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Wie gut leiten Elektrolyte den Strom? - eine Frage der Ionenbeweglichkeit und -konzentration

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Die Thermodynamik befasst sich mit dem Antrieb und mit dem Gleichgewicht eines Prozesses; die Kinetik befasst sich mit der Geschwindigkeit eines Prozesses und wenn an diesem Prozess geladene Teilchen beteiligt sind, dann sind wir im Gebiet der Elektrochemie. In der
Elektrochemie kann man Gleichgewichte und Geschwindigkeiten durch elektrische Größen quantifizieren. Ein Gleichgewicht ist gekoppelt mit einer elektrischen Spannung; und einer Reaktionsgeschwindigkeit ist gekoppelt mit einem elektrischen Strom. Die Elektrochemie untersucht
beispielweise die Umwandlung von chemischer Energie in elektrische Energie und umgekehrt. Oder die Umwandlung von chemischer Information in elektrische Informationen.
Je nach Ladungsträgerart unterscheidet man Leiter Erster Klasse und Leiter Zweiter Klasse. Leiter Erster Klasse
sind Elektronenleiter. Hierin wird elektrische Ladung ausschließlich durch negativ geladene Elektronen transportiert. Die Ladung der Elektronen ist die negative Elementarladung (- 1,6E-19 As) minus 1,6 mal 10 hoch minus 19 Ampere Sekunden. Zu den Leitern
Erster Klasse gehören nicht nur die Metalle oder Halbmetalle, auch intrinsisch leitfähige Polymere ("ICP") gehören dazu. In Leitern Zweiter Klasse geschieht der Ladungstransport durch Ionen.
durch Kationen (positiv geladen) und Anionen (negativ geladen). Die Ionen können durch den Zerfall von Salzen, Säuren oder Basen entstehen. Diese allgemeine Gleichung beschreibt dies
mit den Zerfallszahlen nü(plus) und
nü(minus) und den Ladungszahlen z(plus) und z(minus). Aus Elektroneutralitätsgründen muss nü(plus) mal z(plus) gleich nü(minus) mal Betrag von z(minus) sein Man nennt dieses Produkt die elektrochemische Wertigkeit n(e) n(e) Die Ladung der Kationen ist z(plus) * e; die Ladung der Anionen ist z(minus) * e. Schwefelsäure dissoziiert in Wasser zu Protonen und Sulfationen. Die Zerfallszahl der Protonen ist 2, die Ladungszahl ist 1; die Zerfallszahl von Sulfat ist 1, die Ladungszahl ist (minus 2). Entsprechend ist die elektrochemische Wertigkeit von Schwefelsäure 2. Kochsalz zerfällt in wässriger Lösung in Kalium(+) und
Chlorid(-)-Ionen- Hier ist die Zerfallszahl von Anionen und Kationen jeweils 1; auch die elektrochemische Wertigkeit n(e) ist 1. Aufgrund der Abstoßung der Ladungen liegen Polyelektrolyt-Ionen
in verdünnter Lösung gestreckt vor. Diese Lösung habe eine relativ hohe Viskosität. Mit zunehmender Konzentration können sich die Polyelektrolyt-Ionen auch
zusammenknäulen - dadurch sinkt die Viskosität. Man spricht vom Polyelektrolyteffekt. Es gibt auch Leiter Zweiter
Klasse, die im festen Zustand vorliegen. Silberjodid ist bei höheren
Temperaturen ein Kationenleiter; die Silber-Ionen können im Gitter auf Fehlstellen wandern. Zirkondioxid ist bei höherer
Temperatur ein Anionenleiter; in diesem Gitter können Sauerstoff-Anionen wandern. Zirkondioxid wird als Festelektrolyt z.B. in
der Lambda-Sonde (Sauerstoff-Messung) eingesetzt. Auch organische Moleküle können feste Ionenleiter
sein. Z.B. Nafion, welches als Ionenaustauscher eingesetzt wird. Wir betrachten Kupferchlorid, welches wir in Wasser
auflösen: Bei der Auflösung entstehen
Kupferkationen und Chloridanionen. Diese Ionen liegen aber nicht nackt vor, sondern sind solvatisiert – sie
besitzen eine Hydrathülle in Wasser. Dadurch vergrößert sich der effektive Durchmesser der Ionen erheblich: Der Durchmesser des Chloridions beträgt im Kristallgitter 0,2 Nanometer (0,2 nm)
Das hydratisierte Chloridion hat einen
Durchmesser von ca. 0,36 Nanometer. Der Durchmesser des Kupferkations im Kristallgitter beträgt 0,14 Nanometer; weil
dieses Ion sehr klein und hoch geladen ist, hat es eine große Hydrathülle. Der hydrodynamische Durchmesser des Kupferions beträgt immerhin
0,6 nm Nanometer. Wenn sich die Ionen im Elektrolyten bewegen, schleppen sie ihre Hydrathülle mit.
