platinum 197,4 als atoomgewicht gevonden. Daar echter het osmium in scheikundig opzicht in dezelfde verhouding staat tot iridium en platinum, als het ruthenium tot rhodium en palladium en als het ijzer tot kobalt en nikkel, is het zeer waarschijnlijk , dat de atoomgewichtshepaling van het osmium niet nauwkeurig is geschied. en dat zijn atoomgewicht iets kleiner is dan 199.

De metalen van de ijzergroep: het ijzer, kobalt en nikkel vormen een trapsgewijzen overgang van het manganium tot het koper. Onder alle overige elementen kenmerken zij zich door hunne magnetische eigenschappen.

Het ijzer vormt drie reeksen van verbindingen volgens de vormen FeX₆, FejXj en FeX,. In den hoogsten verbindingstrap bezit het een zuurvormend karakter; de verbindingen van het ijzerzuur, FeOtHj, hebben veel overeenkomst met die van het chroomzuur en liet mangaanzuur; zij zijn echter minder bestendig dan deze. Kobalt en nikkel vormen geene hiermede overeenkomstige verbindingen.

De ferri-verbindingen, Fe_sX₈, die de sexivalente groep Fes bevatten (bladz. 380), hebben veel overeenkomst met de aluminium-, chromi- en mangani-verbindingen en zijn meestal hiermede isomor-phisch. Zij zijn de bestendigste van de ijzerverbindingen. De kobalti-verbindingen zijn veel minder bestendig, en men kent slechts eenige dnbbelzouten van dezen vorm. Nikke 1 i-zouten zijn niet bekend.

De derde vorm van verbindingen, namelijk FeX₂, CoXo en NiX», is aan alle drie metalen eigen; zij treden hierin bivalent op. Deze verbindingen hebben veel overeenkomst met de chromo-, mangano-, cupri-, magnesium- en zink verbindingen. De ferr o-ver bin ding en zijn minder bestendig dan de ferri-verbindingen, en veranderen door oxydeerende middelen gemakkelijk in deze. De kobalto- en nik-kelo-verbindingen daarentegen zijn bestendiger dan de kobalti-en nikkeli-verbindingen.

Dit voor de industrie en het dagelijksch leven belangrijkste van alle metalen is in de natuur zeer algemeen verspreid. In gedegen toestand wordt het op de oppervlakte der aarde slechts gevonden in de meteoorsteenen gemengd met kobalt en nikkel, of als begeleider van de platinummetalen in de platinumertsen van den Ural; op andere wereldlichamen daarentegen, die, zooals de zon, met een waterstof-atmosfeer zijn omgeven, komt het in groote hoeveelheden in onverbonden toestand voor.

Tot de belangr'ykste ijzerertsen behooren: magneet ijzer steen, FejO», yzerglans en r o o dij zer steen, beide van de samenstelling FejOa, bruinijzersteen, moeraserts en oer, alle

forri-hydroxyde, spaathijzersteen of spherosideriet, C0₃Fo. Doze zuurstofhoudende ertsen worden rechtstreeks tot afscheiding van het ijzer gebruikt; de zwavelhoudende pyrieten, waaronder de zwavelkies, PeS», de belangrijkste is, kunnen echter eerst voor hetzelfde doel dienen, nadat zij, volgens in nieuweren tijd ontdekte methoden, volkomen van hun zwavelgehalte zijn bevrijd.

Het metaal. Men onderscheidt drie hoofdsoorten van ijzer, het g-ietijzer, het staal en het smeedijzer, die scheikundig vooral door hun verschillend gehalte aan koolstof zijn onderscheiden.

Het gietijzer bevat 3—koolstof, en wel gedeeltelijk in scheikundig gebonden toestand, gedeeltelijk als mechanisch gemengd graphiet. Wordt het gesmolten gietijzer snel afgekoeld, dan ontstaat het wit gietijzer, dat het grootste gedeelte van de koolstof in scheikundig gebonden toestand bevat; dit heeft een witte kleur, op het breukvlak toont het een grofkorreligen, kristalachtigen bouw te bezitten en is zeer hard eu bros. Zijn soortelijk gewicht bedraagt van 7,5—7,7. Manganiumhoudend gietijzer heeft een bladerige structuur en wordt spiegel ijzer genoemd. Laat men gesmolten gietijzer langzaam afkoelen, dan wordt het grootste gedeelte van de koolstof afgescheiden als graphiet, dat echter met het ijzer gemengd blijft. Het aldus gevormde grauwe gietijzer heeft een donkere, grauwe kleur, is minder hard en bros en wordt derhalve tot giet-stukken gebruikt , terwijl het wit gietijzer ter bereiding van staal en smeedijzer dient. Beide soorten van gietijzer kunnen niet go-smeed of geweld worden.

Het staal bevat van 0,25—2 ⁰g koolstof, uitsluitend in scheikundig gebonden toestand. Het heeft de bekende staalgrauwe kleur en een fijnkorreligen bouw; zijn soortelijk gewicht is 7,0—7,8. Het is moeilijker smeltbaar dan gietijzer, maar gemakkelijker dan smeedijzer. Een kenmerkende eigenschap van het staal is, dat het zoor hard en bros wordt, wanneer het in gloeienden toestand plotseling wordt afgekoeld: het harden van hot staal. Door het geharde staal op een temperatuur te verhitten, die tusschor. 200 en 300^u C is gelegen, verliest het zijne brosheid, echter niet in gelijke mate zijne hardheid, waardoor het tot vervaardiging van stalen voorwerpen meer geschikt wordt: het ontlaten of temperen van het staal. Wordt staal langzaam afgekoeld, dan is het zacht en laat zich smeden en wellen.

Het smeedijzer bevat van 0,1 tot 0,6 g- koolstof. Het heeft een lichtgrauwe kleur, het soortelijk gewicht 7,7, is vrij zacht en taai, en laat zich bij roodgloeihitle gemakkelijk smeden, wellen en walsen. Het gewalste ijzer hoeft een straligen bouw, terwijl hot

gesmede fijnkorrelig is; het eerste is vaster en taaier dan liet tweede. Het smeedijzer smelt eerst bij lichte witgloeihitte (1500quot; C), terwijl het gietijzer en staal reeds bij omstreeks 1200° C smelten.

Metallurgie van liet ijler. De afscheiding van het ijzer uit zijir; ertsen berust op de eigenschap der zuurstofverbindingen van liet ijzer, van door gloeiing met kool te worden gereduceerd. Volgens de oudste methode worden de ijzerertsen met houtskool gemengd en in windovens gegloeid. Hierdoor verkrijgt men direct ijzer, dat slechts weinig koolstof heeft opgenomen. smeed ij zer, als een sponsachtige massa, die door bewerking met den hamer samenhang moet verkrijgen. Sedert het begin van de vorige eeuw past men de tegenwoordig nog gebruikelijke methode toe, volgens welke men uit de ijzerertsen eerst gietijzer bereidt, en dit door nieuwe bewerkingen in staal en smeedijzer verandert. Dit gietijzer wordt gewonnen in groote, gemetselde hoogovens, die zoo zijn ingericht, dat zij jaren lang onafgebroken in werking blijven. Door de bovenste opening, de monding, worden in den oven afwisselende lagen gebracht van kool, vooraf gerooste en fijngemaakte ijzerertsen en kiezelzuur- en kalkhoudende steenen, het zoogenoemde toeslag. Deze laatste dienen, om met het ganggesteente, waarmede de. ijzerertsen zijn gemengd een gemakkelijk smeltbaar silicaat op te leveren, waarvan de vorming het samenvloeien van het gereduceerde ijzer bevordert. Van onderen wordt de lucht, die voor het proces noodig is, na vooraf verhit te zijn, door ijzeren buizen in den oven geblazen. Door de verbranding van kool ontstaat eerst koolstof-dioxyde, dat in aanraking met gloeiende kool in koolstofoxyde wordt veranderd (bladz. 211), welk gas op het ijzeroxyde reduceerend werkt volgens de vergelijking :

Het gereduceerde ijzer zakt naar beneden, komt met gloeiende kool in aanraking, waarmede het zich verbindt tot gietijzer, dat smelt en op den haard van den oven vloeit. Gelijktijdig vloeien ook de gesmolten silicaten, de slak, naar beneden, deze bedekt het gesmolten gietijzer en behoedt dit hierdoor voor oxydatie.

Om het verkregen gietijzer in staal en smeedijzer te veranderen, moet daaraan koolstof worden onttrokken. Ter bereiding van het smeedijzer wordt het gietijzer in open haarden, frischhaarden, onder levendigen luchttoevoer in een houtskoolvuur verhit (het fri-schen), of in vlamovens, pud del ovens, waarin de haard door een gewelf is bedekt, door de vlam van een steenkolenvuur en onder toevoer van lucht gesmolten en zoolang omgeroerd, totdat de massa deegachtig is geworden (het pud del en). Hierbij verbrandt bijna alle koolstof tot koolstofoxyde en worden de overige, in geringe hoeveelheid in het gietijzer aanwezige bijmengselen, zooals silicium, zwavel en phosphorus, geoxydeerd. De zoo verkregen massa van smeedijzer, de wolf, wordt alsdan onder groote hamers en door walsen verder verwerkt.

cementeering, en niet uit gietijzer. Te dien einde worden smeedijzeren staven met kooljjoeder gedurende 8—14 dagen tot rbodgloeihitte verhit, waardoor het ijzer van de oppervlakte koolstof opneemt. De staven worden dan uit den oven genomen, omgesmeed, opnieuw met koolpoedor verhit, en het proces verscheidene malen herhaald, totdat de geheele massa zoo gelijkslachtig mogelijk is geworden (cementstaal). Gelijkslachtiger verkrijgt men het staal, door het in vuurvaste kroezen te smelten (gietstaal).

Tegenwoordig verkrijgt men het meeste staal uit gietijzer en wel volgons het frisch- en pud del proces en sedert 1855 volgens de methode, die door John Bessemer is ontdekt, en in de nijverheid ingevoerd. Dit B ess emer s taa 1 wordt verkregen, wanneer door gesmolten gietijzer heen, dat zich in eigenaardig geconstrueerde, met vuurvaste steenen bekleede kroezen, de zoogenoemde Besse-merpeeren, bevindt, lucht onder sterken druk zoolang wordt geblazen, totdat het ijzer genoeg van kool is bevrijd. Bij voorkeur gebruikt men mangaanhoudend gietijzer voor het bessemeren, omdat het manganium door zijne gemakkelijke oxydeerbaarheid met het oxydatieproduct van het silicium dan een gemakkelijk smeltbare slak vormt, die eveneens oxydeerend op de kool werkt. Aan gietijzer, dat weinig manganium bevat, wordt te dien einde ferromangaan (bladz. 394) toegevoegd.

Het in den handel komende Ijzer, zelfs het zuiverste, zooals fiji.e pianosnaren, bevat altijd vreemde bijmengselen, voornamelijk koolstof en in zeer geringe hoeveelheid silicium, zwavel en phosphorus. Wordt koolstofhoudend ijzer opgelost in zoutzuur, dan verbindt zich de scheikundig gebonden koolstof met de waterstof tot koolwater-stofverbindingen, terwijl de mechanisch bijgemengde graphietblaadjes onopgelost achterblijven.

