mit besonderer Vorliebe in der ungeheuren Hitze des elektrischen
Funkens entstehen: so das +Azetylen+, wenn man eine Kohlenbogenlampe
in Wasserstoffgas brennen läßt; das +Ozon+, wenn elektrische Funken
durch Sauerstoffgas schlagen; die verschiedenen +Stickstoffoxyde+, wenn
dem Sauerstoff Stickstoff beigemischt wird usw. Zunächst glaubte man,
daß die Elektrizität hierbei nur die Wärmemenge liefere, welche alle
endothermischen Verbindungen bei ihrer Entstehung aus den Elementen
aufnehmen. Man glaubte, daß diese starke Aufschluckung der Wärme die
Sprengstoffe im Augenblick ihres Entstehens vor der Wirkung der Hitze
gewissermaßen schütze. Man glaubte somit, daß diese Sprengstoffe
der Einwirkung des elektrischen Funkens nur einen Augenblick lang,
nämlich für den Augenblick ihrer Entstehung, ausgesetzt sein dürften,
solange sie nämlich diese Wärme durch Aufschluckung unschädlich
machten. Man hielt es also für eine unerläßliche Bedingung des
Gelingens, daß die gebildeten Sprengstoffe der weiteren Einwirkung der
elektrischen Gluthitze durch sofortige Abkühlung entzogen würden. Man
war so unerschütterlich von dem Dogma der „Unbeständigkeit“ dieser
Sprengstoffe überzeugt, daß man es Jahrzehnte hindurch gar nicht
für nötig hielt, die Frage überhaupt nur aufzuwerfen, ob denn die
endothermischen Verbindungen bei ihrer hohen Entstehungstemperatur
nicht auch bestehen könnten. Als diese Frage einmal aufgeworfen wurde,
war sie auch gleich beantwortet: +die Sprengstoffe denken gar nicht
daran, in der Blauglut des elektrischen Lichtbogens zu zerfallen,
sondern sie sind gerade bei den höchsten Temperaturen unzerstörbar
feste Verbindungen+. Sie verlieren also in der höchsten Glut ihren
unbeständigen Charakter und fangen an, beständig zu werden, wenn die
„beständigen“ exothermischen Verbindungen anfangen zu zerfallen.
Dieses sonderbare Gesetz gilt nicht bloß für chemisch einheitliche
Verbindungen, sondern es gilt auch für explosive +Gemische+ von
Elementen: das bekannte +Knallgas+, die höchst explosive Mischung von
zwei Raumteilen Wasserstoffgas mit einem Raumteil Sauerstoffgas, ist
oberhalb von 1800 ° nicht mehr explosionsfähig. Deshalb erzählt der
berühmte nordische Chemiker +Svante Arrhenius+ in seinem Buche über
die Chemie der Himmelskörper, daß es in der glühenden Sonne nur zwei
Arten von Stoffen gibt: chemische +Elemente+ und +endo+thermische
Verbindungen. Die gewöhnlichen, bei uns so beständigen exothermischen
Verbindungen zerfallen bei dieser Glut sämtlich in ihre Elemente.
Wärme kann also bei zwei Arten von chemischen Vorgängen auftreten:
entweder bei der +Entstehung+ exothermischer Verbindungen, oder beim
+Zerfall+ endothermischer Verbindungen. Die erste Art haben wir bereits
als einen Widerstand gegen die bevorstehende Veränderung erkannt. Nach
diesen Ausführungen wird es uns nicht schwer fallen, auch die zweite
Art der Wärmebildung als einen solchen Widerstand zu erkennen. Denn
die zerfallenden Sprengstoffe, welche Wärme abgeben, nähern sich doch
gerade dadurch demjenigen Zustand, in welchem sie nicht mehr zerfallen
können: dem Zustand höchster Erhitzung. Aber wie in jenem, so wird auch
in diesem Falle der Widerstand durch die Ableitung der Wärme in die
Umgebung teilweise wirkungslos gemacht.
