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Elektrolyse

Allg. Begriff für Prozesse, bei denen durch Einwirkung elektrischen Gleichstroms chemische Substanzen verändert werden. Das gelingt bei all denen, die geschmolzen oder in Lösung Ionen bilden können (Elektrolyt). Bei der E. gibt der Minuspol (Kathode) (Elektrode) ständig Elektronen ab, am Pluspol (Anode) können Anionen (negativ geladene Ionen) (Ionen) entladen werden. Praktisch angewendet wird die E. vor allem beim Galvanisieren und bei der Gewinnung von Aluminium aus Tonerde (Aluminiumoxid). Elektrodynamik und Elektrotechnik, galvanische Abscheidung, die Zersetzung von Elektrolyten durch Anlegen eines elektrischen Stromes. Elektrolyte sind bis auf wenige Ausnahmen (Festelektrolyte) entweder geschmolzene oder in einer Flüssigkeit gelöste heteropolare Verbindungen, die in Kationen und Anionen dissoziieren. Diese Ionen sind von einer Hydrathülle umgeben und in der Lösung bis auf den viskosen Reibungswiderstand frei beweglich (elektrolytische Leitfähigkeit). Bei konstanter Konzentration und Temperatur gilt im Elektrolyten das Ohmsche Gesetz. Die Ionen wandern zu den mit einer Gleichspannungsquelle verbundenen Elektroden und werden dort neutralisiert. Bei den meisten Elektrolyseverfahren sind dabei Kathoden- und Anodenraum durch ein Diaphragma getrennt.

Chemisch handelt es sich bei der Elektrolyse um Redox-Reaktionen (Reduktions-Oxidations-Vorgänge, Elektrodenvorgänge). An der Kathode (Minuspol) findet dabei eine Reduktion, an der Anode (Pluspol) eine Oxidation statt. Beispiele für kathodische Reduktion sind

1) Reduktion von Kationen: Na+ + e Elektrolyse Na, 2H+ + 2e Elektrolyse H2, Fe3+ + e Elektrolyse Fe2+,

2) Reduktion neutraler Moleküle: Cl2 + 2e Elektrolyse 2Cl-, O2 + 4H+ + 4e Elektrolyse 2H2O,

3) Reduktion von Anionen: .

Beispiele für anodische Oxidation sind:

1) Oxidation von Metallen und Kationen: Ag Elektrolyse Ag+ + e, Fe2+ Elektrolyse Fe3+ + e,

2) Oxidation neutraler Moleküle: O2 + 4H+ + 4e Elektrolyse 2H2O,

3) Oxidation von Anionen: 2Cl- Elektrolyse Cl2 + 2e.

Die an der Anode freigesetzten Elektronen wandern durch den Stromkreis zur Kathode und werden dort bei der Reduktion wieder verbraucht, es finden also bei der Elektrolyse immer Oxidation und Reduktion gleichzeitig statt. Die an den Elektroden neutralisierten Stoffe verhalten sich sehr unterschiedlich: Während H+- oder Cl--Ionen als Gasmoleküle entweichen, schlagen sich viele Metalle auf den Elektroden nieder. Das chemische Ergebnis der Elektrolyse hängt aber auch vom Elektrodenmaterial ab: Bei der Elektrolyse von CuSO4 mit Kupferelektroden schlägt sich Kupfer an der Kathode nieder, wird aber aus der Anode freigesetzt, so dass die Konzentration in der Lösung gleichbleibt. Bei Platinelektroden dagegen wird quantitativ Kupfer aus der Lösung entfernt.

Zwischen der abgeschiedenen Stoffmasse m (gleich welcher chemischen Zusammensetzung) und der in der Zeit t mit der Stromstärke I transportierten Ladung Q = It gelten die beiden Faradayschen Gesetze. Damit die Elektrolyse ablaufen kann, ist eine Mindestspannung erforderlich, die von Temperatur, Elektrolytzusammensetzung und Elektrodenmaterial abhängige Zersetzungsspannung.

Die Elektrolyse wird in der chemischen Industrie angewendet

1) zur Gewinnung von Alkalilaugen (z.B.: Natronlauge), Chlor, Wasserstoff, Sauerstoff und Peroxidverbindungen und von Metallen (Elektrolytmetalle),

2) zur Herstellung von metallischen Überzügen (Galvanostegie) und metallischen Kopien von Gegenständen (Galvanoplastik),

3) zum Polieren, Beizen, Entmetallisieren und Ätzen (Galvanotechnik) und

4) zur elektrochemischen Metallbearbeitung.

In der analytischen Chemie beruhen die Elektrogravimetrie, Polarographie und Coulometrie auf der Elektrolyse.

Die Elektrolyse wurde 1800 von J.W. Ritter entdeckt, von H. Davy, dem »Entdecker« M. Faradays, mit der erstmaligen Darstellung von elementarem Kalium und Natrium (1807) weiterentwickelt. Die o.a. Faradayschen Gesetze wurden 1833 gefunden, die Hypothese von der elektrolytischen Dissoziation stellte S. Arrhenius 1884 auf. [MD]

 

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