kann verschieden sein.
Die Säuren mit 1 vertretbaren H-Atom heissen einbasische (HCl, HNO3, HClO3), die mit 2 solchen zweibasische (H2SO4 , H2CO3 ), die mit 3 solchen dreibasische (H3PO4) ^[H3PO4], die mit 4 solchen vierbasische (H4P2O7 ).
Bei der Ersetzung dieser H-Atome kommt wieder die Werthigkeit der Elemente zur Geltung, d. h. ein einwerthiges Metallatom kann nur 1 H-Atom, ein zweiwerthiges 2 H-Atome ersetzen etc. Um z. B. eine dreibasische Säure zu neutralisiren, sind nöthig 3 Atome eines einwerthigen, oder 1 Atom eines dreiwerthigen, oder endlich 2 Atome eines zweiwerthigen und 1 Atom eines einwerthigen Metalles. Z. B.:
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Sind in einer Säure sämmtliche vertretbare H-Atome durch Metalle ersetzt, so ist das gebildete Salz ein neutrales oder normales. Z. B.: KCl, ZnSO4 , Na2CO3 , K3PO4 , Ag4P2O7 .
Sie werden auch dann als neutrale bezeichnet, wenn sie ausnahmsweise Lackmusfarbe nicht unverändert lassen.
Sauer reagiren z. B. die normalen Salze: Alaun, die Sulfate von Eisen, Zink, Kupfer etc., Quecksilberchlorid u. a.;
alkalisch reagiren die normalen Carbonate von Kalium und Natrium.
Ist eine Säure mehrbasisch, enthält sie also mehrere vertretbare H-Atome, so können entweder sämmtliche H-Atome durch Metall ersetzt werden und es entsteht ein normales Salz, oder sie werden nur theilweise ersetzt und man erhält ein saures Salz. Z. B.:
Na2SO4 neutrales Natriumsulfat, NaHSO4 saures Natriumsulfat.
K2CO3 " Kaliumcarbonat, KHCO3 » Kaliumcarbonat.
Das saure Salz einer zweibasischen Säure kann dargestellt werden, indem man von der Säure zwei gleiche Theile abmisst, hierauf den einen Theil neutralisirt und dann den anderen Theil der Säure hinzufügt.
Enthält das Salz mehr Basis im Verhältniss zur Säure als das normale, so heisst es ein basisches, z. B.:
MgCO3.Mg(OH)2 ^[MgCO3.Mg(OH)2], ZnCO3.ZnO ^[ZnCO3.ZnO], Bi(NO3)3.Bi(OH)3 ^[BiNO3.Mg(OH)3].
Viele Salze krystallisiren wasserhaltig, manche schmelzen beim Erhitzen in ihrem Krystallwasser;
alle verlieren es bei stärkerem Erhitzen.
Eine grosse Zahl wasserhaltiger Salze ist luftbeständig (MgSO4 + 7 H2O = Bittersalz);
andere verlieren es an der Luft, sie verwittern (Na2CO3 + 10 H2O = Soda);
noch andere ziehen an der Luft Wasser an und sind zerfliesslich oder hygroskopisch (CaCl2 = Chlorcalcium).
In dem Folgenden soll nun das Wichtigste aus der anorganischen und organischen Chemie kurz zusammengestellt werden. Es ist nur das ausgewählt, was von chemischen Kenntnissen vorausgesetzt werden muss, wenn die Besprechung der chemisch-technischen Präparate das richtige Verständniss finden soll. - Die bei den einzelnen Elementen angegebenen Reaktionen sind nur Identitätsreaktionen, d. h. solche Erscheinungen, welche bei der Einwirkung eines gewissen bekannten Körpers (Reagens) auf einen unbekannten auf das Vorhandensein eines ganz bestimmten Stoffes schliessen lassen.
Ein Reagens muss charakteristisch und empfindlich sein, d. h. es muss mit demselben die kleinste Menge eines Stoffes mit Sicherheit nachgewiesen werden können.
Selbstverständlich müssen die Reagentien unbedingt chemisch rein sein.
Anorganische Chemie.
I. Metalloide.
Die Metalloide oder Nichtmetalle besitzen im allgemeinen keinen Metallglanz und sind schlechte Leiter der Wärme und Elektrizität.
Sie bilden mit Sauerstoff vorwiegend saure Oxyde oder Säureanhydride und können gruppirt werden nach ihrer Werthigkeit (s. oben).
Sie zeigen aber auch noch in anderer Richtung deutlich verwandtschaftliche Beziehungen. Z. B. die Halogene (Cl, Br, J, Fl) kommen alle in der Natur nicht in freiem Zustände vor und sind ausgezeichnet durch charakteristische Farbe und eigenthümlichen Geruch.
Ihre Affinität zu Wasserstoff und zu den Metallen ist sehr gross.
Sie heissen Halogene (Salzerzeuger), weil sie durch unmittelbare Verbindung mit den Metallen Salze bilden.
Ihre chemischen Verbindungen (besonders die Wasserstoffsäuren und deren Salze) haben unter sich grosse Aehnlichkeit, so dass sie äusserlich meist schwer zu unterscheiden sind.
Die Elemente der Stickstoffgruppe (N, P, As, Sb) bilden einen Uebergang von den Metalloiden zu den Metallen.
Stickstoff und Phosphor haben noch durchaus metalloiden Charakter (geben säurebildende Oxyde), die Oxyde des Arsens besitzen nur schwach saure Eigenschaften und das Antimon zeigt schon ganz deutlich Eigenthümlichkeiten der Metalle (Aussehen, basenähnliche Oxyde).
Alle Elemente dieser Gruppe treten in ihren Verbindungen mit Wasserstoff und den Halogenen drei- und fünfwerthig, in den Sauerstoffverbindungen aber in der Regel fünfwerthig auf.
Sauerstoff (Oxygenium = Säureerzeuger).
Das verbreitetste und in den grössten Mengen (ca. ½ vom Gewicht der Erde) vorhandene Element.