Dementsprechend ist das Kupferion weniger
beweglich als das Chloridion. Die Ladung ist in einem Elektrolyt
nicht gleichmäßig verteilt. Dies wurde von DEBYE und HÜCKEL quantitativ
beschrieben. Wenn wir aus unserer Kupferchloridlösung ein Chloridion entfernen, dann bleibt eine Wolke übrig, die eine positive Ladung trägt. Diese sog. Ionenwolke schirmt das Zentralion - in unserem Fall das Chloridion - ab. DEBYE und HÜCKEL haben als Maß für die Situation in einem Elektrolyten
nicht die Konzentration gewählt, sondern dafür die sog. Ionenstärke I eingeführt. Die Ionenstärke ist definiert
als ein halb mal Summe z(i)² mal c(i) Wir bilden also das Produkt aus dem Quadrat der Ladungszahl und der Einwaage-Konzentration jedes Ions summieren diese Ausdrücke und teilen durch 2. Wir berechnen die Ionenstärke unserer 0,001-molaren Kupferchloridlösung: Ein halb mal
2² mal 0,001 plus (-1)² mal 0,002 Als Ergebnis ergibt sich eine Ionenstärke von 0,003 mol pro Liter. Mit diesem Wert von I kann jetzt
der Radius der Ionenwolke berechnet werden. Er beträgt 0,304 nm mal 1 durch Wurzel von I. Die Ionenwolke schirmt das Zentralion ab. Je kleiner die Ionenwolke ist, desto stärker ist der Abschirmeffekt. Dieser Abschirmeffekt wird durch den Aktivitätskoeffizienten f quantifiziert. Der Aktivitätskoeffizient gibt sozusagen den
Bruchteil an zu dem ein Ion nach außen wirksam wird. Für verdünnte Lösungen lässt sich das DEBYE-HÜCKELsche Grenzgesetz zur Berechnung des Aktivitätskoeffizienten anwenden. log(f)=0,509 mal z(+) mal z(-) mal Wurzel
aus I. Für unsere Lösung erhalten wir einen Aktivitätskoeffizienten von 0,88. Unsere Einwaage-Konzentration ist zwar
0,001 mol pro Liter. Die effektive Konzentration beträgt aber nur
88 Prozent davon. In einer Lösung mit der Ionenstärke 0,003 mol/L haben wir eine 88-prozentige Wirksamkeit der Konzentrationen. Wenn wir die Ionenstärke um einen Faktor zehn vergrößern, nimmt der Radius der Ionenwolke auf 1,8 nm ab und der Aktivitätskoeffizient beträgt nur noch 67 Prozent. Nur bei sehr stark verdünnten Elektrolyten kann die Wirkung der Ionenwolke vernachlässigt werden; ihr Radius ist sozusagen unendlich groß und der
Aktivitätskoeffizient ist gleich 1. Die
effektive Konzentration (die sog. Aktivität) ist dann gleich der Einwaage-Konzentration. Mit einem klassischen konduktometrischen Aufbau können wir die Leitfähigkeit messen. Wir benötigen 2 Elektroden mit der Fläche A, die im Abstand L voneinander entfernt sind. Zwischen die Elektroden packen wir
das Medium, dessen Leitfähigkeit wir vermessen wollen. Wir legen eine Spannung U an und messen den Strom, der durch das Medium fließt. Wir können einen Widerstand R errechnen als U durch I. (Einheit: Ohm). Wir können den Leitwert G als
