Elektrolyse (Deutsch)

Die Elektrolyse ist der Durchgang eines elektrischen Gleichstroms durch einen Elektrolyten, der chemische Reaktionen an den Elektroden und Zersetzung der Materialien erzeugt.

Die Hauptkomponenten, die für die Elektrolyse erforderlich sind, sind ein Elektrolyt, Elektroden und eine externe Stromquelle. Eine Trennwand (z. B. eine Ionenaustauschermembran oder eine Salzbrücke) ist optional, um zu verhindern, dass die Produkte in die Nähe der gegenüberliegenden Elektrode diffundieren.

Der Elektrolyt ist eine leitfähige ionische chemische Substanz, die freie Ionen enthält und elektrischen Strom (z., ein ionenleitendes Polymer, eine Lösung oder eine flüssige ionische Verbindung). Wenn die Ionen nicht beweglich sind, wie in den meisten festen Salzen, kann keine Elektrolyse auftreten. Ein flüssiger Elektrolyt wird erzeugt durch:

• Solvation oder Reaktion einer ionischen Verbindung mit einem Lösungsmittel (z. B. Wasser) zur Herstellung beweglicher Ionen
• Eine durch Erhitzen geschmolzene ionische Verbindung

Die Elektroden werden durch einen Abstand getrennt eingetaucht, so dass ein Strom zwischen ihnen durch den Elektrolyten fließt und mit der Stromquelle verbunden ist, die den Stromkreis vervollständigt., Ein von der Stromquelle zugeführter Gleichstrom treibt die Reaktion an, wodurch Ionen im Elektrolyten zu der jeweiligen entgegengesetzt geladenen Elektrode angezogen werden.

Elektroden aus Metall, Graphit und Halbleitermaterial sind weit verbreitet. Die Wahl der geeigneten Elektrode hängt von der chemischen Reaktivität zwischen Elektrode und Elektrolyt und den Herstellungskosten ab. Historisch gesehen, wenn nicht reaktive Anoden für die Elektrolyse gewünscht wurden, Graphit (Plumbago in Faradays Zeit genannt) oder Platin wurden gewählt. Sie wurden gefunden, um einige der am wenigsten reaktiven Materialien für Anoden., Platin erodiert im Vergleich zu anderen Materialien sehr langsam, und Graphit zerbröckelt und kann Kohlendioxid in wässrigen Lösungen produzieren, ist aber ansonsten nicht an der Reaktion beteiligt. Kathoden können aus demselben Material hergestellt sein, oder sie können aus einem reaktiveren hergestellt sein, da der Anodenverschleiß aufgrund der Oxidation an der Anode größer ist.

Prozess der elektrolysisEdit

Der Schlüsselprozess der Elektrolyse ist der Austausch von Atomen und Ionen durch Entfernung oder Zugabe von Elektronen aufgrund des angelegten Stroms., Die gewünschten Produkte der Elektrolyse befinden sich häufig in einem anderen physikalischen Zustand als der Elektrolyt und können durch physikalische Prozesse (z. B. durch Sammeln von Gas über einer Elektrode oder Ausscheiden eines Produkts aus dem Elektrolyt) entfernt werden.

Die Menge der Produkte ist proportional zum Strom, und wenn zwei oder mehr Elektrolysezellen in Reihe mit derselben Stromquelle verbunden sind, sind die in den Zellen hergestellten Produkte proportional zu ihrem äquivalenten Gewicht. Diese sind als Faradays Gesetze der Elektrolyse bekannt.

Jede Elektrode zieht Ionen an, die die entgegengesetzte Ladung haben., Positiv geladene Ionen (Kationen) bewegen sich in Richtung der elektronenbereitstellenden (negativen) Kathode. Negativ geladene Ionen (Anionen) bewegen sich in Richtung der elektronenextrahierenden (positiven) Anode. Dabei werden Elektronen effektiv an der Kathode als Reaktant eingebracht und an der Anode als Produkt entfernt. In der Chemie wird der Verlust von Elektronen als Oxidation bezeichnet, während die Elektronenverstärkung als Reduktion bezeichnet wird.

Wenn neutrale Atome oder Moleküle, wie sie sich auf der Oberfläche einer Elektrode befinden, Elektronen gewinnen oder verlieren, werden sie zu Ionen und können sich im Elektrolyten auflösen und mit anderen Ionen reagieren.,

Wenn Ionen Elektronen gewinnen oder verlieren und neutral werden, können sie Verbindungen bilden, die sich vom Elektrolyten trennen. Positive Metallionen wie Cu2+ lagern sich in einer Schicht auf der Kathode ab. Die Begriffe dafür sind Galvanik, Electrowinning und Elektrorefining.

Wenn ein Ion Elektronen gewinnt oder verliert, ohne neutral zu werden, wird seine elektronische Ladung dabei verändert.