Frei in der atmosphärischen Luft (21 %), gebunden im Wasser (89 %) und ausserdem in fast allen Mineralien und in allen Thier- und Pflanzenkörpern.
Darstellung: Erhitzen von Quecksilberoxyd (2 HgO = Hg2 + O2 ) oder von Kaliumchlorat (KClO3 = KCl + O3 ).
Ein farb-, geruch- und
geschmackloses Gas. Spez.
Gew. 1,105. Nicht brennbar, aber brennbare Körper verbrennen in demselben unter Bildung von Oxyden mit lebhafterem Glanze und viel grösserer Wärmeentwickelung als in der Luft.
Durch Einblasen von Luft wird die Verbrennung gesteigert (Gebläse, Lötrohr).
Bei sehr niedriger Temperatur und sehr hohem Druck verwandelt sich Sauerstoff in eine Flüssigkeit, welche, in eisernen Flaschen versendet, einen Handelsartikel bildet.
Eine besondere Art (Modifikation) des Sauerstoffs ist das Ozon oder der aktive Sauerstoff.
Bildet sich bei elektrischen Entladungen, beim Liegen feuchten Phosphors an der Luft, bei der Oxydation von Terpenen (Nadelwälder), beim Verdunsten von Salzlösungen (Meeresküste, Gradirwerke) etc. Riecht eigenthümlich (Phosphorgeruch).
Ist ein sehr energisches Oxydationsmittel.
Wasserstoff (Hydrogenium = Wassererzeuger).
Findet sich besonders in Verbindung mit Sauerstoff als Wasser (11, 1% H) und ist ein wesentlicher Bestandtheil aller Thier- und Pflanzenstoffe.
Darstellung: Uebergiessen von Zink oder Eisen mit Schwefel- oder Salzsäure: Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 .
Ist farb- und geruchlos, unter allen Gasen das leichteste, 14 mal leichter als Luft, spez. Gew. 0,0692. Giebt beim Verbrennen Wasser: H2 + O = H2O .
Gemischt mit Luft oder Sauerstoff bildet er das höchst gefährliche explosive Knallgas.
Verbindungen: Siehe Aqua destillata und Hydrogenium hyperoxydatum.
Stickstoff (Nitrogenium = Salpetererzeuger).
Findet sich in freiem Zustände in der atmosphärischen Luft (79 % N), ferner als wesentlicher Bestandtheil vieler Thier- und Pflanzenstoffe und einiger mineralischer Stoffe, welche aus diesen stammen, wie Steinkohlen, Salpeter.
Wird dargestellt, indem man unter einer mit Wasser abgesperrten Glocke der Luft den Sauerstoff durch Verbrennen von Phosphor entzieht, so dass Stickstoff übrig bleibt.
Ist farb-, geruch- und geschmacklos, ungiftig, nicht brennbar, in reinem Zustände die Flamme erstickend.
Spez. Gew. 0,972. Verbindet sich mit Sauerstoff in 5 Verhältnissen:
Stickstoffoxydul | N2O |
Stickstoffoxyd | N2O2 = NO |
Salpetrigsäureanhydrid | N2O3 + H2O = 2 (NO2H) ^[(NO2H] Salpetrige Säure |
Stickstoffdioxyd | N2O4 = NO2 |
Salpetersäureanhydrid | N2O5 + H2O = 2 (NO3H) ^[(NO3H] Salpetersäure. |
N2O , ein farbloses Gas, entsteht durch Erhitzen von salpeters.
Ammoniak, wirkt eingeathmet berauschend (Lust- oder Lachgas) und macht unempfindlich gegen Schmerzen. - NO, ein farbloses Gas, wird erhalten, wenn man Kupfer mit Salpetersäure übergiesst, geht an der Luft durch Weiteroxydation sofort über in rothe Dämpfe von NO2, spielt eine wichtige Rolle bei der Schwefelsäurefabrikation. - NO2H , salpetrige Säure, ist besonders in Verbindungen bekannt.
Beim Schmelzen von salpeters.
Kalium, KNO3 , entsteht unter Entweichen von Sauerstoff salpetrigsaures Kalium KNO2 . - NO2 , rothe Dämpfe, giebt, in Salpetersäure gelöst, die rothe rauchende Salpetersäure (Siehe Acid. nitr. fumans). - NO3H siehe Acid. nitricum.
Der Sauerstoff der Salpetersäure ist nur lose gebunden, weshalb die Säure (oder ihre Salze) häufig als Oxydationsmittel benutzt wird, z. B. bei der Fabrikation der Schwefelsäure, Phosphorsäure, Arsensäure. - Reaktionen: Freie Salpetersäure entfärbt Indigolösung und erzeugt mit Eisenoxydulsalzlösungen eine braune Färbung.
Auch wird eine Lösung von Diphenylamin in konz.
Schwefelsäure durch sehr geringe Mengen von Salpetersäure blau gefärbt.
In Verbindung mit Wasserstoff bildet Stickstoff das Ammoniak NH3 . (S. Ammon und Liqu. Amm. caustici).
Schwefel. Siehe Sulfur, Sulfur lotum und Sulfur präcipitatum.
Der Schwefel bildet mit Sauerstoff 8 verschiedene Verbindungen, welche sämmtlich die Eigenschaften von Säure besitzen.
Die wichtigsten sind: H2S2O3 unterschweflige Säure (s. Natrium hyposulfurosum), H2SO3 schweflige Säure (s. Acid. sulfurosum und Calcium sulfurosum) und H2SO4 ^[H2S2O4] Schwefelsäure (s. Acid. sulfuricum crudum, A. s. purum, A. s. dilutum, A. s. fumans, A. a. anhydricum).
Reaktionen: Aus den Salzen der unterschwefligen Säure wird durch stärkere Säuren, z. B. Salzsäure, das Schwefligsäureanhyrid SO2 und freier Schwefel abgeschieden.
