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Chemie

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Sammlung

(Höschen

Unser heutiges Wissen in kurzen, klaren, allgemeinverständlichen Einzeldarstellungen

Jede Nummer in eleg. Leinwandband 80

G.I.Göschen'sche Verlagshandlung, Leipzig

Oweck und Ziel der „Sammlung Göschen" ist, in 6m--^ zeldarstellungen eine klare, leichtverständliche und

den dürfte.

Biblioteka Politechniki Krakowskiej

übersichtliche Einführung in sämtliche Gebiete der Wissenschaft und Technik zu geben; in engem Nahmen, auf streng wissenschaftlicher Grundlage und unter Berücksichtigung des neuesten Standes der Forschung bearbeitet, soll jedes Bändchen zuverlässige Belehrung bieten. Jedes einzelne Gebiet ist in sich geschlossen dargestellt, aber dennoch stehen alle Bändchen in innerem Zusammenhange miteinander, so daß das Ganze, wenn es vollendet vorliegt, eine einheitliche^—systematische Darstellui

Ein ausfi Nummer:

Erschienenen

Bändchens

100000297960

Kleine Bibliothek zur Chemie und Chemischen Technologie

aus der Sammlung Göschen.

Jedes Bändchen in Leinwand gebunden 80 Pfennig.

Geschichte der Chemie von Dr. Hugo Bauer, Assistent am ehern. Laboratorium der Kgl. Technischen Hochschule Stuttgart. 2 Bände. Nr. 264 und 265.

Anorganische Chemie von Dr. Jos. Klein in Mannheim. Nr. 37. Metalloide (Anorganische Chemie I) von Dr. Oskar Schmidt, dipl.

Ingenieur, Assistent an der Kgl. Baugewerkschule in Stuttgart. Nr.211. Metalle (Anorganische Chemie II) von Dr. Oskar Schmidt, dipl. Ingenieur, Assistent an der Kgl. Baugewerkschule in Stuttgart. Nr.212. Organische Chemie von Dr. Jos. Klein in Mannheim. Nr. 38.

Chemie der Kohlenstoffverbindungen von Dr. Hugo Bauer, Assistent am ehern. Laboratorium der Kgl. Techn. Hochschule Stuttgart. 4 Bde. Nr. 191—194.

der Universität

Analytische Chemie von Dr. Johannes Hoppe. 1. u. 2. Bd. Nr. 247 u. 248. Maßanalyse von Dr. Otto Röhrn in Stuttgart. Nr. 221. Technisch-Chemische Analyse von Dr. G. Lunge, Professor an der Eidgenöss. Polytechn. Schule in Zürich. Mit 16 Abbildungen. Nr. 195. Stereochemie von Dr. E. Wedekind, Professor an Tübingen. Mit 34 Abbildungen. Nr. 201.

Allgemeine und physikalische Chemie von Dr. Max Rudolphi, Professor an der Technischen Hochschule in Darmstadt. Mit 22 Figuren. Nr. 71. Elektrochemie von Dr. Heinrich Danneel. I. Teil: Theoretische Elektrochemie u. ihre physikalisch-chemischen Grundlagen. Mit 18Fig. Nr.252. Agrikulturchemie I: Pflanzenernährung von Dr. Karl Grauer. Nr. 329. Das agrikulturchemische Kontrollwesen von Dr. Paul Krische in Göttingen. Nr. 304.

Physiologische Chemie von Dr. med. A. Legahn in Berlin. 2 Bände. Mit 3 Tafeln. Nr. 240 und 241.

Allgemeine chemische Technologie von Dr. Gust. Rauter in Charlottenburg. Nr. 113.

Brauerei wesen I: Mälzerei von Dr. Paul Dreverhoff, Direktor der Brauer- und Mälzerschule in Grimma. Mit 16 Abbild. Nr. 303. Anorganische chemische Industrie v. Dr.Gust. Rauter i. Charlottenburg.

3 Bde. Mit 24 Tafeln. Nr. 205-207.

Metallurgie von Dr. Aug. Geitz. 2 Bde. Mit 21 Fig. Nr. 313 u. 314. Die Industrie der Silikate, der künstlichen Bausteine und des Mörtels von Dr. Gustav Rauter. 2 Bde. Mit 24 Tafeln. Nr. 233 u. 234. Die Teerfarbstoffe mit besonderer Berücksichtigung der synthetischen Methoden von Dr. Hans Bucherer, Professor an der Kgl. Techn. Hochschule Dresden. Nr. 214.

Das Wasser und seine Verwendung in Industrie und Gewerbe von Dipl.-Ing. Dr. Ernst Leher. Mit 15 Abbildungen. Nr. 261.

Weitere Bände sind in Vorbereitung.

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Sammlung Göschen

Chemie

Die Elemente und ihre Weröindungen.

Säure durch den Mangel der bei letzterer angegeben

Das gallertartig (z. B. durch Erhitzen des Alumini

Organische Chemie

Sammlung Göschen

Chemie

Anorganischer Teil

von

Dr. Jos. Klein

in Mannheim

Vierte, verbesserte Auflage

Neudruck

Leipzig

G. I. Göschen'sche Verlagshandlung

1907

G)

Alle Rechte von der Berlagshandlung vorbehalten.

X txOAHl10 Empfehlenswerte Literatur.

und

Erdmann. Lehrbuch der anorganischen Chemie. IV.Ausl. Braunschweig 1906. Pariheil. Lehrbuch der Chemie. Anorg. Teil. Bonn 1903.

B. v. Richt er's Lehrbuch der anorganischen Chemie. XI. Ausl. Bonn 1902.

Jra Remsen. Anorganische Chemie. III. Ausl. Tübingen 1906.

Arendt. Technik der Experimentalchemie. III. Auflage. Hamburg und um Leipzig 1900.

Heumann. Anleitung zum Experimentieren. II. Ausl. Braunschweig 1893. Arnold. Abriß der allgemeinen oder physikalischen Chemie. II. Auflage. Hamburg und Leipzig 1906.

Jörgensen. Grundbegriffe der Chemie. Hamburg und Leipzig 1903.

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bibliol:rcirnmiszu

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Spamersche Buchdruckerei in Leipzig.

Akc. Kr.

Inhalt.

Einleitung.

Die aristotelischen Elemente. — Begriff des Elements. — Begriff der chemischen Verbindung und der mechanischen (Physikalischen) Mischung. — Definition der Chemie. — Unzerstörbarkeit der Materie. — Die

Zustände des Stoffs. — Einteilung der Chemie........

Anzahl und Vorkommen der Elemente. — Allotropie. — Einteilung der Elemente. — Metalloide und Metalle. — Symbole und Tabelle der Elemente.....................

Seite

13

Die Gesetzmäßigkeiten und Theorien.

Stöchiometrie. — Gesetz der konstanten und multiplen Proportionen. — Daltons Atomtheorie.........

Atom und Molekül. — Atomgewicht und Molekulargewicht 19

Volumverhältnisse.................

Avogadrosche Hypothese...............

Atomgewichtsbestimmung aus der Gasdichte von Verbindungen ....................

Die Molekulargewichtsbestimmung gelöster Stoffe .... 26 Spezifische Wärme. — Atom wärme . .

Isomorphismus..........

Atom- und Molekulargewichtszahlen.

Schreibweise...........

Affinität. — Chemische Verwandtschaft .

Reaktionsbedingungen.......

Periodisches System der Elemente . . .

Valenz, Wertigkeit. — Äquivalentbegriff. — Atomverkettung .........

Die elektrolytische Dissoziation Thermochemie.

Nomenklatur

Formel n.

Die Elemente und ihre Verbindungen.

15

21

23

25

23

29

30

32

33

34

37

40

. 43

45

Gewinnung der Elemente

Wasserstoff......

Sauerstoff. — Ozon. — Verbindungen des Sauerstoffs mit Wasserstoff: Wasser, Wasserstoffsuperoxyd ............

Die atmosphärische Luft............. . .

Argon, Helium, Neon, Krypton, Xenon........

. 47

52

55

67

67

Seile

Fluor. — Chlor. — Brom. — Jod. — Die Wasserstoffverbindungcu der Halogene. — Die Sauerstoffverbindungen der Halogene ... 68 Schwefel. — Selen. — Tellur. — Verbindungen des Schwefels mit Wasserstoff: Schwefelwasserstoff, Wasserstoffsupersulfid. — Verbindungen des Schwefels mit Sauerstoff..........77

Stickstoff. — Verbindungen des Stickstoffs mit Wasserstoff: Azoimid, Hydrazin, Ammoniak. — Hydroxylamin. — Verbindungen des Stickstoffs mit Sauerstoff. — Verbindungen des Stickstoffs mit den Halogenen ......................

Phosphor. — Arsen. — Antimon. — Die Wasserstoffverbindungen.

— Die Sauerstoffverbindungen.............

Wismut. — Vanadin. — Tantal. — Niob. — Die Sauerstoffverbindungen des Wismuts.................

Bor. — Silicium. -- Die Verbindungen mit Wasserstoff und den

Halogenen. — Die Sauerstoffverbindungen.........

Kohlenstoff. — Die Wasserstoffverbindungen. — Die Sauerstoffverbindungen. — Verbindung mit Schwefel. — Cyanverbindungcn. — Titan. — Zirkonium. — Thorium. — Germanium. — Cer . . . 113

Säuren. — Basen. — Salze..............

Kalium. — Natrium. — Lithium. — Cäsium. — Rubidium.

— Alkalimetalle. — Verbindungen der Alkalimetalle......

Vary um. — Strontium. — Calcium. — Erdalkalimetalle. — Verbindungen der Erdalkalimetalle

Beryllium. — Magnesium. — Zink. — Cadmium. — Magnesiumgruppe. — Verbindungen des Magnesiums und Zinks . . Quecksilber. — Kupfer. — Verbindungen derselben . . .

Silber. — Verbindungen desselben..........

Gold. — Verbindungen desselben...........

Zinn. — Blei. — Verbindungen derselben.......

Nickel. — Kobalt. — Verbindungen derselben......

Eisen. — Verbindungen desselben..........

Aluminium. — Gallium. — Indium. — Thallium. — Verbindungen des Aluminiums

Chrom. — Molybdän. — Wolfram. — Uran. — Verbindungen derselben

119

126

. 135

. . 139

141

. 146

148

149

151

153

. 156

. 159

Mangan. — Verbindungen desselben............

Platin. — Ruthenium. — Rhodium. — Palladium. — Osmium. — Iridium.....................

163

166

Spektralanalyse . . . Die Bunsensche Flamme Qualitative Analyse. .

Register......

Anhang.

168

168

169

. , 172;

Einleitung.

Die aristotelischen Elemente. Begriff des Elements. Begriff der chemischen Verbindung und der mechanischen (physikalischen) Mischung. Deftnition der Chemie. Unzerstörbarkeit der Materie. Die Zustände des Stoffs. Einteilung der Chemie.

Wir wissen heute, daß die Eigenschaft des Schwefels, des Phosphors und anderer Stoffe, zu verbrennen, nicht auf einem Gehalt jener an besonderer wägbarer Feuermaterie beruht. Denn das Feuer ist nur eine Erscheinung, welche sich bei sehr vielen Prozessen zeigt, die sich unter Wärmeentwicklung abspielen. An der großen Zahl der Edel- und Unedelmetalle, welche unsere Erde bietet, und an der Veränderlichkeit der uns umgebenden Luft, ob sie zum Atmen gut oder schlecht ist, erkennen wir ferner, daß Erde und Luft keine elementaren und sogar nicht einmal einheitliche Stoffe sind; und später werden wir an der Eigenschaft des reinsten Wassers sehen, daß es sich in zwei Gase: Sauerstoff und Wasserstoff zerlegen läßt, die sich unter besonderen Bedingungen wieder zu demselben reinsten Wasser vereinigen lassen. Für die Naturwissenschaft gelten somit nicht die vier ©{erneute des Empedokles: Feuer, Erde, Wasser, Luft, welche auch die aristotelischen Elemente genannt werden, obgleich sie nach Aristoteles nur die Träger der vier Grundeigenschaften: warm, trocken, feucht, kalt sind. Nur ein Stoff, welcher bisher durch die Mittel der Chemie noch nicht in einfachere Stoffe zerlegt oder aus einfachen: Stoffen dargestellt werden konnte, darf als Element be-zeichnet werden. Darum verschwindet für irgend einen Stoff der Charakter als Element, sobald er in andere Stoffe zerlegt oder aus anderen Stoffen künstlich erhalten werden kann. Die Elemente können aber auch nicht ineinander übergeführt werden; sie sind also auch in dieser Hinsicht die chemischen Grundstoffe, aus denen sich alle andern Stoffe aufbauen und in die sie sich zerlegen fassen¹). (Helium aus Radiums, letzteres.) In der Natur finden sich die Elemente teils als solche, teils in ihren Verbindungen vor.

Was heißt nun Mittel der Chemie und chemische Verbindung? Um beides zu verstehen, haben wir ihre Gegensätze: mechanisches Mittel und Mischung gleichzeitig zu betrachten. Alle Materie, d. h. alles körperliche Substantielle, sowohl die lebende wie die leblose, auch gleichgültig, in welchem Aggregatzustande: fest, flüssig oder gasförmig sie auftritt, ist entweder eine einheitliche oder sie ist es nicht. Einheitlich ist nur- die Materie, welche sich durch kein einziges mechanisches Mittel in die zusammensetzenden Bestandteile zerlegen läßt; nicht einheitlich dagegen ist die Materie, welche der letztern Anforderung nicht entspricht. Darum sind zunächst einheitlich alle Elemente und außer ihnen ihre nach später noch darzulegenden Gesetzmäßigkeiten entstandenen Verbindungen. Einheitlich ist der reinste Zucker, die reinste Kreide, das reinste Wasser. Denn jedes kleinste Stäubchen von Zucker, Kreide, Wasser, welches sich durch Pulverisieren, Lösen, Schlämmen, Verstäuben und durch irgend ein anderes mechanisches Verfahren erhalten läßt, hat alle Eigenschaften des reinsten Zuckers, der reinsten

Kreide, des reinsten Wassers. Nicht einheitlich ist jede aus den Elementen oder ihren Verbindungen hervorgegangene Mischung, die ja in allen möglichen Verhältnissen existenzfähig ist. Nicht einheitlich ist daher die reinste Luft, welche wir atmen, das Blut, das Fleisch, der Wein und der größte Teil alles dessen, mit dem wir täglich in Berührung kommen. Denn die reinste Luft läßt sich mechanisch in Sauerstoff und Stickstoff zerlegen, wenn man sie durch Wasser leitet, da das Wasser mehr Sauerstoff als Stickstoff absorbiert. Darum atmen die Fische sauerstoffreichere Lust. Aus dem Blut, dem Fleisch und dem Wein lassen sich mit der größten Leichtigkeit feste und flüssige Bestandteile isolieren, und eine mechanische Zerlegung der meisten Körper, mit denen wir täglich in Berührung kommen, in unter sich vollständig verschiedene Bestandteile ist ebensoleicht möglich.

Wenn also das Wasser ein einheitlicher nicht elementarer Stoff ist, so muß das Mittel, welches das Wasser in die erwähnten Gase: Wasserstoff und Sauerstoff zerlegt, ein Mittel der Chemie sein. Das kleinste Stäubchen von Wasser läßt sich so chemisch zerlegen. Das kleinste Stäubchen reinen Zuckers läßt sich in Kohlenstoff, Wasserstoff und Sauerstoff zerlegen, das kleinste Stäubchen Kreide in Calcium, Kohlenstoff und Sauerstoff, das kleinste Stäubchen irgend einer einheitlichen nicht elementaren Materie in seine elementaren Bestandteile. Während z. B. in dem kleinsten Stäubchen Schießpulver freier Schwefel, freie Kohle und freier Salpeter vorhanden sind, die sich mechanisch trennen lassen, infolgedessen von jedem Bestandteil wieder ein Stäubchen erhalten wird, aus denen man wieder dasselbe Stäubchen von Schießpulver (wenn es in der Händefertigkeit läge) bereiten kann, ist das kleinste Stäubchen Salpeter nur chemisch noch weiter in seine elementaren Bestandteile: Kalium, Stickstoff und Sauerstoff zerlegbar,

durch Deren Mischung Salpeter nicht wieder erhalten werden kann. Durch die mechanische Zerlegung des Schießpulvers ist keine Veränderung eines Stoffs eingetreten; nur die Mischung hat aufgehört. Durch die chemische Zerlegung des Wassers, des Zuckers, der Kreide, des Salpeters trat aber Stoffveränderung ein. Bei mechanischen (physikalischen) Mischungen bleiben die Bestandteile teils sichtbar (mit dem bloßen Auge, der Lupe, betn Mikroskop), auf jeden Fall mechanisch trennbar zufolge ihrer verschiedenen Löslichkeit, ihres verschiedenen spezifischen Gewichts, durch Aussuchen u. s. w.; bei chemischen Verbindungen aber können die Bestandteile nur durch die chemische Einwirkung anderer chemischer Verbindungen oder durch die Einwirkung der physikalischen Kräfte Licht, Wärme und Elektrizität, welche Hilfsmittel der Chemie sind, nachgewiesen werden, durch welche Einwirkungen chemische Verbindungen auch entstehen. Mit dem Begriff der chemischen Verbindung ist der Begriff der Gesetzmäßigkeit, wie sie noch dargelegt wird, verbunden, mit dem Begriff der Mischung der Begriff der Gesetzes-nnabhängigkeit. Mischungen werden lediglich durch mechanische Fertigkeiten nach willkürlichen oder zu einem besondern Zweck beabsichtigten Verhältnissen bewirkt.

Hier werden wir zur direkten Definition der Chemie als Wissenschaft geführt. Es ergibt sich, daß die Chemie diejenige Naturwissenschaft ist, welche sich mit der Zusammensetzung und der Veränderung der Materie und den Gesetzen befaßt, durch welche Zusammensetzung und Veränderung der Materie bedingt werden. Kurzweg sagt man auch: Die Chemie ist die Wissenschaft vom Stoffe und seinen Änderungen²). Ein alter Er-

zu sein.

fahrungssatz auf Grund zahlreicher Versuche sagt uns dabei, daß bei allen Änderungen des Stoffs niemals Verlust oder Neubildung von Substanz eintritt; die Materie bleibt quantitativ stets dieselbe; indem sie in einer andern Erscheinung auftritt, macht sie einen dauernden Kreislauf durch.

Beispiel: Beim Verbrennen einer Kerze entstehen gasförmige Produkte (Wasserdampf, Kohlensäure), welche sich in die Luft verbreiten und deren Gewichtsmengen genau dem Gewichte der Kerze und dem zur Verbrennung benötigten Luftsauerstoff entsprechen. Die Kohlensäure wird von der Pflanze assimiliert, die Pflanze dient dem Tiere zur Nahrung u. s. w.

Man spricht hier von dem Prinzip der Erhaltung der Substanz, von der Unvergänglichkeit, Unzerstörbarkeit der Materie entsprechend dem Prinzip der Erhaltung der Kraft, der Unzerstörbarkeit der Energie³), insofern die verschiedenen Energieformen nie vernichtet, sondern nur ineinander umgewandelt werden können.

Die Schlußfolgerung aus der gegebenen Definition der Chemie als Wissenschaft kann zunächst nur sein, daß die Chemie außer dem Stoff und seinen Änderungen auch die Zustände des Stoffs berücksichtigen muß. Darum finden wir bei der Ausübung der Chemie alles dasjenige benützt, was die Physik von den Zuständen der Materie lehrt. Die Aggregatzustände und die Übergänge derselben ineinander, die Temperaturen, bei welchen die Übergänge stattfinden, darum die Schmelz- und Siedetemperaturen, die Ausdehnung und Löslichkeit, die Kristallform (über die Kristallformen vergl. Brauns, Mineralogie, Sammlung Göschen Nr. 29), die Farbe, der Geruch, die relativen Schweren d. h. die spezifischen Gewichte der festen, flüssigen und gasförmigen Körper werden ganz

wesentlich zum Zwecke der Charakterisierung der Verbindungen und der Elemente betrachtet, wahrend Gewicht, Wage und Metermaß die Hilfsmittel sind, mit welchen die Gewichts- und Naumverhältnisse, nach denen sich die Verbindungen zersetzen oder nach denen sie entstehen, ermittelt werden. Zur näheren Charakterisierung desjenigen Stoffs zum Beispiel, den man Wasser nennt, muß ment notwendigerweise die Eis- und Dampfbildung mit den bezüglichen Temperaturen, die Farbe, die Ausdehnung u. s. w. mit anführen, wie sie in allen Lehrbüchern der Chemie auch erwähnt sind. Zwar finden sich für alle Verbindungen (und Elemente) nicht so ausführliche Angaben über die physikalischen Eigenschaften vor wie beim Wasser; denn entweder sind die entsprechenden Eigenschaften (z. B. die Siedepunkte) nicht bekannt, oder sie kommen für die gewöhnlichen Verhältnisse nicht in Betracht (z. B. die Ausdehnung). — Die Erkennung der physikalischen Eigenschaften setzt eine unbedingte Reinheit der Substanzen voraus, da irgend welche Verunreinigungen die Eigenschaften wesentlich verändern können. Kristallisation und Destillation sind die wichtigsten Mittel, welche zur Reinigung einer Substanz benützt werden. Die Kristallisation geschieht durch Lösung der Substanz in ihrem heißen Lösungsmittel zu einer konzentrierten heißen Lösung, aus welcher beim Erkalten die Kristalle sich in größerer Reinheit ausscheiden, oder durch Lösen der Substanz zu einer verdünnten Lösung, welche beim allmählichen Verdampfen des Lösungsmittels Kristalle abscheidet. Die Unreinigkeiten bleiben in beiden Fällen entweder ganz oder zum Teil in der restierenden Lösung, der Mutterlauge, zurück. Wiederholtes Umkristallisieren wird in dem letztern Falle dann notwendig sein. Die Destillation geschieht aus besondern Destilliergefäßen (Retorten, Destillierkolben) entweder bei gewöhnlichem Atmosphärendruck oder im Vakuum und zwar im Vakuum besonders dann, wenn sonst eine Zersetzung zu befürchten ist. Noch sei erwähnt, daß sich alle Temperaturangaben auf das Celsiussche Thermometer beziehen⁴).

Die gegebene Definition, die Verknüpfung der Chemie mit der Physik und die übrigen Darlegungen zeigen die große Mannigfaltigkeit des in der Chemie behandelten Gegenstandes. Bald handelt es sich um die Ermittelung der Bestandteile chemischer Substanzen ohne Rücksicht darauf, ob diese Substanzen einheitliche oder gemischte Substanzen sind, entweder nach der Qualität der Bestandteile oder der absoluten Quantität in einem bestimmten Gewichte: es ist die analytische Chemie mit der qualitativen und quantitativen Analyse.

Beispiel: Die Ermittelung der Zusammensetzung des Ultramarins geschieht durch qualitative, die Ermittelung des Prozentgehalts an Schwefel, Tonerde, Kieselsäure, Natrium durch quantitative Analyse.

Bald beschäftigt sich die Chemie mit der Erklärung gewisser Lebensvorgänge: es ist diephysiologischeChemie.

Beispiel: Die Chemie des Bluts gehört zur physiologischen

Chemie.

Bald ist die küttstliche Darstellung eines Körpers aus seinen Elementen oder aus weniger komplizierten Verbindungen beabsichtigt: es ist die synthetische Chemie, die ganz besonders bei den Kohlenstoffverbindungen eine Hauptrolle spielt. Doch spricht man auch von einer Synthese der Mineralien, des Wassers und überhaupt natürlich vorkommender Verbindungen. Die hervorragendsten Beispiele werden bei den Kohlenstoffverbindungen und

in dem vorliegenden Bändchen an den betreffenden Orten gebracht.

Bald untersucht der Chemiker den Einfluß des Bodens oder anderer Stoffe auf die Ernährung der Pflanzen: es ist die Agrikulturchemie.

Beispiel: Die Untersuchung der Thomasschlacke auf ihren Wert als Düngemittel gehört in das Gebiet der Agrikulturchemie.

Bald treten technische Interessen in den Vordergrund: es ist die technische Chemie.

Beispiel: Die Fabrikation der Teerfarbstoffe.

Bald ist es irgend ein anderes Interesse, was leitet.

Beispiel: Tie Untersuchung der Nahrungsmittel, Genußmittel und Gebrauchsgegenstände, die Ausmittelung der Gifte, die Chemie der Arzneistoffe usw.

Alle diese Arten von Chemie, bei denen besondere Interessen die Chemie anwenden lassen, faßt man mit dem gemeinschaftlichen Namen: angewandte Chemie zusammen, während die ledigliche Erörterung der Tatsachen und ihrer Gesetze als allgemeine oder reine Chemie bezeichnet wird.

Ein besonderer und namentlich hellte kultivierter Zweig der allgemeinen Chemie ist die theoretische und die physikalische Chemie, zwischen welchen naturgemäß eine bestimmte Abgrenzung nicht besteht.

Beispiel: Die Beziehung von Wärme und Elektrizität zu den chemischen Verbindungen wird als theoretische beziehungsweise physikalische Chemie behandelt.

Solange als man glaubte, daß die chemischen Vorgänge im lebenden Organismus auf andern Gesetzmäßigkeiten beruhen als die Vorgänge in der leblosen Natur, hatte die Unterscheidung anorganischer und organischer Chemie einen Liefern Grund. Heute wird diese Unterscheidung nur aus Zweckmäßigkeitsgründen bei--behalten. Es ist die organische Chemie vielmehr nur die Chemie des Kohlenstoffs, also die spezielle Chemie eines einzigen Elements, und nur aus Zweckmäßigkeitsund Gewohnheitsgründen wird der Kohlenstoff selbst und ein kleiner Teil seiner Verbindungen neben den andern Elementen und ihren Verbindungen d. i. in der anorganischen Chemie behandelt.

Anzahl und Vorkommen der Elemente. Allotropie. Einteilung der Elemente. Metalloide und Metalle. Symbole und Tabelle der Elemente.

Die Zahl der bis jetzt bekannten Elemente beträgt ungcfähc 75; nach allen Erfahrungen darf man annehmen, daß sich diese Zahl mit der Zeit noch vergrößern wird. In den meisten Fällen finden sich auf unserer Erde die Elemente im gebundenen Zustande (z. B. in den Mineralien) vor, was durch ihre große Neigung, chemische Verbindungen zu bilden, bedingt wird; so z. B. treten die Alkalimetalle (s. d.) in der Natur nicht im ungebundenen Zustande auf. Auch sind die Elemente in der Natur nicht gleichmäßig verteilt; einzelne Elemente, z. B. der Sauerstoff, sind vielmehr in die andern Elemente weit überragender Menge vorhanden, während die lokale Verteilung gleichfalls ganz verschieden ist, wie sich z. B. aus der Verbreitung der Mineralien ergibt. Durch die Spektralanalyse und durch die Untersuchung der Meteoriten ist mit Sicherheit nachgewiesen worden, daß viele Elemente, welche sich auf unserer Erde finden, auch auf andern Himmelskörpern vorkommen. Eigentümlich ist es, daß die Elemente infolge verschiedener Energieaufnahme in verschiedenen Formen auftreten können, z. B. Sauerstoff als Ozon, Schwefel kristallisiert und amorph, Kohlenstoff als Diamant, Graphil und amorphe Kohle, Phosphor in der gelben und der roten Modifikation usw. Diese Erscheinung wird Allotropie genannt. Man spricht von allotropen Zuständen der Elemente mit der weitern Vorstellung, daß wie beimSauer-stoffbezw.Ozon in dem Molekül (s.d.) der einzelnen allotropen Modifikationen die Anzahl der Atome (s. d.) Verschieben groß ist. (Ueber Allotropie bergt auch elektrolytische Dissoziation.) Bei der großen Zahl der Elemente hat man selbstverständlich letztere in Gruppen einzuteilen versucht. Hierzu kann man verschiedene Wege einschlagen je nach der Betrachtung, welche man anstellt (s. Periodisches System und Qualitative Analyse). Eine altübliche Ein-teilungsart ist die in Metalloide und Metalle, welche auch heute noch gern beibehalten wird, zwar nicht mit der frühern Strenge, welche heute keine wissenschaftliche Begründung hat, sondern allein ans didaktischen Gründen. Letzter? Gründe sind dadurch gegeben, daß bei den Metallen die Verbindnngsformen mit den Metalloiden charakteristisch werden. Diese Einteilung wird auch bei diesem Buche insofern beibehalten, als die metalloidischen Charakter zeigenden Elemente vor den andern behandelt werden.

Zu den Metalloiden (Nichtmetallen) zählt man gewohnheitsmäßig diejenigen Elemente, welchen die Merkmale der Metalle fehlen: Wasserstoff, Sauerstoff, Fluor, Chlor, Brom, Jod, Schwefel, Selen, Tellur, Stickstoff, Phosphor, Arsen, Antimon, Bor, Kohlenstoff, Silicium, wobei aber Analogien verlangen, neben Antimon Wismut und neben Silicium Zinn zu stellen. Der Wasserstoff, welcher (im Periodischen System der Elemente, s. d.) keine Analogie hat, hat zudem metallischen und metalloidischen Charakter. (Vergl. ferner Säuren, Basen, Salze.)

Das altübliche Charakteristikum der Metalle ist der Metallglanz, die Leitfähigkeit für Wärme und Elektrizität, Starrheit (außer beim Quecksilber), Undurchsichtigkeit,

Schmelzbarkeit und hohes Volumgewicht. Hierzu kommt noch, daß bei genügend hoher Temperatur, z. B. der des elektrischen Ofens, die (selbst bei hoher Temperatur schmelzbaren) Metalle (Au, Ag, Cu, Pt) flüchtig und destillierbar sind. Das spezifische Gewicht derselben schwankt zwischen 0,59 (Lithium) bis 22,4 (Osmium); diejenigen Metalle, deren spezifisches Gewicht unter 5 liegt, nannte man Leichtmetalle, die übrigen Schwermetalle.

Von vielen wasserunlöslichen Elementen kennt man Formen, die mit Wasser Pseudolösungen sog. Sole geben, d. h. so feine Verteilungen, daß sie wie Lösungen erscheinen (s. Silber).

In der folgenden Tabelle (s. S. 16) finden sich die am bestimmtesten charakterisierten Elemente nebst den ihnen zukommenden und als einfaches schriftliches Berständnismittel dienenden Symbolen verzeichnet. Diese Symbole entsprechen den Anfangsbuchstaben der griechischen oder lateinischen Namen der Elemente und wurden durch Berzelius in die Chemie eingeführt. Über die neben den Elementen stehenden Zahlenwerte vergleiche man das Spätere.

Die Gesetzmäßigkeiten und Theorien.

Stöchiometrie. Gesetz der konstanten und multiplen Proportionen. Daltons Atomtheorie. Bei der vorhergehenden Erörterung des Unterschiedes zwischen chemischen Verbindungen und mechanischen Gemengen waren in erster Linie Merkmale qualitativer Art hervorgehoben worden. Mehr als diese sind aber zur Unterscheidung die Merkmale quantitativer Art geeignet, da die quantitative Zusammensetzung der Verbindungen, also auch die Vereinigung der Elemente zu Verbindungen, durch Gesetzmäßigkeiten bedingt wird, deren Erkenntnis erst mit der Einführung der Wage als Untersuchungsinstrument beginnt.

Elemente

Symbol

Atomgewicht 0 = 16 I H=1

Elemente

Symbol

Atomgewicht 0=16 H—-1

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⁵..........Z........*    .......3

<10010000500 0 0000 i—i'bo'o'o'o co ox o o 'o

07    02 CO    Ot Ot    OT ot    02

26.9    Niob. . .

119.3    Osmium .

39.6    Palladium .

74.4    Phosphor .

136.4    Platin . . 9,03 Praseodym .

205,35 Quecksilber .

10.9    Radium. . 79,36 Rhodium .

111.6    Rubidium .

39.8    Ruthenium. 131,9 Samarium. 139,2 Sauerstoff .

35.18    Schwefel .

51.7    Selen . .

55.5    Silber . .

164.8    Silicium . Skandium . Stickstoff .

69.5    Strontium.

71.9    Tantal . .

195.7    Tellur . . 4,0 Thallium .

113,1 Thorium .

191.5    Titan . .

125.9 38,66 58,56 11,91

81.2    Wasserstoff . 63,1 Wismut

137.9 6,98

24.18    Xenon . .

54.6    Merbium .

95.3    Attrium. . 22,78 Zink . . .

142.5    Z

19.9    Zirkonium .

Nb 94,0

Os

Pd

Pt

Pr

93,3

189,6

18,9

58,3

Uran. . .

Vanadin .

Wolfram .

tritt. .

31,0

105,7

30,77

194,8

193,3

140,5

Hg 200,0 Ed 225,0 Rh 103,0

139,4

198,5

Rb

Ru

Sa

Se

Ag

Si

Sc

Sr

Ta

Te

TI

Th

Ti

Ur

-II

Va

-V

Bi

85,4

101,7

150,0

16,0

32,06

79,2

107,93

28,4

44,1

CO <M 00

100.9

148.9 15,88 31,83

78,6

107,12

28,2

43,8

14,04 13,93 87,6    86,94

183,0 181,6 127,6 126,6 204,1 202,6 232,5 230,8

48,1

47,7

238,5 236,7

51,2

50,8

1,0

Wo

184,0

X 128,0 Yb 173,0

! 206,9 182,6

127,0

171,7

Ze

Se

Zr

89,0

65,4

119,0

90,6

88,3

64,9

118,1

89,9

Den folgenden Gesetzmäßigkeiten liegen Zahlengrößen für die Elemente und die Verbindungen zu Grunde, deren Ermittelung und Anwendung als Stöchiometrie {axoiyeiov /uezQeiv) bezeichnet wird; letztere wurde von Jer. Benj. Richter begründet.

Das hervorragende Gesetz, welches uns hier entgegentritt, ist das von Dalton aufgefundene Gesetz der konstanten und multiplen Proportionen. Untersucht man irgend eine chemische Verbindung auf ihre quantitativen Elementarbestandteile, so findet man, daß jede Verbindung (Wasser, Zucker) stets dieselbe elementare Zusammensetzung der Qualität und Quantität nach hat.

Beispiel: In dem Wasser sind stets auf 1 Gewichtsteil Wasserstoff nahezu 8 Gewichtsteile Sauerstoff enthalten, in der Salzsäure stets auf 1 Gewichtsteil Wasserstoff 35,18 Gewichtsteile Chlor.

Aus der Zusammensetzung der großen Zahl chemischer Verbindungen ergibt sich weiter, daß es nicht nötig ist, daß sich ein Element mit einem andern Elemente stets nur in einem Verhältnis verbindet; es können deren auch mehrere möglich sein.

14

Beispiel: 14 Gewichtsteile N vereinigen sich mit 8 Gewi. 0

14

„ „ 16 „ ,

14

14

„    „ 24

„ n 32 » ii 40

Auf diese Weise entstehen die verschiedenen Oxydationsstufen des Stickstoffs und ähnlich auch die der übrigen Elemente. Wie hier, so stehen aber stets bei gleicher Menge des einen Bestandteils die Mengen des andern Bestandteils unter sich in einem einfachen durch ganze Zahlen ausgedrückten Verhältnisse. Führen wir jetzt für diese Gewichtsverhältnisse den Namen Verbindungsgewichte ein, so läßt sich das Gesetz der konstanten und multiplen Proportionen folgendermaßen aussprechen: Die Elemente

Klein, Anorgan. Chemie.

Verbinden sich miteinander mit einfachen Verbindungsgewichten oder deren Multipeln. Was an Überschuß von dem einen oder andern Elemente in Anwendung gebracht wird, bleibt bei der Vereinigung unverbraucht.

Das genannte Gesetz ist die Grundlage unserer Atomtheorie, wozu es gleichfalls von Dalton verwertet wurde. Man kann sich das Gesetz (namentlich der multiplen Proportionen) nur allein unter der Annahme erklären, daß bei der Vereinigung der Elemente gewisse Massen als unteilbares Ganzes auftreten, daß jedes Element mit einem bestimmten Gewichte bei der chemischen Vereinigung wirksam ist. Dalton zog selbst die Schlußfolgerung, daß die Materie nur begrenzt teilbar und aus endlichen keiner weiteren Zerlegung fähigen, kleinsten Teilchen aufgebaut sei, welche er Atome (cc privativum, zii.ivco) nannte⁵). Die Atome desselben Elements sind gleichartig und durch ein für jedes Element bestimmtes unveränderliches Gewicht, das Verbindungs- oder Atomgewicht, mit welchem sie in die Verbindungen eintreten, gekennzeichnet. Durch Zusammentretender Atome mehrerer Elemente entstehen Atome höherer Ordnung, welche wir heute die Moleküle nennen.

Die von Dalton unter Zugrundelegung des Wasserstoffs als Einheit aufgestellten Atomgewichte sind in der spätern Zeit mancher Korrektur unterworfen worden; sie haben für im§ heute nur geschichtlichen Wert, da die heutigen Atomgewichte sich aus andern Tatsachen ableiten lassen, welche in den folgenden Abschnitten besprochen werden. Denn allein aus den stöchiometrischen Zahlen lassen sich die Atomgewichte nicht ableiten, da die stöchio-

metrischen Zahlen nur andere Ausdrücke für den Prozentgehalt einer Verbindung sind.

Atom und Molekül. Atomgewicht und Molekulargewicht. Die in dem vorhergehenden Abschnitt gegebene, auch heute gültige Definition von Atom und Molekül läßt es noch unentschieden, ob man gerade wie bei den Verbindungen so auch bei den Elementen von Molekülen, welche aus den noch kleinern Massenteilchen, den Atomen der Elemente, zusammengesetzt sind, sprechen kann. Eine Anzahl von Erscheinungen (die Allotropie der Elemente, die später zu besprechende Dampfdichte derselben) zeigt, daß auch bei den Elementen die endlichen Massenteilchen zunächst die Moleküle sind, während wieder andere Er- -scheinungen auch eine Existenzfähigkeit der Atome im freien Zustande erkennen lassen bezw. nur unter dieser Annahme erklärt werden können (vrgl. Avogadrosche Hypothese, Status nascendi und Elektrolyse). Alle Moleküle sind voneinander durch Zwischenräume getrennt, auf deren Vergrößerung oder Verkleinerung sehr viele physikalische Erscheinungen beruhen (die Aggregatzustände, die Ausdehnung der Körper durch die Wärme). Man spricht dieses in dem Satze aus, daß die Materie nicht kontinuierlich den Raum erfüllt.

Wie die Atome mit einem bestimmten Gewichte, ihrem Verbindungsgewichte, bei der chemischen Bereinigung wirksam sind, so nehmen auch die Moleküle mit einem bestimmten Gewichte, welches gleich ist der Summe der Verbindungsgewichte der das Molekül zusammensetzenden Atome, an den chemischen Prozessen teil. Wie nach Dalton die Verbindungsgewichte der Atome Atomgewichte genannt werden, so heißen die Gewichte der Moleküle Molekulargewichte. Beide Arten von Gewichten sind nur relative Gewichte. Die absoluten Gewichte würden, wenn sie

überhaupt mit Sicherheit bestimmbar sind, natürlich viel niedriger gefunden werden, wie sich z. B. mit Hilfe der kinetischen Gastheorie das Gewicht des Wasserstoffmoleküls zu 0, 000 000 000 000 000 000 000 004 Gramm berechnen läßt.

Fassen wir jetzt das über Atome und Moleküle, Atomgewichte und Molekulargewichte Gesagte noch einmal zusammen, so haben wir folgende Definitionen.

1.    Die Atome sind die kleinsten Teilchen eines Elements, welche in eine chemische Verbindung eintreten und in die eine chemische Verbindung zerfallen kann.

2.    Die Moleküle (molecuk — Diminutivum von moles) sind die kleinsten Teilchen eines Elements oder einer chemischen Verbindung, welche im freien Zustande existieren können und mit denen Elemente und chemische Verbindungen an chemischen Prozessen teilnehmen.

3.    Die Atomgewichte und Molekulargewichte sind die relativen Gewichte der Atome bezw. Moleküle. Die Molekulargewichte sind gleich der Summe der Gewichte der das Molekül zusammensetzenden Atome.

Diese Definitionen schließen ein, daß ein Molekül auch einatomig sein kann. Die Moleküle (oder Molekeln) werden mitunter auch im Gegensatz zu den chemischen Atomen physikalische Atome genannt.

Konventionell hat man früher allgemein den Atom-und Molekulargewichten als Einheit das leichteste Element, den Wasserstoff, zu Grunde gelegt, indem das Atomgewicht des Wasserstoffs — 1 und das Molekulargewicht — 2 gesetzt wird. Dagegen nehmen heute viele Chemiker aus nicht zu verkennenden Gründen als Grundlage den Sauerstoff (— 16 bezw. 32), infolgedessen die auf dieser Grundlage bestimmten Atom- und Molekulargewichte größer als die andern sind. Denn die Atomgewichte von Wasserstoff

und Sauerstoff stehen im Verhältnisse 1 : 15,96. In der vorhergehenden Tabelle sind die Atomgewichte unter Zugrundelegung sowohl von H = 1 wie von 0 — 16 angegeben. Bei weniger wichtigen Berechnungen wendet man oft Atomgewichtszahlen an, welche man durch Abrundung der Dezimalen auf 0,5 nach oben oder unten erhält, z. B. Chlor = 35,5, Wasserstoff — 1 neben Sauerstoff — 16 u. s. w.

Um jetzt zu verstehen, wie man zu den heutigen Atom-und Molekulargewichten der Elemente gelangt ist, sei erwähnt, daß der Bestimmung der Molekulargewichte vor allem die Bestimmung der Gasdichte, der Bestimmung der Atomgewichte vor allem die Bestimmung der spezifischen Wärme zugrunde liegt. Man hat sich dabei zu vergegenwärtigen, 1) daß die Bestimmung der Gasdichte auch die Vergasbarkeit des Körpers voraussetzt, 2) daß die Bestimmung der spezifischen Wärme Starrheit des Körpers verlangt, 3) daß die Bestimmung der Gasdichte von Verbindungen bei Benutzung der durch die chemische Elementaranalyse gefundenen Verbindungswerte mittelbar auch zu den Atomgewichten führt. — Was die übrigen Methoden der Atom- und Molekurlargewichtsbestimmung angeht, so soll hier zunächst nur erwähnt sein, daß in allernächster Beziehung zur Methode der Bestimmung aus der Gasdichte die Methoden der Molekulargewichtsbestimmung gelöster Stoffe stehen. Denn diese berufen auf einer Erweiterung des Avogadroschen Satzes. Näheres hierüber im folgenden.

Bolumverhältnisse. Nicht allein nach konstanten oder multiplen Proportionen Verbinder: sich die Elemente mit einander, sondern auch nach einfachen Volumverhältnissen im Gaszustande. Dieses wichtige Gesetz wurde von Gay-Lussac auf Grund seiner teils mit Alex. v. Humboldt

ausgeführten Versuche über die Zusammensetzung des Wassers, der Kohlensäure, der Chlorwasserstoffsäure, des Ammoniaks u. s. w. aufgefunden und zwar um dieselbe Zeit, als Dalton seine Atomtheorie aussprach.

Gay-Lussac gelaugte auf Grund seiner Untersuchungen zu dem Resultat, daß das Volumen einer gasförmigen Verbindung in einem einfachen Verhältnisse zu den Volumen der Bestandteile steht, indem das Gesamtvolumen entweder gleich der Summe der Volumina der Bestandteile oder in einem einfachen Verhältnisse verkleinert ist entsprechend folgenden Beispielen:

= 2 Vol. Salzsäure

1    Vol.    Wasserstoff    +    1    Vol.    Chlor

2    „    Wasserstoff    +    1    „    Sauerstoff    = 2 „    Wasser

„ Ammoniak

„ Kohlenstoff — 2    „ Methan

1    „ Kohlenoxyd -fl „ Sauerstoff = 2    „ Kohlensäure

B    „    Wasserstoff    +    1    „    Stickstoff    = 2

4    „    Wasserstoff    +    1 u. s. w. Die Moleknlarvolumina aller gas- und dampfförmigen Verbindungen d. h. die Gesamtvolumina ihrer elementaren Bestandteile im Gaszustande stellen demnach stets dieselbe räumliche Größe dar (unter denselben Bedingungen des Drucks und der Temperatur natürlicherweise). Es folgt daraus, daß in der Bestimmung des Volumgewichts d. h. des spezifischen Gewichts der Verbindungen im Gaszustande ein Mittel gegeben ist, das Molekulargewicht der betreffenden Verbindungen zu ermitteln. Als Einheit nehmen wir den Wasserstoff und setzen dessen Volumgewicht = 1 fest. Da das Molekularvolumen nun stets = 2 ist (bergt oben), so muß auch das Molekulargewicht irgend einer Verbindung doppelt so groß als das spezifische Gewicht derselben im Dampfzustände sein. Wenn wir jetzt ein Mittel haben (und das Mittel ist vorhanden), die Dampfdichte (das Volumgewicht, das spezifische Gewicht des Dampfes) einer Verbindung zu

bestimmen, so ist auch das Molekulargewicht der Verbindung gefunden.

Beispiel: Das spezifische Gewicht des Wasserdampfes auf Luft bezogen ist gleich 0,622; da die Lust 14,43 mal schwerer als Wasserstoff ist, so ist das Volumgewicht des Wasserdampfes 0,622 x 14,43 — 9 und das Molekulargewicht 18; ferner sind die Werte für

Salzsäure spez. G. (Luft = 1) = 1,262; Volumg. 1,262 x 14,43 = 18,2; Molg. = 18,2 x 2 = 36,4.

Ammoniak spez. G. (Luft — 1) = 0,589; Volumg. 0,589 x 14,43 = 8,5; Molg. = 8,5 x 2 = 17,0.

Methan spez. G. (Luft = 1) = 0,55; Volumg. 0,5532 x 14,43 = 8,0; Molg. = 8,0 x 2 = 16,0 Die auf diese Weise ermittelten Molekurlargewichte sind, wie wir an den Beispielen erkennen, nicht immer mit den aus den stöchiometrischen Zahlen ermittelten Werten identisch. Während wir z. B. früher gesehen haben, daß in dem Wasser auf 1 Gewichtsteil Wasserstoff circa 8 Gewichtsteile Sauerstoff kommen, wird uns oben angezeigt, daß das Molekulargewicht des Wassers nicht 9, sondern 18 ist. Um dieses in Einklang bringen zu können, bleibt auf Grund der besprochenen Volumverhältnisse des Wassers nur die Annahme übrig, daß in dem Wasser 2 Atome Wasserstoff mit 1 Atom Sauerstoff verbunden sind und nicht 8, sondern 16 das Atomgewicht des Sauerstoffs ist, was sich auch aus Betrachtungen anderer Art ergibt. Unmöglich können also, worauf schon hingewiesen wurde, aus den stöchiometrischen Zahlen die Atomgewichte allein abgeleitet werden.

Avogadrosche Hypothese. Es hat sich bisher nur um das Volum- und Molekulargewicht der Verbindungen gehandelt. Das bei diesen Gesagte gilt mm auch für die Elemente im Dampfzustände. Die vollkommene Analogie der Gase lehrt schon das Gay-Lussacsche Gesetz über die gleichmäßige Ausdehnung (Ausdehnungskoeffizient der Gase — 0,003665) derselben und das Mariottesche Gesetz über die gleichmäßige Zusammendrückbarkeit (die Volumina der Gase verhalten sich umgekehrt wie die Drucke, die auf ihnen lasten). Solche Erscheinungen lassen sich nur durch die Annahme erklären, zu welcher Avogadro gekommen ist, daß alle Gase bei gleichem Druck nnd gleicher Temperatur eine gleiche Anzahl kleinster Teilchen enthalten. Diese kleinsten Teilchen können aber nur die Moleküle und nicht die Atome sein. Die Moleküle der Elemente und Verbindungen im Dampfzustände sind somit bei gleicher Temperatur und gleichem Druck gleich groß. Da die Moleküle der Verbindungen den Raum von 2 Volumina Wasserstoff einnehmen (vergl. früher), so nehmen die Moleküle der Elemente auch benfelben Raum ein. Hierdurch ist uns ein Mittel geboten, bei denjenigen Elementen, deren Molekulargewicht durch die Dampfdichte sich bestimmen läßt, auch die Anzahl der Atome in Molekül zu bestimmen. Denn wenn (z. B. aus der Dampfdichte von $Ber6tnfomgeii oder aus der spez. Wärme oder auf eine andere Weise) irgend eine Zahl als Atomgewicht eines Elements ermittelt worden ist, so gibt der Quotient aus dem Molekulargewicht und jener Zahl die Anzahl der Atome im Molekül an.

Beispiel: Die Dampfdichten (Luft = 1) des Phosphors 4,5 und des Arsens 10,2 führen zu den Molekulargewichten 124 (für Phosphor) und 300 (für Arsen). Da das Atomgewicht des Phosphors 31 und das des Arsens 75 ist, wie sich u. a. aus der Analyse der Wasserstoffoerbindungen und deren Dichten ergibt, so müssen die Moleküle des Phosphors und Arsens vieratomig

sein.

Zweiatomig sind die Moleküle der Metalloide: des Stickstoffs, des Sauerstoffs, Chlors, Broms, Jods, Schwefels, Selens, Tellurs. Für die im Gaszustande bekannten Metalle Quecksilber, Cadmium, Zink, Natrium ergibt sich die Einatomigkeit. (Bergl. hierzu S. 27.)

Diese verschiedene Atomigkeit der Elemente kann man sich am besten an dem Beispiel des Schwefels erklären, welcher bei 500° ein sechsatomiges und bei 10000 ein zweiatomiges Molekül besitzt. Wir können annehmen, daß unter der Einwirkung der Wärme die Moleküle schließlich in ihre Atome zerfallen *) und daß im flüssigen und festen Zustande die Moleküle der Elemente eine größere Anzahl von Atomen als' im gasförmigen Zustande haben. — Die Molekulargewichtsbestimmung aus der Dampfdichte verlangt, daß stets einheitliche Gase zur Messung gelangen; denn Gase, welche nicht einheitlich sind, und darum Verbindungen, welche sich bei der Vergasung in mehrere Gase zersetzen, zeigen Dichten, welche der Summe der Dichten der einzelnen Gase entsprechen; es zerfällt z. B. der Salmiak bei 350° in Ammoniak und Salzsäure und ist die Dampfdichte alsdann nicht 26,6 sondern 13,3 (H = 1) entsprechend der Zersetzung: 1 Volumen Salmiak = 1 Vol. Ammoniak Z- 1 Vol. Salzsäure.

Atomgewichtsbestimmung aus der Gasdichte von Verbindungen. Wie die Bestimmung der Gasdichte von Verbindungen bei Benutzung der durch die chemische Elementaranalyse gefundenen Verbindungswerte mittelbar auch zu den Atomgewichten führt, soll nur an einigen Beispielen gezeigt werden.

Beispiel: Durch die Analyse des Schwefelwasserstoffs werden auf nahezu 1 Teil Wasserstoff 16 Teile Schwefel gefunden. Die Gasdichte der Verbindung ist nun 1,191 (Luft — 1); hieraus folgt 1,191 x 14,43 = 17,2 Volumgewicht (Wasserstoff = 1) und 17,2 x 2 = 31,4 Molekulargewicht. In 34,0 Teilen Schwefelwasserstoff sind 2 Gewichtsteile Wasserstoff und 32 Gewichtsteile

») Auch die Dampfdichte des Jods. welche bei 600° einer Molekulargröße J2 entspricht, nimmt oberhalb dieser Temperatur ab, bis sie bei 1500® nur halb so groß ist, so daß hier das Jodmolekül ebenfalls einatomig ist.

Schwefel enthalten. Da in keinem Molekül einer Schwefelverbindung weniger als 82 Gewichtsteile Schwefel gesinrden worden sind, so must das Atomgewicht des Schwefels 32 sein. —

Durch die Analyse des Chlorsiliciums werden auf 7 Teile Silicium 35,4 Teile Chlor gefunden. Die Gasdichte der Verbindung ist nun 5,94 (Luft = 1); hieraus folgt 5,94 x 14,43 = 85,75 Volumgewicht (Wasserstoff = 1) und 85,75 x 2 = 171,5 Molekulargewicht. In 169,5 Teilen Chlorsilicium sind 28 Teile Silicium und 141,5 Teile Chlor enthalten. Da in keinem Molekül einer Siliciumverbindung weniger als 28 Teile Silicium gefunden worden sind, so muß das Atomgewicht des Siliciums 28 sein.

Das erste Beispiel zeigt die Atomsgewichtsbestimmung eines verdampfbaren Elements aus seiner Verbindung im Gaszustande, das zweite Beispiel die Atomgewichtsbestimmung eines nicht verdampfbaren Elements aus seiner Verbindung im Gaszustande.

Die Molekulargewichtsbestimmung gelöster Stoffe.

Aus dem Einstuß, den gelöste Stoffe auf die Dampfdruckerniedrigung , Siedepunktserhöhung und Gefrierpunktserniedrigung ihres Lösungsmittels ausüben, hat man auf eine Analogie zwischen verdünnten Lösungen und den Stoffen im Gaszustande geschlossen (vergl. S. 21). Man hatte gefunden, daß die unzersetzt in ihren Lösungsmitteln löslichen Stoffe eine normale Dampfdruckerniedrigung, Siedepunktserhöhung und Gefrierpunktserniedrigung zeigen, nicht aber diejenigen Stoffe, welche durch das Lösungsmittel dissoziiert werden (f. elektrolytische Dissoziation), wie ähnliches ja auch für die Stoffe im Gaszustände zutrifft, wo sich dissoziierte Stoffe anders als die nicht dissoziierten Verhalten (vergl. S. 25).