Kehrwert des Widerstands errechnen. (Einheit: Siemens) Wenn wir auf eine Standardgeometrie normieren - den Widerstand mit der Fläche A multiplizieren und durch die Länge L dividieren - erhalten wir den spezifischen Widerstand rho. (Einheit Ohm mal Meter). Der Kehrwert des spezifischen Widerstandes ist die spezifische Leitfähigkeit kappa (Einheit: Siemens pro
Meter) Ein Konduktometer misst also (nach Eingabe der Elektrodengeometrie) zunächst
spezifische Leitfähigkeit kappa. Man kann sich diese Größe an folgender
Skizze veranschaulichen: Wir haben einen Leitfähigkeitsmesszelle mit einem Meter Länge und Elektrodenflächen von einem Quadratmeter. Wir legen eine Spannung von 1 Volt an die Elektroden an. Die Stromstärke, die wir jetzt in Ampere messen, entspricht der spezifischen Leitfähigkeit in Siemens
pro Quadratmeter. Wenn wir unsere Leitfähigkeitsmesszelle mit reinem Kupfer füllen würden, 1 Volt Spannung anlegen
könnten, würden wir einen Strom von 58 Millionen Ampere messen. Reines Kupfer hat also eine spezifische Leitfähigkeit von 58 Millionen Siemens pro Meter. oder 580 000 Siemens pro Zentimeter. Die spezifische Leitfähigkeit eines Materials hängt ab von der Anzahl und der Beweglichkeit der Ladungsträger. Die Beweglichkeit von Elektronen in Leitern
Erster Klasse ist sehr hoch, daher haben Metalle eine sehr große spezifische Leitfähigkeit. Wenn wir unsere Messzelle mit flüssigem Natriumchlorid bei 850°C füllen messen wir eine Stromstärke von 366 Ampere, entsprechend einer spezifischen Leitfähigkeit von 3,66 Siemens pro Zentimeter. Auch wenn wir die Messzelle mit reinem Wasser füllen, können wir
eine Stromstärke messen. nämlich 4,4 Mikro-Ampere. Reinstes Wasser hat eine spezifische Leitfähigkeit von 0,044 Mikro-Siemens
pro Zentimeter aufgrund der immer vorhandenen Protonen und Hydroxidionen. Wenn
wir einen klassischen wässrigen Elektrolyten in unsere Messzelle geben, hängt die gemessene Stromstärke sehr stark von der Konzentration ab. Eine einmolare KCl-Lösung zeigt eine spezifische Leitfähigkeit von 0,098 Siemens pro
Zentimeter. Wenn wir eine verdünntere KCl-Lösung mit 0,1 Mol pro Liter in unsere Messzelle geben, messen wir nur 0,0112 Siemens pro Zentimeter. Die Anzahl der Ladungsträger hat beim Verdünnen abgenommen Offensichtlich hat aber gleichzeitig auch die Beweglichkeit etwas zugenommen. Wir
können die spezifische Leitfähigkeit von Elektrolyten auf eine Standardkonzentration normieren. Dazu dividieren wir kappa durch die Konzentration c und erhalten die molare Leitfähigkeit Lambda m entspricht der Leitfähigkeit eines Mols
Elektrolyt. Wir können weiter auf die elektrochemische Wertigkeit normieren. Dazu dividieren wir Lambda m durch n(e) und erhalten die Äquivalentleitfähigkeit
Lambda. Diese entspricht der Leitfähigkeit eines Mols Ladungen. Wir können
uns die Äquivalentleitfähigkeit mit folgendem Experiment visualisieren: Wir bauen wieder eine Leitfähigkeitsmesszelle mit zwei Elektroden auf, die im Abstand von 1 Meter voneinander positioniert sind.
