Rozrywki Naukowe/Otrzymywanie ciał

Z Wikiźródeł, wolnej biblioteki
Przejdź do nawigacji Przejdź do wyszukiwania
<<< Dane tekstu >>>
Autor Gaston Tissandier
Tytuł Rozrywki Naukowe
Data wydania 1910
Wydawnictwo Jan Fiszer
Miejsce wyd. Warszawa
Tłumacz Jan Harabaszewski
Źródło Skany na Commons
Inne Cały tekst
Pobierz jako: Pobierz Cały tekst jako ePub Pobierz Cały tekst jako PDF Pobierz Cały tekst jako MOBI
Indeks stron


OTRZYMYWANIE CIAŁ.
Tlen i wodór.

Starożytni uważali wodę, powietrze, ziemię i ogień za cztery różne pierwiastki (elementy). Mylili się, każdy z tych domniemanych pierwiastków zawiera w swym składzie różne ciała. Woda składa się z dwuch gazów: tlenu i wodoru, zaraz nauczymy się otrzymywać je. By dostać tlen, wystarcza w rurce szklanej ogrzać mieszaninę chloranu potasu i dwutlenku manganu w proszku (fig. 138).

Fig. 138.

Po kilku chwilach nagrzewania tlen zacznie się wydzielać, rozpoznajemy go za pomocą ledwie tlącej się zapałki; gdy taką zapałkę zbliżymy do otworu rurki, zajmie się ona żywym płomieniem w atmosferze tlenu i palić się będzie z jaskrawym blaskiem.
Drugi składnik wody — wodór przyrządzamy działaniem metalu, jak cynk lub żelazo, na kwas siarkowy z wodą. W sklepie z wyrobami ze szkła zaopatrujemy się w flaszkę z trzema otworami, zamykamy korkami otwory, a następnie przez jeden korek wprowadzamy rurkę z małym lejkiem do wlewania kwasu siarkowego, przez drugi — rurkę na końcu wyciągniętą, z tej będzie się wydzielał wytworzony gaz wodorowy. Do flaszki wrzucamy cynku w kawałkach, po wprowadzeniu wody zakwaszonej zaczyna się burzenie z powodu wydzielania się gazu. Czekamy aż wodór wypędzi z flaszki wszystko powietrze, ponieważ mieszanina wodoru z powietrzem silnie wybucha przy zapalaniu (mieszaninę nazywamy piorunującą). Dopiero po usunięciu powietrza możemy bezpiecznie zapalić gaz u wylotu wyciągniętej rurki.

Fig. 139.

Wodór jest gazem palnym, gdy tlen podtrzymuje palenie. Tlen jest gazem czynnym w składzie powietrza. Dzięki niemu opiłki żelazne spalają się w płomieniu świecy, pochylonym od działania dmuchawki, zaimprowizowanej z fajki (fig. 139).


Powietrze i jego składniki. Kwas węglany.

Powietrze zawiera głównie tlen i azot, gaz bierny, w którym gaśnie ciało zapalone, w niewielkich ilościach, oprócz innych domieszek, odnajdujemy także kwas węglany, który wytwarzać nauczymy się w bardzo ładnym doświadczeniu; doświadczenie dotyczy zarazem gęstości gazów i równowagi ciał pływających. Naczynie szklane, dość szerokie takie, jak klosz do melonów, umieszczamy otworem do góry na trójnogu z żelaza czy z innego materjału.
Na dnie klosza usypujemy niezbyt grube warstwy mieszaniny z dwuwęglanu sodu i kwasu winnego sproszkowanego. Grubość warstwy zależy od wielkości klosza i gęstości atmosfery z kwasu węglanego, który chcemy wytworzyć. Opieramy się na tym fakcie, że dwuwęglan sodu zawiera na wagę połowę kwasu węglanego i trzeba rozłożyć 4 gramy dwuwęglanu, żeby otrzymać litr gazu kwasu węglanego.
Klosz nakrywamy szczelnie kartonem odpowiedniej wielkości. W środku kartonu wydrążamy mały okrągły otwór, przez który ma przechodzić szklana rurka aż do dna klosza. Rurka i mały lejek pozwolą nam wprowadzać na dno klosza małe ilości wody. Wodę wlewamy powoli małemi porcjami, żeby uniknąć zbyt gwałtownego burzenia się, ale w takiej ilości, by pokryła proszek. Kiedy kwas węglany przestaje się wydzielać, wyciągamy rurkę z klosza.
Przedtym postaraliśmy się już o dobrą mydlaną wodę albo, czemu oddać należy pierwszeństwo, o płyn glicerynowy Plateaua[1]. Z jednego z tych płynów robimy bańkę o średnicy 10 centymetrów za pomocą rurki glinianej, u wylotu niezbyt rozszerzonej. Zachowując rurkę z bańką w położeniu prostopadłym, naprowadzamy ją nad karton, ten ostrożnie ściągamy z klosza, ślizgając po krawędzi, następnie odrywamy rurkę od bańki tak, żeby bańka spadała w kierunku swej osi. Jeżeli spadek odbywa się ze znacznej wysokości, bańka odskakuje, jakby odrzucana przez sprężynę: wielokrotnie spada i podnosi się, słowem, wykonywa ruch wahadłowy, wreszcie unieruchamia się. Wtedy trzeba znów położyć karton na kloszu, żeby nie wywoływać zakłóceń w kloszu. Bańka mydlana pływa na warstwie niewidzialnego kwasu węglanego; zdaje się, jakby była zawieszona w przestrzeni.

