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tischer Beziehung weitgehend gezeigt. Am Schlüsse dieser Ausführungen 

 sollen diesbezügliche Beispiele angeführt werden. 



Es erhebt sich nun in erster Linie die Frage: Welche Methoden 

 stehen uns jetzt zur Verfügung, um die Wasserstoffionenkonzentration 

 zu messen und inwieweit sind sie geeignet, dem besonderen Zweck der 

 Lebensmittelchemie zu dienen. 



Da müssen wir nun als erstes feststellen, daß sämtliche Titrations- 

 verfahren in Verfolgung dieses Zieles völlig versagen, da wir während 

 der Titration das in der Lösung vorhandene Gleichgewicht fortlaufend 

 stören. Haben wir es mit einer Lösung einer reinen Säure zu tun, 

 deren chemische Natur uns bekannt ist, so ist es allerdings möglich, 

 durch Ermittlung der Gesamtkonzentration auf -titriraetrischem Wege 

 und mit Hilfe ilires bekannten Dissoziationsgrades, die Wasserstoffionen- 

 konzentration der Lösung zu ermitteln. Bei den Lebensmitteln haben 

 wir es aber niemals mit derartigen einfachen Lösungen einer Säure zu 

 tun, sondern sie stellen vielmehr ein außerordentlich kompliziert zu- 

 sammengesetztes System vor, an dessen Aufbau sich gewöhnlich mehrere 

 freie Säuren, ihre verschiedenen Salze und so und so viele andere 

 Neutralsalze beteiligen. Schon zwei Säuren beeinflussen sich je nach 

 der Größe ihrer Dissoziationskonstanten in ihrer Dissoziation und sehr 

 erheblich wird diese Beeinflussung, wenn z. B. bei schwächeren Säuren 

 zugleich deren Alkalisalze gegenwärtig sind, ein Fall, der bei den 

 meisten Lebensmitteln vorliegt. Ein Beispiel möge hier das völlige 

 Versagen der Titrationsmethode beleuchten, wenn es sich darum handeln 

 soll, den Säuregrad oder die Wasserstoffionenkonzentration einer solchen 

 Lösung zu ermitteln^). 



Nehmen wir an, wir haben eine n/10-Essigsäure. 1 1 dieser Lösung 

 verbraucht 100 ccm n- Alkali bis zum Phenolphthaleinumschlag. Die 

 Wasserstoffionenkonzentration können wir uns nach der für schwache 

 Säuren geltenden Formel 



, [H] := Vk* [Essigsäure] 

 berechnen, worin k die Dissoziationskonstante und [Essigsäure] die Kon- 

 zentration der Essigsäure in Mol/1 bedeutet. In unserem Falle ergibt 

 sich also [H] ^ V 1,86 • 10-^ • lö^ = 1,36 • 10^^ 



Nun nehmen wir an,'wdr haben im Liter dieser n/10 -Essigsäure noch 

 so viel Natrium azetat aufgelöst, daß die Lösung daran ebenfalls n/10 

 geworden ist. Die Menge der Lauge, welche wir zur Neutralisierung 



') Siehe ausführlicher bei L. Michaelis, Die Wasserstoffionenkonzentration. 