Om scheikundig zuiver ijzer te bereiden, verhit men zuiver ferri-oxyde of ferri-oxalaat in een waterstofstroom:

waarbij het ijzer als een fijn zwart poeder terugblijft. Heeft die reductie bij roodgloeihitte plaats gehad, dan wordt het verkregen poeder gloeiend, zoodia het aan de lucht komt en verbrandt (py-rophorisch ijzer); het sterk gegloeide poeder ontvlamt n'.ot vanzelf. Zijn soortelijk gewicht is 7,78.

Ook door galvanische ontleding van een oplossing van het dubbelzout van ferro-sulfaat met magnesiumsulfaat wordt ijzer in metallisclien toestand afgescheiden. Dit electrolytische ijzer bevat echter zijn ISvoudig volume van waterstof en heeft het soorteijke gewicht 8,14.

Scheikundig zuiver ijzer heeft een grauwachtig witte kleur, is vrij zacht en verandert slechts zeer langzaam aan de lucht. Het smelt

eerst in de hitte van de knalgasvlam. Het gewone ijzer roest zeer spoedig in vochtige lucht, en bedekt zich hierbij met een laag van ferri-hydroxyde. Wordt het in de lucht gegloeid, dan vormt zich op zijne oppervlakte een gemakkelijk afschilferende laag van fervo-ferri-oxyde FejO^ (hamerslag). In zuurstof verbrandt het met een helder licht.

In aanraking met een magneet wordt het ijzer zelf magnetisch, maar slechts het staal behoudt zijn magnetisme, terwijl het gietijzer en het smeedijzer na verwijdering van den magneet spoedig het magnetisme weder verliezen.

In de roodgloeihitte wordt water door het ijzer ontleed onder vorming van ferro-ferri-oxyde en ontwikkeling van waterstof:

Het ijzer lost gemakkelijk op in zoutzuur en zwavelzuur onder vrij-worden van waterstof, die een eigenaardigen reuk heeft tengevolge van de gelijktijdig gevormde koolwaterstof-verbindingen. In salpeterzuur lost het ijzer op onder afscheiding van stikstofoxyde. Wordt ijzer echter in geconcentreerd salpeterzuur gedompeld en vervolgens met water afgespoeld, dan lost hot niet meer op in salpeterzuur. Dit verschijnsel wordt passiviteit van het ijzer genoemd en berust waarschijnlijk op de vorming van een onoplosbaar ijzeroxyde op de oppervlakte van het ijzer.

De ferro-verbindingen, ook oxydule-verbindiugen van het ijzer genoemd, ontstaan bij het oplossen van ijzer in zuren en kunnen ook door reductie van de ferri-zouten worden gevormd b. v.;

In waterhoudenden toestand zijn ze meestal lichtgroen gekleurd; in aanraking met lucht oxydeeren zij tot ferri-verbindingen b. v.:

Ferro-oxyde, FeO, ijzeroxydule, wordt bereid, door ferri-oxyde met koolstofoxyde te reduceeren. Het is een zwart poeder, dat bij verwarming in de lucht zich gemakkelijk oxydeert.

F'crro-liyflroxyde, Fe(OH)₂, ij zer oxy d u le-hy draa t, wordt door de alkaliën uil de oplossingen van de ferro-zouten neergeslagen als een wit poeder, dat door den oxydeerenden invloed van de lucht eerst groen en dan bruinrood wordt. Het is een weinig oplosbaar in water en reageert alkalisch.

Vemt-riiloriinr, FeCl„, ijzerchloruur, kristalliseert uit de oplossing in zoutzuur in groene, monoklinische prisma's van de samenstelling FeCl₂ 4H₂0, die in de lucht vervloeien en zuurstof daaruit opnemen. Het watervrije zout wordt bereid door wa-terstofchloruur te leiden over verhit ijzer. Deze verbinding vormt een witte massa, die bij het verhitten smelt, en in de roodgloeihitte sublimeert, waardoor men haar in witte, hexagonale kristalblaadjes verkrijgt. Met kalium- en ammoniumchloruur vormt het ferro-chloruur goed kristalliseerbare dubbelzouten, b. v. FeCI₂.2 KC1 2 H₂0.

Perro-Joduur, Fe.T₂, ijzerjoduur, wordt bereid door ijzer met jodium en water te verwarmen. Het kan worden verkregen in kristallen van de samenstelling FeJ» 4 ILO.

■Terro-sulfaat, S0₄Fe, zwavelzuur ijzeroxydule, kristalliseert uit zijne waterige oplossing met 7 HjO in groote, lichtgroene, monoklinische prisma's en wordt dan gewoonlijk ijzervitriool genoemd. In droge lucht verweeren de kristallen een weinig; in vochtige lucht oxydeeren zij en worden bedekt met een bruine laag van basisch ferri-sulfaat. Bij 100° C verliezen zij 6 moleculen kristalwater en vallen uiteen tot een wit poeder. Het laatste molecule water ontsnapt eerst bij 300° C. In dit opzicht komt het ferro-sulfaat dus volkomen overeen met de sulfaten van de metalen van de magnesiumgroep. Evenals deze vormt het ook dubbelzouten met kaliurn- en ammoniumsulfaat, die 6 moleculen kristalwater bevatten, b. v. S0₄Fe.S0₄K₁ 6 H₂0. Die dubbelzouten zijn bestendiger dan het ferro-sulfaat, zij verweeren niet en oxydeeren slechts zeer langzaam aan de lucht.

Het ferro-sulfaat kan worden bereid door ijzer in zwavelzuur op te lossen. In de industrie verkrijgt men het gewoonlijk uit zwavel-kies, FeS₂. Wordt deze delfstof geroost, dan verliest zij de helft van haar zwavelgehalte en verandert in ferro-sulfuur, FeS, dat bij tegenwoordigheid van water zuurstof absorbeert uit de lucht. Hierdoor wordt ferro-sulfaat gevormd, dat door water kan worden opgelost.

Ijzervitriool vindt een uitgebreide toepassing in de nijverheid; onder anderen wordt het in de ververij en ter bereiding van inkt gebruikt.

F'erro-carbonaat, FeC0₃, koolzuur ijzer oxydule, komt in de natuur voor als s p a a t h ij ze r steen in den vorm van gele

rhomboëders, die isomorphisch zijn mot kalkspaatli en zinkspaath. quot;Wordt natriumcarbonaat gevoegd bij de oplossing van ferro-zouten, dan wordt ferro-carbonaat neergeslagen als een wiu volumineus bezinksel, dat aan de lucht spoedig oxydeert tot ferri-hydroxyde. Het ferro-carbonaat is een weinig oplosbaar in koolzuurhoudend water en wordt derhalve ook in vele in de natuur voorkomende watersoorten gevonden.

l^erro-pliospliaat, (PO,^ Fe₃ 8H₂0, phosphorzuur ijzer-oxydule, komt iu den vorm van blauwe, bladerige kristallen in de natuur voor en wordt dan vi via niet genoemd. Het ferro-phosphaat, dat door natriumphosphaat uit de oplossingen van ferro-zouten wordt neergeslagen, vormt een wit, amorph poeder, dat aan de lucht oxydeert.

Ferro-sulfnur , FeS, ij z er sul fu u r, wordt als een donkergrauwe , tnetaalglanzende massa verkregen , wanneer ijzer met zwavel wordt samengesmolten en dient in dien toestand in het laboratorium ter bereiking van waterstofsulfuur (bladz. 75). Wordt een innig mengsel van ijzervijlsel en zwavelbloemen met water bevochtigd , dan heeft die vereeniging reeds bij gewone temperatuur plaats. Lit de oplossingen van de ferro-zouten wordt door de sulfuren van de alkalimetalen en van liet ammonium ferro-sulfuur neergeslagen als een zwart bezinksel, dat in vochtigen toestand aan de lucht oxydeert tot ferro-sulfaat. Ook uit de oplossingen van de funi-zouten wordt liet verkregen door dezelfde reagentiën, die dan eerst onder afscheiding van zwavel reduceerend werken:

Veni-oxyde, l'eoO,, ijzeroxyde of ij zer-sesq uioxyd e, komt, gekristalliseerd in donkergrauwe, metaalglanzende, rhombisclie prisma's, als ijzerglans voor in de natuur; de zeer algemeen verspreide rood ijzer steen vormt dichte massa's. Het ontstaat bij gloeiing van alle zuurstofverbindingen van het ijzer aan de lucht. In de nijverheid wordt het bereid door gloeiing van ijzervitriool. Het vormt alsdan een donkerrood poeder, dat doodekop {caput mortuum) wordt genoemd, en als verfstof en tot polijsten van glas en goud wordt gebruikt. In sterk gegloeiden toestand is het moeilijk oplosbaar in zuren.

■^erri-liyilroxyile , Fe2^0H)_e, ij zer ox y d hy d raa t, wordt door de alkaliën uit de oplossingen van de ferri-zouten neergeslagen

zouten, dan worden de cyanuren Fe(CN)_a en Fe_a(CN)₆ neergeslagen als witte bezinksels, die zich aan de lucht spoedig ontleden. In een overmaat van kaliumcyanuur lossen zij op en vormen hiermede de dubbelcyanuren Fe(CN)j. 4 KCN en Fe₂(CN)₆.6 KCN. Worden zuren gevoegd bij deze dubbelcyanuren, dan worden hieruit de waterstofverbindingen FeCy₆H₄ = FeCy„. 4 HCy en FeoCy^IIe = Fe,Cy₆.() HCy neergeslagen. (De cyaangroep CN wordt gewoonlijk doorliet teeken Cy aangeduid.) Deze verbindingen zijn, evenals het waterstofcyanuur, zuren, die zouten vormen, wanneer hun waterstof door metalen wordt vervangen. In deze zouten, evenmin als ia de zuren zelf, kan noch het ijzer noch het cyaan door de gewone reagentiën worden aangetoond ; het ijzer wordt hieruit b. v. niet door de alkaliën neergeslagen. Men neemt derhalve aan, dat deze verbindingen samengestelde groepen bevatten van bijzondere structuur, die analogisch zijn met het cyaan en met de halogenen. De groep FeCy₆, waarvan de aanwezigheid in de ferro-verbindingen wordt verondersteld, wordt ferro-cyaan, de groep Fe^Cy,™ uit de ferri-verbindingen wordt ferri-cyaan genoemd. De ferro-cyaan verbindingen staan in dezelfde verhouding tot de ferri-cyaanverbindingen als de ferro-verbindingen in hot algemeen tot de ferri-verbindingen. Door oxydatiemiddelen worden de eerste in de tweede, door re-ductiemiddelen de tweede in de eerste omgezet;

Dergelijke dubbelcyanuren worden, behalve door het ijzer, ook nog door het kobalt, manganium, chromium en de platinmetalen gevormd.