Verdünnte Lösungen unzersetzt löslicher Stoffe zeigen, wenn gleiche Volumina gleichviele Moleküle der gelösten Stoffe enthalten, gleiche Dampfdruckerniedrigung, gleiche Siedepunktserhöhung und gleiche Gefrierpunktserniedrigung. Es läßt sich sonach das Molekulargewicht eines unzersetzt löslichen Stoffs durch Lösen desselben in einer großen

Die Molekulargewichtsbestimmung gelöster Stoffe. 27

Menge einer Flüssigkeit, Beobachtung der Dampfdruckerniedrigung, Siedepunktserhöhung oder Gefrierpunktserniedrigung und Vergleich der erhaltenen Werte mit denen, welche Stoffe bon bekanntem Molekulargewicht in derselben Menge desselben Lösungsnüttels ergeben, bestimmen. Die Gesetzmäßigkeit in der Siedepunktserhöhung und Gefrierpunktserniedrigung kommt für die Molekulargewichtsbestimmung Praktisch am meisten in Betracht. Proportional der Siedepunktserhöhung ist die Dampfdruckerniedrigung. Denn da der Dampfdruck eines Lösungsmittels durch den gelösten Stoff kleiner wird, so kann die Lösung nur bei einer, höheren Temperatur, als sie für das Lösungsmittel gilt, den Atmosphärendruck überwinden und zum Sieden kommen. Die Methoden gelangen meist zur Bestimmung des Molekulargewichts der Verbindungen (insbesondere der organischen) zur Anwendung; sie können aber auch zur Bestimmung des Molekulargewichts der Elemente herangezogen werden. So hat man aus der Siedepunktserhöhung, die eine Lösung von Jod in Tetrachlorkohlenstoff zeigt, das Molekulargewicht des Jods berechnet und auch hier die Molekulargröße zu J2 gefunden.

Eine besondere Art von Lösungen stellen die Metalllegierungen dar. Der Schmelzpunkt dieser ist stets niedriger als der mittlere Schmelzpunkt der Einzelmetalle mtb die Schmelzpunktserniedrigung (was dasselbe wie Gefrierpunktserniedrigung bedeutet) ist stets die gleiche, wenn äquimolekulare (d. i. die gleiche Anzahl von Molekülen enthaltenden) Mengen der Metalle in gleichen größern Mengen eines andern Metalls gelöst werden. Man braucht also nur so zu verfahren, wie es für die andern Methoden oben gesagt wurde. Es hat sich da aus der Schmelzpunktserniedrigung verschiedenartiger Metallegie-

Hingen ergeben, daß, abgesehen von einigen Ausnahme-fällen, die Metallmoleküle einatomig sind.

Spezifische Wärme, Atomwärme. Wie angedeutet, liegt der Bestimmung der Atomgewichte die Bestimmung der spezifischen Wärme, der sogenannten Wärmekapazität der Körper im starren Zustande zu Grunde. Diese Körper können sowohl die Elemente wie ihre Verbindungen sein. Die spezifische Wärme einer Substanz ist diejenige Zahl der Wärmeeinheiten (Kalorien), welche nötig ist, um die Temperatur von 1 Gramm der Substanz nm 1° C zu erhöhen. Nach Dulong und Petit besitzen nun die Atome aller Elemente genau dieselbe Wärmekapazität. Denn die spezifischen Wärmen der Elemente sind ihren Atomgewichten umgekehrt proportional. Diese gleiche Wärmekapazität der Atome, die sogenannte Atomwärme, welche das Produkt aus Atomgewicht und spezifischer Wärme ist, liegt dem Zahlenwerte nach zwischen 5 und 7 und ist für die meisten Elemente ungefähr 6,4. Die Elemente Bor, Silicium und Kohlenstoff zeigen bei mittlerer Temperatur vom Mittel abweichende Atomwärmen. Erst die bei höhern Wärmegraden gefundenen Werte entsprechen annähernd dem Dulong- und Petitschen Gesetze. — Das über die Wärmekapazität der Atome Gesagte ist auch für die Verbindungen insofern gültig, als die Wärmekapazität einer Verbindung im starren Zustande nahezu gleich der Summe der Wärmekapazitäten ihrer Elemente ist (Gesetz von Kopp). Darum kaun also nicht allein aus der spezifischen Wärme der Elemente, sondern auch aus der der Verbindungen das Atomgewicht berechnet werden, wie folgende Beispiele zeigen.

Beispiel: Die spezifische Wärme des Indiums ist zu 0,0569 gefunden worden. Es ist

112,5. Letztere Zahl läßt keinen

Atomwärme 6,4 spezifische Wärme 0,0569

Zweifel zu, daß die Menge Indium (37,7 Teile), welche sich mit 35,18 Teilen Chlor zu Jndiumchlorid verbindet, dem dritten Teile des Atomgewichts entspricht und das Atomgewicht des Indiums 3 x 37,7 = 113,1 ist.

Die spezifische Wärme des Chlorbleis ist zu 0,0664 gefunden worden. Da sich aus der spezifischen Wärme des Bleis das Atomgewicht desselben zu 206,4 mtb das Molekulargewicht des Chlorbleis mithin zu 276,76 berechnen läßt, so nehmen wir an, daß es unentschieden ist, ob die Menge Chlor 276,76—206,4 — 70,36 einem oder mehreren Atomen entspricht. Zieht man von der Summe der Atomwärmen d. h. von der Wärmekapazität des Moleküls —276,76x0,0664 —18,4 die Awmwärme des Bleis ab 18,4 — 6,5 — 11,9, so erhält man eine Zahl (11,9), welche 2 x5,95 ist d.h. zweimal einer Atomwärme entspricht. Die obige Chlormenge 70,36 drückt also den Wert von 2 Atomen Chlor aus. Das Atomgelvicht des Chlors ist daher 35,18.

Die Bestimmung des Atomgewichts aus der spezifischen Wärme hat meist zu denselben Werten geführt wie die Bestimmung aus der Dampfdichte.

Isomorphismus. Ein Mittel weit untergeordneter Art zur Bestimmung der Atomgewichte bietet der Isomorphismus. Nach Mitscherlich (1819) können gewisse Elemente andere m ihren Verbindungen ersetzen und vertreten, ohne daß dadurch die Kristallform der Verbindung wesentlich geändert wird. Solche Verbindungen und Elemente nennt man isomorph. Die Vertretung erfolgt nach den stöchiometrischen Mengen und es tritt die Isomorphie namentlich bei den Alaunen, Vitriolen und deren Doppelsalzen sowie bei den phosphorsauren und arsensauren Salzen auf. Ist also ein Element befähigt, ein anderes Element von bekanntem Atomgewicht in seiner Verbindung zu ersetzen, ohne daß die Kristallform geändert wird, so ist die das betreffende Element ersetzende Menge des neuen Elements auch als das Atomgewicht des letztem aufzufassen.

Beispiel: In dem Alaun (s. Alaun) kann das Aluminium durch Chrom, Eisen, Mangan, das Kalium durch Natrimn, Cäsium, Rubidium ersetzt werden. Die entstehenden neuen Verbindungen, ebenfalls Alaune genannt, sind isomorph, und ebenso sind unter sich isomorph je die Elemente Aluminium, Chrom, Eisen, Mangan und Kalium. Natrium, Cäsium. Rubidium.

Jedoch gibt es Ausnahmen; eine gleiche Kristallform zweier Verbindungen kann auch bei vollständig unähnlich chemischer Zusammensetzung möglich sein. So ist Kalkspat isomorph mit Natronsalpeter.

Atom- und Molekulargewichtszablen. Formeln. Schreibweise. Nach den Erörterungen über die Bestimmung der Atom- und Molekulargewichte ist eine Betrachtung der in der vorhergehenden Tabelle angeführteil Zahlenwerte geeignet, uns mit den in der Chemie üblichen Formeln und Formelgleichungen vertraut zu machen. Wie das chemische Symbol zunächst die Ausdrucksweise für die Natur eines Elements ist, so ist die Kombination voll Symbolen, welche wir Formel nennen, die Ausdrucksweise für eine chemische Verbindung. Aber nicht allein die Natur von Element und Verbindung soll hierdurch ausgedrückt werden, sondern auch ein Gewicht, das Atom- bezw. Molekulargewicht, sowie ein Raumverhältnis, da wir die beiden Gesetze, das der gewichtlichen und räumlichen Proportionen, miteinander in Einklang bringen müssen. Die gewichtlichen Verhältnisse kommen in den Formeln durch die für jedes Element in der Tabelle angeführten Zahlenwerte zum Ausdruck, die räumlichen Verhältnisse durch die Allzahl der einzelnen Atome, wobei in beiden Fällen die Summe der gleichen Atoine durch die Markierung des betreffenden Elements mit einem Exponenten (oben oder unten geschrieben) sofort erkenntlich ist.

Beispiel: H CI ist eine Verbindung von 1 Gewichtsteil (=1 ätom = 1 Ramnteil) Wasserstoff mit 85,18 Gewichtsteilen

(= 1 Atour -----1 Raumteil) Chlor zu 36,18 Gewichtsteilen (=1 Molekül = 2 Raumteilen) H 01.

Befindet sich ein Exponent Hücker einer Klammer, so bezieht sich der Exponent auf alles das, was in der Klammer sich befindet, also auch auf die Exponenten in der Klammer.

Beispiel: Zn(CN)₂ (Cyanzink) — 1 Atom Zink + 2 Atome Kohlenstoff -s- 2 Atome Stickstoff; Zn(N0₃)₂ (salpetersaures Zink) — 1 Atom Zink + 2 Atome Stickstoff + 6 Atome Sauerstoff; Zn(C₂H₃0₂)₂ (essigsaures Qhxt) = 1 Atom Zink -s- 4 Atome Kohlenstoff 6 Atome Wasserstoff -f 4 Atome Sauerstoff.

Befindet sich eine Zahl vor einer Formel, so bezieht sich die Zahl auf die ganze Formel.

Diese Schreibweise wird bei allen Gleichungen angewendet, nach denen mehrere Moleküle ein und derselben Verbindung in Reaktion getreten sind: 6 KOFI -j- 3 Cl₂ = 5 KCl-f KClOg-f 3 H₂0 d. h. 6 Moleküle KOH + 3 Moleküle Cl₂ geben 5 Moleküle KCl + u. s. w.

Ist bagegen in der Formel durch ein Komma sichtbar gemacht, daß die Formel aus zwei (oder mehreren) Teilen (Resten, Radikalen) besteht, so bezieht sich eine vor eine solche Formel gesetzte ganze Zahl nur dann auf die ganze Formel, wenn außer der Zahl noch eine Klammer angewendet wird; sonst bezieht sich die Zahl nur auf den betreffenden Teil.

Diese Schreibweise wird selten und nur zu besondern Zwecken der Verdeutlichung angewendet, da sie sich durch eine andere Schreibweise, wenn oft auch weniger deutlich, ersetzen läßt; 6 Bi₂ 0₃,5 N₂ 0₅ (Wismutsubnitrat) bedeutet z. B. eine Verbindung, bestehend gedacht aus 6 Mol. Bi₂ 0₃ und 5 Mol. N₂ 0₅; 2 (6 Bi₂ 0₃, 5 N₂ 0₅) bedeutet 2 Moleküle einer solchen Verbindung.

Man darf durch Anwendung von Klammern mit Exponenten oder sonst eine Vereinfachung nicht erstreben, wo sie nicht möglich ist. Nur auf die Größe des Moleküls kommt es immer an.

Beispiel: Die Formel der Essigsäure ist (abgeleitet aus deren Salzen) C₂ H₄ 0₂ und nicht 2 C H₂ 0 ober (CH₂0)L, oder CH₂0; die Formel des Traubenzuckers ist (abgeleitet aus dessen Abkömmlingen) C₆H₁₂0₆ und nicht 6 CH₂0 oder (CH₂0)6 oder CH₂0.

Jeden chemischen Prozeß drückt man graphisch durch eine Gleichimg aus, welche man nach Art einer Addition aufschreibt, indem man auf die linke Seite des Gleichheitszeichens die aufeinander wirkenden Körper als Summanden in ihren notwendigen molekularen Mengen und auf die rechte Seite des Gleichheitszeichens die entstehenden Produkte als Summanden in ihren resultierenden molekularen Mengen schreibt: Chlorbaryum (Ba Cl₂) -f-Schwefelsaures Natrium (Na₂ S0₄) = Schwefelsaures Baryum (Ba S0₄) -j- Chlornatriilm (2 Na CI). Da man bei den meisten Elementen, vor allem bei den meisten Metallen, die Größe des Molekulargewichts nicht kennt, man aber nach der Molekularhypothese mit molekularen Formeln schreiben sollte, so behilft man sich, wo freie Metalle und andere Elemente von unbekanntem Molekulargewicht in einer Gleichung zum Ausdruck gebracht werden sollen, damit, sogenannte atomistische Formeln anzuwenden, und verallgemeinert dieses oft auch, wo Elemente im freien Zustande zum Ausdruck gebracht werden, deren Molekulargröße bekannt ist.

Beispiel. Fe (Molekulargröße unbekannt) + 2 HCl ------

Fe Cl₂ H₂ (Molekulargröße bekannt) und Fe + 2 HCl = Fe Cl₂ -f 2 H; 2 H₂ + Ö₂ = 2 H₂0 und 2 H + 0    H₂0.

Affinität. Chemische Verwandtschaft. Nach einer jetzt meist verlassenen Anschauung geschieht die Einwirkung zweier Stoffe aufeinander vermöge einer diesen (z. B. den Elementen, Säuren) innewohnenden Kraft, welche

Affinität oder chemische Verwandtschaft genannt wurde, über deren Wesen man aber keine Kenntnis hatte. So beruhte, wie man sich ausdrückte, z. B. die Vereinigung des Schwefels mit Eisen zu Schwefeleisen auf der großen Affinität der beiden Elemente zueinander. Aus verschiedenen physikalisch-chemischen Gründen, z. B. wegen der Möglichkeit umkehrbarer Reaktionen etwa in dem Sinne der Gleichungen AB + C = AC + B und AC + B = AB + C empfiehlt es sich heute, den unklaren Begriff Affinität zu umgehen.

Reaktionsbedingungen. Damit die Elemente oder die Verbindungen in Wirkung mit andern Elementen oder Verbindungen treten können, müssen die in Wirkung tretenden Stoffe in möglichst nahe Berührung (durch inniges Mischen, durch Lösen oder Schmelzen) gebracht werden. Die Vereinigung wird meistens vollzogen oder eingeleitet unter dem Einfluß von Wärme, Licht oder Elektrizität, durch welche Kräfte auch eine Zerlegung der Verbindungen eintreten kann. Manchmal erfolgt eine auffällige Vereinigung oder Zerlegung durch die bloße Gegenwart (Kontakt) anderer Substanzen, insbesondere der fein verteilten Metalle (Pt, Au, Ag), welche dabei selbst anscheinend nicht verändert werden. Die Wirkung solcher Kontaktsubstanzen oder Katalysatoren, ohne deren Gegenwart sich die Prozesse aber auch, wenn auch mitunter nur mit größter Langsamkeit imb in geringem Maße, abspielen würden (d. i. also die Katalyse), gleicht häufig so sehr der Wirkung organischer Fermente (s. Org. Chemie Bd. 38), daß man zum Vergleich mit den letzteren die erstern anorganische Fermente genannt hat. Katalysatoren, welche wie die genannten langsam verlaufende Prozesse beschleunigen, nennt man positive zum Unterschied von den ' negativen, welche den Verlauf eines Prozesses verzögern

Klein, Anorgan. Chemie.

(z. B. Platin bezüglich seiner verzögernden Wirkung auf die Wasserelektrolyse durch Radiumsalze und gewissermaßen auch die den positiven Katalysatoren entgegenwirkenden sog. Katalysatorgifte). Eine besondere Neigung, wirksam zu sein, zeigen die Elemente in dem Augenblicke, wo sie aus ihren Verbindungen in Freiheit gesetzt werden d. i. in dem status nascendi, in dem die Atome noch nicht zu Molekülen verbunden sind (vergl. Wasserstoff); denn in diesem Zustande ist die Anziehung der gleichartigen Atome unter sich, welche die Bildung der Moleküle der Elemente bedingt, noch nicht zur Geltung gekommen, also auch nicht zu überwinden.

Wärme, Licht und Elektrizität können auch die Folge einer chemischen Vereinigung oder Zersetzung sein.

Periodische- System der Elemente. Ordnet man die Elemente nach der Größe des Atomgewichts, indem man mit dem Elemente vom kleinsten Atomgewicht beginnt, so findet man, daß nach gewissen Intervallen ähnliche Elemente (Alkalimetalle, Erdalkalimetalle, Halogene re.) wiederkehren.

Auf diese Weise erhält man ein natürliches System der Elemente, in welchem nur für den Wasserstoff die Analogie fehlt. Die in jeder Vertikalreihe der folgenden Tabelle übereinander stehenden Glieder bilden die ähnlichen Glieder der verschiedenen Familien und zwar so, daß man in jeder Reihe mit Ausnahme der ersten und der drei letzten eine Hauptgrnppe und eine Nebengrnppe unterscheiden kann.

In der Vertikalreihe 0 stehen die indifferenten Elemente Helium, Neon, Argon, Krypton und Xenon.

In der Vertikalreihe I gehört zur Hauptgruppe: Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium; zur Nebengruppe: Kupfer, Silber, Gold.

MO

Co.58 56

VIII

MO

Ni 58.3

Rh 102.2 Pd 105.7

Pt. 198.8

Ir 191.5

VII

VI

MX₂ MX MOz MgO, M0₃

Fe 55.5

Ru 84 8

F 18.9

CI 35.18

Os 189.6

Mn 54.6

Br. 79.36

o | I I n ImliY I y

MXS

fXH

mx₃

MX

MX

m₂o₅

MO

m₂0₃

MO

m₂o

Typus der Wasserstoff- oder Halogenverbindungen.

Sauerstoff-

verbindungen.

C 11 91N 13. 93 0 15.88 Si 28. 2 P 30. 77 8 81. 83 Ti 47. 7 V 50. 8 Cr 51. 7 Ge 71.9 As 74. 4 Sc 78. 6

|Nb 93. 3 Mo 95. 3

Zr 89. 9

Be 9 03 B 10. 9

Li 6.98

He 4

Mg 24.18 Al 26. 9 Ca 39. 8 Sc 43. 8

Ga 69. 5

Zn 64. 9

Sr 86.94 Y 88. 3 Cd 111.6 Jn 113.1

Sn 118.1 Sb 119. 3Te 126. 6j J 125.9 Ce 139. 2 Pr 139. 4Nd 142 5 Sa 148,9 Ta 181. 6 W 182. 6

Ur 236. 7

Ba 136.4 La 137. o|

Yb 171.7|

[Na 22.88

Ne 19.9

K. 38 86

Cu 63. 1

Rb 848

4gl07.12 Cs 132.9

Au 195. 7|Hg 198.5|T1 202. 6|Pb205.35Bi 206. 9 Th 230. 8

988 PH

9 '68 Y

Kr.81. 2

X 127

Erste Periode Zweite „

Dritte „

Vierte

Fünfte „

In der Vertikalreihe II bilden die Hauptgruppe: Beryllium, Magnesium, Calcium, Strontium, Baryum; die Nebengruppe: Zink, Cadmium, Quecksilber.

In der Vertikalreihe III ist die Hauptgruppe: Bor, Aluminium, Mtrium, Lanthan; die Nebengruppe: Gallium, Indium, Thallium.

In der Vertikalreihe IV ist die Hauptgruppe: Kohlenstoff, Silicium, Titan, Zirconium, Thorium; Nebengruppe: Germanium, Zinn, Blei.

In der Vertikalreihe V ist die Hauptgruppe: Stickstoff, Phosphor, Arsen, Antimon, Wismut; Nebengruppe: Vanadin, Niob, Tantal.

In der Vertikalreihe VI ist die Hauptgruppe: Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur; Nebengruppe: Chrom, Molybdän, Wolfram, Uran.

In der Vertikalreihe VII ist die Hauptgruppe: Fluor, Chlor, Brom, Jod; Nebengruppe: Mangan.

Jede dieser Vertikalreihen wird auch als Gruppe bezeichnet; die neun Elemente der drei letzten Reihen werden als eine gemeinschaftliche Gruppe zusammengefaßt. Es sind die Elemente der Eisen- und Platingruppe, welche im System eine Sonderstellung einnehmen.

Die Glieder der ersten und zweiten Horizontalreihe bilden je eine sog. Periode (die 1. und 2. Periode), ferner die Glieder der dritten und vierten eine gemeinschaftliche (3. Periode), dann die Glieder der fünften und sechsten Reihe (die 4. Periode) und endlich die übrigen Reihen, welche die meisten Lücken aufweisen, (die 5. Periode). Das Anfangsglied jeder Periode schließt direkt an das Endglied der vorhergehenden an. Eine hier aber zu weit führende ausführliche Betrachtung aller physikalischen Eigenschaften (spezifisches Gewicht und Atomvolumen ^Quotient aus Atomgewicht durch spez. Gewicht), Schmelzbarkeit,

Valenz, Wertigkeit, Äquivalentgewicht, Atomverkettung. 37

Dehnbarkeit, Flüchtigkeit, spezifische Wärme), sowie der chemischen Eigenschaften (elektropositiv, elektronegativ, Wertigkeit svergl. unten]) zeigt die Abhängigkeit vom Atomgewicht. Vergl. hierzu das über Wertigkeit a. a. O. Gesagte. Man sagt: die chemischen und physikalischen Eigenschaften der Elemente sind periodische Funktionen ihrer Atomgewichte*). Wie schon erwähnt, befinden sich in der Tafel Lücken; diese haben zu Betrachtungen über noch unbekannte Elemente geführt. Tie Vorherbestimmung der Eigenschaften und die nachherige Entdeckung der Gallium, Germanium und Skandium genannten Elemente hat solchen Betrachtungen einen ganz besondern Wert verliehen; dagegen bildet das Tellur noch eine Schwierigkeit, insofern nach den neuesten Untersuchungen das Atomgewicht nicht 125 sondern 126,6 sein soll, was mit den. Forderungen des Periodischen Systems im Widerspruch steht. — Inwiefern das Periodische System zur Gruppierung der Elemente benutzt werden kann, geht aus der spätern Besprechung der Elemente hervor.

Valenz, Wertigkeit, Aequivalentgewicht, Atomverkettnng.

Nimmt man irgend eine aus zwei Elementen bestehende Verbindung, als Beispiel etwa das Wasser H₂0, so kann man sagen, daß in dem Wasser der Wasserstoff dem Sauerstoff gegenüber und umgekehrt der Sauerstoff dem

*) An dieser Stelle ist es geeignet, die schon von verschiedenen Forschern aufgeworsene und durch das von Mendelejesf imb von Lothar Meyer begründete Periodische System der Elemente wieder angeregte Frage, ob die bis jetzt entdeckten Elemente wirkliche Urinal erien sind, kurz zu berühren. Prout (1»15) hatte bereits die Hypothese aufgestellt, daß die Atomgewichte der Elemente Multiple des Wasserstoffs seien; der Wasserstoff war nach dieser bald als irrig bewiesenen Hypothese die Urmaterie. Spätere Hypothesen, wie die, daß die Elemente durch Kondensation ein und desselben Urstoffs entstanden seien (Crookes, Die Genesis der Elemente) sind auch nur durch nichts bewiesene Vermutungen. Dem Gedanken, daß die Elemente wieder Verbindungen aus Einheiten höherer Ordnung darstellen (L. Meyer, Theoretische Chemie) dürften sich nur wenige entschließen.

Wasserstoff gegenüber einen bestimmten Wert hat, wie sich dieses schon aus dem Gesetz der konstanten und multiplen Proportionen ergibt. Dieser Wert kann für den Sauerstoff des Wassers am besten auf 2 und für den Wasserstoff auf 2 X 1 gesetzt werden, indem wir auch hier als Einheit den Wasserstoff annehmen. Das Sauerstoffatom ist gleichwertig den beiden Wasserstoffatomen. In dem Ammoniak NH₃ ist das Stickstoffatom gleichwertig den drei Wasserstoffatomen usw. Das Maß der Wertigkeit oder Valenz wird also zunächst durch die Wertigkeit gegenüber dem Wasserstoff gemessen. Alle Elemente haben jedoch nicht die Fähigkeit, sich mit Wasserstoff zu verbinden. In dem Falle nimmt man zum Messen der Wertigkeit eine Verbindung mit einem Elemente von bekanntem Wert.

Beispiel: Einwertige Elemente mit Wasserstoff meßbar: Chlor, Brom, Jod; zweiwertige Elemente: Schwefel, Selen, Tellur, Sauerstoff; dreiwertige: Stickstoff, Phosphor, Arsen; vierwertige: Kohlenstoff. Einwertige Elemente mit Wasserstoff nicht (aber mit Chlor) gemessen: Kalium, Natrium, Lithium; zweiwertige: Calcium, Strontium, Baryum; dreiwertige: Wismut usw.

Dasjenige Gewicht eines Elements, welches bei der Vereinigung mit Wasserstoff oder einem andern einwertigen Elemente zur Geltung kommt, ist sein Äquivalentgewicht. Bei den einwertigen Elementen fällt somit das Äquivalentgewicht mit dem Atomgewicht zusammen; bei den zweiwertigen Elementen ist das Äquivalentgewicht halb so groß als das Atomgewicht usw. — Eine andere Frage ist, ob für jedes Element die Wertigkeit eine konstante oder wechselnde sein kann. Heute nimmt man auf Grund namentlich des Periodischen Systems der Elemente meist wechselnde Wertigkeit der Elemente und zwar in dem Sinne an, daß in der Regel Gerad- oder Ungeradwertigkeit bestehen bleibt, daß aber z. B. zweiwertige Elemente auch vier- und sechswertig (Schwefel) und einwertige drei-, fünf- usw. wertig auftreten können. Dagegen ergibt sich aus der Dampfdichte des Eisenchlorids, daß das Eisen in den Oxydverbindungen dreiwertig auftritt. Hier wechselt also Grad- und Ungeradwertigkeit ab. Die Wertigkeit gegen Wasserstoff bleibt stets; der Wechsel in der Wertigkeit zeigt sich nur in den Sauerstoff- und Halogenverbindungen. Elemente mit wechselnder Wertigkeit zeigen in ihren Chlorverbindungen mit höhern Werten bei Temperaturerhöhung die Neigung, geringere Wertigkeit anzunehmen, indem auf diese Weise ein Zerfall jener Verbindungen eintritt.

Beispiel: Die Verbindung PC1₅, in welcher im Gegensatze zu PH₈ der Phosphor fünfwertig ist, zerfällt bei höherer Temperatur (2360) in PC1₃ + Cl₂ (Dampfdichte daher nicht 104,0, sondern 52,0V SCI* zerfällt in SC1₂ + C1₂.

Die entsprechenden Sauerstoffverbindungen find dagegen häufig sehr beständig.

Beispiel: Die Verbindung P₂ 0₅ (Phosphor fünfwertig) ist beständig.

Aus der Tabelle des Periodischen Systems der Elemente ist ersichtlich, wie die Wasserstoffwertigkeit bis zur Gruppe V (einschließlich) ansteigt, um dann wieder abzunehmen, während die Wertigkeit gegen Sauerstoff bis einschließlich der Gruppe VII zunimmt. — Verbindungen, in welchen ein Element nicht mit seiner Maximalwertigkeit auftritt, können als ungesättigte Verbindungen angesehen werden. Unter diesen sind besonders das Kohlenoxyd, das Stickoxyd und das Stickstoffdioxyd zu erwähnen. Man nimmt unter Zugrundelegung der Vierwertigkeit des Kohlenstoffs und der Drei- bezw. Fünfwertigkeit des Stickstoffs an, daß in den genannten Verbindungen noch freie Wertigkeiten des .Kohlenstoffs bezw. Stickstoffs enthalten sind.

Scheinbarer Wechsel der Wertigkeit zeigt sich in vielen Verbindungen, in denen mehrere Atome der mehrwertigen Elemente enthalten sind, wenn die letzteren unter sich mit je einer oder mehreren Wertigkeiten verbunden sind.

Beispiel: Auf der gegenseitigen Bindung der Kohlenstoffatome ist die Mannigfaltigkeit der organischen Verbindungen begründet.

An den Verbindungen wird nur selten die Wertigkeit äußerlich kenntlich gemacht; es geschieht dieses entweder durch Anbringen einer betreffenden Anzahl von Komma als Exponenten (oben) oder einer betreffenden römischen Zahl (oben).

Beispiel: 0" oder 0n; C"" oder CIV; N"' oder MH. Wenn man aber veranschaulichen will, wie in einer Verbindung die Awme verkettet sind, so markiert man an dem Symbol der Elemente jede Wertigkeit durch einen Strich in geeignet scheinender Anordnung.

Beispiel: H—; —0— oder 0—:    /N\ oder

/H

Q-

— oder (E; H—0—H; N—H u. s. w.

\H

Über Wertigkeit s. auch den Abschnitt: Die elektrolytische Dissoziation.

Die elektrolytische Dissoziation. Dieselben Stoffe, welche in ihren Lösungen die Erniedrigung des Dampfdrucks und Gefrierpunkts und die Erhöhung des Siedepunkts des Lösungsmittels anormal beeinflussen, sind es, welche sich dem elektrischen Strome gegenüber als Leiter zweiter Klasse, als Elektrolyts- erweisen. Diese erleiden durch den Strom eine dauernde Zerlegung. Man findet da einen Parallelismus zwischen elektrischer Leitfähigkeit und dem Einfluß der Lösungen auf das physikalische Verhalten des Lösungsmittels. Es sind die Säuren, Basen und Salze, die mitunter auch als Salze im weiteren Sinne zusammengefaßt werden, die solchen Einfluß auf das Lösungsmittel, insbesondere Wasser, ausüben. Dieses ist durch die Annahme zu erklären, daß das Lösungsmittel verändernd auf die Stoffe einwirkt. Wir sagen, daß die Elektrolyte in ihren wässerigen oder geeigneten andern Lösungen (Aceton, Alkohol usw.) mehr oder minder in Einzelbestandteile dissoziiert sind, welche man Jonen nennt, und von denen die einen mit positiver, die andern mit negativer Elektrizität geladen sind. Tie große Anzahl der zwischen ihnen lagernden Wassermoleküle oder der Moleküle anderer dissoziierender Flüssigkeiten verhindert, daß -die Jonen ihre Elektrizität ausgleichen. Der Grad der Dissoziation wächst mit dem Grade der Verdünnung; für ganz verdünnte Lösungen kann man annehmen, daß die Dissoziation eine vollständige ist. Sie wird als elektrolytische Dissoziation bezeichnet, weil die elektrische Leitfähigkeit damit im Zusammenhange steht.

In einer Kochsalzlösung ist also der dissoziierte Zustand Na + CI anzunehmen, was allerdings mit den äußern Wahrnehmungen (metallisches Natrium? freies Chlor?) zunächst im Widerspruch steht. Erst durch die Wirkung des Stromes erfolgt die dauernde Zerlegung (2 NaCl — 2Na + Cl₂), wobei, wenn man von den sekundären Vorgängen absieht, nur zwei Spaltprodukte erhalten werden: das Anion, welches zur Anode, und das Kation, welches zur Kathode wandert NaCl = Na (Kation) + CI (Anion), K₂S0₄ = K₂ (Kation) + S0₄ (Anion). Wenn dann die Spaltprodukte unter den gegebenen Verhältnissen nicht (z. B. die Alkalimetalle bei der Elektrolyse wässeriger Alkalisalzlösungen) oder überhaupt nicht (z. B. die Säurereste S0₄) existieren können, reagieren diese sofort in sekundärer Art.

Durch die Annahme der elektrolytischen Dissoziation lassen sich manche Erscheinungen erklären, welche sonst schwer erklärbar sind. So ist es eine altbekannte Tatsache, daß Chlorwasserstoff, welcher frei von Wasser ist, auf Metalle nicht reagiert und keine sauren Eigenschaften zeigt. Erst nach dem Zutritt von Wasser kommen die sauren Eigenschaften und die Wirkung auf Metalle zur Geltung, da diese von der Bildung von Wasserstoffion abhängen. In den Chloriden (z. B. Chlornatrium) läßt sich mit salpetersaurem Silber das Chlor nachweisen, nicht aber in den Chloraten (z. B. chlorsaurem Kalium), welche ein ganz anderes Verhalten zeigen; hier hat die Dissoziation die Jonen K und C10₃ geliefert, von denen das -letztere natürlich von dem OI-Jon verschieden sein muß.

So ändern sich stets die Eigenschaften eines Elements, wenn es als Bestandteil eines zusammengesetzten (komplexen) Jons auftritt. Man sagt daher, die Reaktionen der Stoffe sind Reaktionen ihrer einzelnen Jonen.

Die Jonen verhalten sich in ihren Lösungen wie selbständige Stoffe. Die Jonen der Elemente besitzen auch einen andern Energieinhalt als die letztern, und beide unterscheiden sich mitunter auch durch ihre Farbe, so daß man auch hier von allotropen Modifikationen spricht. Chlorion und freies Chlor sind allotrop; Chlorion ist im Gegensatz zu freiem Chlor frei von Geruch und Farbe und besitzt auch keine bleichenden Eigenschaften.

Positiv elektrisch geladene oder Kationen sind Wasserstoff- und Metallionen, ferner das Ammonium, negativ elektrisch geladene oder Anionen sind die Jonen der Elemente der Chlor- und Schwefelgruppe, die Hydroxylgruppe der Basen und die Säureionen, z. B. S0₄. Ionen, welche mit der gleichen Elektrizitätsmenge wie Wasserstoff oder Chlorion geladen sind, heißen einwertige. Es sind die Jonen derselben Elemente, die auch sonst als einwertige bezeichnet werden oder unter den augenblicklichen Verhältnissen als einwertige erscheinen (z. B. Cu und Hg in den Oxydulverbindungen). Zweiwertige Jonen haben eine doppelt so große Elektrizitätsmenge wie die einwertigen u. s. w. Um in der Schreibweise Kation und Anion kenntlich zu machen, versieht man die Symbole der Kationen mit einem Punkt z. B. K*, die der Anionen mit einem Strich z. B. CP als Exponent oben. Die Anzahl dieser Punkte und Striche gibt die Wertigkeit des Jons an.

Thermochemie. Wenn zwei Stoffe sich miteinander verbinden oder eine Verbindung sich zersetzt, so geschieht der Vorgang stets unter Abgabe oder unter Aufnahme von Wärme. In dem ersteren Falle bezeichnet man diesen als einen exothermischen, im zweiten Falle als einen endothermischen, oder man spricht von Vorgängen mit exo-thermischer (positiver) oder endothermischer (negativer) Wärmetönung, welche dann nach Wärmeeinheiten (Kalorien), nach- Joule oder nach Energieeinheiten (Erg) gemessen und auf das Molekulargewicht der betreffenden Substanz in Grammen ausgedrückt, auf das Mol, berechnet wird. Unter einer Kalorie cal versteht man die Wärmemenge, welche ein Gramm Wasser zur Erwärmung um 1° bedarf, unter einer Kalorie Cal den tausendmal größeren Betrag, unter einer Kalorie K die Wärmemenge, welche zur Erwärmung eines Gramms Wasser von 0° bis 100° nötig ist. 100 cal sind demnach 1 K. 1 Joule (j) entspricht 0,289 cal und 1 cal = 4.18 j; ferner 1 j = 10,000,000 Erg,

1    Kilojoule ^-239 cal.

Für gewöhnlich kommen in unsern chemischen Formeln die Wärmeverhältnisse nicht zum Ausdruck. Unsere chemischen Formeln und Gleichungen wie z. B. 2 H₂ -[- 0₂ =

2    H₂0 genügen qualitativ und quantitativ nur den Forderungen des Gesetzes der Erhaltung der Materie (S. 9);

wenn dieselben aber auch den Forderungen des Gesetzes der Erhaltung der Energie (S. 9) Rechnung tragen sollen, dann werden denselben die einzelnen Energiemassen hinzugeschrieben. Dieses ist der Fall bei der thermochemischen Schreibweise. Wenn man z. B. ausdrücken will, daß die Bildungswärme des Wassers 68,400 cal betrage, bezw. daß bei der Bildung eines Mols (— 18,02 gr.) Wasser 68,400 Wärmeeinheiten frei werden, so kommt dieses uv der Schreibweise durch die Gleichung zum Ausdruck: 2 H2 + 0₂ = 2 H₂0 + 2 x 68,400 cal. Die Gleichung H₂ + J₂ = 2 HJ — 2 x 6000 cal zeigt an, daß die Vereinigung des Jods mit Wasserstoff unter Aufnahme von Wärme vor sich geht.

War die Wärmetönung eine positive, so hat das Gebilde weniger freie Energie als die ursprünglichen Einzelteile und, wenn die Wärmetönung eine negative war, mehr freie Energie. Im ersteren Falle ist es nötig, wenn der Prozeß wieder in entgegengesetzter Richtung verlaufen soll 2 H₂0 = 2 EL + 0₂, so viel Wärme zuzuführen, als der Bildungswärme gleich ist, im andern Falle tritt bei der Umkehr der Reaktion eine der Bildungswärme gleiche Wärmemenge auf. Die Bildungs-Wärme und Zersetzungswärme sind sich also gleich. Das Auftreten von Wärme geschieht mitunter spontan; zu den hierher gehörenden Stoffen sind die explodierbaren, welche manchmal aus kleinem Anlaß (z. B. bei Berührung) in die beständigeren Gebilde übergehen, zu zählen.

Die meisten chemischen Prozesse erfolgen nach dem Prinzip der größten Wärmeentwicklung. Es gilt dieses besonders für die sogenannten nicht umkehrbaren Reaktionen. Allgemein gültig ist das Prinzip der größten Wärmeentwicklung indes ebensowenig, wie die freiwerdende oder verbrauchte Wärme ein Maß für die chemische Ber-wandtschaft, die Affinität (s. d.), ist. Die Wärmetönung, welche mit einem chemischen Prozesse verknüpft ist, ist stets die gleiche, ob der Prozeß in einer oder mehreren Phasen verläuft (Gesetz von Heß). So ist die Wärmeentwicklung z. B. bei der Lösung eines Metalls in einer Säure die gleiche, wie die Summe der Wärmeentwicklungen bei der Oxydhydratbildung (z. B. beim Auflösen von Natrium in Wasser) und der Neutralisation der Oxydhydrate mit der Säure. Demnach kann man Wärmetönungen berechnen, welche direkt nicht bestimmt werden können. Beträgt z. B. die Verbrennungswärme des Kohleustoffs zu Kohlensäure 94.300 cal und die des Kohlenoxyds zu Kohlensäure 68,000 cal, so ergeben sich als Bildungswärme des Kohlenoxyds 94,300 — 68,800 = 26,000 cal.

Wir unterscheiden verschiedene Arten von Wärmetönungen: die Bildungs-, Zersetzungs-, Lösungs-, Ver-dünnungs-, Verbrennungs-, Neutralisations-, Hydratations-, Dissoziationswärme. Mit dem Studium aller dieser befaßt sich die Thermochemie; sie zeigt uns, wie die Wärmetönungen (Energieänderungen) uns wichtige Aufschlüsse über die Natur der Stoffe geben.

Nomenklatur. Für jede chemische Verbindung existiert ein Name. Solche Namen sind entweder eingebürgerte (die Namen der Mineralien und anderer Körper: Goldschwefel, Glaubersalz, Brechweinstein, Bittersalz u. s. w.) oder man hat sie nach einem besondern System gegeben (z. B. die Namen der Salze und der aus zwei Elementen bestehenden Verbindungen). Tie nach dem System gegebenen Namen lassen meist sofort erkennen, um was es sich handelt, z. B. daß Schwefelsäure eine Säure ist, deren wesentliches Element Schwefel ist u. s. w., oder man kann wenigstens die Natur der Verbindung erraten (z. B. Quecksilberamidchlorid---Verbindung des Quecksilbers mit Chlor und einem Ammoniakrest). Tie Sauerstoffsalze werden durch Kombination des Namens des Metalls und der Säure (z. B. schwefelsaures Kalium) und in später darzulegender Art benannt. Bei allen aus nur zwei Elementen zusammengesetzten Verbindungen (den binär zusammengesetzten), bei welchen Vulgärnamen fehlen, erhält man den Namen durch Kombination der Namen der beiden Elemente oder anderer Namen gleichbedeutender Art in folgender Weise:

1)    Verbindungen eines Elements mit Wasserstoff: der Name Wasserstoff wird zuletzt genannt, z. B. HCl = Chlorwasserstoff; PH₃ ----- Phosphorwasserstoff; NHg = Stickstoffwasserstoff, wofür der Vulgärname Ammoniak gebraucht wird. Die Wasserstoffverbindungen werden sehr häufig auch Hydride genannt, z. B. Kaliumhydrid usw.

2)    Verbindungen eines Elements mit Sauerstoff: statt des Namens Sauerstoff wird an den Namen des betreffenden Elements der Name Oxyd gebunden, z. B. CaO = Caleiumoxyd; K₂0 = Kaliumoxyd. Verbindet sich das Element in mehreren Formen mit Sauerstoff, so unterscheidet man Superoxyde, Oxyde, Oxydule, Suboxyde, Monoxyde, Dioxyde usw. je nachdem.

3)    Verbindungen eines Elements mit Schwefel: statt des Namens Schwefel wird an den Namen des betreffenden Elements der Name Sulfid gebunden oder an den Namen Schwefel knüpft man den Namen des andern Elements an: z. B. 1^6----Kaliumsulfid-----Schwefelkalium; CaS ----- Calciumsulfid = Schwefelcalcium. Verbindet sich das Element in mehreren Formen mit Schwefel, so unterscheidet man Sulfüre, Sulfide, Polysulfide, Monosulfide, Disulfide.

4)    Verbindungen eines Elements mit Chlor,

Brom, Jod, Fluor (den Halogenen); alle diese Verbindungen werden Chloride, Bromide, Jodide Fluoride, (Haloide) genannt, oder mmt setzt den Namen des Halogens vor den Namen des andern Elements, z. B. KCl = Kaliumchlorid ----- Chlorkalium; CaCl₂ ----- Calcium-chlorid = Chlorcalcium. Verbindet sich das Element in mehreren Formen mit den Halogenen, so unterscheidet man Chlorüre, Chloride, Trichloride, Tetrachloride, Penta-chloride usw.

In ähnlicher Art sind die Bezeichnungen Nitride, Karbide, Boride usw. entstanden. Es mag dieses genügen, um das Folgende zu verstehe!!.

¹

Den Gedanken, daß sich die chemischen Elemente, insbesondere die Metalle, ineinander überführen lassen, finden wir bis noch in das vorige Jahrhundert bei den Alchimisten (Alchimie gleichbedeutend mit Chemie; Al — arabischer Artikel) vertreten, welche sich zur letzten Aufgabe machten, einen Stoff zu finden, den sog. Stein der Weisen, wodurch man alle Metalle in Gold verwandeln und alle Krankheiten heilen könne.

²

Das Wort Chemie scheint ägyptischen oder arabischen Ursprungs

³

Das Wort Energie wird als der passendste Ausdruck dem Worte Kraft vorgezogen.

⁴

Man bedient sich gern mit Stickstoff gefüllter Thermometer, welche Temperaturangaben über 400° noch ermöglichen. Durch den Stickstoff wird nämlich das Sieden des Quecksilbers (bei 360°) verhindert.

⁵

Die Annahme einer begrenzten Teilbarkeit der Materie findet sich schon bei den alten griechischen Philosophen Leukipp, Demokrit. Epikur.

Die Elemente und ihre Weröindungen.

Gewinnung der Elemente.

Die Elemente können aus allen ihren Verbindungen nicht auf gleich einfache Weise gewonnen werden. Es gibt vielmehr begünstigte und unbegünstigte Verbindungsformen. Im allgemeinen gehören bezüglich der Darstellung der Metalle (vergl. später) zu den begünstigten Verbindungsformen die Oxyde, Sulfide und 'Halogenverbindungen, zu den unbegünstigten Formen die schwefelsauren, phosphorsauren, kieselsauren und andern Sauerstoffsalze. Bei der Gewinnung der Metalloide (vergl. später) kommen als begünstigte Verbindungsformen noch die Wasserstoffverbindungen in Betracht.

Die Konstruktion der Apparate richtet sich nach der Natur der betreffenden Elemente, welche isoliert werden sollen (Aggregatzustand, Flüchtigkeit, Schmelzbarkeit usw.).

Die gasförmigen Elemente (0,H,C1,N) werden in Gefäßen über Sperrflüssigkeiten aufgefangen, bereit Natur wieder durch die Natur der Elemente bedingt wird (z. B. kaltes Wasser bei O und H, warmes Wasser bei CI). In allen Fällen kommt (bis zu einem gewissen Grade) das Absorptionsvermögen der Flüssigkeiten für Gase in Betracht. Die vergasbaren Elemente (Zn,P,K,IN"a) können unter Berücksichtigung der chemischen Natur derselben: Oxydierbarkeit, Anwendung von Metall-, Glas- oder Tonapparaten, Auffangen unter Wasser (Phosphor) oder Steiuöl (Kalium, Natrium) stets durch Destillation gewonnen werden. Von den verschiedenen Gewinnungsweisen ein und desselben Elements ist in der Regel nur ein Teil aus praktischen Gründen als Darstellungsmethode verwendbar.

A. Gewinnung der Metalloide.

Die Metalloide werden hauptsächlich aus ihren Sauerstoff-, Wasserstoff-und Metallverbindungen gewonnen. Die Gewinnung aus den Sauerstoffverbindungen geschieht durch Anwendung eines Reduktionsmittels d. h. eines Mittels, welches den Sauerstoff bindet; die Gewinnung aus den Wafferstoffverbindungen geschieht durch Anwendung eines Oxydationsmittels d. h. eines Mittels, welches an beit Wasserstoff so viel Sauerstoff abgibt, als zur Bildung von Wasser notwendig ist, oder auch eines anderen Mittels, welches den Wasserstoff bindet.

Beispiel: Aus H₂0 (Wasser) kann der Wasserstoff durch Überleiten von Wasserdampf über glühendes Eisen gewonnen werden: 3H₂0 (Wasser) + 2 Fe (Eisen) = 3 H₂ (2 Mol. Wasserstoff) + Pe₂0₃ (Eisenoxyd).

Aus der Kohlensäure C0₂ kann der Kohlenstoff durch entzündetes Magnesium ausgeschieden werden: C0₂ (Kohlensäure) + 2 Mg (Magnesium) = 2 MgO (2 Mol. Magnesiumoxyd) ’+ C (Kohlenstoff).

Aus den Halogenwasserstoffsäuren wird der Wasserstoff durch Braunstein, Chromsäure, Salpetersäure und eine sehr große Zahl von Oxydationsmitteln, welche ihn zu Wasser oxydieren, weggenommen. Das Halogen wird dabei nur zum Teil frei, wenn ein anderer Teil sich mit einem Bestandteil des Oxydationsmittels verbinden kann: Mn0₂ (Braunstein) -j-4801 (Salzsäure) =MnCl₂ (Man-ganchlorür) + Cl₂ (1 Mol. Chlor) + 2 H₂0 (Wasser); H₂02 (Wasserstoffsuperoxyd) -f- 2HC1 (Salzsäure) = 2H₂0 (Wasser) -s-Cl₂. Aus dem Ammoniak wird der Stickstoff frei gemacht durch Chlor, welches den Wasserstoff bindet: 2 NH₃ (Ammoniak) -j-3Cl₂=N₂ (1 Mol.Stickstoff)+6HC1. Diese 6 Mol. Salzsäure verbinden sich dann mit 6 weitern Mol. NH₃ zu 6 Mol. XH₃ • HCl (Chlorammonium).

Im allgemeinen gilt die Regel, daß die Elementsauerstoffverbindungen durch ihre E.lementwasserstoffver-bindungen unter Ausscheiden des Elements der Sauerstoffverbindung plus dem Elemente der Wasserstoffverbindung zerlegt werden. (Gegenseitige Oxydation und Reduktion.)

Beispiel: 2 S0₂ (schweflige Säure) + 4 H₂S (Schwefelwasserstoff) = 3Sa + 4 H₂0; N₂0₃ bez. 2 HN0₂ (salpetrige Säure) + 2NH₃ (Ammoniak) = 2 N₂ + 3 bez. 4 H₂0.

Manche Wasserstoffverbindungen liefern beim einfachen Erhitzen das an Wasserstoff gebundene Metalloid.

Beispiel: Arsen- und Antimonwasserstoff zerfallen in Arsen bezw. Antimon und Wasserstoff.

In ähnlicher Weise entsteht freier Sauerstoff beim Erhitzen sauerstoffreicher Oxyde und speziell beim Erhitzen der Oxyde der Edelmetalle. Als Rückstand bleibt entweder das an Sauerstoff gebunden gewesene Metall oder ein niedrigeres Oxyd.

Beispiel: 2HgO (Quecksilberoxyd) = 2 Hg + 0₂; 2 Ag₂0 (Silberoxyd) = 4Ag + 0₂; 3 Mn0₂ (Braunstein) = Mn₃0₄

Klein. Anorgan. Chemie.

(Manganoxyduloxyd) + 0₂; 4 Cr0₃ (Chromsäure) ----- 2Cr₂03 (Chromoxyd) 4- 3 0₂.

Für den Wasserstoff gilt hauptsächlich die Darstellung durch Einwirkung von Metallen auf Säuren (mit Ausnahme der Salpetersäure und manchmal der Schwefelsäure d. h. solcher Säuren, welche oxydierend auf den Wasserstoff einwirken).

Beispiel: Zn + H₂S0₄ (Schwefelsäure) ----- ZnS0₄ (schwefelsaures Zink) 4- H₂; dagegen 3 Cu -f- 8 HN0₃ (Salpetersäure) = 3 Cu (N0₃)₂ (salpetersaures Kupfer) + 4 H₂0 + 2 NO (Stickoxyd); Cu + 2 H₂ S0₄ = Cu S0₄ (schwefelsaures Kupfer) + S0₂ (schweflige Säure) + 2 H₂0,

Durch Elektrolyse der Metalloidverbindungen können die Metalloide ebenfalls erhalten werden.

Beispiel: 2 NH₃ (Ammoniak) = N₂ + 3 H₂.

ß. Gewinnung der Metalle.

1. Aus den Oxyden:

a) durch Erhitzen (Reduktion) im Wasserstoffstrome;

Beispiel: Darstellung von Ferrum reductum (Arzneimittel) aus Fe₂ 0₃ (Eisenoxyd): Fe₂0₃ + 3 H₂ = 2 Fe -f- 3H₂ 0;

ß) durch Reduktion mit Kohle mit oder ohne Zuschlag;

Beispiel: Ausbringung der Metalle aus ihren Erzen; Hochofenprozeß. Der Zuschlag erfolgt, wenn die Metalle strengflüssig sind; in dem andern Falle findet ohne Zuschlag schon die Bildung eines Regulus statt;

y) durch Erhitzen mit einem Metall, welches den Sauerstoff aufnimmt;

Beispiel: Gewinnung des Mangans und Chroms mit Hülfe von Aluminium (Goldschmidtsches Verfahren);

d)    durch einfaches Erhitzen der Oxyde;

Beispiel: Die Zersetzung der Oxyde der edlen Metalle Gold, Silber, Platin, Quecksilber vergl. oben A;

e)    durch Elektrolyse;

Schmelzen mit Eisen Quecksilbers aus dem

Beispiel: Elektrolyse von geschmolzenem Bleioxyd, Wismutoxyd, Antimonoxyd;

2. aus den Sulfiden: wie B 1 a]

Beispiel: Sb₂S₃ (Schwefelantimon) und Äg₂S (Schwefelsilber) liefern Antimon bezw. Silber;

ß) wie B 1

Beispiel: Gewinnung des Antimons aus dem Grauspießglanz (Sb₂S₃) oder des Bleis aus dem Bleiglanz (PbS) durch (sog. Niederschlagarbeit); Gewinnung des Zinnober (HgS) durch Kupferpulver;

y) wie B 1 d;

Beispiel: Schwefelgold liefert metallisches Gold; d) wie Bis;

Beispiel: Elektrolyse von geschmolzenem Schwefelsilber u. s. w.;

3. aus den Halogenverbindungen: dt) wie Bla;

Beispiel: Reduktion des Chlorsilbers AgCl (anwendbar bei der quantitativen Bestimmung des Silbers):

ß) wie Bl y;

Beispiel: Gewinnung von Bor, Silicium u. s. w.; y) wie B 1 <?;

Beispiel: Gewinnung des Rutheniums, Rhodiums, Iridiums aus den Ammonmetallchloriden;

d) wie Bis;

Beispiel: Gewinnung des Aluminiums, der Alkalien und Erdalkalien u. s. w.

Verschiedene Metalle können auch aus ihren Lösungen ausgeschieden werden, z. B. Silber durch Traubenzucker. Auf solchen Metallausscheidungen beruhen z. B. Verfahren znr Versilberung von Gefäßen. In einigen Fällen erhält man bei der Reduktion die Metalle in einer besondern allotropen Modifikation, in welcher sie von Wasser in so

feiner Verteilung aufgenommen werden, daß sie gleichsam als gelöst zu betrachten sind. Da solche scheinbaren Lösungen (Pseudolösungen) der sog. Metallhydrosole sich bei der Dialyse ähnlich wie Kolloidsubstanzen (s. d.) verhalten, so nennt man die betreffenden Metallformen auch kolloidal. (Vergl. Silber, Quecksilber und Gold.) Die Behandlung einer Metallsalzlösung mit einem sogenannten elektroposi-tiven Metall behufs Ausscheidens des andern Metalls wird in der Analyse vielfach als Erkennungsmittel gebraucht, z. B. die Ausscheidung des Kupfers und Antimons mit Zink in einer Platinschale, die Prüfung kupferhaltiger Pflauzensäfte mit einem blanken Eisenstab. — Die Elektrolyse der Metallsalzlösungen ist in der quantitativen Analyse vielfach verwertet; technisch ist die Methode besonders bei der Kupferallsscheidung und einigen anderen Verfahren verwertet. — Um bei elektrolytischen Metallausscheidungen sekundäre Reaktionen zu verhüten, wendet man besondere Vorsichtsmaßregeln an; so z. B. wird bei der Gewinnung des Lithiums, Calciums usw. die Elektrolyse in einer indifferenten Gasatmosphäre ausgeführt.

