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Aus der Leitfähigkeit eines Elektrolyten kann man den Gradseiner Dissoziation leicht berechnen. 1 )

Die starken Säuren und Basen sind sehr stark dissoziiert (Dis-soziationsgrad bei normaler Konzentration 70°/ 0 und höher), währenddie schwachen Säuren (Essigsäure, Kohlensäure. Schwefelwasserstoff-säure, Cyanwasserstoffsäure und Borsäure) sehr wenig dissoziiert sind.;daher sind sie schlechte Stromleiter.

Dissoziationsgrad einiger Elektrolyt«.

A. Säuren.

Säure Dissoziation s-

Y 10 normal grad.

HClHBrHJHNOHC10 3 j

hcio;

HCNS /Oxalsäure (Y 82 n.) 65°/ 0V 2 H 2 S0 4 1V, H 2 Se0 4 j ca - 62 /oV» H 3 P0 4 } ca. 50%

ca. 93%

Säure1 / 1 0 n o r m a 1H 3 PO sHJ0 4H,P0 4Weinsäure (Y 32 n.)

HFEssigsäureKohlensäureSchwefel wasserstoffsäureBlausäure unter

Borsäure

Dissoziations-

grad.

44%

29%

20%

20%

13%

1-3%0-174%0-075%0-05%0-013%

BaseYj 0 n o r m a 1KOHNaOH

NH 4 OH

B. Basen.

Dissoziation s-gr ad.

94%90%

1-3%

C.

Salze.

Salz Dissoziation s-

Yxo normal grad.

93%92%93%

KClNaCl

NHC1

Aus dieser Zusammenstellung erhellt, daß beispielsweise die mäßigkonzentrierte Schwefelsäure nur halb so stark ist wie die Chlorwasser-stoffsäure derselben Konzentration; Essigsäure sogar lOOmal schwä-cher wie die Halogenwasserstoffsäuren. Bei den Basen fällt derenorme Unterschied in der Stärke der Kali- resp. Natronlauge gegen-über dem Ammoniak auf. Die Ammoniumsalze dagegen sind eben-so stark dissoziiert, wie die Salze der fixen Alkalien. Elektrolyte,welche in wässeriger Lösung mehrwertige Ionen besitzen, unterliegenbeim Auflösen einer stufenweisen Dissoziation, so zerfällt dieSchwefelsäure in konzentrierter Lösung im Sinne der Gleichung:

J ) Kernst, Lehrbuch, Seite 46G.