F'erro-kaliumcyanuiir, FeCy₆K_t, geel bloed loogzout, ferro-cyaan kalium, wordt gevormd bij de inwerking van kaliumcyanuur op ijzerverbindingen of op het metaal ijzer; in het laatste geval neemt de zuurstof uit de lucht of uit het water deel aan de reactie. Fabriekmatig wordt het bloedloogzout bereid door gloeiing van verkoolde, stikstofhoudende dierlijke stoffen, zooals bloed, hoorn, afval van leder enz., met potasch en ijzer. Alsdan verbinden zich de koolstof en stikstof van de organische stollen met het kalium van de potasch tot kaliumcyanuur, terwijl de zwavel, die in deze stollen voorkomt, zich met het ijzer tot ijzer-sulfuur vereenigt. Door alcohol kan namelijk aan de gestolde massa kaliumcyanuur worden onttrokken; wordt deze echter met water behandeld, dan ontstaat, door de inwerking van kaliumcyanuur op ijzersulfuur, ferro-kaliumcyanuur, dat door kristallisatie kan worden gezuiverd:

liet gele bloedloogzout kristalliseert in groote, gele, quadratische prisma's van de samenstelling FeCy₆K₄ 3 waarvan één deel in drie tot vier doelen water oplosbaar is. Bij 100quot; C verliezen de kristallen hun kristalwater, en vallen uit elkander tot een wit poeder. Bij de roodgloeihitte wordt liet ontleed in kaliumcyanuur, stikstof en koolstofijzer, FeC₌. Wordt het zout met verdund zwavelzuur verwarmd, dan ontsnapt de helft van het cyaan als waterstofcyanuur. Door geconcentreerd zwavelzuur wordt het ontleed volgens de vergelijking:

Verro-waterstofcyanunr ^ FeCy₈11₄, f e r r o-c y a a n w a t e r-stof, wordt als een wit, kristalachtig poeder afgescheiden, wanneer sterk zoutzuur wordt gevoegd bij de geconcentreerde oplossing van ferro-kaliumcyanuur. Aan de lucht kleurt het zich spoedig blauw. Het heeft de eigenschappen van een zuur; zijne zouten met de alkali- en aardalkali-metalen ziju gemakkelijk oplosbaar in water; het natriumzout kristalliseert slechts moeilijk, üe zouten van de zware metalen worden door dubbele omzetting verkregen. Het ferri-zout b. v. is het bekende Berlijnsch blauw, (Fe(3j'_e)₈(Fe₂)_s, en wordt als een donkerblauw bezinksel verkregen, wanneer men ferro-kaliumcyanuur brengt in een oplossing van eenig ferri-zout:

Wordt het met kali- of natronloog overgoten, dan-wordt het omgezet in ferro-kaliumcyanuur en ferri-hydroxyde:

Door ferro-kaliumcyanuur te brengen in een oplossing van cupri-zouten wordt een roodbruin bezinksel voortgebracht van ferro-cupri-cyanuur FeCy₆Cii_a.

■Terri-kaliumcyanuur, Fe^Cvj^Ks, ferri-cyaankalium of rood bloedloogzout, ontstaat door de inwerking van oxydatie-middelen op ferro-kaliumcyanuur. Op de gemakkelijkste wijze verkrijgt men het door chloor te leiden in een oplossing van geel bloedloogzout:

Hierdoor wordt de ferro-cyaangroep FeCy₆ omgezet in de ferri-cyaangroep Fe2Cy_I2. Het roode bloedloogzout kristalliseert uit water in roode, rhombische prisma's.

als een volumineus, roodbruin bezinksel. Wordt het met water gekookt, dan wordt het dichter, verliest water en verandert iu liet hydraat FeoO(OH)_l. Zeer vele algemeen verspreide ijzerertsen bestaan uit dergelijke anhydro-hydroxyden, zoo bevat de geelijzer-steen (moeras ij ze r erts) in hoofdzaak de verbinding Fe, 0(0 H),; het pyrosideriet bestaat uit Fe₂Os(OH)3 en de bruin ij zersteen uit Fe₄0₃(0H)_a.

Het ferri-hydroxyde is in verschen toestand oplosbaar in een oplossing van ferri-chloruur of ferri-acetaat. Wordt deze oplossing gedialyseerd (bladz. 215), dan diffundeert het ijzerzout en een zuivere waterige oplossing van ferri-hydroxyde blijft achter. Uit deze oplossing wordt door geringe hoeveelheden van alkaliën of zuren al het ferri-hydroxyde als een geleiachtige massa neergeslagen.

Ferro-ferri-oxyde , Fe₃0, = Fe,0₃.Fe0 , ij z e r o x y d - o x y-dule, wordt in zwarte, regelmatige octaëders gevonden als magneetijzersteen, die in dichte massa's in groote hoeveelheden vooral iu Zweden, Noorwegen en aan den Ural voorkomt. Kunstmatig wordt het verkregen door waterdamp over gloeiend ijzer te leiden (bladz. 405). Magneetijzersteen vormt de natuurlijke magneten.

Ferri-zouten ontstaan door oplossing van ferri-oxyde of fern-hydroxyde in zuren en door oxydatie van ferrWzouten in tegenwoordigheid van vrije zuren : £gt;

Zij zijn meestal geelbruin van kleur. Door reductiemiddelen worden zij gemakkelijk in ferro-zouten veranderd, b. v.:

Verri-chloriiur, Fe₂Cl_c, ijzerchIoriede. De waterige oplossing van dit zout wordt het gemakkelijkst bereid door chloor te leiden in een oplossing van ferro-chloruur;

Wordt die oplossing verdampt, dan blijft een gele, kristalachtige massa achter van de samenstelling Fo₂CI_c 6 H.,0, die gemakkelijk oplosbaar is in water, alcohol en aether. Bij verhitting wordt het zout gedeeltelijk ontleed; waterstofchloruur ontwijkt en een mengsel van ferri-oxyde en ferri-chloruur blijft terug.

Watervrij ferri-chloruur wordt bereid door verwarming van ijzer in een stroom van chloorgas; het sublimeert alsdan in bruinachtig-groene, metaalglanzende, zeszijdige kristalschubben, die aan de lucht vervloeien. Zijne dampdichtheid bedraagt 102,75 in overeen-

Perri-siilfaat, (SO_s)₃Fe„, zwavelzuur ijzeroxyde, ontstaat bij het oplossen van ferri-oxyde of ferri-hydroxyde in zwavelzuur en wordt bij het verdampen van die oplossing verkregen als een witte massa, die, wanneer zij met water wordt samengebracht, langzamerhand met bruine kleur daarin oplost. Met de sulfaten van de alkalimetalen vormt het ferri-sulfaat aluin (bladz. 371); b. v.:

F'errl-pliosphaat, (PO,)_;.Fe₂, phosphorzuur ijzeroxyde, wordt door natriumphosphaat uit de oplossingen van de ferri-zouten neergeslagen als een wit bezinksel, oplosbaar in zuren, behalve in het azijnzuur.

Perri-sulfuiir, FeS₂, ferri-sulfiede, komt als pyriet, zwavelkies, ijzerkies voor in gele, metaalglanzende, regelmatige teerlingen. Het dient ter bereiding van zwavelzuur (bladz. 167) en ijzervitriool. Het is de eenige bekende ijzerverbinding, waarin slechts een quadrivalent atoom ijzer voorkomt. Ook kunstmatig is het ferri-sulfuur verkregen.

Wordt ijzervijlsel met salpeter gesmolten, of wordt chloor geleid in kaliloog, waarin ferri-hydroxyde drijft, dan vormt zich:

Halium-ferraat, Fe0₄K₂, ij z e r z u u r kalium, dat uit die alkalische oplossing in donkerroode prisma's kristalliseert; die kristallen zijn isomorphisch met het kaliumchromaat en kaliumsulfaat. Zij lossen gemakkelijk op in water; die donkerroode oplossing ontleedt zich echter gemakkelijk onder afscheiding van ferri-hydroxyde en zuurstof:

Het vrije ijzerzuur is niet bekend; tracht men het door zuren uit zijne zouten af te scheiden, dat ontleedt het zich terstond.

Het ijzer vormt met de cyaangroep (bladz. 214) zeer karakteristieke en voor de nijverheid belangrijke verbindingen. Wordt ka-liumcyanuur gevoegd bij de waterige oplossing van fevro- of ferri-

zouten, dan worden de cyanuren Fe(CN)_a en Fe₂(CN)₆ neergeslagen als witte bezinksels, die zicli aan de lucht spoedig ontleden. In een overmaat van kaliumcyanuur lossen zij op en vormen hiermede de dubbelcyanuren Fe(CN)_s.4KCiN en Fe_s(CN)₆.6 KCN. Worden zuren gevoegd bij deze dubbelcyanuren, dan worden hieruit de waterstofverbindingen FeCy₆H₄ = FeCy». -4 HCy en FenCy_l5H₆ = Fe,Cy₆.() HCy neergeslagen. (^De cyaangroep CN wordt gewoonlijk door het teeken Cy aangeduid.) Deze verbindingen zijn, evenals het waterstofcyanuur, zuren, die zouten vormen, wanneer hun waterstof door metalen wordt vervangen. In deze zouten, evenmin als in de zuren zelf, kan noch het ijzer noch het cyaan door de gewone reagentiën worden aangetoond ; het ijzer wordt hieruit b. v. niet door de alkaliën neergeslagen. Men neemt derhalve aan, dat deze verbindingen samengestelde groepen bevatten van bijzondere structuur, die analogisch zijn met het cyaan en met de halogenen. De groep FeCy_e, waarvan de aanwezigheid in de ferro-verbindingen wordt verondersteld, wordt ferro-cyaan, de groep Fe₂Cy_Io uit de fen'i-verbindingen wordt ferri-cyaan genoemd. De ferro-cyaan verbindingen staan in dezelfde verhouding tot de ferri-cyaanverbindingen als de ferro-verbindingen in het algemeen tot de ferri-verbindingen. Door oxydatiemiddelen worden de eerste in de tweede, door reductiemiddelen de tweede in de eerste omgezet:

Dergelijke dubbelcyanuren worden, behalve door het ijzer, ook nog doorliet kobalt, manganium, chromium en de platinmetalen gevormd.