Wasserstoff (einwertig). Wegen der großen Neigung, sich mit dem Sauerstoff zu verbinden, kommt der Wasserstoff im freien Zustande nur spärlich vor (z. B. 1 Vol. in 30000 Vol. Luft, in einigen Meteoreisen, in der Photosphäre der Sonne, bei der Gärung). Im gebundenen Zustande ist der Wasserstoff ein Bestandteil des Wassers und sehr vieler natürlich vorkommender Verbindungen. Hieraus ergibt sich, daß man zur Darstellung des Wasserstoffs auf seine Verbindung angewiesen ist. (Vergl. Gewinnung der Metalloide.) Meist kommt in Betracht:

1) die Zersetzung von Wasserdämpfen durch Überleiten über glühendes Eisen,

2) die Zersetzung des Wassers und Alkohols durch me-

' tallisches Natrium: 2 H₂0 + 2 Na = 2 Na OH +H.₂; 2 C₂H₅OH+2 Na = 2 C₂H₅ONa + H₂,

B) die Elektrolyse des Wassers (Zersetzüng des Wassers durch den galvanischen Strom), •

4)    die Auflösung der Metalle in Säuren,

5)    die Auflösung der Metalle in Alkalien.

Die Reaktion 4 wird zur Darstellung gewöhnlich benutzt. Man bedient sich zweckmäßig eines sog. Kippschen Apparats, in welchem man auf Zink verdünnte (!) Schwefelsäure einwirken läßt (Gleichung S. 50). Rein ist dieser Wasserstoff aber nur, wenn die Materialien (Zn, H₂ S0₄) chemisch rein waren; im anderen Falle ist der Wasserstoff verunreinigt und zwar namentlich durch Anteile von Arsen-, Schwefel-, Phosphorwasserstoff, von welchen er durch Durchleiten durch Lösungen von Quecksilberchlorid oder Silbernitrat befreit werden muß. Getrocknet wird das Gas durch Durchleiten durch Gefäße mit konzentrierter Schwefelsäure und Chlorcaleium. — Die Einwirkung der Säuren auf Metalle erfolgt unter lebhafter Gasentwicklung, wenn man einige Tropfen Platin-, Kupfer- oder Goldlösung zusetzt, was bei Anwendung reinen Zinks und reiner Schwefelsäure notwendig ist. Durch diese Metallsalzlösungen entstehen auf dem Metall (Zink) metallische Niederschläge und hierdurch eine Voltasche Kette.

Ter Reaktion 1 analog verläuft die Darstellung des Wassergases durch Überleiten von Wasserdampf über glühende Koks. Das Wassergas ist ein Gemenge hauptsächlich von Wasserstoff und Kohlenoxyd. Es dient zu Heiz-und nach dem Karburieren (Beladen mit brennbaren Dämpfen) zu Beleuchtungszwecken. — Tie Reaktionen 2 und 3 führen unmittelbar zu reinem Wasserstoff. Da das Wasser ein

schlechter Leiter der Elektrizität ist, so tritt bei der elektrolytischen Zersetzung desselben am negativen Pol nur eine träge Wasserstoffentwickelung ein. Säuert man aber mit verdünnter^ Schwefelsäure das Wasser an, so erfolgt die Elektrolyse im Sinne der Gleichungen: a) H₂S0₄ = S0₄ + H₂ b) S0₄ + H₂0 = H₂S0₄+ O. — Bezüglich der Reaktion 5 ist zu bemerken, daß Aluminium und Zink sich durch ihre Löslichkeit in Alkalien auszeichnen: a) Zn-j-2 KOH = Zn(OK)₂ + H₂, b) 2 Al + 2 KOH + 2 H₂0 = 2 KA10₂ + 3 H₂. düng von Zink wird gleichzeitig Eisendraht oder Eisenpulver benützt. — Die Reaktionen 2, 3, 4 und 5 finden zur Benützung nascierenden Wasserstoffs (in statu nas-cendi) Anwendung, d. h. eines Wasserstoffs, welcher noch zu Atomen aufgelöst ist und in diesem augenblicklichen Zustande sehr große Reaktionsfähigkeit hat.

Bei Anwen-

Beispiel: Arsenige Säure As₂0₃ wird durch alkalisch und sauer nascierenden Wasserstoff zu AsH₃ und Salpetersäure HN03 durch alkalisch nascierenden Wasserstoff zu NH₃ reduziert.

Der reine (!) Wasserstoff ist ein färb-, geruch- und geschmackloses Gas und der spez. leichteste aller bekannten Körper. Ein Liter Wasserstoff wiegt bei 760 mm Druck und 0° 0,089578 g; auf Luft bezogen ist das spez. Gewicht 0,06926. Zufolge des geringen spez. Gewichts steigen mit Wasserstoff gefüllte Ballons (z. B. Seifenblasen) in die Höhe, vorausgesetzt, daß das Gewicht des Ballons mit dem eingeschlossenen Wasserstoff geringer ist, als. das Gewicht eines gleich großen Volumens atmosphärischer Luft. Aus diesem Grunde läßt sich der Wasserstoff im Dienste der Luftschiffahrt verwenden. Wird Wasserstoff einer sehr niedern Temperatur (— 220°) und hohem Drucke (180 Atm.) ausgesetzt und dann der Druck Plötzlich nachgelassen (auf 40 Atm.), so tritt infolge der bei der Entspannung

entstehenden Abkühlung Verdichtung des Gases zu einer farblosen durchsichtigen Flüssigkeit ein.

Durch teilweise Verdampfung des flüssigen Wasserstoffs bei gleichzeitiger Kühlung mit flüssiger Luft wird der Rest fest. Dieser feste Wasserstoff ist weiß und besitzt keinen metallischen Charakter.

Wegen der geringen Löslichkeit in Wasser läßt sich das Gas in Gefäßen über Wasser auffangen; es brennt mit schwach leuchtender Flamme, unterhält die Verbrennung brennender Körper aber nicht. Manche Metalle haben die Eigenschaft, Wasserstoff zu absorbieren und für dieses Gas im glühenden Zustande durchdringlich zu sein (Palladium, Platin u. s. w.). Auch bei der Elektrolyse des Wassers nehmen derartige Metalle, wenn sie als negative Elektroden benutzt werden, Wasserstoff auf, eine Erscheinung, die man Okklusion nennt. Unter welchen Umständen sich der Wasserstoff mit den Elementen verbindet, wird bei den betreffenden Elementen erwähnt. Wie der Wasserstoff zu Reduktionszwecken bei den Metallverbindungen Anwendung findet, ist bereits erwähnt worden. Wasserstoff-gas erkennt man daran, daß seine Mischung mit Sauerstoff (bezw. Luft) beim Anzünden (— kleine Proben macht man in Reagensröhren —) unter lautem Knall explodiert. Komprimierter Wasserstoff kann im Handel bezogen werden; er wird in eisernen Bomben versandt.

Sauerstoff (zweiwertig). Von allen Elementen ist der Sauerstoff sowohl im freien wie im gebundenen Zustande das in der Natur am meisten verbreitete. Denn an seine Existenz sind alle Vorgänge geknüpft, welche sich ununterbrochen in dem organischen Reiche unserer Natur abspielen. Er ist das Leben und Verwesen bedingende Prinzip, und die Atmosphäre, welche unsere Erde umgibt, enthält dieses Prinzip als wesentlichen Bestandteil; 21 Volum-

Prozente Sauerstoff sind in der atmosphärischen Luft enthalten. — Im gebundenen Zustande fiitbet sich der Sauerstoff im Wasser, einer Verbindung von Sauerstoff und Wasserstoff, in dem pflanzlichen und tierischen Organismus und den Produkten des Stoffwechsels sowie in den Mineralien, die in ganzen Gebirgen sich vorfinden und die Oberfläche der Erde ausmachen. Aus diesen: Vorkommen ergibt sich für die Darstellung, daß der Sauerstoff in reinem Zustande sowohl aus der atmosphärischen Luft wie aus den Verbindungen erhalten werden kann.

Unmittelbar läßt sich der Sauerstoff aus der atmosphärischenLuftaufGrund des verschiedenen Absorptionsvermögens des Wassers gegenüber Sauerstoff und Stickstoff gewinnen, da das Wasser mehr Sauerstoff als Stickstoff absorbiert, eine Eigenschaft, welche zur technischen Gewinnung des Sauerstoffs benützt worden ist. In der Neuzeit hat für die Gewinnung des Sauerstoffs aus der Luft das Liudesche Verfahren der Verflüssigung der Luft (s. Luft) die größte Beachtung gefunden. Da aus der verflüssigten Luft der Stickstoff rascher als der Sauerstoff verdampft, so kann man durch fraktionierte Verdampfung und Kondensation aus der verflüssigten Luft endlich einen Sauerstoff von beliebiger Reinheit erhalten. Die zahlreichen Methoden zur Gewinnung des Sauerstoffs aus der Luft auf mittelbarem'Wege beruhen darauf, daß eine Sauerstoffverbindung zuerst dargestellt, aus dieser wieder (vollständig oder zum Teil) der Sauerstoff ausgetrieben und der hierbei bleibende sauerstofffreie oder sauerstoff-ärmere Rest mit atmosphärischem Sauerstoff in die sauer-stoffabgebende Verbindung zurückverwandelt wird. Solche zur Vermittelung dienenden sauerstofffreien oder -ärmern Substanzen sind:' Quecksilber (bezüglich des Quecksilberoxyds), Baryumoxyd (bez. des Baryumsuperoxyds), schwef-

lige Säure (bez. der Schwefelsäure), Kupferchlorür (bez. des Kupferoxychlorids Cu₂OCl₂), Manganoxyd in Gegenwart von Ätznatron (bez. des mangansauren Natriums¹)-u. s. w. Von solchen mittelbaren Darstellungsmethoden haben einzelne industriellen Wert.

Für die Darstellung im kleineren Maßstabe dienen stets die einfachen und zusammengesetzten Oxyde.

a)    Einfache Oxyde, aus welchen beim Erhitzen für sich Sauerstoff entwickelt wird, sind Quecksilberoxyd HgO (unter Bildung von Hg), Braunstein Mn0₂ (unter Bildung von Manganoxyduloxyd Mn₃0₄: 3 Mn0₂ = Mn₃04 -f- 0₂), Baryumsuperoxyd Ba0₂ (unter Bildung von BaO), Chromsäure Cr0₃ (unter Bildung von Chromoxyd Cr₂0₃: 4 C^Og = 2 Cr₂0₃-f-3 0₂); anstatt die ein niedriges Oxyd liefernden Oxyde (Mn0₂, Ba0₂, Cr0₃) für sich zu erhitzen, kann man dieselben auch mit konz. Schwefelsäure erwärmen, wobei das Sulfat des in dem höheren Oxyd enthaltenen Metalls zurückbleibt: 4 Cr0₃ -|- 6 H₂S0₄ = 2 Cr₂ (S0₄)₃+6 H₂0 + 3 0₂.

b)    Als zusammengesetzte Oxyde kommen in Betracht: Chlorsaures Kalium KCl 0₃, eine Mischung von rotem chromsauren Kalium mit Schwefelsäure (2 K₂ Cr₀ 07 — 8 H₂S0₄ = 2 K₂ S0₄ + 2 Cr₂ (S0₄)₃ -f 8 H₂0 -- 3 0₂), Chlorkalklösung nach Zusatz von etwas Kobaltsalzlösung (z. B. Co [N0₃]₂) u. s. w. Am beliebtesten ist die Anwendung des chlorsauren Kaliums entweder für sich, infolgedessen reiner Sauerstoff nach der Gleichung 2 KC103 ----- KC10₄ (überchlorsaures Kalium) -|- KCl - j- 0₂ erhalten wird und eine hohe Temperatur notwendig ist (352°), oder in Mischung mit Braunsteinpul'ver, infolgedessen die Entwickelung schon bei 200—205° erfolgt, der Sauerstoff

aber durch Nebenreaktionen chlorhaltig wird. — Bequem erhält man Sauerstoff auch, wenn man in einem Kippschen Apparate die zu solchem Zweck im Handel befindlichen Chlorkalkwürfel mit Wasserstoffsuperoxyd zersetzt: 2 Ca0₂Cl₂ + 2 H₂0₂ = 2 CaCl₂+2 H₂ 0 + 3 0₂. Das Gas wird, wie bei Wasserstoff angegeben, getrocknet.

Der reine Sauerstoff ist ein färb-, geruch- und geschmackloses Gas von dem spez. Gewicht 1,10563 (Luft — 1). Ein Liter Sauerstoff wiegt bei 0° und 760 mm Druck 1,4336 g. Unter hohem Druck (320 Atm.) und bei niederer Temperatur (— 140°) läßt sich der Sauerstoff zu einer blauen Flüssigkeit verdichten. Wie Wasserstoff kann auch komprimierter Sauerstoff im Handel bezogen werden. In Wasser ist das Gas leichter löslich als Wasserstoff. Da 100 Vol. Wasser bei 20° nur 2,84 Vol. Sauerstoff absorbieren, so ist die Löslichkeit in Wasser immer noch so gering, daß das Gas über Wasser aufgefangen werden kann. Der Sauerstoff charakterisiert sich dadurch, daß er mit allen Elementen, ausgenommen Fluor, Verbindungen eingeht, welche unter den Begriff der Oxyde fallen (S. 46). Die Vereinigung selbst bezeichnet man als Oxydation. Die Bedingungen, unter denen die Bereinigung erfolgt, können ganz verschiedene sein. Die verschiedenen Oxyde ein und desselben Elements zeigen, wie dieses aus dem bei der Gewinnung bezw. Darstellung Gesagten hervorgeht, beim Erhitzen nicht immer gleiches Verhalten. Solche Oxyde, welche bei der Behandlung mit Salzsäure Chlor entwickeln, werden als Superoxyde gemeinhin bezeichnet (Mn0₂, Cr0₃ u. s. w.) Die Unbeständigkeit einzelner Höherer Oxydationsstufen äußert sich außer beim Erhitzen auch darin, daß sie unter gewissen Bedingungen Sauerstoff abgeben und, indem sie denselben auf andere gleichzeitig anwesende Körper übertragen, als

Oxydationsmittel dienen (Kaliumpermanganat, Salpetersäure usw.). Jene den Sauerstoff aufnehmenden Körper heißen Reduktionsmittel. Die Vereinigung des Sauerstoffs mit anderen Körpern geht mitunter unter lebhafter Licht- und Wärmeentwicklung vor sich, z. B. die Vereinigung mit erwärmtem Phosphor und Eisen. Terpentinöl (und andere ätherische Öle) haben die Eigenschaft, im Sonnenlichte Sauerstoff unter Bildung nicht näher gekannter Hyperoxyde aufzunehmen, welche sich in einzelnen Punkten so ähnlich dem Ozon (s. u.) verhalten, daß man die genannten Öle früher als Ozonträger bezeichnete, welche Sauerstoff in Özon überzuführen imstande sind. — Da die Verbrennung an der Lust auf nichts anderem als auf einer Oxydation beruht, so ist es klar, daß dem Sauerstoff die Eigenschaft der Brennbarkeit fehlt. — Reinen Sauerstoff erkennt man daran, daß ein glimmender Holzspan zu brennen beginnt, wenn man ihn in das Gas hält. Anwesenheit von Sauerstoff überhaupt erkennt man daran, daß eine alkalische Pyrogallussäurelösung durch ein sauerstoffhaltiges Gas gebräunt wird. — Eine besondere Form des Sauerstoffs ist das Ozon (s. Allotropie). Ob dasselbe ein nie fehlender Bestandteil der atmosphärischen Luft ist, ist eine viel umstrittene, aber noch unentschiedene Frage, nachdem das auch die Reaktionen des Ozons zeigende Wasserstoffsuperoxyd als normaler Bestandteil der Luft nachgewiesen ist. Jedenfalls sind manche Erscheinungen in der Natur, welche durch die Bildung von Wasserstoffsuperoxyd hervorgerufen werden (z. B. die Rasenbleiche), irrtümlich durch Ozonwirkung erklärt worden. Was immer die Ursachen der Ozonbildung sind, niemals erhält man reines Ozon, sondern nur ozonisierten Sauerstoff.

Zahlreich sind die Fälle, in denen Sauerstoff ozonisiert

wird. Bei der langsamen Oxydation des Phosphors an der Luft entsteht Ozon, ebenso beim Durchschlagen des elektrischen Funkens durch Luft oder Sauerstoff und bei der dunklen elektrischen Entladung in einer Sauerstoff-atmosphäre. Ozon bildet sich schließlich auch fast stets bei allen Bildungen des freien Sauerstoffs oder wo Sauerstoff in Wirkung tritt, darum also bei manchen Verbrennungsprozessen (Leuchtgas, Wachs u. s. w.). Zur Darstellung dient der elektrische Weg unter Benutzung hierfür besonders konstruierter Apparate.

Das Ozon unterscheidet sich von dem Sauerstoff durch seinen Geruch, welcher bald als Chlorgeruch, bald als Schwefel- oder Phosphorgeruch bezeichnet wird. Da das Ozon ein weit kräftigeres Oxydationsmittel als Sauerstoff ist — eine Anzahl Farbstoffe (Indigo, Lackmus re.) werden durch Ozon zerstört — und beim Einatmen heftig auf die Respirationsorgane einwirkt, so nennt man das Ozon auch aktiven Sauerstoff. Das Ozonmolekül besteht aus drei Atomen Sauerstoff entsprechend der Formel 0₃. Daß das Ozonmolekül aus drei Atomen Sauerstoff besteht, ergibt sich aus der zu 1.456 (0=1) gefundenen Dichte des Ozons und aus der Vergleichung der Verkürzung eines bestimmten Volums ozonisierten Sauerstoffs bei der Entozonisierung durch Terpentinöl und der Ausdehnung desselben Volumens (natürlich in einem andern Versuch) beim Erhitzen. Durch Erhitzen (auf 250 — 300°) wird das Ozon in gewöhnlichen Sauerstoff verwandelt und ebenso bei Gegenwart von Platinmohr. Unter starkem Druck (125 Atm.) und bei niedriger Temperatur (—180°) wird das Ozon - Sauerstoffgemisch zu einer dunkelblauen sehr-beständigen Flüssigkeit verdichtet, in welcher durch Verdunsten des Sauerstoffs der Ozongehalt bis über 86°/0 gesteigert werden kann.

Em für Ozon ausschließlich charakteristisches Erkennungsmittel soll das in-Phenylendiamin sein, dessen alkalische Lösung durch Ozon burgunderrot gefärbt wird. Als eine beliebte, aber auch andern Körpern eigentümliche Reaktion wird die Blaufärbung einer mit Jodkalium versetzten Stärkelösung durch Ozon benützt: 2KJ-|-H₂0-|-0₃=2 KOH-J- J₂-t-0₂. Mit Jodkaliumstärkelösung getränktes Papier wird zur annähernden Bestimmung des Ozons in der Luft als Ozonometer gebraucht. Eine Lösung von Ozon in Wasser wird Ozonwasser genannt. Infolge der leichten Bereitung des Ozons hat dasselbe als Oxydationsmittel vielfache Anwendung gefunden; so wirkt es in kräftiger Weise zerstörend auf Bakterien und dient darum zur Sterilisation des Trinkwassers im großen in verschiedenen städtischen Wasserwerken.

Von den Verbindungen des Sauerstoffs mit Wasserstoff sind das Wasser H₂0 und Wasserstoffsuperoxyd H₂ Oo am bestimmtesten charakterisiert; es ist nicht unwahrscheinlich, daß außer diesen auch noch höhere Oxyde (Tri-oxyd, Tetroxyd) bestehen.

Das Wasser, über dessen Zusammensetzung nach Gewicht und Volum das Betreffende erwähnt ist (s. S. 17 und 22), ist die am verbreitetsten vorkommende Verbindung unserer Erde. Je nach dem Ursprung führt dann das Wasser seine nähere Bezeichnung (Flußwasser, Meerwasser u. s. w.).

Im chemischen Sinne ist dieses natürliche Wasser aber nie rein, sondern es enthält stets Anteile an fremden Substanzen, was durch seinen jedesmaligen Ursprung bedingt wird: Solche fremden Substanzen verleihen dem Wasser manchmal einen medizinischen Wert (Mineralwässer), manchmal wirken sie gesundheitsschädlich (Abfallwässer, Regenwässer, u. s. w.) oder endlich haben sie einen tech-

nischen Vorteil oder Nachteil, insofern sie sich zu besondern Zwecken (Waschen, Kochen, Speisen der Dampfkessel u. s. w.) verwenden lassen oder nicht. Jene Substanzen sind in dem Wasser entweder gelöst (Salze, Kohlensäure) und dann chemisch nachweisbar oder suspendiert (Mikroorganismen) und dann optisch nachweisbar. Namentlich der Gehalt an Mikroorganismen bezw. die Natur der letztern wird heute zur Beurteilung eines Wassers zu Gesundheitszwecken besonders berücksichtigt. Bon chemischen Verbindungen sind in den Trinkwässern von gesundheitsschädlicher Bedeutung die Verbindungen des Chlors, der Salpetersäure, salpetrigen Säure und des Ammoniaks, zwar nicht als solche, sondern weil ihre Gegenwart darauf hindeutet, daß auch noch andere unbekannte Substanzen zugegen sein müssen, welche wie die genannten Fäulnisprodukte sind und darum unbedingt gesundheitsschädlich sein werden. Solche Fäulnisstoffe werden sich dann auch durch ihre reduzierende Wirkung auf Kaliumpermanganat als sog. „organische Substanz" zu erkennen geben.

Das Wasser dient bei vielen Messungen physikalischer Eigenschaften als Einheit: die Schmelztemperatur des Eises entspricht dem 0-Punkt des Thermometers; die Wärmemenge, welche zur Erwärmung eines Gewichtsteils Wasser um 1° höher erforderlich ist, ist eine Wärmeeinheit (Kalorie); zur Bestimmung des spezifischen Gewichts wird die größte Dichtigkeit des Wassers (bei 4°) gleich 1 gesetzt; der Siedepunkt des Wassers liegt unter 760 mm Druck bei 100° Celsius; der lOOgradige Thermometer ist der in der Chemie allein angewendete; ein ccm Wasser von 4° wiegt ein Gramm.

In allen drei Aggregatzuständen kann das Wasser auftreten; der Übergang des flüssigen Zustandes in den festen (Eis) oder gasförmigen (Dampf) kann unter Umständen

bei einer tiefer beziehungsweise höher liegenden Temperatur als 0° und 100° stattfinden (infolge der sog. Überschmelzung bezw. der sog. Siedeverzögerung), wie dieses für alle Flüssigkeiten gilt, die in die beiden andern Zustände übergehen können. Die größte Dichte des Wassers liegt bei 4°; Wasser von dieser Temperatur dehnt sich bei weiterer Abkühlung sowie beim Erwärmen aus. Diese sonderbare Eigenschaft hat die große Bedeutung, daß sie das vollständige Gefrieren großer und tiefer Wassermassen (Seen, Flüsse) verhindert, da bei der fortdauernden Abkühlung schließlich die tiefere 4° warme schwere Wasserschicht das Herabsinken des spezifisch leichtern Eises nicht gestattet.

Bei dem Übergang des Wassers in Eis wird die Ausdehnung Plötzlich viel bedeutender, als sie vorher war, infolgedessen diese Ausdehnung sich als eine bedeutende Kraft äußert, indem die umhüllenden geschlossenen Wandungen zersprengt werden, wie man dieses mitunter an Wasserflaschen im Winter beobachtet.

Das Wasser ist ein Lösungsmittel für viele Stoffe. Bei dem Übergang des Wassers in den festen Zustand werden die gelösten Stoffe entweder mit dem Eise fest, oder sie reichern sich in dem flüssig bleibenden Teile an. Beim Verdunsten des Wassers bleiben die festen nicht flüchtigen Stoffe zurück, die auf diese Weise gewonnen werden können, wie es in der Technik in der verschiedensten Art (bei der Luftverdunstung in Gradierwerken, bei Verdunstung in Pfannen u. s. w.) geschieht, während die flüchtigen Stoffe mit den Wasserdämpfen sich verflüchtigen und in dem erhaltenen destillierten Wasser wieder ansammeln, soweit es ihre Löslichkeit gestattet. Auf diese Weise entstehen z. B. die aromatischen Wässer (der Apotheken): Pfefferminzwasser Fenchelwasser u. s. w. und auf diese Weise lassen sich mit Wasserdämpfen flüchtige Stoffe von

nicht flüchtigen trennen. Durch Destillation erhält man überhaupt aus gewöhnlichem Wasser das chemisch reine.

Bezüglich anderer physikalischer Eigenschaften (Tension, latente Wärme) möge hier auf physikalische Werke verwiesen sein.

Die chemischen Zersetzungen des Wassers sind genügend bei der Bildung des Wasserstoffs beschrieben. — Die Bereinigung des Wasserstoffs mit Sauerstoff vollzieht sich, wenn beide namentlich in ihrem Volumverhältnisse 2 -f- 1 (Seite 22) gemischt sind, beim Anzünden unter heftiger Detonation. Ein solches Gemenge nennt man darum auch Knallgas. Gefahrlos läßt sich die Vereinigung aber bewirken, wenn man in die Wasserstoffflamme Sauerstoff leitet. Eine solche Knallgasflamme hat eine so hohe Temperatur, daß die strengflüssigsten Körper (Platin) schmelzen, und nur in den elektrischen Schmelzöfen erhält man eine höhere Temperatur. Andere nicht schmelzende Körper, z. B. die Kreide, leuchten in der Knallgasflamme (Hydrooxygengasflamme) so stark, daß das Licht mannigfache Verwendung zu Nebelbildapparaten, Signallicht, Vergrößerung mikroskopischer Präparate u. s. w. gefunden hat, aus welcher es nur durch das elektrische Licht verdrängt worden ist.

Wasser bildet in vielen Fällen einen wesentlichen Teil der kristallisierten Verbindungen und heißt dann Kristallwasser. Unter Konstitutionswasser versteht man denjenigen Teil des Kristallwassers sehr oft, welcher fester gebunden ist (vrgl. Magnesiumsulfat), während man auch darunter das chemisch gebundene Hydratwasser (vrgl. Schwefelsäure) versteht. Wenn kristallwasserhaltige Salze ihr Wasser abgeben, so verwittern (verstäuben) sie. Substanzen, welche Wasser anziehen (z. B. Chlorzink, Chlorcalcium), nennt man hygroskopisch; sie können als

Das Wasserstoffsuperoxyd (Hydroperoxyd) H₂02 findet sich fertig gebildet in der Luft und in den atmosphärischen Niederschlägen, dem Regen und Schnee, in mehr oder minder kleiner Menge vor, nicht aber im Tau und im Reif.

Trockenmittel in den sogenannten Exsikkatoren angewendet werden.

Zur Darstellung des Wasserstoffsuperoxyds benützt man das Baryumsuperoxyd Ba0₂, welches man nach der Hydratation (durch längere Berührung mit Wasser) mit Schwefelsäure, Salzsäure oder Kohlensäure je nach dem Zweck zersetzt: Ba0o -\- H₂S0₄ = BaS0₄ (unlöslich) + H₂ (X; Ba0₂ + 2 HCl = BaCl₂ (löslich) + II₂0₂; Ba0₂ + C0₂ + H₂0 = BaC0₃ (unlöslich) + H₂0₂. Zur Benutzung des Wasserstoffsuperoxyds wird das unlösliche Barytsalz abfiltriert. Das Wasserstoffsuperoxyd wird als 8 — gewichtsprozentige (= 10 — volumprozentige d. h. das zehnfache Volum an Sauerstoff entwickelnde) und als 80— gewichtsprozentige (= 100 — volumpr.) Lösung, welche sich durch Abdampfen noch ziemlich konzentrieren läßt, in den Handel gebracht. Durch Destillation im Vakuum erhält man ein wasserfreies Wasserstoffsuperoxyd, welches in diesem Zustande eine wafferklare sirupöse Flüssigkeit von saurer Reaktion, dem spez. Gew. 1,3584 und dem Siedepunkte 69,2° darstellt. Durch Mineralstoffe (Kieselsäure u.s.w.), wie sie im käuflichen Wasserstoffsuperoxyd häufig vorhanden sind, wird die Verbindung insofern verändert, als sich eine solche Lösung, ohne daß sie Zersetzung erleidet, weder abdampfen noch destillieren läßt. Aus ganz konzentrierter Lösung kristallisiert bei starker Abkühlung das Wasserstoffsuperoxyd in säulenförmigen Kristallen aus. Das Wasserstoffsuperoxyd ist ein kräftiges Oxydationsmittel, indem es entweder in

Klein, Anorgan. Chemie.

neutraler Lösung oder in sauren oder ammoniakalischen Flüssigkeiten seinen überschüssigen Sauerstoff abgibt. Auf solcher oxydierenden Wirkung beruht auch die Rasenbleiche, bei welcher das Wasserstoffsuperoxyd der Suft wirksam ist. Pflanzen- und Tierfarbstoffe werden gleichfalls gebleicht; darum wird das Wasserstoffsuperoxyd zum Bleichen von Federn, Haaren (in der Kosmetik), Elfenbein benützt. Da Schwefelblei zu weißem Bleisulfat oxydiert wird, so hat Wasserstoffsuperoxyd auch zur Reinigung von Ölgemälden Verwendung gefunden. Als antiseptisches Mittel findet es gleichfalls Verwendung, und wegen dieser vielfachen Anwendung ist es im Handel zu beziehen. Eine charakteristische chemische Eigenschaft des Wasserstoffsuperoxyds ist, daß es mit andern Superoxyden in saurer Flüssigkeit zusammengebracht den Überschuß seines Sauerstoffs und den des Superoxyds abgibt in dem Verhältnisse, daß jedes Superoxyd genau dieselbe Menge Sauerstoff abgibt wie das Wasserstoffsuperoxyd: 2 KMnOt-{- 3 HoS04 + 5 H₂0₂ = 2 MnS0₄ + K₂S0₄ + 8 H₂Ö + 5 0-, (halb aus 2 KMn0₄ in schwefelsaurer Lösung); MnÖ₂+ H₂0₂ = MnO + H₂0 + 0₂ (halb aus Mn02 in schwefelsaurer Lösung); 2 Cr0₃ -]- 3 H₂0₂ = Cr₂03 -j- 3 H₂0 -(- 30₂ (halb aus Cr0₃ in schwefelsaurer Lösung). Nachgewiesen wird das Wasserstoffsuperoxyd durch eine verdünnte angesäuerte Chromsäurelösung (K₂Cr₂0₇), die man mit Äther überschichtet und dann mit der zu prüfenden Lösung versetzt. Enthält letztere Wasserstoffsuperoxyd, so tritt beim Umschütteln Blaufärbung des Äthers infolge der vorübergehenden Bildung von Überchromsäure HCr0₄ ein. Der obigen Reaktion 2 CrO

3 H₂0₂ = Cr₂0₃ + 3 H₂0 -f 30₂ geht nämlich stets die Reaktion voraus: 2 Cr0₃ -j- Ho0₂ = Cr₂0₇ + H₂0 (= 2HCr0₄).

Die atmosphärische Luft. Außer den wesentlichen Bestandteilen, Stickstoff und Sauerstoff (s. d.), finden sich in der atmosphärischen Luft mehrere unvollständig untersuchte, anscheinend elementare Gase: Argon, Helium, Neon, Krypton und Xenon sowie Anteile von allen Stoffen vor, welche die örtlichen Zufälligkeiten erzeugen (Kohlensäure durch den Lebensprozeß, Wasserdampf, Ozon, Rauchgase u.s.w.). Die Luft ist 14,43mal schwerer als Wasserstoff. 1 Liter Luft wiegt 1,293 g bei 0° und 760 Druck. Bei einer Temperatur von unter 140° und einem lastenden Druck bis zu 39 Atm. läßt sich die Luft zu einer blauen Flüssigkeit verdichten, welche wegen ihres niedrigen Siedepunktes zur Kälteerzeugung geeignet ist. Bei dem Lindesche Verfahren geschieht die Verflüssigung in einem kontinuierlichen Prozeß, bei welchem Luft, die durch plötzliche Entspannung von dem auf ihr lastenden hohen Drucke stark abgekühlt ist, zur Abkühlung solcher, die unter hohem Druck noch steht, benutzt wird. Die verflüssigte Luft besteht aus einem Gemisch von annähernd 1 Teil Stickstoff und 2 Teilen Sauerstoff. Wegen dieses Sauerstoffreichtums ist die verflüssigte Luft auch eine Quelle zur Herstellung von Sauerstoff (s. d.).

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Argon, Helium, Neon, Krypton, Xenon. Diese in der atmosphärischen Luft aufgefundenen Gasarten find anscheinend elementar; sie haben ein dem Molekulargewicht gleiches Atomgewicht (He = 4, Ne = 20, A == 39.9, Kr = 81.8, X = 128). Außer in der atmosphärischen Luft finden sich Argon und Helium auch im Innern der Erde, in vielen Mineralwässern und Mineralien. Namentlich ist das Argon reichlich in der Luft enthalten und zwar zu 1,192 °/₀ der Summen von Stickstoff ‘ Argon; das Helium ist als charakteristischer gasiger Bestandteil des Cleveits, einer Varietät des llranpecherzes,

uachgewiesen worden; der Gehalt der Luft an Krypton, Neon, Xenon und Helium ist ein äußerst geringer. Argon und Helium (letzteres mit Hilfe flüssigen Wasserstoffs) lassen sich zu Flüssigkeiten verdichten. Es ist bis jetzt noch nicht gelungen, Argon, Helium, Neon, Krypton und Xenon mit anderen Elementen zu verbinden; sie werden darum auch Edelgase genannt.

Fluor, Chlor, Brom, Jod (ein- bis siebenwertig). Die Elemente Fluor, Chlor, Brom und Jod kommen wegen ihres großen Bestrebens, sich mit andern Elementen zu vereinigen, in der Natur nicht im freien Zustande vor. Dieses Bereinigungsbestreben ist bei dem Fluor so groß, daß es erst in der Neuzeit gelang, dasselbe durch Elektrolyse seiner schon lange bekannten Wasserstoffverbindung darzustellen. Es zersetzt sich sofort mit Wasser, mit andern Elementen und organischen Verbindungen meist unter Feuererscheinung.

Die Elemente Chlor, Brom und Jod, die in dieser Gruppe am besten bekannt sind, werden nach ziemlich übereinstimmenden Verfahren durch Oxydation ihrer Wasserstofsverbindungen erhalten: 4 HCl (Br, J) -j- 0₂ = 2 H₂0 -j- 2 Cl₂ (2 Br₂, 2 J₂), wobei zu berücksichtigen ist, daß meist alle Oxydationsmittel gleichartig aus die Wasserstoffverbindungen wirken, daß aber diejenigen, welche Chlor ausscheiden, auch Brom und Jod, diejenigen, welche kein Chlor aber Brom ausscheiden, auch Jod freimachen, es mithin für Jod noch besondere Ausscheidungsmittel geben kann. Die Wasserstoffverbindungen sind wahre einbasische Säuren, die Elemente Salzbildner (Halogene); die Wa sserstoffverbindnngen heißen H a l o g e n w a s s e r st o f f -säuren. Für die Fluor-, Chlor- und Bromwasserstoffsäure gilt als charakteristisch die große Beständigkeit. Darum lassen sich diese Säuren nach der allgemeinen

Methode der Säurebildung erhalten: eine Säure wird ans ihrer Verbindung durch eine geeignete andere Säure in Freiheit gesetzt. Die Jodwasserstoffsäure kann in dieser Art infolge ihrer leichten Zersetzbarkeit nicht mehr erhalten werden. Auch mit Sauerstoff verbinden sich die Elemente Chlor, Brom und Jod (nicht aber Fluor) zu Oxyden, deren Hydrate (Verbindungen mit Wasser) Säuren sind. Die Neigung, sich mit Sauerstoff zu verbinden, ist (wie an den Beispielen Fluor und Jod ersichtlich) eine der Neigung, sich mit Wasserstoff zu verbinden, entgegengesetzte. Die Jodsäure ist unter den Sauerstosisäuren die beständigste Säure.

Die natürlich vorkommenden Verbindungen sind für:

Fluor: der Flußspat (Fluorcalcium) CaFl₂ und der Kryolith (Natriumaluminiumfluorid) A1F1₃,3 NaFl. Kleine Mengen Fluorverbindungen finden sich sehr verbreitet (im Email der Zähne, den Phosphoriten re.);

Chlor: das Kochsalz (Seesalz, Steinsalz), der Sylvin (KCl) und andere Verbindungen des Chlors mit den Metallen;

Brom: Bromnatrium oder Brommagnesium (im Meerwasser, Wasser des Toten Meeres, vielen Salzquellen, z. B. in Kreuznach und zwar stets in Begleitung von Chlorverbindungen). In ziemlich bedeutender Menge finden sich Bromverbinduugen in den Mutterlaugen der Staßfurter Abraumsalze, aus welchen Brom technisch gewonnen wird. Auch sind Bromverbindungen in den meisten Seepstanzen und Seetieren enthalten;

Jod: die den Chlorverbindungen entsprechenden Jodverbindungen, welche neben den erstern in den Mutterlaugen des Meerwassers, in den Seepflanzen (namentlich in den Seetangen, deren Asche in Schottland Kelp und in der Normandie Barek genannt wird) und Seetieren enthalten sind. Auch in vielen Quellwässern sind Jodverbindungen aufgefunden worden. Eine wichtige medizinische Bedeutung hat das Auffinden des Jods als normaler Bestandteil des Tierkörpers und zwar in organischer Bindung in der Schilddrüse gehabt.

Das Fluor ist durch Elektrolyse reiner Fluorwasserstoffsäure erhalten worden.

Zur Darstellung der anderen Halogene wird Kochsalz (für Chlor) oder das bromhaltige Salz (für Brom) oder die Jodverbindung (für Jod) mit Braunstein und Schwefelsäure erhitzt und das entstandene freie Halogen in geeigneter Weise aufgefangen.

Da die hier in Frage kommenden Brom- und Jod-verbindungen stets Chlorverbindungen enthalten, so muß das erhaltene Brom bez. Jod noch einem weiteren Reinigungsverfahren unterworfen werden. Die Reaktion verläuft in dem Sinne:

Mn0₂ + 2 NaCl (2 NaBr, 2 NaJ) + 3 H₂S04 — MnS0₄ -\- 2 NaHS0₄ (säur. schwefelst Natrium) -f-2 H₂0 -j- Cl₂ (Br₂, J₂). Anstatt des Braunsteins karrn auch Kaliumbichromat als Oxydationsmittel angewendet werden: 6 KJ + K₂Cr₂0₇ + 10 HoS0₄ = 3 J₂+ 6 KHS0₄ + 2 KCr (S0₄)₂ (Chromalaun) + 7 H₂0. Für die Darstellung des Chlors wird auch zuLaboratoriums-zwecken gern Braunstein und Salzsäure, für die Darstellung des Jods (aus Rückständen) gern Kaliumbichromat und Schwefelsäure angewendet.

Zum Zwecke der Räucherung mit Chlor wendet nt cm meist Chlorkalk (CaCl₂0₂) und Salzsäure an: CaCL> 02 -j- 4 HCl = CaCl₂ -f 2 H₂0 + 2 Cl₂.

Chlor, Brom und Jod lassen sich auch durch Elektrolyse gewinnen: 2 NaCl = 2 Na + Cl₂. Namentlich hat die elektrolytische Gewirmung des Chlors durch die

J₂ sowie die Austreibung mit Chlor (auch bei Brom anwendbar) und salpetriger Säure (bei Brom nicht anwendbar). Eine besondere und ergiebige Quelle für die Jodfabrikation ist der Chilesalpeter, welcher beträchtliche Mengen Jodverbindungen enthält. Über die technische Darstellung des Chlors s. Rauter, Anorg. chem. Industrie, Sammt. Göschen Bd. 205.

sehr in Aufnahme gekommene elektrolytische Verarbeitung der Chloralkalien große Bedeutung erlangt. Für Chlor gilt noch das besondere Verfahren, ein Gemenge von Luft und Salzsäure über glühende Ziegelsteine zu leiten, welche mit Kupfervitriol getränkt sind (eine etwas kompliziert und darum der Formel 4 HCl -j- 0₂ = 2 H.₂0 -s- 2 Cl₂ nicht direkt entsprechende Reaktion), und für Jod gilt noch die Ausscheidung mit Eisenoxydsalzen [FeCl₃, Fe₂ (S0₄)₃] als Oxydationsmittel: 2 NaJ -f- 2 FeCl₃ = 2 FeCL> -]-2 NaCl

Das Fluor ist ein farbloses, zu einer Flüssigkeit verdichtbares Gas von bedeutender Reaktionsfähigkeit.

Das Chlor (x^cugog) ist ein grünlichgelbes sehr-giftiges Gas von eigentümlichem reizenden Geruch; es ist schon durch niedrige Temperatur zu einer Flüssigkeit verdichtbar, welche bei —102° erstarrt. In Wasser ist es mäßig löslich; die gesättigte Lösung wird als Chlorwasser bezeichnet (Gehalt ca. 0,4 °/₀ CI). In warmem Wasser ist das Chlor weniger löslich; darum läßt sich Chlorgas über warmem Wasser auffangen. Flüssiges Chlor kann im Handel bezogen werden; es wird in eisernen Bomben versandt.

Das Brom {ßqw^Log) ist eine dunkelrote Flüssigkeit, welche bei —24,5° zu einer rotbraunen kristallinischen Masse erstarrt. In 30 Teilen Wasser ist es löslich (Bromwasser); bezüglich seiner Giftigkeit und seines Geruchs gleicht es dem Chlor.

Das Jod (ictdrjg) stellt braunrote metallisch glänzende, giftige Blättchen von an Chlor (Brom) erinnerndem Geruch dar, die bei ungefähr 113° schmelzen; bei etwas über 184° siedet das Jod; aber schon bei gewöhnlicher Temperatur verflüchtigt es sich; in Wasser ist es kaum löslich, dagegen löslich in Alkohol — eine solche alkoholische Lösung ist die Jodtinktur der Apotheken — und Äther zu haltbaren braunen Lösungen (Unterschied von Brom, dessen Lösungen nicht haltbar sind) und auch löslich in Chloroform und Schwefelkohlenstoff zu violetten Lösungen sowie in einer Lösung von Jodkalium. (Brom ist gleichfalls in Bromkaliumlösung löslicher als in Wasser.) — Chlor und Brom geben mit Wasser bei niederer Temperatur kristallinische Verbindungen von der Formel Cl₂.8 H₂0 bezw. Br₂ . 8 H₂0, das Jod aber nicht. Für freies Jod ist das Charakteristische die blaue Färbung, welche es mit frisch bereiteter Stärkelösung (bereitet durch Schütteln von etwas Stärke mit heißem Wasser) gibt, die aber nur eintritt, wenn die Stärkelösung (und die Lösung des Jods) kalt ist. Die Blaufärbung beruht auf der Bildung von Jodstärke (s. Organische Chemie). Freies Chlor (und Brom) gibt mit Stärkelösung unmittelbar keine Blaufärbung, wohl aber, wenn zur Stärkelösung etwas Jodkalium zugesetzt war: 2 KJ + Cl₂ = 2 KCl + J₂.

Fluor verbindet sich mit Wasserstoff schon im Dunkeln, Chlor bei der Einwirkung des Sonnenlichts u. s. w., Brom erst bei hoher Temperatur und Jod bei hoher Temperatur und gleichzeitiger Gegenwart von Platinschwa nun.

Die Fluorwasserstoffsäure, Flußsäure, wird durch Einwirkung von Schwefelsäure auf Flußspat (d. h. analog wie Salzsäure), aber wegen Einwirkung der Flußsäure (Fluorwasserstoffsäure) auf Glas (vgl. Silieiumfluorid) unter Benutzung von Platin- oder Bleigefäßen erhalten:

Ca Fl₂ -f - H₂S0₄ = CaS0₄ 2 HF1. Die konzentrierte wässerige Lösung raucht stark an der Luft. Sie wird in Bleigefäßen oder (seltener) Kautschukflaschen versandt und aufbewahrt. — Das Fluorwasserstoffgas läßt sich bei niederer Temperatur zu einer Flüssigkeit und einer festen Masse verdichten.

Die Chlorwasserstoffsäure (Salzsäure) wird in großen Mengen als Nebenprodukt bei der Sodafabrikation nach Leblane gewonnen (rohe Salzsäure). Zur Darstellung reiner Salzsäure geht man von reinem Kochsalz (4 Teile) und reiner Schwefelsäure (7 Teile konz. Schwefelsäure Z- 2 Teile Wasser vorsichtig gemischt) aus und leitet das Gas ins Wasser. Die so bereitete Salzsäure ist eine Lösung von Salzsäuregas in Wasser, deren Gehalt durch Ermittelung des spezifischen Gewichts unter Zugrundelegung besonders ausgearbeiteter Tabellen ermittelt wird. Da bei der Aufnahme der Salzsäure das Wasser sich sehr erwärmt, so müssen die Vorlagen bei der Salzsäuredestillation gekühlt werden. Das Salzsäuregas ist bei einem Druck von 40 Atm. zu einer Flüssigkeit verdichtbar, welche bei — 118° kristallinisch erstarrt. Wegen seiner Begierde, sich mit Wasser zu vereinigen, raucht das Salzsäuregas (und die konzentrierte Salzsäure) an der (feuchten) Luft. Die Bildung der Salzsäure aus Kochsalz und Schwefelsäure vollzieht sich nach den Gleichungen:

a)    eittmeiier 2 KaCl + H₂S0₄ = Na₂S0₄ + 2 HCl, wenn genügend hohe Temperatur gegeben ist (in den Sulfatöfen s. Leblanescher Sodaprozeß, wo auch konz. Schwefelsäure benützt wird),

b)    oder NaCl + H₂S0₄ = NaHS0₄ + HCl, wenn die Temperatur nicht genügend hoch ist (in Glasgefäßen). Über die technische Darstellung der Salzsäure s. Rauter, Anorg. Chem. Industrie, Samml. Göschen Bd. 205.

Die rohe Salzsäure des Handels enthält ungefähr BO°/0 HCl; sie ist durch Verunreinigungen gelb gefärbt.—Die teilte Salzsäure des Handels ist 25°/₀=tg. Nur Salzsäure mit einem Gehalt von 20°/₀ hat einen konstanten Siedepunkt (110°). Salzsäure von einem geringern Gehalt gibt bei der Destillation zuerst Wasser, solche von einem höhern Gehalt zuerst Salzsäuregas ab, bis die rückständige Flüssigkeit den Gehalt von 20°/₀ erreicht hat.

Die Bromwasserstoffsäure kann ebenfalls durch Einwirkung verdünnter (aber nicht konzentrierter!) Schwefelsäure auf Bromkalium erhalten werden. Gewöhnlich wird sie aber durch Zersetzung des Bromphosphors in ähnlicher Weise gewonnen, wie die Jodwasserstoffsäure durch Zersetzung des Jodphosphors gewonnen wird. Aus Zweckmäßigkeitsgründen geht man hier aber nicht von den fertigen Phosphorverbindungen aus, sondern man bringt amorphen Phosphor (nicht gewöhnlichen wegen der Gefährlichkeit) bei Gegenwart von etwas Wasser mit Brom, welches man zutropfen läßt, bezw. Jod zusammen, worauf (beim Erwärmen) die entsprechende Halogenwasserstoffsäure entweicht:

a)    10 Br₂ + P₄+16 H₂0 = 20 HBr + 4 H₃P04 (Phosphorsäure) entsprechend PBr₅ -j- 4 H₂0 = 5 HBr +H₃P0₄;

b)    6 Br₂ + P₄+12 H₂0 = 12 HBr + 4 H₃P03 (phosphorige Säure) entsprechend PBr₃ -i- 3 H₂0 = 3 HBr

+h₃po₃.

Setzt man für Br das Symbol J, so erhält man die Gleichungen für die Bildung der Jodwasserstoffsäure. Ob die Reaktion nach a oder nach b verläuft, hängt von . den entsprechenden Quantitäten (Br, J, P) ab. Alles dieses hat seine vollständige Analogie in der Zersetzung des Phosphortrichlorids PC1₃ und -Pentachlorids PC1₅,

für welche die vorhergehenden Gleichungen a und b gelten, wenn man für Br das Symbol CI einsetzt.

Für die Bereitung wässeriger Jodwasserstoffsäure gilt noch der besondere Weg, Schwefelwasserstoff auf Jod (unter Wasser) einwirken zu lassen: 2 H₂S-j-2 J₂ = 4 HJ -j-S₂. — Brom- und Jodwasserstoff sind als solche Gase, für die im allgemeinen das von der Salzsäure Gesagte gilt (Verdichtung zu einer Flüssigkeit u. s. w.); die Handelssäuren sind wässerige Lösungen. Charakteristisch für HCl, HBr und HJ sowie deren lösliche Salze ist das Gefälltwerden durch salpetersaures Silber (in Lösung); der weiße (AgCl), weißgelbe (AgBr) oder gelbe (AgJ) Niederschlag ist unlöslich in Salpetersäure; AgBr und AgCl ist aber löslich in Ammoniak. — Die Salzsäure findet in der Technik große Verwendung; sie löst u. a. viele Metalle unter Wasserstoffentwicklung zu Chloriden (d. h. den Salzen) auf, während andere Metalle (Hg, Cu, Pb, die Edelmetalle) nicht angegriffen werden.

Die Verbindungen des Chlors, Broms und Jods mit Sauerstoff entstehen entweder durch Oxydation der Halogene oder durch Reduktion der höhern Oxyde. Die Sauerstoffverbindungen haben den Charakter von Säureanhydriden d. h. von Verbindungen, welche sich mit Wasser zu wahren Säuren (s. d.) vereinigen. Die hervorragendsten Verbindungen sind die unterchlorige Säure bezw. deren Calciumsalz und Alkalisalze (der Chlorkalk, Eau de Javelle (Kalium) und Eau de Labaraque (Natrium)) und die Chlorsäure bezw. deren Kaliumsalz (das chlorsaure Kalium). Folgendes ist die Übersicht:

Hydrate

Anhydride

Monoxyde Cl₂ O, —, —. (Unterchlorigsäureanhydrid)

f-bromige,

HCIO, HBrO, HJO (?) (unterchlorige

Trioxyde Cl₂ 0₃, —, -(Chlorigsäureanhydrid)

Tetroxyde C^ 0₄, —, -(Unterchlorsäureanhydrid)

Pentoxyde —, — (Jodsäureanhydrid)

-jodige) Säure, deren Salze die Hypochlorite s-bromite, =j[obite] sind)

(chlorige

HC10₂, -

Säure, deren Salze die Chlorite sind)

Das Hydrat existiert nicht, da durch Wasser Zerlegung eintritt.

, J₂0₅. HClOg, HBr0₃, HJ03 (Chlor- (Brom-, Jod-) säure, deren Salze die Chlor-sBrom-, Jod-) ate sind)

—.    HC10₄,    HBr0₄, HJ0₄

(Überchlor- fbrom-, jod-) säure, deren Salze die Hyperchlor- sbrorn-, jod-) ate sind).

Wo die Verbindungen unbekannt sind, ist dieses durch einen Strich angedeutet. Für diese Verbindungen gilt im allgemeinen, daß sie durch reduzierend wirkende Agentien reduziert werden, indem entweder die Halogenwasserstoffsäuren bezw. deren Salze oder die freien Halogene entstehen. Beachtenswert ist, daß die Salze der unterchlorigen re. Säure durch Einwirkung der freien Halogene auf starke Basen in der Kälte entstehn: 2 KOH + Cl₂ = KOC1 + KCl +H₂0 und daß die Salze der Chlor re. -säure sich bei der Einwirkung der Halogene auf dieselben Basen in der Hitze bilden: 6 KOE -\-3 Cl₂ = 5 KCl + KC10₃ + 3 H₂0. Die Salze der unterchlorigen Säure finden als Bleichmittel Anwendung d. h. als Mittel, welche die Farbstoffe z. B. der Faser nur oxydieren sollen, ohne die Faser anzugreifen. Die Sauerstoffverbindungen entwickeln mit ihren entsprechenden Halogenwasserstoffverbindungen die freien Halogene. — Die Halogene gehen auch Verbindungen untereinander ein.

Schwefel (zwei- bis sechswertig). Der Schwefel findet sich in derNatur im freien sog.gediegenenZustande in vulkanischen Gegenden und gemischt mit Gips, Kalkstein, bituminösem Mergel u. s. w. resp. dazwischen gelagert. Namentlich findet er sich in Sizilien, dann in Italien, Spanien u. s. w., auch in Deutschland vor. Die Gesamtausfuhr von Schwefel aus Sizilien beträgt gegen 400 000 Tonnen. — Weit verbreiteter sind die Verbindungen des Schwefels, von denen Schwefelwasserstoff H₂S unb schweflige Säure S0₂ wieder in vulkanischen Gasen auftreten. Gebunden an Metallen findet sich der Schwefel in allen Kiesen, Blenden und Glanzen (Eisenkies, Zinkblende, Bleiglanz); verbreitet sind auch die schwefelsauren Salze (Gips, Anhydrit, schwefelsaures Magnesium u. s. w.) und endlich kommt er auch in organischen Verbindungen natürlich vor (Eiweißstoffe, Haare, Knoblauchöl, Senföl).

