Rzecz jasna, że przewodnictwo właściwe (wyjąwszy niektóre roztwory bardzo stężone) rośnie wraz ze stężeniem elektrolitu. Jeśli jednak wziąć pod uwagę stosunek przewodnictwa właściwego x do stężenia c (tzw. przewodnictwo molowe lub równoważnikowe l — >(jc), to można stwierdzić, że stosunek ten rośnie ze wzrostem rozcieńczenia, gdyż wskutek wzrastającego stopnia dysocjacji coraz większy odsetek ogólnej liczby cząsteczek bierze udział w przenoszeniu ładunku elektrycznego przez roztwór. W roztworach bardzo rozcieńczonych przewodnictwo molowe dąży do pewnej wartości granicznej, odpowiadającej całkowitej dysocjacji elektrolitu (a = 1). Ta wartość graniczna oznaczana jest przez i nosi nazwę przewodnictwa granicznego lub przewodnictwa w rozcieńczeniu nieskończenie wielkim.

Stosując kilka wskaźników, można za pomocą metody kolorymetrycznej oznaczyć wykładnik wodorowy badanego roztworu z dokładnością paru dziesiątych jednostek pH. Wskaźniki stosuje się przede wszystkim w analizie ilościowej podczas miareczkowania kwasów zasadami (i odwrotnie) dla uchwycenia punktu zobojętnienia (por. § 36).

Teoria sieciowej budowy kryształów, od dawna już przyjęta powszechnie w krystalografii, otrzymała bezpośrednie potwierdzenie doświadczalne dopiero w 1912 r., gdy Laue ze współpracownikami zastosował promienie X do badania struktury kryształów (§ 76). W me todzie Lauego na płytkę wyciętą z kryształu prostopadle do którejkolwiek z jego osi symetrii rzuca się w kierunku tej osi równoległą wiązkę promieniowania X o rozmaitych długościach fali (rys. 70). Na płycie fotograficznej, ustawionej poza kryształem prostopadle do kierunku promieni, otrzymuje się obok zaczernienia, odpowiadającego wiązce nieugiętej, szereg punktów wytworzonych przez wiązki promieni ugiętych na poszczególnych płaszczyznach sieci przestrzennej kryształu. Zespół tych punktów tworzy na kliszy obraz, którego symetria odpowiada krotności osi symetrii kryształu.

Wartości liczbowe rozpuszczalności różnych soli leżą w bardzo szerokich granicach. Obok soli praktycznie nierozpuszczalnych (BaSO — część soli na 450 000 części wody w 18°C, AgCl — 1 : 650 000 w 20°C) spotyka się substancje tak łatwo rozpuszczalne, że ich nasycone roztwory zawierają więcej substancji rozpuszczonej niż rozpuszczalnika (AgNOg — 1 : 0,464 KJ — 1 : 0,692 w 20°C).

Książka Boyle’a ma dla dalszego rozwoju chemii znaczenie podstawowe. Chemicy następnego okresu, aczkolwiek nie zdołali całkowicie wyzwolić się od dawniejszych wielowiekowych przesądów i w pismach swoich wyrażają niekiedy poglądy całkiem fantastyczne, na ogół idą jednak za wskazaniami Boyle’a.

Istnieje dosyć liczna grupa związków, których budowa nie daje się przedstawić za pomocą kreskowych wzorów strukturalnych. Do grupy tej należą takie związki, jak hydraty, amoniakaty (§ 170) oraz tzw. związki zespolone (kompleksowe), np. żelazocyjanek potasowy, K/,[Fe(CN)6], sole amonowe (§ 171) i in.

Jeden ze sposobów takiego obliczenia opiera sią na równaniu Geigera i Nutalla, podającym zależność pomiędzy okresem półtrwania pierwiastka t a zasięgiem R, wysyłanych przezeń promieni « (§ 68): logr=jl — C-logii, (SI,4) gdzie A i C są to stale określone jedynie dla pierwiastków należących do tego samego szeregu promieniotwórczego. Ich wartości można obliczyć, znając t i R dla dwóch pierwiastków danego szeregu.

Pozostaje przypadek ostatni, w którym substancja rozpuszczona jest w warunkach doświadczenia substancją stałą. Póki roztwór jest nienasycony, układ jest dwufazowy, a więc dwuzmienny. Można zmieniać niezależnie od siebie dwa parametry układu, np. temperaturę i skład roztworu. Gdy natomiast przez wprowadzenie dostatecznej ilości substancji rozpuszczonej osiągnięty zostanie stan nasycenia, tzn. gdy obok dotychczasowych dwóch faz (roztworu i pary) pojawi się trzecia — stała, wówczas układ przechodzi z dwuzmiennego w jednozmienny. W takim układzie temperatura wyznacza zarówno prężność pary nad roztworem, jak i skład wszystkich trzech faz. Chodzi tu najczęściej o wpływ temperatury na stężenie roztworu nasyconego, czyli na rozpuszczalność substancji stałej. Fazę stałą bowiem stanowi zazwyczaj czysta substancja rozpuszczana (albo określony jej związek z rozpuszczalnikiem, np. hydrat), w fazie gazowej zaś występuje sama tylko para rozpuszczalnika, gdyż prężność pary substancji stałych w niezbyt wysokich temperaturach jest najczęściej tak niewielka, że bez obawy popełnienia większego błędu może być pominięta. Takie substancje stałe nazywa się substancjami nielotnymi.