Fig. 140.


Amon i sole amonowe.
W pewnej mierze możemy uznawać istnienie amonu, hipotetycznego metalu złożonego, ponieważ okazuje się rzeczą możliwą otrzymać jego ortęć (amalgamat).
Fig. 141.

Do moździerza porcelanowego odlewamy trochę rtęci, na nią wrzucamy kilka cienkich blaszek metalicznego sodu, rozcieramy mieszaninę tłuczkiem; kiedy się da słyszeć praskanie dość silne, ukazywać się zaczną towarzyszące mu płomyki, będziemy mieli dowód połączenia się sodu z rtęcią; ortęć sodu gotowa. Wrzucamy ją do rurki szklanej, zawierającej stężony wodny roztwór chlorku amonowego, i widzimy, jak rtęć wzdyma się i w postaci magmy metalowej obficie wysuwa się z rurki, za małej, by ją zawrzeć (fig. 141). Podług hipotezy, jaką podajemy czytelnikom, amon, rodnik występujący w solach amonowych, utworzył ortęć, wydalając sód, poprzednio połączony z rtęcią, ale sam amon z połączenia z rtęcią niezwłocznie usuwa się i rozkłada na gaz amonjak i wodór, a rtęć powraca do zwykłego stanu. Z soli amonowych fosforan amonowy posiada cenną własność, dzięki której można bardzo lekkie tkaniny, jak gaza, muślin, uczynić ogniotrwałemi. Zwilż muślin roztworem fosforanu amonowego i wysusz na powietrzu, a okaże się niemożliwą rzeczą zapalić tkaninę, tak łatwo przedtym zajmującą się płomieniem; możesz ją zwęglić, próżno jednak dokładałbyś starań, by zapłonęła jasnym płomieniem. Pożądaną rzeczą byłoby zużytkować tę godną uwagi własność do zabezpieczenia sukien balowych, które dzięki swej zapalności stają się często przyczyną strasznych pożarów. Niebezpieczeństwo znika po nasyceniu sukni fosforanem amonowym, solą bardzo używaną, którą można dostać tanio u każdego sprzedawcy produktów chemicznych.
Jeżeli chcesz w lecie napić się czego zimnego, i w tym wypadku sole amonowe oddadzą ci przysługę: azotan amonowy, zmieszany z wodą w równych ilościach na wagę, wywołuje obniżenie się temperatury do 24 stopni stu stopniowego termometru, można więc tej mieszaniny używać do robienia lodu. Lotne alkali, zabezpieczające od nieprzyjemnych ukąszeń owadów, jest roztworem amonjaku w wodzie, lotna sól angielska, której ostry zapach otrzeźwia zemdlałych, jest węglanem amonowym.

Kryształy jodku cyjanu.
Fig. 142.

Często w aptekach widzimy duże słoje z wodą: na ściankach ich jeżą się kryształy białe, przezroczyste, jedwabiste o pięknym wyglądzie, a na dnie naczynia leży czerwony proszek. Kryształy są wynikiem połączenia jodu z cyjanem.
Bardzo łatwo możemy otrzymać jodek cyjanu, ciało nadzwyczaj lotne, z wielką skłonnością do przybierania określonej postaci krystalicznej. Wystarcza rozetrzeć w moździerzu mieszaninę z 50 gramów cyjanku rtęci i 190 gramów jodu, po pewnym czasie proszek, z początku brunatny, nabiera barwy czerwonej cynobru o bardzo żywym połysku. Cyjan łączy się z jodem i produkt połączenia przekształca się bardzo prędko w parę.
Jeżeli czerwony proszek wsypać do jakiego naczynia, dobrze je zakorkować, para jodku cyjanu zgęszcza się i natychmiast powstają kryształy, nieraz dosięgające znacznych wymiarów (fig. 142).

