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folge der Deformation der Anionen der hetero- 
lare Charakter, und das führt zu der für 
möopolar gebaute Moleküle typischen und un- 
wer zu deutenden Fliichtigkeit. Daß der 
edepunkt vom Chlorid zum Jodid ansteigt, also 
in umgekehrter Reihenfolge wie bei heteropolar 
‚gebauten ‘Stoffen, erklärt sich ungezwungen da- 
eh, daß hier die van der Waalsschen Kräfte 
n von Debye erkannten Charakter der Defor- 
tion der auf der Peripherie des Moleküls 
genden Elektronenhiillen der Halogenatome 
itzen: die Deformierbarkeit steigt ja von 
: aes 
Löslichkeit und Komplexbildung. Eine 
, Brscheidende Förderung erfährt durch die Be- 
3 ücksichtigung der Deformation das Problem der 
Löslichkeit der Salze. Die Betrachtung der Lös- 
é ae der Alkalihalogenide hat vor einiger Zeit 
- zu dem bemerkenswerten Resultat geführt, dab 
‘sich die Ionen eines Salzes so verhalten, als ob 
sie um das hinzutretende Wasser konkurrieren 
= würden, und daß sie um so leiehter unter Bildung 

einer Lösung oder eines festen Hydrats 
(vgl. auch M. Lembert, 1923) auseinander- 
gehen, je größer der Unterschied in ihrer 
_ hydrophilen Wirkung. (Hydratationswärme) ist. 
= So ist das KJ schwerer löslich als Lid, weil J~ 
g in seiner hydrophilen Wirkung in höherem Grade 
- vom Lit als von K+ übertroffen wird. Wie 
übrigens der mit A. Holstamm kürzlich durch- 
geführte Vergleich der Dampfdrucke der Lösnn- 
das Wasser auch in den bereits fertigen Lösungen 
voll zur Geltung. Entsprechend der Abstufung 
: der Toskebkeiten vermindert LiJ den Dampidr uck 
- Eher. an zu kleiner eg Kelesontratide 
Weiterhin tritt genau wie bei der Löslichkeit. 
| auch bei der Dampfdruckdepression in der Reihe 
- der Alkalichloride ein Minimum beim K-Salz 
auf usw. Offenbar besteht der physikalische Sinn 
. eigenschaften aufweisende Wassermolekeln zu 
| riehten und anzulagern bestrebt sind, und dab 
die auf diese Weise zustande kommende Hydra- 
tation um so weitgehender und die dabei frei- 
werdende Hydratationswärme um so größer ist, 
je weniger das stärkere Ion in seiner Wirkung 
auf das Wasser durch seinen Partner gestört wird. 
Auf sehr schwerlösliche Salze findet jedoch 
das Konkurrenzprinzip — keine 
= wendung, denn in einer sehr verdünnten Lösung 
“kann von der Konkurrenz der Ionen um das 
Wasser keine Rede sein. Nun nimmt bei sehr 

; che negative Werte an und fällt, worauf Herz- 
feld neulich hingewiesen hat, im allgemeinen par- 
Er allel mit der Löslichkeit. So ist die Lösungs- 
_ wärme des leichtlöslichen Nad „ger AgF positiv, 
gen zeigt, kommt die Konkurrenz der Ionen um 
» der Konkurrenz darin, daß beide Ionen die Dipol- 
allgemeine An- 
chwerlöslichen. Salzen. die Lösungswärme erheb- 
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die des sehr schwer löslichen AgJ beträgt 
-— 26 keal. Die Lösungswärme eines Salzes ist 
aber allgemein als die Differenz zwischen der bei 
‚der Auflösung der gasförmigen Ionen freiwerden- 
den Hydratationswirme und der zur Ionisierung 
des Gitters aufzuwendenden Energie zu betrach- 
ten. Der große Unterschied zwischen NaJ und 
AgJ kommt somit in der Weise zustande, daß, 
während die Gitterenergie des AgJ infolge der 
starken Deformation des J durch Agt um 
32 keal größer ist als die des NaJ, die Hydra- 
tationswärme des Ag+ nur um wenige kcal die 
des Nat übertrifft. Daß die stärkere Fähigkeit 
des Agt, Elektronenhüllen zu deformieren, sich 
bei der Hydratationswärme, wenn überhaupt, so 
nur im geringen Maße bemerkbar macht, rührt 
daher, daß erstens die Elektronenhiille des 
Wassers, das ja als Dipol‘viel schwächer als ein 
Anion vom Kation angezogen wird, nicht nahe 
genug an dieses herankommt, und daß zweitens 
die Deformierbarkeit des Wassers relativ klein 
ist. Wir werden danach erwarten, daß mit stei- 
gender Deformation des Anions die Löslichkeit 
salzartiger Verbindungen abnimmt. 
Betrachten wir die Salze der oben bei der Be- 
sprechune der Gitterenergie angegebenen Anionen- 
reihe, so finden wir in der Tat, daß, während 
die Löslichkeit aller Na-Salze von derselben 
Größenordnung ist, die der Ag-Salze fast genau 
(kleine Umstellungen sind nur beim Cyanid 
wegen Komplexbildung und beim Oxyd wegen 
Hydroxydbildung nötig) in der angegebenen 
Reihenfolge abnimmt, und zwar von dem Wert 
14 Mol/Liter für AgF bis 10-18 Mol/Liter für 
AS. Wir verstehen jetzt, weshalb die meisten 
gefärbten Hydroxyde, Oxyde, Sulfide, Selenide: 
Nitride usw. der Schwermetalle schwer löslich 
sind und weshalb bei den Schwermetallsalzen die 
Löslichkeit fast allgemein von Chlorid zum Jodid 
fällt, worauf Abegg vor langer Zeit hingewiesen 
hat. 
Wird das Gebiet der leicht löslichen Salze 
durch das Konkurrenzprinzip, das der sehr schwer 
löslichen mit gewissen Ausnahmen durch die De- 
formation beherrscht, so überschneiden sich im 
Zwischengebiet beide Faktoren, und sie werden 
wohl nicht unwesentlich zur Entwirrung des 
großen, die Löslichkeit betreffenden Materials 
beitragen. 
Daß auch bei der Komplexbildung die Defor- 
mation eine sehr wichtige Rolle spielt, ergibt sich 
ja eindeutig aus der Tatsache, daß, wie die An- 
lagerung des Wassers oder Ammoniaks an das 
farb!ose Cu++ oder der CN-Ionen an die farb- 
losen Fett, Fet++ zeigt, die Komplexbildung 
mit bedeutenden Farbveränderungen verknüpft 
ist. Als weitere Stütze kann angeführt werden, 
daß einerseits die stark deformierenden Kationen 
der Schwermetalle typische Komplexbildner sind, 
andererseits besonders leicht solehe Anionen oder 
Neutralteile angelagert werden, die leicht defor- 
mierbar sind, also CN , NO g oder NH, In 
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