Durch schweflige Säure wird Kaliumpermanganat entfärbt. - Die Schwefelsäure giebt mit Baryumchlorid oder -nitrat einen weissen, in Säuren unlöslichen Niederschlag von Baryumsulfat.
Mit Wasserstoff verbindet sich der Schwefel zu Schwefelwasserstoff H2S , einem farblosen, brennbaren, giftigen und sehr übel, nach faulen Eiern riechenden Gase.
Wasser absorbirt es reichlich und diese Auflösung, Schwefelwasserstoffwasser, riecht wie das Gas, röthet Lackmus und zersetzt sich an der Luft unter Ausscheidung von Schwefel.
H2S schwärzt Silber, Gold und andere Metalle, sowie viele Anstrichfarben, z. B. Bleiweiss, unter Bildung von Schwefelmetall. Es findet sich in einigen Quellen und bildet sich namentlich beim Faulen thierischer, eiweissartiger Substanzen. In der analytischen Chemie ist H2S ein unentbehrliches Reagens zur Erkennung und Trennung gewisser Metalle;
er erzeugt z. B. in einer Auflösung von Kupfervitriol einen dunkelbraunen, von Zinkvitriol einen weissen, von arseniger Säure einen gelben Niederschlag und wird dargestellt durch Uebergiessen von Schwefeleisen mit verd.
Schwefelsäure: FeS + H2SO4 ^[H2S2O4] = FeSO4 ^[FeS2O4] + H2S .
Die Verbindungen des Schwefels mit Metallen werden als Sulfüre (Sulfurete), z. B. Zinnsulfür SnS, oder als Sulfide, z. B. Zinnsulfid SnS2 , bezeichnet, wobei die Silbe «ür» einen geringeren, die Silbe «id» einen grösseren Schwefelgehalt andeutet.
Phosphor. S. Phosphorus. - Der Phosphor bildet zwei Oxyde: P2O3 Phosphorigsäureanhydrid und P2O5 Phosphorsäureanhydrid (s. Acid. phosphor. anhydricum) und drei Säuren: PO2H3 unterphosphorige Säure, PO3H3
phosphorige Säure und PO4H3 Phosphorsäure.
Von der letzteren unterscheidet man drei Modifikationen: a) normale oder Orthophosphorsäure PO4H3 (s. Acid. phosphor. crudum und purum), b) Pyrophosphorsäure P2O7H4 entsteht dadurch, dass zwei Moleküle der Orthophosphorsäure unter Austritt von Wasser sich verbinden (s. Ferrum pyrophosphor. oxydatum und Natrium pyrophosphoricum), c) Metaphosphorsäure PO3H entsteht dadurch, dass aus einem Molekül Orthophosphorsäure Wasser austritt.
Die Orthophosphorsäure ist eine dreibasische Säure, bildet also drei Reihen von Salzen, z. B.
PO { OH ^[img] | PO { ONa,OH | PO { ONa,OH | PO { ONa |
Phosporsäure | I. Primäres Natriumphosphat | II. Sekundäres Natriumphosphat | III. Tertiäres Natriumphosphat |
Früher nannte man nach den Reaktionen gegen Lackmus I. saures, II. neutrales, III. basisches Natriumphosphat.
Reaktionen: Die Orthophosphorsäure giebt mit Silbernitrat in neutraler Lösung einen gelben Niederschlag, der in Salpetersäure und in Ammoniak leicht löslich ist.
Sie bringt Eiweiss in der Kälte nicht zum Gerinnen. - Die Pyrophosphorsäure giebt mit Silbernitrat in neutraler Lösung einen weissen Niederschlag, der in Salpetersäure und Ammoniak löslich ist.
Sie bringt Eiweiss in der Kälte nicht zum Gerinnen. - Die Metaphosphorsäure giebt mit Silbernitrat in neutraler Lösung einen weissen, gallertartigen Niederschlag, der in Salpetersäure und Ammoniak löslich ist.
Sie bringt Eiweiss schon in der Kälte zum Gerinnen.
Mit Wasserstoff bildet Phosphor drei Verbindungen, welche sich, sobald Spuren des flüssigen P2H4 vorhanden sind, an der Luft sofort selbst entzünden. - Auch mit den Halogenen vereinigt sich Phosphor z. B. PCl3 . PCl5 etc.
Arsen. S. Arsenium metallicum.
Das Arsen bildet zwei Säureanhydride und von seinen Säurehydraten leiten sich wie bei der Phosphorsäure durch Wasserabspaltung Meta- und Pyrosäuren ab.
Von Wichtigkeit sind: Arsentrioxyd oder Arsenigsäureanhydrid (s. Acid. arsenicosum) und Arsensäure (s. Acid. arsenicum). - Mit Schwefel bildet Arsen Arsendisulfid As2S2 (Realgar), Arsentrisulfid As2S3 (s. Aurum pigmentum) und Arsenpentasulfid As2S5 .
Der Arsenwasserstoff AsH3 , ein farbloses, sehr giftiges Gas von unangenehmem Geruch, ist von Wichtigkeit, weil sein Verhalten zur Entdeckung höchst geringer Mengen von Arsen angewendet wird (Marsh'sche Arsenprobe).
Er bildet sich, wenn man zu einer Flüssigkeit, in welcher sich aus Zink und Schwefelsäure Wasserstoff entwickelt, arsenhaltige Substanzen setzt.
Leitet man das Gas durch ein glühendes Glasrohr oder hält in die Flamme desselben eine kalte Porzellanplatte, so scheidet sich Arsen
als glänzender Spiegel ab. - Andere Reaktionen: Arsenverbindungen geben beim Erhitzen auf Kohle vor dem Lötrohr einen knoblauchartigen Geruch, und aus sauren arsenhaltigen Lösungen wird durch Schwefelwasserstoff gelbes As2S3 gefällt, das in Salzsäure unlöslich, aber in Ammoniak, in Ammoncarbonat und in Schwefelalkalien löslich ist.
