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stoffionen enthielte; und dann müßte ja Pepsin in 
jeder Lösung wirken, was doch niemals behauptet 
worden ist. 
Schuld an dieser Verwirrung trägt der Um- 
stand, daß man bis auf die neueste Zeit die saure 
und alkalische Reaktion nur qualitativ, nicht quan- 
titativ definieren konnte. Sauer ist, was Lakmus 
rötet, alkalisch, was Lakmus bläut.. Wählte man 
statt Lakmus einen anderen Indikator, etwa Phe- 
nolphtalein, so kam man sogar in die Verlegen- 
heit, manchmal ein und dieselbe Lösung, z. B. das 
Blutserum, gegen Lakmus als alkalisch, gegen 
Phenolphtalein als sauer erklären zu müssen! 
Zwar glaubte man in dem Verfahren der 
azidimetrischen Titration eine Methode zur quan- 
titativen Messung der Azidität oder Alkalität zu 
haben. Man stellte fest, wieviel Kubikzentimeter 
Normal - Natronlauge bzw. Normal - Salzsäure er- 
forderlich sind, um die betreffende Lösung gegen 
einen Indikator wie Lakmus oder Phenolphtalein 
gerade neutral zu machen. Aber diese Methode 
hatte gewisse Schwierigkeiten, deren Deutung erst 
jetzt gelungen ist. Erstens ist es bei vielen Flüs- 
sigkeiten durchaus nicht gleichgültig, welchen In- 
dikator man wählt; wir erwähnten ja schon, daß 
manche Flüssigkeiten sogar qualitativ eine ent- 
gegengesetzte Reaktion gegen Lakmus und gegen 
Phenolphtalein aufweisen. Zweitens aber trifft 
man auf folgende Schwierigkeit: Titriert man z. 
B. normale Essigsäure und andererseits normale 
Salzsäure gegen normale Natronlauge mit Phe- 
nolphtalein, so findet man, daß die beiden Säuren 
gleich stark sauer sind. Und doch leuchtet es je- 
dem, der einmal diese beiden Säuren in Händen 
gehabt hat, ein, daß die Salzsäure sehr viel saurer 
ist als die Essigsäure. 
Aber alle diese Schwierigkeiten zerfließen in 
Nichts, sobald man sich die moderne Definition 
der sauren und alkalischen Reaktion angeeignet 
hat. Um diese zu geben, bedarf es einer kurzen 
Erörterung der elektrolytischen Dissoziation des 
Wassers. Das reine Wasser ist ein, wenn auch 
sehr schwacher, Elektrolyt und als solcher zum 
Teil in positiv geladene Wasserstoffionen und ne- 
gativ geladene Hydroxylionen gespalten: 
H:0=H:-+ OH’ 
Bei einer Zimmertemperatur von etwa 22° ist 
im Liter Wasser ein zehnmilliontel Gramm W asser- 
stoffionen, oder wie man schreibt [H*] = 107, und 
die äquivalente Menge Hydroxylionen. Die 
H-Ionen und die HO-Ionen stehen nun 
unter allen Bedingungen in dem Abhiangig- 
keitsverhältnis voneinander, daß das Produkt ihrer 
Konzentrationen konstant ist. Diese Konstante 
heißt die Dissoziationskonstante des Wassers; sie 
beträgt bei 22° also ein Zehnmilliontel zum Qua- 
drat oder 10-14, Vermehrt man auf irgendeine 
Weise die H-Ionen um das Zehnfache, so werden 
automatisch die OH-Ionen auf den zehnten Teil 
Stoffe, welche nach ihrer Auf- 
verringert, usw. 
lösung im Wasser H-Ionen abspalten und so die 
Michaelis: Die Wasserstoffionenkonzentration. 
H-Ionen des Wassers vermehren, verringern gleich- 
zeitig die OH-Ionen; solche Stoffe nennt man 
Säuren. Stoffe, die nach ihrer Auflösung in 
Wasser die ÖOH-Ionen vermehren, verringern 
tur 
{| wissenschatten 
gleichzeitig die H-Ionen; es sind die Basen. Neu- 
tralsalze, wie NaCl, sind Stoffe, die im Wasser 
zwar in Ionen zerfallen, aber weder H-Ionen, noch 
OH-Ionen liefern und daher auf die Reaktion des 
Wassers keinen Einfluß haben. 
Eine neutrale Lösung ist daher eine solche, 
welche (bei 22°) 10-7” & Wasserstoffionen pro 
Liter, und die äquivalente Menge OH-Ionen ent- | 
hält; eine saure Lösung ist eine solche, welche mehr ~ 
als 10-7 & H-Ionen und daher weniger als 107 — 
OH-Ionen enthält, eine alkalische umgekehrt eine 
solche, welche weniger als 10” g H-Ionen ent- 
hält. Die Reaktion einer Flüssigkeit ist daher ein- 
deutig und quantitativ definiert, wenn man nur 
ihre Wasserstoffionen-Konzentration, [H |, an- 
gibt. So ist z. B. bei 18° 
in norm. Salzsäure [H*]=0,8 oder8 .10-1 
in !/,) norm. Salzsäure = 0,084 oder 8,4.102 
in norm. Essigsäure ; P4538 oO 
in norm. Kohlensäure .°. . „rap 
in reinem Wasser . 8,6 :108 
in norm. Ammoniak . 3 At Ome 
in norm. "Natronlauge : 9... . .- <2 QU dOaene 
Die Fruchtbarkeit dieser Definition zeigt sich 
nun darin, daß Lösungen der verschiedensten Zu- — 
sammensetzung, sobald sie nur nach dieser Defi- 
nition die gleiche Reaktion, also gleiche Wasser- 
stoffionenkonzentration haben, auch physiologisch 
gleichwertig sind. Zwei Lösungen mögen die ver- 
schiedenartigste Zusammensetzung haben, sie mö- 
gen auch die verschiedenartigste „Titrationsazidi- 
tät“ haben, sobald sie nur gleiche Wasserstoff- 
ionenkonzentration haben, sind sie in ihrer Wir- 
kung auf ein Ferment oder einen beliebigen biolo- 
gischen Vorgang gleichwertig. 
Diese Behauptung bedarf nur insofern einer 
kleinen Einschränkung, als für viele Prozesse auch 
andere Ionen von Bedeutung sind. Es gibt Sub- 
stanzen, die für viele 
licher Weise notwendig sind (z. B. Kalk für die 
Gerinnung des Blutes, Chlor für die diastatische 
Wirkung des Speichels) und wiederum Substan- 
zen, die in spezifischer Weise für gewisse Vor- 
gänge giftig sind (z. B. Blausäure, Alkaloide). Es 
würde den Rahmen dieses Aufsatzes übersteigen, die 
hierdurch geschaffene Komplikation zu erörtern, 
und es genügt darauf hinzuweisen, daß in den 
allermeisten Fällen die Wirkung der anderen 
Jonenarten in entsprechender Konzentration ver- 
schwindend klein gegenüber der der H-Ionen ist, 
und daß es vor allem keine andere Ionenart gibt, 
bei der so geringfügige Schwankungen in der 
Konzentration so große Effekte haben. Voraus- 
gesetzt, daß die spezifisch notwendigen Sub- 
stanzen zugegen sind und die spezifisch giftigen 
‚Substanzen fehlen, kann man in erster, und oft 
praktisch nahezu vollkommener Annäherung den 
Vorgänge in unentbehr- © 