Der natürliche Schwefel dient als erstes Ausgangsmaterial für den Handelsschwefel. Zur Entfernung der erdigen Beimengungen wird der natürliche Schwefel entweder einem Ausschmelzverfahren oder, was besser ist, einem Destillationsverfahren unterworfen. Da der Schwefel in Schwefelkohlenstoff löslich ist, so ist auch das Extraktionsverfahren mit letzterm Mittel zur Anwendung gekommen. Der destillierte Schwefel ist entweder der Stangenschwefel oder die Schwefelblumen des Handels, je nachdem man die Temperatur der Vorlage (Kammer), in welche die

Schwefeldämpfe übergehen, sich so hoch steigern läßt, daß der Schwefel wieder vollständig zusammenschmilzt, worauf man ihn durch einen Hahn in die Formen oder zunächst in andere Gefäße abfließen läßt, oder die Temperatur niedrig hält, infolgedesfen die Schwefeldämpfe sich zu einem Pulver verdichten. Da bei allen diesen Destillationen auch die flüchtigen Schwefelverbindungen (Schwefelarsen) übergehen, so muß zur Darstellung reinen Schwefels, wie derselbe z. B. medizinisch angewendet wird, noch eine nachträgliche Reinigung erfolgen (z. B. durch Behandelu mit Ammoniak, worin das Schwefelarsen löslich ist).

Andere Quellen zur Schwefelgewinnung sind die schwefelhaltigen Wässer, in denen sich durch Zersetzung des Schwefelwasserstoffs Schwefel abscheidet, die Rückstände von der Sodafabrikation nach Leblanc, die besonders darum auf Schwefel verarbeitet werden, und andere. Durch Zugabe von Säuren zu höher geschwefelten Sulfiden (Polysulfiden) wird der sog. präzipitierte Schwefel (Schwefelmilch) erhalten.

Der Schwefel besitzt eine eigentümliche gelbe Farbe, die um so blasser ist, je niedriger die Temperatur ist; er schmilzt bei 1140zu einer gelben Flüssigkeit, welche beihöherer Temperatur immer dunkler und zunächst zäher wird; iitier 300° wird der Schwefel wieder dünnflüssig und siedet dann bei 448°. Der Schwefel ist ein schlechter Wärmeleiter; er ist unlöslich in Wasser, schwerlöslich in Alkohol und Äther, geruch- und geschmacklos. Unter Umständen (s. u.) ist der Schwefel auch in Schwefelkohlenstoff unlöslich, in dem er sonst löslich ist. Der natürlich vorkommende Schwefel ist stets in rhombischen Oktaedern kristallisiert und in Schwefelkohlenstoff löslich, aus welcher Lösung er wieder in der erwähnten Kristallform sich ausscheidet. Läßt man den (bei 114°) geschmolzenen Schwefel langsam erkalten, so bilden sich mono-klinische Kristalle (prismatischer, monoklinischer Schwefel), welche aber bald in die rhombischeForm übergehen. Auch diese Form des (dimorphen) Schwefels ist in Schwefelkohlenstoff löslich²). Läßt man den bei 280° geschmolzenen Schwefel in Wasser fließen, so erhält man eine plastische, in Schwefelkohlenstoff nur teilweise lösliche, nach einiger Zeit in rhombischen Schwefel übergehende Masse (weicher, plastischer Schwefel). Auch die Schwefelblumen lösen sich nur teilweise in Schwefelkohlenstoff, während der sorgfältig aus Polysulfiden bereitete präzipitierte Schwefel in Schwefelkohlenstoff löslich ist. Außer in den genannten Eigenschaften unterscheiden sich die genannten Schwefel auch noch in andern. Charakteristisch für den freien Schwefel ist seine Farbe und seine Brennbarkeit (unter Entwickelung der stechend riechenden schwefligen Säure).

Über die Atomigkeit des Schwefelmoleküls vergl. S. 25. Weiteres über Schwefel s. Allotropie S. 13.

Die Verbindungen des Schwefels mit den Metallen heißen im allgemeinen Sulfide, die ihrerseits wieder (wie die Sauerstoffverbindungen) in höhere und niedere Sulfide (Sulfüre, Persülside u. s. w.) unterschieden werden. Für besondere Sulfide sind besondere Namen angewendet (Kiese, Blenden, Glanze u. s. w.). Unter den Sulfiden haben die des Arsens, Antimons und Zinns die besondere Eigenschaft, in Schwefelalkalien unter Bildung von Sulfo-salzen (vergl. d.) löslich zu sein. Der Schwefel gehört mit den Elementen Selen und Tellur zur sog. Sauer-stosfgruppe (vergl. Period. System). Meist wie der Sauerstoff zweiwertig, tritt er (ebenso Selen und Tellur) in einigen Verbindungen vier- und sechswertig auf.

Verbindungen des Schwefels mit Wasserstoff gibt es zwei: Schwefelwasserstoff H₂8 und Wasserstoffsupersulfid H₂S₂.

Der Schwefelwasserstoff, über dessen natürliches Vorkommen schon gesprochen wurde, wird stets bei der Fäulnis schwefelhaltiger Verbindungen (daher in Aborten) gebildet. Er entsteht auch stets bei der Einwirkung von Säuren auf die durch diese zersetzbaren Sulfide. Das gewöhnliche Ausgangsmaterial zu seiner Darstellung ist das Schwefeleisen und Schwefelbaryum einerseits und die Salzsäure andererseits, welche man in einem Kippschen Apparate aufeinander einwirken läßt: FeS -f- 2 HCl — FeCl₂ + H₂S; BaS + 2 HCl = BaCl₂ + H₂6. — Der Schwefelwasserstoff ist ein farbloses, sehr giftiges, eigentümlich (nach faulen Eiern, deren Schwefelwasserstoff-geruch von dem in dem Eiweiß enthaltenen und bei der Fäulnis als Schwefelwasserstoff auftretenden Schwefel herrührt) riechendes Gas, welches sowohl durch Druck (14 Atm.) wie durch niedere Temperatur (—74°) zu einer farblosen, bei 85° erstarrenden Flüssigkeit verdichtet werden kann. Seine Lösung in Wasser stellt das Schwefelwasserstoffwasser dar. Der Schwefelwasserstoff ist brennbar: 2H₂S + 30₂ = 2H₂0 + 2S0₂. Alle höheren Oxyde werden durch ihn reduziert, wobei für jedes abzugebende Sauerstoffatom ein Molekül Schwefelwasserstoff in Anrechnung kommt: (H₀S -|- 0 = H₂0 -(- S) z. B. 2 Cr03 + 3H₂S = Cr₂0₃ +3H₂0 + 3S. Durch Überleiten von Schwefelwasserstoff über Metalle tritt Zersetzung ein: 2 Ag -f- H₂S = Ag₂S -)- H₂. Darum werden metallene Gegenstände, z. B. Uhrketten der mit Schwefelwasserstoff Operierenden, durch die Verbindung geschwärzt

(Bildung von AgoS, CuS). Charakteristisch ist das Verhalten des Schwefelwasserstoffs zu den Metallsalzlösungen, von welchen die meisten (außer den Alkali- und Erdalkalisalzen sowie den Salzen des Magnesiums, Aluminiums und einiger anderer Metalle) durch Schwefelwasserstoff entweder aus saurer oder alkalischer oder sowohl aus saurer wie alkalischer Lösung unter Bildung meist gefärbter Sulfide gefällt werden. Dadurch ist der Schwefelwasserstoff in der analytischen Chemie ein unentbehrliches Trennungs- und Fällungsmittel geworden. Kleine Mengen Schwefelwasserstoff lassen sich durch Bleipapier (Fließpapier mit essigsaurer Bleilösung getränkt) an der eintretenden Schwärzung unzweifelhaft nachweisen. — Der Schwefelwasserstoff hat die Eigenschaften einer Säure.

Das Wasserstoffsupersulfid H₂S₂ entspricht dem Wasserstoffsuperoxyd, ist eine gelbliche Flüssigkeit und entsteht durch Zersetzen des Calciumsupersulstds mit Salzsäure.

Mit Sauerstoff vereinigt sich der Schwefel zu einer größeren Anzahl von Verbindungen, welche teilweise als Anhydride teilweise als Hydrate wahrer Säuren bekannt sind. Von diesen sind einige verhältnismäßig kompliziert zusammengesetzt. (Übersicht S. 82.)

Von allen diesen Verbindungen sind am hervorragendsten das Schwefeldioxyd, Schwefeltrioxyd, die Schwefelsäure, Pyroschwefelsäure, Überschwefelsäure und die Hydro schweflige und dithionige Säure (bezw. deren Natriumsalze).

Das Schwefeldioxyd (schweflige Säure) findet sich natürlich in den Vulkangasen vor; es ist das direkte Verbrennungsprodukt des Schwefels. Für industrielle Zwecke (in der Zuckerfabrikation, Zellstoffsabrikation, zum Versand) wird die schweflige Säure wie bei Schwefelsäure (S. 86) angegeben bereitet, für Laboratoriums-

Klein, Anorgan. Chemie.

Einfach zusammengesetzte Oxyde:

Nur die Salze der Schweflige Säure, schwefligen Säure Schwefeldioxyd. sind beständig.

b) Hydrate:

H₂S₂0₄

Hydroschweflige

Säure.

a) Anhydride:

S₂0₃

Schwefelsesquioxyd.

SO

Kompliziert zusammengesetzte Oxyde: Hydrate:

(Polythionsäureu) H₂ S₂ 0 z

Dithionige Säure, Unterschweflige Säure.

H₂S₂0₆

Dithionsäure,

Unterschwefelsäure.

h₂s₃0₆

Trithionsäure.

SO

Schwefelsäureanhydrid, Schwefeltrioxyd.

H₂S0₄

Schlvefelsäure und

h₂s₂0₇

Pyroschwefelsäure.

h₂s₄0₆

Tetrathionsäure.

h₂s₅0₆

Pentathionsäure.

S₂0₇

Schwefelheptoxyd.

h₂s₂o₈

Uberschwefelsäure.

zwecke aber durch Erhitzen der Schwefelsäure mit Kupfer (meist angewendet), Kohle oder Schwefel; es beruht letzteres Verfahren auf einer Reduktion der Schwefelsäure: 2 EU S0₄ + Cu = CuS0₄ + SO, -f 2 H,0; 2 H₂S0₄ + S = 3S0₉4-2H₂0; 2H,S0₄ + C=C0, (schwer zu trennen) -f- 2 S0₂ -|- 2 H₂0. Im Handel befinden sich auch aus Calciumsulfit bereitete Würfel, welche in einem Kippschen Apparate mit Schwefel- oder Salzsäure zerlegt werden: CaS0₃-|-H₂S0₄=CaS0₄-|-S0₂-|-H₂0. Selbstverständlich liefert auch jedes andere schwefligsaure Salz beim Behandeln mit Schwefel- oder Salzsäure schweflige Säure.

Die schweflige Säure bildet ein farbloses Gas von stechendem erstickenden Geruch, welches zu einer Flüssigkeit und zu einer festen kristallinischen Masse verdichtet werden kann. Beim Verdampfen der flüssigen Verbindung tritt eine so große Temperaturerniedrigung ein, daß dieselbe zur Erzeugung sehr niedriger Kältegrade (—57°) benutzt werden kann. Flüssige schweflige Säure, in eisernen Bomben eingeschlossen, ist im Handel zu beziehen. In Wasser löst sich die schweflige Säure zu einer (von Temperatur und Druck abhängigen) Lösung (und nicht Verbindung) auf; von einem Hydrat H₂S0₃ leiten sich aber neutrale (z. B. Na₂S0₃) und saure (z. B. NaHS0₃) Salze (die Sulfite) ab. Durch Oxydationsmittel geht die schweflige Säure in Schwefelsäure (-anhydrid bezw. -Hydrat) über; es entsteht z. B. durch Überleiten eines trockenen Gemisches von schwefliger Säure und Sauerstoff über glühenden pla-tinierten Asbests) und andere Kontaktsubstanzen, z. B. die frischen, unmittelbar dem Röstofen entnommenen eisenoxydhaltigen Kiesabbrände, Schwefeltrioxyd und durch Oxydationsmittel bei Gegenwart von Wasser stets Schwefelsäure. Technisch wird diese Reaktion auch zur Darstellung von Schwefelsäureanhydrid, Schwefelsäure und rauchender Schwefelsäure verwendet. Da die Oxydation der schwefligen Säure leicht erfolgt, so dient sie als Reduktionsmittel (für Chromsäure, Eisenoxydsalze, Arsensäure, Jod u. s. w.). Da die schweflige Säure eine direkt ertötende Wirkung auf die Mikroorganismen ausübt, so wird sie auch als antiseptisches Mittel und zu Konservierungen (Schwefeln eingemachter Gemüse 2C.) benützt. Mit vielen Farbstoffen entstehen farbloselöslicheBerbindungen, weshalb die schweflige

*) Diese Körper beteiligen sich materiell an der Reaktion nicht; sie wirken nnr durch ihre Gegenwart (s. Katalyse). Diese Wirkung ist in dem vorliegenden Falle eine Oberflächenwirkung.

Säure auch zur Eutfernung mancher Obstflecken aus Wäschestücken benützt werden kann.

Das Schwefeltrioxyd, welches außer durch Oxydation der schwefligen Säure mit Sauerstoff auch durch Erhitzen der rauchenden Schwefelsäure und Auffangen der Dämpfe in gut gekühlter Vorlage dargestellt werden kann (H₂S.₂0₇ = H₂S0₄ + S0₈), bildet weiße Kristalle, welche wegeu ihrer Begierde, sich mit Wasser zu verbinden, an der Luft rauchen.

Die Schwefelsäure, welche sich in der Natur im freien Zustande nur in geringer Menge und vereinzelt, dagegen in großer Menge mit Metallen zu Salzen vereinigt vorfindet, wird technisch zum Teil bereitet durch Oxydation der schwefligen Säure bei Gegenwart von Wasser durch Oxyde des Stickstoffs (Salpetersäure, salpetrige Säure, Stickoxyd), welch letztere durch die mit in Anwendung gebrachte Luft einer beständigen Nlickbildung unterworfen sind, so daß ein solches Verfahren theoretisch zu einem kontinuierlichen wird. Diese Schwefelsäurebereitung beruht im wesentlichen auf der geschickten Kombination folgender Prozesse:

A.    In besondern Verbrennungsöfen wird durch Verbrennen von Schwefel oder namentlich durch Rösten von Eisen- oder Kupferkiesen (FeS₂,CuFeS₂) schweflige Säure erzeugt, welche in Bleikammern eingeleitet wird.

B.    In den Bleikammern wird die schweflige Säure mit Salpetersäure und Wasserdämpfen in Berührung gebracht, infolgedessen zunächst Nitrosylschwefelsäure (Bleikammerkristalle) gebildet wird, welche durch das Wasser unter Schwefelsäurebildung zersetzt wird:

(Nitrosylschwefel-

a) S0₂ + HN0₃ = S0₂ <o§0) säure),

ß) 2 80z <0^0) ^h₂0=2H₂S0₄ + N₂0₃ (Stick-stofftrioxyd).

C. Durch gleichzeitig mit der schwefligen Säure eingetretene Luft wird das Stickstofftrioxyd wieder oxydiert und der Schweselsäurebildungsprozeß vollzieht sich weiter:

2 80z + N,0S + 0₂ + H₂0 = 2 80z <0^0)

In den Bleikammern, deren sich mehrere hintereinander befinden, wird aber nur eine Säure von 64°/₀ H₂S04 oder 50° Baume und dem spez. Gewicht 1,55 erzeugt. Eine weitere Konzentration bis zu einem Gehalt von ungefähr 78o/o oder 60° B. und dem spez. Gewicht 1,75 geschieht in Bleipfannen. Eine noch weitere Konzentration erfolgt dann in (am besten vergoldeten) Platingefäßen. Diese rohe englische Schwefelsäure besitzt das spez. Gewicht circa 1,84 entsprechend 66° B. und enthält circa 6—70/0 Wasser.

2N0.₂ —

Da in der Wirklichkeit die Salpetersäure den erwähnten Kreislauf nicht vollständig durchmacht, sondern aus der letzten Bleikammer niedere Oxyde des Stickstoffs (N₂03 N0₂) austreten, so läßt man diese in dem sog. Gay-Lussac-Turm von Schwefelsäure von dem spez. Gewicht 1,75 (Pfannensäure) absorbieren. Denn eine solche Säure besitzt für diese Stickoxyde Absorptionsfähigkeit: 2 H₂S04 + NA = 2 S0₂ <0(NO) ₊ h₂0; H₂S0.

80, <«(?<>)+ HN0a. Die in dem Gay-Lussac-Turm

UldL

erhaltene Lösung von Nitrosylschwefelsäure in Schwefelsäure, die sog. Nitrose-Säure, wird nun in der Weise verwertet, daß man sie mit Kammersäure mischt und die Mischung in dem sog. Gloverturm, welcher zwischen dem Röstofen und den Bleikammern eingeschaltet ist, mit den aus dem Röstofen austretenden Schwefligsäuredämpfen zusammentreten läßt, infolgedessen durch die hohe Temperatur der Gase (340°) einerseits eine Abkühlung der letztern auf 74° eintritt und andererseits die Nitrose-Säure zerlegt wird, Wasser aus der Schwefelsäure verdampft und die salpetrige Säure (Stickstoffdioxyd) u. s. w. in die erste Kammer eintritt. Auf diese Weise wird im Gloverturm eine Konzentration der Kammersäure praktisch erzielt. An Stelle der Bleikammern sind auch vielfach sog. Plattentürme oder ein System von Kammern und Plattentürmen getreten. Durch Destillation wird die Schwefelsäure (außer von Arsen) gereinigt. Die bei 338° destillierte Säure ist aber nicht 100o/o-ige, sondern enthält stets 1 */₂ °/o Wasser und hat das spez. Gewicht 1,842 bei 12°. Kühlt man diese Säure ab — (dasselbe gilt auch schon für Säure von mindestens 97°/₀ H₂S0₄) —, so kristallisiert wasserfreie Säure (100o/o-ige H.₂S0₄) von dem spez. Gewicht 1,8384 aus, welche beim Destillieren wieder unter S0₃= Entwickelung 98,5 prozentige Säure liefert.

Große Mengen Schwefelsäure werden heute nach dem Kontaktverfahren gewonnen, wobei namentlich Platin als Kontaktsubstanz dient. (Bergt. S. 33.) Nach diesem Verfahren erhält man unmittelbar hochprozentige Säure.

Arsenfreie Schwefelsäure wird zweckmäßig aus arsenfreiem Schwefel bereitet, obgleich auch eine Entfernung des Arsens, welches entweder als arsenige Säure oder als Arsensäure vorhanden ist, vorgenommen werden kann.

Die Schwefelsäure (englische, weil im größern Maßstabe zuerst in England dargestellt) stellt eine dicke farblose oder durch hineingefallene organische Substanzen gefärbte Flüssigkeit dar. Beim Vermischen mit Wasser, in dem sich die Schwefelsäure in allen Verhältnissen löst, wird eine bedeutende Wävme entwickelt und es findet zunächst eine Kontraktion des Gemisches statt. Diese Erscheinungen sind die Folge der Bildung besonderer Schwefelsäurehydrate. Schwefelsäure kann ohne Gefahr mit Wasser nur durch langsames Eingießen der erstem in das letztere (unter Umrühren) gemischt werden. Wegen der großen Begierde, Wasser zu absorbieren, kann die Schwefelsäure in Exsikkatoren als Trockenmittel und zum Trocknen der Gase (wenn sie natürlich gegen Schwefelsäure indifferent sind) benutzt werden. Sogar vielen organischen Verbindungen wird durch Schwefelsäure Wasser entzogen, beispielsweise wird Zucker durch starke Schwefelsäure vollständig verkohlt. — Die Schwefelsäure ist eine sehr starke Säure, welche beim Erhitzen mit den Salzen anderer Säuren (außer den feuerbeständigen) letztere austreibt. Sie ist eine zweibasische Säure, von welcher sich neutrale und saure Salze ableiten. Durch rotglühende poröse Steine (Ziegelsteine) wird sie zerlegt: 2 H₂S0₄ = 2 S0₂ -s- 2 H₂0-f-0₂. — Nachgewiesen wird die Schwefelsäure (freie und gebundene) durch Chlorbaryum, welches (in verdünnten Lösungen!) einen in Wasser und in verdünnten Säuren unlöslichen Niederschlag von BaS0₄ verursacht. Freie Schwefelsäure läßt sich nachweisen durch die Schwarzfärbung, welche entsteht, wenn etwas der zu prüfendes! Flüssigkeit (z. B. Essig) mit etwas Zucker zur Trockene verdampft wird. —

Die Pyroschwefelsäure (Dischweselsäure) findet sich in der rauchenden (Nordhäuser-, weil in Nordhausen zuerst dargestellt) Schwefelsäure vor, welche zunächst gleichfalls aus Eisenkies (FeS₂) gewonnen wird, den man an der Luft behufs Bildung von Eisenvitriol (FeS0₄) verwittern läßt. Der mit Wasser ausgezogene Vitriol wird bei hinreichend hoher Temperatur calciniert, um ihn in basisches Eisenoxydsulfat überzuführen: 4 Fe S0₄

0₂ = 2 Fe₂S₂0₉, welches dann bei der folgenden Destillation tu Eisenoxyd (Caput mortuum, Colcothar) und Trioxyd zerfällt: Fe₂S₂0₉ = Fe₂Ö₈ -|- 2 S0₃. Das Trioxyd wird in Vorlagen in etwas Wasser aufgefangen. — Für die Darstellung der rauchenden Schwefelsäure ist in der Neuzeit das Kontaktverfahren (s. schweflige Säure und Schwefelsäure) von größter Bedeutung geworden.

Die rauchende Schwefelsäure des Handels ist entweder eine schwere bei niederer Temperatur mehr oder weniger ganz erstarrende Flüssigkeit oder eine leicht schmelzbare kristallinische Masse. Die Dischwefelsänre steht chemisch in derselben Beziehung zur Schwefelsäure wie die Pyro-phosphorsäure zur Phosphorsäure.

Die Überschwefelsäure H₂S₂0₈ entsteht bei der Elektrolyse einer mäßig verdünnten (etwa 50°/₀=tgeu) Schwefelsäure, deren Natriumsalz bei der Elektrolyse einer schwefelsauren Natriumlösnng bei Gegenwart freier Schwefelsäure: 2 H.₂S0₄ = H₂S₂0₈ -f- H₂. Das Natriumpersulfat Na₂S₂0₈ scheidet sich während der Elektrolyse aus. Dieses Salz ist für verschiedene Bleichzwecke geeignet, da es oxydierend wirkt im Sinne der Gleichung: jSTa₂S₂0₈ -j- H₂0 ----- Na₂S0₄ -|- H₂S0₄ -f- O. Die Mischung des Natrium-persulfats mit Schwefelsäure bildet die als Oxydationsmittel gebräuchliche Carosche Säure H₂S0₅ (Na₂S₂0₈-^-H₂0 = Na₂S0₄ -j- H₂S0₅), die durch weitere Aufnahme der Elemente des Wassers in Schwefelsäure uud Hydro-peroxyd zerlegt wird: H₂S0₅    H₂0 = H₂S0₄ -j- H₂0₂,

aus denen sie auch umgekehrt (durch Mischeu von Schlvefel-sällre mit Hydroperxyd) erhalten werden kann. — Die hydroschweflige Säure entsteht durch Reduktion der schwefligen Säure; das Natriumsalz Na₂S₂0₄ wird durch Einwirkung von Zinkspänen auf Natriumbisulfit erhalten.

Diedithionige Säure H₂S₂0₃ ist wegen ihres Natriumsalzes (Unterschwefligsaures Natrium, Natriumthiosulfat genannt), welches heute fabrikmäßig aus den nach dem Leblancschen Sodaverfahren entstehenden Rückständen gewonnen werden kann, beachtenswert. Den Bildungen des unterschwefligsauren Natriums liegt das einfache Verhältnis zu Grunde: a) NaÄOg = Na^SOg + S; b) Na₂S₂0g = Na₂S₂ + 0₈; c) Na^S.Og = ]ta₂S -j- S0₂ -|- O. Auf Grund des Verhältnisses ad a entsteht das Salz durch Kochen einer konz. Natriumsulfitlösung mit Schwefel, des Verhältnisses ad b durch Einwirkung von Luft auf Natriumsulfidlösung, wobei die höher geschwefelten Sulfide (Na₂S₅) den überschüssigen Schwefel ausscheiden, des Verhältnisses ad c durch Einleiten von schwefliger Säure in Natriumsulfidlösung, wobei die Oxydation auf Kosten des Sauerstoffs der schwefliger. Säure erfolgt und mithin Schwefel ausgeschieden wird: 2Na₂S+3 S0₂ = 2 Xa₂S₂0₃ + S; 2 Na₂S₅ + 3 S02 = 2 Ka₂S₂0₃-j-9S. Da die vorher genannten Sodarückstände Kalkrückstände sind und die Kalkverbindungen sich ebenso verhalten wie die Natriumverbindungen, so wird aus den Sodarückstäuden das Natriumthiosulfat durch Vermittelung des Calciumthiosulfats gewonnen (s. Kohlensaures Natrium).

Das Natriumthiosulfat bildet farblose Kristalle. Wegen seiner Eigenschaft, Chlorsilber zu lösen: AgCl -f- Na₂S₂03 = NaAgS₂0₃ (Natriumsilberthiosulfat) -f- ISsaCl, wird es in der Photographie zum Fixieren der Bilder benutzt; wegen seiner Eigenschaft, die freien Halogene zu binden, findet es auch technische Anwendung zur Entfernung des Chlors in der Chlorbleicherei (als Antichlor). Durch Salzsäure tritt eine Zersetzung des Natriumthiosulfats in dem Sinne der obigen Gleichung ad a ein. Durch Salzsäure werden auch die übrigen Polythionsäuren (namentlich beim Erhitzen) unter Bildung von schwefliger Säure zersetzt. Schwefel tritt aber hierbei nur noch bei der Tri-, Tetra-und Pentathionsäure auf; bei allen diesen (einschließlich der Dithionsäure) ist das andere Zersetzungsprodukt Schwefelsäure.

Mit den Halogenen verbindet sich der Schwefel auch.

Stickstoff (drei- und fünfwertig). Der Stickstoff ist der zweite wesentliche Bestandteil der atmosphärischen Luft, in welcher er zu ungefähr 79 Volumprozenten enthalten ist. Im gebundenen Zustande findet sich der Stickstoff in den natürlich vorkommenden Nitraten, den Salpetern (darum Nitrogen genannt) und Ammoniaksalzen sowie in einer großen Anzahl organischer Verbindungen des Tier- und Pflanzenreichs. Stickstoff wird das Element genannt, weil es nicht befähigt ist, das Leben zu unterhalten.

Zur Gewinnung des Stickstoffs dienen die atmosphärische Luft und das Ammoniak bezw. die Ammonsalze in erster Linie. Aus der atmosphärischen Luft läßt sich der Stickstoff einfach durch chemische Entfernung des Sauerstoffs erhalten, indem man Luft in vielseitige Berührung mit leicht oxydierbaren Körpern bringt. Auf diese Weise wird freier Stickstoff beim Schütteln der Luft mit einer alkalischen Pyrogallussäurelösung, mit frisch gefälltem Eisenoxydulhydrat oder Manganoxydulhydrat sowie bei der Verbrennung von Phosphor, Kupfer und andern Metallen erhalten. Alle diese Methoden beruhen auf dem Mangel positiver Eigenschaften des Stickstoffs, die beim Sauerstoff so reichlich vorhanden sind. Weit praktischer erhält man freien Stickstoff durch Entfernung der Wasserstoffatome des Ammoniaks NHg, indem man unter sehr großer Vorsicht Chlorgas durch stets überschüssig bleibendes Ammoniak leitet:a) 2 AH₃-j- 3 Olz—^^6801,

b) 6 HCl-)- 6 NH₃ = 6 NH₄C1 (Chlorammonium), oder noch besser durch Erhitzen eines Gemenges von Kaliumbichromat und Chlorammonium zufolge der Zersetzung des hierbei entstehenden chromsauren Ammoniums: a) K₂Cr₉0₇-f-2 NH₄C1=2 KCl+(NH₄)₂ Cr₂0₇; b) (NH₄)₂ Cr₂0₇= N2 -j-Cr₂0₃-f-4H₂0. Auf Grund des früher Gesagten (s. Gewinnung der Metalloide) wird praktisch Stickstoff auch durch Erhitzen von salpetrigsaurem Ammonium erhalten: NH₄.N0₂=N₂-]- 2 H₂0, und verfährt man dann meist einfach so, daß man 1 T. Kaliumbichromat, 1 T. Ammoniumnitrat, 1 T. Natriumnitrit und 3 T. Wasser erhitzt und das entweichende Gas, um es von jeder Spur Sauerstoff zu befreien, über glühendes Kupfer leitet. Das Kaliumbichromat dient dazu, etwa vorhandenes Alkali (des Natriumnitrits NaN0₂) zu binden.

Ter Stickstoff ist ein färb-, geruch- und geschmackloses Gas von dem spez. Gewicht 0,9695 (Luft — 1). Ein Liter Stickstoff wiegt 1,2555 g. Unter hohem Druck und bei niederer Temperatur läßt sich der Stickstoff zu einer Flüssigkeit verdichten, welche bei —214° fest wird. In Wasser löst sich der Stickstoff zu etwa 2 Volumprozenten auf. Durch den erwähnten Mangel Positiver Eigenschaften ist der Stickstoff charakterisiert; darum unterhält er auch die Verbrennung nicht. Dagegen ist der Stickstoff befähigt, sich mit mehreren Metallen, z. B. den Alkali- und Erdalkalimetallen, und mit Bor, Silicium, Titan direkt zu verbinden.

Diese bei höherer Temperatur entstehenden Verbindungen heißen Nitride, zu denen aber auch die Salze der Stickstoffwassersäure (s. d.) gezählt werden.

Mit Wasserstoff verbindet sich der Stickstoff zu N₃H (Stickstoffwasserstoffsäure, Azoimid), N₂H₄ (Hydrazin, Diamid) und NH₃ (Ammoniak).

Das Azoimid N₃H entsteht in verdünnter Lösung durch Einleiten von salpetriger Säure (aus As₂0₃-f-HN0₃) in eine Hydrazinhydratlösung: N₂H₄-}~ HN0₂= N₃H 4- 2 H₂0, durch analoge Zerlegung aroma^,cher HydrazinverbindungensBenzoylhydrazinO^HzOO NH.NH₂), durch Oxydation eines Gemisches von Hydrazinsulfat und Hydroxylaminchlorhydrid mit Chromsäure oder Wasserstoffsuperoxyd: N₂H₄ + NH₃0 + 2 0 = 3 H₂0 + N₃H und durch Einwirkung von Stickoxydul auf Natriumamid NaNH₂+N₂0 — NaN₃+H₂0, worauf das Stickstoffnatrium nachher durch eine Säure zersetzt werden muß.— Das Azoimid ist charakterisiert durch sein säure artig es Verhalten, welches es den Halogenwasserstoffsäuren vergleichbar macht, von denen es sich durch seine explosiven Eigenschaften unterscheidet. Das reine Azoimid ist eine in Alkohol und Wasser lösliche Flüssigkeit, welche wie die Halogenwasserstoffsäuren eine Anzahl Metalle (Zn, Fe) unter Wasserstoffentwickelung und Salzbildung auflöst und mit Silbernitratlösung einen weißen Niederschlag (von Stickstoffsilber AgN₃) gibt. Die Salze der Stickstoffwasserstoffsäure werden Trinitride oder Azide genannt.

Das Hydrazin N₂H₄ entsteht durch Reduktion der untersalpetrigen Säure mitnascierendem Wasserstoff: 2 HNO -L6H = N₂H₄-j- 2 H₂0 und aus verschiedenen organischen Verbindungen (z. B. Amidoguanidin) auf nicht näher zu erörterndem Wege. Im Gegensatz zu dem Azoimid ist das Hydrazin durch seine basischen Eigenschaften ausgezeichnet, indem es mit Säuren additionell Salze bildet und aus den letztern durch Alkalien wieder ausgeschieden wird. Das Hydrazin ist ein Lackmus bläuendes Gas.

Das Ammoniak NH₃ kommt in der Natur in Form von Salzen (Karbonat, Nitrit, Nitrat) vor und zwar in der atmosphärischen Luft und den atmosphärischen Niederschlägen, in

Steinkohlenlagern, den Borsäurelagunen u.s.w. Stets bildet sich Ammoniak bezw. dessen Salze bei der Fäulnis stickstoffhaltiger organischer Verbindungen. Derartige natürlich vorkommenden oder durch Zersetzung entstehenden Ammomak-verbindungen bildeten früher die Ausgangsmaterialien zur Darstellung des Ammoniaks und seiner reinen Salze. Das Verfahren selbst ist auf der Flüchtigkeit des Ammoniaks und der Zersetzbarkeit der Salze desselben durch starke Basen (z. B. Ätzkalk) 'begriindet.

Eine wesentliche Quelle zur Ammoniakbereitung ist die Steinkohle, aus welcher bei der Leuchtgasfabrikation der Stickstoff in Form von Ammoniak abgegeben und letzteres in dem Ammoniakwasser (Gaswasser) der Gasfabriken angereichert wird. Durch Neutralisieren mit Säuren (Salzsäure, Schwefelsäure) und weitere Destillation der gewonnenen Ammoniumsalze mit Ätzkalk wird das Ammoniak weiter gereinigt. Diese Zersetzung der Ammoniaksalze wird derart ausgeführt, daß z. B. ein Gemenge von 1 Teil Salmiak und 1 Teil gelöschtem Kalk (— theoretisch ist etwas mehr als die Hälfte Kalk nötig —) unter Zusatz von so viel Wasser, daß die Masse flüssig bleibt, in dem geeigneten Gefäße erhitzt wird. 2 NH₄Cl -f- Ca(OH)2 = CaCl₂-f-2 NHg-}-2H₂0. Das Ammoniak wird dann durch wenig Wasser gewaschen und schließlich durch Ätzkalk getrocknet. — Auch durch Elektrolyse der Ammonsalze kann Ammoniak erhalten werden.

Gegenüber der Steinkohle als Ammoniakquelle treten alle übrigen Quellen in den Hintergrund. Unmittelbar aus seinen Elementen entsteht Ammoniak bei der dunklen elektrischen Entladung in einem Gemenge von Wasserstoff und Stickstoff oder beim Durchschlagen des elektrischen Funkens durch ein solches Gemenge. — Eine theoretisch und für analytische Zwecke auch praktisch wertvolle Bil-dungsart des Ammoniaks ist die durch Reduktion der Salpetersäure und salpetrigen Säure mit nascierendem Wasserstoff in alkalischer Lösung (Zn Al und Alkalilauge vergl. Wasserstoff): HNOs + 8H = NHs + 3H,0.

Beispiel: Versetzt man eine Lösung von salpetersaurem oder salpetrigsaurem Kalium mit Natronlauge und fügt etwas Aluminium (Draht, Blech) hinzu, so entwickelt sich (beim Erwärmen) eine der Salpetersäure oder salpetrigen Säure genau entsprechende Menge Ammoniak.

Auch beim Auflösen einzelner Metalle in Salpetersäure kann eine Reduktion eines Teiles der letztern zu Ammoniak, welches sich nachher natürlich als salpetersaures Ammoniak vorfindet, eintreten.

Das Ammoniak ist ein farbloses Gas von zu Tränen reizendem erstickenden Geruch, welches durch starken Druck (7 Atm.), aber auch durch niedrige Temperatur zu einer Flüssigkeit verdichtet werden kann. Solches verflüssigtes Ammoniak, in eisernen Bomben eingeschlossen, ist im Handel zu beziehen. Durch noch größere Temperatur-erniedrigung (— 80° z. B. durch eine Mischung von fester Kohlensäure und Äther) wird das flüssige Ammo-niak fest. Verflüchtigt sich das verflüssigte Ammoniak, so tritt eine sehr bedeutende Wärmeabsorption (Temperaturerniedrigung) ein, welche bei den Ammoniak-Eismaschinen zur künstlichen Eiserzeugung verwendet wird. — Das Ammoniak wird von Wasser reichlich absorbiert: Ammoniakgas kann darum nicht über Wasser (sondern über Quecksilber) aufgefangen werden. Die Lösung des Ammoniakgases in Wasser stellt den sog. Salmiakgeist, Hirschhorngeist, Ammouiakflüssigkeit dar, welche gewöhnlich lOo/o Ammoniak enthält und das spez. Gewicht 0,960 besitzt. Je größer der Ammoniakgehalt einer solchen Flüssigkeit ist, um so niedriger ist auch das spez. Gewicht

Außer durch den Geruch ist Ammoniak auch an der Bläuung roten Lackmnspapiers durch dasselbe zu erkennen, gleichfalls werden Curcumapapier (braun) und Papiere, welche mit gewissen Metallsalzlösungen (Kupfersulfat, Quecksilberoxydulnitrat, Man-gansulfat) getränkt sind, durch Ammoniak gefärbt. Sehr kleine Mengen von Ammoniak (und Ammoniaksalzen) z. B. im Wasser werden mit Neßlerschem Reagenz (einer alkalischen Lösung von Quecksilberjodidjodkalium) noch deutlich erkannt; es tritt hierdurch eine gelbe bis rote Färbung (je nach der Menge des Ammoniaks) ein.

derselben. Da die Ammoniakflüssigkeit eine Gaslösung darstellt, so kommt für das Auflösungsvermögen des Wassers Temperatur und Druck mit in Betracht. Die Stärke der Ammoniakflüssigkeiten wird gewöhnlich mit Hilfe des spez. Gewichts unter Zugrundelegung besonders ausgearbeiteter Tabellen bestimmt. Da beim Erwärmen konzentrierter Ammoniakflüssigkeiten reichlich Ammoniak entwickelt wird, so kann man zur Bereitung gasförmigen Ammoniaks bequem konzentrierte Ammoniakflüssigkeiten verwenden. — Auch in Alkohol und Äther ist das Ammoniakgas löslich. — In einer Sauerstoffatmosphäre ist das Gas brennbar.

Das Ammoniak vereinigt sich additionell mit Säuren zu Salzen, und zwar ist für jedes vertretbare (basische) Wasserstofsatom der Säure (vergl. Säuren, Basen und Salze) zur Bildung eines neutralen Salzes ein Molekül Ammoniak erforderlich.

Beispiel: NH₃ + HCl = NH₃.HC1 (= NH₄C1); 2KH₃ + H₂S0₄ = 2NH₃. H₂S0₄ (— [NH₃]₂H₂S0₄ = [NHJgSOJ u.s.w.

In solchen Salzen kann darum die Gegenwart einer bezw. mehrerer ^lH₄-Gruppen angenommen werden. Da die Ammoniaksalze den Alkalisalzen vergleichbar sind, so hat man der ^H₄-Gruppe auch den Namen Ammonium gegeben und die Ammoniaksalze auch Ammoniumsalze genannt. Man gewinnt dabei die Vorstellung, daß die Ammoniumsalze sich von den Säuren auch durch Vertretung der Wasserstoffatome der letzteren durch die einwertige Gruppe NH₄ ableiten lassen, gerade wie dieses für die Alkalisalze sonst gilt, und daher kommt auch die weitere Vorstellung, daß die Ammoniakflüssigkeit eine Lösung von Ammoniumorvdhydrat KH₄OH (entsprechend KOH) in Wasser darstellt, was tatsächlich aber nur zu einem sehr kleinen Teile der Fall ist.

Dem Zwecke des Buchs entsprechend seien als wesentliche Ammoniaksalze erwähnt: das Chlorammonium, der Salmiak, NH₄C1, welcher früher beim Verbrennen von Kamelmist gewonnen und aus Ägypten eingeführt wurde; er ist in Wasser leicht löslich und sublimierbar, ohne zu schmelzen. Die Sublimation erfolgt unter Dissoziation (NH₄C1 = NH₃ -f- HCl) und nachheriger Vereinigung der Komponenten (NH₃ -(- HCl = NH₄C1). Aus dem schwefelsauren Ammonium wird durch Sublimation mit Kochsalz (NaCl) Chlorammonium gleichfalls erhalten. — Schwefelsaures Ammonium (NH₄)₂S04 wird unmittelbar wie Chlorammonium durch Saturation des Gaswassers gewonnen. — Ammoniumkarbonat, kohlensaures Ammonium, £NH₄)₂C0₃ ist aus dem Bikarbonat NH₄HC0₃ durch Sättigen mit Ammoniak zu erhalten. Das Bikarbonat ist ein Bestandteil des Handelspräparats, des sog. Hirschhornsalzes, welches früher durch trockene Destillation stickstoffhaltiger Stoffe (Horn, Knochen re.) gewonnen wurde, nunmehr aber durch Sublimation von Chlorammonium (oder Ammoniumsulfat) mit Kreide erhalten wird. Da die Zersetzungsprodukte (iSTH₃, H₂0, C0₂) des Hirschhornsalzes leicht flüchtig bez.

Gase sind, so verwendet man das Salz als Backpulver, um das Aufgehen feinerer WeizenmehlLeige zu befördern. — Ammoniumsulfhydrat, Ammoniumhydrosulfid, (NH₄)HS entsteht in wässeriger Lösung durch Sättigung von Ammoniakflüssigkeit mit Schwefelwasserstoff; diese Lösung nimmt beim Schütteln mit Schwefel von letzteren! auf unter Bildung einer Lösung eines Ammoniumpolysulfids, welche zu analytischen Zwecken (wie die erstere) Verwendung findet. —

Den Übergang zu den Sauerstoffverbindungen des Stickstoffs bildet das Hydroxylamin.

Das Hydroxylamin NH₂OH entsteht als Salz nach verschiedenen Methoden durch Reduktion der Salpetersäure und salpetrigen Säure z. B. mit Zinn und Salzsäure: M0₃ + 6H = JSsH₂OH + 2H₂0, KNX)2 + 4H= NH₂OH + H₂0. Sehr interessant ist aber, daß beim Zusammenbringen konzentrierter Lösungen von salpetrigsaurem Kalium und Kaliumbisulfit hydroxylamindi-sulfosaures Kalium entsteht, welches durch Kocheu seiner wässerigen Lösung Hydroxylaminsulsat liefert:

a)    KN0₂ + 2KHS0₃ = N*(0H)(S0₃K)o + KOH;

b)    2N(0H)(S0₃K)₂ -f 4HoO = (KH₂OH)₂ . H₂S04 -j- 2K₂S0₄ -j- H₂S0₄. — Das freie Hydroxylamin, dessen wässerige Lösung durch Zersetzung des Sulfats mit Baryhydrat entsteht, ist für manche Metallsalzlösungen (Hg, Ag, Cu) ein starkes Reduktionsmittel; bei der Destillation der wässerigen Lösung tritt Zersetzung des Hydroxylamins unter Bildung von Ammoniak ein. — Das Hydroxylamin hat für eine Anzahl organischer Verbindungen hervorragende Bedeutung erlangt. Es wird in Form seines Chlorhydrids (NH₂0H.HC1) angewendet, welches in großen wasserlöslichen Kristallen kristallisiert. Das wasserfreie Hydroxylamin (durch Zersetzung des Hydroxylaminchlor-

Klein, Anorgan. Chemie.

Hydrids in methylalkalischer Lösung und darauf folgende Destillation erhalten) kristallisiert in Nadeln.

Mit Sauerstoff verbindet sich der Stickstoff in den erwähnten multiplen Proportionen (S. 17). Es entstehen diese Verbindungen fast ausschließlich durch Reduktion der Salpetersäure. Stickstoff und Sauerstoff vereinigen sich zwar auch unmittelbar, wenn starke elektrische Funken durch das Gemisch beider Gase, also durch atmosphärische Luft schlagen (zu N0₂ und bei Gegenwart von Wasser zu HN03 und NO), worauf eine neuzeitliche industrielle Ausbeutung des Stickstoffs der Luft beruht, oder wenn gewisse Substanzen (z. B. Magnesium) in einem solchen Gemisch verbrennen (zu NO). Die Leichtigkeit, mit der das Stickoxyd NO Sauerstoff unter Bildung von N0₂ bzw. HN0₃ bzw. HN0₂ aufnimmt, macht es erklärlich, daß salpetersaures und salpetrigsaures Ammoniak auch in kleinen Mengen in der atmosphärischenLuft sind.

Ein Teil der Stickstoffsauerstoffverbüldungen hat den Charakter von Säureanhydriden, welche sich mit Wasser zu wahren Säuren vereinigen. Die hervorragendste Stickstoffsauerstoffverbindung ist die Salpetersäure. Folgendes ist die Zusammenstellung:

Hydrate

(Untersalpetrige Säure (H₂N₂0₂)

Salpetrige Säure HNO,

Anhydride Stickoxydul N₂0 Stickoxyd NO Stickstofftrioxyd N₂03 (Salpetrigsäureanhydrid)

Stickstofftetroxyd N0₂ (N₂0₄)

(Untersalpetersäure)

Salpetersäure HNO«

Stickstoffpentoxyd N₂05 (Salpetersäureanhydrid)

Das Stickoxydul entsteht beim Erhitzen von sal petersaurem Ammoniak: NH₄ • N0₃=N₂0-|-2H₂0 als

farbloses Gas, welches beim Einatmen Bewußtlosigkeit erzeugt und (unter dem Namen Lust- oder Lachgas) zu kleinern Operationen als anästhesierendes Mittel Verwendung findet. Das Stickoxyd entsteht beim Auflösen der meisten Metalle in Salpetersäure, z. B.: 3 Cu-|-8 HN0₃ = 8 Cu (N0₃)₂-|-4Ho0-|--2N0 (vergl. Salpetersäure) als farbloses Gas, welches aber an der Luft unter Bildung von Untersalpetersäure N0₂ sich rötet.

Die Untersalpetrige Säure wird aus ihrem Silbersalz durch Zerlegung desselben mit Salzsäure erhalten. Das Silbersalz entsteht, wenn man salpetrigsaures Natrium mit Natriumamalgam reduziert und die neutralisierte Lösung (von untersalpetrigsaurem Natrium: 2NaN0₂-|-4H = Na₂N₂0₂4~ 2 H₂0) mit salpetersaurem Silber fällt. Die untersalpetrige Säure ist eine in Blättchen kristallisierende wasserlösliche Verbindung.

Die Untersalpetersäure wird einfacher als durch Oxydation des Stickoxyds durch Erhitzen von salpetersaurem Blei (d. h. gewisser Nitrater) erhalten: 2Pb(N0₃)₂=4N02 -j-2PbO-j-0₂; im flüssigen und festen Zustande kommt der Untersalpetersäure die verdoppelte Formel N₂0₄ zu; in Berührung mit Wasser zersetzt sie sich unter Bildung von salpetriger und Salpetersäure (wenn wenig kaltes Wasser) oder Salpetersäure und Stickoxyd (wenn heißes Wasser): a) 2N0₂+Ho0 = HN0₂+HN0₃, b) 3N0.>

+H₂0=2HN0₃-f NÖ. —

Salpetrigsäureanhydrid entsteht als Gas (neben NO) durch Erhitzen von Salpetersäure (spez.' Gewicht 1,30 — 1,35) mit arseniger Säure (oder Stärke): As₂0₃-|-2 HN0₃+2 H₂0=N₂0₃+2 H₃As0₄. Durch Abkühlung läßt sich das Gas zu einer blauen Flüssigkeit verdichten; in wenig Wasser ist es zu seinem Hydrat, der salpetrigen Säure HN0₂, löslich, durch viel Wasser wird es dagegen

zersetzt: 3 HN0₂=HN0₃+2N0+H₂0. Die wichtigsten Salze der salpetrigen Säure sind die im Handel zu beziehenden: salpetrigsaures Kalium KM)₂ und Natrium NaN0₂, welche durch Erhitzen der entsprechenden Nitrate erhalten werden können. Salpetrige Säure ist charakterisiert durch die Eigenschaft, gerade wie Chlor oder Ozon Jodkaliumstärkelösung zu bläuen. Die Salze der salpetrigen Säure heißen Nitrite. —

Das Salpetersäureanhydrid entsteht aus der Salpetersäure durch Wasserentziehung mit Phosphorsäureanhydrid: 2 HN0₃+P₂Oö=2 HP0₃+N₂0₅. Es fctlfct eine Masse von prismatischen Kristallen. Die Salpetersäure HN0₃ wird im großen durch Destillation des Kalium- oder Natriumsalpeters mit Schwefelsäure und Kondensation der Dämpfe gewonnen. Zur Darstellung im kleinen verwendet man gläserne Gefäße (Retorten): KNOs + H₂S0₄ = HN0₃ + KHS0₄. Die resultierende Säure hat ein spez. Gewicht von 1,30 bis 1,50 je nach der Stärke der angewandten Schwefelsäure und der Art des Verfahrens. Die gewöhnliche rohe Salpetersäure des Handels hat das spez. Gew. circa 1,40 entsprechend einem Gehalt von ungefähr 61°/₀ HN0₃;fte ist mehr oder weniger gelblich gefärbt. Hochgradige Salpetersäure (von dem sPez.Gew. 1,53) wird heute vornehmlich unter Benützung evakuierter (d. h. möglichst luftleer gemachter) Apparate dargestellt. — Wird auf 2 Moleküle Salpeter nur ein Molekül Schwefelsäure und eine entsprechend höhere, die Zersetzungstemperatur der Salpetersäure sogar übersteigende Temperatur angewendet, so wird (vergl. Salzsäure) neutrales Kalium-(Natrium-)sulfat gebildet; dagegen entsteht hierbei eine viel Untersalpetersäure (N0₂) enthaltende Säure, die sog. rote rauchendeSalPetersäure. — Die wasserhaltige Salpetersäure zeigt bei der Destillation dasselbe Verhalten wie

Salpetersäure.

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die Salzsäure. Nur eine Säure von dem spez. Gew. 1,414 und einem Gehalt von 68°/₀ zeigt einen konstanten Siedepunkt (120,5°). Bei sehr niedriger Temperatur (bis70°) erstarrt sowohl wasserfreie wie wasserhaltige Säure kristallinisch. Die wasserhaltigen Kristalle haben die Zusammensetzung, als ob sie die Verbindungen N(OH)₅, H₃lSs04 u. s. w. seien. Die Salpetersäure ist eine sehr starke und energisch oxydierend wirkende einbasische Säure. Außer Gold, Platin und einigen andern Metallen werden alle Metalle sowie einige Metalloide zu salpetersauren Salzen, den Nitraten, gelöst, und die meisten andern Metalloide zu den betreffenden Säuren (Schwefelsäure, Phosphorsäure u. s. w.) oxydiert. Wegen des indifferenten Verhaltens gegen Gold und der Möglichkeit, dadurch Gold von andern Metallen zu trennen, heißt die Salpetersäure auch Scheidewasser. Wasserstoff tritt bei der Einwirkung auf die Metalle nicht auf, sondern anstatt dessen ein Reduktionsprodukt der Salpetersäure (meist NO). Organische Substanzen widerstehen selten der Einwirkung der Salpetersäure; sehr oft tritt eine vollständige Zerstörung derselben ein, was sich namentlich an den organischen Farbstoffen zeigt. Den Gehalt der Salpetersäure ermittelt man meist nach dem spez. Gewichte unter Benützung der betreffenden Tabellen. Durch niedere Stickoxyde ist die starke Handelsware oft rötlich oder gelblich gefärbt. — Die rote rauchende Säure wird durch Wasser zerlegt (vergl. Untersalpetersäure). — Zu besondern Zwecken wendet man ein Gemisch von Salpetersäure (1 Teil) und Salzsäure (3 Teile), das sog. Königswasser, an, welches auch Gold und Platin löst. Die Wirkung dieses Gemisches beruht auf der Bildung freien Chlors, der im wesentlichen folgende Gleichung entspricht: 2HN0₃+ 6HC1=4H₂0+2N0+3Cl₂. — Die Salpetersäure unterscheidet sich von der salpetrigen

¹

Die eingeklammerten Verbindungen sind die sauerstoffabgebenden, die stets aus den vor den Klammern stehenden Substanzen regeneriert werden.

²

Die Erscheinung, daß ein Körper in mehreren Kristallsystemen kristallisiert, nennt man Polymorphie, den Körper selbst polymorph; gehören die Kristallformen zwei Systemen an, so nennt man den Körper dimorph, sonst trimorph u. s. w.

Säure durch den Mangel der bei letzterer angegebenen Reaktion. Beide Säuren geben dagegen, sogar in verdünnter wässeriger Lösung, nach dem Schütteln mit etwas Eisenvitriol auf Zusatz von konzentrierter Schwefelsäure (ohne daß sich die Flüssigkeiten mischen!) eine braune Zone und gleichen sich auch in vielen andern Reaktionen.

Mit den Halogenen verbindet sich der Stickstoff zu NClg, NBr₃, NJ₃, welche sich durch ihre Explodierbarkeit auszeichnen. — Als eigentümliche Verbindung ist früher schon die Nitrosylschwefelsäure (vergl. Schwefelsäure) erwähnt, welche sich in den Bleikammern bei ungenügender Gegenwart von Wasser bildet.

Phosphor, Arsen, Antimon (drei- und fünfwertig). Mit dem Stickstoff lassen sich Phosphor, Arsen und Antimon unmittelbar vergleichen, wie sich aus den Sauerstoffund Wasserstoffverbindungen ergibt. Der stark basische Charakter, den das Ammoniak aber hatte, ist bei den andern Wasserstoffverbindungen verschwunden. Nur der Phosphorwasserstoff besitzt schwach basische Eigenschaften.

Im freien (d. i. gediegenen) Zustande findet sich in der Natur Arsen (Fliegenstein, Scherbenkobalt) und Antimon (selten) vor; der Phosphor tritt in der Natur aber nur in Verbindungen in vielen Mineralien in Form von phosphorsauren Salzen (Phosphorit, Apatit u. s. w.) auf und zwar in beträchtlicher Menge. Phosphorsaure Salze bilden auch einen Hauptbestandteil der Asche von Samen (namentlich Getreidekörnern) und der Knochen. — Das Arsen tritt in Verbindung mit Schwefel als Auripigment As₂S₃ und Realgar As₂S₂ sowie in den Fahlerzen, ebenso in Verbindung mit Metallen und mit Sauerstoff sehr verbreitet auf. — Die wichtigste Verbindung des Antimons ist der Grauspießglanz (Sb₂S₃).

