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Ionenwanderung. Osmotischer Druck 325
Salzmolekeln erwarten sollte. Bei sehr wenig konzentrierter NaCl-
Lósung z. B. ist der osmotische Druck doppelt so groD als der aus der
Molekelanzahl berechnete, weil ja jede Molekel in zwei Ionen Na & und
CI© zerfallen ist. Bei sehr stark verdünnter K,SO,-Lósung ist der osmo-
tische Druck dreimal so groß, weil hier ein Zerfall in K®@ + KO + SO,66
eintritt. Nach Arrhenius gibt es nur dann elektrolytische Leit-
fáhigkeit, wenn osmotischer Druck, daher auch Gefrierpunkts-
erniedrigung und Siedepunktserhóhung experimentell grôBer gefun-
den werden, als sich nach der Avogadroschen Regel und nach der
Theorie von van't H off ergibt.
Aber nicht nur Wasser hat ein derartiges Dissoziationsvermógen, auch eine Reihe von
anderen Flüssigkeiten, z. B. Alkohol oder verflüssigtes Ammoniak usw.
Die Dissoziationskraft ist sehr verschieden, je nach den: Lósungsmittel und dem ge-
lôsten Kôrper, und steigt mit der Dielektrizitátskonstante (vgl. $ 491) des Lósungsmittels.
Die Anzahl der ionisierten Molekeln ergibt sich entweder aus Beobachtung des osmotischen
Druckes oder besser aus der Leitfáhigkeit. Die dissoziierende Kraft des Wassers als Lô-
sungsmittel steht unter allen Flüssigkeiten weit obenan wegen der hohen Dielektrizitàts-
konstante (e — 81). Weniger dissoziierend wirksam sind z. B. Ameisensáure {z= 58),
Glyzerin (56), Methylalkohol (32), Athylalkohol (26), Essigsáure (10).
936. Durch Wasser gehen nur kleine Elektrizitátsmengen; immerhin
so viel, daß uns Wasser für elektrostatische Experimente ($ 481) als
Leiter erscheint. Im Vergleich jedoch mit Salzlósungen leitet reines
Wasser sehr wenig. Aber selbst die geringe Leitung verlangt die An-
wesenheit von Ionen; es sind immer einige wenige Wassermolekeln in
positive Wasserstoifionen H® und in negative Hydroxylionen
OHO dissoziiert.
537. Ionentheorie in Chemie und Physiologie. Starke Sauren und starke Basen disso-
zieren besonders stark (Ostwald). Die anorganische Chemie wässeriger Lösungen ist im
wesentlichen eine Chemie der darin enthaltenen Ionen. In der analytischen Chemie werden
dadurch viele Erscheinungen leichter verständlich.
Säuren färben Lackmustinktur rot, Basen blau. Nimmt man aber andere Farbstoffe
als Reagens, so kann eine nach der Lackmusprobe schwache Säure oft neutral reagieren.
Hier hat nun in neuerer Zeit die Einführung des Ionenbegriffes Klarheit geschaffen:
Wasser dissoziiert in OH© und H@®, die sich aber auch gelegentlich wieder
vereinigen, so daß dann ein Gleichgewichtszustand herrscht, wenn in gleicher Zeit
ebensoviel H,O-Molekeln dissoziieren, als Rückvereinigungen stattfinden. Man schreibt
dies: H,O Z? H CO + OH ©. In reinem Wasser sind nun (bei Zimmertemperatur 22° C)
pro Liter 10-7 mol Hydroxylionen und die àquivalente Menge Wasserstoffionen vorhanden.
Würde man diesem Wasser nun entweder einige H-Ionen (oder aber einige OH-Ionen)
zusetzen, so würde die Vereinigungsmöglichkeit oder Vereinigungsgeschwindigkeit, d. h. die
Rückbildung der OH-Ionen und der H-Ionen zu H,O-Molekeln gefördert. Diese Idee,
theoretisch ausgewertet, führt zu dem Satz, daß (für jede Temperatur) das Produktausder
HQ-Menge und OHQ-Menge konstant sein muB. (Massenwirkungsgesetz.)
Diese Tatsache bewirkt, daB wir die eine der Ionenarten auf Kosten der anderen ver-
mehren kónnen, wenn wir dem Wasser a) eine Base, b) eine Sáure zusetzen.
a) Lósen wir z. B. im Wasser etwas Atznatron, so bilden sich die Ionen Na
und OH©. — Die neuen Hydroxylionen kommen zu den schon vorhandenen
Hydroxylionen des Wassers hinzu, das Produkt der gesamten H@ -Konzentration und
