Elektrolyse

Beschäftigst du dich in der Schule mit chemischen Verbindungen? Dann wirst du auch die Elektrolyse kennenlernen.

Was ist die Elektrolyse? Wie läuft die Elektrolyse ab?

simpleclub erklärt dir, was du zur Elektrolyse wissen solltest.

Elektrolyse einfach erklärt

Bei einer Redoxreaktion werden Elektronen übertragen. Dabei wird ein Reaktionspartner oxidiert und der andere reduziert.

Die Redoxreaktion bei einer Elektrolyse ist erzwungen. Hier wird von außen eine Gleichspannung angelegt. Wenn die Redoxreaktion freiwillig abläuft, haben wir eine galvanische Zelle.

Bei der Elektrolyse findet die Oxidation am Pluspol und die Reduktion am Minuspol statt.

Generell sieht das für einen Stoff AB so aus:

Pluspol

\text{Anode (Ox.): A}^- \xrightarrow{} \text{A} + \text{e}^-Anode (Ox.): AA+e\text{Anode (Ox.): A}^- \xrightarrow{} \text{A} + \text{e}^-

Minuspol

\text{Kathode (Red.): B}^+ + \text{e}^- \xrightarrow{} \text{B}Kathode (Red.): B++eB\text{Kathode (Red.): B}^+ + \text{e}^- \xrightarrow{} \text{B}

Bei der galvanischen Zelle fließen die Elektronen in die andere Richtung. Deshalb sind die Reaktionen genau andersrum zugeordnet.

Vielleicht kennst du diese Eselsbrücke:

  • Galvanische Zelle: OMA (Oxidation, Minuspol, Anode) ist fit und mach die Arbeit freiwillig
  • Elektrolyse: OPA (Oxidation, Pluspol, Anode) ist faul und muss angetrieben werden (von einer Spannungsquelle)

Elektrolyse Definition

Eine Elektrolyse ist ein chemischer Prozess, bei dem ein Stoff durch elektrischen Strom getrennt wird. Dabei läuft eine Redoxreaktion ab, die erzwungen wird.


Elektrolyse Anwendung

Mit einer Elektrolyse kannst du aus Ionen die elementaren Stoffe gewinnen. Du kannst z.B. aus Zinkiodid (ZnI₂) elementares Zink und Iod gewinnen. Weitere Beispiele sind die Gewinnung von Wasserstoff, Aluminium, Chlor und Natronlauge.

Außerdem ist das Aufladen von Akkus eine Elektrolyse.

Zersetzungsspannung

Die Zersetzungsspannung ist die Spannung, die du mindestens brauchst, damit die Redoxreaktion abläuft. Sie wird in Formeln als Uz abgekürzt.

Überspannung

Die Überspannung U* ist die Differenz zwischen der gemessenen Zersetzungsspannung Uz und der berechneten Zellspannung U (Spannung des entsprechenden galvanischen Elements).

In Formeln:

\text{U}^* = \text{U}_{Z} - \text{U}U=UZU\text{U}^* = \text{U}_{Z} - \text{U}

Wie groß die Überspannung ist, hängt von der Temperatur, dem jeweiligen Stoff und vom Material der Elektrode ab.

Bei Metallen werden die Überspannungen nicht beachtet, weil sie sehr klein sind. Gase haben sehr hohe Überspannungen. Daran solltest du bei der Berechnung von Spannungen immer denken.

Vorhersage der Elektrodenreaktionen

Bei einer Elektrolyse läuft immer die Reaktion ab, bei der die kleinste Zersetzungsspannung benötigt wird.

Um die Reaktionen an den Polen vorherzusagen, kannst du so vorgehen:

  • alle möglichen Reaktionen am Plus- und Minuspol aufschreiben
  • Standardpotentiale und Überspannungen raussuchen
  • Abscheidungspotential berechnen (Standardpotenial + Überspannung)
  • am Pluspol (Anode): Reaktion mit kleinstem Abscheidungspotential läuft ab
  • am Minuspol (Kathode) : Reaktion mit betragsmäßig kleinstem Abscheidungspotential läuft ab

Beispiel Elektrolyse

Kupferfluorid-Lösung

Bei der Elektrolyse von Kupferfluorid (CuF) entstehen Kupfer und Fluor.

