Part 4

Nun ist aber schon seit längerer Zeit bekannt, daß einige Sprengstoffe 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.

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?