Übee die Reaction des menschlichen Haknes. 405 



zeichnen, und wir schlagen deshalb vor, solche Lösungen als neutrale zu 

 bezeichnen, bei welchen die Mengen an H+- oder OH--Ionen im Liter 

 1 X 10-^ nicht überschreiten. Fährt man diese neutrale Zone nicht ein, 

 so ist man gezwungen, auch das Wasser bald als alkalisch, bald als sauer 

 zu bezeichnen, weil wegen der Bestimmungsfehler niemals die ideale völlige 

 Gleichheit der Concentration von H+- und OH--Ion experimentell ge- 

 funden werden kann. Als in Wahrheit sauer sind Lösungen zu bezeichnen, 

 deren Gehalt an H+-Ionen 1 x 10-^ überschreitet, als wirklich alkalische 

 Lösungen solche, deren Gehalt an OH--Ionen 1 x 10-*^ übertrifft. Unter 

 einer NormalsäurelösuDg müssen wir eine Lösung verstehen, welche ein 

 Grammmolecül H+-Ion im Liter gelöst enthält, unter einer Normallauge 

 eine solche, welche ein Grammmolecül OH--Ion im Liter enthält. 



Da schwache Säuren nicht vollständig in den üblichen Verdünnungen 

 dissociiren, weisen sie auch nicht die von Normalsäurelösungen zu fordernde 

 Concentration an H+ -Ionen auf, indem in ihnen ein Theil der durch ein 

 Metall ersetzbaren Wasserstoffatome an den Säurerest gebunden bleibt. 

 Wir können nicht eine Normalessigsäure oder Normalweinsäure als Normal- 

 säurelösung zur Bestimmung der H+-Ionenconcentration benutzen. In sehr 

 verdünnten Lösungen starker Säuren sind dagegen alle durch ein Metall 

 ersetzbaren Wasserstoffatome bereits im lonenzustand in der Lösung vor- 

 handen, so dass wir eine ^/looo HCl-Lösung zugleich als eine ^/looo Normal- 

 säurelösung auffassen können. Sie enthält im Liter ^Ijqqo Grammmolecül 

 H+-Ion. Für schwache Laugen gilt dasselbe, was eben für schwache 

 Säuren beschrieben wurde. Eine Ammoniaklösung, welche ein Molecül im 

 Liter gelöst enthält, enthält noch nicht ein Molecül OH "-Ion im Liter, ist also 

 nicht zur Bestimmung der OH--Concentration einer Flüssigkeit zu ver- 

 wenden, wohl aber entspricht eine ^/looo Barytlauge sehr genau einer 

 Lösung, welche Yiooo °™ OH--Ion im Liter gelöst enthält. In einer solchen 

 Barytlösung kann die Dissociation als quantitativ angesehen werden. 



Wir messen die wahre Acidität einer zu prüfenden Flüssigkeit durch 

 die Zahl, welche angiebt, wie viele Mal die Concentration der Flüssigkeit 

 an H+-Ion die einer Normalsäurelösung übertrifft, wir messen die Alkalescenz 

 einer Flüssigkeit durch die Zahl, welche angiebt, wie viele Mal die Concentration 

 der Flüssigkeit an OH--Ion die einer Normallaugenlösung übertrifft. Be- 

 stimmen wir die Acidität oder Alkalescenz einer Flüssigkeit zu weniger als 

 1 X 10~^ Normal, so haben] wir es mit einer neutralen Flüssigkeit zu thun. 



Eine Lösung, deren Concentration an H+- oder OH--Ion 1 x 10-^ 

 nicht übersteigt, reagirt auch in dem bisher üblichen Sinne neutral, indem 

 keine der für saure oder alkalische Lösungen charakteristischen Fällungen 

 von einer solchen gegeben wird. 



Besitzen wir nun eine einfache Methode, um ohne Gleichgewichtsver- 