Antimon. S. Stibium metallicum.
Seine Sauerstoffverbindungen haben keine besondere Wichtigkeit.
Mit Schwefel bildet Antimon das Antimontrisulfid Sb2S3 (s. Stibium sulfuratum nigrum) und das Antimonpentasulfid Sb2S5 (s. Stibium sulfuratum aurantiacum), und mit Chlor das Antimontrichlorid SbCl3 (s. Stib. chloratum) und das Antimonpentachlorid SbCl5 .
Ein antimonhaltiges Salz ist Brechweinstein (s. Tartarus stibiatus).
Reaktionen: Aus Auflösungen von Antimonverbindungen in Salzsäure fällt Schwefelwasserstoff orangefarbenes Schwefelantimon, in Schwefelammon leicht löslich.
Wie Arsen giebt auch Antimon einen Spiegel, der durch spezielle Reaktionen vom Arsenspiegel zu unterscheiden ist.
Chlor. S. Chlorum und Aqua chlori. - Die wichtigsten Sauerstoffsäuren des Chlors sind: Unterchlorige Säure HClO (s. Calcium hypochlorosum, Eau de Javelle, Eau de Labarraque), Chlorsäure HClO3 (s. Kalium chloricum) und Ueberchlorsäure HClO4 .
Mit Wasserstoff giebt Cl die Chlorwasserstoffsäure HCl (s. Acidum hydrochloricum).
Die Salze des Chlorwasserstoffs heissen Chlorüre (chlorärmere) oder Chloride (chlorreichere). - Reaktionen: Chlorgas riecht charakteristisch und bleicht Pflanzenfarben.
Aus Lösungen von chlorsauren Salzen entwickelt sich mit Salzsäure Chlor.
Chlorwasserstoff giebt mit Silbernitrat einen weissen käsigen Niederschlag, der in Ammoniak leicht löslich ist.
Brom. S. Bromum. Die den Säuren des Chlors entsprechenden Verbindungen sind von geringer Wichtigkeit.
Reaktion: Wird aus gelösten Brommetallen das Brom durch Chlorwasser frei gemacht und die nun gelb gefärbte Flüssigkeit mit etwas Schwefelkohlenstoff geschüttelt, so färbt sich dieser gelb bis rothgelb.
Jod. S. Jodum. Dessen Säuren sind denen des Chlors und Broms ähnlich.
Reaktionen: Wird aus gelösten Jodmetallen das Jod durch Chlorwasser freigemacht und die nun gelb bis braungelb gefärbte Flüssigkeit mit Schwefelkohlenstoff geschüttelt, so färbt sich dieser schön hyazinthroth bis blauviolett;
auch wird kalter Stärkekleister durch freies Jod gebläut.
Fluor ist als Element wenig bekannt.
Von Interesse ist nur die Fluorwasserstoffsäure (s. Acid. hydrofluoricum).
Reaktion: Flusssäure ätzt Glas.
Bor ist als Element ohne Bedeutung.
Verbindung: Borsäure Bo (OH)3 (s. Acid. boricum, Manganum boricum und Natrium biboricum).
Reaktionen: Borsäure färbt in salzsaurer Lösung den gelben Kurkumafarbstoff tief braun, und die Auflösung von Borsäure in Alkohol brennt mit grüner Flamme.
Kohlenstoff, Carbo, kommt in der Natur sehr verbreitet vor und zwar in drei Modifikationen: krystallisirt als Diamant und Graphit
(s. Plumbago), amorph als Kohle.
Gebunden findet er sich in dem Kohlendioxyd (Kohlensäure) und als wesentlicher Bestandtheil aller Thier- und Pflanzenstoffe, sowie der fossilen Reste derselben, der Braun- und Steinkohlen.
Wenn Pflanzen- oder Thierstoffe bei beschränktem Luftzutritt erhitzt werden, so entweichen brennbare Gase (Leuchtgas) und Kohle (Holz-, Knochen-, Blutkohle, Coaks) bleibt zurück.
Die poröse Kohle, besonders die Knochenkohle, nimmt aus Flüssigkeiten manche Farbstoffe, auch riechende und faulende Stoffe auf und dient deshalb zum Entfärben von Zuckersirup, zum Entfuseln des Rohspiritus etc. In der Luft oder reinem Sauerstoff verbrennt Kohle.
Die Hauptverbindung des Kohlenstoffs mit Sauerstoff ist Kohlendioxyd, CO2 , Kohlensäureanhydrid, meist kurz Kohlensäure genannt.
Diese findet sich in der Luft, strömt in grosser Menge aus der Erde, oft von Quellwasser absorbirt, wird von Menschen und Thieren aus- und von Pflanzen eingeathmet, bildet an Kalk gebunden (Kalkstein, Kreide, Marmor) mächtige Lager und ganze Gebirge, wird dargestellt durch vollständiges Verbrennen von Kohle oder durch Uebergiessen von Marmor mit Salzsäure: CaCO3 + 2HCl = CaCl2 ^[CaCl3] + CO2 + H2O .
Sie ist ein farbloses Gas von schwach säuerlichem Geruch und Geschmack, schwerer als Luft (spez. Gew. 1,53), erstickt die Flamme, wirkt in grösseren Mengen eingeathmet giftig, lässt sich durch Druck und Kälte verdichten zu einer Flüssigkeit (Handelsartikel), wird von Wasser, namentlich unter Druck und bei niederer Temperatur, reichlich absorbirt (kohlens. Wasser, Bier, Schaumweine).
Das Säurehydrat H2CO3 , in freiem Zustände nicht bekannt, ist zweibasisch.
Reaktion: Kalkwasser wird durch Zutritt von CO2 getrübt, unter Bildung von unlöslichem Calciumcarbonat.
Wenn Kohle bei nicht hinreichendem Luftzutritt verbrennt, oder wenn Kohlendioxyd mit glühenden Kohlen in Berührung kommt und CO2 reduzirt wird, entsteht Kohlenoxydgas CO, farblos, geruchlos, brennbar, sehr giftig.
