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dies zu Gunsten der erwähnten Hypothese sprechen, und 

 könnte man annehmen, dass ein Sauerstoffequivalent des 

 Eisenoxides sich eben so zu SO 2 geselle, wie sich Herr 

 Haidinger denkt, dass es zu : 3 herantrete; die Erfahrung 

 zeigt aber, dass SO 2 genau entgegengesetzt wirkt optisch 

 und chemisch, dass es die Färbung und das oxidirende 

 Vermögen der gelösten Eisenoxidsalze ausserordentlich ver- 

 stärkt. Allmählig entfärbt sich freilich die Lösung, weil 

 durch einen Theil des Sauerstoffes der Basis SO 2 in SO 5 

 übergeführt und das Eisenoxid zu Oxidul reducirt wird. 



Es sei mir erlaubt, über die nächste Ursache besagter 

 Farbenveränderungen meine eigene Ansicht auszusprechen. 

 Schon vor einigen Jahren suchte ich darzuthun, dass der 

 Sauerstoff sowohl im gebundenen als freien Zustand in der 

 Regel um so mehr Licht auslösche, je chemisch erregter 

 derselbe sei, und ich führte zu Gunsten dieser Annahme 

 unter andern Thatsachen die tiefe Färbung einer Anzahl 

 von Sauerstoffverbindungen an, welche sich durch ihr emi- 

 nentes oxidirendes Vermögen auszeichnen, wie z. B. die 

 Untersalpetersäure, Chromsäure, Uebermangansäure, die me- 

 tallischen Superoxide, die Oxide der edeln Metalle, des 

 Kupfers, Eisens u. s. w., womit ich auch die allgemeine 

 Thatsache in Verbindung brachte, dass die genannten und 

 andere Sauerstoffverbindungen um so dunkler sich färben, 

 je höher ihre Temperatur geht, und um so heller werden, 

 je mehr man sie abkühlt, weil diese Temperaturverschieden- 

 heiten wesentlich auf die chemische Thätigkeit des Sauer- 

 stoffes dieser Verbindungen einwirken. Einige dieser schon 

 bei gewöhnlicher Temperatur stark gefärbten Verbindungen 

 lassen sich durch gehörige Erkältung gänzlich farblos machen, 

 wie z. B. die Untersalpetersäure, die bei 45° unter Null 

 eine weisse krystallinische Substanz ist. Bei 60° unter Null 

 erscheint das rothe Quecksilberoxid schwachgelb; Wasser 

 durch gallussaures Eisenoxid bis zur Undurchsichtigkeit 