Wąż Faraona.

Z siarką cyjan tworzy godne uwagi ciało siarkocyjan albo rodan, nad własnościami jego nie będziemy się tutaj rozwodzili, przekroczylibyśmy bowiem zakreślone sobie szranki; ograniczymy się do zapoznania z jednym tylko związkiem rodanu, posiadającym duży rozgłos dzięki swym szczególnym własnościom. Pomówimy o rodanku rtęci, z którego przygotowują małe stóżki palące się, znane zwykle pod nazwą węża Faraona.
Do rozcieńczonego roztworu azotanu rtęci dolewamy rodanku potasowego, tworzy się obfity osad rodanku rtęci. Osad zbieramy na filtrze, po wysuszeniu mamy biały palny proszek; trzeba go przerobić na stałą masę, w tym celu rozcieramy proszek z gumą, rozrobioną wodą. Po dodaniu nieznacznej ilości azotanu potasu z masy formujemy stożki albo walce ze trzy centymetry wysokie i na wodnej kąpieli dokładnie suszymy. Kiedy już otrzymaliśmy zupełnie suche jajka, ułatwiamy wyklucie się z niego noworodka przez podsunięcie zapalonej zapałki; natychmiast ujawnia się nadzwyczajny skutek. Rodanek powoli wzdyma się, walec w mgnieniu oka wydłuża się i zamienia na żółtawą materję, wciąż wyciągającą się i dochodzącą 50—60 centymetrów.
Możnaby rzec, że mamy przed sobą prawdziwego węża, który w chwili narodzin rozwija swe zwoje, wymykając się z wązkiego więzienia, gdzie był zamknięty.

Fig. 143.

Pozostałość składa się w części z cyjanku rtęci i paracyjanu: produkt ten trujący należy wyrzucić lub spalić zupełnie; nadzwyczaj kruchy, opada, rozsypując się w proszek za dotknięciem palca.
Podczas rozkładu rodanku rtęci wydziela się w znacznej ilości kwas siarkowy, właściwie jego bezwodnik. Duszący, nieprzyjemny zapach tego gazu towarzyszy zjawieniu się węża.


Sód i metale alkaliczne.

Po tych wstępnych doświadczeniach spróbujemy wykazać, jakie zainteresowanie może wzbudzić nauka chemji w zastosowaniu do substancji najbardziej używanych.
Weźmy dla przykładu kilka szczypt soli.
Wiadomo, że sól kuchenna lub morska bywa białą lub szarawą, zależnie od stopnia czystości, że posiada specjalny smak, rozpuszcza się w wodzie, kiedy rzucić trochę soli na węgle żarzące się, słyszeć się daje specjalny trzask, zwany praskaniem. Ale chociaż znamy główne fizyczne własności soli, nie wiemy jeszcze nic o jej naturze chemicznej, o jej składzie.
Sól kuchenna zawiera metal w połączeniu z gazem zielonkawym o duszącym zapachu: metal jest sodem, gaz — chlorem. Naukowa nazwa substancji, którą znajdujemy na wszystkich stołach, jest chlorek sodu.[2] Metal, zawarty w soli zwyczajnej, wcale niepodobny jest do metali pospolicie znanych, jest biały jak srebro, ale na powietrzu zaraz matuje się, łączy się z tlenem i zamienia się na tlenek sodu. Dlatego, żeby zachować metal w czystym stanie, potrzeba zabezpieczyć go od działania powietrza, przechowują go więc w flaszce z naftą.
Sód jest miękki, można go krajać nożyczkami, jak gałkę z ośrodka chleba, ugniecionego w palcach, lżejszy od wody, wrzucony do naczynia z wodą, pływa na powierzchni, jak kawałek drewnianego korka, przybiera postać małej kulki błyszczącej; na drodze jego powstaje silne burzenie się, ponieważ rozkłada wodę w zwykłej temperaturze. Mała kulka w oczach widza zmniejsza się i wreszcie całkowicie znika; jeżeli się chwileczkę zatrzyma na miejscu, wybucha płomień (fig. 144).

Fig. 144.

Doświadczenie to można łatwo wykonać. Sód, produkowany dzisiaj w bardzo znacznej ilości, otrzymać można u każdego fabrykanta produktów chemicznych.
Spalanie się sodu w wodzie wyjaśnia się bardzo prosto.
Woda, jak wiadomo, zawiera tlen i wodór: sód, z powodu wielkiego powinowactwa do innych pierwiastków, szczególnie zaś do tlenu, rozkłada wodę; wydziela się wodór, który zapala się sam przez się lub gdy do naczynia, w którym pływa sód, zbliżymy zapałkę, sód łączy się z tlenem na tlenek sodu[3], bardzo łatwo rozpuszczalny.