JPerro-kaliumcyanuur, FeCy₆K₄, geel bloed loogzout, ferro-cyaankalium, wordt gevormd bij de inwerking van kaliumcyanuur op ijzerverbindingen of op het metaal ijzer; in het laatste geval neemt de zuurstof uit de lucht of uit het water deel aan de reactie. Fabriekmatig wordt het bloedloogzout bereid door gloeiing van verkoolde, stikstofhoudende dierlijke stoffen, zcoals bloed, hoorn, afval van leder enz., met potasch en ijzer. Alsdan verbinden zich de koolstof en stikstof van de organische stoffen met het kalium van de potasch tot kaliumcyanuur, terwijl de zwavel, die in deze stoffen voorkomt, zich met het ijzer tot ijzer-sulfuur vereenigt. Door alcohol kan namelijk aan de gestolde massa kaliumcyanuur worden onttrokken; wordt deze echter met water behandeld, dan ontstaat, door de inwerking van kaliumcyanuur op ijzersulfuur, ferro-kaliumcyanunr, dat door kristallisatie kan worden gezuiverd:

Het gele bloedloogzout kristalliseert in groote, gele, quadratische prisma's van de samenstelling FeCy_eK₄ 3H₂0, waarvan één deel in drie tot vier doelen water oplosbaar is. Bij 100° C verliezen de kristallen hun kristalwater, en vallen uit elkander tot een wit poeder. Bij de roodgloeihitte wordt het ontleed in kaliumcyanuur, stikstof en koolstofijzer, FeCo. Wordt het zout met verdund zwavelzuur verwarmd , dan ontsnapt de helft van het cyaan als waterstofcyanuur. Door geconcentreerd zwavelzuur wordt het ontleed volgens de vergelijking:

l^erro-waterstofcyanunr« FeCy₆Hi, ferr o-cy a an w a ter-stof, wordt als een wit, kristalachtig poeder afgescheiden, wanneer sterk zoutzuur wordt gevoegd bij de geconcentreerde oplossing-van ferro-kaliumcyanuur. Aan de lucht kleurt het zich spoedig blauw. Het heeft de eigenschappen van een zuur; zijne zouten met de alkali- en aardalkali-metalen zijn gemakkelijk oplosbaar iu water; het natriumzout kristalliseert slechts moeilijk. De zouten van de zware metalen worden door dubbele omzetting verkregen. Het ferri-zout b. v. is liet bekende Berlijnsch blauw, (FeCyj^Feo)^, en wordt als een donkerblauw bezinksel verkregen, wanneer men ferro-kaliumcyanuur brengt in een oplossing van eenig ferri-zout:

Wordt het met kali- of natronloog overgoten, dan wordt het omgezet in ferro-kaliumcyanuur en ferri-hydroxyde:

Door ferro-kaliumcyanuur te brengen in een oplossing van cupri-zouten wordt een roodbruin bezinksel voortgebracht van ferro-cupri-cyanuur FeCy_aCu₂.

ferri-kaliumcyanuur, FesCy,,K₆, ferri-cyaankalium of rood bloedloogzout, ontstaat door de inwerking van oxydatie-middelen op ferro-kaliumcyanuur. Op de gemakkelijkste wijze verkrijgt men het door chloor te leiden in een oplossing van geel bloedloogzout:

Hierdoor wordt de ferro-cyaangroep FeCy₆ omgezet in de ferri-cyaangroep Fe₂Cy, ₌. Het roode bloedloogzout kristalliseert uit water in roode, rhombische prisma's.

F'erri-'ivaterstorcyaniiur, Fe₂Cy,«H|i, ferri-cyaa n waterstof, wordt als een gemakkelijk ontleedbaar bezinksel door zoutzuur neergeslagen uit de oplossing van rood bloedloogzout. Het is een zuur, dat, evenals het ferro-waterstofcyanuur, met de zware metalen zouten vormt. Zoo wordt b. v. het ferro-zout verkregen als een donkerblauw bezinksel van de samenstelling Fe₂Cy₁₂Fes, wanneer men rood bloedloogzout voegt bij de oplossing van eenig ferro-zout;

Dit zout heeft veel overeenkomst met het Berlljnsch blauw en wordt Turn bull's blauw genoemd. Door de inwerking van de alkaliën wordt het in ferri-kaliumcyanuur en ferro-hydroxyde omgezet:

In de oplossingen van de ferri-zouten brengt het roode bloedloogzout geen bezinksel voort. Het gele bloedloogzout daarentegen slaat uit de ferri-zouten het Berlijnsch blauw neer, terwijl het met de ferro-zouten een blauwachtig wit bezinksel voortbrengt. Deze reacties dienen ook ter herkenning van de ijzerverbindingen en ter onderscUeiding; van de ferri- en ferro-verbindingen. Ook het kaliumrhodanuur, een verbinding van de samenstelling CNSK, die in de organische scheikunde moet worden behandeld, kan tot dit doeleinde worden gebezigd, daar het met de ferri-zouten een doa-kerroode kleuring voortbrengt, terwijl de ferro-zouten hierdoor aiot worden veranderd.

Het kobalt komt in de natuur voornamelijk voor als spijskobalt, CoAs.,, en als glans kobalt, CoS₂, CoAs₂.

Het metaal wordt bereid door kobalt-oxyde met kool of in een stroom van waterstofgas te gloeien. Het heeft een roodachtig-witte kleur en een sterken glans, is zeer taal en moeilijk smeltbaar; zijn soortelijk gewicht bedraagt 8,9. Het wordt door den magneet aangetrokken, echter in zwakkere mate dan het ijzer. Door lucht en water wordt het kobalt bij gewone temperatuur niet veranderd. Door zoutzuur an salpeterzuur wordt het slechts moeilijk aangetast, terwijl salpeterzuur het gemakkelijk oplost tot kobalto-nitraat.

Het kobalt vormt voornamelijk verbindingen van den vorm CoX, die kobalto-verbindingen, ook kobaltoxydule-verbin-dingen worden genoemd. Zij zijn zeer bestendig en meestal isc-morphisch met de ferro-verbindingen. De waterhoudende kobalto-verbindingen zijn rozerood, de waterhoudende daarentegen blauw gekleurd. De kobalti-verbindingen, ook kobaltoxyde-ver-bindingen genoemd, zijn samengesteld volgens den vorm Co-Xj (bladz. 401). '

Hobalto-oxyde,CoO, kobaltoxydule, wordt als een groen poeder verkregen door kobalto-hydroxyde te verhitten ouder afsluiting van de dampkringslucht.

Kobalto-hydroxyde, Co(OH)₂, wordt door de alkaliën uit een heete oplossing van de kobalto-zouten neergeslagen als een roodachtig bezinksel, dat zich aan de lucht, door oxydatie, spoedig bruin kleurt; uit koude oplossingen slaan de alkaliën basische kobalto-zouten neer.

Kobalto-cKloruur, CoCl,, kobaltchloruur, kan worden bereid door kobalto-oxyde op te lossen in zoutzuur; het kristalliseert in roode, monoklinische prisma's van de samenstelling CoCl»-(-6 H_sO. Wordt dit zout verwarmd, dan verliest het water en wordt blauw. Wordt met een oplossing van dit zout op papier geschreven, dan is het bleekroode schrift bijna onzichtbaar, bij het verwarmen wordt het blauw en duidelijk (inkt voor geheimschrift).

Kolialto-suiraat, S0₄Co -t- 7 H_sO , zwavelzuur kobaltoxydule, kristalliseert in donkerroode, monoklinische prisma's; het is isomorphisch met ferro-sulfaat en vormt dubbelzouten met de sulfaten van de alkalimetalen. Uit een verwarmde oplossing-wordt het hydraat SO4C0 6 H₂0 afgescheiden.

Hobalto-uifraat, (NOs^Co GH.O, salpeterzuur kobaltoxydule, vormt roode prisma's, die in de lucht vervloeien.

Halialio-sulfitur, CoS, wordt door de sulfuren van de alkalimetalen neergeslagen uit de neutrale oplossingen van de kobalto-zouten als een zwart bezinksel, dat niet oplosbaar is in verdunde zuren.

Hobaltsilicaten. Wordt een kobaltverbinding met glas samengesmolten, dan wordt dit donkerblauw gekleurd en vormt in fijn gestooten toestand een blauw poeder, dat smalte genoemd en als verfstof gebruikt wordt.

Fabriekmatig wordt smalte bereid door de kobaltertsen met potasch en kwarts samen te smelten, waardoor een kobalt-kalium-silicaat, de smalte, wordt gevormd, terwijl de overige metalen, die met het kobalt in zijne ertsen voorkomen, zooals bismuth, arsenicum en voornamelijk nikkel, als metallische regulus worden afgezonderd; deze regulus wordt kobaltspijs genoemd en dient ter bereiding van nikkel.

Hobalti-oxyile, CcuOj, kobaltoxyde, wordt als een zwart poeder verkregen, wanneer kobalto-nitraat aan zwakke gloeihitte wordt blootgesteld. Bij roodgloeihitte verandert liet in CojO,,, kobalto-kobalti-oxyde, terwijl het bij witgloeihitte tot kobalto-oxyde wordt gereduceerd. Wordt kobaltoxyde met aluinaarde gegloeid, dan verkrijgt men een donkerblauwe massa het kobalt-ultramarijn of Thenard's blauw. Wordt kobaltoxyde met zinkoxyde gegloeid, dan ontstaat een groene verfstof, het zoogenoemde groene vermiljoen.

Kolialti-liyalroxyde, Co₂(OH)₆, wordt als een donkerbruin poeder afgezonderd door chloor te leiden in een oplossing van een kobalto-zout, waarbij een overmaat van natriumhydroxyde is gevoegd.

Werkt zwavelzuur in op het kobalti-oxyde of hydroxyde, dan wordt onder afscheiding van zuurstof een kobalt-zout gevormd. Beide verbindingen ontwikkelen met zoutzuur chloor:

In verdund en koud zoutzuur lost het hydroxyde op zonder chloor-ontwikkeling; in die oplossing bevindt zich waarschijnlijk de verbinding Co₂Cl₆, die zich echter bij het verdampen van de oplossing terstond ontleedt in 2 CoCl₈ en Cl_s.

het ontstaat, wanneer zuurstofverbindingen van het kobalt tot ''ood-gloeihitte worden gebracht.

Als UerUenninpsinifldel voor het kobalt dient, behalve de blauwe kleur, die zijne verbindingen aan de borax- of phosphorzout-parel mededeelen, en de inwerking van de alkaliën en de sulfuren van de alkalimetalen op de kobalt-zouten, de volgende reactie. Voegt men namelijk kaliumnitriet, N0₂K, bij een oplossing van een kobalto-zout , die met behulp van azijnzuur zuur is gemaakt, dan wordt stikstofoxyde vrij, en na eenigen tijd zondert zich een geel, kristalachtig poeder af van de samenstelling (NO,)₆Co_s.6N0₂K nH₂0. Deze reactie is zeer gevoelig en karakteristiek en dient ook om kobalt van nikkel te scheiden.

Kobaltainin-verblDdingen. Het kobalt vormt met ammonia een reeks van eigenaardige verbindingen, waarin het in den koba'ti-vorm aanwezig is en waarvan de structuur nog niet volkomen is opgehelderd. Voegt men namelijk ammonia bij de oplossing van kobalto-chloruur CoCI₂, dan lost het in den beginne neergeslagen kobalto-hydroxyde weder op in een overmaat van ammonia. Do aanvankelijk bruine kleur van die oplossing gaat bij het staan aan de lucht over in een roode. Wordt vervolgens geconcentreerd zoutzuur gevoegd bij die oplossing, dan zondert zich een geelrood, kristalachtig poeder af van de samenstelling CooClj. lONUs 2ILÜ, dat roseo-kobalti-chloruur wordt genoemd. Kookt men echter de roode oplossing met zoutzuur, dan wordt oen rood poeder, het purpureo-kobalti-chloruur, ConClj.lONHj afgescheiden. Bevat de aminoniakalische roode oplossing veel salmiak, dan wordt hieruit door zoutzuur een geelbruine verbinding, het 1 ut eo-kobal ti-ch 1 o ru ur, Co₂C1₆.12NH3 neergeslagen.

Overeenkomstige verbindingen worden ook door andere kobalto-zouten, zooals het sulfaat en nitraat gevormd; b.v. Co»(NOj)₆.10NH3, roseo-kobalti-nitraat.

Cyaanverbiiidingen van het kobalt. Door kaliumcyanuur wordt in de oplossingen van de kobalto-zouten een lichtbruin bezinksel voortgebracht van kobalto-cyanuur, Co(CN)₂, dat oplost in een overmaat van kaliumcyanuur. Deze oplossing neemt zuurstof op uit de lucht, en vormt kobalti-kaliumcyanuur, (^«(CN),,K₆, dat in samenstelling overeenkomt met het ferri-kaliumcyanuur, FejCCNjjoKj, (bladz. 414). Wordt die oplossing verdampt, dan kristalliseert het kobalti-kaliumcyanuur in kleurlooze, rhombischo prisma's, die gemakkelijk oplosbaar zijn in water. Zwavelzuur slaat uit de geconcentreerde oplossing kobalti-waterstofcyanuur, Co,(CN),₂H₆, neer, eene in den vorm van naalden kristalliseerendo verbinding.

