Notes: Zusammenfassung der Ergebnisse 1. Schon die im Wasser gelöste Kohlensäure vermag auf das Thiosulfat nach der Gleichung S2O3′ + g. - HSO3′ + S einzuwirken, so dass mit kohlensäurehaltigem Wasser bereitete Thiosulfatlösungen stets Opalescenz von ausgeschiedenem Schwefel zeigen. Die gleichzeitige Anwesenheit von Sauerstoff ist für das Auftreten der Schwefelabscheidung nicht notwendig. Das spurenweise Auftreten von Schwefelwasserstoff in frisch bereiteten Lösungen steht gleichfalls mit der durch die gelöste Kohlensäure erhöhten Wasserstoff-lonenkonzentration in Zusammenhang. Für die Veränderlichkeit des Titers spielt jedoch diese rein chemische Wirkung der Kohlensäure infolge der geringen dabei umgesetzten Stoffmengen fast keine Rolle. 2. Ein geringer Einfluss des Sonnenlichtes auf die Haltbarkeit der Thiosulfatlösungen ist bei intensiver Einwirkung unverkennbar. Besonders deutlich wird die photochemische Zersetzung bei Verwendung von Quarzgläsern und ultraviolettem Licht, wobei ein Zerfall nach der GleichungNa2S2O3 = Na2SO3 + S erfolgt. Für Thiosulfatlösungen zu maßanalytischen Zwecken kommt diese photochemische Reaktion nicht in Betracht, da man ja zur Aufbewahrung dieser Lösungen stets Gläser verwendet, welche die chemisch wirksamen Strahlen absorbieren. 3. Die einzig wesentliche Ursache für die Titerunbeständigkeit der Thiosulfatlösungen ist in der Zersetzung gelegen, die sie durch den Lebensprozess von Mikroorganismen — den sogenannten Thiosulfat bakterien — erfahren. Eingehende Untersuchungen haben ergeben, dass die ≫Bakterienflora≪, welche durch ihre Vegetation die Zersetzung der Thiosulfatlösungen herbeiführt, von mindestens drei verschiedenen Bakterienarten gebildet wird. Davon dürfte die eine das Thiosulfat nach der Gleichung I $$2 Na_2 S_2 O_3 + H_2 O + O = Na_2 S_4 O_6 + 2 NaOH . . . . .$$ eine zweite etwa nach dem Schema II $$\left. \begin{gathered} Na_2 S_2 O_3 = Na_2 SO_3 + S \hfill \\ Na_2 SO_3 + O = Na_2 SO_4 \hfill \\ \end{gathered} \right\}. . . . . . . . . .$$ zersetzen. Eine dritte Spezies vermag auch noch den nach Gleichung 11 abgeschiedenen Schwefel etwa nach der Formel III $$S + O_3 + H_2 O = H_2 SO_4 . . . . . . . . . .$$ unter Säurebildung weiter zu oxydieren. — Nur in seltenen Fällen (bei gleichzeitiger Anwesenheit von organischer Substanz) kann auch noch eine weitere bakterielle Zersetzung eintreten, durch die das gebildete Sulfat zu Sulfid reduziert wird. 4. Was die Frage der Erhöhung des Wirkungswertes von Thiosulfatlösungen anbelangt, so konnte dieselbe bei den eigenen Versuchen nur sehr selten und in geringfügigem Ausmabe beobachtet werden, so dass genauere experimentelle Untersuchungen nach dieser Richtung hin nicht angestellt werden konnten. Den verschiedenen Annahmen, die zur Erklärung dieser minimalen Titersteigerungen herangezogen wurden, kann als neue hinzugefügt werden, dass Polythionate, die als Verunreinigungen von Thiosulfat auftreten können, bei ihrer allmählichen Zersetzung auch Thiosulfat bilden könnten. 5. Was die katalytische Beschleunigung der Thiosulfatzersetzung durch Kupfer anlangt, konnte festgestellt werden, dass nur in solchen Lösungen, in denen auch die Bedingungen für die Entwicklung von Bakterien gegeben sind, eine deutliche Beschleunigung zu bemerken ist. 6. Auch die vielfach angegebene Tatsache, dass eine gewisse Alkalinität die Haltbarkeit der Thiosulfatlösungen günstig beeinflusst, erweist sich nur als eine indirekte Wirkung.Es bestehen offenbar bei den Wasserstoff-Ionenkonzentrationen — entsprechend pH = 9 bis 10 —die ungünstigsten Lebensbedingungen für die Thiosulfatbakterien ; denn eine Verschiebung dieser Wasserstoff-Ionenkonzentration; sei es nach der sauren, sei es nach der alkalischen Seite hin, bedingt sofort eine stärkere Veränderlichkeit der Thiosulfatlösungen. Hingegen ist bei Lösungen, die sich im sterilen Zustande befinden, ein solcher Einfluss der Wasserstoff-Ionenkonzentration nicht zu bemerken. 7. Eine praktisch vollkommene Titerbeständigkeit, wie sie etwa durch die Sterilisation erzielbar ist, lässt sich nach den bisherigen Erfahrungen nur durch einen Zusatz von 1 Volumprozent Amylalkohol zur Thiosulfatlösung erreichen. Wien, im Dezember 1927.

Notes: Zusammenfassung Bei der Nachprüfung der von P. M. Dean and Mitarbeitern ausgeführten Titration von Sulfat and Chlorid ergab sich, dass die Methode nicht allgemein anwendbar ist, da der Wirkungswert der Titerlosung von den jeweils vorhandenen Kationen beeinflusst wird. Aus den eigenen Versuchen geht hervor, dass sich folgende Titrationen auf thermometrischem Wege ausführen lassen: 1. Die Bestimmung von Calcium and Strontium durch Titration mit Ammonoxalat. 2. Die Titration von Mercuro- Bowie Mercurisalz mit Ammonoxalat unter Zugrundelegung eines empirischen Faktors der Titerlösung; ebenso lässt sich in einer Losung, welche Mercuro- and Mercuri-Ion gleichzeitig enthalt, der Gehalt beider durch das Auftreten von zwei Knickpunkten feststellen. 3. Die Titration Yon Blei mit Oxalsaure, wobei der Titer der Losung mit einer Losung von bekanntem Bleigehalt zu stellen ist. 4. Arsenige Saure kaun unter Einhaltung einer bestimmten Saurekonzentration und unter Zugrundelegung eines empirischen Wirkungswertes der zur Titration zu verwendenden Kaliumbromatlösung sehr genau bestimmt werden. 5. Das in der Kälte wirksame Chlor einer Hypochloritlösung kann man mit arseniger Saure, deren Titer jodometrisch eingestellt ist, ermitteln. 6. Die Titration von Oxalsäure, Wasserstoffsuperoxyd, Ferrosulfat sowie Ferrocyankalium mit Permanganat gibt, thermometrisch durchgeführt, genau dieselben Resultate, welche man durch Titration auf Farbenumschlag erhalt.