Die Sprengstoffe haben, soweit ihr Verhältnis zur Wärme in Betracht
kommt, auf physikalischem Gebiet ein Gleichnis: dies sind die
unterkühlten Schmelzen. Wenn nämlich ein schmelzender Körper erstarrt,
so gibt er dabei beträchtliche Mengen Wärme ab. Er kann überhaupt nur
unter der Bedingung erstarren, daß ihn diese Wärme verläßt. Wir sind
aber an diesen Vorgang so gewöhnt, daß wir meistens ihm nicht viel
Beachtung schenken, sondern wir begnügen uns mit der Feststellung: „Die
Schmelze erstarrt, weil sie kalt wird“. Nun gibt es aber Schmelzen,
welche kalt werden können, ohne zu erstarren. Schmilzt man z. B. das
in der Photographie verwendete Fixiernatron, oder auch essigsaures
Natron, das man mit wenig Wasser durchfeuchtet hat, so kann man die
Schmelzflüssigkeit in einer Flasche kalt werden lassen, ohne daß sie
erstarrt. Es läßt sich aber leicht nachweisen, daß sich die erkaltete
Flüssigkeit in einem gleichsam erzwungenen, unnatürlichen Zustand
befindet: denn wenn man in sie ein einziges Kriställchen des festen
Salzes hineinwirft, so fängt sie augenblicklich an, zu erstarren. Aber
dabei entwickelt sich nun die ganze Wärmemenge, welche den flüssigen
Zustand der Körper vom festen unterscheidet, und das Gefäß wird so
warm, daß nur ein Teil seines Inhalts erstarren kann. Der Rest bleibt
infolge der freigewordenen Erstarrungswärme flüssig. -- Aus diesen
Vorgängen müssen wir schließen, daß die unter ihren Erstarrungspunkt
abgekühlten Schmelzen, welche dabei nicht erstarrt sind, sich in
thermischer Beziehung in einem ganz ähnlichen Zustand befinden wie
die Sprengstoffe; beide enthalten überflüssige Wärme in verborgenem
(latentem) Zustand. Beide geben diese Wärme bei entsprechender Reizung
ab und nähern sich infolge der auftretenden Erwärmung wieder dem
Zustand ihrer wahren Beständigkeit. Die endothermischen Verbindungen
sind also auf chemischem Gebiet das, was die unterkühlten Schmelzen auf
physikalischem sind.
Bis jetzt wurde nur von solchen chemischen Vorgängen gesprochen,
welche zwischen zwei Elementen stattfinden. Sie bestehen entweder in
einer Vereinigung oder in einem Zerfall. Weitaus die Mehrzahl aller
chemischen Vorgänge sind jedoch anderer Art: an ihnen beteiligen
sich nicht bloß chemische Elemente, sondern auch Verbindungen, und
zwar immer in der Art, daß Vereinigung und Zerfall gleichzeitig
nebeneinander einherschreiten. Solch einen Vorgang haben wir schon
kennen gelernt, als wir Bleiasche mit Holzkohle im Tiegel glühten.
Da +zerfiel+ die Bleiasche in metallisches Blei und Sauerstoff;
gleichzeitig +vereinigte+ sich dieser Sauerstoff mit der Kohle zu
Kohlensäuregas. Es hat also ein Austausch stattgefunden: das Blei
hat die Bleiasche verlassen, die Kohle ist an seine Stelle getreten.
Solche Austauschprozesse können entweder +einseitig+ sein, wie der
eben genannte, oder auch +wechselseitig+, wenn es sich nämlich um
zwei Verbindungen handelt, welche je einen Bestandteil gegeneinander
austauschen und dadurch in zwei neue Verbindungen übergehen. Es findet
dann also ein doppelter Zerfall und ein doppelter Wiederaufbau von
chemischen Verbindungen statt. Diese Vorgänge sind stets von sehr
interessanten Wärmebewegungen begleitet, welche wir jetzt näher
betrachten wollen.
[Illustration: Abb. 9. Wie man im Zimmer dünnflüssiges Eisen darstellen
kann, welches so heiß ist, daß es durch eine schmiedeeiserne Platte
hindurchschmilzt.]
