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Tutorial MenueFlüssigkeitenLerneinheit 9 von 10

Leitfähigkeit von Elektrolyten

Starke Elektrolyte

Bei starken Elektrolyten, die unabhängig von der Konzentration vollständig dissoziiert sind, beruht die Abnahme der molaren Leitfähigkeit mit steigender Konzentration auf den zunehmenden Wechselwirkungen der Ionen in der Lösung. Die mittleren Abstände in der Lösung nehmen ab, und die in entgegengesetzte Richtungen wandernden Ionen mit ihren voluminösen Solvathüllen behindern sich:

Abb.1

Dadurch wird die Beweglichkeit der Ionen herabgesetzt und die molare Leitfähigkeit sinkt. Kohlrausch fand 1900 empirisch, dass die molare Leitfähigkeit mit der Konzentration in folgender Beziehung steht:

Λ = Λ k c

k ist ein von der Art des Elektrolyten abhängiger Proportionalitätsfaktor. Diese empirische Beziehung konnte 1923 durch die Theorie der starken Elektrolyte von Debye, Hückel und Onsager für verdünnte Lösungen quantitativ begründet werden. (Für konzentrierte Lösungen gibt es bis heute keine quantitativ leistungsfähige Theorie.)

Zum Vergleich unterschiedlich geladener Ionen oder mehrprotoniger Säuren miteinander benutzt man die Äquivalentleitfähigkeit λ* (* steht für + bei Kationen beziehungsweise - bei Anionen). Sie ergibt sich aus der molaren Leitfähigkeit durch Division durch die Ionenladung bzw. bei Säuren durch die Zahl der verfügbaren Protonen:

Λ * = Λ z * z * : Äquivalentzahl (Ionenladung oder bei Säuren, Zahl der Protonen).

Vergleichende Messungen an verschiedenen Elektrolyten mit zum Teil gleichen Ionen zeigen, dass jede Ionenart einen bestimmten Beitrag zur Leitfähigkeit einer Elektrolytlösung liefert (Gesetz der unabhängigen Ionenwanderung). Für ein Salz gilt also

Λ 0 = z + λ 0 + + z - λ 0 λ 0 + , λ 0 - : Äquivalentleitfähigkeiten der Ionen
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