Die Gewinnung des Phosphors geschah früher durch

Reduktion der metaphosphorsauren Salze, und zwar speziell des Calciummetaphosphats, mit Kohle in Tonretorten: 8 Ca (P0₃)₂ + IOC = P₄ + Ca₃ (P0₄)₂ + 10 CO. Hierbei werden aber nur ²/₃ des gesamten Phosphors als freier Phosphor, welcher in mit Wasser beschickte Vorlagen überdestilliert, gewonnen. Das übrige Drittel bleibt in Form von phosphorsaurem Kalk in der Retorte zurück. — Um den entsprechenden metaphosphorsauren Kalk zu erhalten, werden die von Leim und Fett befreiten Knochen gebrannt und die entstandene Knochenasche mit Schwefelsäure behufs Bildung von saurem phosphorsauren Kalk zerlegt: Ca₃ (P0₄)₂+2H₂S0₄=2 CäS0₄+CaH₄(P0₄)₂. Letzterer liefert beim Glühen Calciummetaphosphat: CaH₄(P0₄)₂=Ca (P0₃)2-f - 2 H₂0. Durch Destillation oder Pressen durch Leder wird der Phosphor gereinigt und kommt dann in Stangenform in den Handel. An Stelle des beschriebenen Verfahrens ist gegenwärtig die Reduktion natürlich vorkommender Phosphate mit Kohle unter Zusatz von Sand und unter Benutzung von durch den elektrischen Strom erzeugter Wärme üblich. Unter Bildung von Calciumsilikat wird nach diesem Verfahren die Gesamtmenge der Phosphorsäure reduziert.

Das Arsen wird meist durch Reinigung des natürlich vorkommenden erhalten, was durch unmittelbare Sublimation oft geschehen kann. Durch Reduktion des Arseniks As₂0₃ mit Kohle wird gleichfalls Arsen erhalten.

Während die Gewinnung des Phosphors und Arsens sich auf die Flüchtigkeit dieser Elemente stützt, wird das Antimon, obgleich es in hoher Temperatur gleichfalls flüchtig ist, im geschmolzenen Zustande bei der Reduktion des Grauspießglanzes oder des Röstproduktes des letztern gewonnen. Der Grauspießglanz wird mit Eisen, sein Röstprodukt, Sb₂0₃, mit Kohle reduziert (Niederschlagarbeit bezw. Röstarbeit).

Der Phosphor (cpcug, cpiQEiv) ist gewöhnlich durchscheinend, kristallinisch, bei gewöhnlicher Temperatur wachsweich; er schmilzt bei 44° und darum unter Wasser, in dem er unlöslich ist; sein Siedepunkt liegt bei 290°. Mit Wasserdämpfen ist der Phosphor flüchtig. Diese Dämpfe leuchten wie der Phosphor im Dunkeln, eine Eigenschaft, welche für die Erkennung des Phosphors am charakteristischsten ist. An der Luft tritt eine langsame Oxydation unter Verbreitung eines eigentümlichen Geruchs ein (vergl. Ozon). Der Phosphor ist leicht entzündlich und verbrennt mit blendend weißer Flamme zu Phosphorpentoxyd P₂0₅. Der Phosphor ist höchst giftig (darum angewendet als Rattenvertilgungsmittel), und Brandwunden durch denselben sind höchst gefährlich. Zum Unterschied von den andern Formen des Phosphors wird dieser Phosphor auch gelber oder weißer Phosphor genannt.

Eine besondere Form des Phosphors ist der rote Phosphor, welcher aus dem gelben Phosphor durch Erhitzen desselben in einer indifferenten Gasatmosphäre (Kohlensäure) auf 260° erhalten wird, aber auch schon durch Einwirkung des Lichtes auf den gewöhnlichen Phosphor als oberflächliche Kruste entsteht. Dieser rote Phosphor ist nach neueren Untersuchungen gleichfalls kristallinisch, also nicht amorph, wie früher angenommen wurde. Er löst sich im Gegensatz zu dem andern Phosphor in Schwefelkohlenstoff nicht auf und ist auch nicht giftig. Das Handelspräparat ist gelb-phosphorhaltig. — Der sog. schwarze Phosphor, wie er sich aus geschmolzenem Blei ausscheidet, scheint identisch mit dem roten Phosphor zu sein.

Das Arsen tritt entweder kristallinisch und metallglänzend oder amorph auf. Der Arsendampf ist höchst giftig und durch einen knoblauchartigen Geruch charakterisiert. Beim Erhitzen an der Luft verbrennt das Arsen zu arseniger Säure, As₂0₃, mit bläulicher Flamme. Durch rasches Abkühlen des Arsendampfes entsteht gelbes Arsen, das aber bald in das sog. schwarze übergeht.

Das Antimon existiert nur in einer Modifikation als glänzendes, sprödes, kristallinisches Metall von bläulichweißer Farbe; es verbrennt an der Luft mit bläulicher Flamme zu Antimontrioxyd Sb₂0₃.

Phosphor, Arsen und Antimon werden durch Salpetersäure zu den betreffenden Säuren oxydiert. Salzsäure ist ohne Einwirkung.

Wasserstoffverbindungen:

PH₃, AsH₃, SbH₃, gasförmige Verbindungen,

flüssige Verbindung,

p₂h₄, -

P₄H₂, As₄H₂, — feste Verbindungen.

Die gasförmigen Verbindungen sind die charakte-risiertesten; alle drei sind sehr giftig. PH₃ entsteht beim Kochen des Phosphors mit Alkali- oder Erdalkalihydraten: 3 KOH -f P₄ 4- 3 H₂0 = PH₃ + 3 KH₂P0₂ (unter-phosphorigsaures Kalium). Durch Gegenwart von etwas P₂H₄ ist das Gas selbstentzündlich. — AsH₃ und SbH3 entstehen bei der Einwirkung von nascierendem Wasserstoff (Zn -f- H₂S0₄) auf die Sauerstosfverbindungen des Arsens und Antimons. Beide Wafferstoffverbindungen werden in der Hitze (beim Durchleiten durch ein glühendes Rohr) in ihre Komponenten zerlegt. Diese Eigenschaft ist zur Erkennung des Arsens (namentlich) und des Antimons (weniger) in der Analyse Praktisch verwertet worden.

Die Sauerstoffverbindungen der drei Elemente sind Anhydride wahrer Säuren (s. Säuren). Den Oxyden P₂0₃, As₂0₃, Sb₂0₃ (Trioxyden) entsprechen die Hydrate H₃P0₃, H₃As0₃, H₃Sb0₃ (phosphorige, arsenige, anti-monige Säure) und den Oxyden P₂0₅, As₂0₅, Sb₂0₅

(Pentoxyden) die Hydrate H₃P0₄, H₃As0₄, H₃Sb04 (Phosphorsäure, Arsensäure, Antimonsäure). Außerdem existieren noch einige wasserärmere Säuren, die als Meta-und Pyrosäuren bezeichnet werden. Die Metasäuren entsprechen einem Austritt von 1 Mol. Wasser aus 1 Mol. Säure (HSb0₂ metaantimonige Säure, HP0₃ Metaphosphorsäure, HAs0₃ Metaarsensäure), die Pyrosäuren dagegen dem Austritt von 1 Mol. Wasser aus zwei Mol. @cim:e(H₄P₂0₇, H₄As₂0₇, H₄Sb₂0₇ Pyrophosphorsäure rc.). Durch Erhitzen auf höhere Temperatur können solche wasserärmere Säuren aus den wasserreichen entstehen. Bei dem Phosphor findet sich ferner noch die unterphosphorige Säure H₃P0₂.

Die wichtigste Säure des Phosphors ist die Phosphor säure, welche durch Oxydation des gelben Phosphors mit Salpetersäure entsteht, dreibasisch ist und sich vor allem durch ein gelbes in Ammoniak und Salpetersäure lösliches Silbersalz Ag₃P0₄ und durch die Doppelverbindung phosphorsaure Ammoniak-Magnesia NH₄MgP0₄ (inSäuren löslich, in Ammoniak unlöslich) charakterisiert. Die gewöhnliche Phosphorsäure desHandels, eine farblose Flüssigkeit, enthält25o/oH₃P0₄; die glasige Phosphorsäure desHandels ist kalk-(magnesia-)haltige Metaphosphorsäure. Die Salze der Phosphorsäure heißen Phosphate. — Die wichtigste Verbindung des Arsens ist die arsenige Säure, As₂0₃, der Arsenik, welcher beim Rösten arsenhaltiger Erze im großen gewonnen wird. Der Arsemk stellt entweder ein weißes Pulver (Giftmehl) oder eine porzellanartige, auf dem Bruch glasartige Masse dar. Es sind aber die glasartige und porzellanartige Säure zwei verschiedene Modifikationen; die erstere ist die amorphe, die andere die kristallinische Form. Der Arsenik ist äußerst giftig, in Wasser nur schwer löslich, dagegen löslich in Lösungen

der ätzenden und kohlensauren Alkalien unter Bildung von Salzen. Eine solche Lösung (von metaarsenigsaurem Kalium KAs0₂) stellt die als Arzneimittel angewendete Solutio arsenicalis Fowleri dar. Die Salze der arsenigen Säure heißen Arsenite, die der Arsensäure Arseniate. Das Hydrat der arsenigen Saure H₃As0₃ bezw. HAs0.₂ ist im freien Zustande nicht bekannt. — Die Sauerstoffverbindungen des Antimons entsprechen ganz denen des Arsens. Das Antimonoxyd Sb₂0₃ hat sowohl den Charakter eines säurebildenden wie basischen Oxyds (s. Säuren und Basen), indem es sich z. B. in Alkalien zu Salzen der metaanti-monigen Säure (NaSb0₂) und in Säuren (Schwefelsäure) zu Antimonylsalzen löst; in den letzteren tritt die einwertige Antimonylgruppe SbO als Wasserstoffvertreter der betreffenden Säure auf (SbO • N0₃ Antimonylnitrat).

Die Verbindungen des Phosphors, Arsens und Antimons' mit den Halogenen sind durch Wasser zersetzlich, ebenso die Verbindungen des Phosphors mit Schwefel. Die Verbindungen mit Halogenen entstehen durch unmittelbare Vereinigung der Elemente und zwar hauptsächlich in zwei Arten: Trihalogenverbindungen z. B. Phosphor-trichlorid PC1₃ und Pentahalogenverbindungen z. B. Phos-phorpentachlorid PC1₅. Nur das Arsen bildet hauptsächlich Trihalogenverbindungen. Die Zersetzung der Halogenverbindungen durch Wasser erfolgt analog der Zersetzung des P Br₃ und P Br₅ (s. S. 74). Die Verbindungen des Arsens und Antimons mit Schwefel können durch Fällung der entsprechenden Sauerstoffverbindungen mit Schwefelwasserstoff erhalten werden; sie haben die Eigenschaft, sich mit den Schwefelalkalien zu Sulfosalzen (K₃AsS₃, K₃AsS₄, K₃SbS₃, K₃SbS₄) zu vereinigen, aus denen sie durch eine Säure wieder gefällt werden. Das Antimonpentalsulfid führt auch den Namen Goldschwefel; dieser wird durch

Fällung der Lösung des Natriumsulfantimoniats (sog. Schlippeschen Salzes Na₃SbS₄) durch Schwefelsäure erhalten.

Wismut (drei- und fünfwertig). In die Stickstoffgruppe gehören noch die Elemente Wismut, Vanadin, Tantal, Niob. Die drei letztern gehören zu den seltenern Elementen; ihre Oxyde sind Anhydride wahrer Säuren (der Vanadinsäure, Tantalsäure, Niobsäure: H₃Va0₄, H₃Ta0₄, H₃lSsb0₄). Die Elemente im freien Zustande sind metallisch.

Das Wismut findet sich in der Natur hauptsächlich gediegen vor und kann dann aus dem Gestein durch einfaches Ausschmelzen (Ausseigern) gewonnen werden. Meist aber wird das geröstete Erz mit einem Reduktionsmittel (Kohle, Eisen) unter Zusatz eines Schlackenzuschlags verschmolzen. Bon den natürlich vorkommenden Verbindungen des Wismuts ist der Wismutocker Bi₂0₃ zu erwähnen.

Das Wismut ist ein rötlich weißes, sprödes, pulverisierbares, in Rhomboedern kristallisierendes Metall vom Schmelzpunkt 270° und dem spez. Gewicht 9,9. Die Legierungen (d. s. die Gemische mit andern Metallen) zeichnen sich durch ihre Leichtschmelzbarkeit aus. Roses Metall (2. T. Bi, 1 T. Sn, 1 T. Pb) schmilzt bei 94° und das Woodsche Metall (4 T. Bi, 1 T. Cd, 1 T. Sn, 2 T. Pb) schon bei 65°.

Die beiden Sauerstoffverbindungen des Wismuts sind Bi₂0₃ (Trioxyd) und Bi₂0₅ (Pentoxyd); letzteres verhält sich wie ein Superoxyd und analog dem Arsenpentoxyd As₂ Os₆, indem es beim Erhitzen zerlegt wird (Bi₂0₃ -|- 0₂) und beim Erhitzen mit Salzsäure Chlor entwickelt (Bi₂0₅ -[-10 HCl=2BiCl₃+ 5H₂0+2C1₂).— In Salzsäure ist das Wismut nicht löslich. Chlorwismut BiClg entsteht durch Lösen von Wismut in Königswasser oder durch Einwirkung von Chlor auf Wismut. Da sehr kleine Mengen von Chlorwismut durch Wasser gefällt werden (unter Bildung von Wismutoxychlorid BiOCl), so ist diese Zersetzung für Wismut charakteristisch. Man braucht z. B. zu einer salpetersauren Wismutlösung nur etwas Chloridlösung (Chlorammonium re.) und dann Wasser hinzuzugeben. —Schwefelwismut Bi₂8₃ wird durch Schwefelwasserstoff und Schwefelammonium aus Wismutlösungen gefällt. —

In Salpetersäure löst sich das Wismut zu Nitrat Bi(N0₃)₃ auf, welches mit 5 Mol. Kristallwasser kristallisiert und durch Wasser unter Bildung von Subnitraten zersetzt wird. Das arzneilich angewendete Subnitrat hat die Formel lOBiO • N0₃-f-Bi₂0₃-|-9H₂0 bezw. 6 Bi₂0₃, 5 N₂0₅, 9 H₂0 (vergl. S. 31).

Vanadin, Tantal und Niob können aus ihren Oxyden durch Reduktion mit Aluminium gewonnen werden.

Bor, Silicium. Nur in gewisser Beziehung (durch die Ähnlichkeit der Verbindungen) gleichen sich Bor und Silicium, während andererseits (nach dem Periodischen System der Elemente) das Bor neben das Aluminium und das Silicium neben den Kohlenstoff gehört. Auch ist das Bor dreiwertig und das Silicium vierwertig. Beide Elemente gehören zu den Metalloiden. Im freien Zustande finden sie sich in der Natur nicht vor.

Bor und Silicium treten in der Natur in Form ihrer Sauerstoffverbindungen (Borsäure, Kieselsäure) oder in Form der Salze der letztern (Borax, Boracit, Silikate) auf. Die Verbindungen des Siliciums sind die unter allen Mineralien in der Natur am meisten verbreiteten (Quarz usw.).

Die Elemente können sowohl amorph wie kristallisiert erhalten werden. Die Gewinnung geschieht nach dem

Prinzip 1 y ober 3 ß (bergt Gewinnung der Metalle), indem Borsäure durch Natrium oder Aluminium bezw. Borfluorkalium KBF1₄ (Kieselfluronatrium SiFlNa.,) mit Aluminürm (ober Natrium) reduziert wird:

7 B₂0₃ + 61Ssa=3NaoB₄0₇+2B; Bo0₃+2 Al=A1₂03 + 2 B; Na₂SiFl₆ .+ 4 FTa = 6 NaFl + Si.

Die Massen werden dann mit Wasser (oder Natronlauge) behandelt, wodurch die gebildeten Salze (bezw. die Tonerde) gelöst werden, während Bor und Silicium zurückbleiben und zwar kristallisiert bei Anwendung von Aluminium, amorph bei Anwendung von Natrium. In dem geschmolzenen Aluminium löst sich nämlich Bor und Silicium auf, um beim Erkalten wieder auszukristallisieren. Bei Anwendung von Natrium und gleichzeitig Zink wird ebenfalls das Element im kristallisierten Zustand erhalten.

Kristallisiertes Bor und Silicium zeichnen sich durch eine große Härte aus. Beim Kochen bezw. Schmelzen der freien Elemente mit Ätzalkalien entstehen bor- bez. kieselsaure Salze. Bor und Silicium verbinden sich mit einer Anzahl von Metallen (ähnlich wie der Kohlenstoff) zu kristallisierten Verbindungen z. B. SiCu₂, BFe.

Von den Wasserstoffverbindungen ist der Siliciumwasserstoff SiH₄ am besten charakterisiert. Es entstehen diese Wasserstoffverbindungen beim Zersetzen der betreffenden Aluminiumlegierungen (Siliciumaluminium) mit Salzsäure. — Die Chlorverbindungen (BC1₃, SiCl₄) entstehen entweder unmittelbar aus ihren Komponenten oder beim Überleiten von Chlorgas über ein glühendes Gemisch von Kohle und dem betreffenden Oxyd: Si0₂—|—2C1₂—[—2C= SiCl₄+2CO. — Das Siliciumfluorid SiFl₄ entsteht bei der Einwirkung von Fluorwasserstoff auf Kieselsäure ober kieselsaure Salze zweckmäßig, indem man ein Gemenge von Flußspat und Sand mit Schwefelsäure erwärmt: 2 CaFl₂+Si0₂+ 2 H₂S0₄= 2 CaS0₄+SiFl₄+2 H₂0. Auf der großen Reaktionsfähigkeit zwischen Fluorwasserstoff und Kieselsäure beruht auch die Eigenschaft der Fluorwasserstoffsäure, Glas zu ätzen: 4 HF1 -|-Si0₂=SiFl4 -]-2 H₂0. Da das Silieiurnfluorid durch Wasser zerlegt wird: 3 SiFl₄+ 4 H₂0 = 2 H₂SiFl₆ (lösliche Kieselfluorwasserstoffsäure) -|-H₄Si0₄ (unlösliches Kieselsäurehydrat), so bieten seine Eigenschaften ein geeignetes Mittel, Fluoride und Silikate zu erkennen. — Das Fluorbor BF1₃ entsteht wie das Fluorsilicium; der Kieselfluorwasserstoffsäure entspricht die Borfluorwasserstoffsäure HBF1₄, welche auch analog entsteht.

Die Borsäure H₃B0₃ kommt in der Natur als Sassolin und in Lösung in Mineralwässern und namentlich in ben sog. Fumarolen vor, welche in einigen vulkanischen Gegenden (Toskana) der Erde entströmen. Durch Kondensation der Fumarolendämpfe werden dann Lösungen von Borsäure erhalten, aus denen durch Konzentration die Borsäure gewonnen wird. Borsäure wird auch als Nebenprodukt (aus Boracit) aus den Staßfurter Salzen erhalten. Die Borsäure bildet glänzende sich fettig anfühlende Schuppen, welche in 3 T. heißem und in 25 T. kaltem Wasser löslich sind. Durch Erhitzen gibt die Borsäure Wasser ab und es entsteht nach und nach Metaborsäure HB0₂, Tetraborsäure H₂B₄0₇ und Bortrioxyd B₂0₃. Die gewöhnlichen borsauren Salze (Borate) leiten sich von der Tetraborsäure ab, deren Natriumsalz der Borax Na₂B₄0₇ ist, welcher gleichfalls natürlich sich vorfindet, im allgemeinen aber durch Sättigen von Borsäure mit Soda erhalten wird. Er kristallisiert mit 10 Mol. Wasser, scheidet auf Zusatz von Salzsäure (oder Schwefelsäure) Borsäure ab und hat die Eigenschaft, beim Glühen mit vielen Metalloxyden diese unter Bildung von gemischten Salzen der

Metaborsäure: Na₂B₄0₇-j- CuO= [Cu(B0₂)₂-)-2 NaB0₂] zu lösen. Darum wird der Borax zu Lötzwecken benutzt, und da die Doppelsalze mitunter charakteristisch gefärbt sind, so wird bei einer Analyse bei der chemischen Vorprüfung auf Metalle die sog. Boraxperle häufig Anhaltspunkte¹) geben können.

Die mit Salzsäure angesäuerte Boraxlösung färbt Curcumapapier braun. Mit konzentrierter Schwefelsäure und etwas Alkohol entsteht eine Mischung, welche mit grüngesäumter Flamme brennt. Es sind dieses zwei charakteristische Reaktionen auf Borsäure.

Das gewöhnlich Kieselsäure genannte Siliciumdioxyd Si0₂ findet sich entweder kristallisiert (Quarz) oder amorph (Opal) in der Natur; auch in vielen Pflanzen (Schachtelhalmen) tritt Kieselsäure als natürlicher Bestandteil auf. Das Hydrat der Kieselsäure, die wahre Kieselsäure, findet sich in einigen Mineralwässern vor. Die natürlich vorkommenden Silikate sind meist Salze der Polykieselsäuren, welche sich von mehreren Molekülen Kieselsäure H₂Si03 bezw. H₄Si0₄, aus denen Wasser ausgetreten ist, ableiten (Trikieselsäure = 3 H₄Si0₄ — 5 H₂0), ähnlich wie Tetraborsäure sich von der Borsäure ableitet. Die natürlich vorkommenden Silikate werden durch Salzsäure entweder leicht (Natrolith) oder nicht leicht bezw. nicht (Feldspat) zerlegt.

Künstlich entstehen Silikate beim Verschmelzen der Kieselsäure mit Oxyden oder Karbonaten. Die Alkalisilikate sind in Wasser löslich (Kali-, Natronwasserglas). Aus der Lösung der Alkalisilikate wird durch Salzsäure Kieselsäure H₄Si0₄ gefällt, welche in überschüssiger Salz-

säure löslich ist. Unterwirft man eine solche Lösung der Dialyse, so diffundieren die Salzsäure und das gebildete Chlorid als Kristalloidsubstanzen durch die Membran, nicht aber die Kieselsäure als Kolloidsubstanz, wie man derartige Substanzen zum Unterschied voneinander nennt. Beim Erhitzen geht die Kieselsäure H.₂Si0₃ bezw. H₄Si04 in das Anhydrid über. — Mit Phosphorsalz läßt sich die Kieselsäure nicht verschmelzen; es entsteht vielmehr in der sog. Phosphorsalzperle ein sog. Skelett (charakteristisch). Borax dagegen gibt mit Kieselsäure kein Skelett.

Kohlenstoff (vierwertig). Kohlenstoff ist wie das Silicium, neben welches er in eine Gruppe (Kohlenstoffgruppe) gehört, ein vierwertiges Element. Er findet sich in der Natur kristallisiert (als Diamant und Graphit) und amorph (als Kohle) vor. Die natürlich vorkommenden Kohlenarten (Steinkohle, Braunkohle, Torf, Anthracit) sind die Umwandlungsprodukte einer vorzeitlichen üppig wuchernden Vegetation, die häufig noch die organische Struktur der Pflanzen zeigen. Jedoch sind dem Verkohlungsprozeß mitunter auch Tierkörper (Spinnen, Skorpione rc.) unterworfen gewesen. Die natürlich vorkommenden Kohlen nennt man fossile Kohlen. Da alle organischen Verbindungen Kohlenstoff enthalten, so läßt sich auch durch Verkohlung solcher Kohlenstoff bezw. Kohle künstlich erhalten (Blutkohle, Tierkohle, Lampenkohle, Kienruß, Holzkohle, Zuckerkohle rc.); derartige Kohle zeichnet sich mitunter durch wertvolle Eigenschaften aus und findet danu ihre eigenartige Verwendung, wie z. B. Nuß wegen seiner Feinheit zur Bereitung von Tusche, Tierkohle wegen ihrer Fähigkeit, Farbstoffe aufzunehmen, zum Entfärben von gefärbten Flüssigkeiten. Die natürlich vorkommenden Kohlen sind meist kein reiner Kohlenstoff, sondern enthalten noch Anteile organischer Verbindungen (Steinkohle enthalt bis zu 90°/o

Klein, Anorgan. Chemie.

Kohlenstoff, Anthracit dagegen ist fast reine Kohle). Dieselben geben dann beim Erhitzen in Retorten flüchtige Verbindungen ab (Teer u. s. w.), während reine Kohle (Koks der Steinkohlen) zurückbleibt. Die flüchtigen Teile (Ammoni-ak, Teer) finden ihre mannigfachste Verwendung.

Da Diamant und Graphit in zwei verschiedenen Systemen kristallisieren, sich auch durch andere physikalische Unterschiede charakterisieren, so existiert mit Berücksichtigung der amorphen Kohle der Kohlenstoff in drei allotropen Zuständen. — Kohle, welche sich aus geschmolzenem Eisen, in dem sie gelöst war, ausscheidet, scheidet sich in Form von Graphit, beim Erkalten des Eisens aber unter hohem Druck in Form von Diamant aus. Die Umformung der gewöhnlichen Kohle in Graphit wird technisch im großen ausgeführt. Anthracitkohle wird der hohen Temperatur des elektrischen Ofens ausgesetzt; hierbei wirken die in der Kohle vorhandenen Eisen- und Aluminiumverbindungen gewissermaßen als agents mineralisateurs.

Die Eigenschaft einer jeden Kohle (auch des Diamants) ist, beim Erhitzen im Sauerstoffstrome Kohlensäure unter der bekannten Verbrennungserscheinung zu bilden (charakteristisch).

Der Kohlenstoff findet sich in der Natur auch in Form seiner Sauerstoffverbindung, der Kohlensäure C0₂, teils frei in der Luft, in vulkanischen Gasen, Exhalationen der Erde, teils gebunden an Basen in den Karbonaten vor. Die natürlich vorkommende Kohlensäure ist mitunter so reichlich an den betreffenden Orten vorhanden, daß sie technische Verwendung findet. Von den Karbonaten soll hier nur das verbreitetste, die Kreide, genannt werden.

Mit Wasserstoff verbindet sich der Kohlenstoff in der mannigfachsten Art. Diese Verbindungen sowie die mit denselben in nächster Beziehung stehenden sanerstoff- rc.

haltigen Verbindungen sind besonders in dem Bändchen Nr. 38 der „Sammlung Göschen" behandelt.

Mit Sauerstoff verbindet sich der Kohlenstoff in zwei Verhältnissen: zu Kohlenoxyd CO und Kohlensäure C0.₂. — Das Kohlenoxyd entsteht bei der unvollständigen Verbrennung der Kohle als färb- und geruchloses Gas, welches eingeatmet Vergiftung hervorruft, wie solche bei falscher Stellung von Ofenklappen usw. hervorgerufen werden kann. Solche Vergiftungen lassen sich durch spektroskopische Untersuchung des Blutes nachweisen.

Dargestellt wird das Kohlenoxyd entweder durch Erhitzen von Oxalsäure mit Schwefelsäure (a) oder durch Erhitzen von gelbem Blutlaugensalz mit konzentrierter Schwefelsäure (b):

a)    C₂Ho0₄ = C0₂ + CO + ELA

b)    K₄Fe (CN)fl+6 HoS0₄+ 6 H₂0 = 6 CO +FeS04 + 2K₂S0₄+3(NH₄)₂Sb₄.

Die bei a auftretende Kohlensäure wird durch Durchleiten durch Kalilauge weggenommen.

Das Kohlenoxyd verbrennt mit schwach leuchtender Flamme an der Luft zu Kohlensäure, aus der es umgekehrt auch beim Überleiten der letztem über glühende Kohlen gewonnen werden kann: C0₂-f-C = 2 CO. Mit Chlor verbindet sich Kohlenoxyd zu Karbonylchlorid (Phosgengas) C0C1₂, mit einzelnen Metallen zu leicht zersetz-lichen Verbindungen (s. Kalium und Nickel).

Das Kohlendioxyd, die sog. Kohlensäure, findet sich, wie erwähnt, natürlich vor; sie ist das Atmungsprodukt der Menschen und Tiere und entsteht außer durch vollständige Verbrennung der Kohle beim Glühen gewisser kohlensaurer Salze (CaC0₃) und stets, wenn ein kohlensaures Salz mit einer Säure übergössen wird. Zur Darstellung verwendet man fast stets Marmor (CaC0₃) und

Salzsäure in einem Kippschen Apparate: CaC0₃ -f- 2 HCl = CaCl₂ -j- HoO -j- C0₂. Im Handel befindet sich verflüssigte Kohlensäure in gußeisernen Flaschen, die zu vielen Zwecken Verwendung findet (zu Pressionen, Kältemischungen).

Die Kohlensäure ist ein farbloses, geruchloses, spezifisch schweres (1,524) Gas, welches sich wegen seiner Schwere sogar aus einem Gefäß in ein anderes umfüllen läßt. Die Kohlensäure unterhält die Verbrennung nicht; eine Flamme erlischt darum in dem Gase sofort, ein Mittel, die Ansammlung von Kohlensäure in Räumen (Gärungskellern rc.) zu erkennen und so Unglücksfällen durch Erstickung vorzubeugen. Kleine Quantitäten Kohlensäure lverden stets durch die Trübung von Barytwasser (einer Lösung von Barythydrat in Wasser) erkannt, welche in demselben Kohlensäure zufolge Bildung von Baryumkarbonat verursacht.

Unter starkem Druck oder auch bei niederer Temperatur läßt sich Kohlensäure zu einer Flüssigkeit verdichten, welche beim Verdunsten eine solche Wärmemenge erfordert, daß ein Teil, der diese Wärmemenge entzogen wird, zu einer schneeartigen Masse erstarrt. Ein Gemisch von fester Kohlensäure und Äther zeichnet sich dadurch aus, daß es eine Temperaturerniedrigung bis —100° bewirkt, so daß es für manche Zwecke als Kältemischung Verwendung findet.

Die Kohlensäure ist in Wasser wenig löslich, doch gelingt es unter Anwendung von Druck leicht, übersättigte Lösungell darzustellen (künstliche Mineralwässer). Den Basen gegenüber verhält sich die Kohlensäure wie das Anhydrid einer zweibasischen Säure. Die wässerige Lösung des Gases enthält nur in sehr geringer Menge das Hydrat H₂C0₃; ihr Gehalt ist vielmehr hauptsächlich von Temperatur und Druck abhängig. Von dem Hydrat H₂C0₃ leiten sich dagegen die neutralen (z. B. Na₂C0₂) und sauren (5. B. NaHC0₃) Salze ab. Die Salze werden allgemein Karbonate genannt; die sauren Salze (NaHC0₃) nennt man Bikarbonate. Alle Karbonate brausen (infolge 00₂-Entwickelung) in Berührung mit Säuren auf.

Mit Schwefel verbindet sich der Kohlenstoff zuSchweselkohle nsto ff CS₂, einer farblosen, stark lichtbrechenden, eigentümlich neckenden, bei 46° siedenden Flüssigkeit von dem spez. Gewicht 1,27, welche ein brauchbares Lösungsmittel für Kautschuk, Schwefel, Phosphor usw. ist. Die Schwefelkohlenstoffbildung vollzieht sich, wenn man Schwefeldämpfe über glühende Kohlen leitet.

Die Verbindung des Kohlenstoffs mit dem Stickstoff ist C=N

, ein farbloses, stechend riechendes,

C=N"

mit purpurroter Flamme brennendes Gas, welches in einfachster Weise durch Erhitzen von Cyanquecksilber erhalten wird. — Die Blausäure, der Cyanwasserstoff, HNC wird aus ihren Salzen (den Cyaniden, z. B. KNC Cyankalium) durch Mineralsäuren frei gemacht. Zweckmäßig erhält man sie auch durch Einwirkung von mäßig verdünnter Schwefelsäure auf gelbes Blutlaugensalz: 2 K₄ FeCy₉ + 8 H₂S0₄ = 8 K₂S0₄ + Fe₂K₂Cy₆ + 6H0y²).DieBlausäure wird alsDestillat aufgefangen, während eine cyanhaltige Verbindung (Fe₂K₂Cy₆) als weißer, blau werdender Rückstand in dem Destillationsgefäße zurückbleibt. — Die Blausäure hat einen eigentümlichen Geruch, der irrtümlich als Bittermaudelgeruch bezeichnet wird; sie ist äußerst giftig und in wasserfreiem Zustande eingeatmet wirkt sie schon tödlich. Auch ihre Salze, die Cyanide, sind meist sehr giftig, und zwar um so giftiger,

je leichter Blausäure aus ihnen frei gemacht werden kann. Man unterscheidet einfache und Doppelcyanide; von den letztern finden einige (das Cyangold-und Cyansilber-Cyankalium) technische Verwendung (zur galvanischen Vergoldung und Versilberung). Ein eigentümliches Doppelsalz ist das Blutlaugensalz, Ferrocyan-kalium K₄FeCyß, weil es das Eisen in einer durch gewöhnliche Reaktionen unmittelbar nicht nachweisbaren Form enthält und als das Kaliumsalz einer eigentümlichen Säure, der Ferrocyanwasserstoffsäure H₄FeCy₆, aufzufassen ist. Das Eisenoxydsalz der Ferrocyanwasserstoffsäure ist das Berlinerblau. — Die Blausäure läßt sich durch mehrere sehr scharfe Reaktionen nachweisen. — Cyankalium kann einfach durch Erhitzen von Blutlaugensalz erhalten werden. —

Das cyansaure Kalium KNCO entsteht auf verschiedene Weise durch Oxydation des Cyankaliums, das Rhodankaliums KSCN (Schwefelcyankalium) durch Schmelzen von Cyankalium mit Schwefel. Das Rhodanquecksilber Hg(SCN)₂ bläht sich beim Verbrennen stark auf und wird zur Bereitung der sog. Pharaoschlangen benützt.

Andere Verbindungen (CNC1) haben hier weniger Bedeutung. Eine Anzahl Cyanverbindungen und die Konstitution derselben wird in der organischen Chemie abgehandelt. —

Der Kohlenstoff verbindet sich mit Silicium und einer Anzahl von Metallen zu kristallisierten Verbindungen, den sog. Karbiden. Diese Verbindungen entstehen durch Einwirkung des elektrischen Stromes in einem elektrischen Ofen auf ein Gemisch von Kohle mit den Oxyden der betreffenden Elemente (Ca, Ba, Zr, Tho, Al, Be, Mn). Technisch wichtig geworden ist von den Karbiden das Silicium-karbid SiC (Karborundum), welches wegen seiner großen Härte als Schleif- und Poliermittel geeignet ist, und das Caleiumkarbid CaC₂, welches beim Behandeln mit Wasser das zu Leuchtgaszwecken verwendete Acetylen liefert.

Die Elemente Titan, Zirkonium und Thorium sowie das Zinn, Blei und Germanium gehören der Kohlenstoffgruppe noch an. Die drei erstern sind seltene Elemente und gehören zur Hauptgruppe; die drei letzter:: gehören zur Nebengruppe. Das Germanium ist auch ein seltenes Element. Zinn und Blei sollen wegen ihres mehr metallischen Charakters bei den Metallen abgehandelt werden. Das Cer gleicht in seinen Verbindungsformen teils den Elementen der Kohlenstoffgruppe, teils denen der Aluminiumgruppe. Das Thorium und das Cer haben in den letzten Jahren eine große Bedeutung erlangt, insofern ihre Oxyde, wenn sie in dem Verhältnis von 99°/0 Thoroxyd und l°/₀ Ceroxyd gemischt sind, das einzig brauchbare Material zur Herstellung der Gasglühkörper sind.

Säuren, Basen, Salze. Die nun zu besprechenden Elemente unterscheiden sich von den besprochenen (außer Wismut) dadurch, daß sie mit Sauerstoff basenbildende Oxyde geben, die in einem gewissen Gegensatz zu den Oxyden der besprochenen Elemente stehen. Während nämlich die Oxyde der letzteren, die säurebildenden Oxyde, sich mit Wasser zu wahren Säuren verbinden — einige indifferente Oxyde z. B. N₂0, NO, 00 abgerechnet —, verbinden sich die basenbildenden Oxyde mit Wasser zu den sog. Basen, welche auch Hydroxyde, Oxydhydrate oder Hydrate genannt werden: S0₃ -|- H₂0 — H₂80₄ (Schwefelsäure); K₂0 -f- H₂0 = 2K0H (Kaliumhydroxyd, Kaliumoxydhydrat). Durch Bereinigung der Säuren mit den Basen entstehen unter Wasseraustritt die Salze: H₂S04 + 2 KOH = K₂S0₄ + 2 H₂0. Gerade die Fähigkeit der Salzbildung ist für die Basen und Säuren charakteristisch. Eine weitere Eigenschaft der Säuren, blaues Lackmuspapier (Fließpapier, welches mit wässerigem Lackmusauszug getränkt ist) zu röten und sauren Geschmack zu besitzen, sowie die entgegengesetzte Eigenschaft der Basen, rotes Lackmuspapier (Fließpapier, welches mit durch Essigsäure angesäuertem Lackmusauszug getränkt ist) zu bläuen und Curcumapapier (mit Curcumaauszug getränktes Papier) zu bräunen und einen laugenhaften Geschmack zu haben, läßt sich wohl zur äußerlichen Erkennung verwerten. Der Begriff Säure und Base wird dadurch aber nicht erschöpft. Verbindungen, welchen die Eigenschaften der Basen und der Säuren fehlen, nennt man neutral.

Die früher erwähnten Säuren zeigen, daß man zunächst zwei Klassen zu unterscheiden hat: die sauerstoffhaltigen (z. B. Schwefelsäure) und sauerstofffreien Säuren (z. B. Salzsäure). Für alle Säuren ohne Ausnahme ist, wie wir weiter erkennen können, ein bestimmter Wasserstoffgehalt notwendig, welcher ihre sog. Basizität bedingt. Bei der Salzbildung wird dieser Wasserstoff durch eine gleichwertige Menge eines Metalls ersetzt. Eine einbasische Säure ist darum eine Säure, in welcher nur ein Wasserstoffatom durch ein einwertiges Metallatom vertreten werden kann, bezw. von welcher mehr als ein Molekül zur Salzbildung mit einem mehrwertigen Metallatom notwendig ist: 1 Mol. HCl bezüglich des einwertigen Kaliums, 2 Mol. HCl bezüglich des zweiwertigen Zinks. Eine zweibasische Säure enthält zwei durch zwei einwertige oder ein zweiwertiges Metallatom vertretbare Wasserstoffatome usw. Die Anzahl der Wasserstoffatome in einer Säure ist aber keineswegs der Ausdruck für die Größe der Basizität, die viel kleiner als die Anzahl der Wasserstoffatome sein kann, wie dieses z. B. die unterphosphorige

Säure H₃P0₂, welche drei Wasserstoffatome hat, aber einbasisch ist, zeigt. In den meisten Fällen zeigt allerdings die Anzahl der Wasserstoffatome an, wieviel basisch die Säure ist. —

Man ist berechtigt, in den sauerstoffhaltigen Säuren die betreffenden sog. basischen (b. h. vertretbaren) Wasserstoffatome mit je einem Sauerstoffatom verbunden zu denken, so daß sich z. B. folgende Formeln ergeben:

N0₂ • OH Salpetersäure, «vcgg Schwefelsäure,

OH

PO--OH Phosphorsäure. OH

Werden bei der Salzbildung alle vertretbaren (basischen) Wasserstoffatome nicht vertreten, so sind die entstandenen Salze saure Salze, z. B. KHS0₄ saures schwefelsaures Kalium, Kaliumbisulfat; werden die Wasserstoffatome durch verschiedene Metalle vertreten, so resultieren Doppelsalze, z. B. NaNH₄HP0₄ Natriumammoniumhydrophosphat.

Wie bei den Säuren von der Basizität gesprochen wird, so wird bei den Basen von der Acidität gesprochen; man unterscheidet ein- und mehrsäurige Basen: KOH, Ca (OH)₂ 2C. Die Salzbildung läßt sich auch von den Basen ableiten in der ähnlichen Weise wie von den Säuren; nur hat man hier auf die Anzahl der OH-Gruppen (Hydroxylgruppen) Rücksicht zu nehmen, welche bei der Salzbildung mit dem Wasserstoff der Säure in Form von Wasser austreten: KHO + HCl = KCl + H₂0. Man kommt dann zu einer weitern Klasse von Salzen, den sogenannten basischen Salzen, in denen noch austauschbare Hydroxylgruppen vorhanden sind:

OH

BiZ-OH

N0₃.

Daß die basenbildende Natur der Oxyde aber nicht das durchgreifende Kriterium der Metalle ist, zeigt eine Betrachtung derjenigen Metalle, welche in mehreren Verhältnissen sich mit Sauerstoff verbinden (Mangan, Chrom). Man findet hier die Regel, daß mit der Zunahme an Sauerstoff der basenbildende Charakter verschwindet- und an seine Stelle der säurebildende tritt. MnO ist ein basenbildendes Oxyd, Mn₂0₇ ein säurebildendes. Zwischen beiden können dann indifferente Oxyde liegen :Mn0₂.— Unter Umständen endlich kann ein und dasselbe Oxyd bezw. Oxyd-hydrvt säurebildender oder basenbildender Natur sein, z. B. Al (OH)₃, Aluminiumoxydhydrat, welches mit starken Säuren Tonerdesalze (z. B. Al₂ [S0₄]₃, mit starken Basen Aluminate (z. B. Al [ONa]₃) bildet. Es trifft also überall zu, was über die Einteilung der Elemente in Metalle und Metalloide gesagt worden ist (S. 14).

Betrachten wir die Säuren, Basen und Salze vom Standpunkte der Dissoziationslehre, so haben wir die Definition, daß die Säuren in Wasserstoffkationen und einfache (CI) oder komplexe (S0₄) Anionen dissoziierte Verbindungen sind, während bei den Basen die Hydroxyl-anionen (OH) und Metallkationen als Dissoziationsprodukte auftreten. Durch die Wasserstoffkationen der Säuren wird der saure Geschmack und die saure Reaktion, durch die Hydroxylanionen der laugenhafte Geschmack und die alkalische Reaktion bedingt. Durch Ersatz der Wasserstoffkationen der Säuren durch Metallkationen entsteht ein neutrales Salz, welches den Geschmack und die Reaktion der Säure und der Base nicht mehr oder nur in ganz untergeordnetem Grade besitzt. In ihren Lösungen sind die Salze in

Metallkationen und in Säureanionen dissoziiert. Der Grad der Dissoziation bedingt bei den Säuren, Basen und Salzen gewisse Eigenschaften. Das, was man Stärke der Säuren (nicht zu verwechseln mit Basizität) und Basen nennt, beruht auf der mehr oder minder großen Dissoziation. Je größer diese ist, um so stärker ist die Säure bezw. Base, wenn damit auch nicht gesagt werden soll, daß unter allen Umständen eine stärker dissoziierte Säure eine schwächer dissoziierte aus ihren Verbindungen austreibt. Die Äußerung der Stärke einer Säure hängt ganz von den Bedingungen ab, unter welchen die eine Säure auf die Verbindungen der andern einwirkt. Wenn z. B. die schwächere Säure schwerer flüchtig als die stärkere ist, so wird sie die letztere aus ihren Salzen ganz frei machen, wenn man diese mit der schwächeren Säure erhitzt. Ähnliches gilt auch von den Basen. Nach dem Grade der Dissoziation gehören zu den starken Säuren die Chlorwasserstoffsäure, Schwefelsäure, Salpetersäure, Chlorsäure; Chlorwasserstoffsäure ist sogar noch stärker als Schwefelsäure dissoziiert (natürlich unter der Voraussetzung einer gleichviel Wasserstoff enthaltenden Lösung). Zu den mäßig starken Säuren gehört die Phosphorsäure und schweflige Säure, zu den schwachen Säuren Kohlensäure, Kieselsäure, Borsäure. Zu den starken Basen gehören die Hydroxyde der Alkalien und Erdalkalien, zu den mäßig starken Basen das Ammoniak, Silberoxyd und die Magnesia, zu den schwachen Basen die Tonerde.

Bei der Dissoziation der mehrbasischen Säuren zeigen die verschiedenen Wasserstoffatome verschiedene Funktionen, die auch das chemische Verhalten erklären. Die Dissoziation der Wasserstoffatome ist hier eine stufenweise, so daß z. B. für die Schwefelsäure der erste Dissoziationszustand nicht durch die Formel H₂ ‘ -f- S0₄, sondern durch die Formel

H’-|-HS0₄' ausgedrückt werden muß. Damit hängt zusammen, daß bei der Einwirkung von Schwefelsäure auf z. B. Kochsalz oder Salpeter zunächst saures Sulfat entsteht (bergt Chlorwasserstoffsäure, Salpetersäure).

Was die neutralen Salze betrifft, so sind am stärksten die Salze mit einwertigen Metallkationen dissoziiert, z. B. KCl usw.; auch erfolgt die Dissoziation der Salze leichter als die der Säuren und Basen. Neutrale Salze starker Säuren und schwacher Basen, schwacher Säuren und starker Basen sowie schwacher Basen und schwacher Säuren zeigen infolge einer besondern sog. hydrolytischen Dissoziation eine Reaktion auf Lackmuspapier und andere Indikatoren³). Das Anion des Salzes einer schwachen Säure hat nämlich die Eigenschaft, sich mit Wasserstoffion zu undissoziierter Säure zu verbinden und umgekehrt, das Kation des Salzes einer schwachen Base die Eigenschaft, sich mit Hydroxylion zu einer undissoziierten Base zu vereinigen. Zur Entnahme dieser Wasserstoff- bezw. Hy-droxylionen genügt das Wasser, welches bekanntlich spurenweise in Jonen dissoziiert ist, da es den Strom, wenn auch schwach, so doch meßbar leitet. Da durch Aufnahme von H-Jonen die OH-Jonen übrig bleiben und diese, wie gesagt, alkalische Reaktion bedingen, so wird die Lösung eines Salzes einer starken Base und einer schwachen Säure (z. B. des unterchlorigsauren Natriums, Cyankaliums usw.) auch alkalisch reagieren und den Geruch der Säure zeigen (welches letztere ja auch bei den Lösungen der oben genannten Salze der Fall ist), während durch Aufnahme von OH - Jonen H - Jonen übrigbleiben, welche, wie gleichfalls gesagt, saure Reaktion bedingen, so

daß also die Lösung des Neutralsalzes einer starken Säure und schwacheil Base sauer reagieren muß (z. B. Aluminiumsulfatlösung usw.).

Verschiedene Säuren haben die Eigenschaft, im dissoziierten Zustande dem Lösungsmittel eine Farbe zu erteilen; im nichtdissoziierten Zustande fehlt ihnen diese Eigenschaft oder ihre Eigenfarbe ist eine andere. Zu diesen Säuren gehören die Indikatoren Lackmus, Phenolphtalein usw., deren Jonen also gefärbt sind. Die blaue Farbe des Lackmus- und die rote Farbe des Phenolphthaleinfarbstoffs sind ihren Jonen eigentümlich. Setzt man zur blauen alkalischen Lösung des Lackmus oder der roten alkalischen Lösung des Phenolphthaleins freie Säure, so tritt ein Punkt ein, wo die Lackmuslösung rot und die Phenolphthaleinlösung farblos wird. Alsdann sind die Indikatoren in den nicht dissoziierten Zustand wieder eingetreten. Die genannten Indikatoren sind sehr schwache Säuren, ihnen gegenüber kommen starke Basen zur Anwendung, da nur diese Salze zu bilden vermögen, welche der hydrolytischen Wirkung des Wassers widerstehen. Vergleicht man die Eigenschaft dieser Indikatoren mit der schon beschriebenen Eigenschaft anderer Salze mit schwachen und riechenden Säuren, so z. B. des Cyankaliums, so ist der Unterschied nur der, daß bei den Indikatoren der dissoziierte Teil an der Färbung, bei den andern Salzen die in den nichtdissoziierten Zustand übergegangene Säure an dem Geruch erkannt wird.

Die Ähnlichkeit des Sauerstoffs mit dem Schwefel zeigt sich in einer in der Anzahl ihrer Glieder beschränkten Klasse von Säuren, Basen und Salzen: den Sulso-säuren, -basen und -salzen. Es fungieren nämlich Schwefelarsen, Schwefelantimon, Schwefelzinn und einige andere Sulfide mit dem Charakter eines säurebildenden

126 Kalium, Natrium, Lithium, Cäsium, Rubidium.

Sulfids gegenüber den Schwefelalkalien als den entsprechenden basenbildenden Sulfiden. Die Produkte aus beiden sind die Sulfosalze.

Kalium, Natrium, Lithium, Cäsium, Rubidium (einwertig). Diese fünf Metalle werden kurzweg Alkalimetalle genannt. Sie sind metallglänzend, bei gewöhnlicher Temperatur wachsweich, schmelz- und destillierbar, oxydieren sich sehr leicht an der Luft und zersetzen das Wasser unter Wasserstoffeutwicklung und Bildung der Oxydhydrate: 2 Na -|- 2 H₂0 = 2 NaOH -f- H₂. Die Wärme bei der Einwirkung des Wassers auf Kalium, Cäsium und Rubidium ist so groß, daß die Reaktion unter Feuererscheinung verläuft; bei der Einwirkung des Wassers auf Natrium und Lithium tritt keine Entzündung ein, wohl aber schmilzt das Natrium (nicht das Lithium); eine Entzündung bei der Natriumreaktion läßt sich erzielen, wenn man das Metall, welches sonst lebhaft auf dem Wasser rotiert, an dieser Bewegung (durch Unterlegen eines Stückchens Papier) hindert, infolgedessen die frei werdende Wärme die Entzündungstemperatur des Wasserstoffs erreicht.

Im freien Zustande treten die Metalle in der Natur nicht auf; im gebundenen Zustande sind sie in der Natur sehr verbreitet und zwar quantitativ Kalium und Natrium am meisten, oft mächtige Lager bildend. Das Meerwasser, die Mineralquellen, die Aschen der Pflanzen enthalten Kalium-, Natrium-, Lithiumsalze. Cäsium-und Rubidiumsalze treten stets nebeneinander auf in Mineralien, Salzsolen, Pflanzenaschen. Kalium- und Natriumsalze sind auch im Tierkörper enthalten. Die Kaliumsalze sind überwiegend in den Landpflanzen, die Natriumsalze in den Seepflanzen. In dem Pflanzen- und Tierorganismus sind alle diese Salze teils als anorganische (KCl,NaCl),

Kalium, Natrium, Lithium, Cäsium, Rubidium. 127

teils als organische (Salze von organischen Säuren, z. B. Pflanzensäuren) enthalten, wie dieses von allen im Tier-lmb Pflanzenkörper auftretenden Salzen gilt. Die in der Natur vorkommenden wichtigsten Kaliumsalze sind das Chlorkalium (tut Sylvin und Carnallit in den Staßfurter Abraumsalzen usw.), die organischsauren Kaliumsalze der Pflanzen, durch deren Einäscherung die Pottasche erhalten wird, und der Feldspat und Glimmer (vergl. Aluminium), durch deren Zersetzung (Verwitterung) die Kaliumsalze in den Kreislauf durch den Pflanzen- und Tierkörper gelangen. — Die wichtigsten natürlich vorkommenden Natriumsalze sind das Kochsalz (NaCl), das salpetersaure Natrium (M0₃), weniger die organischsauren Salze der Meerpflanzen, die Soda liefern können. — Die wichtigsten Lithiummineralien sind der Lithionglimmer (Lepidolith, ein Silikat) und der Triphyllin (Phosphat). — Die wichtigsten Cäsiummineralien sind Castor und Pollux (Silikate). — Rubidiumsalze finden sich in kleiner Menge in Mineralien, Pflanzenaschen und Mineralwässern und dann stets neben den Salzen der andern Alkalien.

Kalium und Natrium wurde vor Aufnahme des elektrolytischen Verfahrens durch Glühen von kohlensaurem Kalium bezw. Natrium mit Kohle erhalten, wobei das Metall überdestillierte und (um Oxydation zu verhüten) unter Steinöl aufgefangen wurde. Na₂C0₃4-2 C= 2 Na-j-3 CO. Bei der Kaliumbereitung war eine besondere Vorsicht nötig, um die Bildung von Kohlenoxydkalium, einer explosiven Verbindung, zu verhindern. Kalium und Natrium werden aber heute auf elektrolytischem Wege aus Ätzkali bezw. Ätznatron gewonnen.

Für die Gewinnung des Cäsiums (aus Cyancäsium) und des Lithiums (ans Chlorlithium) gilt der elektrolytische Weg. Um hierbei eine Oxydation des Metalls

128 Kalium, Natrium, Lithium, Cäsium, Rubidium.

durch den atmosphärischen Sauerstoff zu verhindern, wird die Elektrolyse in einer Wasserstoffatmosphäre ausgeführt. Das Rubidium wird durch Reduktion seines Oxydhydrats, RbOH, durch Magnesium erhalten. (Vergl. S. 50 1 y.)

Die Salze der Alkalien sind durch das Spektrum der betreffenden Flammen scharf charakterisiert (bergt Spektralanalyse). Außerdem wird die nichtleuchtende Flamme (eines Bunsenbrenners) durch Kaliumsalze violett, durch Natriumsalze gelb und durch Lithiumsalze karmesinrot gefärbt. Treten die Salze nebeneinander auf, so bedient man sich zur Erkennung besonderer Hilfsmittel, z. B. des Jndigoprismas (eines mit Jndigolösung gefüllten Prismas), durch welches z. B. die Natriumfärbung nicht mehr gesehen wird, während die Kaliumfärbung bleibt. Für das Kalium, Cäsium und Rubidium sind analytisch noch wichtig die Verbindungen mit Platiuchlorwasserstoffsäure (z. B. K₂PtCl₆ Kaliumplatinchlorid), welche beim Vermischen ihrer Chloride mit Platiuchlorid kristallinisch gefällt werden. Das mit den Chloralkalien vergleichbare Ammoniumchlorid (Salmiak) gibt zwar auch eine komplexe Verbindung mit Platinchlorid, welche beim Glühen aber das Chlorammonium abgibt. Im allgemeinen sind die Salze der Alkalien in Wasser leicht löslich; das Lithiumkarbonat und -Phosphat sind schwer löslich und können darum aus den Lithiumsalzen durch direkte Fällung mit Ammonium- bezw. Natriumkarbonat oder -Phosphat erhalten werden. Der einfachste Weg zur Darstellung irgend eines Alkalisalzes ist der der Sättigung der Säure mit dem betreffenden Alkalikarbonat (Li₉C0₃ + 2 HCl = 2 LiCl +

h₂o + co₂).