Schon die +einseitigen+ Austauschprozesse verlaufen am liebsten
in einer solchen Richtung, daß dabei Wärme entwickelt wird. Ein
überraschend schönes Beispiel dieser Art ist seit einiger Zeit unter
dem Namen des +Goldschmidtschen Eisenschmelzverfahrens+ bekannt
geworden. Wir haben schon früher gesehen, daß man das Eisen aus seinen
in der Natur vorkommenden Erzen mit Kohle im Hochofen ausschmilzt.
Die hierfür in Betracht kommenden Erze sind Verbindungen des Eisens
mit Sauerstoff und geben in der Glühhitze ihren Sauerstoff an die
Kohle ab. Es ist also ein einseitiger Austauschprozeß, der erst in der
Glühhitze vor sich geht. Nimmt man aber Aluminiummetall statt Kohle,
so braucht man das Gemisch nicht in einen Hochofen zu füllen, sondern
man kann die Reaktion im offenen Tontiegel erfolgen lassen. Es ist
nur nötig, das innige Gemisch von Eisenerzpulver und Aluminiumgrieß
an einer kleinen Stelle heftig zu erhitzen, indem man z. B. in den
gefüllten Tiegel ein Stück Magnesiumdraht steckt und ihn anzündet.
Sobald das brennende Magnesium mit dem Gemisch in Berührung kommt,
entzündet sich dieses und brennt mit ungeheurer Glutentwicklung langsam
nieder, ohne daß man von außen zu erhitzen braucht. Die freiwerdende
Wärme ist so groß, daß nicht bloß das sich bildende Eisen, sondern
auch das entstehende Aluminiumoxyd weißglühend und so dünnflüssig wie
Wasser werden. Das geschmolzene Eisen ist sogar dermaßen überhitzt,
daß man damit eine schmiedeeiserne Platte durchschmelzen kann, wenn
man es durch ein Loch im Tiegelboden auf diese Platte fließen läßt.
(Abb. 9.) Das geschmolzene Aluminiumoxyd, die Verbindung des Aluminiums
mit dem Sauerstoff des Eisenoxyds, erstarrt dabei zu einer ungeheuer
harten Masse, welche in allen Eigenschaften mit dem natürlichen
Mineral +Korund+ übereinstimmt. Seine Härte übertrifft die des besten
Stahls und wird selbst nur von der des Diamanten überragt. Man kann
mit den zerschlagenen Stücken dieser Masse auf Glas schreiben und
man kann Glasplatten damit fast ebenso gut zerschneiden, wie mit
einem Diamanten. Der Erfinder Goldschmidt hat sich dieses Verfahren
patentieren lassen zum Zusammenschweißen von großen Eisenstücken,
z. B. von Schienenstößen. Denn das flüssige Eisen im Tiegel ist so
entsetzlich heiß, daß man es nur in den Zwischenraum zwischen den
beiden Schienenköpfen fließen zu lassen braucht, um diese dauerhaft
miteinander zu verschmelzen. Man kann die außerordentliche Weißglut des
Tiegelinhalts nur durch dunkelgefärbte Brillengläser ohne Gefahr für
die Augen betrachten.
Was ist nun der Grund, daß man mit Kohle das Eisen aus dem Erz nur
unter großer Wärmezufuhr ausschmelzen kann, während die Ausschmelzung
durch Aluminium von selbst unter heftiger Wärmeabgabe erfolgt? --
Diesen Grund erkennen wir leicht in den Wärmewanderungen, welche bei
unserem Versuch erfolgen. Wir müssen uns nur darüber klar werden, daß
unsere Austauschreaktion eigentlich aus +zwei+ verschiedenen chemischen
Vorgängen besteht, nämlich:
