imported>Joachim Stiller |
imported>Joachim Stiller |
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| '''Elektrolyse''' nennt man einen Prozess, bei dem [[elektrischer Strom]] eine [[Redoxreaktion]] erzwingt. Sie wird beispielsweise zur Gewinnung von Metallen verwendet, oder zur Herstellung von Stoffen, deren Gewinnung durch rein chemische Prozesse teurer oder kaum möglich wäre. Beispiele wichtiger Elektrolysen sind die Gewinnung von [[Wasserstoff]], [[Aluminium]], [[Chlor]] und [[Natronlauge]]. | | Die '''Stöchiometrie''' (von {{ELSalt|στοιχεῖον}} ''stoicheion'' „Grundstoff“ und {{lang|grc|μέτρον}} ''metron'' „Maß“) ist ein in der [[Chemie]] verwendetes elementares [[Mathematik|mathematisches]] Verfahren, um die Zusammensetzung [[Chemische Verbindung|chemischer Verbindungen]] und die Mengenverhältnisse bei [[Chemische Reaktion|chemischen Reaktionen]] [[Quantität|quantitativ]] zu berechnen. |
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| == Allgemeines == | | == Grundlagen == |
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| Eine Elektrolyse erfordert eine [[Spannungsquelle|Gleichspannungsquelle]], welche die elektrische Energie liefert und die chemischen Umsetzungen vorantreibt. Ein Teil der [[Elektrische Energie|elektrischen Energie]] wird in [[chemische Energie]] umgewandelt. Genau dem umgekehrten Zweck, der Umwandlung von chemischer Energie in elektrische, dienen [[Batterie (Elektrotechnik)|Batterien]], [[Akkumulator]]en oder [[Brennstoffzelle]]n: sie dienen als Spannungsquelle. Wenn man einen Akkumulator lädt, läuft eine Elektrolyse ab, die die chemischen Vorgänge während der Entladung rückgängig macht. Elektrolysen können daher der Energiespeicherung dienen, beispielsweise bei der Elektrolyse von [[Wasser]], die [[Wasserstoff]] und [[Sauerstoff]] ergibt, die als Energieträger einer [[Wasserstoffwirtschaft]] vorgeschlagen wurden. Durch die Umkehrung der [[Wasserelektrolyse]] in einer Brennstoffzelle kann etwa 40 %<ref>Schmidt-Walter: ''Die Alkalische Brennstoffzelle.'' 2005, S. 7.</ref> der ursprünglich eingesetzten elektrischen Energie wieder zurückgewonnen werden.
| | Für eine korrekte stöchiometrische Berechnung sind eine Reihe [[physik]]alischer und [[Chemie|chemischer]] Gesetzmäßigkeiten zu berücksichtigen. Grundlage der stöchiometrischen Bilanz ist der [[Massenerhaltungssatz]], der besagt, dass bei [[Chemische Reaktion|chemischen Reaktionen]] in einem [[Abgeschlossenes System|abgeschlossenen System]] die Summe der [[Masse]] aller beteiligten [[Stoff]]e erhalten bleibt. Weiters zu berücksichtigen ist das [[Gesetz der konstanten Proportionen]], nach dem die an der Bildung einer bestimmten [[Chemische Verbindung|chemischen Verbindung]] beteiligten [[Chemisches Element|chemischen Elemente]] stets im gleichen [[Masse]]verhältnis auftreten. Können zwei chemische Elemente mehrere ''verschiedene'' chemische Verbindungen bilden, ist auch das [[Gesetz der multiplen Proportionen]] zu beachten. |
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| Die Abscheidung von Metallen aus einer Lösung, die die entsprechenden Metallionen enthält, durch einen von außen aufgeprägten Strom ist ebenfalls eine Elektrolyse. Dies kann zur Erzeugung von Metallschichten dienen, beispielsweise beim [[Verchromen]]; diese Art der Elektrolysen sind Gegenstand der [[Galvanotechnik]]. Die elektrolytische Auflösung und Wiederabscheidung von Metallen dient der Reinigung, z. B. von [[Kupfer]], und wird elektrolytische [[Raffination]] genannt.
