N. F. VI. Mr. 34 



Naturwissenschaftliche Wochenschrift. 



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Verallgemeinern wir dieses Resultat fiir den Fall, 

 dafi n Molekiile einander gleich sind, so sehen wir, 

 dafi die Molekularkonzentration den Exponenten n 

 erhalten mufi, oder noch allgemeiner, wenn 

 n Molekiilc der Substanz A, n, Molekiile der Sub- 

 stanz B . . . usw., n' der Substanz A', n,' der Sub- 

 stanz B' . . . usw. in Reaktion treten: 



n A + n, B + n, C + . . . <=> n' A' + n, ' B' 



so nimmt die Gleichgewichtsformel die Form : 



' " Konst. 

 a," bj" 1 -c, 1 '- -dj" 1 . . . 



an. 



Die vorstehende Ableitung kann natiirlich keine 

 Anspriiche. auf grofie Exaktheit und Strenge 

 machen ; sie ist vielmehr nur ein Mittel zur an- 

 schaulichenDarstellungdesMassenwirkungsgesetzes. 

 Dieses kann jedoch auch streng-mathematisch aus 

 den Grundsatzen der Thermodynamik abgcleitet 

 werden - den besten Beweis aber fiir seine 

 Richtigkeit bilden die zahlreichen Tatsachen, die 

 ohne seine Hilfe nicht verstandlich sind und zum 

 Teil sogar erst mil ihr entdeckt worden sind. 



Als Beispiele seien hier die Dissoziation des 

 Jodwasserstoffs und die des Phosphorpentachlorids 

 angefiihrt. Jener zerfallt beim Erhitzen in Jod 

 und Wasserstoff, letzterer in Chlor und Phosphor- 

 trichlorid: 



2 HJ = Jo + H., ; PCl r> == PC1 3 + Cl, 



Bezeichnen wir die Molekularkonzentrationen 

 von Jod und Wasserstoff resp. PC1 3 und C1 3 durch 

 a u. b und die von Jodwasserstoff resp. Phosphor- 

 pentachlorid durch c, und setzen diese Werte in 

 die oben abgeleitete allgemeine Formel ein, so 

 bekommen wir : 



a-b b-b 



,- = Konst. resp. - - = Konst. 

 c- c 



Vergrofiern wir c, d. h. die Molekularkonzen- 

 tration des nichtdissoziierten HJ resp. PC1 5 , so 

 miissen a u. b auch zunehmen, d. h. die Disso- 

 ziation wird starker. Lassen wir dagegen a u. b 

 wachsen, so mufi auch c, d. h. die Konzentration 

 des nichtdissoziierten Teils, zunehmen ein 



Uberschufi der Dissoziationsprodukte drangt die 

 Dissoziation zuriick. 



Ich will die Zahl derartiger Beispiele nicht 

 vergrofiern und wende mich zu einer anderen 

 Klasse von Reaktionen, die von grofier Bedeutung, 

 besonders fiir die anorganische Chemie, sind, nam- 

 lich zu der Dissoziation der Elektrolyte in wasse- 

 riger Losung. Nach der bekannten, von Arrhenius 

 im Jahre 1887 aufgestellten Theorie der elektro- 

 lytischen Dissoziation zerfallen die Elektrolyte in 

 wasseriger Losung in ihre lonen. Chlorkalium 

 KC1 zerfallt z. B. in wasseriger Losung in das 

 positiv geladene Kaliumion K+ und das negativ 

 geladene Chlorion Cl~ : 



Wenden wir nun das Massenwirkungsgesetz 

 auf diesen Fall an und bezeichnen die Konzen- 

 trationen der lonen durch a u. b und die des 



undissoziierten Teils durch c, so haben wir die 



a-b 

 Grleichung = Konst. 



Da aber die lonen iinmcr in aquivalenter 

 Menge vorhanden sein miissen, so mufi a b sein 

 und unsere Gleichung nimmt die noch cinfachere 



a 2 



Form = Konst. an. 

 c 



Um nun den Einflufi der Verdiinnung auf den 

 Dissoziationsgrad des gelosten Elektrolyts besser 

 zu erkennen, konnen wir dieser Gleichung eine 

 etwas andere Form geben. Nehmen wir an, die 

 Gesamtmenge des gelosten Elektrolyten ware 

 gleich i, der Dissoziationsgrad x und das Volumen 

 der Losung v, so wird die Molekularkonzentration 



j^ 



jedes Ions gleich ' und die des nichtdissozi- 

 ierten Teils gleich sein ; setzen wir diese 



Werte in obige Formel ein, so bekommen wir: 

 x- 



a" v- x 2 



= Konst. oder 7 c = Konst. 

 c I x (i x) v 



oder 



; v- Konst. 



Jetzt ist es leicht den Einflufi des Volumens v 

 d. h. des Grades der Verdiinnung auf den Disso- 

 ziationszustand zu sehen : mit wachsendem v d. h. 

 mitzunehmender Verdiinnung mufi auch x wachsen ; 

 je verdiinnter die Losung ist, desto starker ist der 

 Elektrolyt in seine lonen gespalten. Die Grofie 

 der ,,Dissoziationskonstanten" k ist fiir zahlreiche 

 chemische Yerbindungen experimentell ermittelt 

 worden, und zwar bedient man sich zu diesem 

 Zwecke hauptsachlich der elektrischen Leitfahig- 

 keit der Losung, da aus zahlreichen, experimen- 

 tellen sowie auch theoretischen Untersuchungen 

 sich das Resultat ergeben hat, dafi diese beiden 

 Grofien in einfacher mathematischer Beziehung 

 zueinander stehen , so dafi aus der Grofie der 

 Leitfahigkeit sich der Dissoziationsgrad ohne 

 weiteres berechnen lafit. Das wichtigste Resultat 

 dieser Forschungen besteht darin, dafi das, was 

 man gewohnlich unter ,,Starke" einer Saure oder 

 Base versteht, sich proportional der Grofie der 

 Dissoziationskonstanten andert und in dieser also 

 seinen zahlenmafiigen Ausdruck findet. Die starken 

 Sauren resp. Basen enthalten also eine grofie, 

 die schwachen eine geringe Zahl von H+ resp. 

 OH" -lonen. 



Was die Grofie der Konstanten anbelangt, so 

 ist sie fiir die meisten neutralen Salze ziemlich 

 gleich, und zwar so, dafi bei mafiiger Verdiinnung 

 (etwa j'-j normal) etwa die Halfte des Salzes 

 ionisiert ist. Nur wenige Salze, wie z. B. das 

 aufierordentlich schwach dissoziierteHg(CN)._, bilden 

 Ausnahmen von dieser allgemeinen Regel. 



Fiir die Sauren und Basen ist ihre Grofie da- 

 gegen sehr verschieden. Man kann die gewb'hn- 