Die industriell wichtigsten Alkaliverbindungen sind die Kalium- und Natriumverbindungen, worüber speziell noch folgendes erwähnt werden soll.

Kali- und Natronlauge sind die Lösungen von KOH bezw. NaOH in Wasser, welche durch Kochen von Kalkmilch mit Pottasche bezw. Soda (imb Wasser) erhalten werden: K₂C0₃ -f Ca(OH₂) = 2 KOH + CaC0₃. Durch Eindampfen zum spez. Gewicht 1,16 kann die Lauge in gußeisernen Gefäßen konzentriert werden; ein weiteres Eindampfen bis zum spez. Gewicht 1,34 (Handelsware) geschieht in silbernen Gefäßen. Das geschmolzene und in Stangen ausgegossene Hydroxyd wird ebenfalls unter Benutzung silberner Gefäße bereitet. Kali- und Natronlauge wirken höchst ätzend und lösend auf tierische Substanzen (Haut, Wolle) ein und absorbieren begierig Kohlensäure. Die gläsernen Gefäße, in welchen die Lauge aufbewahrt wird, werden angegriffen. — In neuerer Zeit werden Ätznatron und Ätzkali auch auf elektrolytischem Wege aus dem entsprechenden Chlorid (NaCl, KCl) dargestellt. (Vergl. ferner Soda a.)

Durch Verbrennen des Natriums an trockener Luft entsteht Natriumsuperoxyd Na₂0₂, welches wie Wasserstoffsuperoxyd als Bleichmittel in der Wollbleicherei angewendet wird.

Brom- und Jodkalium werden durch Einwirkung von Brom und Jod auf heiße Kalilauge bereitet: 6 KOH -}-3 Br₂ = 5KBr + KBr0₃ + 3 H₂0. Nach dem Eindampfen zur Trockne wird durch Glühen mit Kohle das gebildete bromsaure (jodsaure) Kalium zu Brom(Jod)kalium reduziert. Es wird alsdann wieder gelöst, filtriert und zur Kristallisation eingedampft. Auch durch Wechselzersetzung zwischen Eisenbromür(jodür), welches unmittelbar aus Eisenpulver und dem Halogen bei Gegenwart von etwas Wasser bereitet werden kann, und kohlensaurem (oder doppeltkohlensaurem) Kalium läßt sich das Salz erhalten.

Klein, Anorgan. Lhemie.

Chlorsaures Kalium KC10₃ wurde nach dem ältern Verfahren in der Art bereitet, daß man in heiße Kalkmilch Chlor einleitete: 6 Ca(OH)₂ -j- 6 Cl₂ = Ca(C10₈)2 -|-5 CaCl₂-f-6H₂0 und das gebildete chlorsaure Calcium mit Chlorkalium zersetzte: Ca(C10₃)₂ + 2 KCl = 2 KC103 -f- CaCl₂. Dieser Weg war einfacher als der durch direkte Einwirkung von Chlor auf heiße Kalilauge 6 KOH -f-3 Cl₂ = 5 KCl -f KClOg + 3 H₂0. Heute wird chlorsaures Kalium auf elektrolytischem Wege aus erwärmten Chlorkaliumlösungen gewonnen, indem das an der Anode entwickelte Chlor sogleich auf Ätzkali übertragen wird: KCl -f 3 H₂0 = KC10₃ + 3 H₂. Bei der einen wie bei der andern Bereitungsweise werden die entstandenen Lösungen genügend konzentriert, wobei das chlorsaure Kalium auskristallisiert.

Salpetersaures Kalium KK0₃ (Salpeter) wird in der Natur gebildet, wenn stickstoffhaltige tierische Abfälle (Jauche, Exkremente usw.) bei Gegenwart von Kaliumkarbonat verwesen. Da in Wirklichkeit als Base niemals reines Kaliumkarbonat, sondern Kalk und Magnesia an der Salpeterbildung teilnehmen, so muß der erhaltene Salpeter noch mit Pottasche (Aschenlauge) gebrochen werden: Ca(N0₃)2 + K₂C0₃ = CaC0₃ + 2 KN0₃. — Aus der gereinigten Salpeterlösung wird das Salz durch Eindampfen gewonnen. Die Reinigung geschieht durch Umkristallisieren. In einzelnen Gegenden (Indien) vollzieht sich solcher Salpeterbildungsprozeß bis zum Rohsalpeter (KKO₃,CasKO₃)₂,NA^KO₃^₂ re.) ohne jede menschliche Beihilfe; in anderen Gegenden wird der Prozeß in den sog. Salpeterplantagen absichtlich herbeigeführt. Solcher Salpeter beansprucht kein allgemeines Handelsinteresse (vergl. weiter Natronsalpeter). Der Salpeter findet hervorragende Anwendung u. a. zur Schießpulverfabrikation. Die Wirkung des Schießpulvers, eines

Gemenges von Kohle, Salpeter und Schwefel in aus- • geprobten Verhältnissen, beruht auf der bei der Zersetzung auftretenden bedeutenden Gasentwicklung. Die Zersetzung des Pulvers läßt sich durch eine einfache Gleichung nicht ausdrücken. — Der Natronsalpeter NaN0₃ kommt natürlich vor ^Chilesalpeter). Dieser Salpeter hat eine große Bedeutung seit dem Auffinden der Staßfurter Kalisalze erlangt, da durch Wechselwirkung zwischen ihm und Chlorkalium der wertvollere Kalisalpeter, sog. Konversionssalpeter, entsteht: KaN0₃ + KCl = KN0₃ + KaCl.

Das kohlensaure Kalium K₂COs, Pottasche, entsteht außer als Pflanzenasche beim Glühen aller organischsauren Kaliumsalze, z. B. des Weinsteins (Kalium carbo-nicum e tartaro). Dieses begründet auch die Gewinnung von Pottasche aus der Schlempe (Binasse) von der Spiritusfabrikation aus Runkelrübenmelasse und die Gewinnung aus den Schweißlaugen der Schafwollwäschereien, wo jedesmal organischsaure Kaliumsalze die Quellen sind, welche nach dem Eindampfen der Schlempe bezw. der Schweißlaugen durch Einäscherung die Pottasche liefern. Besonders hervorzuheben ist die Gewinnung der Pottasche aus Chlorkalium bezw. schwefelsaurem Kalium in der Art des Leblancschen Sodaprozesses (vergl. unten) sowie die elektrolytische Gewinnung aus Chlorkalium (vergl. Soda).

Bei der Elektrolyse einer gesättigten Kaliumkarbonatlösung scheidet sich das Kaliumsalz der in freien Zustande nicht bekannten Überkohlensäure, K₂C₂0₆, aus. Dieses ist wie das Kaliumpersulfat ein starkes Oxydationsmittel; seine wässerige Lösung gibt beim Erwärmen Sauerstoff ab: 2 K₂C₂0₆ + 2 H₂0 ---- 4 KHC0₃ + 0₂; auf Zusatz einer Säure zur wässerigen Lösung entsteht Hydroperoxyd:

k₂c₂o₆ + h₂so₄=k₂so₄ + 2C0₂+h₂o₂.

Das Schwefelkalium als Schwefelleber ist ein

‘ durch Verschmelzen von Pottasche mit Schwefel hervorgegangenes Gemisch von Schwefelkalium und Kaliumthio-sulfat: 3 K₂C0₃ + 4 S₂ = 2 K₂S₃ + K₂S₂0₃ + 3 C0₂.

Das Chlornatrium, Kochsalz, wird aus den natürlich vorkommenden Steinsalzlagern entweder hüttenmännisch oder vermittelst eines Auslaugeprozesses (durch Eintreiben von Bohrlöchern in die Erde und Einfließenlassen von Wasser) gewonnen. Die natürlich vorkommenden Salzquellen liefern meist nur schwache Kochsalzlösungen. Um dieselben ohne viel Feuermaterial zu konzentrieren, werden sie gradiert. Es geschieht dieses in der Weise, daß man die Solen über Anlagen von Dornenwänden (Gradierwerke) fließen läßt, infolgedessen durch die große Oberfläche, welche die Sole bietet, das Wasser reichlich verdunstet und eine siedewürdige Sole erhalten wird, die auf festes Kochsalz versiedet wird. — Das natürliche Steinsalz bildet große, manchmal gefärbte Würfel; das Kochsalz des Handels besteht meist aus den aus einzelnen kleinen Würfeln gruppierten Pyramiden. Bemerkenswert ist für das Kochsalz, daß die in der Kälte und Wärme bereiteten konzentrierten Lösungen nahezu gleich stark sind (1 Teil Salz auf 2,7 Teile Wasser). Gereinigt wird das Kochsalz durch Lösen in Wasser, Eindampfen unter Umrühren und Entfernung des sich ausscheidenden Kristallpulvers.

Dasschwefels aureNatrium,Glaubersalz,Xa₂804 kristallisiert mit 10 Mol. Wasser; es findet sich in vielen Mineralwässern vor und entsteht in großen Quantitäten als erstes Produkt bei der Sodagewinnung in den Sulfatöfen: H₂S0₄ + 2 NaCl = Na₂80₄ + 2 M1.(vergl. Salzsäure).

Kohlensaures Natrium Na₂C0₃, Soda, wird in untergeordneter Menge als Pflanzensoda aus der Asche von Salsola- und Salieoruia-Arten gewonnen. Untergeordnet ist auch die Gewinnung der Kryolith-Soda aus Kryolith (Natriumaluminiumfluorid), welcher mit Kalk zuerst geglüht wird: 6 NaFl, 2 A1F1₈ + 6 CaO = 6 CaFl2 (unlöslich) -f- 3 Na₂0, A1₂0₃ (löslich). Das Tonerdenatrium (3 Na₂0, A1₂0₃ = 2 A10₃Na₃) wird dann durch Kohlensäure zerlegt: 2 A10₃Xa₃ -|- 3 C0₂ -f- 3 H₂0 = 2 Al(OH)₃ 3 JSsa₂C0₃. Das - Tonerdehydrat scheidet sich dabei aus. Industriell hervorragend ist aber die Gewinnung der Soda nach dem Leblancschen (a) und nach dem Ammoniakprozeß (b) sowie nach dem nicht näher zu erörternden elektrolytischen Verfahren, welches im wesentlichen auf der Kombination der Elektrolyse des Chlornatriums mit der Überführung des Ätznatrons mittels Kohlensäure in Soda beruht.

a) Das in den Sulfatöfen aus Kochsalz und Schwefelsäure hergestellte Natriumsulfat wird mit kohlensaurem Kalk und Kohle in den erprobten Verhältnissen in Flammenöfen verschmolzen: a) NaoS0₄-(- 2 C = Na₀S-j-2 C0₂, ß) ISsa₂S + CaC0₃ = ISsa₂C0₃ + CaS. Am Schlüsse der Operation tritt auch Kohlenoxyd auf: 2 CaC0₃ -)- 2 C = 2CaO -f- 4 CO. Alsdann wird die Schmelze aus dem Ofen herausgezogen. Nach dem Erkalten stellt diese Rohsoda eine schlackenartige harte Masse dar und besteht im wesentlichen aus kohlensaurem Natrium und Schwefelcalcium, außerdem aus Anteilen von Kohle, Ätzkalk und zahlreichen andern Verbindungen. Die Rohsoda wird nun in besonderer Art zermalmt und ausgelaugt. Nachdem die Lauge sich geklärt hat, wird sie in großen Pfannen eingedampft und hierbei das jedesmal sich ausscheidende kohlensaure Natrium (Na₂C0₃, 2 H₂0) herausgezogen. Es resultiert schließlich demnach in einer gewissen Verdampfungsperiode eine im wesentlichen die Nebenbestandteile der Rohsoda enthaltende Mutterlauge, welche auf jene

Nebenbestandteile, von welchen der wichtigste das Ätznatron ist, oder nach dem Behandeln mit Kohlensäure noch weiter auf Soda verarbeitet wird. Die Verarbeitung auf Ätznatron, welches nach der Reaktion Na₂C0₃-f- Ca(OH)₂ = 2 NaOH -{-CaCOg beim Auslaugen der Rohsoda entstanden ist, beginnt damit, das noch vorhandene kohlensaure Natrium mit Ätzkalk vollständig' in Ätznatron überzuführen. Bei der Verarbeitung der Lauge auf kohlensaures Natrium wird durch die eingeleitete Kohlensäure das Ätznatron vollständig gebunden. Die Details sind hier zu umgehen. — Der beim Auslaugen der Rohsoda resultierende Sodarückstand enthält fast allen Schwefel des angewendeten Sulfats und wird in verschiedener Weise verarbeitet. Entweder wird das Schwefelcaleium durch Oxydation an der Luft in Calciumthiosulfat (vergl. Unterschweflige Säure) übergeführt und letzteres mit Glaubersalz (Na₂S0₄) in das Natriumthiosulfat umgesetzt oder man sucht den Schwefel des Rückstandes als solchen zu erhalten, um ihn dann auf Schwefelsäure zu verarbeiten.

b) Kochsalzlösung wird in besondern Apparaten mit Ammoniak beladen und in diese ammoniakalische Lösung Kohlensäure eingepumpt, wodurch Natriumbikarbonat ausgeschieden wird. Die Reaktion ist im folgendem Sinne zu denken: NH₄C0₃ + NaCl = NaHC0₃ + NH₄C1. Das Bikarbonat wird durch Erhitzen in Soda verwandelt 2 NaHC0₈ ----- JSsa₂C0₃ + H₂0 + C0₂ und die entweichende Kohlensäure wieder verwertet. Das gebildete Chlorammonium wird wieder auf Ammoniak verarbeitet. Dieses Ammoniakverfahren wird nach seinem Hauptbegründer auch Solvay-Verfahren genannt.

Die Soda kristallisiert mit 10 Mol. Wasser in großen an der Luft (zu Na₂C0₃, 2 H₂0) verwitternden Kristallen, (kalcinierte Soda ist die beim Eindampfen der Lauge gewonnene undgeglühte, also wasserfreie Soda.—Kaustische Soda ist eine Bezeichnung für Ätznatron.

Doppeltkohlensaures Natrium, NaHC0₃, entsteht in mit Soda mehr oder weniger verunreinigter Form, we/nr Kohlensäure auf kristallisierte Soda einwirkt. Sodafrei wird das Salz erhalten, wenn Kohlensäure in eine konzentrierte Sodalösung eingeleitet wird. Das ausgeschiedene Bikarbonat wird bei einer 40° nicht übersteigenden Temperatur getrocknet.

Baryum, Strontium, Calcium (zweiwertig). Diese drei Erdalkalimetalle sind metallglänzend, Messing- bis goldgelb, duktil; sie oxydieren sich leicht an der Luft und zersetzen das Wasser lebhaft: Ba -)- 2 H₂0=Ba(0H)2 4-Hg. Im freien Zustande treten die Metalle ebensowenig wie die Alkalimetalle in der Natur auf; in gebundenem Zustande finden sich in der Natur die Sulfate (Schwerspat BaS04f Cölestin SrS0₄, Gips, Alabaster CaS0₄, 2 HgO, Anhydrit CaS0₄) und Karbonate der Metalle (Witherit BaC0₃, Strontianit SrC0₃, Marmor, Kalkspat, Kreide CaC0₃). Außerdem kommt phosphorsaurer Kalk als Hauptbestandteil des Knochengerüstes der Tiere, des Apatits und Phosphorits sowie des Guanos in der Natur vor, Fluorcalcium als Flußspat, Calciumsilikat als Bestandteil sehr vieler Silikate. Kalksalze, namentlich CaS0₄ und CaC0₃, sind in vielen Wässern enthalten, deren sogen. Härte sie bedingen; in kleinen Mengen sind Baryum- und Strontiumverbindungen auch in einigen Mineralwässern enthalten.

Für die Gewinnung der drei Metalle gilt vor allem der elektrolytische Weg der Zersetzung der geschmolzenen Chloride in einer Wasserstoffatmosphäre (wie bei Lithium). Zur Darstellung des Calciums wird mit Vorteil auch ein Gemisch von Chlorcalcium und Fluorcalcium angewendet, dessen Schnrelztemperatur ca. 100° niedriger als die des Calciums liegt.

Die Salze der Erdalkalien sind wie die der Alkalien durch ihr Spektrum charakterisiert. Außerdem wird die nichtleuchtende Bunsenflamme durch Barytsalze hellgrün, durch Strontiumsalze karminrot und durch Calciumsalze gelbrot gefärbt. Für die Erdalkalien sind analytisch wichtig die Karbonate und Sulfate wegen ihrer Unlöslichkeit bezw. Schwerlöslichkeit. Die Oxydhydrate der Erdalkalien sind in umgekehrtem Grade in Wasser löslich wie die Sulfate: Ba (OH)₂ und CaS0₄ sind am löslichsten, BaS0₄ und Ca(OH)₂ sind am wenigsten löslich; zwischen beiden stehen SrS0₄ und Sr(OH).₂. Die Salze der Erdalkalien sind in Wasser entweder löslich (Chloride, Nitrate) oder unlöslich oder schwerlöslich. Die löslichen Salze werden zweckmäßig durch Sättigen der betreffenden Säure mit den betreffenden Erdalkalikarbonaten erhalten, die un- oder schwerlöslichen Salze dagegen durch Fällen eines löslichen Salzes mit dem Natrium-, Kalium- oder Ammonium salz der an Erdalkali zu bindenden Säure: BaCl₂ -j- Ta₂S0₄ — Ba S0₄ -|-2 NaCl oder auch direkt mit der Säure, weiln dieses geeignet ist. Die freien Oxyde BaO, SrO, CaO werden durch Glühen der Nitrate erhalten; sie lösen sich in Wasser zu Oxydhydraten auf; beim Eindampfen der wässerigen Lösung werden die Oxydhydrate wieder ausgeschieden. Diese Lösungen, namentlich Kalk- und Barytwasser, werden als Reagentien auf Kohlensäure benutzt, die Niederschläge oder Trübungen (durch Bildung von Karbonat) erzeugt. Das Vary unoxyd nimmt beim Erhitzen an der Luft unter Bildung von Baryumsuperoxyd leicht Sauerstoff auf. Die Sulfide (BaS u.s.w.) werden durch Reduktion der Sulfate mit Kohle erhalten. Durch

Wasser werden dieselben zersetzt in dem Sinne: 2 BaS + 2H₂0 = Ba (0H)₂ + Ba (SH)₂. Speziell gilt von den wichtigsten Erdalkalisalzen folgendes:

Aus dem natürlich vorkommenden Calciumkarbonat CaC0₃ (Kalkstein) wird durch Brennen in den sog. Kalköfen der Ätzkalk CaO (gebrannte Kalk) gewonnen, welcher beim Besprengen mit Wasser unter chemischer Vereinigung mit demselben, die unter bedeutender Wärmeentwicklung erfolgt, zu Pulver (gelöschtem Kalk) zerfällt. Gibt man mehr Wasser, als zur Bildung des pulverigen Hydrats Ca(OH)₂ erforderlich ist, hinzu, so entsteht ein Kalkbrei bezw. eine Kalkmilch. Die wässerige Lösung des Kalkhydrats heißt Kalkwasser. Nach der Menge und der Zähigkeit des beim Löschen des Kalks entstehenden Breies unterscheidet man fetten und magern Kalk; der letztere ist der unreine und weniger wertvolle. — Der Kalk erleidet in den verschiedensten Industrien und Gewerben Anwendung. In der Gerberei wird er zum Enthaaren der Häute gebraucht, in den Zuckerraffinerien zur Scheidung des Saftes, in der Stearinkerzenfabrikation zum Verseifen der Fette, ferner zur Ammoniak-, Alkalilauge- und Chlorkalkbereitung und zur Bereitung von Mörtel und Cement. Das Erhärten des Luftmörtels (eines Gemenges von Kalkbrei und Sand) beruht vor allem darauf, daß durch die Kohlensäure der Luft (herrührend in den Wohnungen entweder von dem Atmungsprozeß der Menschen oder von zum Zwecke des „Trocknens" vor dem Bezug aufgestellten Koksöfen) das Kalkhydrat in Karbonat übergeführt wird, welches mit dem Sande eine harte Masse bildet. Im Freien kann sich ein solcher Prozeß mitunter erst im Laufe von Jahrtausenden vollziehen. — Wassermörtel (Cement) ist das Produkt des Brennens tonreicher Kalksteine (ev. eines Gemenges von Kalkstein und Ton); es bildet sich Calciumaluminat, Caleiumsilikat, auch eine Verbindung des Kalks mit Eisen, welches Gemenge die Eigenschaft des Erhärtens unter Wasser hat. Über die Ursachen des Erhärtens sind mannigfache Untersuchungen angestellt und verschiedene Erklärungen (Hydratisierung re.) gegeben worden. — Der Chlorkalk ist das Produkt der Einwirkung des Chlorgases auf gelöschten Kalk, welcher in dünner Ausbreitung in besonderen Kammern der Einwirkung des Chlors bis zur Erzielung eines etwa 30—37°/0 bleichendes Chlor enthaltenden Präparates ausgesetzt wird. Gewöhnlich betrachtet man den Chlorkalk als unterchlorigsaures Calcium Ca(OCl)₂ (vergl. unterchlorige Säure). Jedoch ist in dem Chlorkalk ein basisches Hypochlorit

OH

anzunehmen, welches durch Wasser in Ca(OH)₂

OC1

Ca<

und Ca (001)2 zerfällt. Fürdie Bildung des Chlorkalks giltfol-

OH

OCl

gende Gleichung: 3 Ca (OH)₂ + 2 Cl₂ = 2 Ca <

CaCl₂ -f- 2 H₂0. Das zur Chlorkalkfabrikation notwendige Chlor wird heute zum Teil auf elektrolytischem Wege durch Zersetzung der Chloralkalien gewonnen. — Durch Brennen des Gipses CaS04i 2 H₂ 0 bei mäßig hoher Temperatur wird das Kristallwasser abgegeben, und dieser gebrannte Gips verbindet sich beim Anrühren mit Wasser wieder mit demselben unter Erstarrung und Volumvergrößerung zu einer festen Masse von Ca S0₄. 2 Hg 0. Zu stark (über 204°)' gebrannter Gips verbindet sich überaus langsam mit Wasser; man nennt solchen Gips totgebrannt. — Der arzneilich angewendete phosphorsaure Kalk hat die Formel CaHP04 2 H₂ O und wird nach der Reaktion erhalten: CaCL Na₂HP0₄ = CaHP0₄ + 2NaCl. — Doppelsilikate des

Calciums und der Alkalimetalle, wie sie durch Verschmelzen gewonnen werden, bilden das Glas. Das Natronglas, Natriumcalciumsilikat, ist leicht schmelzbar, das Kaliglas schwer schmelzbar. Durch Zusatz kleiner Mengen von Metalloxyden zur Schmelze werden gefärbte Gläser erhalten: blaues durch Kobalt, violettes durch Mangan, rotes durch Kupfer, gelbes durch Eisen usw.

Beryllium, Magnesium, Zink, Cadmium (zweiwertig). Die Metalle der Magnesiumgruppe, welche die vier obigen Elemente umfaßt, sind silberweiß, duktil, schmelzbar, an trockener Lust beständig und zersetzen das Wasser nicht. Sie treten im freien Zustande in der Natur nicht auf. Die natürlich vorkommenden Verbindungen sind für Beryllium: der Beryll und Smaragd (Berylliumaluminiumsilikat), für Magnesium: der Talk, Meerschaum, Serpentin, Olivin (Silikate), Asbest (Magnesiumcalciumsilikat), Magnesit (Karbonat) und Dolomit (Magnesiumcalciumkarbonat), sowie das Sulfat (Kieserit, Kainit), für Zink: der Galmei (Karbonat event, mit Silikat) und die Zinkblende (Schwefelzink), für Cadmium: die meisten Zinkerze und der seltene Greenockit (Schwefelcadmium).

Für die Gewinnung der Metalle kommt bei Magnesium (auch Magnium genannt) der elektrolytische Weg der Zersetzung des geschmolzenen Chlormagnesiums resp. des Carnallits MgCl₂, KCl -j- 6 H₂0 und außerdem, heute aber weniger, die (ailch für Beryllium angewendete) Zersetzung des Chlorids mit Natrium unter Zugabe von Flußspat als Flußmittel in Betracht; Zink und Cadmium werden durch Reduktion der gerösteten Erze mit Kohle und Auffangen des abdestillierenden Metalls in Vorlagen nach verschiedenen Verfahren (schlesischem, belgischem, englischem) erhalten. Das Cadmium findet sich wegen seiner größeren Flüchtigkeit in den ersten Anteilen von der Zinkgewinnung.

Auch sind zahlreiche Versuche zur elektrolytischen Gewinnung des Zinks angestellt worden, welche sich hauptsächlich um die Frage der Vermeidung der schwammigen Ausscheidung des Zinks drehen. — Magnesium, Zink und Cadmium sowie deren Verbindungen kommen am meisten in Betracht.

Das Magnesium ist u. a. charakterisiert durch die kristallinische Doppelverbindung von phosphorsaurem Ammonium-Magnesium MgNH₄P0₄ (phosphorsaurer Ammoniak-Magnesia vergl. Phosphorsäure), das Zink durch die weiße und das Cadmium durch die gelbe Schwefel-verbindung (ZnS, CdS). Diese Verbindungen werden in der qualitativen Analyse zur Erkennung benützt. Metallisches Magnesium (spez. Gew. 1,75) verbrennt mit blendend weißem, an chemisch wirksamen Strahlen reichem Lichte zu Magnesiumoxyd. Das Magnesiumlicht hat als Signallicht, in der Photographie usw. Verwendung gefunden. — Das Zink (spez. Gew. 7,2; Schmelzp. 430°) zeigt auf dem Bruch kristallinisches Gefüge; sein Dampf verbrennt mit leuchtender grünlicher Flamme zu Zinkoxyd. Seine Legierung mit Kupfer ist das Messing, mit Kupfer und Nickel das Neusilber (Argentan). — Die Legierungen des Cadmiums sind meist leicht schmelzbar (vergl. Woodsches Metall). Der Dampf des Cadmiums verbrennt mit brauner Flamme. Speziell gilt von den wichtigsten Verbindungen folgendes.

Die gebrannte Magnesia MgO (Magnesia usta) wird durch Glühen der kohlensauren Magnesia (Magnesium carbonicum, Magnesia alba) gewonnen, die ihrerseits wieder durch Fällen einer Magnesiumsalzlösung (MgS0₄) mit kohlensaurem Natrium erhalten wird: 5 MgS0₄+5 Nat>C0₃ + 5H₂0 = C0₂ + (4 MgC0₃ + Mg [OH] ₂ + 4 H₂0) + 5 Na₂S0₄. Die Magnesia alba ist demnach ein basisches Karbonat. In Pulverform ist dieselbe sehr locker; zur bessern Verpackung ist sie meist in große Würfel geformt. — Die schwefelsaure Magnesia, das sog. Bittersalz, kristallisiert mit 7 Mol. Wasser (MgS0₄, 7 H₂0), von welchen ein Molekül durch ein Molekül eines schwefelsauren Alkalisalzes ersetzt werden kann. Solche Doppelsalze sind z. B. MgS0₄, K₂S0₄-f-6 H₂0 usw. Dasselbe Verhalten zeigen auch andere mit 7 Mol. Wasser kristallisierende Sulfate (ZnS0₄, FeS0₄), deren Doppelsalze gleichfalls 6 Mol. Wasser enthalten, z. B. FeS04 (NH₄)₂S0₄, 6 H₂0 Ferroammoniumsulfat, Mohrsches Salz. Alle diese Salze sind isomorph. Aus dem Kieserit MgS0₄, H₂0 läßt sich durch Hydratation Bittersalz leicht bereiten; im übrigen geschieht die Bereitung desselben aus kohlensaurer Magnesia (Magnesit) mit Schwefelsäure.

Zinkstaub ist das graue pulverförmige Gemenge von feinzerteiltem metallischen Zink und Zinkoxyd, welches bei der Destillation des Zinks als Nebenprodukt erhalten wird und als Reduktionsmittel Verwendung findet. — Das Zinkoxyd ZnO entsteht außer beim Verbrennen des Zinks (im großen) auch durch Glühen des basischen Karbonats 2 ZnC0₃, 3 Zn(OH).₂ welches seinerseits aus dem Sulfat durch Fällen mit kohlensaurem Natrium erhalten wird. Das Zinkoxyd findet unter dem Namen Zinkweiß Anwendung als weiße (durch Schwefelwasserstoff) nicht schwarz werdende Farbe (Unterschied von Bleiweiß). Das schwefelsaure Zink, Zintvitriol, ZnSO, 7 H₂0 wird außer durch Auflösen von Zink in Schwefelsäure auch durch gelindes Rösten von Zinkblende, Auslaugen und Eindampfen gewonnen.

Quecksilber, Kupfer. Beide Metalle werden gemeinschaftlich mit dem Silber manchmal als Metalle der Kupfergruppe bezeichnet. Zwar gehört das Kupfer zur

Nebengruppe des Natriums und das Quecksilber zur Neben--gruppe des Magnesiums. Allein Kupfer und Quecksilber gleichen sich bezüglich ihrer zwei Oxydationsformen so sehr, daß sie der Einfachheit wegen nebeneinander besprochen werden können. Diese beiden Oxydationsformen sind das Oxydul (Cu₂0, Hg₂0), in dem die Metalle einwertig erscheinen, und das Oxyd (CM), HgO) mit zweiwertigem Metall; von beiden Formen leiten sich Salze ab. Man nimmt nun an, daß in dem Oxydul und dessen Salzen das Metall gleichfalls zweiwertig ist, und daß, wie sich aus der Dampfdichte des Chlorürs ableiten läßt, dem

Cu

Kupferoxydul die Formel | /O (entsprechend der des Kupfer-Civ

chlorürs Cu₂Cl₂) zukommt. Für das Quecksilberoxydul ist dasselbe sehr wahrscheinlich. Man sagt: Das Kupfer- und Quecksilberoxydul sowie deren Salze haben im Molekül zwei Atome des zweiwertigen Metalls untereinander gebunden.

Quecksilber und Kupfer finden sich in der Natur sowohl gediegen wie vererzt vor. Das wichtigste Quecksilber-erz ist der Zinnober HgS. Die wichtigsten Erze des Kupfers sind das Rotkupfererz Cu₂0, der Kupferglanz Cu₂S, der Kupferkies CuFeS₂ (Cu₂S, Fe₂S₃), der Malachit CuC0₃, Cu(OH)₂ (== basisches Karbonat).

Für die Gewinnung des Quecksilbers kommt seine Flüchtigkeit in Betracht. Der Zinnober wird entweder geröstet: HgS -|- 0₂ = Hg -|- S0₂ oder mit Kalk oder Eisen destilliert: 4HgS + 4 CaO = 4 Hg+ 3 CaS + CaS0₄; HgS -s- Fe --------- FeS -j- Hg. Das entweichende

Quecksilber wird in Kammern verdichtet. Wasserlösliches Quecksilber, Quecksilberhydrosol (Hygrol), wird durch Reduktion von Quecksilbersalzen (z. B. Quecksilberoxydulnitrat) mit Zinnoxydulverbindungen und Ausfällen mit zitronensaurem Ammoniak als schwarze Masse erhalten, welche im trockenen Zustande metallisch glänzende Stücke bildet. Die Gewinnung des Kupfers geschieht aus dem Oxyd (oder Karbonat) durch Reduktion mit Kohle; umständlich ist die Gewinnung aus den schwefelhaltigen Erzen. Letztere werden geröstet, wodurch aus dem Schwefelkupfer teilweise Kupferoxyd und Kupfersulfat entsteht, während das Schwefeleisen zu Eisenoxyd oxydiert wird. Alsdann wird das Röstprodukt mit Kohle und kieselsänrehaltigen Zuschlägen verschmolzen, wodurch Eisen in die Schlacke übergeht und ein eisenärmeres Schwefelkupfer, der Kupferstein, erhalten wird, welches wieder geröstet und wieder in derselben Weise wie vorhin verschmolzen wird. Schließlich resultiert ein Gemisch von metallischem Kupfer und Schwefelkupfer, das Schwarzkupfer, aus dem durch ein Oxydationsschmelzen reines Kupfer gewonnen wird. Für die Gewinnung reinen Kupfers ist das elektrolytische Verfahren auf nassem Wege im großen zur Anwendung gekommen. Quecksilber und Kupfer können auch aus ihren Lösungen durch Zink und andere Metalle ausgeschieden werden. Ein blankes Messer wird z. B. beim Stehen in einer kupferhaltigen Masse (z. B. eingemachten Früchten, Gemüsen, wenn dieselben durch die Anwendung kupferner Geschirre kupfer-haltig geworden sind) mit einer Kupferschicht, und ein goldener Ring durch eine Quecksilbersalzlösung mit einer Quecksilberschicht überzogen. Quecksilber wird als graues zu Kügelchen vereinbares Metallpulver aus seinen Salzlösungen durch zahlreiche Reduktionsmittel (Zinnchlorür, schweflige Säure, phosphorige Säure) beim Erwärmen ausgeschieden. Es sind diese Ausscheidungen für den Nachweis des Quecksilbers sowie die erwähnten metallischen Ausscheidungen des Kupfers für den Nachweis des letzten: sehr wertvoll.

Das Quecksilber (spez. Gew. 13,57) ist das einzige flüssige Metall; es siedet bei 360° und erstarrt bei niederer Temperatur (z. B. bei Anwendung von fester Kohlensäure) zu einer hämmerbaren Masse. Das Kupfer (spez. Gewicht 8,9) ist das einzige Metall von roter Farbe; es ist sehr dehnbar; beim Glühen an der Luft oxydiert es sich zu schwarzem Kupferoxyd. Quecksilber und Kupfer lösen sich nicht in Salzsäure, wohl aber in Salpetersäure zu Nitrat und in starker Schwefelsäure unter 80₂-Ent-wickelung zu Sulfat. Die Legierungen des Quecksilbers heißen Amalgame; Legierungen des Kupfers sind Messing (f. Zink), Bronze usw. Speziell ist über die Verbindungen des Quecksilbers und Kupfers folgendes zu erwähnen.

Das Quecksilberoxyd HgO wird entweder als rotes kristallinisches oder orangegelbes amorphes Pulver gewonnen; beide unterscheiden sich nur durch ihre Partikelgröße. Das rote Oxyd wird im großen durch Erhitzen des basisch salpetersauren Quecksilberoxyduls erhalten [Hg₂ (X0₃)₂ + xHgO] = (2 + x) HgO + 2 N0₂, das gelbe Oxyd durch Fällen einer Quecksilberchloridlösung mit Alkalilauge: HgCl₂ -f- 2 NaOH -----HgO -j- 2 NaCl -f- H₂0. Zur Bereitung des erstem Oxyds wird das bei der Einwirkung von Salpetersäure auf Quecksilber entstehende basische (?) Nitrat Hg(N0₃)2 -f- XHgO (?) mit noch so viel Quecksilber, als zu seiner Darstellung angewendet wurde, verrieben, bis keine Metallkügelchen mehr zu beobachten sind; hierdurch entsteht das obige basische Oxydulnitrat. — Das Quecksilberchlorid, der Sublimat HgCl₂, wird im großen durch Sublimation eines Gemisches von Quecksilbersulfat und Kochsalz: HgSO, + 2 NaCl ----- HgCl₂ + Xa₂S0₄ (dem man zur Vermeidung der Bildung von Quecksilberchlorür aus vorhandenem Oxydulsulfat etwas Braunstein zusetzt)

NH₂

n

Ammoniak Quecksilberamidchlorid Hg <(

als

sog. „weißer Präzipitat" und durch Jodkalium das in überschüssigem Jodkalium lösliche rote Quecksilberjodid HgJ₂ gefällt. — Durch Sublimation eines Gemenges von Quecksilberchlorid mit der erforderlichen Menge Quecksilber entsteht das Quecksilberchlorür, der sog. Kalomel: HgCl₂ -j- Hg = Hg₂Cl₂. Werden die Ka-lomeldämpfe durch in dem Verdichtungsraum ihnen entgegenströmende Luft oder Wasserdämpfe abgekühlt, so resultiert der sog. Dampfkalomel (Hydrargyrum chloratum vapore paratum) als äußerst feines Pulver. — Durch Lösen von Quecksilber (im Überschuß anzuwenden) in kalter Salpetersäure entsteht Merkuronitrat Hg₂(N0₃)₂, aus welchem andere Quecksilberoxydulverbindungen leicht bereitet werden können; durch Lösen oon Quecksilber in überschüssiger heißer Salpetersäure entsteht Merkurinitrat Hg (N0₃)₂. — Die Quecksilberoxydulsalze werden meist Merkurosalze, die Oxydsalze Merkurisalze genannt, oder man unterscheidet Quecksilberchlorür und Quecksilberchlorid usw.

Das Kupfersulfat, Kupfervitriol, CuS0₄ 5H₂0 entsteht außer durch Lösen von Kupfer in Schwefelsäure, Eindampfen usw. im großen durch Rösten der Kupfersulfide, Auslaugen usw. Durch Alkalilauge wird die Lösung (wie überhaupt die der Kupferoxydsalze) blau gefällt (unter Bildung von Cu[OH]₂); Weinsäure und weinsaure Salze verhindern diese Fällung.

Eine niit Seignettesalz (weinsaurem Natrium-Kalium) versetzte alkalische Kupfersulfatlösung findet unter dem Namen „Fehlingsche Lösung" zum Nachweis einer Reihe sie reduzierender Verbindungen (Traubenzucker,

10

Klein, Anorgan. Chemie.

arseniger Säure usw.) Verwendung. Es entsteht bei diesen Reduktionen ein roter Niederschlug von Kupferoxydul Cu₂0. — Der durch Ammoniak (und Natronlauge) aus Kupfersulfatlösung entstandene Niederschlug löst sich in überschüssigem Ammoniak auf. Eine derartige konzentrierte Lösung (sog. Schweizersches Reagens) löst Cellulose (z. B. Fließpapier) auf. — Das Kupferoxyd CuO wird durch Glühen von Kupfernitrat oder -karbonat erhalten.

Silber. Das Silber tritt in seinen Verbindungen meist einwertig auf und diese Verbindungen entsprechen dann den Kupferoxydulverbindnngen. Indes wird die Silberverbindung stets mit einwertigem Silberatom formuliert (AgCl und nicht Ag₂Cl₂). Das Silber kommt in der Natur sowohl gediegen wie auch vererzt vor. Diese Erze sind der Silberglanz (Glaserz) Ag₂S und die Verbindungen des Schwefelsilbers mit anderen Sulfiden. Außerdem begleiten sich meist Silbererze, Kupfererze und Bleierze.

Die Gewinnung des Silbers aus den noch andere Metalle enthaltenden Erzen geschieht auf komplizierte Art. Die Metallurgie des Silbers fällt hier mit der Metallurgie der andern Metalle (des Kupfers, Bleis) zusammen. Hier möge nur erwähnt sein, daß aus dem silberreichen Kupferstein nach dem Überführen des Schwefelsilbers in Silbersulfat durch Rösten aus dem wässerigen Auszug des Röstgutes das Silber durch Kupfer gefällt werden kann und daß aus geschmolzenem silberhaltigen Blei beim Erkalten zuerst reines Blei auskristallisiert, welches ausgeschöpft wird (eine Operation, die itctd) ihrem Begründer das Pattinsonieren heißt). Schließlich wird das silberreiche Blei bei Luftzutritt der Oxydation unterworfen (der sog. Kupellation oder Treibarbeit), wobei das Blei zu Bleioxyd oxydiert wird, welches teils abfließt, teils von dem porösen Boden des Herdes aufge-genommen wird, während das Silber metallisch zurückbleibt. Dieses Werksilber enthält noch fremde Metalle, von denen es weiter getrennt wird. — Auch auf nassem Wege läßt sich Silber erhalten, wenn man z. B. Chlorsilber bei Gegenwart von etwas salzsäurehaltigem Wasser mit metallischem Zück behandelt, wobei das Silber als grauschwarzes Pulver (sog. molekulares Silber) resultiert. Wasserlösliches Silber, Silberhydrosol (Credos lösliches Silber, Kollargol) entsteht durch Reduktion von zitronensaurem Silber mit Eisenvitriol, durch Reduktion der Silberlösung mit Hydrazinhydrat und bei der Erzeugung des elektrischen Lichtbogens unter Wasser zwischen Silber-drähten; hierbei zerstäuben die Drähte zu einer äußerst feinen Suspension des Silbers in Wasser. Dieses kolloidale Silber bildet im trockenen Zustand schwarzgrüne, metallisch glänzende Partikelchen. Kolloidales Silber ist wahrscheinlich auch in den mit Silber gefärbten Gläsern enthalten. — Das Silber ist ein stark glänzendes, zu sehr dünnen Blättchen (Blattsilber) auswalzbares Metall von dem spez. Gewicht 10,5 und dem Schmelzp. ca. 1000 o. Für die Silberverbindungen ist charakteristisch das Gefälltwerden durch Salzsäure unter Bildung von AgCl.

Das salpetersaure Silber, der Höllenstein, AgN0₃ wird durch Auflösen von Silber in Salpetersäure, Eindampfen usw. erhalten. Außer kristallisiert wird derselbe auch in Stangenform ausgegossen benutzt. Organische Substanzen werden durch Höllenstein geschwärzt. Höllensteinflecken lassen sich durch Erwärmen mit einer unter Zusatz von Chlorammonium bereiteten konzentrierten Lösung von Quecksilberchloryd aus Wäschestücken leicht entfernen.

Der Gehalt (Feingehalt) der Silberlegierungen wird heute nach Tausendteilen angegeben; der früheren Bezeichnung nach Lot lag das Maß zugrunde: 1 Mark == 16 Lot. Die Silbermünzen des Deutschen Reiches haben einen Feingehalt von ⁹⁰⁰/₁₀₀₀.

Gold. Das Gold findet sich in der Natur fast nur gediegen vor. Es wird von der Gangart entweder mechanisch (durch Waschen) getrennt, oder man bereitet ein Goldamalgam, aus dem durch Destillation das Quecksilber wieder entfernt wird, oder man bringt das Gold aus den gerösteten Erzen mit Chlor in Lösung (Chlora-tionsverfahren) und fällt es dann aus, z. B.

a)    Au Cl₃ + 3 FeS0₄ = Au -f Fe₉(S0₄)₃ -f FeCl₃;

b)    2 Au Cl₃ -f 3 H₂S = Au₂S₃ + 6 HCl, worauf das Schwefelgold nach dem Rösten mit Salpeter verschmolzen wird, oder man bringt das Gold mit Cyankalium in Lösung (Cyanidverfahren) und fällt aus der Lösnng das Gold mit Zink oder elektrolytisch aus.

Wasserlösliches Gold entsteht durch Reduktion einer schwach verdünnten alkalischen Goldlösung mit Formaldehyd oder Hydrazinhydrat und darauffolgende Dialyse sowie bei der Kathodenzerstäubung aus Golddraht unter Wasser (vergl. Silber). Kolloidales Gold, Goldhydrosol bildet (neben kolloidalem Zinnoxyd) auch einen Bestandteil des sog. Cassiusschen Goldpurpurs, welcher sonst durch Fällen einer Goldlösung mit einer zinnchloridhaltigen Zinn-chlorürlösung erhalten wird, aber auch durch Fällen einer gemischten Lösung von kolloidalem Gold und kolloidalem Zinnoxdhydrat mit Säuren oder Salzen entsteht. Kolloidales Gold ist wahrscheinlich auch in den mit Gold gefärbten Gläsern enthalten.

Das Gold (spez. Gewicht ca. 19.5, Schmelzp. circa 1240°) ist ein gelbes glänzendes, in seinen Verbindungen meist dreiwertig auftretendes Metall, welches in chlor-/1000*

entwickelnden Flüssigkeiten (Königswasser) 51t AuC1₃ löslich ist. Es läßt sich zu dünnen Blättchen (Blattgold) auswalzen. Die wichtigste Goldverbindung ist das Chlorgold.

Der Gehalt der Goldlegierungen wurde früher nach Karaten ausgedrückt: 1 Mark = 24 Karat. Heute wird der Goldgehalt nach Tausendteilen ausgedrückt. Der Feingehalt der Goldmünzen des Deutschen Reichs ist

900/

Zinn (zwei- und vierwertig), Blei (zweiwertig). (Vergl. S. 119.) Zinn und Blei sind weiße, weiche duktile Metalle. Das Zinn findet sich nur vererzt in der Natur und zwar hauptsächlich als Zinnstein Sn0₂, das Blei findet sich vererzt (Bleiglanz PbS usw.) und (selten) gediegen vor.

Die Gewinnung des Zinns geschieht durch Reduktion des Zinnsteins mit Kohle.— Die Gewinnung des Bleis geschieht entweder durch die Niederschlagarbeit oder durch die Röstarbeit. Nach dem erstem Verfahren werden die (quarzreichen) Erze mit eisenreichen Zuschlägen verschmolzen, wobei metallisches Blei, ein Bleistein und Schlacke entstehen. Der Bleistein (FeS-f-PbS) wird geröstet und mit Eisengranalien verschmolzen, wobei wieder metallisches Blei, Stein und Schlacke resultieren. Mit dem zweiten Stein wird das Verfahren wiederholt und so fortgefahren, bis die Bleigewinnung beendet ist. — Bei dem zweiten Verfahren werden die (nicht quarzreichen) Erze geröstet, wodurch ein Teil des Schwefelbleis zu Bleioxyd und Bleisulfat oxydiert wird. Bei Luftabschluß und gesteigerter Hitze läßt man nun die beiden für die hüttenmännische Gewinnung des Bleis wichtigen Prozesse sich vollziehen: PbS + PbS0₄ = 2 Pb -f 2 S0₂ und PbS+ 2 PbO = 3 Pb S0₂. Zinn und Blei bilden mehrere Oxydationsstufen. Das Zinn (spez. Gewicht 7,29; Schmelzp. 228°) zeigt kristallinisches Gefüge; auch das

Blei (spez. Gew. 11,37; Schmelzp. 325°) kann kristallisiert erhalten werden. Das Blei ist in Salpetersäure löslich; über Zinn siehe unten.

Für die Zinnoxydulsalze ist u. a. charakteristisch das durch Schwefelwasserstoff entstehende braune Schwefel-zinn SnS (Zinnsulfür), für die Oxyd salze das gelbe SnS₂ (Zinnsulfid), die beide in Mehrfachschwefelammonium zu sulfozinnsaurem Ammonium SnS₄(NH₃)2 löslich sind. Für die Blei salze ist u. a. charakteristisch das schwarze durch Schwefelwasserstoff entstehende Schwefelblei PbS und das unlösliche Bleisulfat PbS0₄. In den Zinnoxydulsalzen fungiert das Zinn zweiwertig, in den Oxydsalzen vierwertig; in einigen Verbindungen fungiert auch das Blei vierwertig. Speziell gilt von den Verbindungen folgendes.

Das Zinnchlorür SnCl₂ wird durch Auflösen des Zinns in Salzsäure, Eindampfen usw. gewonnen; es kristallisiert mit 2 Mol. Wasser. Zinnchlorid SuCl4 entsteht in Lösung bei der Einwirkung von Königswasser auf Zinn oder beim Einleiten von Chlor in Zinnchlorür-lösung. Durch Mischen einer solchen Lösung mit Chlorammoniumlösung und Eindampfen wird das Doppelsalz SnCl₄, ^H₄01, Zinnchloridchlorammonium, Pinksalz, erhalten, welches in der Kattundruckerei Verwendung findet. Wasserfreies Zinnchlorid entsteht bei der Einwirkung von Chlorgas auf erhitztes Zinn als rauchende Flüssigkeit. — Bei der Einwirkung von Salpetersäure auf Zinn entsteht Metazinnsäure 8n0(0H)₂ als weißes unlösliches Pulver.

Das Bleioxyd PbO wird als Bleiglätte im großen bei der Treibarbeit (vergl. Silber) gewonnen. Läßt mau die Oxydation so sich vollziehen, daß keine Schmelzung des Bleioxyds eintritt, oder glüht man Bleinitrat, so erhält man amorphes Oxyd, Massikot. Durch Erhitzen von Massikot auf 300 bis 450° bei Luftzutritt entsteht Mennige Pb₃0₄; durch Behandeln der Mennige mit Salpetersäure wird Bleisuperoxyd erhalten: Pb₃04 + 4 HM)₃ --- Pb0₂ + 2 Pb (N0₃)₂ -f 2 H₂0.— Aus Bleisalzlösung wird durch Alkalikarbonat ein basisches Bleikarbonat gefällt. Blei weiß ist dasjenige basische Bleikarbonat, welches durch Einwirkung von Kohlensäure auf basisch-essigsaures Blei entsteht, wenn man Blei der gleichzeitigen Einwirkung von Essigsäuredämpfen, Luft und Kohlensäure aussetzt oder auf mehr oder minder fertig gebildetes basisch-essigsaures Blei (Bleiacetat -\- Bleioxyd) Kohlensäure wirken läßt. Die verschiedenen hierauf bezüglichen ältern Verfahren werden als holländisches, englisches und französisches unterschieden, auf deren Einzelheiten nicht eingegangen werden kann. Zu denselben ist heute noch das elektrolytische Verfahren hinzugekommen, welches in der Hauptsache darauf beruht, aus einer Anodenbleiplatte bei der Elektrolyse einer geeigneten Salzlösung (Salpeter, essigsaurem Ammon) Bleioxydhydrat Pb(OH)2 zu erhalten und dieses durch Kohlensäure in Bleiweiß überzuführen. Das basische Karbonat hat die Formel 2 PbC0₃, Pb(OH)₂. Es dient als Anstrichfarbe, die -aber (durch Schwefelwasserstoffeinwirkllng) an der Luft dunkelt (vergl. Zinkweiß).

Nickel, Kobalt (in den Oxydulverbindungen zweiwertig, in den Oxydverbindungen dreiwertig). Eisen, Nickel und Kobalt bilden eine gemeinschaftliche Gruppe (Eisengruppe). Alle drei zeichnen sich durch ihre magnetische Natur aus. Sie treten in verschiedenen Oxydationsstufen auf, namentlich als Oxydul- und Oxydverbindungen. Die letzteren sind aber nur beim Eisen beständig, weshalb das Eisen hier besonders besprochen wird.

Im freien Zustande sind die beiden Metalle in einigen Meteoriten aufgefunden worden. Vererzt stuftet sich das Nickel im Kupfernickel Ni As und Nickelglanz NiS₂, NiAs₂, das Kobalt im Speiskobalt CoAs₂ und Glanzkobalt CoS₂, CoAs₂. Die freien Metalle werden durch Reduktion der Sauerstoffverbindung (NiO u.s.w.) mit Kohle, der oxalsauren Salze (durch einfaches Glühen bei Luftabschluß) und der Chlorüre (im Wasserstoffstrome) erhalten. Die Erze werden zu dem Zwecke einer sehr umständlichen vorbereitenden Operation unterworfen, um zu reinen Nickel- bezw. Kobaltverbindungen zu gelangen. Das Nickel wird technisch auch aus seinen Mtschungen mit andern Metallen dadurch gewonnen, daß man bei einer unter 100° liegenden Temperatur Kohlenoxyd über die Metallmischung leitet und das sich verflüchtigende Kohlenoxydnickel durch Erhitzen auf 150—180° zersetzt; metallisches Nickel scheidet sich dabei aus. — Das Nickel (spez. Gew. 8,8) ist ein weißes, das Kobalt (spez. Gew. 8,5) ist ein rötlich-weißes Metall; beide werden von Salpetersäure leicht, von Salz- und Schwefelsäure schwierig angegriffen. Die Salze des Nickels sind im wasserhaltigen Zustande grün, im wasserfreien gelb, die des Kobalts im wasserhaltigen Zustande rot, im wasserfreien blau gefärbt.

Nickelammoniumsulfat NiS0₄, (NH₄)₂S0₄,6H₂0 wird zur galvanischen Vernickelung benutzt. Schwefelnickel NiS und Schwefelkobalt CoS werden aus den betreffenden Lösungen durch Fällen mit Schwefelammonium erhalten. Für Nickel ist u. a. die Löslichkeit des Schwefelnickels in Schwefelammonium zu einer dunklen Lösung charakteristisch. Von den Kobaltsalzen sei das Kobalt-chlorür CoCl₂, 6H₂0 hier erwähnt, dessen Lösung als sympathetische Tinte benutzt wird, da die kaum sichtbare

Rosaschrift beim Erwärmen blau wird. Das für Kobalt charakteristische Kaliumkobaltnitrit Co(N0₂)₃, 3 KN02 (Oxydsalz) wird aus mit Essigsäure angesäuerten Kobaltlösungen durch salpetrigsaures Kalium gefällt. Kobaltoxydhydrat wird aus Kobaltlösungen durch Chlorkalk als dunkler Niederschlag: Co (OH)₃ gefällt. —

Das

Eisen (zwei- und dreiwertig). Das Eisen ist im freien Zustande in einigen Meteoriten gefunden worden. Die Anzahl der Eisenerze ist eine sehr große: Roteisenstein Fe₂0₃, Brauneisenstein Fe₂0₂ (OH)₂, Spateisenstein FeCOs, Magneteisen Fe₃0₄, Schwefelkies FeS₂ u.sw. Eine direkte Verwendung zur Eisengewinnung haben nur die stanerstoffhaltigen Erze: Magnet- und Spateisensteine. Diese werden geröstet, wodurch das Eisenoxydul zu dem leichter reduzierbaren Eisenoxyd oxydiert wird. Daran schließt sich die Reduktion mit Kohle und Zuschlag in sog. Hohöfen (Hochöfen), welche einen kontinuierlichen Betrieb gestatten, an. Der Rednktionsprozeß vollzieht sich nach der Gleichung Fe₂0₃ -f- 3 CO = 2 Fe -}- 3 C0₂. Die zur Verbrennung der Kohle (zu CO) notwendige Luft wird in den unteren Teil des Hohofens eingeblasen. Das reduzierte Eisen verbindet sich mit Kohle zu sog. Gußeisen, welches sich am Boden des Ofens ansammelt und von Zeit zu Zeit abgelassen wird, während das zweite Schmelzprodukt, die Schlacke, durch die sogenannte Schlackenöffnung abfließt. In dem Maße, als die Beschickung des Ofens zu Boden schmilzt, erfolgt die neue Beschickung.