I. Eisenerz = Eisen + Sauerstoff,
II. Sauerstoff + Aluminium = Aluminiumoxyd.
Der erste Vorgang, die Zerspaltung des Eisenerzes in seine beiden
Bestandteile, erfordert eine große Wärme+zufuhr+, da das Eisenoxyd eine
stark exothermische Verbindung ist. Der zweite Vorgang, die Bildung
des Aluminiumoxyds, +liefert+ eine noch viel größere Wärmemenge, als
für den ersten Vorgang verbraucht wird. Infolgedessen schließt die
Bilanz zwischen beiden Reaktionen mit einem starken Überschuß an
freigewordener Wärme ab. Nimmt man statt des Aluminiums Kohle an, so
liegt die Sache weniger günstig, und es ist dann notwendig, dem Gemisch
noch Wärme zuzuführen. Man könnte sich nun fragen, warum das Gemisch
aus Eisenoxyd und Aluminiumpulver so schwierig zu entzünden ist, da
es doch einen so gewaltigen Wärmeüberschuß in sich trägt. Denn es ist
eine ganz auffallende Tatsache, daß diese Mischung wenigstens an einer,
wenn auch noch so kleinen, Stelle bis auf Weißglut erhitzt werden muß,
um in Reaktion zu treten. Deshalb haben wir die Entzündung mit einem
brennenden Magnesiumdraht vorgenommen, welcher eine außerordentlich
hohe Temperatur erzeugt. Denn ein Zündholz oder eine glühende Kohle
würde ganz wirkungslos bleiben; ja, man könnte sogar den ganzen Tiegel
ohne Gefahr auf Rotglut erhitzen. Dies erklärt sich daraus, daß die
Aluminiumteilchen mit einer sehr dünnen, aber sehr schwer schmelzbaren
Haut von Aluminiumoxyd umhüllt sind, welche sie vor der Einwirkung des
Eisenerzes schützt, wenn nicht diese Hülle zuvor durch große Hitze
geschmolzen wird. Ist dies aber an einer noch so kleinen Stelle einmal
geschehen, so schreitet der Prozeß infolge der von ihm selbst erzeugten
Hitze selbsttätig vorwärts. +Die ganze Masse+ dürfte man auf keinen
Fall von außen her bis zur Weißglut erhitzen: sonst würde ohne Zweifel
eine heftige Explosion erfolgen, weil der große Wärmeüberschuß an allen
Stellen zugleich frei würde. --
Dieses Beispiel hat uns die thermischen Vorgänge bei einem
+einseitigen+ Austauschprozeß erläutert. Wie die Verhältnisse bei
+zweiseitigen+ Austauschvorgängen liegen, werden wir in einem späteren
Abschnitt kennenlernen.
6. Säuren, Basen und Salze.
(Ein Gespräch zwischen einem Laien und einem Chemieprofessor im
Laboratorium.)
+Der Laie+: Was ist eine +Säure+? Ist mit diesem Wort ein chemischer
Begriff verbunden, oder versteht man darunter schlechthin alles, was
sauer schmeckt?
+Der Professor+: Die Säure ist ein chemischer Begriff, und zwar, genau
betrachtet, ein recht verwickelter. Aber ich hoffe, daß ich Ihnen doch
eine Vorstellung davon geben kann. Sie wissen doch, was ein +Oxyd+ ist?
+Der Laie+: Ich denke, die Verbindung eines Elements mit Sauerstoff.
+Der Professor+: Ja. Und ferner ist Ihnen wohl bekannt, daß man
die Elemente nach ihren Eigenschaften oft in +Metalle+ und in
+Nichtmetalle+ unterscheidet?
+Der Laie+: Die Unterscheidung ist mir wohl bekannt, aber ich muß
gestehen, daß ich sie nicht gerade als scharf empfinde. Welche
Eigenschaften sollen für diese Unterscheidung maßgebend sein? Ich
denke, für die Metalle wird man wohl ihren Glanz, ihre Schwere, ihr
Leitungsvermögen für Wärme und Elektrizität als maßgebend betrachten.
Aber gibt es nicht auch leichte Metalle einerseits und glänzende und
schwere Nichtmetalle andrerseits?
+Der Professor+: Allerdings, z. B. die Metalle +Natrium+ und +Kalium+
und das nichtmetallische Element +Jod+. Der Unterschied zwischen
Metallen und Nichtmetallen ist in der Tat nicht scharf, und man kann
bei manchem Element im Zweifel sein, wohin man es rechnen soll. Aber
im großen und ganzen ist es doch eine berechtigte Unterscheidung, wenn
man sich nur nicht auf eine einzige Eigenschaft bei der Beurteilung
stützt, sondern vielmehr ihre Gesamtheit in Betracht zieht. Auch muß
man die Eigenschaften richtig bewerten: für die Metalle ist namentlich
ihre +Undurchsichtigkeit+ und ihr Leitungsvermögen für Elektrizität
kennzeichnend.