Kohlenwasserstoffe s. organische Chemie.
Kohlenstoffbisulfid, CS2 , Schwefelkohlenstoff s. Carboneum sulfuratum.
Die Verbindung des Kohlenstoffs mit Stickstoff CN wird als Cyangruppe (Cy) bezeichnet und verhält sich wie ein Element, und zwar wie die Halogene.
Sie giebt wie diese eine Wasserstoffsäure CNH oder CyH Blausäure (s. Acid. hydrocyanicum), deren Salze Cyanüre oder Cyanide genannt werden (s. Kalium cyanatum, Kalium ferrocyanatum flavum und rubrum).
Reaktion: Setzt man zu einer Blausäure enthaltenden Flüssigkeit etwas Eisenoxyduloxydlösung und hierauf Natronlauge im geringen Ueberschuss, so entsteht ein schmutziger Niederschlag, welcher sich in verdünnter Salzsäure unter Hinterlassung von Berliner Blau auflöst.
Die Verbindung des Cyans mit Schwefel CNS wird Rhodan genannt.
Die Salze der Schwefelcyanwasserstoffsäure heissen Rhodanate (s. Kalium rhodanatum).
Silicium findet sich in der Natur in ausserordentlich grossen
Mengen, aber nur in Verbindungen, besonders als Kieselsäureanhydrid (Bergkrystall, Quarz, Quarzsand, Feuerstein, Achat) und in Salzen der Kieselsäure, den Silikaten (Thon, Feldspat, Granit etc. ).
Das gewöhnliche Glas ist ein Doppelsilikat, in welchem ein Alkali und eine alkalische Erde, gewöhnlich Kalk, oder ein Metalloxyd, gewöhnlich Blei, die Basen bilden.
Alle kieselhaltigen Verbindungen werden durch Schmelzen mit kohlensauren oder ätzenden Alkalien in lösliche Salze der Kieselsäure verwandelt (s. Kalium silicicum).
Durch Versetzen der Lösung eines kieselsauren Salzes mit einer stärkeren Säure (HCl oder H2SO4) wird Kieselsäurehydrat SiO3H2 als gallertartige Masse ausgeschieden.
II. Metalle.
Die Metalle besitzen einen eigenthümlichen Glanz, Metallglanz, sind gute Leiter der Elektrizität und der Wärme, lassen sich in jedem Verhältniss zusammenschmelzen (Legirungen) und ihre Sauerstoffverbindungen zeigen vorwiegend basischen Charakter.
Diejenigen Metalle, deren spez. Gew. weniger als 5 beträgt, werden leichte genannt.
Edle Metalle sind solche, welche weder beim Liegen an der Luft, noch beim Erhitzen oxydirt werden, also blank bleiben.
Gruppenweise zeigen sie folgende Aehnlichkeiten:
1. Alkalimetalle. Diese besitzen eine sehr grosse Verwandtschaft zum Sauerstoff, zersetzen das Wasser bei gewöhnlicher Temperatur;
ihre Hydroxyde sind die stärksten Basen und in Wasser sehr leicht löslich, desgleichen ihre kohlensauren Salze.
Hierher gehören: Kalium, Natrium, Lithium, Cäsium, Rubidium.
2. Metalle der alkalischen Erden.
Ihre Verwandtschaft zum Sauerstoff ist geringer, sie zersetzen das Wasser nur in höherer Temperatur, ihre Hydroxyde sind auch starke Basen, in Wasser schwer oder unlöslich, ihre Carbonate sind unlöslich und zersetzen sich beim Erhitzen in Kohlendioxyd und Metalloxyd. Es sind: Baryum, Strontium, Calcium und Magnesium.
3. Metalle der Erden.
Die Verwandtschaft derselben zum Sauerstoff ist gering, die Sauerstoffverbindungen sind farblos, schwache Basen und in Wasser unlöslich.
Hierher gehört, ausser einer Anzahl seltener Metalle, das Aluminium.
4. Die schweren Metalle oder Erzmetalle.
Ihre Verwandtschaft zum Sauerstoff ist noch geringer als bei den vorigen;
ihr spez. Gewicht beträgt mehr als 5, ihre Sauerstoffverbindungen sind theils Basen, theils indifferente Verbindungen, theils Säuren.
Die Oxyde sind theils farblos, theils gefärbt und in Wasser unlöslich.
Hierher gehören: Mangan, Eisen Chrom, Nickel, Kobalt, Uran, Zink, Cadmium, Kupfer, Blei, Wismut, Zinn, Quecksilber und die edlen: Silber, Gold, Platin.
Kalium (s. Kalium metallicum).
Auf Wasser geworfen zersetzt es
dasselbe, indem es 1 Atom desselben substituirt und mit dem Wasserreste Kaliumhydroxyd (s. Kalium hydricum) bildet: K2 + 2H2O ^[H2O] = 2 (KOH) + H2 .
Aehnliche Zusammensetzung hat das Kaliumhydrosulfid KSH, eine Sulfobase. (Auch in Säuren und Salzen kann der Sauerstoff in ähnlicher Weise durch Schwefel ersetzt sein; es entstehen dann Sulfosäuren und Sulfosalze. ) - Kaliumtrisulfid K2S3 ist der Hauptbestandtheil der sog. Schwefelleber (s. Kalium sulfuratum). - Kaliumsalze (s. Kalium aceticum u. f.) ertheilen der nichtleuchtenden Flamme eine violette Färbung.
Natrium (s. Natrium metallicum).
Ist als Metall wie in allen seinen Verbindungen (s. Natrium aceticum u. f.) dem Kalium sehr ähnlich.
Natriumsalze färben die nichtleuchtende Flamme gelb.
Lithium (s. Lithium et ejus salia).
Alle Lithiumverbindungen färben die nichtleuchtende Flamme intensiv carmoisinroth.