| | Da chemische Elemente durch chemische Reaktionen nicht ineinander umgewandelt werden können und chemische Elemente gemäß der [[Atomhypothese]] aus [[Atom]]en bestehend gedacht werden, muss auch die Anzahl der an der Reaktion beteiligten Atome erhalten bleiben. Gemäß des Prinzips der [[Ladungserhaltung]] ist die Summe der [[Elektrische Ladung|elektrischen Ladungen]] ebenfalls konstant. |
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| Bei den chemischen Reaktionen, die bei der Elektrolyse ablaufen, werden Elektronen übertragen. Es sind daher immer [[Redoxreaktion]]en, wobei die [[Oxidation]] an der [[Anode]] ([[elektrischer Pol]]), die [[Reduktion (Chemie)|Reduktion]] an der [[Kathode]] ablaufen;<ref>Merkregel: „Anode“ und „Oxidation“ beginnen mit den [[Vokal]]en ''A'' bzw. ''O'', „Kathode“ und „Reduktion“ mit den [[Konsonant]]en ''K'' bzw. ''R''.</ref> Oxidations- und Reduktionsprozesse sind also räumlich zumindest teilweise voneinander getrennt.
| | Verdeckt wird durch den Massenerhaltungssatz allerdings die laut [[Rudolf Steiner]] [[geisteswissenschaft]]lich feststellbare Tatsache, dass [[Stoff]]e sehr wohl vollständig vernichtet und wieder völlig neu erzeugt werden können und dabei nur ihre [[Maßzahl]] erhalten bleibt. |
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| == Geschichte ==
| | {{GZ|Diese Vorstellung von der absoluten, nicht relativen, Unvergänglichkeit |
| {{WikipediaDE|Geschichte der Elektrolyse}} | | des Stoffes und der Kraft verhindert - man könnte es heute |
| | physiologisch feststellen, und nur das Dogma von der Erhaltung der |
| | Energie hindert die Menschen daran - , daß der Ort erkannt werde, wo |
| | wirklich Stoff ins Nichts verschwindet und neuer Stoff beginnt. Und |
| | dieser einzige Ort in der Welt - es sind viele Orte - ist der menschliche |
| | Organismus. Durch den menschlichen Organismus geht der |
| | Stoff nicht bloß durch, sondern während des Prozesses, der sich seelisch |
| | erlebt in der Synthesis von Konzipiertwerden und Sterben, spielt |
| | sich körperlich das ab, daß gewisser Stoff, der von uns aufgenommen |
| | wird, tatsächlich verschwindet, daß Kräfte vergehen und neu erzeugt |
| | werden. Diejenigen Dinge, die dabei in Betracht kommen, sind eigentlich |
| | älter beobachtet, als man meint. Aber auf diese Beobachtungen |
| | wird kein Wert gelegt. Man studiere nur einmal sorgfältig die Blutzirkulation |
| | im Inneren des Auges: Mit den Instrumenten, die heute |
| | schon vollkommen genug sind, um auch äußerlich so etwas sehen zu |
| | können, wird man an der Blutzirkulation rein äußerlich, physikalisch, |
| | nachweisen können, was ich eben ausgesprochen habe. Denn man |
| | wird zeigen können, daß Blut nach einem Organ peripherisch hingeht, |
| | in das Organ hinein verschwindet und aus ihm wiederum erzeugt |
| | wird, um zurückzufließen, so daß man es nicht mit einem Blutkreislauf |
| | zu tun hat, sondern mit einem Entstehen und Vergehen. Diese |
| | Dinge gibt es, doch die dogmatischen Vorstellungen der heutigen |
| | Wissenschaft hindern das, worauf es in bezug auf sie ankommt. |
| | Deshalb werden die Menschen heute auch gehindert, gewisse Prozesse |
| | und Vorgänge, die einfach real sind, in ihrer Realität zu betrachten.|181|227f}} |