Het nikkel komt in gedegen toestand voor in de meteoor-steenen. Zijne belangrijkste ertsen zijn het kopernikkel, NiAs en het nikkelglans, NiSj.XiAs., dat analogisch is samengesteld met het glanskobalt (bladz. 412). In zijne ertsen is het steeds begeleid van kobaltverbindingen, evenals de kobaltertsen steeds nikkel bevatten.

Het metaal. De afscheiding van het nikkel uit zijne ertsen en uit de kobaltspijs (bladz. 414) is zeer ingewikkeld; zij kan langs natten en langs drogen weg plaats hebben. In den handel komt het nikkel voor in stukken, die den vorm van teerlingen hebben. Zij zijn steeds door koper, bismuth en andere metalen verontreinigd. Om scheikundig zuiver nikkel te bereiden gloeit men hot oxalaat of carbonaat in een waterstofstroom.

Het nikkel heeft een bijna zilverwitte kleur, is sterk glanzend en zeer taai. Het soortelijk gewicht van het gereduceerde nikkel bedraagt 9,1, dat van het gesmolten metaal 8,8. Het smelt bij een weinig lagere temperatuur dan het ijzer, en wordt evenals dit metaal door den magneet aangetrokken. Aan de lucht verandert het nikkel niet; het lost slechts moeilijk op in zoutzuur en zwavelzuur, doch zeer gemakkelijk in salpeterzuur.

Het nikkel vormt voornamelijk verbindingen van den vorm NiX»; het nikkeli-o xyde, NLO,,, bezit de eigenschappen van een per-oxyde en levert geen nikkeli-zouten op.

Wikkelliydroxyde, Ni(OH)₂, wordt door de alkaliën neergeslagen uit de oplossingen van de nikkelzouten als een lichtgroen bezinksel, dat in ammonia met blauwe kleur oplost. Bij verhitting verandert hot in grijs nikkelo-oxyde, NiO, nikkeloxydule.

Hiikkelcltloruitr, NiClj, kristalliseert met 6 moleculen water in groene, monoklinische prisma's, die bij verhitting het water verliezen en geel worden.

TVikkelcyanuur, Ni(CN)„, wordt door kaliumcyanuur uit de oplossingen van de nikkelzouten neergeslagen als een groen bezinksel, dat oplosbaar is in een overmaat van KCN. Uit die oplossing kristalliseert het dubbelcyanuur Ni(CN)₂, 2 KCN 4- HoO, dat door zuren gemakkelijk wordt ontleed. Cyanuren van het nikkel, die met de dubbelcyanuren van het ijzer en kobalt in samenstelling overeenkomen, zijn niet bekend.

IVikkelsulfaat, S0₄Ni 7 ILO, kristalliseert in groene, rhom-bische prisma's en is isomorphisch met de sulfaten van de metalen van de magnesiumgroep en vormt evenals deze dubbelzouten met de sulfaten van de alkalimetalen.

IVihkelsuiriiur, NiS, wordt door de sulfuren van de alkalimetalen uit de nikkelzouten neergeslagen als een zwart bezinksel, dat niet oplosbaar is in verdunde zuren.

Mikkeli-oxyde, Nij0₃, nikkeloxyde, en het nikkeli-hydroxyde, Ni_s(OH)₆, komen overeen met de analogisch samengestelde verbindingen van het kobalt; bij het verwarmen met zoutzuur ontwikkelen zij chloor.

lieg-eering-en van liet nikkel. De voornaamste legeering is het Berlijnsch zilver of argentaan. Deze bestaat gewoonlijk uit 50-[[ koper, 25$ nikkel en 25$ zink. Met haar gehalte aan nikkel neemt hare witte kleur, hardheid en haar vermogen om gepolijst te kunnen worden, toe.

RUTHENIUM = 104 RHODIUM = 104. PALLADIUM = 106. OSMIUM = 196. IRIDIUM =197. PLATINUM =198.

Tot de platinmetalen beliooren het palladium, i'hodinm, rutlie-nium, osmium en iridium, de bestendige begeleiders van liet platinum in zijne ertsen. Wij zagen dat deze metalen in twee groepen uiteenvallen (bladz. 400), namelijk in de groep van de lichte en in de groep van de zware platinmetalen, waarvan de laatste hoogere atoomgewichten en soortelijke gewichten hebben:

Onderling staan die metalen in dezelfde verhouding als de metalen van de ijzergroep. Zij gelijken in hunne physische en scheikundige eigenschappen veel op de overeenkomstige elementen van die groep. Evenals het ijzer, hebben het osmium en ruthenium een grijze kleur, een hoog smeltpunt en oxydeeren zij gemakkelijk in de lucht. Palladium en platinum daarentegen hebben, evenals het nikkel, een bijna zilverwitte kleur, een lager smeltpunt, en worden door de zuurstof niet geoxydeerd. lu een scheikundig opzicht uiten het osmium en ruthenium, evenals het ijzer, in hunne hoogste zuurstofverbindingen een metalloïdisch karakter, daar zij bepaaldelijk zuren vormen :

De anhydriden 0s0₃ en Ru0₃ zijn niet bekend, wel echter zouten. welke van de zuren, die hiermede overeenkomen, namelijk het os-

miumzuur OsO^L en het rutheniumzuur Ru0₄H_s, moeten worden afgeleid. Buitendien kent men ook van liet osmium en ruthenium nog een hoogste zuurstofverbinding het perosmiumzuur-anhydride 0s0₄ en het perrutheniumzuur-anhydride RuO_t, waarin deze metalen octivalent optreden; dergelijke verbindingen zijn van het ijzer niet bekend.

Rhodium en iridium vormen, evenals het kobalt, geen anhydriden van zuren. Hunne verbindingen zijn samengesteld volgens de vormen;

Palladium en platinum hebben een meer basisch karakter dan de overige elementen van deze groep; de verbindingen, die volgens den vorm PdX, en PtX₂ zijn samengesteld, zijn bestendiger dan de verbindingen volgens den typus PdX₄ en PtX_t. Het palladium vormt buitendien nog een lager oxyde, het palladium-suboxyde, Pd_sO, dat overeenkomst heeft met liet zilveroxyde.

Metallurg-ie van ile platinmetalen. De platinmetalen worden bijna uitsluitend in gedegen toestand in den vorm van kleide metaalachtige korrels gevonden in zandbeddingen van eenige weinige landen, zooals Californië, Australië, Sumatra en voornamelijk aan de Ural. Door dit zand, evenals wij bij het goud (bladz. 341) hebben gezien, met water te wasschen, worden de metaalachtige korrels afzonderlijk verkregen. Zij bevatten gewoonlijk 50—80 ° platinum, verder hoogstens 2^ palladium, 7 [J- iridium en l¹/» ° rhodium en ruthenium, en meestal nog verschillende andere metalen , zooals goud, koper en ijzer.

Om uit de platinertsen het platinum en de overige platinum metalen af te zonderen, worden zij eerst met verdund koningswater behandeld , waardoor het goud wordt opgelost. Vervolgens worden de ertsen met meer geconcentreerd koningswater behandeld en hierdoor liet platinum, palladium, rhodium, ruthenium en een gedeelte van het iridium in oplossing gebracht, terwijl metallische korrels van eene legeering van osmium en iridium terugblijven (de platinresten). Die oplossing wordt alsdan uitgedampt en op 125° C verhit, waardoor de chloruren van het palladium en iridium tot pallado- en irido-chloruren worden gereduceerd; men lost dan weder in zoutzuur op

en voegt bij die oplossing ammoniurnchloruur, waardoor het platinum als platinum-ammoniumchloruur wordt neergeslagen, terwijl het iridium-ammoniurnchloruur eerst bij verdamping van de oplossing wordt afgescheiden. Door gloeiing van het platinumbezinksel wordt een sponsachtige massa van platinum verkregen, die direct kan dienen ter bereiding van platinwerken. De oplossing, die van de dubbelchloruren van het platinum en iridium is afgefiltreerd, wordt met metallisch ijzer behandeld, waardoor palladium, rhodium en ruthenium worden neergeslagen en volgens verschillende methoden van elkander gescheiden.

Om voorwerpen uit platinum te vervaardigen perste men vroeger het platinumspons, gloeide en smeedde het vervolgens. Tegenwoordig smelt men het spons in de knalgasvlam, en giet het platinum in vormen. Het platinum van den handel bevat gewoonlijk ongeveer 2 2 iridium, waardoor het platinum harder wordt en meer weerstand biedt aan den invloed van vele reagentiën.

Langs drogen weg wordt platinum uit de ertsen verkregen door deze direct in ovens, die uit gebrande kalk zijn gevormd, met behulp van de knalgasvlam te smelten. Het osmium en ruthenium verbranden hierbij, terwijl iridium- en rhodiumhoudend platinum, dat direct verwerkt kan worden, achterblijft. Üok worden de ertsen met loodglans samengesmolten, daar het platinum en de platinnie-talen, met uitzondering van het o.smium-iridium , een alliage vormen met het lood. De tegenwoordigheid van ijzer belet de inwerking van het lood op de metaalkorrels; daarom neemt men loodglans, waaruit door het ijzer lood wordt afgescheiden (bladz. 354). De massa wordt onder toevoeging van vloeimiddelen, zooals zand en borax, eerst op de temperatuur van het smeltend zilver gebracht, waarbij de afscheiding van het osmium-iridium plaats heeft. Vervolgens voegt men loodglid toe en verhit zoolang bij hooge temperatuur, totdat alle zwavel als zwavel-dioxyde is ontsnapt. De verkregen legeeriug wordt op mechanische wijze van het osmium-iridium, dat zich onderaan bevindt, gescheiden , en door afdrijven van het lood bevrijd. Op de oppervlakte van het platinum vormt zich een zwart poedei-, dat gemakkelijk te verwijderen is en dat het grootste gedeelte van het rhodium en iridium bevat. De regulus wordt nog eens in een kroes uit gebrande kalk gesmolten en direct in vormen gegoten. Deze methode levert platinum op, dat niet zoo zuiver is als het langs natten weg bereide metaal.

liet nitheninm heeft een staalgrijze kleur; het is hard, bros en zeer moeilijk smeltbaar. Wordt het in poedervorm in de lucht gegloeid, dan oxydeert het tot RuG en llu₃0₃. Het is onoplosbaar in zuren; zelfs door koningswater wordt het slechts moeilijk opgenomen. Smelt men het met kaliumhydroxyde en salpeter, dan vormt het kaliumruthenaat, RuO_tK_;.

Hutliciiio-oxyde, RuG. r u t h e n i u m o x y d u le, verder m-tlieui-oxyde RiuOj, rutheniumoxyde of ruthenium-ses-quioxyde en het nitlieniam-dioxyde, RuOo, ontstaan bij het gloeien van ruthenium in de lucht, als zwarte poeders, die onoplosbaar zijn in zuren. Do hydroxyden Rn.,(OH)₆ en Ru(GH)₄worden gevormd door de inwerking van de alkaliën op de chloruren RuoGIg en RuCI₄ en zijn oplosbaar in zuren.

