per 1. of molair en voorgesteld door [ ]. Nu is volgens de massawet de werking vaneen stof evenredig aan de actieve massa, d.i. het aantal grammoleculen of gramatomen per liter. De nieuwe theorie, dieSvanteArrhenius in 1887 publiceerde over de electrolytische dissociatie, de ionentheorie en de massawet, zijnde fundamenteele wetten, waarop al deze vraagstukken berusten. Indien water H-ionen afsplitst, geschiedt dit volgens de ver-

gelijking [H-] [OH'I =- kw [H.O] — de dissociatieconstante of het ionenproduct van water. Dit is de fundamenteele vergelijking, omdat daarin de massawet en de ionentheorie zijn uitgedrukt. En of men nu heeft een zuur, base, zout, een hydrolytisch gesplitst zout, een meerbasisch zuur, een mengsel vaneen zuur en een zout, een amphoteer electrolyt, steeds kan men een dergelijke vergelijking opschrijven, die wel eens wat ingewikkelder kan worden en den vorm vaneen vierkantsvergelijking aan kan nemen, maar m principe komt het op hetzelfde neer. Ik kom daarop straks terug, om mij eerst nog eens te bepalen tot de b.g.n. vergelijking. Daar [H2O] als constant kan worden beschouwd, kan men deze schrijven: [H'jrOH'l = kw kw = de dissociatieconstante of het ionenproduct van water. k kan men op verschillende wijzen bepalen: uit het geleidingsvermogen, uit de verzeepingssnelheid van esters, b.v. methylacetaat, uit de hydrolyse van zouten, volgens O s t w a 1 d en N er n s t door de methode der concentratieketens, enz., waarop hier niet verder kan worden ingegaan, kw =10“11144’14 bij 18 (Sörensen), dus ± 10~14. Afhankelijk is zij van de temperatuur. ... We moeten ons dus goed voorstellen, dat we tegelijkertijd H – en OH'-ionen naast elkaar kunnen hebben. In plaats van met 10“14 rekenen we voor het gemak met den waterstofexponent m = —log. [H-]. Bij het neutrale punt H-- als OH'-ionen aanwezig, dus is ph dan = 7. Dat beteekent dus, dat de [H*]-concentratie = 10 7 is, waarachter 1 steeds is te denken; gramatoom per 1., dus ——-- IO.üuU.ÜW atoom per 1. of 1 gram HMonen per 10 millioen liter water.

517