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| Die Elektrolyse wurde im Jahr 1800 entdeckt, wobei die von [[Alessandro Volta]] erfundene erste brauchbare [[Batterie (Elektrotechnik)|Batterie]] verwendet wurde, die [[Voltasche Säule]]. Die neu entdeckte Elektrolyse ermöglichte es [[Humphry Davy]], in den Jahren 1807 und 1808 mehrere unedle Metalle erstmals elementar herzustellen, beispielsweise [[Natrium]] und [[Calcium]]. [[Michael Faraday]] untersuchte die Elektrolyse genauer und entdeckte [[Faradaysche Gesetze|ihre Grundgesetze]], nämlich die Abhängigkeit der umgesetzten Massen von der Ladungsmenge und der [[Molmasse]]. Auf seine Anregung hin wurden auch die Begriffe Elektrolyse, [[Elektrode]], [[Elektrolyt]], [[Anode]], [[Kathode]], [[Anion]] und [[Kation]] geschaffen. Nach der Erfindung leistungsfähiger [[elektrischer Generator]]en führten Elektrolysen Ende des 19. Jahrhunderts zu einer stürmischen Entwicklung in Wissenschaft und Technik, z. B. bei der elektrolytischen Gewinnung von [[Aluminium]], [[Chlor]] und [[Alkalien]], und bei der Erklärung des Verhaltens der Elektrolyte, zu denen auch [[Säure]]n und [[Base (Chemie)|Basen]] zählen.
| | Außerhalb des [[mensch]]lichen [[Organismus]] haben die Gesetze von der „Erhaltung des Stoffes“<ref>Das Gesetz von der „Erhaltung des Stoffes“ hat auch außerhalb des Menschen nur eingeschränkte Gültigkeit, da [[Materie]] gemäß der bekannten [[Albert Einstein|Einstein]]schen Formel E = mc<sup>2</sup> in Energie umgewandelt werden kann.</ref> und von der „Erhaltung der Kraft“ (Energie) ihre Gültigkeit, nicht aber im Inneren des Menschen. Im Menschen verschwinden beständig Materie und Energie und erstehen in einer durch die [[moral]]ischen Ideale bereicherten und erneuerter Form wieder auf. |
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| == Prinzip {{Anker|Polarisationsspannung}} ==
| | {{GZ|Anthroposophie lehrt uns gerade im menschlichen Organismus |
| [[Datei:Elektrolyse Allgemein.jpg|250px|mini|Elektrolyse (Allgemein)]]
| | erkennen, daß nicht nur Materie vorhanden ist und |
| [[Datei:Elektrolyse Zinkiodid.jpg|250px|mini|Beispiel einer Elektrolyse mit einer Zinkiodid-Lösung (Elektrodenmaterial beliebig)]]
| | sich umwandelt, lehrt uns nicht nur Metamorphosen der Materie |
| | erkennen. Außerhalb des menschlichen Organismus, in |
| | der übrigen Natur, da gilt das Gesetz der Erhaltung der Kraft |
| | und des Stoffes, im Menschen selber aber lehrt uns Anthroposophie |
| | ein vollständiges Verschwinden der Materie und |
| | ein Wiederauferstehen von neuer Materie aus dem bloßen |
| | Raume. Und anthroposophische Geisteswissenschaft darf, |
| | wenn ich einen trivialen Vergleich gebrauchen darf, darauf |
| | hinweisen, daß es mit der gewöhnlichen Vorstellung von |
| | Stoff und Kraft im menschlichen Organismus so ist, wie |
| | wenn jemand etwa sagen würde, er habe abgezählt, wieviele |
| | Banknoten man in eine Bank trage und wieviele man wieder |
| | heraustrage, und wenn man genug große Zeiträume ins Auge |
| | fasse, so seien es gleich viele. So verfährt man auch bei dem |
| | Studium des Gesetzes von der Erhaltung des Stoffes und der |
| | Kraft: Man sieht, daß ebensoviel Energien in den Stoff hineingehen |
| | wie herausgehen. Aber wie man nicht annehmen |
| | darf, daß in der Bank die Banknoten als solche umgewandelt |
| | werden, sondern vielmehr dort selbständige Arbeit geleistet |
| | werden muß - die Banknoten können sogar umgeprägt werden |
| | und es können ganz neue herauskommen —, so ist es |
| | auch im menschlichen Organismus: Es findet Stoff- und |
| | Kraftvernichtung, Stoff- und Kraftschöpfung statt. |
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| Durch zwei [[Elektrode]]n wird ein elektrischer [[Gleichstrom]] in eine leitfähige Flüssigkeit (siehe [[Elektrolyt]]) geleitet. An den Elektroden entstehen durch die Elektrolyse Reaktionsprodukte aus den im Elektrolyt enthaltenen Stoffen.
