Elektrolytische Dissoziation

J. M.
Melanie Thompson
07.11.2005
Versuch: I. Elektrolytische Dissoziation
Einleitung
Ein Elektrolyt ist ein Stoff, dessen wässrige Lösung den elektrischen Strom besser leitet als
reines Wasser.
Ein Elektrolyt entsteht durch elektrolytische Dissoziation, wobei ein Stoff in wässriger
Lösung zu Ionen zerfällt (= dissoziiert).
Die Lösungen von Elektrolyten leiten den elektrischen Strom durch Ionenwanderung.
Dabei wandern die Kationen (+) zur Kathode (-) und die Anionen (-) zur Anode (+), also in
entgegengesetzte Richtungen.
Lösungen von Elektrolyten heißen zum Unterschied zu den Metallen (Leiter erste Art) Leiter
„zweiter Art“ (= Ionenleiter).
Verbindungen, die nur in Form von Molekülen in Lösung gehen (Zucker z.B.), erhöhen die
elektrische Leitfähigkeit nicht, sie sind Nichtelektrolyte.
Elektrolyte können in zwei Gruppen unterteilt werden:
 starke Elektrolyte: liegen in wässriger Lösung praktisch vollständig in Form von Ionen
vor (bspw. starke Säuen, starke Basen und Salze)
 schwache Elektrolyte: bestehen aus polaren Molekülen, die in der wässrigen Lösung
teilweise in Ionen gespalten werden: Sie sind teilweise dissoziiert oder ionisiert (meist
organische Säuren).
Bei gleicher Stoffmengenkonzentration leitet die Lösung eines schwachen Elektrolyten den
elektrischen Strom schlechter als die eines starken Elektrolyten.
Für Elektrolyte gilt das Gesetz der Elektroneutralität: In allen Systemen (Ionenverbindungen,
Lösungen) ist die Summe der positiven Ladungen gleich der Summe der negativen Ladungen.
Da beim elektrischen Stromfluss durch Elektrolyte die Ladung durch Ionen getragen wird,
kann der Strom nur fließen, wenn sich letztere bewegen können, darum findet die
elektrolytische Leitung in Lösungen statt.
Die elektrolytische Leitung hängt von der Beweglichkeit der Ionen ab.
Faktoren, welche die Beweglichkeit behindern, verursachen eine Erhöhung des elektrischen
Widerstands (z.B. Viskosität der Flüssigkeit).
Da eine Temperaturerhöhung diesen Faktoren entgegenwirkt, nimmt der Widerstand mit
steigender Temperatur ab.
An Elektrolyten gibt es: echte Elektrolyte, potentielle Elektrolyte und mehrstufig
dissoziierende Elektrolyte.
Echte Elektrolyte sind bereits in festem Zustand aus Ionen aufgebaut (z.B. NaCl), potentielle
Elektrolyte dissoziieren bei der Reaktion z.B. mit dem Lösemittel
(z.B. HCl + H2O H3O+ Cl-), mehrstufig dissoziierende Elektrolyte können in mehreren
Stufen dissoziieren (z.B. Orthophosphorsäuren – H3PO4, Kohlensäure – H2CO3,
Schwefelsäure – H2SO4).
Um eine Auskunft über das Maß der in der Lösung befindlichen elektrischen Teilchen zu
erlangen misst man in den folgenden Versuchen die spezifische Leitfähigkeit .
Versuch B1
In diesem Versuchsteil soll die Leitfähigkeit von Glycerin (C3H8O3), Rohrzucker (C12H22O11),
Kochsalz (NaCl), Natronlauge (NaOH) und Salzsäure (HCl) jeweils in einer 0,1M Lösung à
100ml gemessen werden.
Anhand der Ergebnisse bestimmt man dann, welche Stoffe Elektrolyte und Nichtelektrolyte
sind.
Durchführung:
Zunächst werden von allen Stoffen 0,1M Lösungen angesetzt.
Glycerin, Rohrzucker und Natriumchlorid liegen als Reinsubstanzen vor, dies bedeutet man
errechnet zunächst die Atommasse in Gramm, nimmt dann 1/100 dieser Menge und füllt es
auf eine 100ml Lösung auf.
Praktisch bedeutet dies für die drei Stoffe:
Glycerin:
C3: 36
H8: 8
03: 48
 92g => benötigt für eine 100ml Lösung: 0,92g
Rohrzucker:
C12: 144
H22: 22
O11: 176
 342g => benötigt für eine 100ml Lösung: 3,42g
NaCl:
Na : 23g/mol
Cl : 35,5g/mol
 58,5g => benötigt für eine 100ml Lösung: 0,585g
Natronlauge und Salzsäure liegen in einer 2M Lösung vor.
Um hier eine 0,1M Lösung zu erlangen verwenden wir 5ml der beiden Stoffe und füllen sie
auf 100ml auf.
Ist dies getan kann man nun mit Hilfe eines Leitfähigkeitsmessgerätes und den dazugehörigen
Elektroden die Leitfähigkeit messen.
Dies geschieht in dem man das Gerät zunächst so vorbereite wie im Skript beschrieben, dann
für jede Lösung den Bereichsschalter so lang von der Position „Corr“ weiterdreht, bis man
