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elektrische Leitfähigkeit von Wasser

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Ansicht erweitern Die letzten Beiträge des Themas: elektrische Leitfähigkeit von Wasser

von alpha » 22.06. 2006 19:54

:cry: Aber Dipolmoment sagt dir etwas? - Oder lernt man das auch erst später?


Grüsse
alpha

von Gast » 22.06. 2006 17:53

vergiss es alpha :D
Ich bin in der zehnten Klasse Gymnasium, ich verstehe kein Wort von dem was du gerade geschrieben hast :shock:

Trotzdem Danke

von alpha » 22.06. 2006 17:49

Das Dipolmoment von HCl beträgt ja ca. 1.1 D, woraus auf einen Ionischen Charakter von 23% geschlossen werden kann laut dem lieben Atkins.

Im Vergleich dazu: HI ca. 3% (und ist die stärkere Säure als HCl...), HF hingegen ca. 45% (diese Werte schätze ich grob aus einer Grafik ab...) und HF ist bekanntlich sogar eine schwache/mittlere Säure.


Grüsse
alpha

von Gast » 22.06. 2006 16:37

Nein, dass hab ich nicht gemeint. Es ist einen Aufgabe aus einer Klassenarbeit, da wird die Reaktionsgleichung verlangt.

von AV » 22.06. 2006 16:09

RG? Reaktionsgleichung?
Das Leiten von Strom ist kein chemischer Vorgang, daher gibt es dafür auch keine Reaktionsgleichung ...

Falls Du die Dissotiation der HCl meinst:
[formel]HCl + H_2O \stackrel{H_2O}{\longrightarrow} H_3O^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}[/formel]

von Gast » 22.06. 2006 15:44

Danke für eure Antworten, ihr habt mir sehr geholfen, aber wo wir grade dabei sind: Wie sähe denn nun die RG aus?

Viele Grüße

von andreas » 22.06. 2006 15:32

ok ihr habt ja alle recht :mrgreen: . war grad ein großer gedankenfehler meinerseits. hab an salzsäure gedacht... und da hab ich irgendwie ionenbindung spontan im kopf gehabt

ist natürlich blödsinn was ich da geschrieben hab...

von AV » 22.06. 2006 15:23

Zunächstmal:
Bei in Wasser glöstem HCl gibt es keine Gitterstrktur, die aufgesprengt werden könnte.
und nein, HCl ist keine(!) ionische Verbindung. Die Bindung ist polar, das stimmt aber noch weit entfernt davon, ionisch zu sein. Der Elektronegativitätsunterschied liegt da bei gerade mal 0.9 (Nach Pauling) und der ionische Charakter einer Bindung überwiegt erst ab einem Unterschied von etwa 1.8 ... darüber hinaus: HCl ist ein Gas ... schon alleine deswegen kann es kaum ionisch sein ;-)

von Gast » 22.06. 2006 15:11

Hi Andreas, also meiner Rechnung nach besitzt HCL eine polare Bindung und keine Ionenbindung.

von andreas » 22.06. 2006 14:48

Äh, ist es nicht eher so AV:

hcl ist eine ionenbindung und zerfällt deshalb in wasser, weil sich die wassermoleküle, die aufgrund der elektronnegativität einen negativ geladenen teil und einen positiv geladenen teil haben, sich an die positiven (h+) bzw. neagiv (cl-) geladen ionen anlagern und somit die gitterstruktur "aufsprengen". die gelösten ionen verteilen sich dann halt im wasser und begünstigen so die leitfähigkeit.

grüße

andreas

von AV » 22.06. 2006 14:42

Im Grunde ja ... HCl ist in Wasser eine starke Säure ... was aber an dem von Dir angeführten Grunde liegt (zumindest grösstenteils)

von Gast » 22.06. 2006 14:31

Und HCL zu H+ und Cl- zerfällt, liegt an der polaren Bindung die vorher bestand, stimmt das?

Danke für deine Antwort.

von alpha » 22.06. 2006 14:18

Die Leitfähigkeit beruht auf der Mobilität von Ionen.
In reinem Wasser, gibt es nur sehr wenig Ionen, nämlich nur jene aus der Autoprotolyse des Wassers sowie aus Verunreinigungen --> geringe Leitfähigkeit.

Zusatz von HCl führt zu einem massiven Anstieg der Ionenstärke, bzw. der gelösten Ionen, da HCl zu H+ und Cl- zerfällt. Ausserdem leiten Protonen den elektrischen Strom besonders effizient. Folglich steigt die elektrische Leitfähigkeit.


Grüsse
alpha

elektrische Leitfähigkeit von Wasser

von Gast » 22.06. 2006 13:45

Hallo ihr Lieben.

Ich stehe im Moment vor einem kleinen Chemieproblem. Hier die Aufgabe:

Wird die elektrische Leitfähigkeit von Wasser gemessen, so stellt man fest, dass die Leitfähigkeit sehr gering ist. Wird nun Chlorwasserstoff in das Wasser geleitet, so steigt die elektrische Leitfähigkeit sprungartig an. Erkläre dieses Phänomen mit Hilfe einer Reationsgleichung und begründe.

Ich komm damit einfach nicht weiter, ich hoffe ihr könnt mir helfen.

Danke im Vorraus![/code]

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