Powstawanie soli. Momentalne krystalizacje.

Wiemy, że soda kaustyczna albo wodzian sodu jest produktem alkalicznym, wykazującym bardzo energiczne działanie; pali skórę, niszczy wogóle materje organiczne.
Kwas siarkowy posiada własności nie mniej energiczne: kropla kwasu na ręce wywołuje żywy ból i wytwarza oparzeliznę; kawałek drewna, zanurzony w kwasie, prawie natychmiast zwęgla się.
Kiedy zmieszamy 49 gramów kwasu siarkowego z 40 gramami wodzianu sodowego[4], następuje jedna z najbardziej energicznych reakcji, towarzyszy jej znaczne podniesienie się temperatury; po oziębieniu się masy substancję można bezkarnie wziąć w ręce: kwas i alkali połączyły się, własności ich wzajemnie zostały zniesione. Powstała sól — siarczan sodowy. Produkt połączenia nie działa na lakmus[5] i w niczym nie jest podobny do ciał, z których powstał.

Fig. 145.
Fig. 146.

Chemja zna nieskończoną prawie ilość soli, będących produktem połączenia kwasu z alkali albo zasadą. Niektóre z nich, jak siarczan miedzi lub chromian potasu, posiadają żywe zabarwienie, inne, jak siarczan sodu, są bezbarwne.
Ostatni produkt, jak i większość soli, może przybierać postać krystaliczną. Jeżeli rozpuścimy sól tę w gorącej wodzie i pozostawimy roztwór w spokoju, wkrótce zaczną wydzielać się przezroczyste słupki o bardzo interesującym wyglądzie. Siarczan sodu, wykryty przez Glaubera, zwie się niekiedy solą cudowną albo solą glauberską.
Siarczan sodu bardzo łatwo rozpuszcza się w wodzie, najwięcej rozpuszcza się go w temperaturze 33 stopni. Jeżeli na roztwór nasycony soli glauberskiej nalejemy warstwę oliwy i pozostawimy go w spokoju, kryształy wydzielać się nie będą, ale jeżeli przez warstwę oliwy wprowadzimy szklaną pałeczkę, zaledwie dotkniemy roztworu natychmiast nastąpi raptowna krystalizacja[6] (fig. 146). To szczególne zjawisko staje się jeszcze bardziej uderzającym, kiedy gorący stężony roztwór przeniesiemy do długiej rurki szklanej, z rurki wypędzamy powietrze przez gotowanie płynu i w części zwężonej zatapiamy ją na lampce (fig. 147).
W zamkniętej rurce kryształy siarczanu sodu nie powstają nawet w temperaturze 0°, pomimo, że zawartość soli, mniej rozpuszczalnej na zimno, niż na gorąco, w naszym roztworze 10 razy przewyższa ilość soli, jaką może zawierać roztwór w warunkach zwykłych. Odłamujemy koniec rurki, sól wykrystalizowuje momentalnie.
Opiszemy jeszcze inne doświadczenie mało znane a godne uwagi, w którym momentalna krystalizacja ujawnia się w szczególny sposób.
Rozpuszczamy 150 części na wagę podsiarczynu sodowego w 15 częściach wody, przelewamy roztwór do ogrzanego poprzednio w wodzie wrzącej cylinderka mniej więcej do jego połowy. Następnie rozpuszczamy 100 części wagowych octanu sodowego w 15 częściach wrzącej wody i powoli wlewamy na pierwszy roztwór, tak żeby pierwszy nie łączył się z drugim a tworzył wierzchnią warstwę. Obydwa roztwory pokrywa mała warstwa wody wrzącej, której na figurze 148 niema. Pozostawiamy cylinder w spokoju, niech powoli ostygnie.

Fig. 147.

W zupełnie zimnym cylindrze mamy dwa roztwory przesycone: podsiarczynu sodowego na dole, a nad nim octanu sodowego. Do cylindra opuszczamy na nitce mały krysztalik podsiarczynu sodowego; kryształ przechodzi przez roztwór octanu i nie wywołuje wcale zakłócenia w nim, ale ledwie przedostanie się do dolnej warstwy podsiarczynu, sól momentalnie wykrystalizowuje. (Patrz cylinder z lewej strony figury 148). Kiedy podsiarczyn w całej już masie wykrystalizował, opuszczamy do roztworu wierzchniego kryształ octanu, wtedy i tutaj sól wykrystalizowuje. (Patrz ten sam cylinder z prawej strony fig. 148).

