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H 2 S0 4 ^>H + HS0 4

+in H- und HSO.-Ionen, welch letztere bei zunehmender Verdünnung

+. —-

der Lösung allmählich in H- und S0 4 -Ionen zerfallen, so daß instark verdünnten Losungen neben wenig undissoziierten H 2 S0 4 -Mo-

"l - — —

lokein nur noch H- und SO i -Ionen vorkommen.

Bei mehrbasischen schwachen Säuren (Kohlensäure, Schwefel-wasserstoffsäure etc.) wird bei noch so weitgehender Verdünnung diezweite Stufe der Dissoziation kaum erreicht; so zerfällt die Kohlen-säure hauptsächlich nach dem Vorgang:

H 2 CO s ^±H+HCÖ 3

Der Zerfall der zweiten Stufe

HOOb^H + CÖ,

ist verschwindend klein.

Ebenso verhält sich die Schwefelwasserstoffsäure; sie zerfälltgrößtenteils nach der Gleichung:

H 2 S^>;H-fSH

und nur in verschwindend kleiner Menge nach der zweiten Stufe

SH ^t H +V~

Ganz anders verhalten sich die Neutralsalze der schwachenSäuren. Diese zerfallen fast ganz in positive Metall- und negative,zweiwertige Säureionen:

Na 2 CO s ^> Na -f Na -f C0 3+ +Na 2 S^>Na-f-Na-f- S

Die Folge hievon ist, daß die freien schwachen Säurenin wässeriger Lösung in mancher Hinsicht anders reagieren, wie ihreSalze. (Vorgleiche Kohlensäure und Schwefelwasserstoffsäure.)

Beeinflussung der Ionisation von Elektrolyten durchKonzentrationsänderungen.

Befindet sich in v Litern 1 Grammolekel eines schwachenElektrolytes (z. B. Ammoniak) gelöst, so wird dieses teilweise nacbder Gleichung:

. +NH 4 OH ^t NH 4 -f OH

m Ammonium- und Hydroxylionen zerfallen. Nehmen wir nun an,