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Elektrolysen EF, Q1

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Vorbemerkung

Einfache Elektrolysen wurden bereits im Chemieunterricht der Klassen 8, 9 und 10 durchgeführt. Daher werde ich mich auf dieser Einführungsseite recht kurz halten; das Meiste habe ich aus der Seite für die Sekundarstufe 1 übernommen, allerdings habe ich einige Sachen stark gekürzt, da diese in der Oberstufe als bekannt vorausgesetzt werden können, beispielsweise dass Salze aus Ionen bestehen.

Beispiel einer einfachen Elektrolyse

Versuch

Elektrolyse von ZnBr2-Lösung
Durchführung (Projektionsversuch):

Wir geben etwas Zinkbromid-Lösung in ein Petrischale, die auf einem Overhead-Projektor steht, und stellen zwei Kohle-Elektroden so in die Schale, dass sie sich nicht berühren können (Kurzschlussgefahr). Die Kohleelektroden werden mit Kabeln an eine Gleichstromquelle angeschlossen, dann wird eine Gleichspannung von ca. 4 bis 5 V angelegt.

Beobachtungen:

Am Pluspol bilden sich braune Schlieren, nach einiger Zeit bemerkt man einen typischen Chlor- oder Bromgeruch. Am Minuspol bilden sich kleine Metall-Ästchen.

Dieses Bild zeigt den "Baum" am Minuspol nach ca. 15 Minuten. Er ist ziemlich gewachsen.

Die Deutung dieses Versuchs ist jetzt nicht besonders schwer. Am Minuspol nehmen die Zink-Kationen jeweils zwei Elektronen auf:

$Zn^{2+}_{(aq)} + 2 e^{-} \to Zn_{(s)} \ \ \ \ (Reduktion)$

Falls der Browser die Formeln auf dieser Seite nicht richtig darstellt, wurde die Erweiterung MathJax nicht korrekt geladen. Entweder ist der Browser veraltet, oder es besteht im Augenblick keine Internetverbindung.

Am Pluspol geben die Bromid-Ionen je ein Elektron ab:

$2 Br^{-}_{(aq)} \to Br_{2(aq)} + 2 e^{-} \ \ \ \ (Oxidation)$

Die beiden so entstandenen Brom-Atome vereinigen sich sofort zu einem Brom-Molekül Br2.

Schmelzflusselektrolyse

In der Zinkbromid-Lösung sind die Kationen und Anionen frei beweglich und können daher leicht zu den jeweils entgegengesetzt geladenen Polen wandern. Befindet sich das Salz im festen Zustand, ist das natürlich nicht möglich. Bestimmte Salze lassen sich aber leicht schmelzen. In diesem flüssigen Zustand sind die Ionen ebenfalls frei beweglich, allerdings lange nicht so gut wie in einer Salz-Lösung. Andererseits ist die Konzentration der Salz-Ionen in der Schmelze ungleich höher als in einer Salz-Lösung.

Historisches

Im Jahre 1808 wurden durch Humpry DAVY die Elemente Natrium und Chlor zum ersten Mal hergestellt - und zwar durch eine Schmelzflusselektrolyse des Salzes Natriumchlorid. Viele andere Metalle und Nichtmetalle konnten seitdem durch solche Elektrolysen von Salzen entdeckt bzw. hergestellt werden.

Technische Anwendung

Elektrolysen spielen in der Industrie eine sehr wichtige Rolle. Viele Metalle und auch manche Nichtmetalle werden durch Elektrolysen gewonnen.

Zink

Zink wird zum Beispiel aus dem Mineral Zinkoxid gewonnen. Das Zinkoxid wird mit Schwefelsäure versetzt, so dass sich das Salz Zinksulfat bildet. Das gelöste Zinksulfat wird dann mit Aluminium-Elektroden elektrolysiert, um reines Zink zu gewinnen. Einzelheiten siehe "Zink-Gewinnung" im Chemie-Lexikon.

Alkalimetalle

Die Alkalimetalle (Natrium, Kalium etc.) werden technisch ebenfalls durch Elektrolysen gewonnen. Hier muss man Schmelzflusselektrolysen durchführen, denn in einer wässrigen Lösung eines Alkalisalzes würde das gebildete Natrium oder Kalium sofort mit dem Wasser weiterreagieren.

Aluminium

Auch das Metall Aluminium wird durch Schmelzflusselektrolyse gewonnen. Ausgangsstoff ist das Mineral Bauxit, aus dem zunächst Aluminiumoxid gewonnen wird. Das Aluminiumoxid wird dann geschmolzen und mit Kohle-Elektroden elektrolysiert. Einzelheiten siehe "Aluminium-Gewinnung" im Chemie-Lexikon.

Wasserstoff

Schließlich soll das Nichtmetall Wasserstoff erwähnt werden, das recht leicht durch Elektrolyse von Wasser gewonnen werden kann. Wasserstoff ist ein bedeutender Energieträger und wird beispielsweise für das Betreiben von Brennstoffzellen benötigt.

Kupfer

Kupfer wird zwar nicht durch Elektrolyse gewonnen, aber mit Hilfe einer bestimmten Elektrolyse gereinigt. Als Pluspol verwendet man Elektroden aus Rohkupfer, das mit Verunreinigungen versetzt ist. Als Minuspol verwendet man Elektroden aus hochreinem Kupfer. Beide Elektroden befinden sich in einer Lösung aus angesäuertem Kupfersulfat. Legt man eine geringe Spannung von ca. 0,3 Volt an, so löst sich der Pluspol langsam auf, denn aus den Kupfer-Atomen entstehen durch Elektronenabgabe Kupfer-Ionen, die sich in der Kupfersulfat-Lösung auflösen. Der Minuspol zieht diese Kupfer-Ionen an, und dort nehmen sie Elektronen auf, werden also reduziert. Am Minuspol scheidet sich also eine immer dicker werdende Schicht aus reinem Kupfer ab, während sich das unreine Kupfer am Pluspol auflöst. Die Verunreinigungen des Rohkupfers "bröseln" dann in die Elektrolyt-Lösung und setzen sich unten im Reaktionsgefäß ab.