Ammonium, NH4 , nicht zu verwechseln mit Ammoniak NH3 , ist ein zusammengesetztes Radikal, welches in seinem chemischen Verhalten den vorgenannten Metallen sehr nahe steht, aber nicht im freien Zustände bekannt ist.
Die Lösung des Ammoniakgases in Wasser ist anzusehen als eine Auflösung von Ammoniumhydroxyd: NH3 + H2O = (NH4)OH ^[(NH4OH]. Dieses Ammoniumhydroxyd entspricht dem Kaliumhydroxyd und bildet wie dieses mit Säuren Salze, welche man Ammonsalze nennt (s. Ammonium bromatum u. f.).
Dieselben entwickeln beim Kochen mit Kali Ammoniak, welches man am Geruch und daran erkennt, dass es Lackmus bläut und mit Salzsäuredämpfen dichte Nebel bildet.
Auch sind die Ammonsalze meist sublimirbar.
Calcium, den Alkalimetallen ähnlich, als Element ohne Bedeutung, aber in seinen Verbindungen ausserordentlich verbreitet, besonders als Karbonat CaCO3 (Kalkstein, Marmor, Kreide, Kalkspat) und Sulfat CaSO4 ^[CaCO4] (Gips, Alabaster).
Beim Glühen des Carbonats entweicht CO2 und zurück bleibt Calciumoxyd (s. Calcium oxydatum), welches sich unter Erhitzen mit Wasser zu Calciumhydroxyd Ca(OH)2 ^[Ca(OH)2] verbindet und mit mehr Wasser Kalkbrei, Kalkmilch und schliesslich Kalkwasser (s. Aqua calcis) giebt.
Solches Wasser, in welchem saures kohlensaures Calcium aufgelöst ist, heisst hartes Wasser.
Dasselbe kann entkalkt werden durch Stehenlassen oder Erhitzen, wobei CO2 entweicht und neutrales Calciumcarbonat sich ausscheidet, oder durch Zusatz von Soda: Ca(HCO3)2 ^[Ca(HCO3)2] + Na2CO3 = CaCO3 + (NaHCO3)2 ^[(NaHCO3)2].
Reaktion: In Calciumsalzlösungen entsteht durch oxalsaures Ammon ein pulveriger Niederschlag, leicht löslich in Salz- und Salpetersäure, unlöslich in Essig- und Oxalsäure.
Baryum findet sich in der Natur namentlich als Witherit BaCO3 (s. Baryum carbonicum) und als Schwerspat (s. Baryum sulfuricum).
Seine Verbindungen sind durch hohes spez. Gew. ausgezeichnet. S. Baryum aceticum u. f. Reaktion: Barytsalzlösungen geben mit Schwefelsäure oder schwefelsauren Salzen einen weissen Niederschlag, der in allen Säuren unlöslich ist.
Strontium. Verbindungen s. Strontium carbonicum u. f. Reaktionen: Strontiansalze färben die Flamme roth und geben mit Schwefelsäure einen weissen Niederschlag, der sich in sehr verdünnten Lösungen erst nach einiger Zeit bildet.
Magnesium s. Magnesium metallicum u. f. Reaktion: Aus Magnesiumsalzlösungen fällt phosphorsaures Natron einen weissen Niederschlag, welcher in ammoniakhaltiger Flüssigkeit unlöslich ist.
Aluminium kommt sehr verbreitet und in der grössten Menge vor, z. B. im Feldspat, Thon, Granit etc., wird in neuerer Zeit viel in den Handel gebracht und ist nach seinen physikalischen Eigenschaften allgemein bekannt geworden.
Sein Oxyd Al2O3 findet sich als Rubin, Korund, Smirgel.
Das Aluminiumhydroxyd Al2(OH)6 ^[Al2(OH)6] wird erhalten durch Fällen einer Aluminiumsalzlösung mit Ammoniak als gallertartiger weisser Niederschlag, und besitzt die Eigenschaft, viele organische Farbstoffe aus ihren Lösungen auszuscheiden und mit ihnen zum Theil sehr schön gefärbte unlösliche Farblacke zu bilden.
Darauf beruht die Anwendung der Aluminiumsalze in der Färberei als Beizmittel.
Salze s. Alumen u. f. Reaktion: Aus löslichen Aluminiumsalzen fällen Alkalien kleisterartiges Aluminiumhydroxyd, welches in Ammoniak wie in Ammonsalzen unlöslich ist, sich aber leicht in Kalilauge löst.
Eisen s. Ferrum metallicum.
Entsprechend seinen beiden Sauerstoffverbindungen, Eisenoxydul FeO und Eisenoxyd Fe2O3 , bildet das Eisen zwei Reihen von Salzen, z. B. Eisenchlorür FeCl2 und Eisenchlorid Fe2Cl6 , Ferrosulfat FeSO4 und Ferrisulfat Fe2(SO4)3 ^[Fe2(SO4)3]. S. Ferrum aceticum u. f. Reaktionen: In Eisenoxydulsalzlösungen erzeugen Alkalien einen weissen oder schmutzig grünlichen Niederschlag, welcher bei Zutritt der Luft braun wird.
Ferricyankalium giebt sofort einen blauen Niederschlag.
Gerbsäure verändert die oxydfreie Lösung nicht. - Eisenoxydsalze geben mit Ferrocyankalium sofort einen blauen und mit Gerbsäure einen schwarzen Niederschlag, und werden in saurer Lösung durch Rhodankalium dunkel blutroth gefärbt.
Mangan bildet mit Sauerstoff eine ganze Reihe von Verbindungen: Manganoxydul MnO, Manganoxyd Mn2O3, Manganoxyduloxyd Mn3O4 , Mangansuperoxyd MnO2 (s. Mangan hyperoxydatum), Mangansäure H2MnO4 und Uebermangansäure HMnO4 .
