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Lnsungen 



ladenen lonen wieder zu vereinigen streb3n, 

 um so geringer ist, die Dissoziation also um so 

 groBer, je groBer die Dielektrizitatskonstante 

 ernes Losu-ngsmittels ist. Hiermit stimmt die 

 auBergewb'hnlich hohe Dielektrizitatskon- 

 stante des Wassers (81) aufs bsste iiberein, 

 und auch bei den anderen Losungsmitteln 

 konnte im allgemeinen ein Parallelgehen von 

 Dielektrizitatskonstante und dissoziierender 

 Kraft beobachtet werden. Es scheint jedoch 

 zweifellos, daB die chemische Natur des 

 Losungsmittels hier noch eine besondere 

 Kolle spielt, so daB z. B. die Losungsmittel, 

 welche selbst assoziieren, d. h. Molekulkom- 

 plexe bilden, eine besonders starke disso- 

 ziierende Kraft besitzen. 



Neutrale, saure, basischeLo- 

 s u n g e n. Die elektrolytische Dissoziations- 

 theorie wirft nun auf eine Reihe von Eigen- 

 schaften der Losungen Licht, iiber die friiher 

 vollstandige Unklarheit herrschte. So unter- 

 scheidet man bekanntlich saure, basi- 

 s c h e und n e u t r a 1 e Losungen. Die 

 charakteristischen Eigenschaften der sauren 

 Losungen sind, daB sie sauer schmecken, 

 blaues Lackmus roten, Marmor und viele 

 Metalle auflosen usw., die der basischen 

 Losungen. daB sie rotes Lackmus bliiuen, Ester 

 stark verseifen usw. Sauren vernichten die 

 charakteristischen Eigenschaften der Basen 

 (und umgekehrt) und verbinden sich mit ihnen 

 zu Salz und Wasser, welchen Vorgang 

 man als Neutralisation bezeichnet. Wahrend 

 nun i'riiher die exakte Definition der sauren 

 und basischen Eigenschaft einer Losung 

 groBe Schwierigkeiten bereitete, ist dies jetzt 

 leicht. Nach der lonentheorie sind namlich 

 die charakteristischen Eigenschaften der 

 Sauren den Wirkungen des H", die der Basen 

 denen des OH' zuzuschreiben. Der ,,Saure- 

 grad", die Aciditat, einer Losung ist quanti- 

 tativ bestimmt durch ihren Gehalt an H', 

 ebenso die Basizitat durch den anOH'. Das MaB 

 fiir die Starke einer Saure oder Base ist dem- 

 nach die Grb'Be ihrer Dissoziationskonstante. 



I s o h y d r i s c h e L 6 s u n g e n . Audi 

 die Frage, was beim Vermischen. zweier 

 Elektrolytlosungen geschieht, laBt sich leicht 

 beantworten. wenn man die Dissoziations- 

 konstanten der in Betracht komnienden 

 Stoffe und ihre Loslichkeiten kennt. Es sei 

 hier nur auf die i s o h y d r i s c h e n Losun- 

 gen eingegangen, welche die Eigentiimlichkeit 

 zeigen, daB sich beim Vermischen der Disso- 

 ziationsgrad der gelosten Elektrolyte nicht 

 a'ndert. Es ist dies dann der Fall, wenn sie 

 ein gemeinschaftliches Ion in gleicher Kon- 

 zentration besitzen. Gilt z. B. fiir den Elektro- 



lyten AB die Dissoziationsgleiclmng r . P1 



[A )J 



= k und fiigt man zu einer Losung desselben 

 die eines anderen Elektrolyten, die das A' in 

 gleicher Konzentration enthalt, so wird dessen 



Konzentration gar nicht geandert, d. h. [A'] 

 bleibt konstant. B' und AB aber werden 

 in gleichem MaBe verdiinnt. so daB sich der 

 EinlluB der Konzentrationsanderung in der 

 Gleichung heraushebt. und der Dissoziations- 

 grad derselbe bleibt. 



Additive E i g e n s c h a f t e n. Ein 

 besonders einfaches Verhalten zeigen die 

 Eigenschaften verdiinnter Losungen von 

 starken Elektrolyten, bei denen fast der ge- 

 samte geloste Stoff in seine lonen gespalten 

 ist. Man kann in diesem Falle die Eigen- 

 schaften als Summe der einer jeden lonenart 

 einzeln zukommenden Eigenschaften auf- 

 fassen, die Losungen zeigen, wie man sagt, 

 ein additives Verhalten. Besonders ein- 

 gehend sind die molekularen Leitfa'higkeiten 

 solcher Losungen studiert worden, die oben 

 mit AOO bezeichnet wurden. Es hat sich hier, 

 hauptsachlich an den Messungen von Kohl- 

 rausch, das Gesetz bestatigen lassen, daB fiir 

 jeden Elektrolyten AOO gleich der Summe 

 der AOO seiner einzelnen lonen ist. Bilde 

 ich z. B. die Differenz der AOO einerseits fur 

 KC1 und KBr, andererseits fiir NaCl 

 und NaBr, so sind die beiden Differenzen 

 gleich, und zwar gleich der Differenz der 

 Leitfahigkeiten von Cl' und Br'. Es ist 

 dies praktisch von Bedeutung, weil man 

 auf diese Weise das AOO schwacher Elek- 

 trolyte, das man direkt wegen der Klein- 

 heit der spezifischen Leitfahigkeit beim 

 Grenzwert von A nicht mehr messen kann, 

 berechnen kann, indem man die AOO starker 

 Elektrolyte, die je 1 seiner lonen enthalten, 

 miBt. So kann man z. B. das AOO der schwach 

 dissoziierten Essigsaure aus den AOO der 

 starken Elektrolyte HC1, KC1 und KAc be- 

 rechnen. Das gleiche additive Verhalten 

 zeigen auch die anderen Eigenschaften der 

 Saizlosungen, wie Dichte, Lichtbrechimg, 

 Absorption usw., wie durch viele Experi- 

 mentaluntersuchungen bestiitigt worden ist. 



Leslie hkeitsprodukt. L 6 s - 

 lichkeitsbeeinflussung. Ueber die 

 Beeinflussung der Loslichkeit der Elektrolyte 

 durch gleichionige Salze gibt die Theorie eben- 

 falls Aufklarung. Fiir eine Losung, die an 

 einem bestimmten Elektrolyten gesattigt 

 ist, ist die Konzentration seines undisso- 

 ziierten Anteils eine Konstante. Ich kann 

 also bei Anwendung des s t w a 1 d schen 



Verdiinnungsgesetzes - r . L-. = k schreiben : 



[A'].[B'] =-- k.[AB] =-- L, d. h. es ist das 

 Produkt der beiden lonenkonzentrationen, 

 das sogenannte Loslichkeitspro- 

 dukt, eine Konstante. Ist nun der Elek- 

 trolyt schwer loslich, so ist er in der sehr 

 verdiinnten Losung als vb'llig dissoziiert an- 

 zusehen, so daB die Konzentration eines jeden 

 Ions gleich der analytisch bestimmten Kon- 

 zentration 1 der gesattigten Losung ist. Dann 



