Elektrodenreaktionen 09:54 min

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Elektrodenreaktionen kannst du es wiederholen und üben.

• Erkläre die Schlüsselbegriffe der Elektrolyse.

  Tipps

  Die Umkehrung der Elektrolyse ist ein galvanisches Element.

  Die Elektrolyse ist eine erzwungene Reaktion.

  Lösung

  Ein Elektrolyt ist eine chemische Verbindung, welche in wässriger Lösung in Ionen dissoziiert oder dessen Schmelze freie Ladungsträger enthält. Deswegen gehören alle Salze, Säuren und Basen zu den Elektrolyten.

  Elektrolyse bezeichnet einen Redoxvorgang, der in einer Elektrolysezelle unter dem Einfluss einer Gleichspannung als erzwungener Prozess (exergon) abläuft. Durch die Elektrolyse wird an der Kathode ein Reduktionsprodukt und an der Anode ein Oxidationsprodukt geliefert. Die zugeführte elektrische Energie wird in Form von chemischer Energie in den Produkten gespeichert. Der Prozess ist meist umkehrbar und wird dann als galvanisches Element bezeichnet.

• Nenne die Stoffe, die bei der Elektrolyse von Kupfer(II)-sulfat an den Elektroden entstehen.

  Tipps

  Kupfer(II)-sulfat dissoziiert in zweifach positiv geladene Kupfer-Ionen und Sulfat-Ionen (${SO_4}^{2-}$).

  Das Sulfat-Ion ist schwer entladbar.

  Lösung

  Kupfersulfat dissoziiert in wässriger Lösung:

  • $CuSO_4 \rightleftarrows {Cu^{2+}}_{aq} + {{SO_4}^{2-}}_{aq}$

  Die postiv geladenen Kupfer-Kationen wandern bei Anlegen einer Gleichspannung zum Minuspol bzw. zur Kathode. Dort werden die Kupfer-Ionen reduziert (Elektronenaufnahme):

  • ${Cu^{2+}} + 2~e^- \rightarrow Cu\downarrow$

  Das entstandene Kupfer scheidet sich an der Elektrode ab.

  Das Sulfat-Ion hingegen ist nur schwer entladbar und wird an der Anode nicht oxidiert. Das liegt daran, dass das Hydroxid-Ion, welches bei der Eigendissoziation des Wassers ($H_2O \rightleftarrows H^+ + OH^-$) entsteht, leichter oxidiert werden kann. Dabei entsteht Sauerstoff:

  • $4~OH^- \rightarrow O_2 + 2~H_2O + 24~e^-$

• Beschrifte den Aufbau einer Elektrolysezelle.

  Tipps

  Strom fließt nach Definition vom Minus- zum Pluspol.

  Anionen wandern zur Anode.

  Lösung

  In einer Elektrolysezelle von Wasser (Brennstoffzelle) tauchen zwei Elektroden in die Wasser-Elektrolytlösung. Wegen der Eigendissoziation des Wassers liegen neben Wassermolekülen auch Oxonium- und Hydroxid-Ionen vor:

  • $H_2O \rightleftarrows H^+ + OH^-$

  Legt man einen Gleichstrom an die Elektroden an, tritt oberhalb einer gewissen Spannung (Zersetzungsspannung) eine sichtbare Gasentwicklung an den Elektroden ein. Am Minuspol, der Platinkatode, werden Wassertoff-Ionen bzw. Oxonium-Ionen katodisch zu Wasserstoff reduziert. An der positiv geladenen Anode werden Hydroxid-Ionen zu Sauerstoff oxidiert. Dabei laufen folgende Teilreaktionen ab:

  • (+) Anode: $4~OH^- \rightarrow {O}_2\uparrow + 2~H_2O + 2~e^-$
  • (-) Kathode: $2~H^+ + 2~e^- \rightarrow H_2\uparrow $
  • Gesamt: $2~H_2O \rightarrow 2~H_2 + O_2$

  Die negative Ladung, d.h. die Hydroxid-Ionen, werden zur Anode transportiert und positive Ladungen in Form von Oxonium-Ionen werden zur Kathode transportiert.

• Erkläre, warum Silber bei der Kupferraffination als Anodenschlamm ausfällt.

  Tipps

  Eisen rostet schneller als Kupfer, weil es unedler ist.

  Taucht man einen Eisennagel in einer Kupfersulfatlösung, so scheidet sich elementares Kupfer auf dem Nagel ab. Bei einem Silberlöffel in einer Kupferlösung findet keine Reaktion statt.

