3 Elektrolyse

3.1 Elektrolyse einer Zinkbromid-Lösung (oder Zinkiodid)

03-01-a-ta-elektrolyse---zinkbromid---u-rohr

 

Beobachtung:
an der Kathode (--Pol) bildet sich Bart aus Zink
an der Anode bilden sich gelbe Schlieren.

Auswertung:
Anode   (+ Pol):              2 Br¹⁻     →   Br₂ + 2 e⁻      [Hier werden Elektronen "entzogen"]
Kathode (- Pol):      Zn²⁺ + 2 e⁻     →   Zn                 [Hier werden Elektronen "reingepumpt"]

Gesamt:              ZnBr₂ → Zn²⁺ + 2 Br¹⁻ → Zn + Br₂


Zur Herstellung der Elemente aus dem Salz muss Energie aufgewendet werden; die Reaktion wird erzwungen.

Zusammenfassung: Bei der Elektrolyse einer Kupferchlorid-Lösung entsteht Zink und Brom. Die Vorgänge bei der Elektrolyse laufen nicht freiwillig ab. Es sind erzwungene Redox-Reaktionen
(ΔH > 0; ΔH positiv)

Mann kann nach der Unterbrechung der Elektrolyse eine Spannung zwischen den Elektroden fest-stellen; verbindet man die Elektroden, so kann man einen Elektromotor betreiben.
Durch die Elektrolyse ist eine galvanische Zelle (galvanische Kette) entstanden:

Donatorhalbzelle Zn / Zn²⁺ //½ Br₂[C] / Br¹⁻ Akzeptorhalbzelle

In der galvanischen Zelle laufen folgende Halbzellenreaktionen ab:

Oxidation: Anode (-Pol):                          Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻
Reduktion: Kathode (+Pol):           Br₂ + 2 e⁻ → 2 Br¹⁻

Galv. Zellenreaktion:                      Zn + Br₂ → Zn²⁺ + 2 Br¹⁻

Die Zellenreaktion (Redoxreaktion) läuft spontan (freiwillig) ab.

Die Elektrolysereaktion ist somit die Umkehrung der in der galvanischen Zelle freiwillig ablaufenden Zellenreaktion.

 

Gegenüberstellung  Galvanische Zelle – Elektrolyse

  Kathode Anode
angezogene Ionen Kationen Anionen
Richtung des Elektronenflusses in die Zelle  aus der Zelle
Halbreaktionen Reduktion Oxidation
Pole:    
bei Elektrolyse (Ladevorgang) - +
bei galvanischer Zelle (Entladung) + -

 

  Galvanische Zelle Elektrolyse
Ablaufende Vorgänge  

Redoxreaktion ist Ursache einer elektrischen Spannung

Redoxreaktion wird durch Anlegung einer elektrischen Spannung erzwungen
Minuspol An der Anode: Oxidation Kathode: Reduktion
Pluspol Kathode: Reduktion Anode: Oxidation
Spannung Differenz der Elektrodenpotentiale Differenz der Abscheidungspotentiale

 

 

3.2 Elektrolyse einer Kupfer(II)-chloridlösung

 

a) Versuchsaufbau:

03-02-a-ta-elektrolyse---kupferchlorid---u-rohr


Die Gleichstromquelle wirkt wie eine Elektronenpumpe: Sie saugt Elektronen von der Anode (Plus-Pol) ab und drückt sie in die Kathode (Minus-Pol).

b) Beobachtung (Gleichstromquelle eingeschaltet):
am Plus-Pol (Anode) entsteht ein stechend riechendes, grüngelbes Gas;
am Minus-Pol (Kathode) entsteht ein rot-brauner Feststoff.

c) Auswertung
Die beweglichen Cu²⁺-Ionen werden vom Minus-Pol und die beweglichen Cl⁻-Ionen werden vom Plus-Pol angezogen.

Vorgänge an den Graphit-Elektroden:
Kathodenreaktion (Reduktion):                Cu²⁺ + 2 e⁻    →    Cu
Anodenreaktion (Oxidation)                     2 Cl⁻             →    Cl₂ + 2 e⁻

Teilchengleichung:                                  Cu²⁺ + 2 Cl¹⁻ → Cu + Cl₂