Das Roheisen kann zur Fabrikation von Gußwaren direkt verwendet werden. Die zwei andern Eisen: Stahl und Schmiedeeisen werden aus dem Roheisen durch einen Entkohlungsprozeß gewonnen. Das Schmiedeeisen wurde früher entweder in offenen Herden (beim Frischprozeß) unter Luftzutritt oder (beim Puddelprozeß) in Flamm-

Öfen unter Umrühren geschmolzen, wobei Kohlenstoff, Phosphor, Schwefel und Silicium oxydiert werden. Die Schlacke wird von der erkalteten Masse schließlich mechanisch (durch Walzen, Hämmern :c.) getrennt. Zu diesen beiden älteren Verfahren ist seit Jahren das hervorragendste Frischverfahren hinzugetreten, der sog. Bessemerprozeß. Bei diesem wird das geschmolzene Roheisen in birnförmigen Gefäßen, sog. Konvertern, der oxydierenden Wirkung eingeblasener Luft ausgesetzt und dann durch Neigen der „Birne" das Schmiedeeisen ausgegossen. Bei diesem Bessemerprozeß wird aber der Phosphor nicht verbrannt und dadurch „kaltbrüchiges" Eisen erzeugt. Durch Ausfüttern der Birne mit einem basischen Futter (Kalk bezw. Dolomit) und Zugabe von Kalk als basischem Zuschlag gelingt die Entphosphorung (Thomasprozeß, basischer Bessemerprozeß). Der Phosphor tritt hierbei oxydiert an Kalk unter Bildung von „vierbasischem" Calciumphosphat Ca₄P₂0₉, welches den charakterisierten Bestandteil der als wertvolles Düngemittel benutzten Thomasschlacke bildet.

Wie der Stahl, welcher in seinem Kohlenstoffgehalt zwischen Roheisen und Schmiedeeisen steht, bereitet wird, ergibt sich nun aus dem Gesagten von selbst: entweder durch eine partielle Entkohlung des Roheisens oder eine Verarbeitung des Schmiedeeisens (Stabeisens) mit Roheisen oder durch Kohlung des Schmiedeeisens. Die Details betreffend soll nur noch angeführt werden, daß das beim Bessemerprozeß erhaltene Eisen technisch verwertbare Eigenschaften erst nach seiner Überführung in Stahl erhält. Es geschieht dieses entweder durch Kohlung oder dadurch, daß das Eisen mit Spiegeleisen (manganhaltigem Roheisen) in den geeigneten Mengenverhältnissen verschmolzen wird. Nun wird nach dem Neiger: der Birne ausgegossen.

Das Schmiedeeisen (Stabeisen) enthält 0,1—0,6°/o Kohlenstoff, das Roheisen 3—6%, der Stahl 0,8—1,8°/₀. Durch diese Zwischenstellung erhält der Stahl die Eigenschaft der Schmelzbarkeit (analog dem Roheisen) und der Schweißbarkeit (analog, dem Schmiedeeisen). Das Gußeisen (spez. Gew. gegen 7,1) schmilzt gegen 1200°, das Schmiedeeisen (spez. Gew. 7,6—7,7) schmilzt bei 1900— 2120°, der Stahl (spez. Gew. 7,5—8,0) schmilzt bei 1700—1900°; die Unterscheidungen des Stahls in verschiedene Sorten (Uchatiusstahl, Damaststahl usw.) richten sich teils nach der Bereitung, teils nach der Zusammensetzung.

Reines Eisen kann auch durch Reduktion von Eisenoxyd oder oxalsaurem Eisen im Wasserstoffstrome erhalten werden (arzneilich angewendetes Ferrum reductum). — Das Eisen wird vom Magnete angezogen; es löst sich in Salzsäure, Salpetersäure, Schwefelsäure auf zu Chlorür, Nitrat, Sulfat. Die Eisenoxydulsalze leiten sich vom Eisenoxydul FeO ab, die Eisenoxydsalze vom Eisenoxyd Fe₂Os, Außerdem gibt es noch eisensaure Salze (z. B. K₂Fe0₄ Kaliumferrat), denen das im freien Zustande nicht bekannte (den Verbindungen S0₃, Cr03 usw. entsprechende) Oxyd Fe0₃ zu Grunde liegt. Durch Oxydation (mit Salpetersäure, Chlor re.) gehen die Oxydulsalze in Oxydsalze und durch Reduktion (mit nas-cierendem Wasserstoff, schwefliger Säure, Zinnchlorür re.) letztere in erstere über. Für die Oxydulsalze ist charakteristisch, daß sie mit Ferricyankalium einen blauen Niederschlag (Turnbullsblau) geben, und für die Oxydsalze ist charakteristisch die rote Lösung mit Rhodansalzen (Eisenrhodanidbildung). In den Oxydulverbindungen tritt das Eisen zweiwertig, in den Oxydverbindungen dreiwertig auf. Für die Dreiwertigkeit des Eisens in den Oxydsalzen spricht die Dampsdichte des Eisenchlorids, dem die Formel FeCl₃ zukommt. Speziell ist folgendes hervorzuheben.

Das Schwefeleisen FeS entsteht beim Verschmelzen von Eisen mit Schwefel; es dient zur Schwefelwasserstoffbereitung. — Das Ferrosulfat (Eisenvitriol) FeS04 kristallisiert mit 7 Mol. Wasser (vergl. Magnesium); im großen wird der rohe Vitriol durch freiwillige Oxydation des gerösteten Eisenkieses an der Luft, Auslaugen usw. gewonnen. — Das aus reinem Eisenoxydulsalz mit Alkalilauge unter Luftabschluß ausgeschiedene Eisenoxydulhydrat Fe(OH)₂ ist ein Reagens auf Sauerstoff, durch den es oxydiert wird. — Das wasserfreie Eisenchlorid FeCl₃ entsteht beim Erhitzen von Eisen im Chlorstrom, das wasserhaltige FeCl₃, 3 H₂0 beim Eindampfen der durch Salpetersäure oder Chlor oxydierten Chlorürlösung: 3 FeCl₂+3 HCl-f HN0₃==S FeCl₃ + 2 H₂0 + NÖ. — Durch Ammoniak und Alkalilauge entsteht in Eisenoxydlösungen ein brauner Niederschlag von Eisenoxydhydrat Fe(OH)₂.

Aluminium. Während das Bor (vergl. Bor) zu den Metalloiden gehört, gehört das Aluminium zu den Metallen und zwar zu den sog. Erdmetallen, von denen die bekanntesten Aluminium, Gallium, Indium, Thallium, die am wenigst untersuchten die übrigen in der Reihe des Systems stehenden sind. Zum Unterschied von Gallium, Indium und Thallium (welche auch als besondere Galliumgruppe unterschieden werden) bildet das Aluminium ausschließlich Verbindungen, in denen es dreiwertig fungiert.

Das Aluminium findet sich in der Natur nur in Verbindungen und zwar vorwiegend als Silikat bezw. Doppelsilikat vor: Feldspat, Glimmer, Ton, Kaolin. Kristallisierte Oxyde sind Rubin, Korund und Saphir; auch der Smirgel

ist kristallisierte Tonerde. Tonerdehydrat (mit Eisenoxyd) ist der Bauxit, Natriumaluminiumfluorid der Kryolith (vergl. Soda). — Die Gewinnung des Aluminiums geschah früher durch Einwirkung von Natrium auf Chloraluminium oder das Doppelsalz A1C1₃ 3 NaCl unter Anwendung von Kryolith als Flußmittel oder nach anderer zum Teil auf demselben Prinzip beruhender Methode. Diese Verfahren sind nun durch die elektrolytische Gewinnung des Aluminiums ganz verdrängt, namentlich seitdem man von den sauerstoffhaltigen Aluminiumverbindungen (Tonerde re.) ausgeht, die bei Gegenwart von Kohle sowohl der schmelzenden wie zerlegenden Wirkung des Stromes ausgesetzt werden. Der Sauerstoff verbindet sich dabei mit dem Kohlenstoff zu Kohlenoxyd, welches entweicht. Ist gleichzeitig Kupfer zugegen, welches sich mit dem Aluminium legieren kann, so entsteht die sog. Aluminium -bronze, die sich durch große Festigkeit auszeichnet. — Eine Legierung von Kupfer, Zink und Aluminium ist das Aluminiummessing, eine Legierung von Aluminium und Gußstahl das Stahlaluminium.

Das Aluminium ist ein sehr leichtes (spez. Gew. 2,6) silberweißes, bei 700° schmelzendes, luftbeständiges Metall, welches in der letzten Zeit dadurch weitere hervorragende Bedeutung als nur zur Fabrikation von Luxus- und Gebrauchsgegenständen erlangt hat, daß es als Reduktionsmittel bei der Metallgewinnung und zur Erzeugung hoher Temperaturen für Schweißzwecke mit größtem Vorteil angewendet werden kann. Chrom und Mangan, zwei in der Stähl- bezw. Kupferindustrie in ausgedehnter Weise benutzte Metalle, werden heute als sog. aluminogenetische Metalle gewonnen. Umgekehrt kann die bei solchen Reduktionen auftretende Wärmemenge zur Erzeugung hoher Temperaturen für Schweißzwecke benutzt werden. Unter betn Namen Thermit kommt hierfür eine Mischung von Metalloxyden (Eisenoxyd, Braunstein) mit Aluminium in den Handel. Die bei den genannten Reaktionen abfallende Schlacke von geschmolzenem Aluminiumoxyd findet als Schleifmittel unter dem Namen Korubin Verwendung. — Das Aluminium ist in verdünnter Schwefelsäure und in Salpetersäure sehr schwer löslich, in Salzsäure aber leicht löslich. Auch in Alkalilauge löst es sich unter Wasserstoffentwickelung auf: 2 Al + 2 KOH+2 H₂0 = 2 KA10₂ -j- 3 H₂. Die entstehende Verbindung ist ein Aluminat; solche Aluminate entstehen auch beim Lösen von Tonerdehydrat in Alkalilauge: Al (0H)S + KOH = KA10₂ +2 H₂0; sie leiten sich teils von dem normalen A1(0H)₃ ab (z. B. A1(0K)₃), teils von dem wasserärmern Hydrat AKDOH = A10₂H. Durch Kohlensäure werden die Aluminate zerlegt (vergl. Kryolithsoda). Natürlich vorkommende Aluminate sind Spinell Al₂0₄Mg, Gahnit Al₂0₄Zn, Pleonast Al₂0₄Fe, Chrysoberyll Al₂0₄Be. — Durch Ammoniak und Alkalilauge werden die Aluminiumsalze gefällt (unter Bildung von Al[OH]₃); der Niederschlag ist in Alkalilauge löslich, in Ammoniak unlöslich. U. a. ist dieses eine charakteristische Reaktion auf Aluminium. Für die Dreiwertigkeit des Aluminiums spricht die Dampfdichte des Chlorids, dem die Formel A1C1₃ zukommt. Im speziellen gilt von den Aluminiumverbindungen folgendes.

¹

In ähnlicher Weise verhält sich auch das metaphosphorsaure Natrium bezw. das dieses Salz beim Glühen bildende sog. Phosphorsalz NaNH₄HP0₄, welches mit Metalloxyden beim Glühen am Platindraht auch gefärbte Perlen gibt.

²

Gewöhnlich wird statt CN das Zeichen Cy geschrieben.

³

Indikatoren nennt man solche Reagentien, welche durch einen augenfälligen Farbenwechsel den Endpunkt einer Reaktion anzeigen. Sie werden hauptsächlich in der Maßanalyse angewendet.

Das gallertartig (z. B. durch Erhitzen des Aluminiumacetats usw.) ausgeschiedene Aluminiumoxydhydrat Al(OH)₃ verbindet sich mit vielen Farbstoffen zu „Lacken", eine zur Fixierung der Farben technisch angewendete Eigenschaft. Als Nebenprodukt entsteht Tonerdehydrat bei der Bereitung der Kryolithsoda. — Das wasserfreie Aluminiumchlorid A1C1₃ wird durch Erhitzen von Aluminium-oxyd und Kohle ober von metallischem Aluminium im CHLorstrom erhalten. — Der gewöhnliche Alaun ist die Doppelverbindung A1K(S0₄)₂, 12 H₂0. Alaun wird bereitet durch Erhitzen von Alaunstein A1K(S0₄)

2 Al(OH)₃, Auslaugen usw. oder durch Rösten von Alaunschiefer (einem eisenkieshaltigen Aluminiumsilikat), wobei durch die Oxydation des Eisenkieses (FeS₀ -j- 7 O + Ho0 = FeS0₄ + H₂S0₄) eine Ausschließung des Tonerdesilikats erfolgt Al₂[Si0₃]₃ -}- 3 H₂S0₄ = A1₂s80Z3 -f- 3 Si0₂ -f- 3 H₂0), nachheriges Auslaugen, Zusatz von Kaliumsulfat usw. oder aus Kryolith, Bauxit und andern tonerdigen Mineralien. Über isomorphe Alaune bergt Isomorphismus. — Wird die durch Kneten von Ton mit Wasser erhaltene zähe Masse gebrannt, so wird dieselbe fest und feuerbeständig. Auf diesem Prinzip beruht die Fabrikation der Ton waren, (Ziegel, Töpferwaren, Steinzeug, Fayence, Porzellan), von denen die einen für die Zwecke der Anwendung noch besonders verglast werden. — Ultramarin, welches sich in der Natur als Lasurstein findet, wird durch Erhitzen von Ton, Soda oder Natriumsulfat, Schwefel und Holzkohle bei Luftabschluß zunächst als grünes Ultramarin gewonnen, welches dann beim Erhitzen mit Schwefel unter Luftzutritt in das blaue Ultramarin übergeht. Das Ultramarin ist eine Verbindung von Aluminiumsilikat mit Natriumsulfiden (und vielleicht Hyposulfid). Eine einheitliche Konstitutionsformel läßt sich nicht aufstellen. — Weißes, gelbes, rotes Ultramarin entstehen fast nach derselben Methode wie das grüne.

Chrom, Molybdän, Wolfram, Uran. Die Zusammengehörigkeit dieser vier Elemente mit dem Schwefel, wie sie das Periodische System zeigt, äußert sich besonders in den höchsten Sauerstoffverbindungen: S0₃, Cr03 Mo0₃, W0₃ und Ur0₃. Die diesen Säureanhydriden entsprechenden Salze sind ähnlich konstituiert. Das hervorragendste Element ist das Chrom. Von den andern Elementen ist nur weniges zu berücksichtigen.

Das Chrom (in den Oxydul- und Oxydverbindungen wertig wie das Eisen, in den höheren Oxyden wertig wie der Schwefel) findet sich in der Natur nur vererzt und zwar hauptsächlich als Chromeisenstein Cr₂0₃, FeO, seltener als Rotbleierz PbCr0₄. Der Chromeisenstein, bezw. das aus ihm dargestellte Kaliumbichromat ist das ausschließliche Material zur Darstellung des Chroms und der Chromverbindungen.

Das Chrom kann entweder durch Reduktion des Chromoxyds Cr₂0₃ mit Kohle oder Aluminium oder in nicht näher anzugebender Weise elektrolytisch oder durch Einwirkung von Natrium (oder Zink) aus Chromchlorid gewonnen werden. Aus der Zinkmischung wird es dann (der Regel entsprechend) beim Auflösen des Zinks in einer das Chrom nicht angreifenden Säure (Salpetersäure) als metallglänzendes, graues, kristallinisches Pulver erhalten. Technisch wichtig ist das aluminogenetische Chrom (s. Aluminium). Das metallische Chrom (spez. Gew. 6,8) ist so hart, daß es Glas schneidet; es löst sich in Salzsäure und Schwefelsäure unter Wasserstoffentwicklung auf.

Die Verbindungen des Chroms mit Sauerstoff sind das Chromoxydulhydrat Cr(OH)₂, das Chromoxyd Cr₂0₃ und die Chromsäure Cr0₃. Chromoxydulverbindungen (Chromoverbindungen) entstehen bei der Reduktion der Chromoxydverbindungen mit Wasserstoff und gehen umgekehrt durch Sauerstoffaufnahme leicht wieder in die andern zurück. Die durch naseierenden Wasserstoff reduzierte Chromchloridlösung dient als Reagens auf Sauerstoff, durch den die blaue Färbung in grün über-

geht. Die Chromoxydverbindungen sind u. a. dadurch charakterisiert, daß durch ALkalilauge grünes in Alkali unlösliches, in Ammoniak mit violetter Farbe lösliches Chromoxydhydrat Cr(OH)₃ gefällt wird und daß durch Verschmelzen mit Salpeter und Soda eine gelbe Schmelze von chromsaurem Kalium bezw. Natrium entsteht (a); umgekehrt liefern die chromsauren Salze in saurer Lösung bei der Einwirkung von Reduktionsmitteln (z. B. schwefliger Säure) Chromoxydsalze (b):

a)    Cr₀0₃ + 3KN0₃ + 2K₂C0₃ --- 2K₂Cr0₄ + 8KN0₂+2C0o;

b)    K₂ Cr₂0₇ + 3S0₂ + H₂S0₄ = (K₂S0₄ + Cr₂(S0₄)₃ d. i. Chromalaun) -f" H2O.

Speziell ist noch folgendes zu erwähnen:

Das Kaliumbichromat K₂Cr₂0₇, welches das Kaliumsalz der Dichromsäure H₂Cr₂Ö₇ ist (vergl. Pyro-schwefelsäure), wird im großen durch Glühen des gepulverten Chromeisensteins mit Kalk und Pottasche bei Luftzutritt (Bildung von K₂Cr0₄), Auslaugen und Versetzen mit so vielSchwefelsäure, alszurBlldung vonBichromat erforderlich ist, gewonnen: 2 K₂Cr0₄ -|- H₂S0₄=K₂S04 -\- K₂ Cr₂0₇ -f- H₂0. Das Kaliumbichromat kristallisiert in großen roten Kristallen aus. — Durch Destillation von Bichromat mit Kochsalz (oder einem andern Chlorid) und Schwefelsäure entsteht ein rotes Destillat von Chromoxychlorid Cr0₂Cl₂; durch Fällen der Lösung des Bichromats mit Bleiacetat entsteht Bleichromat PbCr0₄ als gelber Niederschlag (Chromgelb), welcher beim Erwärmen mit wenig Kalilauge rot wird (Chromrot); versetzt man die mit Schwefelsäure angesäuerte Bichromatlösung mit wenig Wasserstoffsuperoxyd, so wird sie unter Bildung von .Überchromsäure HCr0₄ blau. — Durch Zugabe der notwendigen Menge Kalilauge oder

Klein, Anorgan. Chemie.

Pottasche zum Brichromat, Auskristallisieren usw. erhält man das unmittelbar aus dem Chromeisensteiu erhältliche gelbe Salz K₂Cr0₄.

Phosphormolybdän säure 10 Mo0₂, H₃P0₄ und die entsprechende Phosphorwolframsäure dienen als Reagentien auf die sog. Alkaloide (bergt Organische Chemie). Molybdänsanres Ammoniak (NH₄)₂Mo04 wird zur Erkennung und Bestimmung der Phosphorsäure (und Arsensäure) benutzt.

Die Uransalze, z. B. salpetersaures Uran Ur^NO^ leiten sich bort einem Oxydhydrate Ur0₂(0H)₂ ab; die in diesem Oxydhydrate und in den Uransalzen auftretende Gruppe Ur0₂ wird Uranyl genannt. (Brgl. Antimon bezw. Antimonyl.)

Radium. An den Uranerzen (Pechblende usw.), dem Uranmetall und berschiedenen aus den erstem erhaltenen Verbindungen hat man die Eigenschaft beobachtet, daß sie beeinflussend auf die photographische Platte wirken, so daß sich diese entwickeln läßt, ferner daß sie die Luft elektrisch leitend machen und in berschiedenen Substanzen Phosphoreszenz erregen, so z. B. Ba-ryumplatincyanür zum Leuchten bringen. Als Träger dieser Eigenschaften wurden zunächst drei bestimmte aktibe Stoffe angesehen, denen man die Natur chemischer Elemente zuschrieb, welche die chemischen Eigenschaften bekannter Elemente, bor allem des Baryums, Wismuts, Thors haben, ohne mit ihnen identisch zu sein. Es sind das Radium mit seiner baryum-ähnlichen, das Polonium. mit seiner wismutähnlichen und das Aktinium mit seiner thorähnlichen Natur. Sie bezw. ihre Salze wurden nach den für die gewöhnlichen Elemente bezw. deren Salze geltenden Methoden gewonnen. Es scheint, daß aber auch von noch andern Elementen aktive Gegenstände existieren. Am untersuchtesten ist das aktive Baryum oder Radium (Atomgewicht S. 16), nach dem dann auch die Aktivität aller andern Stoffe nur alsRadioaktivitätbezeichnetwird,ohnedaßhiermitein abschließendes Urteil gefällt sein soll. Man spricht also von radioaktivem Wismut, Blei usw. Radioaktive Substanz ist auf der Erde sehr verbreitet.

Nach dem Atomgewicht steht das Radium im Periodischen

System in derselben Reihe wie Thorium und Uran, an deren Mineralien das Vorkommen der radioaktiven Stoffe auch gebunden ist, und in derselben Gruppe wie die Erdalkalimetalle. Die Radiumsalze geben eine rote Flammenfärbung, phosphoreszieren und geben sowohl im festen (s. u.) wie gelösten Zustande kontinuierlich ein Gas ab. Solches aus wässerigen Lösungen entwickeltes Gas besteht aus Wasserstoff, Sauerstoff und Helium. Was die Entwicklung der beiden ersten Gase angeht, kann man somit von einer Art Elektrolyse des Wassers durch Radiumsalze sprechen. Auch entwickelt das Radiumbromid fortwährend Wärme, so daß die Temperatur der Radiumpräparate die der Umgebung übersteigt. Eine Lösung von Radiumbromid gibt unter Äildung von Radiumhydroxyd und unter Ozonisierung der Luft langsam Brom ab; als sekundäres Erzeugnis tritt dabei unterbromigsaures Salz auf. Das Radium und die radioaktiven Stoffe haben die weitere Eigenschaft, die gewöhnlichen Metalle und ihre Salze, aber auch nicht verwandte Stoffe durch Kontakt mit ihnen zu aktivieren; allein diese induzierte Energie geht nach und nach verloren im Gegensatz zu der natürlichen, die anscheinend unerschöpflich ist und sich nach einer vorübergehenden Verminderung wieder erholt. Die den radioaktiven Stoffen zukommenden Wirkungen kommen teilweise dadurch zustande, daß erstere Strahlen aussenden, die als Uranstrahlen oder als Becquerelstrahlen (nach dem ersten Beobachter so genannt) bezeichnet werden und die teils den Kathodenstrahlen, teils den Röntgenstrahlen gleichen. So zeigen die sehr wirksamen radioaktiven Substanzen auch physiologische Wirkungen, indem z. B. durch eine längere Bestrahlung der Haut diese entzündet wird, das Chlorophyll aus bestrahlten Pflanzenteilen verschwindet und Samen ihre Keimfähigkeit verlieren können. — Außer Strahlen senden dieradioaktivenSubstanzen auch noch gasförmige Materie, die Emanation, aus, die ähnliche Wirkung wie die Strahlen hat. Der Übergang der Emanation an andere Körper bewirkt deren (induzierte) Aktivität. Die Emanation findet sich in der atmosphärischen Luft und in den natürlichen Wässern vor. — Die Emanation betrachtet man als ein Zerfallprodukt, das aber selbst wieder bis zu einem Endprodukte zerfällt. Letzteres ist bei der Radiumemanation das Helium.

Mangan (wertig wie das Chrom). Das Mangan gehört in mancher Hinsicht zur Eisengruppe; in mancher Hinsicht bezüglich der höheren Sauerstoffverbiudungen ist es aber mit dem Chlor und Chrom am meisten vergleichbar;

es gehört nach dem Periodischen System zur Nebengruppe des Chlors.

Das Mangan findet'sich in der Natur nur im gebundenen Zustande in den sog. Manganerzen und als Nebenbestandteil vieler Mineralien (m Begleitung des Eisens) sowie in vielen namentlich eisenhaltigen Mineralwässern. Auch in Pflanzen (Weizen, Roggen, Reis, Gerste, Thee) und in dem Organismus der Tiere (den Haaren, Knochen, dem Blut, der Milch) ist Mangan nachgewiesen worden; es liegt hier ein ähnlicher Kreislauf des Mangans von der Ackerkrume bis in den Tierkörper vor, wie ihn das Calciumphosphat zeigt. Die wichtigsten Manganerze sind: Braunstein (Pyrolusit, Weichmanganerz) Mn0₂, Haus-mannit (Schwarzmanganerz) Mn₃0₄, Braunit Mn₂0₃, Manganit (Graumanganerz, Graubraunstein) Mn₂0₃, H₂0, ferner Psilomelan (Hartmanganerz), Polianit und Wad, welche superoxyd (Nu0₂)-haltig sind, Manganspat (MnC0₃) und Mangankiesel (Mangansilikate).

Die ©emmmutg des Mangans kann entweder durch Reduktion der Oxyde mit Kohle mit unwesentlichen Abänderungen oder durch Erhitzen von Fluormangan (aus MnC0₃ und HF1) mit Natrium oder durch Elektrolyse einer konzentrierten Manganchlorürlösung, der leicht schmelzbaren Doppelchloride MnCl₂, 2 KCl mb MnCl₂, 2 KaCl oder in sonst nicht näher zu erwähnender Art geschehen. Technisch wichtig ist nur das aluminogenetische Mangan (s. Aluminium).

Das Mangan ist ein grauweißes (nach Deville rötlichweißes wismutähnliches) Metall, welches vom Magneten nicht angezogen wird und das spez. Gew. 7,2 (die Angaben sind verschieden) hat. Das aluminogenetische Mangan läuft an feuchter Luft nur nach längerem Liegen etwas an.

Mit Sauerstoff verbindet sich das Mangan in verschiedenen Verhältnissen. Mit zunehmendem Sauerstoffgehalt nimmt der basische Charakter des Oxyds ab, der saure dagegen zu; das Manganoxydul ist demnach die stärkste Base; die höheren Sauerstoffverbindungen Mn03 und Mn₂0₇, welche zwar im freien Zustande nicht bekannt sind, sind die hypothetischen Anhydride der Mangan-säure und Übermangansäure. Das Superoxyd Mn02 zeigt sowohl die Eigenschaft eines säurebildenden wie eines basischen Oxyds. Außer dem Manganoxydul MnO entwickeln alle übrigen Oxyde (und die Salze der betr. Säuren) beim Erwärmen mit Salzsäure Chlor. Die beständigen Oxyde sind MnO (Manganoxydul), Mn₃04 (Manganoxyduloxyd), Mn₂0₃ (Manganoxyd), Mn0₂ (Man-gansuperoxyd), in denen das Sauerstoffverhältnis vorschreitet in der Art MnOx: Mn0₁i/₈: MnO^: Mn0₂. Die Manganoxydulsalze sind die bekanntesten und beständigsten Mangansalze. Sie sind im wasserhaltigen Zustande rötlich, im wasserfreien farblos. Zur Bereitung der Mangansalze dient besonders das Mangankarbonat als Ausgangsmaterial, welches durch Fällung des Mangansulfats MnS0₄ mit Natrium(bi)karbonat erhalten wird. Das Mangansulfat seinerseits wird durch Erhitzen von Braunstein mit Schwefelsäure 2 Mn0₂ + 2 H₂S0₄ = 2 MnS0₄-f2 H₂0-f 0₂), Ausfällen des Eisens mit kohlensaurem Mangan (F6₂s80Z3 + 3 MnC0₃+3 H₂0 = 2 Fe[0H]₃ + MnS0₄+3 C0₂) usw. erhalten. Für die Mangansalze ist u. a. charakteristisch, daß sie durch Schwefelammonium unter Bildung fleischfarbenen Schwefelmangans MnS gefällt werden, daß der durch Natronlauge entstehende Niederschlag (von Mn[OH]₂) an der Luft (leichter nach Zusatz von Wasserstoffsuperoxyd) braunschwarz wird (unter Bildung von Mn0₂) und daß sie mit Salpeter und Soda eine grüne

Schmelze geben (unter Bildung von mangansaurem Kalium K₂Mn0₄ bezw. Natrium). Speziell ist über die Mangan-salze nichts Besonderes mehr zu erwähnen.

Eine Verbindung von Mangansuperoxyd mit Kalk entsteht bei der technischen Regenerierung des Braunsteins aus der Manganchlorürlauge von der Chlorgasbereitung. Da die Lauge das verhältnismäßig wertvolle Mangan des angewendeten Braunsteins enthält, so wird dieselbe in der Art auf Braunstein zum Zwecke der Chlorbereitung verarbeitet, daß man sie mit Kalk und Luft behandelt, wodurch das zur Chlorgasbereitung geeignete Calciummanganit Mn₂0. CaO erhalten wird (Weldons Verfahren).

Das übermangansaure Kalium, Kaliumpermanganat, KMn0₄ wird durch Zerlegen des mangan-sauren Kaliums durch Kohlensäure, Trennung vom Niederschlag, Eindampfen usw. im großer: gewonnen: 3 K^MnC^ + 2 C0₂ + H₂0 = 2 KMn0₄ + Mn0₂ . H₂0 +

2    K₂C0₂. Das mangansaure Kalium wird wieder durch Schmelzen vor: Braunstein mit Ätzkali unter Zusatz eines Oxydationsmittels (meist chlorsauren Kaliums) gewonnen:

3    Mn0₂ + 6 KOH + KClOg = 3 K₂Mn0₄-f KCl + 3 H₂0. Das in großen tiefroten Prismen kristallisierende Kaliumpermanganat ist ein energisches Oxydationsmittel. Auf der Haut usw. erzeugte Flecken werden rasch durch schweflige Säure entfernt.

Platinmetalle. Als Platinmetalle werden Platin und seine im Platinerz im gediegenen Zustande auftretenden Begleiter Ruthenium, Rhodium, Palladium, Osmium und Iridium bezeichnet. Ruthenium (spez. Gewicht 12,26), Rhodium (spez. Gew. 12,1) und Palladium (spez. Gew. 11,8) bilden die sog. leichten Platinmetalle, die übrigen (Os — 22,4; Ir — 22,28, Pt — 21,4 spez. Gewicht) die schweren. In ihrem chemischen und physikalischen Charakter entsprechen die Platinmetalle ziemlich den in der betreffenden Reihe des Systems über ihnen stehenden Metallen Eisen, Nickel und Kobalt. Osmium und Ruthenium bilden Oxyde der Formel 0s0₃ und Ru08 (Osmiumsäure-, Rutheniumsäureanhydrid), welche sich mit Basen zu Salzen vereinigen. Iridium und Rhodium bilden die (den Manganoxyden entsprechenden) Oxyde IrO (RhO), Ir₂0₃(Rh₂0₃), Ir0₂(Rh0₂). Platin und Palladium bilden zwei Reihen von Salzen: die Oxydul- und Oxydverbindungen; in den erstern ist das Metall zweiwertig (PdCl₂), in den letztern vierwertig (PtCl₄). Die PLatinmetalle haben den Charakter edler Metalle, indem aus ihren Verbindungen die Metalle verhältnismäßig sehr leicht (oft schon beim Glühen) erhalten werden können. Für die Platinmetalle ist charakteristisch, daß die dem Platinchlorid PtCi₄ entsprechend zusammengesetzten Chloride mit den Chloralkalien entsprechend zusammengesetzte komplexe Salze (z. B. PtCl₆K₂) geben, die zufolge ihrer verschiedenen Löslichkeit zur Trennung verwertet werden. Solche Salze sind von eigentümlichen Metallchloridchlor-wasierstosfsäuren z. B. PtCl₆H₉ (Platinchloridchlorwasserstoffsäure) abzuleiten, in denen das Edelmetall als Anion-bestarchteil vorhanden ist. — Die Gewinnung der Platm-metalle aus dem Platinerz beginnt damit, daß bent gewaschenen Platinerz mit schwachem Königswasser zuerst das Gold, mit starkem dann das Platin, Palladium, Rhodium, Ruthenium, Iridium entzogen wird, wobei Osmium-Iridium und Platin-Iridium zurückbleiben. Daran schließt sich dann die Verarbeitung der Lösung und des Platinrückstandes an, worauf nicht weiter eingegangen werden soll. Kolloidale Lösungen von Platin, Palladium und Iridium sind bei der Kathodenzerstäubung aus Drähten jener Metalle im elektrischen Lichtbogen unter Wasser er-halten worden (bergt Silber). — Das Palladium hat die Eigenschaft, Wasserstoff zu absorbieren (bergt Wasserstoff). — Das durch Glühen bon Platinsalmiak PtClfi(NH₄)₂ erhaltene Platin heißt Platinschwamm; das durch Reduktion der Platinchloridlösung (PtCl₄) etwa mit Eisenbitriol ausgeschiedene Platinpulber, welches ein energischer Sauerstoffüberträger ist, wird Platinmohr genannt.

Anhang.

Spektralanalyse. Die Spektralanalyse stützt sich darauf, daß glühende Gase oder Dämpfe (also nicht die zur Glut erhitzten festen Körper) Licht bon bestimmter Brechbarkeit ansstrahlen und daher Spektra geben, welche aus einzelnen hellen Linien bestehen. Ähnliches zeigen auch die Dämpfe der Alkalisalze, Erdalkalisalze usw., bei welchen das Spektrum der einzelnen Metalle nach Farbe und Lage der Linien charakteristisch ist. Auf diese Weise hat man in der Spektralanalyse ein sehr empfindliches HWmittel, Metalle, die in Gaszustand hersetzt werden können, sei es in der nicht leuchtenden Bnnsen-flammme oder gar unter Benutzung des elektrischen Funkens nebeneinander zu erkennen.

Die Bunsensche Flamme. Während gewöhnliche Flammen einen glühenden äußern Mantel, in dem eine durchgehends unbollständige imb nur an ihrem Rande bollständige Verbrennung stattfindet, und einen innern dunkeln Teil bon unberbrannten Gasen meist erkennen lassen, wird bei dem Bunsenschen Brenner durch die cm den untern Öffnungen einströmende Lust eine bollständige

Verbrennung erzielt. Dadurch ist die Flamme uichtleuchteud geworden und andererseits hat sie eine bedeutend höhere Temperatur erhalten. Über die verschiedenartige Benutzung der Bunsenschen Flamme zur Vorprüsung muß auf die speziellen Werke analytischen Inhalts verwiesen werden.

Qualitative Analyse. Die qualitative Analyse d. h. derjenige Teil der.analytischen Chemie, welcher sich mit der Ermittelung der Zusammensetzung der Substanzen ohne Rücksicht auf die gewichtlichen Verhältnisse befaßt, beruht auf einer geschickten Kombination der für einzelne Elemente und deren Verbindungen gleichbleibenden Reaktionen mit denen für jedes einzelne Element und deren Verbindungen charakteristischen. Demnach werden in der qualitativen Analyse die Elemente zunächst nach Gruppen unterschieden, die ihrerseits wieder in Untergruppen geteilt werden können. Es haben solche Gruppen und Untergruppen aber nichts mit den früher auf Grund des Periodischen Systems oder anderer Analogie zusammengestellten gemeinsam.

Die qualitative Analyse unterscheidet zunächst Metalle und Metalloide. Für die erstem ist charakteristisch das Verhalten gegen Schwefelwasserstoff und zwar werden durch Schwefelwasserstoff gefällt als Schwefelmetalle¹):

a)    aus saurer Lösung (nicht aber aus alkalischer): As,

Sb, Sn,

b)    aus saurer und alkalischer Lösung: Hg, Ag, Cu, Cd, Bi, Pb,

c)    aus alkalischer Lösung (nicht aber aus saurer): Zn, Fe, Mn, Ni, Co,

d) weder aus saurer noch alkalischer Lösung: AI, Cr, Ba, Sr, Ca, Mg, K, Na, Li.

Dagegen werden die Elemente Al und Cr schon durch Alkalien und deren Karbonate und Sulfide als Oxydhydrate gefällt; die Elemente Ba, Sr, Ca, welche durch Ammoniak nicht gefällt werden und deren Oxydhydrate in Wasser löslich sind, werden durch Alkalikarbonate als Karbonate und durch Phosphate als Phosphate gefällt. Das Magnesium wird durch Alkalikarbonate und -Phosphate gleichfalls gefällt. Das Oxydhydrat ist aber in Wasser unlöslich; Ammoniak fällt die Magnesiumsalze bei Gegenwart von Ammoniaksalzen (!) nicht. Die Alkalien werden weder durch ein Phosphat noch durch ein Karbonat gefällt. (Vergl. hierzu Lithium.)

Sind nun die Elemente der einzelnen Gruppen gefällt, so handelt es sich um die Trennung derselben innerhalb der Gruppe. Das Studium der qualitativen Eigenschaften zeigt, daß auch jedes einzelne Element etwas Eigenartiges hat, was es von den andern Elementen derselben Gruppe unterscheidet. Da die Metalle noch in verschiedenen Verbindungsformen (z. B. in mehreren Oxydationsstufen) auftreten können, so hat auch hierauf die qualitative Analyse Rücksicht zu nehmen.

Die Metalloide sind diejenigen Elemente (in der analytischen Chemie!), welche Säuren bilden und die die Eigenschaften der obigen Metalle nicht besitzen. Während bei der qualitativen Untersuchung auf Metalle fast stets eine Trennung vorgenommen wird, wird dieselbe bei der Untersuchung auf Säuren fast nie ausgeführt. — Für die Säuren gibt es hauptsächlich zwei Orientierungsreagentien:

a) Chlorbaryum, durch welches aus neutraler Lösung gefällt werden: Kohlensäure, Schwefelsäure, Chromsäure usw.,

b) salpetersaures Silber, durch welches aus mit Salpetersäure angesäuerter Lösung gefällt werden: Salzsäure, Bromwasserstoffsäure, Jodwasserstoffsäure usw.

Endlich werden weder durch Chlorbaryum noch durch salpetersaures Silber gefällt: Salpetersäure, Chlorsäure, Essigsäure.

Dann aber gibt es für jede einzelne Säure charakteristische Reaktionen.

Bei der qualitativen Analyse kommt auch noch das Äußere der Substanz in Betracht: Farbe, Geruch, Löslichkeit, Verhalten beim Erhitzen usw., wodurch sehr wertvolle Anhaltspunkte sehr häufig gegeben werden. Die letztern Prüfungen werden unter dem Namen Vorprüfung zusammengefaßt.

Alphabetisches Wegister.

157.

[Ul-

Affinität 32.

Aktinium 162.

Alabaster 135.

Alaun 159.

Alaune s. Isomorphismus. Alaunschiefer 159. Alaunstein 159. Alkalimetalle 126. Allotropie 13.

Aluminate 122. 158. Aluminium 156. Aluminiumbronze 157. Aluminiumchlorid 158. Aluminiummessing Aluminiumoxydhydrat158. Amalgame 144.

Ammoniak 92. Ammoniaksalze 95. Ammonium 96.

„    „    kohlensaur. 96.

„    „    Molybdäns. 162.

„    „    schwefelsaur.96.

Ammoniumhydrosulfid.97. Ammoniumsalze 96. Ammoniumsulfhydrat 97. Analyse, qualitative 169. Anthracit 113.

Antichlor 89.

Antimon 102.

Antimonige Säure 105. Antimonsäure 105. Antimonwasserstoff 105. Antimonyl 107.

Apatit 102. Äquivalentgewicht 37. Argentan 140.

Argon 67.

Arsen 102.

Arseniate 107.

Arsenige Säure 106. Arsenik 106.

Arsenite 107. Arsenwasserstoff 105.

Asbest 139.

Atom 18. 20.

Atomgewicht 19. 20. Atomgewichtsbestimmung 21.

Atomverkettung 37. Atomvolumcn 36. Atomwärme 28.

Ätzkalk 137.

Auripigment 102. Avogadrosche Hypothese 23. Azide 92.

Azidität 121.

Azoimid 92.

Barytwasi'er 136.

Baryum 135. Baryumsuperoxyd 136. Basen 119.

Bastzitüt 120.

Bauxit 157.

Berlinerblau 118.

Beryll 139.

Beryllium 139. Bessemerprvzeß 154. Bittersalz 141.

Blattgold 149.

Blatt silber 147.

Blausäure 117.

Blei 149.

Bleiglätte 150.

Bleiglanz 149. Bleikarbonat 151.

Bleioxyd 150. Bleisuperoxyd 151. Bleiweiß 151.

Blenden 77.

Blutlaugensatz 118.

Bor 109.

Borax 111.

Borfluorwasserstoffsäure Borsäure 111.

Bortrioxid 111.

Brauneisenstein 153. Braunit 164.

Braunstein 164.

Brom 68, 71.

Bromate 76.

Bromide 47.

Bromkalium 129. Bromsäure 76. Bromwasserstoffsäure 74 Bronze 144.

Bunsensche Flamme 168.

Cadmium 139.

Calcium 135. Calciumkarbid 119. Carnallit 127.

Cäsium 126.

Castor 127.

Cement 137.

Cer 119.

Chemie 8.

„ Einteilung der 11. Chlor 68, 71. Chlorammonium 96. Chlorate 76.

Chloride 47.

Chlorite 76.

Chlorkalk 75. 138.

| Chlormonoxyd 76.

, Chlornatrium 132.

! Chlorsäure 76. i Chlortetroxyd 76.

! Chlortrioxyd 76. Chlorwasser 71. Chlorwasserstoffsäure 73. Chrom 159. Chromeisenstein 160. Chromgelb 161. Chromoxychlorid 161. Chromrot 161 Chrysoberyll 158.

Cleveit 67.

Cölestin 135.

[111.

[133.

Cyan 117.

Cyanide 117. Cyanwasserstoff 117.

Diamant 113.

Diamid 91. Dischwefelsäure 87. Dissoziation, elcktr. 40. Dithionige Säure 89. Dithionsäure 82. 90. Dolomit 139. Doppelsalze 121.

Eau de Javelle 75. Eau de Labaraque 75. Eisen 153.

Eisenchlorid 156. Eisenoxydhydrat 156. Eisenoxydulhydrat 156. Eisenvitriol 156. Elektrolyse 52.

Elemente 5. 13.

„ aristotelische 5.

„ Gewinnung d. 47. „ Tafel d. 16. Energie, Erhaltung d. 9. Erdalkalimetalle 135.

Fehlingsche Lösung 145. Feldspat 156.

Fermente, anorgan. 33. Ferrocyankalium 118. Ferrocyanwasserstoffsäure 118.

Ferrum reductum 155. Fliegenstein 102.

Fluor 68. 71.

Fluorbor 111.

Fluoride 47. Fluorwasserstoffsäure 72. Flußsäure 72.

Formeln, chemische 30.

Gallium 156.

Galmei 139.

Gasglühlicht 119. Germanium 119. Giftmehl 106.

Gips 135. 138.

Glanze 77.

Glas 139.

Glaserz 146.

Glaubersalz 132. Gleichung, chemische 30. Glimmer 156.

Gold 149.

Goldchlorid 149. Goldpurpur 148. Goldschwefel 107. Gradierwerke 132.

Graphit 114. Grauspießglanz 102. Greenockit 139.

Grundstoffe 6.

Halogene 68. Halogenwasserstoffsäuren Haloide 47.    [68

Hausmannit 164.

Helium 67.

Hirschhorngeist 94. Hirschhornsalz 96. Höllenstein 147.

Hydrazin 92.

Hydroperoxyd 65. Hydroxylamin 97.

Hygrol 142.

Hyperbromatc 76. Hyperchlorate 76. Hyperjodate 76. Hypobromite 76. Hypochlorite 76.

Hypojodite 76.

Indikatoren 124.

Indium 156.

Jod 25. 68. 72.

Jodate 76.

Jodide 47.

Jodkalium 129.

Jodsäure 76.

Jodtinktur 72. Jodwasserstoffsäure 74. Iridium 166. Isomorphismus 29.

Kainit 139.

Kalilauge 129.

Kalium 126. Kaliumbichromat 161.

„ chlorsaures 130.

„ cyansaures 118.

kobattnitrit 153.

„ kohlensaures 131.

„ Permanganat 166.

„ übermangans. 166. Kalk, gebrannter 137.

„ gelöschter 137.

„ phosphorsaurer 138. Kalkbrei 137.

Kalkmilch 137.

Kalkwasser 13 Kalomel 145.

Kaolin 156.

Karbide 118.

Karbonate 117. Karbonylchlorid 115. Karborundum 119. Katalyse 33.

Kiese 77.

Kieselfluorwasscrstoffsäure Kieselsäure 112.

Kieserit 139.

Knallgas 64.

Kobalt 151.

Kobaltchlorür 152. Kobaltoxydhydrat 153. Kochsalz 132.

Kohlendioxyd 115. Kohlenoxyd 115. Kohlensäure 115. Kohlenstoff 113.

Kollargol 147. Kolloidsubstanzen 113. Königswasser 101. Konstitutionswasscr 64. Kontaktwirkung 33. Korubin 158.

Korund 156.

Kreide 135.

Kristalloidsubstanzcn 113. Kristallwasscr 64.

Kryolith 157 Krypton 67.

Kupfer 141.

Kupferglanz 142. Kupferkies 142. Kupfernickel 152. Kupferoxyd 146. Kupferoxydul 146. Kupfervitriol U3.

Lachgas 99.

Leblancscher Sodaprozeß Legierungen 27. Lepidolith 127.

Lithium 126.

Lithium glimmer 127. Luft, atmosphär. 56. 67. Lustgas 99.

Magnesia alba 140.

„    gebrannte 140.

„    schwefels. 141.

usta 140.

[48.

[135.

„    doppelkohlens.

,,    kohlensaures 132.

„    schwefelsaur. 132.

„    superoxyd 129.

,,    thiosulfat 89.

unterschwefligs. Natronlauge 129.

Neon 67.

Neßlersches Reagens 95 Neusilber 140.

Neutrale Körper 120. Nickel 151.

Nickelammoniumsulfati52. Niob 108.

Nitrate 101.

Nitride 91.

Nitrite 100.

Nitrose Säure 85. Nitrosylschwefelsäure 84. Nomenklatur 45.

162.

Quecksilber 141. Quecksilbcramidchlorid 145. Quecksilberchlorid 144.

,, präzipitierter78. Schwefelblumen 77. Schwefeldioxyd 81. Schwefeleisen 146. Schwefelkalium 131. Schwefelkies 153. Schwefelkohlen üoff 117. Schwefelleber 131. Schwefelmilch 78. Schwefelsäure 84.

[87.

[146.

Magnesit 139.

Magnesium 139. Magnesium carbonic. Magneteisenstein 153. [140. Magnium 139.

Malachit 142.

Mangan 163.

Manganit 164. Mangankarbonat 165. Mangankiesel 164. Manganspat 164.

Marmor 135.

Malsikot 151.

Materie 6. 9. 19. Meerschaum 139.

Mennige 151.

Merkurisalze 145. Merkurosalze 145.

Messing 140.

Metalle 14. 24.

„ Gewinnung d. 50. Metallhydrosole 52. Metalloide 14. 24.

„ Gewinnung d. Molekül 18. 20. Molekulargewicht 19. 20. Molekulargewichtsbestimmung 21 23. 26. Molekularvolumen 22. Molybdän 159.

Mörtel 137.

Natrium 126.

[89.

Okklusion 55.

Olivin 139.

Opal 112 Osmium 166. Oxydationsmittel 59. Oxyde 46.

Ozon 59 Ozonwasser 61

Palladium 166. Pentathionsäure 82. 90. Periodisches System 34 Pharao sch langen 118. Phosgengas 115. Phosphate 106.

Phosphor 102

,,    amorpher 104.

,, roter 104.

,, schwarzer 104. Phosphorige Säure 105 Phosphorit 102 Phosphormolybdäns. Phosphorsalz 112. Phosphorsäure 106. Phosphorwasserstoff 105. Phosphorwolframs. 162. Pinksalz 150.

Platin 166.

Pleonast 158.

Polianit 164.

Pollux 127.

Polonium 162. Polymorphie 79.

Porzellan 159.

Pottasche 131.

Präzipitat, weißer 145. Proportionen, konstante 15.

„ multiple 15 Psilomelan 164.

Pyrolusit 164. Pyroschwefelsäure 87.

Quarz 112.    *

Quecksilberchlorür 145. Quecksilberjodid 145 Quecksilberoxyd 144.

Radium 162. Ncaktionsbedingungen 33. Rcalgar 102. Reduktionsmittel 59. Rhodankalium 118. Rhodanquecksilber 118.

Rhodium 166. Roses Metall 108. Notbleierz 160. Roteisenstein 153. Rotkupfererz 142. Rubidium 126. Rubin 156. Ruthenium 166.

Salmiak 96.

Salmiakgeist 94.

Salpeter 130. Salpetersäure 100.

„    „ anhydrid 100.

„    „ rauchende 100

Salpetrige Säure 99. Salpetrigsäureanhydrid99. Salzbildner 68.

Salze 119.

„ basische 121.

„ saure 121. Salzsäure 73.

Saphir 156 Sassolin 111.

Sauerstoff 55.

Säuren 119.

Scheidewasser 101. Scherbenkobalt 102. Schießpulver 130. Schlippesches Salz 108. Schwarzmanganerz 164. Schwefel 25. 77.

„ „ englische 85. „    „ Nordhauser

Schwefelsäure, rauchende Schwefelsesquioxyd 82. [87. Schwefeltrioxyd 84. Schwefelwasserstoffwasser Schweflige Säure 81. [80. Schweizersches Reagens Schwerspat 135.

Selen 80.

Serpentin 139.

Silber 147.

Talk 139.

Silber, Credss löslich. 147. Tantal 108.

Silicium 109.    Tellur 37. 80.

Siliciumdioxyd 112.    Tetraborsäure lll.

Silicium flu orid 110.    Tetrathiousäure 82. 90.

Siliciumwasserstoff 110. Tballium 156.

Silikate 112.    Thermit 158.

Smaragd 139.    Thermochemie 43.

Smirgel 156.    Thomasschlacke 154.

Soda 132.    Thorium 119.

Solutio arsenicalis 107. Titan 119.

Solvays Sodaprozeh 134. Ton 156.

Spateisenstein 153.    Tonwaren 159.

Speiskobalt 152.    Triphyllin 127.

Spektralanalyse 168.    Trithionsäure 82. 90.

Spinell 158.    Turnbullsblau 155.

Stahl 154.

Stahlaluminium 157. Uberchlorsäure 76.

Status nascendi 34. Uberchromsäure 161. Stickstoff 90.    Überjodsäure 76.

Stickoxyd 99.    Überschwefelsäure 88.

Stickoxydul 98.    Ultramarin 159.

Stickstoffpentoxyd 98.    Unterbromige Säure 76.

Stickstosstetroxid 98.    Unterchlorige Säure 76.

Stickstofftrioxyd 98.    Nnterchlorsäureanhydrid

Stickstoffwasserstoffsäure91. Unterjodige Säure 76. [76. Stöchiometrie 17.    Unterphosphorige Säure

Strontianit 135.    Untersalpctersäure99.[106.

Strontium 135.    Untersalpetrige Säure 99

Sublimat 144.    Uran 159.

Sulfide 79.    Nranyl 162.

Sulfobasen 125.    Urstoff 37.

Sulfosäuren 125.

Sulfosalze 125.    Valenz 37.

Sylvin 127.    Vanadin 108.

Symbole, chemische 15. Verbindung, chemische 8.

Verwandtschaft, chem. 32. Verwittern 64.

Volumgewichte 22. Volumverhältnisse 21.

Wad 164

Wärme, spezifische 28. Wasser 61.

Wassergas 53.

Wasserglas 112. Wasserstoff 52. Wasserstoffsuperoxyd 65.

afferstoffsupersulfid 81. Weldons Verfahren 166.

Wertigkeit d. Elemente 37. Wismut 108.

Wismutocker 108. Wismutsubnitrat 109. Witherit 135.

Wolfram 159.

Woodsches Metall 108.

Zink 139.

„ schwefelsaures 141. Zinkblende 139. Zinkkarbonat 141 Zinkoxyd 141.

Zinkstaub 141. Zinkvitriol 141 Zinkweiß 141.

Zinn 149.

Zinnchlorid 150. Zinnchloriir 150. Zinnober 142. Zinnsäure [Meta) 150. Zinnstein 149. Zinnsulfid 150. ZinnsulfÜr 150. Zirkonium 119.

¹

Bei der Analyse spricht man von der Fällung der Elemente durch dieses oder jenes Reagens (Ca durch UzSrc.). Es soll dieses aber heißen, daß die Elemente aus ihren Berbindungen durch das betreffende Reagens in einer bei der Analyse in Betracht zu ziehenden Verbindungsform (oder je nach der Natur des Reagens im freien Zustande) ausgeschieden werden.

Organische Chemie

von

Dr. Jos. Äleln in Mannheim

Dritte, verbesserte Auflage Preis: in Leinwand gebunden 80 Pfennige (Sammlung Göschen Nr. 38.)