  Lösung

  Bei der Kupferraffination bildet Rohkupfer die Anode. Zur Elektrolyse wird nun so eine hohe Spannung angelegt, wie gerade benötigt wird, um Kupfer zu oxidieren. Wenn die Spannung hoch genug ist, um Kupfer zu oxidieren, werden auch alle anderen unedleren Metalle oxidiert, die sich im Rohkupfer befanden, also z.B. Zink oder Eisen. Diese Metall-Ionen befinden sich dann also in Lösung. Alle edleren Metalle, wie Silber und Gold, werden durch die Spannung nicht oxidiert. Sie verbleiben als elementares Metall an der Anode. Da nun die unedleren Metalle bei der Elektrolyse aus der Anode herausgelöst werden, sinken die edlen Metalle auf den Boden. Man spricht dabei auch von Anodenschlamm. Da Kupfer nun das edelste Metall in Lösung ist, wird es auch als erstes an der Katode abgeschieden, die unedleren Metalle bleiben in Lösung. So kann reines Kupfer gewonnen werden.

  Um Silber aus einer Lösung auszuscheiden, reicht es, ein unedleres Metall in die Lösung als Elektrode zu tauchen. Durch den Potentialunterschied der Metalle geht das unedlere Metall in Lösung und das edlere scheidet sich ab.

• Stelle die Elektrodenreaktionen für die Chlor-Alkali-Elektrolyse auf.

  Tipps

  Es werden immer die Ionen entladen, die leichter entladbar sind, d.h. die Ionen, die das stabilere Produkt bilden.

  Elementares Natrium ist hochreaktiv.

  Lösung

  In eine Elektrolysezelle mit wässriger Natriumchlorid-Lösung tauchen zwei Platin-Elektroden. Legt man einen Gleichstrom an die Elektroden an, tritt oberhalb einer gewissen Spannung (Zersetzungsspannung) eine sichtbare Gasentwicklung an den Elektroden ein. Am Minuspol, der Kathode, werden Wasserstoff-Ionen bzw. Oxonium-Ionen kathodisch zu Wasserstoff reduziert. An der positiv geladenen Anode werden Chlorid-Ionen zu Chlor oxidiert. Dabei laufen folgende Teilreaktionen ab:

  • (+) Anode: $2~NaCl \rightarrow {Cl}_2\uparrow + 2~e^- + 2~Na^+$
  • (-) Kathode: $2~H_2O + 2~e^- \rightarrow H_2\uparrow + 2~OH^-$
  • Gesamt: $2~NaCl + 2~H_2O \rightarrow H_2 + Cl_2 + 2~NaOH$

  Natrium wird an der Kathode nicht reduziert, da es schwerer entladbar ist als das Wasserstoff-Ion. Außerdem ist elementares Natrium hochreaktiv und würde sofort mit dem Wasser in einer heftigen Reaktion ebenfalls zu Wasserstoff und Natronlauge reagieren.

  • $2~Na + 2~H_2O \rightarrow 2~NaOH + H_2$

• Bestimme die Ionen, die sich bei einer Elektrolyse als Feststoff an der Elektrode abscheiden.

  Tipps

  Schwer entladbare Ionen (z.B. $Ca^{2+}$ und ${PO_4}^{3-}$) gehen keine Elektrodenreaktionen ein.

  Bei der Elektrolyse von Salzen entstehen oft Metalle.

  Lösung

  • Kaliumsulfat enthält zwei schwer entladbare Ionen. Deswegen entstehen Sauerstoff und Wasserstoff aus der Eigendissoziation des Wassers (siehe Aufgabe 2).
  • (+) Anode: $4~OH^- \rightarrow {O}_2\uparrow + 2~H_2O + 2~e^-$
  • (-) Kathode: $2~H^+ + 2~e^- \rightarrow H_2\uparrow $

  Bei der Elektrolyse von Eisen(II)-chlorid entsteht an der Anode gasförmiges Chlor und an der Katode das feste Eisen.

  • (-) Kathode: $Fe^{2+} + 2~e^- \rightarrow Fe$
  • (+) Anode: $2~Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2~e^-$

  Silbernitrat kann elektrolytisch in Silber und Sauerstoff aufgespalten werden. Da das Nitrat-Ion schwer entladbar ist, wird hier das Hydroxid-Ion aus dem Wasser an der Anode oxidiert.

  • (-) Kathode: $Ag^+ + e^- \rightarrow Ag$
  • (+) Anode: $4~OH^- \rightarrow O_2 + 2~H_2O + 4~e^-$

  Das Kupferbromid dissoziiert in wässriger Lösung in das zweifach positiv geladene Kupfer-Ion und in zwei negativ geladene Bromid-Ionen.

  • $Cu^{2+} + 2~e^- \rightarrow 2~Cu$
  • (+) Anode: $2~Br^- \rightarrow Br_2 + 2~e^-$

  Magnesiumhydroxid bildet bei der Elektrolyse Wasserstoff und Sauerstoff. Da die Magnesium-Ionen schwer entladbar sind, werden die Wasserstoff-Ionen aus der Eigendissoziation vom Wasser reduziert.

  • (+) Anode: $4~OH^- \rightarrow {O}_2\uparrow + 2~H_2O + 4~e^-$
  • (-) Kathode: $2~H^+ + 2~e^- \rightarrow H_2\uparrow $