+Der Laie+: Die Undurchsichtigkeit soll eine metallische Eigenschaft
sein? Aber Schwefel, Kohle, Porzellan sind doch gewiß keine Metalle
trotz ihrer Undurchsichtigkeit?
+Der Professor+: Jeder nichtmetallische Stoff läßt sich durch gewisse
Kunstgriffe, wie Umschmelzen oder Umkristallisieren aus Lösungen, in
eine durchsichtige Form verwandeln; ganz leicht gelingt dies bei den
Nichtmetallen Schwefel, Phosphor, Kohle, Bor, Silizium! Denken Sie
nur an den Diamanten, der die durchsichtige Form der Kohle ist. Auch
das Porzellan besteht aus an und für sich durchsichtigen, freilich
sehr kleinen Kristallen, die nur infolge ihres ungleichwertigen
Lichtbrechungsvermögens ein weißes Gemisch geben. Ein durchsichtiges
Metall gibt es dagegen nicht; zwar sind auch die Metalle in sehr
dünnen Lagen etwas durchscheinend, aber niemals, auch in den dünnsten
Schichten nicht, klar durchsichtig.
+Der Laie+: Also, den Unterschied zwischen Metallen und Nichtmetallen
zugegeben, wie kommen wir zum Begriff der Säure?
+Der Professor+: Sehr einfach: Sie brauchen nur das Oxyd eines
nichtmetallischen Elements in Wasser zu lösen.
+Der Laie+: Demnach wäre Schwefelsäure eine Verbindung von Schwefeloxyd
mit Wasser?
+Der Professor+: Ja.
+Der Laie+: Und Phosphorsäure eine Verbindung von Phosphoroxyd mit
Wasser?
+Der Professor+: Ja, und ebenso erhalten Sie Kohlensäure aus Wasser
und einem Oxyd des Kohlenstoffs, Borsäure aus Boroxyd und Wasser,
Salpetersäure aus Stickstoffoxyd und Wasser, Chlorsäure aus Chloroxyd
und Wasser usw.
+Der Laie+: Und was entsteht, wenn man ein Metalloxyd in Wasser auflöst?
+Der Professor+: Da kommt es zunächst darauf an, ob sich das Oxyd
in Wasser löst, was in verhältnismäßig wenigen Fällen erfolgt. Dann
kommt es darauf an, ob das Metalloxyd viel oder wenig Sauerstoff
enthält. Enthält es wenig, so gibt es mit Wasser eine +Lauge+ oder
+Base+. Enthält es viel, so hat seine Verbindung mit Wasser häufig die
Eigenschaften einer Säure.
+Der Laie+: Da ist es wohl möglich, daß die sauerstoffarmen Oxyde eines
Metalls basische Eigenschaften haben, während die sauerstoffreichen mit
Wasser Säuren geben?
+Der Professor+: Dies könnte man sogar fast als die Regel bezeichnen.
Jedenfalls gilt es für Chrom, Mangan, Eisen und viele andere
Metalle. Ihre „niederen“, d. h. sauerstoffarmen Oxyde sind in Wasser
unlöslich, haben aber trotzdem basische Eigenschaften; die höheren,
sauerstoffreichen Oxyde sind in Wasser löslich und bilden damit echte
Säuren.
+Der Laie+: Wie erkennt man eine Säure? Wodurch unterscheidet sie sich
praktisch von einer Base?
+Der Professor+: Zunächst ist es auffallend, daß die wässerigen
Lösungen der Säuren fast alle einen sauren Geschmack haben, obgleich
sie oft ungeheuer verschieden zusammengesetzt sind. Auch einige andere
Eigenschaften sind den meisten Säuren gemeinsam: sie färben blauen
Lakmusfarbstoff rot, sie lösen Metalle und Metalloxyde auf, sie
entwickeln mit Metallen, die sie lösen, Wasserstoffgas. Viele von ihnen
wirken auch wasserentziehend auf wasserhaltige Stoffe. Es läßt sich
nun nicht leugnen, daß manche von diesen Eigenschaften auch den Basen
zukommen: auch sie lösen manche Metalle unter Wasserstoffentwicklung,
auch sie wirken ätzend und wasserentziehend auf viele Stoffe. Aber
gegen Lakmus und andere Farbstoffe verhalten sich die Basen stets
umgekehrt und entgegengesetzt wie die Säuren: sie färben Lakmus, das
von Säure gerötet ist, wieder blau, Methylorange, das durch Säuren
gerötet ist, wieder gelb. Der Geschmack der Basen ist ebenfalls ganz
anders als der der Säuren.
