Meine Merkliste
my.chemie.de  
Login  

Debye-Hückel-Theorie



Die Debye-Hückel-Theorie (nach Peter Debye und Erich Hückel) beschreibt die elektrostatischen Wechselwirkungen von Ionen in Elektrolyten. Diese Coulombschen Anziehungs- und Abstoßungskräfte führen zu einer Abweichung der Aktivität ai (wirksame Konzentration, früher „aktive Masse“) der Ionensorte i von ihrer molaren Konzentration ci gemäß a_i = f_i \cdot c_i. Die Debye-Hückel-Theorie liefert Gleichungen, mit denen der individuelle Aktivitätskoeffizient fi in Abhängigkeit von Konzentration, Temperatur und Dielektrizitätskonstante des Lösungsmittels berechnet werden kann.

Weiteres empfehlenswertes Fachwissen

Inhaltsverzeichnis

Grundlagen

Modellvorstellung

  Entgegengesetzt geladene Ionen ziehen sich an, gleichnamig geladene Ionen stoßen sich ab. Aus diesen Gründen sind Ionen in einer Lösung nicht willkürlich verteilt, sondern besitzen eine gewisse Nahordnung, in der Anionen eher in der Nähe von Kationen zu finden sind und umgekehrt (Abb.). Elektroneutralität der Lösung ist dabei gewahrt. Im Gegensatz zum Ionengitter können sich Ionen in Lösung nicht vollständig regelmäßig anordnen, weil Lösungsmittelmoleküle als Dielektrikum die Coulombschen Wechselwirkungen abschwächen, worauf die thermische Bewegung zu einer stärkeren Verteilung der Ionen führt. Im zeitlichen Mittel befindet sich aber jedes Ion im Zentrum einer Wolke aus entgegengesetzt geladenen Ionen (in der Abb. durch Kreise angedeutet). Diese Ionenwolken schirmen die Ladung des Zentralions ab, was der Grund für die Einführung der Aktivität als "wirksame Konzentration" bei Ionen ist.

Wichtige Größen

Ausgehend von diesen Modellvorstellungen haben P. Debye und E. Hückel durch Kombination der Poisson-Gleichung mit der Boltzmann-Statistik zur Beschreibung der Ionenverteilung einige in der Elektrochemie häufig benutzte Gleichungen abgeleitet. Zur Vereinfachung benutzten sie dabei die folgenden Größen

I = \frac{1}{2} \sum_i c_i z_i^2
Ionenstärke I
ci Konzentrationen der Ionensorten in der Lösung
zi Ladungszahlen der Ionensorten
\kappa = \left(\frac{2N_A e^2 I}{\varepsilon kT}\right)^\frac{1}{2}
e Elementarladung
\varepsilon Permittivität des Lösungsmittels; \varepsilon=\varepsilon_r\varepsilon_0
k Boltzmannkonstante (s. Physikalische Konstanten)
T Temperatur
NA Avogadro-Konstante

Ergebnisse

Aktivitätskoeffizient f der Ionensorte i

\ln f_i = -\frac{z_i^2 e^2}{8\pi\varepsilon kT}\cdot\frac{\kappa}{1+\kappa\, r_i}

ri Radius der Ionensorte i
Diese Gleichung wird oft als erweitertes Debye-Hückel-Grenzgesetz in der Form
\lg f_i = -\frac{A\, z_i^2\, \sqrt{I}}{1+B\, r_i\, \sqrt{I}}
verwendet. Darin sind
A = \left(\frac{e^2}{4\varepsilon kT}\right)^\frac{3}{2}\left(\frac{2N_A}{\pi^2}\right)^\frac{1}{2}\frac{1}{\ln 10}
B = \sqrt{\frac{2N_A e^2}{\varepsilon kT}}
Der Gültigkeitsbereich liegt ca. bei I\le 10^{-2} mol dm-3.

Radius der Ionenwolke

Es stellte sich heraus, dass sich das Inverse von κ als Radius der Ionenwolke interpretieren lässt.

\kappa^{-1} = \sqrt{\frac{\varepsilon kT}{2N_A e^2 I}}

Diesen Radius nennt man auch Abschirmlänge oder Debye-Länge.

Debye-Hückel-Grenzgesetz

\lg f_i = - A\, z_i^2\, \sqrt{I}

Darin ist A = 0.509 dm3/2 mol-1/2 zu setzen, wenn Wasser bei 25°C als Lösungsmittel verwendet wird. Für andere Temperaturen und/oder Lösungsmittel muss es nach der oben angegebenen Gleichung berechnet werden.

Das ist die für praktische Belange am häufigsten zitierte Gleichung, die sich in der Näherung r_i\ll \kappa^{-1} ergibt. Sie gilt also für Ionenwolken, die wesentlich größer sind als das umschlossene Ion. In der Regel sind das sehr verdünnte Lösungen mit I\le 10^{-3} mol dm-3.

Mittlerer Aktivitätskoeffizient und Debye-Hückel-Grenzgesetz

Individuelle Aktivitätskoeffizienten (bzw. -aktivitäten) können zwar berechnet, aber aufgrund der Elektroneutralitätsbedingung nicht gemessen werden. Für den messbaren mittleren Aktivitätskoeffizienten eines Elektrolyten gilt

\lg f_\pm = - A\, \left|z_+\cdot z_-\right|\, \sqrt{I}

Näheres s. Aktivität.

Literatur

  • Berson, J. A.: Chemical Creativity - Ideas from the Work of Woodward, Hückel, Meerwein, and Others, Wiley-VCH, Weinheim 1999, ISBN 978-3-527-29754-2
 
Dieser Artikel basiert auf dem Artikel Debye-Hückel-Theorie aus der freien Enzyklopädie Wikipedia und steht unter der GNU-Lizenz für freie Dokumentation. In der Wikipedia ist eine Liste der Autoren verfügbar.
Ihr Bowser ist nicht aktuell. Microsoft Internet Explorer 6.0 unterstützt einige Funktionen auf Chemie.DE nicht.