Beständige Salze giebt nur das Manganoxydul (s. Manganum boracicum oxydulatum u. f.);
alle übrigen Oxyde haben bei der Salzbildung die Neigung, in diese Oxydationsstufe überzugehen.
Darauf beruht die oxydirende Wirkung der höheren Oxyde des Mangans.
Die beiden Säuren des Mangans sind in freiem Zustände nicht bekannt, geben aber wohl charakterisirte Salze (s. Kalium permanganicum).
Reaktion: Manganverbindungen erzeugen beim Zusammenschmelzen mit Soda und Salpeter auf dem Platinblech eine grüne Schmelze von mangansaurem Kalium.
Chrom findet sich in der Natur namentlich im Chromeisenstein.
Derselbe wird in chromsaures Kalium übergeführt und dieses ist das Ausgangsmaterial für alle übrigen Chromverbindungen.
Das Chrom bildet wie Mangan und Eisen theils basische, theils saure Oxyde.
Aus Chromoxydsalzen wird durch Alkalien graublaues Chromhydroxyd Cr2(OH)6 ^[Cr2(OH)6] gefällt, welches durch Erhitzen in ein grünes Pulver Cr2O3 (Chromgrün) übergeht und durch Auflösen in Schwefelsäure Chromisulfat giebt.
Lässt man letzteres mit Kaliumsulfat zusammenkrystallisiren, so entsteht Chromalaun (s. Alumen).
Die Chromsäure (s. Acid. chromicum, sowie Kalium chromicum flavum und Plumbum chromicum) ist nur als Anhydrid CrO3 bekannt.
Das sogenannte doppeltchromsaure oder saure chromsäure Kalium (s. Kalium brichromicum) ist kein saures Salz nach der oben gegebenen Erklärung solcher, sondern enthält die Pyrochromsäure
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welche man sich entstanden denken kann durch Zusammentreten von 2 Mol. Chromsäurehydrat unter Verlust von 1 Mol. Wasser. - Reaktionen: Aus den Chromoxydlösungen fällen Alkalien grünes Chromhydroxyd, welches sich im Ueberschuss des Fällungsmittels wieder löst, aber durch Kochen wieder ausgeschieden wird.
Die Salze der Chromsäure werden durch Schwefelsäure und Alkohol zu grünen Chromoxydsalzen reduzirt.
Molybdän, ein seltenes Metall (s. Acid. molybdaenicum).
Kobalt, ein seltenes Metall.
Kobaltoxydul CoO, ein grünliches Pulver, wird benutzt, um Glasflüsse schön blau zu färben.
Kobaltchlorid CoCl2 und Kobaltnitrat Co(NO3)2 ^[Co(NO)32] dienen zu sympathetischen Tinten.
Schreibt man mit einer dünnen Auflösung derselben auf Papier, so sind die Schriftzüge kaum zu sehen;
durch blosses Erwärmen aber treten sie in blauer Farbe hervor und verschwinden allmälig wieder unter dem Einfluss der Luftfeuchtigkeit.
Nickel s. Niccolum, Reaktion: In Nickelsalzlösungen erzeugt kohlensaures Natrium einen apfelgrünen Niederschlag.
Zink s. Zincum u. f. Reaktion: In Zinklösungen erzeugt Schwefelammonium einen weissen Niederschlag, und durch Alkalien entsteht eine weisse Fällung von Zinkhydroxyd Zn(OH)2, die sich im Ueberschuss des Fällungsmittels wieder löst.
Cadmium s. Cadmium metallicum u. f. Reaktion: Cadmiumverbindungen geben mit Schwefelwasserstoff einen gelben, in Schwefelammonium unlöslichen Niederschlag.
Blei, Plumbum, findet sich in der Natur hauptsächlich als Bleiglanz PbS;
als Weissbleierz PbCO3 und als Rothbleierz PbCrO3 . Es ist sehr weich, schmilzt bei 335°. Spez.
Gew. 11,5. Eine Legirung von gleichen Theilen Blei und Zinn (Schnellloth) schmilzt bei 186°, und eine solche von 4 Th. Blei und 1 Th. Antimon wird als Letternmetall benutzt.
Bleischrot ist arsenhaltig.
Blei ist leicht löslich in mäßig konz.
Salpetersäure, aber von Salzsäure und Schwefelsäure wird es nur wenig angegriffen, weshalb
es bei der Herstellung von Apparaten zur Schwefelsäurefabrikation Anwendung findet. An feuchter Luft oxydirt es sich oberflächlich unter Bildung von basischem Bleicarbonat. - Beim Erhitzen an der Luft bildet es mehrere Oxyde: PbO Bleioxyd (s. Plumbum oxydatum), PbO2 Bleisuperoxyd und eine Verbindung dieser beiden Oxyde Pb3O4 Mennige (s. Minium). Salze (s. Plumbum aceticum u. f.). Reaktionen: Schwefelwasserstoff fällt aus Bleilösungen schwarzes Bleisulfid, in Salpetersäure löslich. Chromsaure Salze geben gelbes Bleichromat, das in Säuren unlöslich, aber in Natronlauge löslich ist.
Kupfer, Cuprum, findet sich hauptsächlich als Rothkupfererz Cu2O^Cu2O], als Lasur und Malachit (beides basische Kupfercarbonate) und als Kupferkies (schwefelhaltig), ist sehr dehnbar, schmilzt bei 1300°. Spez. Gew. 8,9. Dient zu vielen Legirungen: Messing (Cu u. Zn), Bronze (Cu u. Sn), Neusilber (Cu, Zn u. Ni) etc. In konz. heisser Schwefelsäure löst es sich zu Cuprisulfat unter Entwickelung von SO2 . In Salpetersäure ist es leicht löslich unter Bildung von Cuprinitrat und Stickoxyd, welches an der Luft in rothe Dämpfe von NO2 übergeht. In allen anderen verdünnten und luftfreien Säuren ist es unlöslich. An feuchter Luft überzieht es sich mit einer grünen Schicht von basischem Kupfercarbonat, fälschlich Grünspan genannt.