\text{Kathode (Red.): Cu}^{\text{2+}} \text{+ 2 \, e}^{-} \xrightarrow{} \text{Cu}^{0}Kathode (Red.): Cu2++ 2 eCu0\text{Kathode (Red.): Cu}^{\text{2+}} \text{+ 2 \, e}^{-} \xrightarrow{} \text{Cu}^{0}\text{Anode (Ox.): 2 \, F}^{-} \xrightarrow{} \text{F}^{0}_{2} +\text{ 2 \, e}^{-}Anode (Ox.): 2 FF20+ 2 e\text{Anode (Ox.): 2 \, F}^{-} \xrightarrow{} \text{F}^{0}_{2} +\text{ 2 \, e}^{-}

Natriumchlorid-Lösung

Bei Natriumchlorid ist die Reaktion zu Natrium und Chlor nur mit ein paar Tricks möglich. Warum das so ist, siehst du, wenn du die Abscheidungspotentiale berechnest.

alle möglichen Reaktionen

am Pluspol:

2\, \text{Cl}^{-} \xrightarrow{} \text{ \, Cl}_{2} + 2\,\text{e}^-2Cl Cl2+2e2\, \text{Cl}^{-} \xrightarrow{} \text{ \, Cl}_{2} + 2\,\text{e}^-2 \, \text{H}_{2}\text{O} \xrightarrow{} \text{O}_{2} + 4\,\text{H}^+ + 4\, \text{e}^-2H2OO2+4H++4e2 \, \text{H}_{2}\text{O} \xrightarrow{} \text{O}_{2} + 4\,\text{H}^+ + 4\, \text{e}^-

am Minuspol:

2\, \text{H}_{2}\text{O} + 2\,\text{e}^- \xrightarrow{} \text{H}_{2} + 2\, \text{OH}^-2H2O+2eH2+2OH2\, \text{H}_{2}\text{O} + 2\,\text{e}^- \xrightarrow{} \text{H}_{2} + 2\, \text{OH}^-\text{Na}^+ +\text{e}^- \xrightarrow{} \text{Na}Na++eNa\text{Na}^+ +\text{e}^- \xrightarrow{} \text{Na}

Standardpotential, Überspannung (an Graphit), Abscheidungspotential

Stoff

Standardpotential

Überspannung

Abscheidungspotential

\text{Cl}_{2}/ 2\,\text{Cl}^-Cl2/2Cl\text{Cl}_{2}/ 2\,\text{Cl}^-
1,36 V1,36V1,36 V
0,1 V0,1V0,1 V
1,46 V1,46V1,46 V
\text{O}_{2}/\text{H}_{2}\text{O}O2/H2O\text{O}_{2}/\text{H}_{2}\text{O}
1,23 V1,23V1,23 V
0,53 V0,53V0,53 V
1,76 V1,76V1,76 V
2\,\text{H}_{2}\text{O}/ \text{H}_{2} 2H2O/H2 2\,\text{H}_{2}\text{O}/ \text{H}_{2}
-0,83 V0,83V-0,83 V
-0,6 V0,6V-0,6 V
-1,43 V1,43V-1,43 V
\text{Na}^+/ \text{Na} Na+/Na \text{Na}^+/ \text{Na}
-2,71 V2,71V-2,71 V
--
-2,71 V2,71V-2,71 V

Am Pluspol hat Chlor ein kleineres Abscheidungspotential als Wasser. Am Minuspol ist der Betrag des Abscheidungspotentials von Wasser kleiner als der von Natrium. Deshalb reagieren Chlorid-Ionen mit Wasser-Molekülen.

2\,\text{Cl}^- + 2\,\text{H}_{2}\text{O} \xrightarrow{} \text{Cl}_{2} + \text{H}_{2} + 2\, \text{OH}^-2Cl+2H2OCl2+H2+2OH2\,\text{Cl}^- + 2\,\text{H}_{2}\text{O} \xrightarrow{} \text{Cl}_{2} + \text{H}_{2} + 2\, \text{OH}^-

In der Industrie möchte man aber gern Natronlauge, Chlor und Wasserstoff erhalten.

Deshalb nimmt man am Minuspol eine Quecksilber-Elektrode. Dadurch wird die Überspannung von Wasserstoff kleiner (-1,2 V). Außerdem wird Qecksilber zugegeben. Dadurch entsteht Natriumamalgam (Natrium-Quecksilber-Legierung), wodurch das Abscheidungspotential von Natrium positiver wird (-1,84 V).

So kommt es zu dieser Reaktion:

2\, \text{NaCl} + 2\,\text{H}_{2}\text{O} \xrightarrow{} \text{Cl}_{2} + 2\, \text{NaOH} + \text{H}_{2}2NaCl+2H2OCl2+2NaOH+H22\, \text{NaCl} + 2\,\text{H}_{2}\text{O} \xrightarrow{} \text{Cl}_{2} + 2\, \text{NaOH} + \text{H}_{2}
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