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4.5 Grundlagen der Elektrochemie
Bei manchen Elektrolyten kann es vorkommen, dass die Anzahl der Ladungsträger nicht proportional
zur Konzentration oder die Leitfähigkeit nicht proportional zur Anzahl der vorhanden
Ionen des Elektrolyten ist. Aufgrund dieses Verhaltens unterscheidet man zwischen starken
und schwachen Elektrolyten. Starke Elektrolyte zeigen bei hoher Konzentration nur eine
geringe Abnahme ihrer molaren Leitfähigkeit, wie beispielsweise NaCl oder KCl. Dagegen
zeigen schwache Elektrolyte, wie beispielsweise die Essigsäure (CH 3 COOH) bereits bei sehr
geringen Konzentrationen einen starken Abfall ihrer molaren Leitfähigkeit. Auf empirischem
Weg fand Kohlrausch auch ein Gesetz für diese Konzentrationsabhängigkeiten, das nach ihm
als Kohlrausch’sches Quadratwurzelgesetz benannt wurde [228]:
Λ m Λ · √ ˆ (4.45)
Dabei steht Λ m für die molare Leitfähigkeit bei der Konzentration ˆ, ist eine stoffspezifische
Konstante und Kohlrausch fand heraus, dass die molare Leitfähigkeit mit erhöhter Verdünnung
einer für den Elektrolyten typischen Grenzleitfähigkeit Λ zustrebt. Analog zur Gleichung (4.42)
setzt sich die Grenzleitfähigkeit Λ eines Elektrolyten bei unendlicher Verdünnung additiv aus
den beiden Grenzleitfähigkeiten der vorhandenen Ionen zusammen, wobei Λ und Λ der
molaren Grenzleitfähigkeit des Kations bzw. Anions entsprechen:
Λ Λ
Λ
(4.46)
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