Adsorpcja występuje nie tylko na granicy zetknięcia substancji stałej z gazem, lecz na każdej powierzchni oddzielającej od siebie dwie różne fazy. Duże znaczenie obok adsorpcji gazów ma też adsorpcja z roztworów. Z teoretycznego punktu widzenia jest to zjawisko bardziej skomplikowane niż adsorpcja gazów. Nie można dokładnie przewidzieć, od czego zależy ilość substancji zaadsorbowanej. Na ogół przyjmuje się, że substancja rozpuszczona tym łatwiej ulega adsorpcji, im większe ma cząsteczki. Ze wzrostem stężenia ilość substancji zaadsorbowanej z roztworu rośnie w podobny sposób jak ilość zaadsorbowanych gazów ze wzrostem ciśnienia. Pamiętać jednak należy, że w przypadku adsorpcji z roztworów nie tylko substancja rozpuszczona, lecz również i rozpuszczalnik może być zagęszczony na powierzchni fazy stałej. Może się więc zdarzyć, że stężenie roztworu po wprowadzeniu doń adsorbentu będzie większe niż poprzednio — nastąpi to wówczas, gdy rozpuszczalnik jest adsorbowany silniej niż substancja rozpuszczona. Mówi się wówczas (niezupełnie słusznie) o „adsorpcji ujemnej”.

Wodór jest szczególnie uzdolniony do działań redukcyjnych bezpośrednio w chwili powstawania, np. z cynku i kwasu siarkowego lub ' sodu i wody.

Wszystkie przemiany chemiczne, do jakiegokolwiek typu należą, podlegają kilku zasadniczym prawom, których słuszność została potwierdzona przez bardzo liczne doświadczenia. Pierwsze z tych praw, znane pod nazwą prawa zachowania masy, może być sformułowane w sposób następujący:

Z mieszaniny gazów wypływających z ozonizatora przez silne oziębianie można wydzielić czysty ozon jako ciecz o barwie ciemnoniebieskiej, prawie czarnej, wrzącą w temperaturze — 111,5°C. Najbardziej charakterystyczną jego cechą jest silny, przenikliwy zapach, przypominający z jednej strony dwutlenek azotu, z drugiej zaś kwas pod- chlorawy. Zapach ten, od którego, jak wspomniano, ozon otrzymał swą nazwę, jest na tyle intensywny, że daje się wyczuć nawet wówczas, gdy powietrze zawiera 1 część ozonu na 300 000 części powietrza. W małych stężeniach ozon sprawia wrażenie orzeźwiające, w większych natomiast działa silnie drażniąco na błony śluzowe dróg oddechowych.

Odcinki osi współrzędnych: przedni, prawy, górny przyjmuje się za dodatnie tylny, lewy, dolny — za ujemne. Ujemną wartość odcinka zaznacza się w symbolu ściany przez umieszczenie znaku minus nad odpowiednim indeksem. W ten t sposób np. symbol (hkl) oznacza ścianę położoną w oktancia tylnym, prawym, dolnym.

Wodór wchodzi w skład wszystkich kwasów. Jemu więc właściwie należy się nazwa „kwasorodu”, którą w dawnej polskiej terminologii chemicznej (a także we współczesnej terminologii w innych językach — por. oxygenium, Sauerstoff, kisłorod) nadano tlenowi, uważając go za istotny składnik kwasów. Nie wszystkie jednak związki wodorowe są kwasami. Poza omówionymi wyżej własnościami (§ 19) kwasy wyróżniają się od innych związków wodorowych tym, że ich wodór „kwasowy” może być wymieniany na metal. Reszta cząsteczki kwasu po oddzieleniu wodoru nazywa się resztą kwasową. W ten sposób kwas można określić jako połączenie reszty kwasowej z wodorem zdolnym do wymiany na metal. Resztą kwasu siarkowego — H2S04 — jest grupa SO4, kwasu azotowego — HNO3 — grupa NO3, kwasu solnego — HC1 — atom Cl. Zależnie od tego, ile atomów wodoru w cząsteczce kwasu można zastąpić przez atomy metalu, rozróżnia się kwasy jedno-, dwu-, trój- itd. zasadowe (1-, 2-, 3-wartościowe).