+Der Laie+: Wie verhalten sich nun diese beiden gegnerischen Stoffe
zu einander? Was tritt ein, wenn man eine Säure und eine Base
zusammenbringt?
+Der Professor+: Sie vereinigen sich miteinander, oft unter sehr
heftiger Reaktion, zu einem +Salz+. Dabei wird stets das Wasser,
welches in der Säure und in der Base chemisch gebunden ist, wieder
abgestoßen.
+Der Laie+: Also bestehen die Salze aus Verbindungen von Metalloxyden
mit Nichtmetalloxyden?
+Der Professor+: Ja, und man kann sie dementsprechend ebenso gut aus
diesen durch Zusammenschmelzen darstellen. So können Sie z. B. das
Kupfersalz der Phosphorsäure, welches man phosphorsaures Kupfer oder
Kupferphosphat nennt, entweder so herstellen, daß Sie die Kupferbase in
Phosphorsäure auflösen, oder durch Zusammenschmelzen von Kupferoxyd mit
Phosphoroxyd.
+Der Laie+: Warum heißt man diese Stoffe +Salze+? Hat dieser Name etwas
mit dem Kochsalz zu tun, womit wir die Speisen salzen?
+Der Professor+: Ja. Das Kochsalz entsteht beim Zusammenbringen von
Natronlauge und Salzsäure. Es ist sozusagen ein Normaltypus des
Begriffes „Salz“, denn es vereinigt alle kennzeichnenden Eigenschaften
der Salze in sich. Es löst sich in Wasser und kristallisiert aus
dieser Lösung beim Verdunsten des Lösungsmittels aus; es erhöht den
Siedepunkt, den osmotischen Druck und die elektrische Leitfähigkeit
des Lösungsmittels und erniedrigt seinen Gefrierpunkt. Es rötet weder
blauen, noch bläut es geröteten Lakmusfarbstoff. Es tauscht gegen
stärkere Säuren seine Säure, gegen stärkere Basen seine Base aus.
+Der Laie+: Sind denn diese Eigenschaften wirklich kennzeichnend für
die Salze? Gibt es nicht auch unlösliche Salze?
+Der Professor+: Allerdings, sogar recht viele. Aber selbst die
„unlöslichsten“ unter ihnen, wie das schwefelsaure Barium, sind eben
doch nicht ganz unlöslich; sie sind in Wasser nur so wenig löslich,
daß wir es nur schwierig bemerken. Aber in der Natur sind selbst diese
schwerlöslichen Stoffe aus wässerigen Lösungen im Lauf langer Zeiten
in prächtigen, großen Kristallen abgeschieden worden. Wir können daher
auch die sogenannten unlöslichen Salze nur als schwerlöslich betrachten
und müssen für sie dieselben Gesetze als gültig annehmen, welche für
die löslichen Salze gelten.
+Der Laie+: Sie sagten vorhin, das Kochsalz röte weder den blauen,
nach bläue es den geröteten Lakmusfarbstoff. Ist dies auch für alle
Salze kennzeichnend? Ich dächte, ein Salz, das aus einer sehr starken
Säure und einer sehr schwachen Base besteht, müßte auch noch saure
Eigenschaften besitzen.
+Der Professor+: Dies ist auch tatsächlich der Fall. Das Kupfersulfat
und überhaupt viel Schwermetallsalze der Schwefelsäure, Salzsäure und
Salpetersäure reagieren noch deutlich sauer, weil diese drei Säuren
viel stärker sind als die Schwermetallbasen. Dagegen reagieren z.
B. das phosphorsaure und das borsaure Natrium wie Basen, weil die
Natronlauge als Base in diesen Salzen viel stärker ist als die Säuren,
an die sie gebunden ist.
