Chemie · Klasse 9–13 · aktualisiert
Elektrolyse: Aufbau, Reaktionen und Spannung
So ordnest du Pole und Teilreaktionen einer Elektrolyse zu und prüfst mit gegebenen Potenzialen die möglichen Produkte.
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Kurz gesagt
Elektrolyse ist eine durch Gleichspannung erzwungene Redoxreaktion. Am Minuspol werden Teilchen reduziert, am Pluspol oxidiert. In wässrigen Lösungen kann auch Wasser reagieren; die Produkte hängen von den angegebenen Bedingungen ab.
Bei einer Elektrolyse erzwingt eine Gleichspannungsquelle eine Redoxreaktion, die nicht freiwillig abläuft. Dabei wird elektrische Energie in chemische Energie umgewandelt: An der Kathode findet die Reduktion statt, an der Anode die Oxidation.
Deine Lernziele
Hake ab, was du schon kannst. Löst du alle Aufgaben eines Abschnitts, hakt Mela das Ziel für dich ab.
4 Abschnitte
Eine Elektrolysezelle besteht aus zwei Elektroden, einem leitfähigen Elektrolyten und einer Gleichspannungsquelle. Die Spannungsquelle erzeugt an der Kathode einen Elektronenüberschuss und an der Anode einen Elektronenmangel. Die Kathode ist mit dem Minuspol verbunden. Dort werden Teilchen durch Elektronenaufnahme reduziert. Die Anode ist mit dem Pluspol verbunden. Dort geben Teilchen Elektronen ab und werden oxidiert. Positive Ionen wandern zur Kathode, negative zur Anode. Im äußeren Stromkreis tragen Elektronen, im Elektrolyten bewegliche Ionen die Ladung.
Das Lösen eines Salzes in Ionen heißt Dissoziation und ist noch keine Elektrolyse. Erst die angelegte Spannung erzwingt Elektrodenreaktionen. Die wässrige Zinkbromidlösung des Beispiels steht zwischen Graphitelektroden und enthält \ce{Zn^2+} und \ce{Br-}. Das Beispiel ist keine Versuchsanleitung: Brom ist beim Einatmen lebensgefährlich und ätzend. Ein Ionensymbol wie \ce{Zn^2+} zeigt eine zweifach positive Ladung. Die 2 vor \ce{Br-} zählt dagegen zwei Ionen. Bei Teilgleichungen müssen Atome und Ladungen stimmen; Elektronen stehen bei der Reduktion links und bei der Oxidation rechts.
Definition
Elektrolyt
Ein Elektrolyt enthält bewegliche Ionen und kann deshalb elektrischen Strom leiten. Positive Ionen heißen Kationen, negative Ionen Anionen.
Merke: Bei der Elektrolyse gilt: Anode ist Pluspol und Ort der Oxidation; Kathode ist Minuspol und Ort der Reduktion. Die Merkhilfe OPA verbindet Oxidation, Pluspol und Anode.
Beispiel: Zinkbromid-Elektrolyse
- 1In der wässrigen Lösung kann auch Wasser reagieren. Wir betrachten hier die angegebenen Produkte. An der Kathode nehmen Zinkionen jeweils zwei Elektronen auf:
- 2\ce{Zn^2+ + 2e- -> Zn}
- 3Das ist eine Reduktion. Graues Zink scheidet sich ab.
- 4An der Anode geben zwei Bromidionen zusammen zwei Elektronen ab:
- 5\ce{2Br- -> Br2 + 2e-}
- 6Das ist eine Oxidation. Die gelb-bräunliche Färbung zeigt die Bildung von Brom an.
- 7In beiden Teilgleichungen treten zwei Elektronen auf. Sie können beim Addieren gekürzt werden:
- 8\ce{Zn^2+ + 2Br- -> Zn + Br2}
- 9Für den eingesetzten Stoff lässt sich die Gesamtreaktion so schreiben:
- 10\ce{ZnBr2 -> Zn + Br2}
Teste dich
Eine dauerhafte Elektrolyse setzt erst ein, wenn die angelegte Spannung die unter den jeweiligen Bedingungen nötige Zersetzungsspannung erreicht. Ein Elektrodenpotenzial ist ein Spannungswert für eine mögliche Elektrodenreaktion, gemessen gegenüber einem festen Vergleichspunkt. Hier bekommst du solche Werte vorgegeben und vergleichst sie. In der Praxis kann eine höhere Spannung nötig sein. Die zusätzliche Spannung heißt Überspannung oder Überpotenzial. Sie hängt unter anderem von Elektrodenmaterial, Oberflächenbeschaffenheit, Ionenkonzentration, Temperatur und Stromdichte (Stromstärke pro Elektrodenfläche) ab. Bei Gasentwicklungen kann sie besonders groß sein.
Definition
Zersetzungsspannung
Die Zersetzungsspannung U_Z ist die Mindestspannung, ab der die erzwungene Redoxreaktion abläuft. Aus vorgegebenen Elektrodenpotenzialen lässt sich zunächst ein theoretischer Mindestwert berechnen. Die praktisch benötigte Spannung kann höher sein.
Beispiel: Für die Elektrolyse von Zinkiodid sind folgende Werte vorgegeben:
- 1Anode: E=0{,}53\,\mathrm{V}
- 2Kathode: E=-0{,}76\,\mathrm{V}
- 3Im vorgegebenen Modell wird die notwendige Potenzialdifferenz berechnet:
- 40{,}53\,\mathrm{V}-(-0{,}76\,\mathrm{V})=1{,}29\,\mathrm{V}
- 5Das Minus vor einer negativen Zahl führt beim Subtrahieren zu einer Addition. Der theoretische Mindestwert beträgt 1{,}29\,\mathrm{V}.
