772 Isotonische Koeffizienten. 



verdünnten Lösungen kleine Differenzen zwischen allen Gliedern mit ver- 

 schiedenem Molekulargewicht bestehen, wenn auch speziell innerhalb der 

 ersten und zweiten Gruppe (mit Ausschluß der organischen Säuren und Basen) 

 die Differenzen meist sehr gering zu sein scheinen. 



De Vries^) hielt es auch für wahrscheinlich, daß bei größerer Genauig- 

 keit der Untersuchungsmethoden die ganzzahligen isotonischen Koeffi- 

 zienten (in der Tabelle eingeklammert) sich als die wahren Werte zeigen 

 dürften. Die bedeutenden Abweichungen bei den Chloriden der Erdmetalle 

 von ganzen Zahlen sind zwar größei", als die Versuchsfehler betragen können, 

 doch meinte de Vries^), daß diese Abweichungen bei geringeren Konzentratio- 

 nen, als zur Plasmalyse erforderlich sind, verschwinden dürften. Wäre diese An- 

 sicht zutreffend gewesen, so müßte eine große Wahrscheinlichkeit bestehen, 

 daß die ganzzahligen isotonischen Koeffizienten einer rationellen Er- 

 klärung zugänglich sein dürften. Die spätere elektrolytische Disso- 

 ziationstheorie von S. Arrhenius und die sich daran anschließenden 

 Untersuchungen lassen indessen keinen Zweifel mehr übrig, daß den ganz- 

 zahligen isotonischen Koeffizienten keine rationelle Bedeutung zukommt, ob- 

 gleich sie als angenäherte Werte für die wichtigeren Verbindungen in dem 

 betreffenden Konzentrationsbereich, die sich leicht dem Gedächtnis einprägen, 

 sich häufig recht nützlich erweisen. 



Eine weitere von de Vries^) aufgestellte Regel lautet folgendermaßen: 



Jede Säure und jedes Metall hat in allen Verbindungen denselben 

 partiellen isotonischen Koeffizienten; der Koeffizient eines Salzes 

 ist gleich der Summe dieser partiellen Koeffizienten für die kon- 

 stituierenden Bestandteile. 



Diese partiellen isotonischen Koeffizienten sind: 



für jede Atomgruppe einer Säure 2 

 für jedes Atom eines Alkalimetalls 1 

 für jedes Atom eines Erdalkalimetalls 0. 



Aus diesen partiellen Koeffizienten läßt sich der Koeffizient eines jeden 

 beliebigen Salzes (annähernd) berechnen, z. B. : 



KCl = 1 + 2 = 3; K2SO4 = 2 X 1 + 2 = 4; 



K3C6H5O7 = 3X1 + 2 = 5; MgSO^ =0 + 2 = 2; 



MgCla = + 2X2 = 4. 



Auch diese Regel ist rein empirischer Natur und von nur annähernder 

 Gültigkeit. Bei den Salzen der Schwermetalle würden mehrfach große Ab- 

 weichungen von der Regel zu konstatieren sein. Für Überschlagsrechnungen 

 der osmotischen Drucke von Lösungen, deren Zusammensetzung bekannt ist, 

 läßt sich indessen die Regel meist mit Vorteil anwenden. 



Aus dieser letzten Regel folgt ferner ohne weiteres, daß bei den kreuz- 

 weisen Umsetzungen von Salzen in Lösungen sich der totale osmotische 

 Druck nicht ändert, sofern sich kein festes Salz ausscheidet. 



Durch plasmolytische Versuche mit den Zellen von verschiedenen Pflanzen, 

 deren Zellsäfte sehr ungleiche osmotische Drucke besaßen, konnte de Vries 

 feststellen, daß innerhalb des bei plasmolytischen Versuchen in Betracht 



1. e. S. 517. — ') 1. c. S. 517. — ') 1. c. S. 519. 