Die Größe der Elektrodenflächen ist jedoch zunächst noch nicht festgelegt.
Wir füllen in unser Gefäß einen Elektrolyten mit einem Mol Ladungen (je nach Konzentration werden das mehr oder weniger Volumen sein) Dann legen wir eine Spannung von 1 Volt an und messen die Stromstärke. Die
Stromstärke in Ampere entspricht der Äquivalentleitfähigkeit in Siemens Quadratmeter pro Mol. Interessant ist das Verhalten der Äquivalentleitfähigkeit, wenn wir reines Wasser zu unserer Elektrolyt-Lösung geben.
Wir müssen hier drei Fälle unterscheiden. Bei einem sog. idealen Elektrolyten spielt die Ionenwolke keine Rolle - der Aktivitätskoeffizient f
ist gleich 1 und der Elektrolyt ist vollständig dissoziiert (alpha = 1) Bei einem realen starken Elektrolyten ist alpha ebenfalls
gleich 1, aber aufgrund der Wirkung der Ionenwolke ist der Aktivitätskoeffizient kleiner als 1. Bei einem realen schwachen Elektrolyten ist
alpha kleiner als 1 (allerdings nicht konstant) und der Aktivitätskoeffizient
kann als 1 angenommen werden. Wenn wir einen idealen Elektrolyten verdünnen, ändert sich die Äquivalentleitfähigkeit nicht. Ein Mol eines idealen Elektrolyten in konzentrierter Lösung leitet genau so gut wie ein
Mol eines idealen Elektrolyten in verdünnter Lösung. Die Äquivalentleitfähigkeit entspricht
hier immer der sog. Grenzleitfähigkeit Lambda (unendlich) und ist konstant. Bei einem realen starken Elektrolyten nimmt die Äquivalentleitfähigkeit mit zunehmender
Verdünnung zu. Ein Mol Elektrolyt leitet in einer konzentrierten Lösung schlechter als ein Mol desselben
Elektrolyten in einer verdünnten Lösung. Die Äquivalentleitfähigkeit strebt für unendliche Verdünnung der Grenzleitfähigkeit zu; der
Grenzwert kann nach dem KOHLRAUSCHschen Quadratwurzelgesetz extrapoliert werden. Bei einem schwachen Elektrolyten ist diese Abhängigkeit
noch viel ausgeprägter Hier macht sich vor allem die Konzentrationsabhängigkeit des Dissoziationsgrades alpha bemerkbar. (mit dem OSTWALDschen Verdünnungsgesetz berechenbar) Für jeden Elektrolyt gibt es eine
Grenzleitfähigkeit lambda unendlich - die Leitfähigkeit eines Mols Elektrolyt in unendlicher Verdünnung. Die Ionen sind dann so weit voneinander entfernt, dass sie keine Wechselwirkung aufeinander
ausüben. Die Ionenwolke verschwindet; der Aktivitätskoeffizient wird 1. Nach einem
weiteren Gesetz von KOHLRAUSCH bewegen sich in einem idealen Elektrolyt die Ionen unabhängig voneinander: Die
Grenzleitfähigkeit des Elektrolyten kann aus den Grenzleitfähigkeiten der Ionen additiv errechnet werden. Die Leitfähigkeit in
einem klassischen Elektrolyten erfolgt sowohl durch Kationen als auch durch
Anionen. Der jeweilige Anteil der Kationen oder Anionen an der Leitfähigkeit heißt Überführungszahl t Die
Überführungszahl der Kationen ist gleich t(+) ist gleich der Grenzleitfähigkeit der Kationen (Lambda(+)) dividiert durch die Grenz-Leitfähigkeit des Elektrolyten. Analoges
gilt für die Überführungszahl der Anionen. t(+) und t(-) ergänzen sich zu 1. Die Grenzleitfähigkeiten der Ionen sind tabelliert. Auffällig ist, dass Anionen etwas besser leiten als Kationen. (Anionen haben in der Regel einen kleineren hydrodynamischen Radius) Weiterhin fällt auf, dass Protonen und Hydroxidionen besonders gut leiten. Wir wollen eine positive Ladung von einem Ende des Elektrolyten zum anderen Ende transportieren. Wenn der Ladungstransport etwa durch Kaliumionen erfolgen soll, müssen sich die Ionen tatsächlich durch
den gesamten Elektrolyten hindurch kämpfen. Wenn der Ladungstransport allerdings durch Protonen erfolgt, reicht es, wenn sich die Protonen eine ganz kleine Strecke zum Nachbar-Wassermolekül hin bewegen, und in einer Art Kettenreaktion wandert die Ladung trotzdem über eine sehr weite Strecke.