Beim Erhitzen an der Luft oxydirt es zu abblätterndem schwarzem Kupferoxyd CuO (s. Cuprum oxydatum). Wird eine Kupfersulfatlösung mit einem Ueberschuss von Kalilauge versetzt; so bildet sich ein blauer Niederschlag Cuprihydroxyd Cu(OH)2, der sich beim Erwärmen in Wasser und schwarzes Cuprioxyd spaltet. Setzt man aber vor dem Erhitzen etwas weinsaures Salz oder Glycerin zu, so entstellt eine tiefblau gefärbte Lösung, die sich beim Erhitzen nicht verändert.
Eine solche (Fehling'sche) Lösung dient als Reagens auf Traubenzucker, denn wenn dieselbe mit dem reduzirend wirkenden Traubenzucker erhitzt wird, scheidet sich rothes Cuprooxyd oder Kupferoxydul Cu2O aus. Entsprechend diesen beiden Oxydationsstufen bildet das Kupfer auch zwei Reihen von Salzen, Cupri- und Cuprosalze. S. Cuprum aceticum u. f. -
Reaktion: Ammoniak erzeugt in Kupferlösungen einen hellblauen Niederschlag, welcher im Ueberschuss des Fällungsmittels mit tief blauer Farbe löslich ist.
Wismut. S. Bismutum metallicum, Bism. oxydatum hydratum, Bism. carbonicum u. f. -
Reaktion: Werden klare Wismutsalzlösungen mit viel Wasser versetzt, so scheiden sich unlösliche basische Salze ab, welche in Weinsäure unlöslich sind und sich dadurch von den sonst ähnlichen basischen Antimonverbindungen unterscheiden.
Zinn. S. Stannum. Giebt mit Sauerstoff zwei Verbindungen: Stannooxyd oder Zinnoxydul SnO und Stannioxyd oder Zinnoxyd (Zinnsäureanhydrid) SnO2 (s. Stannum oxydatum). Beide Verbindungen bilden mit Säuren Salze (s. Stannum chloratum). Eine Schwefelverbindung des Zinns ist das Musivgold (s. Stannum bisulfuratum). Reaktionen: Zinnchlorür fällt
aus Quecksilberchlorid zuerst Quecksilberchlorür, dann metallisches Quecksilber; in Zinnchloridlösung erzeugt Kali einen weissen Niederschlag, welcher sich im Ueberschuss des Fällungsmittels wieder löst; auch wird durch Zink metallisches Zinn (Zinnbaum) ausgeschieden.
Quecksilber. S. Hydrargyrum und Amalgama. Es bildet zwei Oxyde: Mercurooxyd oder Quecksilberoxydul Hg2O und Mercurioxyd oder Quecksilberoxyd (s. Hydrargyrum oxydatum). Diesen entsprechen zwei Reihen von Verbindungen (s. Hydrarg. chloratum und bichloratum, Hydr. jodatum und bijodatum, Hydr. nitricum oxydulatum und oxydatum). Von Schwefelquecksilber giebt es zwei Modifikationen: rothes Mercurisulfid oder Zinnober (s. Cinnabaris) und schwarzes Mercurisulfid (s. Hydrargyrum sulfuratum nigrum). Reaktionen: Die Quecksilberoxydulsalze geben mit Salzsäure einen weissen Niederschlag, welcher durch Ammoniak geschwärzt wird. Die Quecksilberoxydsalze geben mit Kali einen gelben, mit Salzsäure keinen Niederschlag.
Silber, Argentum, findet sich häufig gediegen, besonders aber als Silberglanz Ag2S und als Hornsilber AgCl. Spez. Gew. 10,5. Schmilzt bei 1000° und absorbirt dabei Sauerstoff. Zur Herstellung von Münzen wird es mit 10 % Cu legirt. Silberoxyd Ag2O wird durch Fällen löslicher Silbersalze mit Kalihydrat als brauner Niederschlag erhalten. Durch Auflösen desselben in Ammoniakflüssigkeit entsteht das höchst gefährliche Knallsilber. Von Salzen sind wichtig Chlorsilber (s. Argentum chloratum) und salpetersaures Silber (s. Argentum nitricum). Reaktion: Die löslichen Silberverbindungen geben mit Salzsäure einen weissen, käsigen Niederschlag, der sich in Ammoniak leicht löst.
Gold, Aurum, findet sich in der Natur meist gediegen. Spez. Gew. 19. Schmilzt bei 1200°. Bildet aus Lösungen gefällt ein braunrothes Pulver. Lässt in dünnen Schichten das Licht grün oder blau durchscheinen. Die Goldmünzen enthalten 10 % Kupfer. Es löst sich nur in Königswasser, einer Mischung von 1 Theil Salpetersäure und 3 Theilen Salzsäure, unter Bildung von Goldchlorid, AuCl3 , Aurum chloratum. Dasselbe ist eine rothbraune, krystallinische, sehr hygroskopische Masse, in Wasser, Alkohol und Aether leicht löslich.
Auf der Haut sowie auf Faserstoffen erzeugt seine Lösung einen purpurfarbenen Fleck von feinvertheiltem Gold. Mit vielen Metallchloriden giebt es gut krystallisirende Doppelsalze. Eins derselben ist das Chlorgoldchlornatrium, Auro-Natrium chloratum («Goldsalz»; AuCl3 . NaCl + 2H2O ^[H2O]. Die Goldsalze finden Anwendung bei der galvanischen Vergoldung und in der Photographie. Reaktion: Aus Goldsalzlösungen wird durch viele Metalle, sowie durch Eisenvitriol und durch Oxalsäure pulverförmiges metallisches Gold abgeschieden.
Platin. S. Platinum und Platinum bichloratum. Reaktion: In Platinchloridlösung entstehen mit Chlorkalium oder Chlorammonium gelbe, krystallinische Niederschläge von Kaliumplatinchlorid oder