den größtmöglichen Ausschlag erlangt.
Der Bereichsschalter wird dann auf die vorhergegangene Einstellung zurück gedreht, welche
den „günstigsten Bereich“ darstellt.
Der Anzeigewert multipliziert mit dem Faktor am Bereichsschalter sowie der auf den
Elektroden angegebenen Zellkonstante (hier: 0,983) ergibt dann die spezifische Leitfähigkeit
in S/cm (= 10-4 l/(m)).
Ergebnisse:
Konzentration Anzeigewert Bereichsfaktor
Dest. Wasser
0,1M
4,2
x1
Glycerin
0,1M
13,5
x1
Rohrzucker
0,1M
13,4
x1
Natriumchlorid 0,1M
13,3
x104
Natronlauge
0,1M
13,5
x103
Salzsäure
0,1M
8,2
x104
in
S/cm
4,1286
13,2705
13,1722
130739
13270,5
80606
in
mS/cm
0,00413
0,01327
0,01317
130,739
13,2705
80,606
in
l/(m)
0,000413
0,001327
0,001317
0,001307
13,2705
8,0606
Da Glycerin und Rohrzucker organische Verbindungen sind, lässt sich auch anhand dieser
Ergebnisse schließen, dass sie Nichtelektrolyte sind.
Natriumchlorid, Natronlauge und Salzsäure sind Elektrolyte, NaCl als echter Elektrolyt,
NaOH und HCl jeweils als potentielle Elektrolyte.
Versuch B2
In diesem Versuchsteil soll mit Hilfe der Leitfähigkeit bestimmt werden, ob es sich bei
Salzsäure (HCl), Natronlauge (NaOH), Essigsäure (CH3COOH = HAc) und Ammoniak (NH3)
um starke oder schwache Elektrolyte handelt.
Durchführung:
Die Messungen erfolgen wie im vorangegangenen Versuch mit 0,1M Lösungen à 100ml.
Essigsäure und Ammoniak liegen hier, wie Natronlauge und Salzsäure als 2M Lösungen vor
und werden wie oben beschrieben auf eine 0,1M 100ml Lösung gebracht.
Die Durchführung der Messung erfolgt erneut mit dem Leitfähigkeitsmessgerät in gleicher
Weise wie oben beschrieben.
Zum Ende werden dann noch jeweils 50ml Essigsäure (0,1M) und 50ml Ammoniak (0,1M)
gemischt und die Leitfähigkeit dieses Gemisches bestimmt.
Ergebnisse:
Natronlauge
Salzsäure
Essigsäure
Ammoniak
Mischung aus
HAc und NH3
Konzentration Anzeigewert Bereichsfaktor
0,1M
13,5
x103
0,1M
8,2
x104
0,1M
8,5
x102
0,1M
26,5
x10
18,5
x102
in
S/cm
13270,5
80606
835,55
260,495
1818,55
in
mS/cm
13,2705
80,606
0,8356
0,2605
1,8186
in
l/(m)
13,2705
8,0606
0,08356
0,02605
0,18186
Anhand dieser Ergebnisse ist sichtbar, dass Salzsäure und Natronlauge starke Elektrolyte,
Essigsäure und Ammoniak schwache Elektrolyte sind.
Die Mischung aus Essigsäure und Ammoniak hat eine höhere Leitfähigkeit als die einzelnen
Bestandteile für sich, sie bildet jedoch immer noch einen schwachen Elektrolyten.
Dies kommt daher, dass sich wesentlich leichter und wesentlich mehr Ionen bilden als bei der
Dissoziation von HAc bzw. NH3 für sich.
HAc + H2O  Ac + H3O+
NH3 + H2O  NH4 + OH
NH3 + HAc  NH4 + Ac
Versuch B3
Da sich die molare Leitfähigkeit mit der Konzentration ändert, sollen hier nun die in Versuch
B1 benutzten 0,1M Lösungen von Natriumchlorid und Essigsäure weiter, auf dann nur noch
0,01M Lösungen verdünnt werden.
Durchführung:
Um von den Ursprungslösungen (0,1M; 100ml) auf jeweils eine 0,01M Lösung à 100ml zu
kommen, benötigen wir 10ml der am Anfang benötigten Lösung und füllen diese auf 100ml
auf.
Die Messungen mit dem Leitfähigkeitsmessgerät erfolgen wieder wie bereits beschrieben.
Ergebnisse:
Konzentration Anzeigewert Bereichsfaktor
Natriumchlorid 0,1M
13,3
x104
Natriumchlorid 0,01M
5
x102
Essigsäure
0,1M
8,5
x102
Essigsäure
0,01M
18
x10
in
S/cm
130739
491,5
835,55
176,94
in
mS/cm
130,739
0,492
0,8356
0,17694
in
l/(m)
0,001307
0,0495
0,08356
0,0177
Natriumchlorid als starker Elektrolyt löst sich auch bei hohen Konzentrationen noch gut in
Wasser, die molare Leitfähigkeit verändert sich auch bei Erhöhung der Konzentration nicht
sehr stark.
Essigsäure als schwacher Elektrolyt dissoziiert von vornherein nicht vollständig, die
Dissoziation nimmt jedoch mit zunehmender Konzentration sogar ab, es entstehen also noch
weniger Ionen als bei schwacher Konzentration.
Dies ist auch der Grund, warum die Leitfähigkeit bei schwachen Säuren mit Erhöhung der
Konzentration sogar abnimmt.
Die molaren Leitfähigkeiten setzen sich wie folgt zusammen:


(1000  c)
Daraus ergibt sich für NaCl:
0,1M


0,001307

 1,307  10 5
(1000  c) (1000  0,1)
0,01M


0,0495

 4,95  10 3
(1000  c) (1000  0,01)
Und für CH3COOH
0,1M


0,08356

 8,356  10 4
(1000  c) (1000  0,1)
0,01M


0,0177

 1,77  10 3
(1000  c) (1000  0,01)
Versuch B4
Dieser Versuchsteil dreht sich ganz um die Lösungswärme.
Beim Lösen müssen feste Stoffe in den gelösten Zustand überführt werden.
Dieser Vorgang erfordert Energie, bei echten Elektrolyten bezeichnet man diese als
Gitterenthalpie ∆HG, bei potentiellen Elektrolyten als Dissoziationsenthalpie ∆HD.
Bei der Hydratation der nun isolierten Ionen durch das Lösungsmittel wird Energie frei: die
Hydratationsenergie.
Ist die Hydratationsenergie größer als die Gitterenergie/Dissoziationsenthalpie, wird beim
Lösen Energie frei, das Gemisch erwärmt sich.
Im umgekehrten Fall kommt es zu einer Abkühlung.
Durchführung:
Zunächst werden zwei 25ml Bechergläser mit jeweils 15ml Wasser befüllt.
Beide Male misst man die Temperatur T1 bevor man den zweiten Stoff hinzu gibt.
In das erste Becherglas kommen nun 7g wasserfreies CaCl2, in das zweite 14g CaCl2 6H2O.
Nach gutem Umrühren und dem Auflösen der Salze wird die Temperatur T2 gemessen.
Im zweiten Teil dieses Versuches gibt man zu wenigen ml Wasser vorsichtig tropfenweise
konzentrierte Schwefelsäure (H2SO4) und beobachtet den auftretenden thermischen Effekt.
Ergebnisse:
CaCl2
CaCl2 6H20
ms
7g
14g
mwasser
15,26g
15,01g
T1
21°C
21°C
T2
62°C
14°C
Tropfenweise Zugabe von Schwefelsäure zu wenig Wasser: Gemisch wird sehr heiß!
H L 
 (ms  mw )  cp  T
n
Wobei:
T  T2  T1
cp = 4,184 J/(gK)
n = 0,063mol
Daraus ergibt sich für CaCl2:
H L 
 (m s  mw )  cp  T  (7  15,26)  4,184  41

  60612,213
n
0,063
 exothermer Vorgang
Diese Mischung erwärmt sich, da das CaCl2 während eines exothermen Vorgangs in Ionen
dissoziiert und die Energie als Wärme frei wird.
Und für CaCl2 . 6H2O
H L 
 (m s  m w )  cp  T  (14  15,01)  4,184  (7)

 13486,427
n
0,063
 endothermer Vorgang
Diese Mischung kühlt sich ab, da das H2O in die Gitterstruktur des CaCl2 . 6H2O eingebaut
wird und somit die Gitterenthalpie steigt.