Grundpraktikum - Praktikum Physikalische Chemie - page 43

1.1.6.5 Schwerpunkte für das Kolloquium
Begriff Kalorimetrie, Kalorimetergleichung, Ablauf kalorimetrischer Messungen,
Kalorimeterarten, Bestimmung von Verbrennungswärmen, Auswertung kalorime-
trischer Messungen.

1.1.6.6 Literaturhinweise
1. Atkins PW (2001) Physikalische Chemie. 3. Aufl. Wiley-VCH, Weinheim
2. Atkins PW (2001) Kurzlehrbuch Physikalische Chemie. 3. Aufl. Wiley-VCH,
Weinheim
3. Brown TL, Le May HE (1988) Chemie. Wiley-VCH, Weinheim
4. Reich R (1993) Thermodynamik. Wiley-VCH, Weinheim

1.1.7 Bestimmung von Überführungszahlen nach Hittorf

1.1.7.1 Aufgabenstellung
Die elektrolytische Leitfähigkeit einer Lösung ist abhängig von der Konzentration
der vorhandenen Ionen und ihrer „Eigenbeweglichkeit“, d. h. demjenigen Beitrag,
den unterschiedliche Ionen bei gleicher Konzentration zur Leitfähigkeit liefern.
Dieser Einzelbeitrag ist experimentell direkt nicht messbar. Ein Zugang besteht
über die Bestimmung der Überführungszahlen nach Hittorf. Im vorliegenden Ver-
such sind mit dieser Methode Überführungszahlen für unterschiedliche Elektrolyte
zu bestimmen und daraus die Ionenleitfähigkeiten zu ermitteln.

1.1.7.2 Theoretische Grundlagen
Die Leitfähigkeit einer Lösung bestimmt man durchMessung ihres elektrischen Wi-
derstandes (Wheatstone'sche Messbrücke). Der Widerstand steigt mit der Länge l
des Leiters an und verhält sich umgekehrt proportional zu dessen Querschnitt A.

R l = A : (1.54)

Den Proportionalitätsfaktor zwischen R und (l/A) nennt man spezifischen Wider-
stand ¡. Er ist die stoffspezifische Größe in ( 1.55 ) und hat die Maßeinheit m
bzw. Vielfache davon.

R D ¡ l = A : (1.55)

Der Kehrwert von ¡ ist die Leitfähigkeit › (Maßeinheit 1 m 1 bzw. S/m).

durch die Art und Konzentration
der Ionen bestimmt. Dividiert man die gemessene Leitfähigkeit

Bei Elektrolytlösungen wird die Leitfähigkeit ›

› durch die molare

Konzentration c m , erhält man die molare Leitfähigkeit ƒ m .

ƒ m D ›= c m : (1.56)