Beispielsweise erzeugt die Elektrolyse von Sole Wasserstoff und Chlorgase, die aus dem Elektrolyten sprudeln und gesammelt werden., Die anfängliche Gesamtreaktion ist somit:

2 NaCl + 2 H2O → 2 NaOH + H2 + Cl2

Die Reaktion an der Anode führt zu Chlorgas aus Chlorionen:

2 Cl− → Cl2 + 2 e−

Die Reaktion an der Kathode führt zu Wasserstoffgas und Hydroxidionen:

2 H2O + 2 e− → H2 + 2 OH−

Ohne Trennwand zwischen den Elektroden können die an der Kathode erzeugten OH− Ionen frei durch den Elektrolyten zur Anode diffundieren., Da der Elektrolyt aufgrund der Produktion von OH-grundlegender wird, tritt weniger Cl2 aus der Lösung aus, wenn er beginnt, mit dem Hydroxid zu reagieren, das Hypochlorit an der Anode erzeugt:

Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O

Je mehr Gelegenheit der Cl2 hat, mit NaOH in der Lösung zu interagieren, desto weniger Cl2 tritt an der Oberfläche der Lösung auf und desto schneller schreitet die Produktion von Hypochlorit fort. Dies hängt von Faktoren wie der Lösungstemperatur, der Zeitdauer, in der das Cl2-Molekül mit der Lösung in Kontakt kommt, und der NaOH-Konzentration ab.,

Ebenso werden mit zunehmender Konzentration von Hypochlorit Chlorate daraus hergestellt:

3 NaClO → NaClO3 + 2 NaCl

Es treten andere Reaktionen auf, wie die Selbstionisierung von Wasser und die Zersetzung von Hypochlorit an der Kathode, deren Geschwindigkeit von Faktoren wie Diffusion und der Oberfläche der Kathode in Kontakt mit dem Elektrolyten abhängt.,

Zersetzungspotentialedit

Zersetzungspotential oder Zersetzungsspannung bezieht sich auf die minimale Spannung (Differenz im Elektrodenpotential) zwischen Anode und Kathode einer Elektrolysezelle, die für die Elektrolyse benötigt wird.

Die Spannung, bei der die Elektrolyse thermodynamisch bevorzugt wird, ist die Differenz der Elektrodenpotentiale, wie sie unter Verwendung der Nernst-Gleichung berechnet wird. Das Anlegen einer zusätzlichen Spannung, die als Überpotential bezeichnet wird, kann die Reaktionsgeschwindigkeit erhöhen und wird häufig über dem thermodynamischen Wert benötigt., Es ist besonders notwendig für Elektrolysereaktionen mit Gasen wie Sauerstoff, Wasserstoff oder Chlor.

Oxidation und Reduktion an der Elektrode

Oxidation von Ionen oder neutralen Molekülen erfolgt an der Anode. Beispielsweise ist es möglich, Eisenionen an der Anode zu Eisenionen zu oxidieren:

Fe2+
(aq) → Fe3+
(aq) + e−

An der Kathode erfolgt eine Reduktion von Ionen oder neutralen Molekülen. Es ist möglich, Ferricyanidionen zu Ferrocyanidionen an der Kathode zu reduzieren:

Fe(CN)3-
6 + e− → Fe (CN)4-
6

Neutrale Moleküle können auch an einer der Elektroden reagieren., Zum Beispiel: p-Benzochinon kann an der Kathode zu Hydrochinon reduziert werden:

+ 2 e – + 2 H+ →

Im letzten Beispiel nehmen auch H+ – Ionen (Wasserstoffionen) an der Reaktion teil und werden durch die Säure in der Lösung oder durch das Lösungsmittel selbst (Wasser, Methanol usw.) bereitgestellt.). Elektrolysereaktionen mit H+ – Ionen sind in sauren Lösungen ziemlich häufig. In wässrigen alkalischen Lösungen sind Reaktionen mit OH− (Hydroxidionen) üblich.

Manchmal werden die Lösungsmittel selbst (meist Wasser) an den Elektroden oxidiert oder reduziert., Es ist sogar möglich, eine Elektrolyse mit Gasen durchzuführen, z. B. durch Verwendung einer Gasdiffusionselektrode.

Energieänderungen während der Elektrolysierungedit

Die Menge an elektrischer Energie, die hinzugefügt werden muss, entspricht der Änderung der Gibbs-freien Energie der Reaktion zuzüglich der Verluste im System. Die Verluste können (theoretisch) willkürlich nahe Null liegen, so dass der maximale thermodynamische Wirkungsgrad der Enthalpieänderung dividiert durch die freie Energieänderung der Reaktion entspricht., In den meisten Fällen ist der elektrische Eingang größer als die Enthalpieänderung der Reaktion, so dass etwas Energie in Form von Wärme freigesetzt wird. In einigen Fällen, zum Beispiel bei der Elektrolyse von Dampf in Wasserstoff und Sauerstoff bei hohen Temperaturen, ist das Gegenteil der Fall und Wärmeenergie wird absorbiert. Diese Wärme wird von der Umgebung absorbiert und der Heizwert des erzeugten Wasserstoffs ist höher als der elektrische Eingang.

VariationsEdit

Pulsierender Strom führt zu Produkten, die sich von DC unterscheiden., Beispielsweise erhöht das Pulsieren das Verhältnis von Ozon zu Sauerstoff, das an der Anode bei der Elektrolyse einer wässrigen sauren Lösung wie verdünnter Schwefelsäure erzeugt wird. Die Elektrolyse von Ethanol mit gepulstem Strom entwickelt einen Aldehyd anstelle einer Säure.

Verwandte Technikmit

Die folgenden Techniken beziehen sich auf die Elektrolyse:

• Elektrochemische Zellen, einschließlich der Wasserstoffbrennstoffzelle, verwenden Unterschiede im Standardelektrodenpotential, um ein elektrisches Potenzial zu erzeugen, das nützliche Leistung liefert., Obwohl im Zusammenhang mit der Wechselwirkung von Ionen und Elektroden, Elektrolyse und den Betrieb von elektrochemischen Zellen sind sehr unterschiedlich. Eine chemische Zelle sollte jedoch nicht als Elektrolyse in umgekehrter Richtung angesehen werden.