Rutlieiiiiiniziiiir, Ra0₄H_;,, is in vrijen toestand niet bekend. Het kaliumruthenaat RuO_tK₂ wordt verkregen door ruthenium met kaliumhydroxyde en salpeterzuur te smelten; het geeft met water een oplossing, die oranje-geel is gekleurd. Wordt chloorgas geleid in die oplossing, dan zondert zich af;

Riitlieniiiiii-tctroxyde. RuG,, per ruthenium zu u r-anhy dride, een goudgele, kristalachtige massa, die bij ongeveer 100° C kookt en een gelen damp vormt, waarvan de reuk overeenkomst heeft met dien van stikstof-dioxyde, N0₂. Door water wordt hot ontleed onder vorming van Ru2(GH)₆.

Rntlienlo-cliloranr, RuCL, ru th eni um-d i ch I oruur, ontstaat bij het verhitten van ruthenium in chloorgas. Het is een zwart poeder, dat onoplosbaar is in zuren.

Rutlieiii-cliloniiir, RuoGI₆, rutheniu m-sesq uichloruur, wordt door oplossing van Ru₂(OH)₆ in zoutzuur verkregen en vormt een gele, kristalachtige massa, die aan do lucht vervloeit. Mot kalium- en ammoniumchloruur vormt hot kristalachtige dub-belchloruren, b. v. Ru„C1₆.4 KCI.

Hntlienlimi-tetraclilorimr, RuClj, is slechts bekend als een bestanddeel van dubbelchloruren.

liet «Hiniiiiii heeft voel overeenkomst met het ruthenium. Het kan zelfs door de knalgasvlam niet worden gesmolten. In poeder-vorm verbrandt het in de lucht tot Gs0₄. Ook door salpeterzuur en koningswater wordt het tot GsG_J geoxydeerd.

De verbindingen GsCL en GsG, GsoCI,, en OsoOj, GsG₂ en OsCI^ hebben veel overeenkomst met de analogisch geconstitueerde verbindingen van het ruthenium.

Kalinniosiiiaat, GsG_tK₂, os m ium zu ur kal i u m, ontstaat bij het smelten van osmium met kaliumhydroxyde en salpeter. Uit zijne waterige oplossing kristalliseert het met '2 moleculen kristalwater in donkerpaarse octaëders.

Osmium-tetroxyde, 0s0₄, perosmi«mzuur-anhydri(Ie, is do bestendigste en meest karakteristieke verbinding van hetosminm. liet wordt bereid door osmium in de lucht te gloeien, of door chloor in tegenwoordigheid van water te doen inwerken op osmium. Ket kristalliseert in groote, kleurlooze prisma's, die een weinig beneden -) (10° C smelten, en bij een weinig hoogere temperatuur distilleeren. Het heeft een zeer scherpen, doordringenden reuk, die herinnert aan dien van zwavelchloruur. Reduceerende en vooral organische stoffen zonderen hieruit poedervormig osmium af; hierop berust het gebruik van Üs0₄ in de microscopie. 1'erosnuiten zijn evenmin als perruthenaten bekend.

I»e mctalcii rhodium en iridium hebben een meer witte kleur, en zijn gemakkelijker smeltbaar dan ruthenium en osmiutn. In zuiveren toestand worden zij zelfs door koningswater niet aangetast ; zijn zij echter niet platinum gelegeerd, dan lossen zij hierin op.

liet rlicMliiim vormt drie oxyden, RhO, Rh„0₃ en RliO„. Het rliofll-oxyde, Rh„0₃, vormt met zuren zouten, liet rhodiuiu-dioxyde, RhO.,, ontstaat bij het gloeien van rhodium met salpeter.

Uliodi-cliloruur, Rh₂Cl₆, rhodi u m-sesq uic h 1 or uur, is de eenige bekende chloorverbinding van het rhodium. Het ontstaat, wanneer rhodium in chloorgas wordt verhit en vormt een roodbruine massa, die met de chloruren van de alkalimetalen goed kristalli-seerende, roodgekleurde dubbelzouten vormt.

liet iridium vormt de oxyden IrO, ]r.,0₃ en IrO, en de chloruren IrCI,, Ir₂CI₆ en Ir(.'l₄.

Iridi-chloruiir, Ir „Cl,,, i ri d i u m-sesq u ich I oru u r wordt verkregen door iridium in chloorgas te gloeien. Het vormt een olijfgroene, kristalachtige massa, die onoplosbaar is in water en zuren. Met de chloruren van de alkalimetalen vormt het dubbelzouten, b. v. IrjClj. C KCI 0 HjO, ilie uit hunne waterige oplossing als groene kristallen worden afgescheiden. Zij ontstaan door de inwerking van Sü₂ op de dubbelzouten van lrCI₄.

Irldluin-tetrachlonmr, IrCI,. ontstaat door oplossing van iridium of van zijne oxyden in koningswater en blijft bij het verdampen van die oplossing terug als een zwarte massa, die met water een roode oplossing oplevert. Wordt bij die oplossing kalium- of am-moniumchlorunr gevoegd, dan worden dubbelzouten neergeslagen, b. v. IrCl₄.'2Nll₄Cl, die isomorphisch zijn met de dubbelchloruren van het platinum. Kookt men de oplossing van lrCI₄ met kalinm-hydroxyde, dan valt lr(OH)₄ neer.

Het palladium komt. behalve in de platinertsen, ook voor in een legeering met goud, die in Brazilië en in eenige seleniumhoudende ertsen, die aan de Hartz worden gevonden.

Het metaal heeft een zilverwitte kleur en is een weinig gemakkelijker smeltbaar dan het platinum. In fijn verdeelden toestand lost het op in kokend en geconcentreerd zoutzuur, zwavelzuur en salpeterzuur. Wordt het in de lucht gegloeid, dan verliest het aanvankelijk zijnen glans door oxydatie, bij hoogere temperatuur wordt echter het oxyde weder ontleed en herkrijgt liet zijne glanzende oppervlakte.

Het palladium heeft de eigenschap waterstof in groote hoeveelheid te absorbeeren, wanneer dit gas over het verwarmde metaal wordt geleid. Nog gemakkelijker heeft die opslorping plaats, wanneer een blikvormig stuk palladium als negatieve electrode wordt gebruikt bij de ontleding van water door den galvanischen stroom. De vrij wordende waterstof wordt alsdan door het palladium opgenomen, waardoor dit metaal zich Vio van zijn volume uitzet. Het verkrijgt een kleiner soortelijk gewicht, maar behoudt het metaalachtig voorkomen. Volgens de onderzoekingen van Debray vormt zich hierbij de verbinding Pd„H. die nog waterstof opgelost bevat. Aan de lucht wordt het palladiumhydruur heet, daar de waterstof alsdan tot water wordt geoxydeerd. Het werkt bijna even sterk reduceerend als waterstof in statu naseendi. Bij het verhitten verliest het alle waterstof. Door roodgloeiend palladium diffundeert de waterstof nog gemakkelijker dan door platinum.

Wordt palladium in een spiritusvlam gebracht, dan wordt het zwart door afgescheiden roet, hetgeen daarop berust, dat het palladium aan de koolwaterstof-verbindingen van de vlam de waterstof onttrekt, waardoor de koolstof vrij wordt.

Het palladium vormt twee reeksen van verbindingen, de pallauo-of oxyduleverbindingeu, PdX₂, en de palladi- of oxyde-v er bin din gen, PdX₄. De eerste zijn bestendiger dan de tweede.

Pallado-oxyite, PdO, pa 11adiumoxydule, blijft terug als een zwart in zuren moeilijk oplosbaar poeder, wanneer palladiurn-nitraat voorzichtig wordt verhit. Wordt het gegloeid, dan verliest het zuurstof en vormt het palladiu m-suboxyde, PdoO.

Pallado-cJiloruur, PdCl,, p a I lad i u m-di ch lo r uu r, blijft als een bruine massa, die gemakkelijk in de lucht vervloeit, terug, wanneer de oplossing van palladium in koningswater wordt ver-

dampt. Het vormt met de chloruren van de alkalimetalen gemakkelijk oplosbare, kristalliseerende dubbelzouten, b. v. PdCl₃.2KCl.

Pallailo-Joduur, PdJ₂, wordt door kaliumjoduur uit de oplossingen van de pallado-zonten neergeslagen als een zwart bezinksel, dat volkomen onoplosbaar is in water.

Pallado-su Ifaat, SC^Pd 2 H₂0, zwavelzuur palladia m-oxydule, vormt bruine kristallen, die gemakkelijk oplosbaar zijn in water; door veel water wordt het ontleed. Het wordt verkregen door palladium m zwavelzuur op te lossen.

Pallado-nitraat, (NO^.Pd, salpeterzuur palladium-o x y d u 1 e, wordt bereid door oplossing van palladium in salpeterzuur,

Palladt-cliloruur , PdCl₄, palladiam-tetrachloruur, wordt gevormd, wanneer palladium in koningswater wordt opgelost. Bij het uitdampen van die oplossing wordt het echter ontleed in PdClj en Cl.,. Wordt kalium- of ammoniumchloruur gevoegd bij zyne oplossing, dan kristaliiseeren moeilijk oplosbare, roode dubbel-chloruren, die veel overeenkomst hebben met de dubbelchloruren van het platinum.

Het metaal heeft een grijs-witte kleur en het soortelijk gewicht 23. Het is zeer taai en laat zich tot zeer lijnen draad trekken en tot dunne blaadjes walsen. Bij sterke verhitting wordt het zacht zonder te smelten en laat zich alsdan gemakkelijk wellen; bij de likte van de knalgasvlatn smelt het en verdampt dan zelfs een weinig. Gesmolten platinum absorbeert, evenals zilver (bladz. 327), zuurstof, die bij het stollen weder ontsnapt. Ook bij gewone temperatuur condenseert het platinum zuurstof op zijne oppervlakte, vooral wanneer het in den vorm van p latin zwart of p latin spons is gebracht. Het platinzwart wordt als een zeer lijn, zwart poeder verkregen, wanneer reduceerende stoffen, zooals zink, op PtCI» inwerken. Eén volume hiervan absorbeert 250 volumen zuurstof. PIatinspons blijft als een zeer poreuse massa over bij het gloeien van PtCl₄.2NH₄Cl. Op deze eigenschap van het platinum, van zuurstof op zijne oppervlakte te verdichten, berust zijn vermogen om door zijne tegenwoordigheid sommige scheikundige processen in te leiden. Op deze wijze ontbrandt waterstof in de lucht, wanneer zij op platinumspons wordt geleid (bladz. 17); zoo vereenigt zich zwavel-dioxyde met

Het rutheniiini heeft een staalgrijze kleur; het is hard, bros en zeer moeilijk smeltbaar. Wordt het in poedervorm in de lucht gegloeid, dan oxydeert het tot RuO en RiuO.,. Hut is onoplosbaar in zuren; zelfs door koningswater wordt hot slechts moeilijk opgenomen. Smelt men het met kaliumhydroxyde en salpeter, dan vormt het kaliumruthenaat, RuO_tK„.