Diesen besonders effizienten Transport von Protonen und Hydroxidionen in Wasser nennt man GROTTHUSS-Mechanismus. Je größer der hydrodynamische Radius eines Ions ist, desto kleiner ist die Ionenbeweglichkeit. Entsprechend leitet das kleine Formiat-Ion besser als das größere Acetat-Ion. Ein Lithiumion ist zwar im Kristallgitter kleiner als ein Natriumion und dieses kleiner als ein Kaliumion. Beim hydrodynamischen Radius kehrt sich jedoch die Reihenfolge um. Mit zunehmender Temperatur erniedrigt
sich die Viskosität von Wasser - somit steigt die Leitfähigkeit aller Ionen mit der Temperatur.
Die Äquivalentleitfähigkeit schwacher Elektrolyte lässt sich mit der Formel alpha*lambda(unendlich)
berechnen. Lambda(unendlich) ist die Leitfähigkeit
bei unendlicher Verdünnung, die man aus Tabellen erhalten kann. alpha ist der Dissoziationsgrad. Wenn wir das OSTWALDsche Verdünnungsgesetz mit der
Formel lambda=alpha*lambda(unendlich) kombinieren, erhalten wir eine Gleichung, die wir mathematisch umformen können. nicht um vom
können Die umgeformte Gleichung sagt uns, dass wir eine Gerade erwarten können, wenn wir bei schwachen Elektrolyten den Kehrwert von Lambda gegen lambda*Konzentration auftragen. Der Achsenabschnitt der OSTWALD-Auftragung entspricht 1/lambda(unendlich).
Und aus der Steigung kann die Säurekonstante K ermittelt werden. Für starke Elektrolyte gilt das KOHLRAUSCHsche Quadratwurzelgesetz. Wenn wir lambda
gegen Wurzel aus der Konzentration c auftragen, erhalten wir eine Gerade, deren Achsenabschnitt Lambda(unendlich) entspricht.
