XXVI. Reaktion von Säften gegen Indikatoren. 479 



Analyse die Parallelität dieser beiden Meßwerte zu bestimmen, um zu 

 absoluten Zahlen zu gelangen. Selbstredend ist diese Methode nicht nur 

 für einzebie Salze, sondern für jede Nährlösung anwendbar, wenn einmal 

 das Zahlenverhältnis zwischen Wasserhöhe und Mineralstoffentnahme 

 dafür tabellarisch festgestellt worden ist. Es ist auf diese Weise auch 

 möglich, die von M o n n i e r und D e 1 e a n o und anderen Autoren 

 festgestellte Wanderung von Mineralstoffen aus der Pflanze in die Nähr- 

 lösung zu verfolgen und sichtbar zu machen; durch entsprechende 

 Wägungen des ganzen Apparates ist es auch hier notwendig, den Betrag 

 der Transpiration festzustellen. Eine große Schwierigkeit besteht aller- 

 dings in der Herstellung der halbdurchlässigen Membranen, eine Schwierig- 

 keit, die zu überwinden mir erst in ganz wenigen Fällen gelungen ist. 



XXVI. Reaktion von Säften gegen Indikatoren. 



Sehr häufig kommt man in die Lage, die Reaktion von Säften oder 

 Ausscheidungen gegen Indikatoren zu bestimmen; im pflanzenphysio- 

 logischen Laboratorium sind aber in der Regel nur die von der Maß- 

 analyse her gebräuchHchen Indikatoren in Verwendung, während die 

 Säfte häufig von einer solchen Beschaffenheit sind, daß uns nur andere 

 Indikatoren Anhaltspunkte zu ihrer Beurteilung geben können. Aus 

 der folgenden Tabelle können wir durch Vergleich die H+-Ionenkonzen- 

 tration des zu prüfenden Saftes innerhalb enger Grenzen ermitteln. 

 Wenn wir eine Säure mit einer Lauge titrieren, soll uns der zugesetzte 

 Indikator den Punkt anzeigen, wo wir die genau äquivalente Menge der 

 Base zugesetzt haben und umgekehrt ; aber der Äquivalenzpunkt ist nur 

 bei starken Basen und Säuren mit dem Neutralitätspunkt identisch, 

 wenn also Säure und Base die gleiche Dissoziationskonstante besitzen; 

 anders, wenn Säuren und Basen verschiedener Stärke sich miteinander 

 zur Salzbildung vereinigen ; das entstandene Salz ist dann wohl chemisch 

 neutral, reagiert aber sauer, wenn die Dissoziation der Säure überwog, 

 alkalisch, wenn die der Base stärker war. Kennen wir die Dissozia- 

 tionskonstante von Säure und Base, so können wir für jede Konzen- 

 tration der Salzlösung den dazugehörigen H+-Ion engehalt berechnen. 



Titrieren wir z. B. die schwache Borsäure mit der starken Natron- 

 lauge ^), so können wir den H+-Ionengehalt einer ^ Natriummetaborat- 

 lösung rechnerisch ermitteln. Die Hydrolysenkonstante von NaBOg -K = 

 ^-^. , A'-Wasser = 1,2 • 10-'^'^ (25 « C), A-Borsäure = 1,7 • lO-i-^ 



a^c 

 (25 ^); K = , a = Hydrolysengrad, c = molekulare Konzentration 



der Salzlösung. 



/l /c- Wasser n .l//c- Wasser ^^^^ 



r r, ' n r. 1/1 /C'Wasser p _ 1 /^ 



<^OH = a C 0=1/ 5 <^OH = 1/ Y 



' c /f- Säure ^ k 



A- Säure 



Ch-i- = 



kw 



CoH ^ ~c ' ^""^ y 1Ö= 

 Ch+ = 1 • 4 X 10-14. 



_ l//c- Wasser x /c-Säure p l/l • 2 x lO-^o • 1 • 7 x 10= 



1) Nach H. Friedenthal, Methoden zur Bestimmung der Reaktion tieri- 

 scher und pflanzl. Flüssigkeiten, Abderhaldens Biocheni. Arbeitsmeth. I, 541. 