Riitlit-nio-oxyile, RuO. rutheniumoxydule, verder ru-tlieni-oxyde Ru₂0₃, r u theni umoxyde of r u then i u m-s e s-quioxyde en het rutlienium-dioxyde, Rii0₂ , ontstaan bij het gloeien van ruthenium in de lucht, als zwarte poeders, die onoplosbaar zijn in zuren. Do hydroxy den Rii,,(01I)₆ en Ru{OH)₄worden gevormd door de inwerking van de alkaliën op de chloruren Ru„CI₆ en RuCI₄ en zijn oplosbaar in zuren.

Hiitiieiiiiimziiiir, Ru0₄H₂, is in vrijen toestand niet bekend. Het kaliumruthenaat RuO_tK₂ wordt verkregen door ruthenium met kaliumhydroxyde en salpeterzuur te smelten; hot geeft met water een oplossing, die oranje-geel is gekleurd. Wordt chloorgas geleid in die oplossing, dan zondert zich af:

Kiitlieniiiin-tetroxyde, Rn0₄, per ru then i um zu u r-a nhy dr i le, een goudgele, kristalachtige massa, die bij ongeveer 100° C kookt en een gelen damp vormt, waarvan de reuk overeenkomst heeft met dien van stikstof-dioxyde, N0₂. Door water wordt het ontleed onder vorming van Ru₂(0H)₆.

Rutlienio-cliloraur, RuCI₂, r u t h en i um-di ch 1 o r u u r, ontstaat bij het verhitten van ruthenium in chloorgas. Het is een zwart poeder, dat onoplosbaar is in zuren.

Rutlieiii-cliloriinr, Ru₂CI₆, r u t h e n i u m-s esquichloruur, wordt door oplossing van Ru₂(0H)₆ in zoutzuur verkregen en vormt een gele, kristalachtige massa, die aan de lucht vervloeit. Met kalium- en ammoniumchloruur vormt het kristalachtige dub-belchloruren, b. v. Ru₂CI₆.4KC1.

Kiitliciiiiuii-tetracliloriinr, RuCI₄, is slechts bekend ais een bestanddeel van dubbelchloruren.

Het osmiuiii heeft veel overeenkomst met het ruthenium. Het kan zelfs door de knalgasvlam niet worden gesmolten. In poeder-vorm verbrandt het in de lucht tot Üs0₄. Ook door salpeterzuur en koningswater wordt het tot 0.s0₄ geoxydeerd.

De verbindingen OsCI₂ en OsO, OsXI,. en OsoOj, 0s0₂ en OsCI₄hebben veel overeenkomst met de analogisch geconstitueerde verbindingen van het ruthenium.

Haliiimosinaat, 0s0₄K₂, osmiumzuur kalium, ontstaat bij het smelten van osmium met kaliumhydroxyde en salpeter. Uit zijne waterige oplossing kristalliseert het met '2 moleculen kristalwater in donkerpaarse octaëders.

Osmiiiiii-tetroxyde, OSO4, perosmiumzuur-anhytlride, is do bestendigste en meest karakteristieke verbinding van hetosminm. liet wordt bereid door osmium in de lucht te gloeien, of door chloor in tegenwoordigheid van water te doen inwerken op osmium. Het kristalliseert in groote, kleurlooze prisma's, die een weinig beneden iOCCC smelten, en bij een weinig hoogere temperatuur distilleeren. Het heeft een zeer scherpen, doordringenden reuk, die herinnert aan dien van zwavelchloruur. Reduceerende en vooral organische stoffen zonderen hieruit pocdervormig osmium af; hierop berust het gebruik van Üs0₄ in de microscopie. Perosmaten zijn evenmin als perruthenaten bekend.

Ile metalcii rhodium en iridium hebben een meer witte kleur, en zijn gemakkelijker smeltbaar dan ruthenium en osmium. In zuiveren toestand worden zij zelfs door koningswater niet aangetast; zijn zij echter met platinum gelegeerd, dan lossen zij hierin op.

■irt liiofliiini vormt drie oxyden, HhO, Rh₂0₃ en RhO». lift rliodl-oxyde, Rh„0₃, vormt met zuren zouten. Het rliodiinn-dioxyde, RhOj, ontstaat bij het gloeien van rhodium mot salpeter.

Hliodi-clilomiir, Rh₂Cl₆, r hodi u m-sesq u ic h 1 or uur, is de eenige bekende chloorverbinding van het rhodium. Het ontstaat, wanneer rhodium in chloorgas wordt verhit en vormt een roodbruine massa, die met de chloruren van de alkalimetalen goed kristalli-seerende, roodgekleurde dubbelzouten vormt.

liet iridium vormt de oxyden IrO, li'oü₃ en liO, en de chloruren IrCl,, Ir_sCI₆ en IrCI,.

Iridl-cfilorniir, IfjCI,,, i ri d i u m-se sq u ie h I oru u r wordt verkregen door iridium in chloorgas te gloeien. Het vormt oen olijfgroene, kristalachtige massa, die onoplosbaar is in water en zuren. Met de chloruren van de alkalimetalen vormt het dubbelzouten, b. v. IrjClj. 0 KC1 6 HjO, die uit hunne waterige oplossing als groene; kristallen worden afgescheiden. Zij ontstaan door do inwerking van SO, O]) de dubbelzouten van lrCI₄.

Irldiiiin-telrachiorniir, IrCI,, ontstaat door oplossing van iridium of van zijne oxyden iu koningswater en blijft hij het verdampen van die oplossing terug als een zwarte massa, die met water een roode oplossing oplevert. Wordt bij die oplossing kalium- of am-moniumchlorunr gevoegd, dan worden dubbelzouten neergeslagen, b. v. IrCl_t.2 N11₄C1, die isomorphisch zijn met do dubbelchloruren van het platinum. Kookt men de oplossing van lrCI₄ met kalium-hydroxyde, dan valt lr(Oir)₄ neer.

Uet palladium komt, behalve in de platinertsen, ook voor in een legeering met goud, die in Brazilië en in eenige seleniumhondende ertsen, die aan de Hartz worden gevonden.

Het metaal heeft een zilverwitte kleur en is een weinig gemakkelijker smeltbaar dan het platinum, In fijn verdeelden toestand lost het op in kokend en geconcentreerd zoutzuur, zwavelzuur en salpeterzuur. Wordt het in de lucht gegloeid, dan verliest het aanvankelijk zijnen glans door oxydatie, bij hoogere temperatuur wordt echter het oxyde weder ontleed en herkrijgt het zijne glanzende oppervlakte.

Het palladium heeft de eigenschap waterstof in groote hoeveelheid te absorbeeren, wanneer dit gas over het verwarmde metaal wordt geleid. Nog gemakkelijker heeft die opslorping plaats, wanneer een blikvormig stuk palladium als negatieve electrode wordt gebruikt bij de ontleding van water door den galvanischen stroom. De vrij wordende waterstof wordt alsdan door het palladium opgenomen, waardoor dit metaal zich Vio van zijn volume uitzet. Het verkrijgt een kleiner soortelijk gewicht, maar behoudt het metaalachtig voorkomen. Volgens de onderzoekingen van Debray vormt zich hierbij de verbinding Pd₂H, die nog waterstof opgelost bevat. Aan de lucht wordt het palladiumhydruur heet, daar de waterstof alsdan tct water wordt geoxydeerd. Het werkt bijna even sterk reduceerend als waterstof in statu nascendi. Bij het verhitten verliest het alle waterstof. Door roodgloeiend palladium diffundeert de waterstof nog gemakkelijker dan door platinum.

Het palladium vormt twee reeksen van verbindingen, de pallado-of oxyduleverbindingen, PdX₂, en de palladi- of oxyde-ver bin ding en, PdX₄. De eerste zijn bestendiger dan de tweede.

Pallailo-oxyde, PdO, pal I adi u m oxy d ule, blijft terug als een zwart in zuren moeilijk oplosbaar poeder, wanneer palladium-nitraat voorzichtig wordt verhit. Wordt het gegloeid, dan verliest het zuurstof en vormt het palladiu in-subox vde, Pd_;0.

Pallado-cliloruur, PdCl_s, pa Had i um-di ch 1 o r uu r, blijft als een bruine massa, die gemakkelijk in de lucht vervloeit, terug, wanneer de oplossing van palladium in koningswater wordt ver-

dampt. Het vormt met de 'chloruren van de alkalimetalen ge;iiak-kelijk oplosbare, kristalliseerende dubbelzouten, b. v. PdCI₂.'2KCl.

Pallailo-Jofluur, PdJ₂, wordt door kaliumjoduur uit de oplossingen van de pallado-zonten neergeslagen als een zwart bezinksel, dat volkomen onoplosbaar is in water.

Pallado-suiraat, SOjPd SHjO, zwavelzuur palladium-oxydule, vormt bruine kristallen, die gemakkelijk oplosbaar zijn in water; door veel water wordt het ontleed. Het wordt verkregen door palladium in zwavelzuur op te lossen.

Pallailo-nifraat, (NOj^Pd, salpeterzuur palladium-oxydule, wordt bereid door oplossing van palladium iu salpeterzuur.

Pallaili-cliloriiup , PdCI₄, palladium- tetrachloruur, wordt gevormd, wanneer palladium in koningswater wordt opgelost. Bij het uitdampen van die oplossing wordt het echter ontleed in PdCl₂ en CU. Wordt kalium- of ammoniumchloruur gevoegd bij zijne oplossing, dan kristaliiseeren moeilijk oplosbare, roode dubbel-chloruren, die veel overeenkomst hebben niet de dubbelchloruren van het platinum.

Het metaal heeft een grijs-witte kleur en het soortelijk gewicht 23. Het is zeer taai en laat zich tot zeer fijnen draad trekken en tot dunne blaadjes walsen. Bij sterke verhitting wordt het zacht zonder te smelten en laat zich alsdan gemakkelijk wellen; bij de iiitte van de knalgasvlam smelt het en verdampt dan zelfs een weinig. Gesmolten platinum absorbeert, evenals zilver (bladz. 327), zuurstof, die bij het stollen weder ontsnapt. Ook bij gewone temperatuur condenseert het platinum zuurstof op zijne oppervlakte, vooral wanneer het in den vorm van platinzwart of p latin spons is gebracht. Het platinzwart wordt als een zeer fijn, zwart poeder verkregen, wanneer reduceerende stoffen, zooals zink, op PtCl_t inwerken. Eén volume hiervan absorbeert 250 volumen zuurstof. PIatinspons blijft als een zeer poreuse massa over bij het gloeien van PtC'U.ÜNlUCI. Op deze eigenschap van het platinum, van zuurstof op zijne oppervlakte te verdichten, berust zijn vermogen om door zijne tegenwoordigheid sommige scheikundige processen in te leiden. Op deze wijze ontbrandt waterstof in de lucht, wanneer zij op platinumspons wordt geleid (bladz. 17); zoo vereenigt zich zwavel-dioxyde met

zuurstof in tegenwoordigheid van platinum (bladz. 164) en wordt ammonia door zuurstof geoxydeerd, wanneer beide gassen over platinum worden geleid (bladz. 97).

W aterstof diffundeert door roodgloeiend platinum, terwijl dit metaal voor zuurstof en andere gassen ondoordringbaar is.