Fig. 148.


Glin i ałun.

Zródłem glinu jest glina na polach, glina tłusta, materjał do wyrobu garnków. Glin — metal z połyskiem, dźwięczny jak kryształ, ciągliwy jak srebro, niezmienny jak złoto. Jeżeli glinę zadajemy kwasem siarkowym i chlorkiem potasu, otrzymujemy ałun, połączenie siarczanu glinu i potasu. Ałun jest solą bezbarwną, krystalizuje z wodą w pięknych ośmiościanach, cudownie prawidłowych. Sól ta, bardzo używana w farbiarstwie do nasycania tkanin, ma zastosowanie w procesie klejenia papieru i klarowania soków, wreszcie w medycynie używają jej jako środka ściągającego i przypalającego. Gdy wystawiamy ałun w tygielku porcelanowym na działanie ciepła, traci on swoją wodę krystalizacyjną, pęcznieje i występuje z brzegów naczynia.

Fig. 149.


Żelazo.

Żelazo, najważniejszy metal ze wszystkich metali zwyczajnych, wykazuje ogromną skłonność do łączenia się z tlenem.
Wiadomo powszechnie, że kawałek tego metalu w zetknięciu z powietrzem wilgotnym pokrywa się warstwą czerwonawą. W tym dobrze znanym doświadczeniu powstawania rdzy żelazo utlenia się stopniowo, a temperatura się nie podnosi. Ale połączenie żelaza z tlenem zachodzi daleko szybciej pod wpływem ciepła.
Rozpalamy do czerwoności, naprzykład, gwóźdź, przymocowany do drutu żelaznego, wprawiamy go w ruch obrotowy, jak procę, metal rozpalony rozrzuca tysiące iskier błyszczących: żelazo łączy się z tlenem, powstaje tlenek żelaza. Żelazo, bardzo rozdrobnione, spala się na powietrzu samorzutnie, od wielu wieków ludzie zużytkowywali tę własność żelaza w krzesiwkach, przy uderzeniach o krzemień drobne kawałeczki żelaza odrywały i zapalały się na skutek ciepła, wytworzonego przez tarcie, iskry znów mogły rozpalić materjały palne, jak żagiewkę.

Fig. 150.

Można otrzymać metal w takim rozdrobnieniu, że przez proste zetknięcie się z powietrzem zapala się w zwykłej temperaturze. W tym celu redukujemy szczawian żelaza w prądzie wodoru. Ustawiamy przyrząd do wytwarzania wodoru, jak wskazuje figura 150; wodór przeprowadzamy przez rurkę osuszającą gaz, rurkę B, a później wprowadzamy do rurki C z kulką w środku, w kulce umieszczamy szczawian żelaza. Sól ta od działania wodoru i ciepła odtlenia się na żelazo metaliczne w postaci bardzo delikatnego czarnego proszku. Po skończonym doświadczeniu rurkę z żelazem zatapiamy na lampce; w ten sposób zawartość zabezpieczamy od dostępu powietrza i możemy ją przechowywać nieskończenie długo, jeżeli proszek po odłamaniu końca rurki wyrzucamy na powietrze, natychmiast spala się, odtwarzając niejako deszcz ognisty[7]. Żelazo w takiej postaci przygotowane znane jest pod nazwą pyroforycznego.
Żelazo ulega działaniu większości kwasów, kiedy nalejemy na gwoździe kwasu azotowego zwyczajnego, wydzielać się zaczną czerwone kłęby pary azotowych tlenków, żelazo rozpuści się w postaci azotanu. Doświadczenie bardzo łatwe do wykonania, daje nam miarę energji niektórych reakcji chemicznych. Usiłowaliśmy oddać obraz reakcji na rysunku 152.
Dymiący kwas azotowy nie działa na żelazo, przez samą obecność czyni niemożliwym działanie kwasu zwyczajnego, tej własności dymiącego kwasu zawdzięcza powstanie swe tak zwane żelazo bierne (passywne).

Fig. 151.

Wrzucamy kilka kawałków żelaza do kieliszka, nalewamy dymiącego kwasu azotowego, ten nie wywiera widocznego skutku, zlewamy kwas dymiący, nalewamy kwasu zwyczajnego, również nie działa na żelazo, które od kwasu dymiącego stało się biernym. Ale gdy dotkniemy pręcikiem żelaznym, na który nie działał kwas azotowy, wtedy natychmiast zaczną reagować i poprzednie kawałki żelaza i wydzielać się będą z wielką energją gazy tlenków azotowych. Wydobywające się gazy, bardzo gęste, przedstawiają wygląd charakterystyczny. Doświadczenie to wykonywują na wykładach chemji i dają mu liczne wyjaśnienia.