Nachdem die Vierwertigkeit des Kohlenstoffs und die zwei Arten seiner Atomverkettung und die nötigen Schlußfolgerungen kurz dargestellt sind und die Isomerie, Metamerie, Polymerie, die geometrische Isomerie, Tautomerie, Des-motropie usw. ihre Erläuterung gefunden haben, werden die aliphatischen (kettenförmigen), dann die cyklischen (ringförmigen) Verbindungen behandelt. Die Venzolverbindungen finden eine leicht 311 übersehende Darstelluug, über die Terpene wird das Wesentlichste mitgeteilt, über die Verbindungen von noch nicht näher bekannter Konstitution das Nötigste gesagt. Für die Nomenklatur sind die Beschlüsse der Genfer internationalen Konferenz beibehalten worden, da die Durchführung der neueren Nomenklatur nach Sachlage nur Verwirrung herbeigeführt hätte. Knappheit und Klarheit zeichnen die Darstellung aus. Neuere Synthesen von praktischem oder theoretischem Interesse wurden der neuen Auflage mehrfach eingefügt.

G. I. Göschen'sche Verlagshandlung in Leipzig.

Verzeichnis der erschienenen Bände.

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AKnftiK. Eheoret. Physik l. Teil: Me- Sporer in Ehingen. Mit 5 Fig. chanik u. Hkustik. von Dr. Gust. Jäger, Nr. 53.

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Nr. 124.    Astranamie. Grüße, Bewegung und

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Wien. Mit 8 vollb. Nr. 45.    Himmelskörper von Dr. Walter F.

Analyse, Techn.-Chem., von Dr. G. wislicenus, Prof, an der Universität Lunge, Prof. a. d. Eidgen. polytechn. Straßburg. Mit 11 Hbbild. Nr. 91. Schule i.Zürich. Mit 16 Hbb. Nr. 195. Aufgabenjammlg. x. Analyt. Geo-Analysts, Höhere, I: Differential. metrie d. Gbrnev. G Th.Bürklen, rechnung. von Dr. Frdr. Junker, Prof, am Realgymnasium in Schw.-prof. am Karlsgymnasium in Stutt- Gmünd. Mit 32 Figuren. Nr 256.

gart. Mit 68 Fig. Nr. 87.    --d.Jlaurries von G Eh. Bürklen,

---Repetitorium und Hufgaben- Prof am Realgymnasium in Schw.-

fammlung z. Differentialrechnung v. Gmünd. Mit 8 Fig. Nr. 3o9.

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Friedr. Junker, Prof, am Karlsgym-    Dr. L. w. Straub, Rektor des (Eber*

nasium in Stuttgart. Mit 89 Fig.    Hard-Ludwigs-Gymnasiums in Stutt-

Nr. 88.    gart. Nr. 17.

Arrsgleichnngsvechttttng nach dev Methode dev kleinsten Oua-dvate von wilh. weitbrecht, Prof, der Geodäsie in Stuttgart. Mit 15 Figuren und 2 Tafeln. Nr 302.

Baukunst, Die, de» Abendlandes von Dr. K. Schäfer, Assistent am Gewerbemuseum in Bremen. Mit 22 Abbild. Nr. 74.

Detviekskraft, Die zrveckrn ästigste, von Friedrich Barth, Oberingenieur in Nürnberg. 1. Teil: Die mit Dampf betriebenen Motoren nebst 22 Tabellen über ihre Anschaffungsund Betriebskosten. Mit 14 Abbild. Nr. 224.

--2. Teil: verschiedene Motoren

nebst 22 Tabellen über ihre An-schaffungs- und Betriebskosten. Mit 29 Abbild. Nr. 225.

Bewegungsspiele von Dr. E. Kohlrausch , Prof, am Kgl. Kaiser Wilhelms - Gymnasium zu Hannover. Mit 14 Abbild. Nr. 96.

Biologie dev pflanzen von Dr. w. Migula, Prof, an der Forstakademie Eisenach. Mit 50 Abbild. Nr. 127.

Biologie dev Tieve I: Entstehung u. weiterbild. d. Tierwelt, Beziehungen zur organischen Natur o. Dr. Heinr. Simroth, Prof, an der Universität Leipzig. Mit 33 Abbild. Nr. 131.

— II: Beziehungen der Tiere z organ. Natur von Or.Heinr. Simroth, Prof, an der Univers. Leipzig. Mit 35 Abbild. Nr. 132.

Kleichevei. Textil-Industrie III: Wäscherei, Bleicherei, Färberei und ihre Hilfsstoffe von Wilhelm Massot, Lehrer an der preuß. höh. Fachschule f. Textilindustrie in Krefeld. Mit 28 Fig. Nr. 186.

Bvaueveiwesen I r Mälzerei von Dr. Paul Dreverhoff, Direktor d. Brauer*

u. Mälzerschule zu Grimma. Mit 16 Abbild. Nr. 3u3.

Buchführung in einfachen und doppelten Posten von Kob. Stern, Oberlehrer der Offenst. Handelslehranst. u.Doz. d. Handelshochschulez. Leipzig. Mit vielen Formularen. Nr. 115.

Buddha von Prof. Dr. Edmund Hardy. Nr. 174.

Buvgenknnde, Abvist dev. von Hof-rat Dr. Otto Piper in München. Mit 30 Abbild. Nr. 110.

Chenrie, AUgemeine mtb ylftyRhu-lrschc. von Dr. Max Uudolphi, Prof, a. d. Techn. Hochschule in Darmstadt. Mit 22 $ig. Nr. 71.

—    Analytische, von Dr. Johannes Hoppe. I: Theorie und Gang der Analyse. Nr. 247.

--II: Reaktion der Metalloide und

Metalle. Nr. 248.

—    Arrovgariische, von Dr. Ios. Klein in Mannheim. Nr. 37.

--siehe auch: Metalle. — Metalloide.

Chemie, Geschichte dev, von Dr. Hugo Bauer, Assistent ant chem. Laboratorium der Kgl. Technischen Hochschule Stuttgart. I: von den ältesten Zeiten bis zur Verbrennungstheorie von Lavoisier. Nr. 204.

—    li: von Lavoisier bis zur Gegenwart. Nr. 265.

—    dev Kohlenstoffvevbindungen von Dr. Hugo Bauer, Assistent am chem. Laboratorium der Kgl. Techn. Hochschule Stuttgart. I. II: Ali-phatische Verbindungen. 2 Teile. Nr. 101. 192.

--III: Karbocyklische Verbindungen.

Nr. 193.

--IV: Heterocyklische Verbindungen.

Nr. 194.

—    Organische, von Dr. Ios. Klein in Mannheim. Nr. 38.

—    physiologische, von Dr. med. A. Legahn in Berlin. I: Assimilation. Mit 2 Tafeln. Nr. 240.

--II: Dissimilation. Mit einer

Tafel Nr. 241.

Chemisch - Technische Analyse von Dr. G. Lunge, Prof, an der Eid-genöss. polytechn. Schule in Zürich. Mit 16 Abbild. Nr. 195. Dampfkessel, Nie. Kurzgefaßtes Lehr-buch mit Beispielen für das Selbst-studium u. d. praktischen Gebrauch von Friedrich Barth, Oberingenieur in Nürnberg. Mit 67 Fig. Nr. 9.

Dampfmaschine. Die. kurzgefaßtes Lehrbuch m.Beispielen für das Selbststudium und den prakt. Gebrauch von Friedrich Barth, Gberingenieur in Nürnberg. Mit 48 Fig. Nr. 8. Dampfturbinen. Die. ihre Wirkungsweise und Konstruktion von Ingenieur Hermann wilda in Bremen. Mit 89 Abbild. Nr. 274. Dichtungen n. mittelhochdeutscher Krühzeit. In Auswahl m. Einltg. u. Wörterb. herausgegeb. o. Dr. Herrn. Jantzen, Direktor der Königin Luise-Schule in Königsberg i. Pr. Nr. 137. Dietrichepen. Kudrunu. Dietrichepen. Mit (Einleitung und Wörterbuch von Dr. G. L. Iiriczek, Prof, an der Univers. Munster. Nr. 10. Disterentialrechnuug von Dr. Frdr. Junker, Prof. a. Karlsgymnasium in Stuttgart. Mit 68 Fig. Nr. 87.

—    Repetitorium u. Aufgabensammlung z. Differentialrechnung von Dr. Frdr. Junker, Prof, am Karlsgymnasium in Stuttgart. Mit 46 Fig. Nr. 146.

Eddalieder mit Grammatik, Über, setzung und Erläuterungen von Dr. Wilhelm Ranisch, Gymnasial-Gber-lehrer in Osnabrück. Nr. 171. Eisenhüttenkunde von A. Krauß, dipl. hütteningen. I. Geil: Das Roheisen. Mit 17 Zig. u. 4 Tafeln. Nr. 152.

—    II. Teil: Das Schmiedeisen. Mit 25 Figuren und 5 Tafeln. Nr. 153.

Elektrizität. Theoret.Physik Hl. Teil: Elektrizität u.Magnetismus. von Dr. Gust. Jäger, Prof. a. d. Univers. Wien. Mit 33 Abbildgn. Nr. 78. Elektrochemie von Dr.heinr.Danneel, Privatdozent in Breslau. I. Teil: Theoretische Elektrochemie und ihre physikalisch - chemischen Grundlagen. Mit 18 Fig. Nr. 252. Elektrotechnik. Einführung in die moderne Gleich- und Wechselstromtechnik von I. herrmann, Professor der Elektrotechnik an der Kgl. Techn. Hochschule Stuttgart. I: Die physikalischen Grundlagen. Mit 47 Fig. Nr. 196.

Elektrotechnik II: Die Gleichstromtechnik. Mit 74 Fig. Nr. 197.

— III: Die Wechselstromtechnik. Mit 109 Fig. Nr. 198.

Epigonen. Die, des hofischenEpos. Auswahl aus deutschen Dichtungen des 13. Jahrhunderts von Dr. Viktor Junk, Aktuarius der Kaiserlichen Akademie der Wissenschaften in Wien. Nr. 289.

Erdmagnetismus, Erdltrom, Polarlicht von Dr. A. ttippolbt jr.» Mitglied des König!, preußischen Meteorologischen Instituts zu Potsdam. Mit 14 Abbild, und 3 Taf. Nr. 175.

Ethik von Professor Dr. Thomas Achelis in Bremen. Nr. 90.

Erkirrsronsüora non Deutschland zum Bestimmen der häufigeren in Deutschland wildwachsendenpflanzen von Dr. w. Migula, Professor an der Forstakademie Eisenach. l.Teil. Mit 50 Abbild. Nr. 268.

--2. Teil. Mit 50 Abbild. Nr. 269.

Kamilierrrecht Recht des Bürgerlichen Gesetzbuches, viertes Buch: Familienrecht von Dr Heinrich Titze, Prof a. d. Univ. Göttingen. Nr. 3u5.

Färberei. Textil-Industrie III: Wäscherei, Bleicherei, Färberei u. ihre Hilfsstoffe v. Dr.wilh. Massot, Lehrer a. d. preuß. höh. Fachschule f. Textilindustrie i. Krefeld. M. 28 Fig. Nr. 186.

Feldgeschütz, Das moderne, I: Die Entwicklung des Feldgeschützes seit Einführung des gezogenenInfanterie-gewehrs bis einschließlich der Erfindung des rauchlosen Pulvers, etwa 1850 bis 1890, von Oberstleutnant w. heydenreich, Militärlehrer an der Militärtechn. Akademie in Berlin. Mit 1 Abbild. Nr. 308.

--II: Die Entwicklung des heutigen

Feldgeschützes auf Grund der Erfindung des rauchlosen Pulvers, etwa 1890 bis zur Gegenwart, von Oberstleutnant w. heydenreich, Militärlehrer an der Militärtechn. Akademie in Berlin. Mit 11 Abbild. Nr. 307.

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Fernsprechmesen, Das, von Dr. Ludwig Rellftab in Berlin. Mit 47 Zig und 1 Tafel. Nr. 155.

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Diplom-Ingenieur. Mit 56 Zig. Nr. 288.

Filrfabrikation. Textil-Industrie II: Weberei, Wirkerei, Posamentiererei, Spitzen- und Gardinenfabrikation und Zilzfabrikation von Prof. Max Gürtler, Direktor der König!. Techn. Zentralstelle für Textil-Industrie zu Berlin. Mit 27 Zig. Nr. 185.

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Forstwissenschaft von Dr. Ad. Schwappach, Professor an der Zorstakademie Eberswalde, Abteilungsdirigent bei der Hauptstation des forstlichen Versuchswesens. Nr. 106.

Fremdwort. Vas, im Deutschen von Dr. Rub Kleinpaul in Leipzig. Nr. 55.

Fremdwörterbuch, Deutsches, von Dr. Rub. Kleinpaul in Leipzig. Nr. 273.

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Geodäsie von Dr. d. Neinhertz, Prof, an der Techn. Hochschule Hannover. Mit 66 Abbild. Nr. 102.

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—    phrzsische, von Dr. Siegln. Günther, Prof, ander König!. Techn. Hochschule in München. Mit 32 Abbild. Nr. 26.

—    s. auch: Landeskunde. Länderkunde.

Geologie von Prof. Dr. (Ebers). Zraas

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—    Analytische, des Raumes von Prof. Dr. ITT. Simon in Straßburg. Mit 28 Abbild. Nr. 89.

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tyt. Geoinet.ie b.    von

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—    Darstellende, von Dr. Robert hautzner, Prof, an der Univ. Jena. I. Mit 110 Zig Nr. 142.

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Geschichte, Badische, von Dr. Karl Brunner, Prof, am Gymnasium in Pforzheim und privatdozent der Geschichte an der Techn. Hochschule in Karlsruhe. Nr. 23U.

—    Bäuerische, von Dr. Hans ©ckel in Augsburg. Nr. 160.

—    des Byzantinischen Deiches von Dr. K. Roth in Kempten. Nr. 190.

—    Deutsche, I: Mittelalter (bis 1519) von Dr. Z. Kurze, Prof, am Kgl. Luisengymn. in Berlin. Nr. 33.

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Geschichte, Deutsche II: Zeitalter der Reformation und der Religionskriege (1500-1648) von Dr. $. Kurze, Professor am König!. Luisengymnasium in Berlin. Nr. 34.

--III: Uom Mestfäliicheu Frieden bis zur Auflölung des alten Reichs (1648—1806) von Dr. $. Kurze, Prof am Kgl. Luisengymnasium in Berlin. Nr. 35.

—    — siehe auch: Quellenkunde.

—    Französische, von Dr. K. Sternfeld, Prof. a. d. Univers. Berlin. Nr. 85.

—    Griechische, von Dr. Heinrich Swoboda, Prof, an der deutschen Univerf. Prag. Nr. 49.

—    des 19. Jahrhunderts v. Oskar Jäger, o. Honorarprofessor an der Univers. Bonn. l.Bdchn.:1800—1852. Nr. 216.

--2. Bdchn.: 1853 bis Ende d. Jahrh.

Nr. 217.

—    Israels bis auf die griech. Zeit von Lic. Dr. I. Benzinger. Nr. 231.

—    Lothringens, von Dr. Herm. Derichsweiler, Geh. Negierungsrat in Straßburg. Nr. 6.

—    des alten Morgenlandes von Dr. $r. Hommel, Prof. a. ö. Univerf. München. M.6Bild.u.l Kart. ITr.43.

—    Oesterreichische, I: von der Urzeit bis zum Tode König Albrechts II. (1439) von Prof. Dr. Franz von Krones, neubearbeitet von Dr. Karl Uhlirz, Prof, an der Univ. Graz. Mit 11 Stammtaf. Nr. 104.

--II: von 1526 bis zur Gegenwart

von Hofrat Dr. Franz von Krones, Prof. a. d. Univers. Graz. Nr. 105.

—    Römische, von Nealgymnasial-Vir. Dr. Jul.Koch in Grunewald. Nr. 19.

—    Rüsche,v. Dr. wilh. Neeb, Gberl. am Ostergymnasium in Mainz. Nr. 4.

—    Sächsische, von Professor Otto Kaemmel, Rektor des Nikolaigymnasiums zu Leipzig. Nr. 100.

—    Schweizerische, von Dr. K. Dänd-liker, Prof. a. d. Univ. Zürich. Nr. 188.

—    Spanische, von Dr. Gustav Diercks. Nr. 266.

—    der Chemie siehe: Chemie.

Geschichte der Maleret siehe: Malerei.

—    der Mathematik s.: Mathematik.

—    der Musik siehe: Musik.

—    der Pädagogik siehe: Pädagogik.

—    der Physik siehe: Physik.

—    des deutscher, Romnns f: Roman.

—    der deutschen Sprache siehe: Grammatik-, Deutsche.

—    des deutschen Unterrichts-mesens siehe: Unterrichtswesen.

Geschichtsmilfenschaft, Einleitung in die, von Dr. Ernst Bernheim, Prof, an der Univers. Greifswald. Nr. 270.

Gesetzbuch, Bürgerliches. Recht des Bürgerlichen Gesetzbuches, viertes Buch: Familienrecht, von Dr Heinr. Eitze, Prof, an d. Univerf. Göttingen. Nr. 305.

Gefundheitslrhre. Der menschliche Körper, sein Bau und seine Tätig-keiten, von E. Rebmann, Oberschulrat in Karlsruhe. Mit Gesundheitslehre von Dr. med. H. Seiler. Mit 47 ctt)b. u. 1 Taf. Nr. 18.

Gewerbewesen von Werner Sombart, Prof. and. Univerf. Breslau. I. II. Nr. 203. 204.

Gewichtswefeu. Maß-, Münz- und Gewichtswesen von Dr. Aug. Blind, Prof, an der Handelsschule in Köln. Nr. 283.

Gleichstrommaschine, Die, von C. Kinzbrunner, Ingenieur und Dozent für Elektrotechnik an der Municipal School of Technology in Manchester. Mit 78 Fig. Nr. 257.

Gletscherkunde von Dr. Fritz Ma-chakek in Wien. Mit 5 Abbild, im Text und 11 Taf. Nr. 154.

Gottfried vou Straßburg. Hart-mann von Aue, Wolfram von Eschenbach u. Gottfried von Straß-bürg. Auswahl aus dem höf. Epos mit Anmerkungen und Wörterbuch von Dr. K. Marold, Prof, am Kgl. Friedrichskollegium zu Königsberg i. Pr. Nr. 22.

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—    Franzos. von Prof. Th. de Beaux, Gfficier de I'Instruction publique. Nr. 183.

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—    Spanische, von Dr. Alfreds Nadal de Mariezcurrena. Nr. 295.

Handelspolitik, Auswärtige, von Dr. Heinr. Sieveking, Prof, an der Univers. Marburg. Nr. 245.

Handelswesen. Das, von Dr. wilh. Lexis, Prof. a. d. Univers. Göttingen. I: Das Handelspersonal und der Warenhandel. Nr. 296.

--II: Die Effektenbörse und die

innere Handelspolitik. Nr. 297.

Harmonielehre von A. Halm. Mit vielen Notenbeilagen. Nr. 120.

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Grammatik, Deutsche, und kurze Geschichte der deutschen Sprache von Schulrat Professor Dr. ©. Lyon in Dresden. Nr. 20.

—    Griechische, I: Formenlehre von Dr. Hans Meitzer, Prof, an der Klosterschule zu Maulbronn. Nr. 117.

--11: Bedeutungslehre und Syntax

von Dr. Hans Meltzer, Prof, an der Klosterschule zu Maulbronn. Nr. 118.

—    Kateinische. Grundriß der lateinischen Sprachlehre von Prof. Dr.

w. votsch in Magdeburg. Nr. 82.

—    Mittelhochdeutsche. Der Nibe-lunge Not in Auswahl und mittelhochdeutsche Grammatik mit kurzem Wörterbuch von Dr. w. Golther, Prof, an der Univerf. Rostock. Nr. 1.

—    Russische, von Dr. Erich Berneker, Prof, an der Univers. Prag. Nr. 66.

--siehe auch: Russisches Gesprächsbuch. - Lesebuch.

Handelskorrespondenz, Deutsche, von Prof. Th. de Beaux, Gfficier de I'Instruction publique. Nr. 182.

—    Englische, von L. E. whitfield, M. A., Oberlehrer an King Edward VII Grammar School in King's Lynn. Nr. 237.

H artmann von Aue, Wolfram von GschenKach und Gottfried StratzKrrrg. Nuswahl aus dem höfischen Epos mit Anmerkungen und Wörterbuch von Dr. K. lNarold, Prof, am Königlichen Friedrichs-kollegium zu Königsberg i. Pr. Nr. 22.

Hauptliteraturen, Die, d. Orients

v. Dr. ITT.Haberlandt, privatdoz. et. d. Univerf. Wien. I. II. Nr. 162. 163.

Heldensage. Die deutsche, von Dr. Otto Luitpold Jiriczek, Prof, der Univerf. Münster. Nr. 32.

—    siehe auch: Mythologie.

Industrie, Anorganische Chemische. v. Dr. Tust. Häuter in Thar-lottenburg. I: Die Leblancsodaitldu-strie und ihre Nebenzweige. Mit 12 Taf. Nr. 205.

--II: Salinenwesen, Kalisalze,

Düngerindustrie und verwandtes. Mit 6 Taf. Nr. 206.

---III: Anorganische Chemische Präparate. Mit 6 Tafeln. Nr. 207.

—    der Silikate, der künstl. Bau-steineund des Mörtels. I: Glas-und keramische Industrie von Dr. Gustav Häuter in Charlottenburg. Mit 12 Taf. Nr. 233.

--II: Die Industrie der künstlichen

Bausteine und des Mörtels. Mit 12 Taf. Nr. 234.

Integralrechnung von Dr. Friedr. Junker, Prof, am Karlsgymn. in Stuttgart. Mit 89 5tg. Nr. 88.

Integralrechnung. Repetitorium und Aufgabensammlung zur Integralrechnung von Dr. Friedrich Junker, Prof, am Karlsgymn. in Stuttgart. MitöOFig. Nr. 147.

Kartenkunde, geschichtlich dargestellt von E. Gelcich, Direktor der k. k. Nautischen Schule in Lussinpiccolo und F. Lauter, Prof, am Realgymn. in Ulm, neu bearb. von Dr. Paul vinse, Assistent der Gesellschaft für Erdkunde in Berlin. Mit 70 Abbild. Nr. 30.

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Formenlehre von Stephan Krehl. I. II. Mit vielen Notenbeispielen. Nr. 149. 150.

Musikalische

Kontrollivesen, Das ayrikultnr-chemische. von Dr. Paul Krische in Göttingen. Nr. 304.

Körper, der menschliche, sein Kan und seine Tätigkeiten, von E. Hebmann, Gberschulrat in Karlsruhe. Mit Gesundheitslehre von Dr. med. H. Seiler. Mit 47 Abbild, und 1 Taf. Nr. 18.

Kristallographie von Dr. w. Bruhns, Prof, an der Univers. Straßburg. Mit 190 Abbild. Nr. 210.

Kndrun nnd Dietrichepcn. Mit Einleitung und Wörterbuch von Dr. G. L. Jiriczek, Prof, an der Univers Münster. Nr. 10.

--siehe auch: Leben, Deutsches, im

12. Jahrhundert.

Kultur, Die, der Uenaistanee. Gesittung, Forschung, Dichtung Dr. Kotiert F. Arnold, Privatdozent an der Univers. Wien. Nr. 189.

Kulturgeschichte, Deutsche, von Dr. Heini). Günther. Nr. 56.

Künste, Die graphischen, von Carl Kampmann, Fachlehrer a. d. k. k. Graphischen Lehr- und Versuchsanstalt in Wien. Mit zahlreichen Abbild, und Beilagen. Nr. 75.

Kurzschrift siehe: Stenographie.

von

Länderkunde non Europa von

Dr. Franz Weiderich, Prof, am Francisco-Iosephinum in Mödling. Mit 14 Textkärtchen und Diagrammen und einer Karte der Alpeneinteilung. Nr. 62.

—    der außereuropäischen Erdteile von Dr. Franz Weiderich, Prof, a. Francisco-Iosephinum in Mödling. Mit 11 Textkärtchen u. Profil. Nr. 63.

Landeskunde non Kaden von Prof. Dr. G.Kienitz in Karlsruhe. M.profil, Abbild, und 1 Karte. Nr. 199.

—    des Königreichs Kapern von Dr. w. Götz, Prof an der Kgl. Techn. Hochschule München. Mit Profilen. Abbild, u. 1 Karte. Nr. 176.

Kritisch-Uordamerika von Prof. Dr. fl. Gppel in Bremen. Mit 13 Abbild, und 1 Karte. Nr. 284.

—    non Elsaß-Lothringen von Prof. Dr. K. Langenbeck in Straßburg i L. Mit 11 flbbildgn. u.l Karte. Nr. 215.

—    der Iberischen Halbinsel von Dr. Fritz Hegel, Prof, an der Uni-vers. Würzburg. Mit 8 Kärtchen und 8 Abbild, im Text und 1 Karte in Farbendruck. Nr. 235.

—    non Österreich - Ungarn von Dr. Alfred Grund, der Univers. Berlin.

Illustration, und 1 Karte. Nr. 244.

—    des Königreichs Sachsen v. Dr. 3« 3emmrich, Oberlehrer am Neal-gymnas. in Plauen. Mit 12 Abbild. u. 1 Karte. Nr. 258.

Skandinavien (Schweden, Norwegen und Dänemark) von Heinrich Kerp, Lehrer am Gymnasium und Lehrer der Erdkunde am Tomenius-Seminar zu Bonn. Mit 11 Abbild, und 1 Karte. Nr. 202.

—    des Königreichs Württemberg von Dr. Kurt Hassert, Prof, der Geographie an der Handelshochschule in Köln. Mit 16 Vollbildern u. 1 Karte. Nr. 157.

Landwirtschaftliche Betriebslehre von Ernst Langenbeck in Bochum. Nr. 227.

— von

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an

Text-

mit

ver-

Zehen, Deutsches. im 12. Jahrhundert. Kulturhistorische Erläuterungen zum Nibelungenlied und zur Kudrun. von Prof Dr. Jul. Dieffenbacher in Zreiburg i. B. Mit 1 Taf. und 30 Abbild. Nr. 93.

Zeslirrgs Grnilia Galotti. Mit Einleitung und Anmerkungen von Prof. Dr. w. votsch. Nr. 2.

—    Minna n. Darnhelm. Mit Anm. von Dr. Tomaschek. Nr. 5.

Acht. Theoretische Physik II. Teil: Licht und Wärme. Von Dr. Gust. Jäger, Prof, an der Univers. Wien. Mit 47 Abbild. Nr. 77.

Literatur. Althochdeutsche, mit Grammatik, Übersetzung und Erläuterungen von TH. Schauffler, Prof ant Realgymnasium in Ulm. Nr. 28.

Literaturdenkmäler des 14. u. 15. Jahrhunderts. Ausgewählt und erläutert von Dr. Hermann Jantzen, Direktor der Königin Luise-Schule in Königsberg i. j)r. Nr. 181.

—    des 16. Jahrhunderts I: Martin Luther, Thonr. Murner «. das Kirchenlied des 16. Jahrhunderts. Ausgewählt und ?‘ Einleitungen und Anmerkungen sehen von prof. G. Berlit, Oberlehrer am Nikolaigymnasium zu Leipzig. Nr. 7.

--II: Kans Sachs. Ausgewählt

und erläutert von prof. Dr. 3ul. Sahr. Nr. 24.

--III: Don Drant bis Hiollen-

hagen: Braut. Kutten, Zischart. sornie Tierepos und Kahel. Ausgewählt und erläutert von prof. Dr. Julius Sahr. Nr. 56.

Literaturen. Die, des Orients. I. Teil: Die Literaturen Ostasiens und Indiens v. Dr. Kt. haberlandt, Privatdozent an der Univers. Wien. Nr. 162.

—    II. Teil: Die Literaturen der Perser, Semiten und Türken, von Dr. KT. haberlandt, Privatdozent an der Univers. Wien. Nr. 163.

Kiteraturgesärichte. Deutsche, von Dr. Max Roch, Professor an der Univers. Breslau. Nr. 81.

—    Deutsche, der Slalsiherzeit von Carl Weltbrecht, Prof, an der Techn. Hochschule Stuttgart. Nr. 101.

—    Deutscheres 19. Jahrhunderts von Carl weitbrecht, Prof, an der Techn. Hochschule Stuttgart. I. II. Nr. 184. 135.

—    Enalische, von Dr. Karl Weiser in Wien. Nr. 69.

--Grundzüge und haupttypen der

englischen Literaturgeschichte von Dr. Arnold Kt. KT. Schröer, Prof, an der Handelshochschule in Köln. 2 Teile. Nr. 286. 287.

—    Griechische, mit Berücksichtigung der Geschichte der Wissenschaften von Dr. Alfred Gercke, Prof, an der Univers. Greifswald. Nr. 70.

—    Italienische, von Dr. Karl voßler, Prof, an der Univers. Heidelberg. Nr. 125.

—    Nordische. I. Teil: Die isländische und norwegische Literatur des Mittel-alters von Dr. Wolfgang Golther, Prof, an d. Univers. Rostock. Nr. 254.

—    portugiesische. von Dr. Karl von Reinhardswettner, Prof, an der Kgl. Techn. Hochschule München. Nr. 2l3.

—    Römische, von Dr. Hermann Joachim in Hamburg. Nr. 52.

—    Russische. von Dr. Georg polonsfij in München. Nr. 166.

—    Slavische, von Dr... Josef Karäsek in Wien. 1. Teil: Altere Literatur bis zur Wiedergeburt. Nr. 277.

--2. Teil: Das 19. Jahrh. Nr. 278.

—    Spanische, von Dr. Rudolf Beer in Wien. I. II. Nr. 167. 168.

Kagarithrnen. vierstellige Tafeln und Gegentafeln für logarithmisches und trigonometrisches Rechnen in zwei Farben zusammengestellt von Dr. Hermann Schubert, Pros, an der Gelehrtenschule des Johan-neums in Hamburg. Nr. 81.

mus.

Malerei. Geschichte der. L TL TU. IV. V. von Dr.Nich. Muther. Prof, an d. Univers. Breslau. Nr. 107—111.

283.

Kogik. Psychologie und Logik zur Einführung in die Philosophie von Dr. Eh. Elsenhans. Mit 13 $tg. Nr. 14.

Kuther, Martin. Thom. Mnrner und das Kirchenlied des !(»♦ Jahrhunderts. Ausgewählt und mit Einleitungen und Anmerkungen versehen von Prof. G. Berlit, Oberlehrer am Nikolaigymnasium zu Leipzig. Nr. 7.

Magnetismus. Theoretische Physik 111. Teil: Elektrizität und Magnetis-von Dr. Gustav Jäger» Prof, an der Univers. Wien. Mit 33 Abbild. Nr. 78.

Mälzerei. Brauereiwesen I: Mälzerei von Dr. p. Dreverhoff, Direktor d. Hffentl. u. I. Sächs. versuchsstat. für Brauerei u Mälzerei, sowie der Brauer- u. Mälzerschule zu Grimma. Nr. 303.

Maschinenelemente, Die. Kurzgefaßtes Lehrbuch mit Beispielen für das Selbststudium und den prakt. Gebrauch von 5r. Barth, Gberingenieur in Nürnberg. Mit 86 Zig. Nr. 3.

Matz-. Münz- und Gemichts-melen von Dr. August Blind, Prof, an der Handelsschule in Köln. Nr. 283.

Matzanalyse von Dr. Otto Röhrn in Stuttgart. Nr. 221.

Materialprüsungsmefen. Linführ. i.d.rnod. Technik d. Materialprüfung von K. Memmler, Diplomingenieur. Stäub. Mitarbeiter a. Kgl Materialprüfungsamte zu Groß-Lichterfelde. I: Materialeigenschaften. — Zestig-keitsversuche. — Hilfsmittel f. Zestig-keitsversuche. Mit 58 Zig. Nr. 31 i.

--II: Metallprüfung u. Prüfung v.

Hilfsmaterialien d. Maschinenbaues — Baumaterialprüfung — Papierprüfung. — Schmiermittelprüfung. — Einiges über Metallographie. Mit 31 Zig. Nr. 312.

Mathematik. Geschichte der, von Dr. A. Sturm, Professor am Obergymnasium in Seitenstetten. Nr. 226.

Mechanik. Theoret. Physik I. Teil: Mechanik und Akustik. von Dr. Gustav Jäger, Prof, an der Univ. Wien. Mit 19 Abbild. Nr. 76.

Meereskunde. Physische, von Dr. Gerhard Schott, Abteilungsvorsteher an der Deutschen Seewarte in Hamburg. Mit 28 Abbild, im Text und 8 Taf. Nr. 112.

Messungsmethoden, Physikalische v Dr. Wilhelm Bahrdt, Oberlehrer an der Gberrealschule in Groß-Lichterfelde. Mit 49 $iq. Nr. 301.

Metalle (Anorganische Chemie 2. Teil) v. Dr. Oskar Schmidt, dipl. Ingenieur, Assistent an der Köntgl. Baugewerkschule in Stuttgart. Nr. 212.

Metalloide (Anorganische Chemie 1. Teil) von Dr. Gskar Schmidt, dipl. Ingenieur, Assistent an der Kgl. Baugewerkschule in Stuttgart. Nr. 211.

Metallurgie von Dr. Aug Geitz, diplom. Chemiker in München, 1.11. Mit 21 Zig. Nr. 313. 314.

Meteorologie von Dr. w. Trabert, Prof, an der Univers. Innsbruck. Mit 49 Abbild, und 7 Taf. Nr. 54.

Mineralogie von Dr. R. Brauns, Prof, an der Univers. Kiel. Mit 130 Abbild. Nr. 29.

Minnesang und Kpruchdichtrrng. Walther von der Vogelweide mit Aus-wähl aus Minnesang und Spruch-dichtung. Mit Anmerkungen und einem Wörterbuch von Otto Güntter, Prof an der Gberrealschule und an der Techn. Hochschule in Stuttgart. Nr. 23.

Morphologie. Anatomie u. Physiologie der Pflanzen, von Dr. w. Migula, Prof. a. d. Zorstakadeinie Eisenach. Mit 50 Abbild. Nr. 141.

Münrmelen. Matz-, Münz- und Gewichtswesen von Dr. Aug. Blind, Prof an der Handelsschule in Köln. Nr. :

von

r Leben ennert.

Murner, Thomas. Martin Luther, Thomas Murner und das Kirchenlied des 16. Jahrh. Ausgewählt und mit Einleitungen und Anmerkungen versehen von Prof. G. Berlit, Gberl. am Nikolaigymn. zu Leipzig. Nr. 7. Muftk, (öesdjiditc dev ölten nnd mittelalterlichen, von Dr. A. Möhler. Mit zahlreichen Abbild, und Musikbeilagen. Nr. 121. Musikalische Formenlehre (Kompositionslehre) v. Stephan Krehl. I. II. Mit vielen Notenbeispielen. Nr. 149. 150.

Musikgeschichte des 17. und 18. Jahrhunderts von Dr. K. Gruns-ky in Stuttgart. Nr. 239.

—    des 19. Jahrhunderts von Dr. K. Grunsky in Stuttgart. I. II. Nr. 164. 165.

Mnstklehre, Allgemeine, v. Stephan Krehl in Leipzig. Nr. 220. Mnthologie, Germanisrl»e, von Dr. Eugen Mogk, Prof, an der Univers. Leipzig. Nr. 15.

—    Griechische nnd römische,

Dr. Herrn. Steuding, Prof, am Kgl. Gymnasium in Wurzen. Nr. 27.

—    siehe auch: Heldensage.

Nautik. Kurzer Abriß des täglich an

Bord von Handelsschiffen angewandten Teils der Schiffahrtsknnde. von Dr. Franz Schulze, Direktor der Navigations-Schule zu Lübeck. Mit 56 Abbild. Nr. 84. Nidelnnge, Der, Uot in Auswahl und Mittelhochdeutsche Grammatik mit kurzem Wörterbuch von Dr. w. Golther, Prof, an der Univ. Rostock. Nr. 1.

--siehe auch: Leben, Deutsches, im

12. Jahrhundert.

Nutzpflanzen von Prof. D r. I. Behrens, Vorst, d. Großh. landwirtschaftl. Der» suchsanst. Augustenberg. Mit 53 Fig. Nr. 123.

Pädagogik im Grundriß von Prof. Dr. w. Rein, Direktor des Pädagog. Seminars an der Univ. Jena. Nr. 12.

—    Geschichte der, von Oberlehrer Dr. H. Weimer in Wiesbaden. Nr. 145.

Paläontologie v. Dr. Rud. Hoernes, Prof, an der Univ. Graz. Mit 87 Abbild. Nr. 95.

paraUelperspektioe. Rechtwinklige und schiefwinklige Axonometrie von Prof. 3* vonderlinn in Breslau. Mit 121 Fig. Nr. 260.

Perspektive nebst einem Anhang üb. Schattenkonstruktion und Parallelperspektive von Architekt Hans Freyberger, Gberl. an der Baugewerkschule Köln. Mit 88 Abbild. Nr. 57.

Petrographie von Dr w. Bruhns, Prof. a. d. Univers Straßburg i. E. Mit 15 Abbild. Nr. 173.

Pflanze, Die, ihr Bau und ihr von Oberlehrer Dr. E. D Mit 96 Abbild. Nr. 44.

pflanzenviologie von Dr. w. Migula, Prof. a. d. Forstakademie Eisenach. Mit 50 Abbild. Nr. 127.

Pflanzenkrankheiten ü. Dr. Werner Friedrich Bruck in Gießen. Mit 1 färb. Taf. u. 45 Abbild. Nr. 310.

Pflanzen - Morphologie, -Anatomie und -Physiologie von Dr. w. Migula, Prof, an der Forstakad. Eisenach. Mit 50 Abbild Nr. 141.

Pflanzenreich. Das. Einteilung des gesamten Pflanzenreichs mit den wichtigsten und bekanntesten Arten von Dr. F. Reinecke in Breslau und Dr. w. Migula, Prof, an der Forstakad. Lisenach. Mit 50 Fig. Nr. 122.

pflanzenmelt, Die, der Gemäßer von Dr. w. Migula, Prof, an der Forstakademie Lisenach. Mit 50 Abbild. Nr. 158.

pharmakognosre. von Apotheker F. Schmitthenner, Assistent am Bo» tan. Institut der Technischen Hochschule Karlsruhe. Nr. 251.

Philosophie, Ginftthrrrrrg in die, von Dr. Max wentscher, Prof. a. d. Univers. Königsberg. Nr. 281.

— Psychologie und Logik zur Einführ, in die Philosophie von Dr. Th. Llsenhans. Mit 13 Fig. Nr. 14.

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Recht des Bürgerlichen Grsetz-buches. viertes Buch: Familien-recht von Dr Heinrich Titze, Prof, an der Univers. Göttingen. Nr. 305. Rechtslehre. Allgemeine, von Dr. Th. Sternberg, privatdoz. an der Univers. Lausanne. I: Die Methode. Nr. 169.

—    II: Das System. Nr. 170. Rechtsschutz, Der internationale

gemcrbliche. von I Neuberg, Kaiser!. Regierungsrat, Mitglied des Kaiserl.patentamts zuBerlin. ltr.271. Redelehre, Deutsche, v. Hans probst, Gymnasialprof. in Bamberg. Mit einer Taf. Nr. 61.

Religionsgeschichte. Alttestament-liche, von D. Dr. Max Löhr, Prof, an der Univers. Breslau. Nr. 292.

—    Indische, von Prof. Dr. Edmund Hardy. Nr. 83.

--siehe auch Buddha.

Religionsmiffenschaft, Abriß der vergleichenden, von Prof. Dr. Th. Achelis in Bremen. Nr. 208. Renaillanee. Die Kultur d Renaissance. Gesittung. Forschung, Dichtung von Dr. Robert $. Arnold, privatdoz. an der Univ. Wien. Nr. 189.

Roman. Geschichte d. deutschen Romans Dr. Hellmuth Mielke. Nr. 229.

—    Geschichte dev, von A. Kistner, "r. 169. 140. 187.

Prof, an der Grotzh. Realschule zu Sinsheim a. T I: Die Physik bis Newton. Mit 13 $\Q. Nr 293.

--II: Die Physik von Newton bis zur

Gegenwart. Mit 3 Fig. Nr. 294. physikalische Aufgabensammlung von G. Mahler, Prof. d. Mathem.

u.    Physik am Gymnasium in Ulm.

Mit den Resultaten. Nr. 243.

physikalische Formelsammlung von G. Mahler, Prof, am Gymnasium in Ulm. Mit 65 $iq. Nr. 136. physikalische Mestungsmethoden

v.    Dr. Wilhelm Bahrdt, Oberlehrer an der Gberrealschule in Groß-Lichterfelde. Mit 49 Fig. Nr 3ul.

Plastik. Die, des Abendlandes von Dr. Hans Stegmann, Konservator am German. Nationalmuseum zu Nürnberg. Mit 23 Taf. Nr. 116.

Poetik, Deutsche, von Dr. K.Borinski,

Prof. a. d. Univ. München. Nr. 40.

Posamentierer ei. Textil-Industrie II:

Weberei, Wirkerei, Posamentiererei,

Spitzen- und Gardinenfabrikation und Filzfabrikation von Prof.

Max Gürtler, Direktor der König!.

Techn. Zentralstelle für Textil-Ind. zu Berlin. Mit 27 $ig. Nr. 185.

Psychologie und Logik zur Tinführ. in die Philosophie, von Dr. Th.

von

Elsenhans. Mit 13 $\g. Nr. 14. psychophylik. Grundriß der, von Russisch-Deutsches Gesprächsbuch Dr. G. $. Lipps in Leipzig. Mit von Dr. Erich Berneker, Prof, an der 3 5ig. Nr. 98.    Univers. Prag. Nr. 68.

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Stereometrie von Dr. K. Glaser in Stuttgart, mit 44 Fig. Nr. 97.

Stilkuude von Karl Otto Hartmann, Gewerbeschulvorstand in Lahr.- mit 7 Vollbildern und 195 Text-Illustrationen. Nr. 80.

Technologie, Allgemeine chemische, von Dr. Gust. Kauter in Ehar-lottenburg. Nr. 113.

Teerfarbssolfe, Die, mit besonderer Berücksichtigung der synthetischen methoden von Dr. Hans Bucherer, Prof, an der Kgl. Techn. Hochschule Dresden. Nr. 214.

Telegraphie, Die elektrische, von Dr.Lud.Kellstab. m.!9Fig. Nr. 172.

Ruslrsches gelebttdt mit Glossar von Dr. Erich Berneker, Prof, an der Univers Prag. Nr. 67.

--siehe auch: Grammatik.

Sachs. Haas. Nusgewählt und erläutert von Prof. Dr. Julius Sahr. Nr. 24.

Säugetiere. Das Tierreich I: Säugetiere von Gberstudienrat Prof. Dr. Kurt Lampert, Vorsteher des Kgl. Naturalienkabinetts in Stuttgart mit 15 Abbild. Nr. 282.

Schattenkonstruktionen v. Prof. J. vonderlinn iu Breslau, mit 114 Fig. Nr. 236.

Schmarotzer m. Sdimarotzertnm in der Tierwelt. Erste Einführung in die tierische Schmarotzerkunde v. Dr. Franz v. Wagner, a. o. Prof, a d. Univers. Gießen, mit 67 Abbild. Nr. 151.

Schule. Die deutsche, im Auslande, von F}ans Amrhein in Halle a. S. Nr. 259.

Schulpraris. methodik der Volksschule von Dr. K. Seyfert, Seminaroberlehrer in Annaberg. Nr. 50.

Simplieius Simplicisfimus von Hans Jakob Ehristoffel v. Grimmelshausen. In Auswahl herausgegeb. von Prof. Dr. $. Bobertag, Dozent an der Univers. Breslau. Nr. 138.

Sociologie von Prof. Dr. Thomas Achelis in Bremen. Nr. 101.

Spitzeufa brikatiou. Textil-Industrie II: Weberei, Wirkerei, Posamentiererei, Spitzen- und Gardinenfabrikation und Filzfabrikation von Prof, max Gürtler, Direktor der Kgl. Techn. Zentralstelle für Textil-Industrie zu Berlin. mit 27 Fig. Nr. 185.

Spracht»enkmüler, Gotische, mit Grammatik, Übersetzung und Erläuterungen v. Dr. Herm. Jantzen, Direktor der Königin Luise-Schule in Königsberg i. Pr. Nr. 79.

Sprach wissen schaft, G e rm an i sche, v. Dr. Kid). Loewe in Berlin Nr. 238.

— Indogermanische,». Dr. K. Nlerin-ger, Prof, a d. Univ. Graz, mit einer Taf. Nr. 59.

Sprachwissenschaft. Romanische, von Dr. Adolf Zauner, Privatdozent an der Unioers. Wien, i: Lautlehre u. wortlehre!. Nr. 128.

—    — li: wortlehreIIu.Syntax. Nr. 250.

—    Semitische, von Dr. G.“ Brockelmann, Prof, an der Univers. Königsberg. Nr. 291.

Staatsrecht. Preußisches, von Dr. Fritz Stier-Somlo, Prof an der Univers. Bonn. 2 Teile. Nr 298 u. 299.

Stammeslrunde, Deutsche, von Dr. Kudolf much, a. o. Prof, an der Univers Wien, mit 2 Karten und 2 Taf. Nr. 126.

Statik. I. Teil: Die Grundlehren der Statik starrer Körper v. w. Hauber, Diplom.-Jng. mit 82 Fig. Nr. 178.

—    II. Teil: Angewandte Statik, mit 61 Fig. Nr. 179.

Stenographie nach dem System F. 3E. Gabelsberger von Dr. Albert Schramm, Ktitglieb des Kgl. Stenogr. Instituts Dresden. Nr. 246.

—    Lehrbuch der vereinfachten Deutschen Stenographie (Einig.-System Stolze-Schrey) nebst Schlüssel, Lesestücken u. einem Anhang v. Dr. Amsel, Oberlehrer des Kadettenhauses Granien-stein. Nr. 86.

Stereochemic von Dr. E. wedekind, Prof, an der Univers. Tübingen, mit 34 Abbild. Nr. 201.

Testament. Die Entstehung des Alten Unterrichtswesen, Das öffentliche, Testaments von Lic. Dr. w. Staer! Deutschlands i. d. Gegenmart in Jena. Nr. 272.    von Dr. Paul Stötzner, Gymnasial-

—    Die Entstehung des Neuen Testa- Oberlehrer in Zwickau. Nr. 130.

ments von Prof. Lic. Dr. Carl dienten — Geschichte -es deutschen Unter-tit Bonn. Nr. 285.    richtswesens von Prof. Dr. Fried-

Tertil-Industrie II: Weberei, wir- rich Seiler, Direktor des Kgl. ©qm* kerei,^ Posamentiererei, Spitzen- und    nasiums zu Luckau. I. Teil: von

Gardinenfabrikation und Filzfabri-    Anfang an bis zum Ende des 18.

kation von Prof. Max Gürtler, Dir. Jahrhunderts. Nr. 275.

der Königlichen Techn. Zentralstelle---II. Teil: vom Beginn des 19.

für Textil-Industrie zu Berlin. Mit Jahrhunderts bis auf die Gegen-27 Fig. Nr. 185.    wart. Nr. 276.

Urgeschichte der Menschheit v. Dr. Moriz Hoernes, Prof, an der Univ. Wien. Mit 53 Abbild. Nr. 42. Urheberrecht, Das deutsche, an literarischen, künstlerischen und gewerblichen Schöpfungen, mit besonderer Berücksichtigung der internationalen Verträge von Dr. Gustav Rauter, Patentanwalt in dharlotten-burg. Nr. 263.

Verlrcherungsmalhematik von Dr. Alfred Loewy, Prof, an der Univ. Freiburg i. B. Nr. 180. Uerstchernngsmesen, Das, von Dr. Paul Moldenhauer, Dozent der Versicherungswissenschaft an der Handelshochschule Köln. Nr. 262. Völkerkunde von Dr. Michael Haber-landt, k. u. k. Kustos der ethnogr. Sammlung des naturhistor. Hof-museums u privatdoz. an d. Univers. Wien. Mit 56 Abbild. Nr. 73. Volkslied, Das deutsche, ausgewählt und erläutert von Prof. Dr. Jul. Sahr. Nr. 25.

Volkswirtschaftslehre v. Dr. darl Johs. Fuchs, Prof, an der Univers. Freiburg i. B. Nr. 133. Uolkswirtschaftspolitik von Präsident Dr. R. van der Borght in Berlin. Nr. 177.

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Tierbiologie I: Entstehung und Weiterbildung der Tierwelt, Beziehungen zur organischen Natur von Dr. Heinrich Simroth, Prof, an der Univers. Leipzig. Mit 33 Abbild. Ilr. 131.

mr.

—    11: Beziehungen der Tiere zur organischen Natur von Dr. Heinrich Simroth, Prof, an der Univers.

Leipzig. Mit 35 Abbild. Nr. 132.

Tiergeographie von Dr. Arnold Jacobi, Prof, der Zoologie an der Kgl. Forstakademie zu Tharandt.

Mit 2 Karten. Nr. 218.

Tierkunde v. Dr. Franz v. Wagner,

Prof, an der Univers. Gießen. Mit 78 Abbild. Nr. 60.

Tierreich. Das. I: Säugetiere von Gberstudienrat Prof. Dr. Kurt Lantpert, Vorsteher des Kgl. Naturalienkabinetts in Stuttgart. Mit 15 Abbild. Nr. 282.

Tierznchtlehre, Allgemeine und spezielle, von Dr. Paul Rippert in Berlin.

Nr. 228.

Maltharilied, Das, im Versmaße der Urschrift übersetzt und erläutert von Prof. Dr. H. Althof, Oberlehrer a. Realgymnasium i.Weimar. Nr.46

Trigonometrie, Ebene und sphärische, von Dr. Gerh. Hessenberg, privatdoz. an der Techn. Hochschule in Berlin. Mit 70 Fig. Nr. 00.

G. % GöschctiTchc Verlagsbandlung, Hetpztg.

Walther von der Uogelmeide mit Auswahl aus Minnesang u. Spruch-dichtung. Mit Anmerkungen und einem Wörterbuch von Otto (Bimtter, Prof. a. d. Gberrealschule und a. d. Techn. hochsch. in Stuttgart. Nr. 23. Warenkunde, von Dr. Karl hassack, Professor an der wiener Handelsakademie. I. Teil: Unorganische waren. Mit 40 Abbild. Nr. 222. — II. Teil: Organische waren. Mit 36 Abbild. Nr. 223.

Wärme. Theoretische Physik II. Teil: Licht und wärme von Dr. Gustav 3äger, Prof, an der Univers. Wien. Mit 47 Abbild. Nr. 77. Wärmelehre, Technische, (Ther-modnnamik) von K. Walther u. ITT. Röttinger, Dipl.-Ingenieure. Mit 54 Fig. Nr. 242.

Wäscherei. Textil-Industrie III: Wäscherei, Bleicherei, Färberei und ihre Hilfsstoffe von Dr wilh.Massot. Lehrer an der preutz. höh. Fachschule für Textilindustrie in Krefeld. Mit 28 Fig. Nr. 186.

Wasser. Das, und seine Verwendung in Industrie und Gewerbe von Dr. Ernst Leher, Dipl.-Ingen. in Saalfeld. Mit 15 Abbild. Nr. 261.

Weberei. Textil-Industrie II: Weberei, Wirkerei, Posamentiererei, Spitzen- und Gardinenfabrikation und Filzfabrikation von Prof. Max Gürtler, Direktor der König!. Techn. Zentralstelle für Textil-Industrie zu Berlin. Mit 27 Fig. Nr. Ib5.

Wirkerei. Textil-Industrie II: Weberei, Wirkerei, Posamentiererei, Spitzen- und Gardinenfabrikation und Filzfabrikation von Prof Max Gürtler, Direktor der König!. Techn. Zentralstelle für Textil-Industrie zu Berlin. Mit 27 Fig. Nr. 185.

Wolfram von Elchenbach. hartmann v. Aue, Wolfram v. Eschenbach und Gottfried von Stra&burg. Auswahl aus dem Höf. Epos mit Anmerkungen und Wörterbuch von Dr K. Marold, Prof, am König!. Friedrichskolleg, z. Königsberg i. Pr. Nr. 22.

Wörter bnd» nach der neuen deutschen Rechtschreibung von Dr. Heinrich Klenz. Nr. 2oö.

— Dentscheo von Dr. Ferd. Detter, Prof, an der Universität Prag. Nr. 64.

Zeichenschnle von Prof. K. Kimmich in Ulm. Mit 18 Taf. in Ton-, Farben- und Golddruck u. 200 Doll» und Textbildern. Nr. 39.

Zeichnen, Geometrische», von h. Becker, Architekt und Lehrer an der Baugewerkschule in Magdeburg, neu bearb. v. Prof. I. vonderlinn, diplom und staatl. gepr. Ingenieur in Breslau. Mit 290 Fig. und 23 Tafeln im Text. Nr. 58.

weitere Bände erscheinen in rascher Folge.

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6. J. Göschen’sche Verlagshandlung in Leipzig.

In unserem Verlage erscheint ferner die

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Sammlung mathematischer Lehrbücher,

die, auf wissenschaftlicher Grundlage beruhend, den Bedürfnissen des Praktikers Rechnung tragen und zugleich durch eine leichtfaßliche Darstellung des Stoffes auch für den Nichtfachmann verständlich sind. In systematisch sich aufbauenden, selbständigen Einzeldarstellungen bildet das Unternehmen einen einheitlich angelegten Lehrgang der gesamten Mathematik, von den ersten Anfangsgründen der Arithmetik und AlgebrabiszurhöherenMathematik.

Ausführliche Verzeichnisse unberechtigt uni postfrei.

G. J. Göschen’sche Verlagshandlung in Leipzig.

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