Die Leitfähigkeit eines Elektrolyten ist gekoppelt mit der Bewegung von Ionen. Wir betrachten ein Kation in einem Elektrolyten und legen
ein elektrisches Feld an. Das Kation erfährt eine beschleunigende Kraft:
z mal e mal Feldstärke E nach rechts. Das Kation setzt sich in Bewegung - dadurch wirkt eine Reibungskraft, die
nach STOKES als (6*pi*eta*r*v) formuliert werden kann. Nach relativ kurzer Zeit wird sich eine konstante
Driftgeschwindigkeit (oder Migrations- Geschwindigkeit) einstellen. In dieser Situation heben sich die beiden Kräfte auf und wir können die Migrations-Geschwindigkeit ausdrücken als z*e*Feldstärke durch 6*eta*pi*r z
ist die Ladungszahl, e ist die Elementarladung, eta ist die Viskosität und r ist der hydrodynamische Radius des Ions. Die Driftgeschwindigkeit ist proportional der Feldstärke; den Proportionalitätsfaktor (z*e)/(6*pi*eta*r) nennt man Beweglichkeit u. Kationen und Anionen
bewegen sich in der Regel nicht gleich schnell. Die Beweglichkeit u(plus) und u(minus) ist unterschiedlich. Die Beweglichkeit u ist mikroskopisch das, was makroskopisch die Ionenleitfähigkeit
ist. In der Tat kann man die Beweglichkeit errechnen, wenn man die Ionenleitfähigkeit durch die FARADAY-Konstante F dividiert. Die Trends, welche wir bei der Ionenleitfähigkeit
gesehen haben, wiederholen sich bei der Ionenbeweglichkeit: Anionen sind in der Regel beweglicher als Kationen, am beweglichsten sind Protonen und Hydroxid-Ionen. Die Beweglichkeit (bzw. die
Leitfähigkeit) der Ionen ist auch direkt mit der Diffusionskonstante der Ionen gekoppelt. Nach NERNST und
EINSTEIN hängen lambda und D in dieser Weise zusammen. Für
Elektrolyte ergibt sich ein mittlerer Diffusionskoeffizient aus den Einzel- Diffusionskoeffizienten von Kationen und Anionen. Man
kann die Geschwindigkeiten von Ionen vermessen - dies ist besonders gut bei farbigen Ionen möglich. Daraus kann man dann Beweglichkeiten und Leitfähigkeiten berechnen oder für analytische Zwecke in der Elektrophorese verwenden. Die Auflösungsgeschwindigkeit eines Ionenkristalls
kann Rückschlüsse liefern auf die Diffusionskoeffizienten bzw. auf die Beweglichkeiten der beteiligten Ionen. Wenn man
an einen Festkörperelektrolyten ein elektrisches Feld anlegt, dann ergibt sich eine Ungleichverteilung der elektrischen Ladung.
Dies kann dazu führen, dass der Festkörper sich biegt. Dieses
Verhalten wird ausgenutzt bei den elektroaktiven Polymeren (EAPs) insbesondere IPMCs (ionic polymeric metal composite), die als eine Art künstlicher Muskel fungieren können.
Elektrochemie
Chemischer Prozess
Elektrochemie
Reaktionsgeschwindigkeit
Chemische Energie
Strom
Elektron <Legierung>
AMP
Metall
Anion
Säure
Ionene
Kation
Base
Leitfähige Polymere
Kalium
Hydrogensulfate
Anion
Schwefelsäure
Kation
Kochsalz
Valenz <Chemie>
Proton
Wässrige Lösung
Anion
Kation
Verdünnte Lösung
Chloridion
Konzentration
Lösung
Valenz <Chemie>
Körpertemperatur
Ionenaustauscher
Ionenleiter
Organisches Molekül
Ionene
Vorlesung/Konferenz
Chloridion
Kupferion
Vorlesung/Konferenz
Chloridion
Kupferion
Ionene
Elektrolyt
Chloridion
Elektrolytlösung
Ionenstärke
Vorlesung/Konferenz
Chloridion
Konzentration
Elektrolytlösung
Ionene
Ionenstärke