Fig. 152.


Ołów i ciężar właściwy metali.

Ołów jest metalem bardzo miękkim, bez wysiłku można go rysować paznogciem, łatwo daje się giąć, jest prawie zupełnie pozbawiony sprężystości: jeżeli go zgjąć, nie powraca do formy pierwotnej. Ołów posiada znaczny ciężar, jego ciężar właściwy wynosi 11,4, to znaczy, gdy 1 litr wody w temperaturze 4° C waży 1 kilogram, taka sama objętość ołowiu ważyć będzie 11,400 kilogramów. Fig. 153 odtwarza w kształcie walca sztabki różnych metali, najbardziej znanych, wszystkie sztabki mają jednaką wagę i wykazują porównawczo ciężary właściwe.

Fig. 153.

Ołów, jak i cyna, może przybierać piękne postaci krystaliczne, kiedy w roztworach ich soli zastąpi je metal, trudniej utleniający się. Krystalizacja ołowiu, przedstawiona na figurze 154, nosi nazwę drzewa Saturna. Otrzymać ją można w sposób następujący. Przygotowujemy roztwór octanu ołowiowego w stosunku 30 gramów soli na litr wody destylowanej, płyn wlewamy do naczynia formy cylindrycznej. Do korka naczynia dopasowujemy kawałek cynku z 5—6 drucikami mosiężnemi, rozsuniętemi, jak wskazuje fig. 154. Cały ten układ zanurzamy w płynie i wkrótce druciki mosiężne pokrywają się malutkiemi błyszczącemi blaszeczkami kryształu, wciąż powiększającemi się. Alchemicy, którzy wiedzieli o tym doświadczeniu, przypuszczali, że zachodzi tutaj przemiana miedzi na ołów, w rzeczywistości mamy w tym wypadku podstawienie jednego metalu na miejsce drugiego. Miedź rozpuszcza się w płynie, a na jej miejscu odkłada się ołów; niema tutaj wcale metamorfozy. Można do woli zmieniać formę naczynia, rozkład drucików, służących za podstawę dla kryształów ołowiu. W ten sposób łatwo można z mosiądzu zrobić litery, cyfry albo jakiekolwiek figury, a później za pomocą krystalizacji blaszek ołowianych otrzymać piękne prawidłowe figury.

Fig. 154.

Miedź i cyna.

Czysta miedź jest charakterystycznej czerwonej barwy, która pozwala z łatwością odróżniać miedź od innych metali; rozpuszcza się bardzo łatwo w kwasie azotowym z silnym burzeniem i wydzielaniem obfitym kłębiącej się pary. Własność tę zużytkowują w sztychowaniu rycin. Płytkę miedzianą pokrywają werniksem, po wysuszeniu rylcem wyprowadzają zarysy figury; jeżeli na przygotowaną w taki sposób płytkę nalać kwasu azotowego, kwas działać będzie jedynie na miejsca, odsłonięte ostrzem stali. Po zdjęciu werniksu otrzymujemy rysunek grawerowany, z którego można mieć liczne odbitki.
Z doświadczeń, jakie wykonać możemy z metalami zwyczajnemi, wspomnimy jeszcze o tych, do których można użyć soli cynowych.
Cyna okazuje wielką skłonność do krystalizacji, własność tę łatwo uwidocznić w interesującym doświadczeniu. Na spód cylindra nalewamy stężonego roztworu chlorku cynowego, który otrzymujemy przez rozpuszczanie na gorąco cyny metalicznej w kwasie solnym; następnie opuszczamy do roztworu pałeczkę z cyny, jak wskazuje figura 155 z prawej strony. Po tym wszystkim lejemy wodę po pałeczce cynowej strumieniem powolnym, by uniknąć zmieszania się wody z chlorkiem cynowym. Pozostawiamy cylinder w spokoju, wkrótce ujrzymy świetne kryształy, odkładające się na pałeczce i naśladujące rozgałęzienie paproci.

Krystalizacja zachodzi jedynie w obecności wody, a wyjaśnia się działaniem elektryczności, w szczegóły objaśnienia nie możemy się wdawać, gdyż przekroczylibyśmy zakreślone sobie szranki; krystalizacja znaną jest pod nazwą drzewa Jowisza. Wiadomo, że alchemicy ze swą cudaczną nomenklaturą łączyli wiarę w pewien tajemniczy związek między siedmioma znanemi wówczas metalami i siedmioma planetami; każdy metal był poświęcony jakiej planecie; cyna zwała się Jowiszem. Srebro nazywali księżycem, złoto — słońcem, ołów — Saturnem, żelazo — Marsem, żywe srebro (rtęć) — Merkurym, miedź — Wenerą.
Fig. 155.