Teste dich
In einer wässrigen Lösung können gelöste Ionen und Wasser an den Elektroden reagieren. Zur Produktvorhersage brauchst du mögliche Teilreaktionen, Potenziale und gegebenenfalls Überspannungen. Für wässrige Natriumchloridlösung mit Graphitelektroden nennt die Quelle folgende mögliche Anodenreaktionen:
\ce{2Cl- -> Cl2 + 2e-}
\ce{2H2O -> O2 + 4H+ + 4e-}
Die vorgegebenen Abscheidungspotenziale (Potenziale einschließlich Überspannung, ab denen ein Stoff an der Elektrode entsteht) betragen 1{,}46\,\mathrm V für Chlor und 1{,}76\,\mathrm V für Sauerstoff. Chlorid wird bevorzugt oxidiert, weil 1{,}46\,\mathrm V<1{,}76\,\mathrm V: An der Anode reagiert zuerst der Stoff mit dem kleineren Abscheidungspotenzial. An der Kathode konkurrieren:
\ce{2H2O + 2e- -> H2 + 2OH-}
\ce{Na+ + e- -> Na}
Die vorgegebenen Werte sind -1{,}43\,\mathrm V für Wasser und -2{,}71\,\mathrm V für Natrium. Wasser wird leichter reduziert, weil -1{,}43\,\mathrm V>-2{,}71\,\mathrm V: An der Kathode reagiert zuerst der Stoff mit dem größeren (weniger negativen) Abscheidungspotenzial. Es entstehen Wasserstoff und Hydroxidionen statt Natrium. Nach dem Elektronenausgleich gilt:
\ce{2Cl- + 2H2O -> Cl2 + H2 + 2OH-}
Mit Natriumionen als Zuschauerionen lautet die Gesamtreaktion:
\ce{2NaCl + 2H2O -> Cl2 + H2 + 2NaOH}
Dies ist eine theoretische Stoffbilanz unter den angegebenen Bedingungen, keine Versuchsanleitung. Chlor und Wasserstoff sind gefährliche Produkte.
Merke: Bei wässrigen Elektrolyten reicht die Regel „Kationen zur Kathode, Anionen zur Anode“ nicht zur Produktvorhersage. Wasser kann mit den gelösten Ionen konkurrieren. Entscheide nur mit den für die Bedingungen gegebenen Daten.
Teste dich
Elektrolyse und galvanischer Vorgang sind entgegengesetzte Betriebsweisen. Oxidation bleibt an der Anode und Reduktion an der Kathode. Die Polzeichen wechseln: Bei der Elektrolyse ist die Anode positiv, beim galvanischen Betrieb negativ.
Im Zink-Brom-System verläuft die erzwungene Reaktion:
\ce{Zn^2+ + 2Br- -> Zn + Br2}
Im freiwilligen galvanischen Vorgang verläuft sie umgekehrt:
\ce{Zn + Br2 -> Zn^2+ + 2Br-}
| Merkmal | Elektrolyse | Galvanischer Vorgang |
|---|---|---|
| Reaktionsrichtung | durch Spannung erzwungen | freiwillig |
| Energieumwandlung | elektrisch zu chemisch | chemisch zu elektrisch |
| Anode | Pluspol, Oxidation | Minuspol, Oxidation |
| Kathode | Minuspol, Reduktion | Pluspol, Reduktion |
| Akku | Laden | Entladen |
Teste dich
Alles auf einen Blick
Elektrolyse
Energie
Elektrische Energie treibt eine Redoxreaktion an
Kathode
Minuspol und Reduktion
Anode
Pluspol und Oxidation
Ladungstransport
Elektronen außen, Ionen im Elektrolyten
Spannung
theoretischer Mindestwert und mögliche Überspannung
Produkte
Wasser, Elektroden und gegebene Potenziale beachten
Musteraufgabe · Schritt für Schritt
Welche Teilreaktionen hat eine Zinkbromid-Elektrolyse?
- 1Eine wässrige Zinkbromidlösung mit Graphitelektroden enthält Zink- und Bromidionen. Wir betrachten die angegebenen Reaktionsprodukte; in wässrigen Lösungen kann auch Wasser reagieren.
- 2Am Minuspol nehmen Zinkionen Elektronen auf:
- 3\ce{Zn^2+ + 2e- -> Zn}
- 4Am Pluspol geben Bromidionen Elektronen ab:
- 5\ce{2Br- -> Br2 + 2e-}
- 6Beide Teilgleichungen enthalten zwei Elektronen. Sie kürzen sich in der Gesamtgleichung:
- 7\ce{Zn^2+ + 2Br- -> Zn + Br2}
Fehler finden
Gedankliche Elektrolyse einer Kaliumchloridschmelze In einer Zeile steckt ein Fehler. Tippe sie an.
Fehler in Zeile 3An der Kathode werden Kaliumionen reduziert: \ce{K+ + e- -> K}. Chloridionen werden an der Anode oxidiert.
Lückentext
Wähl in jeder Lücke das passende Wort und prüf dann deine Antworten.
Bei der Elektrolyse findet die Oxidation an der statt. Sie ist mit dem Pluspol verbunden. Kationen wandern zur und werden dort .
Karteikasten
Erst selbst überlegen, dann umdrehen.
Übung mit Feedback