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Grundwissen

Elektrolyse als erzwungene Redoxreaktion

Das Wichtigste auf einen Blick

  • Durch Anlegen einer Zersetzungsspannung können die Vorgänge zwischen zwei Halbzellen eines galvanischen Elements umgekehrt werden.
  • Diese chemische Zersetzung mit Hilfe eines elektrischen Gleichstroms bezeichnet man als Elektrolyse
  • Im Gegensatz zur galvanischen Zelle ist bei einer Elektrolysezelle die Anode der Pluspol und die Kathode der Minuspol.

 

Aufgaben Aufgaben

Ein Beispiel, bei dem einerseits die Elektrolyse und andererseits das galvanische Element Anwendung finden, sind Akkumulatoren in Handys, Tablets, Kameras, etc. Beim Ladevorgang läuft durch einen elektrischen Gleichstrom über das Ladekabel eine Elektrolyse ab, wohingegen man beim Entladevorgang von einem galvanischen Element spricht.

Die ablaufenden elektrochemischen Prozesse bei einer Elektrolyse und der Unterschied zum galvanischen Element werden im nachfolgenden Artikel näher durchleuchtet.

Die Elektrolyse

 

 

In diesem Video wird ein Versuch gezeigt, bei dem eine wässrige Lösung von Zinkbromid an zwei Graphitelektroden durch Anlegen einer Spannung elektrolysiert wird. Nach einiger Zeit färbt sich die Lösung in der Halbzelle des Pluspols gelb-bräunlich und an der Graphitelektrode des Minuspols scheidet sich ein grauer Feststoff ab. Im Verlauf des Versuchs intensiviert sich die Gelbfärbung und es scheidet sich einer immer größere Menge Feststoff an der Elektrode des Minuspols ab.

Bei dem grauen Feststoff handelt es sich um elementares Zink und bei der gelb-bräunlichen Flüssigkeit um elementares Brom. An den beiden Elektroden sind durch Anlegen der Spannung folgende Reaktionen abgelaufen:

Reduktion: \(\ce{Zn^{2+} + 2e^- -> Zn}\)

Oxidation: \(\ce{2Br^- -> 2e^- + Br2}\)

Redoxreaktion: \(\ce{ZnBr2 -> Zn + Br2}\)

Durch Aufnahme von zwei Elektronen werden am Minuspol die Zink-Kationen reduziert wohingegen am Pluspol die Bromid-Anionen Elektronen abgeben und somit durch Oxidation elementares Brom entsteht. Das bedeutet, dass bei der Elektrolyse durch Anlegen des elektrischen Gleichstroms Anode und Kathode im Vergleich zum galvanischen Element vertauscht werden. Die Anode ist hier die Elektrode am Pluspol und die Kathode die Elektrode am Minuspol. Demnach versteht man unter Elektrolyse die Zersetzung einer chemischen Verbindung mit Hilfe des elektrischen Gleichstroms. Die Elektrolysereaktion ist also die Umkehrung der Vorgänge, die in einer galvanischen Zelle ablaufen. Die Umkehrung der im galvanischen Element freiwillig ablaufenden Redoxreaktion wird durch Anlegen der einer Spannung, die größer ist, als die maximale Polarisationsspannung. Diese erforderliche Mindestspannung wird als Zersetzungspannung \(\ce{(U_Z)}\) bezeichnet. Die Zersetzungsspannung ergibt sich aus der Differenz der Abscheidungspotenziale \(\ce{(E_A)}\):

\[\ce{U_{Z}= E_{A}(Anode) - E_{A}(Kathode)}\]

Vergleich Elektrolyse und galvanisches Element

Wird der angelegte Gleichstrom abgebrochen, läuft die freiwillige Redoxreaktion im galvanischen Element ab. Im folgenden werden die chemischen Prozesse der Elektrolyse mit denen des galvanischen Elements verglichen.

Galvanisches Element
Joachim Herz Stiftung
Abb. 2.1 Vergleich der ablaufenden Redoxreaktionen beim galvanischen Element (Abb 2.1) und bei der Elektrolyse (Abb. 2.2)

Freiwillig ablaufende Redoxreaktion durch Potentialdifferenz zwischen Anode (Pluspol) und Kathode (Minuspol).

Oxidation Minuspol (Anode)

\(\ce{Zn_{(s)} -> Zn^{2+}_{(aq)} \; + \; 2e^{-}}\)

Reduktion Pluspol (Kathode)

\(\ce{\ce{Br_{2(l)} + 2e^- -> 2Br^{-}_{(aq)}}}\)

Gesamt

\(\ce{Zn_{(s)} + Br_{2(l)} -> Zn^{2+}{_{(aq)}} + 2Br^{-}{_{(aq)}}}\)

 

 

 

Elektrolyse
Joachim Herz Stiftung
Abb. 2.2 Vergleich der ablaufenden Redoxreaktionen beim galvanischen Element (Abb 2.1) und bei der Elektrolyse (Abb. 2.2)

Erzwungene Redoxreaktion und Umkehrung der Prozesse durch angelegte Zersetzungsspannung an Anode (Pluspol) und Kathode (Minuspol)

Oxidation Minuspol (Anode)

\(\ce{2Br^{-}{_{(aq)}} -> Br_{2(l)} + 2e^{-}}\)

Reduktion Pluspol (Kathode)

\(\ce{Zn^{2+}{_{(aq)}} + 2e^{-} -> Zn_{(s)}}\)

Gesamt

\(\ce{ZnBr2 -> Zn_{(s)} + Br2_{(l)}}\)

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