Krystalizację cyny poznajemy jeszcze przez nacieranie blaszki tego metalu kwasem solnym. W wynikach tej operacji zjawiają się kryształy rozgałęzione, przypominające szron na szybach naszych okien podczas mrozów zimowych, istna mora z metalu. Przy zginaniu w rękach pręcika cyny poplątane kryształy jej przełamują się i słychać szczególny szum — trzeszczenie cyny.

Sztuczne ognie z papieru cynowego.

Ponieważ zajmujemy się własnościami cyny, nie rozstaniemy się z tym metalem, dopóki nie pokażemy, w jaki sposób można go użyć do bardzo ciekawego efektu pyrotechnicznego. Nie trzeba być sztukmistrzem, by zrobić taki sztuczny ogień. Zaopatrz się tylko w dmuchawkę albo nawet w fajkę z gliny, dostań kilka cienkich listków cyny, używanych do zawijania czekolady, potnij na paski, szerokie na dwa, trzy centymetry i wystaw każdy pasek na działanie utleniającego płomienia dmuchawki: metal zapala się i spada iskrzącemi kulkami, które toczą się strumieniem po stole; niekiedy rozdzielają się, powstają nowe, toczące się i skaczące w różnych kierunkach.

Fig. 156.

Przy silnym płomieniu papier cynowy pali się energicznie, kulki spadają obficie i dają obraz prawdziwego bukietu ognistego w miniaturze (fig. 156).
Doświadczenie to nie przedstawia niebezpieczeństwa; kulki, otoczone tlenkiem, wytworzonym podczas spalania, pozostawiają zaledwie małe ślady białawe, łatwe do usunięcia nawet z ceraty. To spalanie się, wywołujące taki ciekawy efekt, jednocześnie jest pokazem łączenia się metalu i tlenem powietrza. Cyna przez połączenie się z tlenem zamienia się na tlenek, ciało o barwie białej. Jean Rey, chemik z siedemnastego stulecia, na zasadzie badań zwiększania się ciężaru cyny, ogrzewanej na powietrzu, doszedł do wyjaśnienia wpływu powietrza na metale.

Złoto i inne metale drogocenne.

Kiedy mówić mamy o metalach drogocennych, przypomnijmy sobie, że alchemicy uważali złoto za króla metali, inne zaś rzadkie metale były w ich oczach tylko szlachetnemi.
Określenie to błędne, jeżeli wolno uważać za drogocenne to, co jest pożytecznym, w tym bowiem wypadku winniśmy w pierwszym rzędzie postawić żelazo i miedź.
Złoto jest bardzo ciężkie, jego ciężar właściwy wynosi 19,5. Najbardziej kowalny i najciągliwszy metal, daje się wykuwać w takie cieniutkie blaszki, że trzebaby ich 10 tysięcy ułożyć, by otrzymać warstewkę grubości jednego milimetra. Z grama złota można wyciągnąć nitkę, na milę długą, podobną do nitki pajęczyny. Cieniuteńkie blaszeczki ze złota stają się przezroczyste, naklejone gumą arabską na szkle przepuszczają światło z bardzo wyraźnym odcieniem zielonkawym.
Złoto ze wszystkich metali najmniej podlega zmianom, w wilgotnym powietrzu może pozostawać bez zmiany do nieskończoności, nie utlenia się. Najbardziej energiczne kwasy nie działają na ten metal, rozpuszcza się jedynie w mieszaninie kwasów solnego i azotowego, zwanej królewską wodą. Możemy doświadczyć oporu złota względem kwasów w następującej operacji. Umieszczamy dwa listki złote w dwuch małych kolbkach, zawierających jedna kwas solny, druga — azotowy. Ogrzewamy je na piecyku, bez względu na długotrwałość gotowania listki nietknięte opierają się działaniu kwasów. Jeżeli zlejemy kwasy razem, wytworzymy z mieszaniny wodę królewską, listki znikają niezwłocznie w płynie, rozpuszczającym je z wielką łatwością. Złoto zmienia się i w zetknięciu z rtęcią. Dla doświadczenia tego zawieszamy listek złota nad warstwą tego płynnego metalu (fig. 157). Wkrótce zachodzi zmiana, złoto łączy się z rtęcią i staje się szarawym.

Fig. 157.

