I902. No. 12. VERS. EIN. THEORIE D. VALENZ U. U. MOLEKULARVERB. 2$ 



Das Ion NH4 • wäre hiernach als eine Addition von NHz an das Ein- 

 zeiion H' aufzufassen, die durch die negativen Contravalenzen des H' 

 und die positiven des N'" herbeigeführt wird^. 



Andere Neutralteiie, insbesondere Säureanhydride (wie SiO^, WO3, 

 Mu Os) und Sulfide (wie .4.b'2'*'3, Sb^Ss) bevorzugen die Anionenaddition ; 

 hier sollte analog die Bethätigung der negativen Valenzen des positiven 

 Bestandteils leichter vor sich gehen, und man findet in der That diese 

 Neutralteile meist so zusammengesetzt, dass ihr positiver Bestandteil den 

 Gruppen des Elementensystems angehört, die leichter ihre negative Valenz 

 hervorkehren, weil diese ihre Normalvalenz ist. Die Indifferenz des Was- 

 sers, die es als Neutralteil sowohl für Kationen wie Anionen brauchbar 

 macht, rührt wohl von der etwa gleich amphoteren Stellung seiner beiden 

 Elemente her: der Wasserstoff ist ungefähr ebenso befähigt, seine nega- 

 tiven Contravalenzen zu entwickeln, wie der Sauerstoff seine posi- 

 tiven. 



Von Interesse ist in diesem Zusammenhange vielleicht noch die 

 Betrachtung der Oxysäuren, die ja ebenfalls als Komplexe aufgefasst 

 werden müssen. Offenbar sind aber vor anderen Anionenkomplexen 

 diese Sauerstoffkomplexe durch Haltbarkeit ausgezeichnet und dies ist zu 

 begründen : 



Dass der Sauerstoff in allen Oxysäuren als das Einzelion aufzufassen 

 ist, wird durch ihre Elektrolyse gezeigt, da an der Anode stets Sauerstofi 

 entladen wird, trotzdem er in ihnen die grösste negative Elektroaffinität 

 besitzt. Als Einzelanion steht nach seinem elektrolytischen Potential zu 

 urteilen, der Sauerstoff in Elektroaffinität dem Chlor gleich, übertrifft aber 

 dieses sowie die anderen Halogene an Additionsfähigkeit (s. S. 23) da- 

 durch, dass seine Contravalenzen wegen ihrer geringeren .Vnzahl stärker 

 sind (s. S. M ). In dieser Beziehung sollten zwar die höheren Glieder der 

 Sauerstoffgruppe (S, Se) noch geeigneter sein, doch nimmt bei diesen die 

 Affinität der negativen \^alenz ab. Daher sind zwar die Anionen der 

 Thiosäuren noch ziemlich beständig, nicht mehr aber Anionen, die sich 

 auf Einzelanionen, wie Se, Te, oder den Mitgliedern der 5. Gruppe (.V, P, 

 etc.) aufbauen würden. 



Beim Fluor beruht die viel geringere Neigung zur Komplexbildung, 

 die immerhin, wie F.^" BF2', BFÎ, Si F^" zeigt, deutlich vorhanden 

 ist, auf seiner grösseren Elektroaffinität, sodass der Sauerstofi" offenbar ein 

 Optimum der Komplexbildungsbedingungen darstellt. 



Diese Anschauung erklärt zugleich, weshalb die Alkyle in den Aminen am Stickstoff 

 fester haften: die Affinität der negativen C-Valenzen ist erheblich grösser als die der 

 schwachen negativen Contravalenzen das Wasserstoffs. 