Het platinum wordt door zuren niet aangetast; het lost slechts op in vloeistoffen, die vrij chloor ontwikkelen, zooals koningswater. Tengevolge van dit weerstandsvermogen tegenover zuren en verder wegens zijne onveranderlijkheid bij het gloeien en zijne moeilijke smeltbaarheid dient het platinum als onschatbaar materiaal ter bereiding van kroezen, schalen, draad enz. voor scheikundig gebruik.

Door de hydroxyden, sulfuren en cyanuren van de alkalimetalen wordt het platinum bij roodgloeihitte sterk aangetast. Met phosphorus, arsenicum en met vele zware metalen, vooral met lood, vormt het platinum gemakkelijk smeltbare legeeringen; ook worden vele zware metalen door platinum bij hooge temperatuur uit hunne zouten gereduceerd. Dergelijke stoffen mag men derhalve niet in kroezen van platinum verhitten.

Het platinum vormt, evenals het palladium, twee reeksen van verbindingen, de platino- of oxydn leverbindigen, PtX», en de platini- of oxydeverbi ndingen; de eerstgenoemde bezitten een basisch, de laatste een eenigszins zuur karakter.

Platini-liyilroxyde, Pt(OH)_i, platinzuur, wordt verkregen als een roodbruin bezinksel, wanneer bij de oplossing van platini-chloruur, PtCl,, eerst natrium-hydroxyde en dan azijnzuur wordt gevoegd. Het is gemakkelijk oplosbaar in zuren met uitzondering van het azijnzuur; zijne oxyzouten, zooals (SO^oPt, zijn echter zeer onbestendig. liet platini-hydroxyde heeft ook het karakter van een zuur, het lost op in de alkaliën en vormt daarmede zouten. Die zouten ontstaan ook, wanneer platinum met kalium- of natrium-

wordt door barytwater uit een oplossing van PtCl₄ neergeslagen als een geel kristalachtig bezinksel.

Platino-Iiydroxyde, Pt(OH)₂, ontstaat bij het verwarmen van platino-chloruur met kaliumhydroxyde.

l'latini-cliloruur, PtCl», platinchloriede, ontstaat bij het oplossen van platinum in koningswater, en blijft bij het verdampen van die oplossing terug als een roodbruine, kristalachtige massa, die gemakkelijk vervloeit in de lucht. Met kalium- en am-moniumchloruur vormt het karakteristieke dubbelchloruren, b. v. PtCI,.'2KCl, die moeilijk oplosbaar zijn in water, en die in den vorm

van kristalachtige, gelo poeders XVortlen afgescheiden, wanneer de oplossingen van de chlornren met elkander worden gemengd. Het platinum-ammoniumchloruur, PtCU.SNF^Cl, wordt door gloeiing volkomen ontleed en levert alsdan het platiaumspons op. Dergelijke onoplosbare dubbelchloruren vormt het platini-chloruur ook met (ie chlornren van rubidium, caesium en thallium; terwijl het natrium-dubbelchloruur gemakkelijk oplosbaar is in water. Bij 200° C valt het PtCl₄ uiteer, in PtCU en CL.

I*l»tiiii-Niiirniir, PtS₂, p 1 a ti n-dis u 1 fuur, wordt als een zwart bezinksel neergeslagen, wanneer waterstofsulfuur wordt geleid in een oplossing van PtClj. Het lost op in de sulfuren van de alkali-metalen onder vorming van sulfozouten.

Platino-cliloruur, PtCL, p 1 a tin chl o ruur, blijft achter als een groen, in water onoplosbaar poeder, wanneer PtCI₄ op 200quot; C wordt verwarmd. Met de chloruren van de alkalimetalen vormt het gemakkelijk oplosbare dubbelzouten b. v. PtClj.S NaCl.

Cyamiren van liet platinum. Evenals het ijzer en het kobalt vormt het platinum en de overige platinmetalen dubbelcyanuren, die analogisch geconstitueerd zijn als ferro-kaliumcyammr (bladz. 410). Wordt platino-chloruur opgelost in een oplossing van kaliurn-cyanuur, dan kristalliseert bij liet verdampen van de oplossing platino-kaliumcyanuur, PtC^^K., 3 ILO , platincyaan-kaliuni, in groote prisma's, die in doorvallend licht een gele, in teruggekaatst licht een blauwe kleur hebben. Deze verbinding is het zout van pla ti n o-wa tors to fey an u u r, PtCy₄H₌, platin-cyaanwaterstofzuur, een verbinding, die in goudgele naalden kristalliseert, wanneer zij uit hare zouten wordt afgescheiden. Hare zouten met de zware metalen worden door dubbele omzetting verkregen en vertoonen alle een prachtig kleurenspel.

PlaUnamiiii-veiiiindiiigen. Evenals het kobalt (bladz. 415) vormt het platinum met ammonia een reeks van verbindingen, die als platinhoudende. bases of zouten daarvan zijn te beschouwen. Zij zijn samengesteld volgens tie volgende formules:

waarin X kan worden voorgesteld door halogeenatoinen, of resten van zuren. Zij worden verkregen door inwerking van ammonia op platino-chloruur. Worden de zure resten in deze verbindingen door hydroxylgroepen vervangen, dan ontstaan hieruit platinhoudende bases, die in hare scheikundige eigenschappen veel gelijken op de hydroxyden van do alkalimetalen. Ook de andere platinmetalen vormen dergelijke aminverbindingen. De scheikundige constitutie van deze verbindingen is echter nog niet volkomen opgehelderd.

— 20° C.	0,927 niM.	7°	C.	7,492 mM.
— •1()⁰ »	2,093 »	8°	»	8,017 »
-r- 5° »	3,113 »	9quot;	»	8,574 » 9,165 »
0° »	4-, GO!) »	-10quot;	»	8,574 » 9,165 »
4- i⁰ »	4,040 »	11»	»	9,792 »
2° »	5,302 »	12°	»	10,457 »
3quot; »	5,087 »	13°	fgt;	1-1,102 »
4quot; »	0,097 »	14°	»	11,908 »
5° »	0.534 s	15°	»	12,699 »
W »	6,998 »	10°	»	13,530 »

1,0,	H₂0	= 2J0JI.
J odium-heptoxyde		Perjodiumzuur.
SO3	H-O	= SOjH».
Zwavel-trioxyde		Zwavelzuur.
P2O5 -f-	SHeO	2 PO»H_s.
Phosphor-pentoxyde		Ortho-phosphorzuur.

Reeks	i.	Li 11,9	Be 4,4	B 4,1	0(1) 3,0	N ?	0 1	Fl 1
Reeks	2.	Na 23,7	Mg 13,8	Al 10,7	Si 11,2	P (2) 13,5	S(3) 15,7	Cl (4) 25,6
Reeks 3.		K 45,4	Ca 25,4	Ja	Ti ?	v 9,3	Cr 7,7	Mn 6,9	Fe Co Ni 7,2 0,9 6,7
Reeks	4	Cu 7,2	Zn 9,1		—	As 13,2	Se 16,9	Br (5) 20,9
Reeks	5.	Rb 50,1	Sr 34,9	Y ?	Zr 21,7	Nb (0) 15,0	Mo 11,1	—	Ru Rh Pd 9,2 8,0 9,2
Reeks 0.		Ag 10,2	Cd 12,9	In 15,3	Sn 10,1	Sb 18,2	Te 20,5	J 25,0
Reeks	7.	Cs ?	Ba 30,5	Li(7) Co(7) 21,1 ; 20,8		quot;	—	—	_ _ _
Reeks	8.			\| \| 1			- 1 -
Reeks	9.	- i —		E 7	La (7) 29,7	Ta (0) 10,9	W 9,6	—	Os Ir Pt 9,3 9,3 9,3
Reeks	10.	Au 10,2	Hg 14,7	Tl 17,1	quot;HU 18,1	Bi 21,1	—	—
Reeks	11.	—	—	—	Th 1	—	Ur ?	—

E.	A.	W (1).	A X W.
Zuurstof.	16	0,1550	2,48
Waterstof.	1	2,405	2,40
Stikstof.	14	0,1724	2,41
Chloor.	35,5	0,1210	4,20

ELEMENTEN.	•SUOgt;\|OOX	Atoomgewichten.	ELEMENTEN.	c/i quot;a •v	Atoomgi wichten
Ahnniniuin.	Al	27,4	Molybdaenium.	Mo	96
Antimonium (Sti-			Natrium.	Na	23
biuni).	Sb	•122	Nikkel.	Ni	59
Arsenicum.	As	75	Niobium.	Nb	94
liarium.	Ba	137	Osmium.	Os	199
Beryllium.	Be	9,4	Palladiuin.	Pel	106,6
Bismuth.	lii	210	Phosjihor.	P	31
Borium.	Bo	11	Platinum.	Pt	197,4
Bromium.	Br	SO	Rhodium.	Rh	104,4
Cadmium.	Cd	112	Rubidium.	Rb	85,4
Caesium.	Cs	133	Ruthenium.	Ru	104,4
Calcium.	Ca	40	Selenium.	Se	79,4
Cerium.	Ce	02 (?),	Silicium.	Si	28
Chloor.	Cl	35,5	Stikstof (Nitroge-
Chromium.	Cr	52,5	nium).	N	14
Didymmm.	Di	95 (?)	Strontium.	Sr	87,5
Erbium.	Er	H 2,ü (?) 19	Tantaliuni. Tellurium.	Ta	•182
Fluorium.	Fl	H 2,ü (?) 19	Tantaliuni. Tellurium.	Te	128
Goud (Aurum).	Au	197	Thallium.	TI	204
Uzer (Ferrum).	Fe	56	Thorium.	Th	231
Indium.	In	113,4	Tin (Stamium).	Sn	118
Jiiiliura.	.1	127	Titanium.	Ti	50

Platinum gehamerd 23,00		Mangaan	8,0
» gegoten	21,15	Uzer gesmeed	7,79
Osmium	22,/(-7	» gegoten	7,25
Iridium	22,42	Indium	7,42
Goud	19,35	Tin	7,29
Wolframium	19,13	Zink	7,15
Kwikzilver	13,59	Chromium	6,8
Rhodium	12,1	Cerium	6,72
Thallium	11,86	Didymium	6,54
Palladium	11,5	Lanthanium	6,05
Lood	11,38	Barium	3, /o
Ruthenium	11,3	Aluminium	2,56
Zilver gehamerd	10,6	Strontium	2,50
» gegoten	10.47	Beryllium	2.1
Bismuth	9,82	Magnesium	1,74
Koper gehamerd	8,9	Calcium	1,57
» Kegoten	8,8	Rubidium	1,52
Nikkel	8,8	Natrium	0,97
Cadmium	8,65	Kalium	0,86
Molybdenium	8,6	Lithium	0,59
Kobalt	8,5

;ende tabel blijkt.
Kwikzilver	— 40°	c.	Wit gietijzer		1050quot; C.
Rubidium	- - 38,»5	))	Koper		1100quot;»
Kalium	62, quot;5	»	Goud		1250quot;»
Natrium	05, quot;5	»	Grauw gietijzer		1250quot; »
Tin	229°	»	Staal	1300°-	—1400° »
Bismuth	264°	»	Smeedijzer	1500quot;	—1000quot; »
Lood	335°	»	Nikkel		1600quot; »
Cadmium	360°	3)	Kobalt		1600quot; »
Zink	412°	))	Platinum		2000quot; »
Zilver	O O O	»	Iridium		2500quot; »