Srebro łatwiej podlega zmianom, niż złoto; uderzająco białej barwy, świeżo stopione, na powietrzu matuje się. Nie utlenia się, lecz łączy się z siarką pod wpływem drobnych ilości siarkowodoru. Kwas azotowy rozpuszcza srebro bardzo łatwo z wydzielaniem obfitym kłębów pary. Po odparowaniu otrzymanego roztworu pozostają białe blaszki kryształów azotanu srebrowego. Stopiony azotan srebra nosi nazwę lapisa, kamienia piekielnego, i stosuje się w medycynie do przypiekania. Azotan srebra jest silną trucizną, posiada własność czernienia pod wpływem światła słonecznego, stał się podstawą cudownych operacji w fotografji. Sole srebrne w wodnym roztworze wykazują własność strącania się od działania chlorków takich, jak sól morska. Jeżeli wrzucić kilka ziaren soli kuchennej do roztworu azotanu srebra, tworzy się obfity serowaty osad chlorku srebra, czerniejący od światła. Osad, nierozpuszczalny w kwasie azotowym, bardzo łatwo rozpuszcza się w amonjaku.
Pozostaje nam zapoznać się z platyną; szarawo-biała ulega, jak złoto, jedynie działaniu wody królewskiej. Najcięższy z metali użytecznych, posiada ciężar właściwy 21,50.
Bardzo kowalna i bardzo ciągliwa, daje się wykuwać w bardzo cieniutkie blaszki i wyciągać w nitki, jak nitki złota. Udaje się otrzymać takie cieniutkie niteczki platynowe, że trudno gołem okiem dostrzec, niteczki te znane są pod nazwą niewidzialnych nitek Wollastona.
Platyna opiera się działaniu najsilniejszego płomienia i stopić ją zdołano ledwie w dmuchawce z gazem tlenowodorowym. Jej niezmienność i oporność względem ognia czyni ją bardzo cenną do użytku w laboratorjum. Wyrabiają z niej małe tygle, używane przez chemików do prażenia osadów w operacjach analitycznych albo do reakcji w temperaturach bardzo podniesionych.






Przypisy

  1. Płyn glicerynowy Plateaua przygotowujemy tak: rozpuszczamy na łagodnym ogniu jedną część mydła marsylskiego w 40 częściach wody destylowanej; po ochłodzeniu roztworu przesączamy i do przesączu dodajemy na trzy objętości płynu jedną objętość gliceryny. Po 24 godzinach znów przesączamy i dodajemy drugą objętość gliceryny.
  2. Tak samo się ma rzecz z ogromną liczbą innych zwyczajnych produktów, jak glina garncarska, kamień budowlany (wapniak), piaskowiec itd., skład ich chemja zdołała określić. Glina, łupek zwyczajny, łupek dachowy zawierają glin, metal bardzo cenny, znajdujący wielkie zastosowanie w przemyśle; kamień budowlany, wapniak, którego takie masy wznoszą się wszędzie w stolicy, składa się z metalu wapnia, związanego z węglem i tlenem; piaskowiec, z którego układają chodniki na ulicach, zawiera w swym składzie krzem, ciało o wyglądzie metalowym, w połączeniu z tlenem, a siarczan magnezu, składowa część mikstury przeczyszczającej, zawiera metal, zwany magnezem.
  3. Właściwie sód ruguje wodór i daje z resztą wody, tak zwany wodzian sodu, rozpuszczalny w wodzie.
    P. Tł.
  4. Autor podaje 31 gramów tlenku sodowego, zwanego przez niego sodą kaustyczną.
  5. Lakmus — roślinny barwnik błękitny — od kwasów czerwienieje, po dodaniu zasady-alkali — staje się niebieskim.
  6. Podajemy kilka wskazówek praktycznych. Roztwór przygotowujemy z 200 gramów siarczanu sodowego krystalicznego i 100 gramów wody destylowanej. Roztwór jeszcze gorący wlewamy przez lejek do kolby. Kolbę nagrzewamy: kiedy zacznie uchodzić para, nakrywamy kolbę małą przykrywką porcelanową. Jeżeli roztwór pozostawić tak, po oziębieniu się zaczyna krystalizować, natomiast gdy na roztwór nalejemy warstwę oliwy, krystalizacja nastąpi dopiero od dotknięcia pałeczką szklaną, ale ta nie powinna być gorąca.
  7. Doświadczenie udaje się wspaniale, gdy żelazo pyroforyczne spada do kolby, zawierającej tlen.


Tekst jest własnością publiczną (public domain). Szczegóły licencji na stronach autora: Gaston Tissandier i tłumacza: Jan Harabaszewski.