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Losungen 



betreff enden Stoffe gesattigten Losungen, falls 

 diese noch als verdiinnte Losungen angesehen 

 werden konnen. Es folgt dies daraus, da6 

 beide gesattigte Losungen mit demselben 

 Bodenkb'rper, also auch untereinander im 

 Gleichgewicht sind. Voraussetzung fiir die 

 Giiltigkeit dc s N e r n s t schen Verteihmgs- 

 satzes ist, daB der geloste Stoff in beiden 

 Phasen wirklich identisch ist, also auch die 

 gleiche MolekulargroBe besitzt. Bildet der 

 Stoff in einer der beiden Losungen Doppel- 

 molekeln, wie z. B. Benzoesiiure, die in 

 Benzol das doppelte, in Wasser das einfache 

 Molekulargewicht hat. dann gilt das Gesetz 

 nicht mehr in der einfachen Form, sondeni 

 i'urjedederversehiedenenMolekelaiteneinzeln. 



Hierhin gehort ferner das ebenfalls von 

 N e r n s t gef undene Gesetz der Loslichkeitser- 

 niedrigung. Lose ich in einem Stoffe, z. B. Aether, 

 der in einem zweiten, z. B. Wasser, beschrankt los- 

 lich ist, einen dritten auf, der im Wasser unloslich 

 ist, so wird die Lb'sliclikeit des Aethers im Wasser 

 erniedrigt. Denn der Dampfdruck des Aethers 

 wird durch den Zusatz eines fremden Stoffes er- 

 niedrigt, also wird nach dem H e n r y schen Ge- 

 setz auch die Lb'sliclikeit des Aetherdampfes in 

 Wasser, die ja gleich der des f liissigen Aethers sein 

 mufi, kleiner. 



Von allgemeinen Eigenschalten der L6- i 

 sungen fester Stoffe in Fliissigkeiten ist : 

 schlieBlicli nocli die L 6 s u n g s w a r m e zu 

 erwahnen. Man uhterscheidet je nach den 

 Bedingungen, unter denen man die Auflosung 

 vor sich gehen laBt, verschiedene Losungs- 

 warmen. Die beiden wichtigsten sind die 

 Warmemengen, die beim Auflosen eines 

 Stoffes entweder zu seiner gesattigten Losung 

 oder zu einer sehr vercltinnten Losung, also 

 in sehrvielLosungsmittel, entwickelt werden. 

 Letztere ist um den Betrag der Verdunnungs- 

 warme groBer als erstere. Man rechnet ge- 

 wohnlich mit der Warmemenge. die beim Auf- 

 losen von ein Mol Substanz irei wird, der ! 

 molekularen Losungswarme. Die Losungs- i 

 warme fester Korper ist meist negativ, d. h. : 

 es wird bei der Auflosung Warme gebunden. 

 Wo dies nicht der Fall ist, sondern sogar 

 starke Warmeentwicklung stattfindet, wie 

 z. B. beim Auflosen von Kaliumhydroxyd 

 in Wasser, ist dies meist auf das Stattfinden 

 einer chemischen Reaktion zu schieben. Aus 

 der Losungswarme kann man, wie dies schon 

 bei den Gasen erwahnt wurde, mit Hilfe 

 des Prinzips von LeChatelier-Braun 

 Schliisse auf den Temper atuikoeffizienten 

 der Loslichkeit 'ziehen. Wird Warme aufge- 

 nommen, so wird die Loslichkeit mit steigen- 

 der Temperatur groBer, im umgekehrten Fall 

 kleiner. Ftir schwer losliche Stoffe, deren 

 gesattigte Losungen als verdiinnte betrachtet 

 werden konnen, hat van't Hoff den Zu- 

 sammenhang quantitativ durch die Formel 



dP 

 ausgedriickt Q = T -m (V v), worin V 



resp. v das Volumen ist, das ein Mol des 

 gelosten Stoffes als gesattigte Losung, 

 resp. in reinem Zustand einnimmt, P der 

 osmotische Druck der gesattigten Losung und 

 Q die Warmemenge, die beim Auflosen eines 

 Mols in einer nahezu gesattigten Losung ab- 

 sorbiert wird. 



/5) Elektrolytlosungen. Die 

 wichtigste und interessanteste Klasse der 

 Losungen ist die der Elektrolytlosungen. Die 

 Grundeigenschaft, durch die sie sich von den 

 iibrigen Losungen unterscheiden, ist ihre 

 Fahigkeit, den elektrischen Strom zu leiten. 

 Es sind dies die Losungen der Salze, Sauren 

 und Basen, der Elektrolyte, hauptsachlich 

 in Wasser, aber auch in einigen organischen 

 Losungsmitteln. Schon friiher (Grotthus, 

 C 1 a u s i u s) hatte man diese Fahigkeit 

 so zu erkliiren versucht, daB man annahm. 

 die gelosten Molekiile seien zum Teil in ihre 

 elektrisch geladenen Bestandteile, die lonen, 

 zerfallen. Doch wuBte man nichts Naheres 

 uber Art und Grad dieser Dissoziation, und 

 erst Arrhenius, der Schopfer der elektro- 

 lytischen Dissoziationstheorie, brachte Licht 

 in diese Verhaltnisse, indem er die Zahl der 

 in der Losung vorhandenen lonen vermittels 

 der im vorigen Abschnitt besprochenen 

 Eaoult-van't Hoff schen Methoden 

 feststellte und sie zur elektrischen Leit- 

 fahigkeit in Beziehung setzte. Im folgenden 

 sollen im einzelnen die durch diese Theorie 

 erklarten Eigenschalten der Elektrolyt- 

 losungen besprochen werden. 



OsmotischerDruck. Das Funda- 

 ment der ganzen Theorie bilden die Ergeb- 

 nisse der Messungen des osmotischen Druckes 

 dieser Losungen, meist mit Hilfe von Gefrier- 

 punktsmessungen ausgefiihrt. Es hatte sich 

 schon friiher bei der Priifung der van't 

 Hoff schen Gesetze durch das Experiment 

 herausgestellt, daB Salze, Sauren und Basen 

 in wasserigen Losungen ein kleineres Mole- 

 kulargewicht zeigten, als nach der chemischen 

 Formel zu erwarten war. In sehr verdtinnten 

 Losungen betrug das Molekulargewicht meist 

 nur die Halfte, manchmal noch weniger des 

 zu erwartenden Wertes. Van't Hoff 

 ftihrte deshalb einen Faktor i ein, mit dem 

 man das gef undene Molekulargewicht multi- 

 plizieren muBte, um den theoretischen Wert 

 , zu erhalten. Arrhenius' Theorie ver- 

 wandeltenun diesen scheinbaren Widerspruch 

 gegen die Theorie der verdiinnten Losungen 

 in eine glanzende Bestatigung. Er nahm an, 

 daB ein bestimmter Bruchteil des gelosten 

 Stoffes in entgegengesetzt geladene lonen 

 zerfallen sei, z. B. NaCl = Na- + Cl', wobei 

 eine positve ' eine negative Ladung bedeutet. 

 Man spricht in diesem Falle von einem binaren 

 Elektrolyten, wenn der Elektrolyt in 3 lonen 

 zerfallt, von einem ternaren usw. Ist von 

 einem Mol Salz der Bruchteil a in je 2 lonen 