Vorlesung/Konferenz
Verdünnte Lösung
Vorlesung/Konferenz
Aktivitätskoeffizient
Sonnenschutzmittel
Ionenstärke
Vorlesung/Konferenz
Elektrolytlösung
Konzentration
Lösung
Aktivitätskoeffizient
Leitfähigkeit
Vorlesung/Konferenz
Konzentration
Aktivitätskoeffizient
Leitfähigkeit
Leitfähigkeit
Vorlesung/Konferenz
AMP
Kupfer
Bewegung
Elektron <Legierung>
Leitfähigkeit
Vorlesung/Konferenz
AMP
Leitfähigkeit
Werkstoffkunde
Strom
Metall
Reinwasser
Natriumchlorid
Leitfähigkeit
Vorlesung/Konferenz
Leitfähigkeit
Vorlesung/Konferenz
Hydroxidion
Konzentration
Elektrolytlösung
Proton
Bewegung
Leitfähigkeit
Verdünner
Vorlesung/Konferenz
Elektrolytlösung
Konzentration
Leitfähigkeit
Elektrolyt
Vorlesung/Konferenz
Valenz <Chemie>
Vorlesung/Konferenz
Reinwasser
Vorlesung/Konferenz
AMP
Konzentration
Elektrolytlösung
Elektrolyt
Aktivitätskoeffizient
Elektrolytlösung
Starker Elektrolyt
Konzentrierte Lösung
Vorlesung/Konferenz
Elektrolytlösung
Aktivitätskoeffizient
Verdünnte Lösung
Vorlesung/Konferenz
Elektrolytlösung
Starker Elektrolyt
Konzentrierte Lösung
Elektrolyt
Verdünnte Lösung
Vorlesung/Konferenz
Verdünnung
Elektrolytlösung
Elektrolyt
Vorlesung/Konferenz
Ostwaldsches Verdünnungsgesetz
Elektrolytlösung
Ionene
Leitfähigkeit
Elektrolyt
Vorlesung/Konferenz
Verdünnung
Aktivitätskoeffizient
Leitfähigkeit
Ionene
Elektrolyt
Vorlesung/Konferenz
Elektrolytlösung
Fleischersatz
Anion
Leitfähigkeit
Kation
Vorlesung/Konferenz
Überführungszahl
Elektrolytlösung
Anion
Ionene
Kation
Kettenreaktion
Vorlesung/Konferenz
Hydroxidion
Überführungszahl
Elektrolytlösung
Kaliumion
Proton
Stofftransport <Biologie>
Leitfähigkeit
Ionene
Vorlesung/Konferenz
Natriumion
Hydroxidion
Kaliumion
Ionenbeweglichkeit
Proton
Leitfähigkeit
Vorlesung/Konferenz
Ostwaldsches Verdünnungsgesetz
Elektrolytlösung
Vorlesung/Konferenz
Elektrolytlösung
Konzentration
Schwache Säure
Starker Elektrolyt
Leitfähigkeit
Ionene
Kation
Vorlesung/Konferenz
Elektrolytlösung
Vorlesung/Konferenz
Disposition <Medizin>
Bewegung
Anion
Ionene
Kation
Vorlesung/Konferenz
Ionenleitung
Anion
Bewegung
Vorlesung/Konferenz
Ionenleitung
Ionenbeweglichkeit
Proton
Ionene
Leitfähigkeit
Vorlesung/Konferenz
Bewegung
Anion
Ionene
Leitfähigkeit
Kation
Vorlesung/Konferenz
Elektrolytlösung
Bewegung
Ionene
Polymere
Vorlesung/Konferenz

Metadaten

Formale Metadaten

Titel Wie gut leiten Elektrolyte den Strom? - eine Frage der Ionenbeweglichkeit und -konzentration
Untertitel Thermodynamik
Serientitel Physikalische Chemie kompakt
Teil 8
Anzahl der Teile 9
Autor Lauth, Günter Jakob
Mitwirkende Lauth, Anika
Lizenz CC-Namensnennung - keine kommerzielle Nutzung 3.0 Deutschland:
Sie dürfen das Werk bzw. den Inhalt zu jedem legalen und nicht-kommerziellen Zweck nutzen, verändern und in unveränderter oder veränderter Form vervielfältigen, verbreiten und öffentlich zugänglich machen, sofern Sie den Namen des Autors/Rechteinhabers in der von ihm festgelegten Weise nennen.
DOI 10.5446/15231
Herausgeber Günter Jakob Lauth (SciFox)
Erscheinungsjahr 2013
Sprache Deutsch
Produktionsjahr 2013
Produktionsort Jülich

Inhaltliche Metadaten

Fachgebiet Physik, Chemie
Schlagwörter Physikalische Chemie
Thermodynamik

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