+Der Laie+: Solche Salze nennt man dann wohl „+saure Salze+“, bzw.
„+basische Salze+“?
+Der Professor+: O nein! Diese Namen bedeuten etwas ganz anderes,
nämlich chemische Verbindungen von Salzen mit einem Überschuß ihrer
eigenen Säuren bzw. Basen. So kann sich z. B. 1 Molekül Kaliumsulfat
mit 1 Molekül Schwefelsäure zu „+saurem Kaliumsulfat+“ verbinden;
ebenso 1 Molekül Kohlensäure mit 1 Molekül kohlensaurem Natrium zu
„+saurem kohlensaurem Natrium+“ (Natriumbikarbonat). Viele dieser
sauren Salze reagieren gegen Lakmus durchaus nicht sauer, sondern
alkalisch, weil ihre Säure viel schwächer als ihre Base ist. Dies
gilt z. B. vom Natriumbikarbonat, vom Borax, der sogar einen großen
Überschuß an Borsäure enthält, vom sauren Natriumphosphat und vielen
anderen Salzen.
+Der Laie+: Sie erwähnten vorhin, daß man den Säurebestandteil eines
Salzes durch eine stärkere Säure austreiben könne. Ich denke mir, daß
dies eine vorteilhafte Darstellungsweise für alle schwächeren Säuren
sein müßte.
+Der Professor+: Sie haben recht. Die Methode ist für den Chemiker
geradezu unersetzlich, weil er durch die +Kristallisation+ unreine
Säuren auf dem Umweg über ihre Salze leicht und vollständig reinigen
kann. Die Säuren haben nämlich häufig nur eine geringe Neigung zu
kristallisieren, oder sie tun es, wie z. B. Essigsäure, nur in ganz
reinem Zustand. Ihre Salze kristallisieren dagegen meistens leicht und
hinterlassen dabei alle Unreinigkeiten in der „Mutterlauge“, d. i.
in dem nicht kristallisierenden Rest der Lösung. Will man also z. B.
aus dem stinkenden, braungefärbten, rohen Holzessig reine Essigsäure
darstellen, so verfährt man etwa folgendermaßen: man schüttet in den
Holzessig Natronlauge oder kohlensaures Natrium und erhält so eine ganz
unreine Lösung von essigsaurem Natrium. Diese läßt man in der Wärme
solange eindunsten, bis beim Abkühlen der größte Teil des essigsauren
Natriums sich in Kristallen abscheidet. Dieses beständige Salz kann
man nun beträchtlich erhitzen, so daß die meisten Verunreinigungen
herausdestillieren, ohne daß es selbst Schaden leidet. Dann löst man es
nochmals in Wasser auf und „kristallisiert es um“, d. h., man scheidet
aus dieser Lösung abermals durch Eindampfen die Hauptmasse des Salzes
in Kristallen ab. Diese sind nun fast als ganz rein zu betrachten.
Erhitzt man sie mit Schwefelsäure, so verdrängt diese durch ihre große
Stärke die Essigsäure, und es hinterbleibt schwefelsaures Natrium,
während die Essigsäure herausdestilliert. So kann man viele Säuren
chemisch rein darstellen.
+Der Laie+: Ist denn die Essigsäure eine Verbindung eines
Nichtmetall-Oxydes mit Wasser?
+Der Professor+: Nein. Sie hat eine viel kompliziertere
Zusammensetzung. Sie werden sich erinnern, daß ich Ihnen ausdrücklich
sagte, ich vermöchte Ihnen nur einen Begriff von dem zu geben, was
Säuren und Basen sind. Dieser Begriff ist aber nicht erschöpfend; es
gibt noch viele Säuren und auch viele Basen, die weder ein Metalloxyd
noch ein Nichtmetalloxyd enthalten. Um auch diese zu verstehen, müßten
wir uns zuerst mit der +Ionen-Theorie+ vertraut machen. Dies wollen wir
aber, wegen der erforderlichen bedeutenden Vorkenntnisse, lieber auf
später vertagen.
+Der Laie+: Können zwei verschiedene Salze ebenfalls aufeinander
einwirken?