| | Das ist etwas, was nicht in leichtsinniger Weise phantasiert |
| | | wird, sondern was durchaus innerhalb strenger anthroposophischer |
| Die Spannungsquelle bewirkt einen Elektronenmangel in der mit dem Pluspol verbundenen Elektrode ([[Anode]]) und einen [[Elektronenüberschuss]] in der anderen, mit dem Minuspol verbundenen Elektrode ([[Kathode]]). Die Lösung zwischen der Kathode und Anode enthält als
| | Forschung erkannt wird. Nun gilt zwar dasjenige, |
| Elektrolyte positiv und negativ geladene Ionen. Positiv geladene Ionen (Kationen) oder elektroneutrale Stoffe nehmen an der Kathode Elektronen auf und werden dadurch reduziert. An der Anode läuft der entgegengesetzte Prozess ab, die Abgabe von Elektronen in die Elektrode, wobei Stoffe, z. B. Anionen, oxidiert werden. Die Menge der an der Anode übertragenen Elektronen ist gleich der an der Kathode übertragenen.
| | was für die Außenwelt das Gesetz der Erhaltung des Stoffes |
| | | und der Kraft ist, allerdings für die mittlere Entwickelungsetappe; |
| Der Transport der Stoffe an die Elektroden erfolgt durch konvektiven Stoffübergang (Diffusion innerhalb der Flüssigkeit mit überlagerter Strömung der Flüssigkeit) und, soweit es Ionen betrifft, zusätzlich durch Migration (Wanderung durch Einwirkung des elektrischen Feldes zwischen den Elektroden).
| | wenn wir aber an das Erdenende gehen und mit einer |
| | | gewissen Berechtigung den Wärmetod annehmen dürfen, |
| Die Spannung, die zur Elektrolyse mindestens angelegt werden muss, wird als [[Zersetzungsspannung]] (U<sub>z</sub> oder E<sub>z</sub>) bezeichnet. Diese oder eine höhere Spannung muss angelegt werden, damit die Elektrolyse überhaupt abläuft. Wird diese Mindestspannung nicht erreicht, wirkt der Elektrolyt beziehungsweise seine Grenzflächen zu den Elektroden, die auch [[elektrochemische Doppelschicht]] genannt werden, isolierend.
| | dann sehen wir nicht einen großen Friedhof, sondern wir |
| | | sehen, daß alles das, was der Mensch ausgebildet hat an sittlich-ethischen Idealen, an göttlich-geistigen Überzeugungen, |
| Für jeden Stoff, für jede Umwandlung von Ionen zu zwei- oder mehratomigen Molekülen kann die Zersetzungsspannung, das Abscheidepotential anhand des [[Redoxpotential]]s ermittelt werden. Aus dem Redoxpotential erhält man noch weitere Hinweise, wie zur elektrolytischen Zersetzung von Metallelektroden in Säure oder zur Verminderung von Zersetzungsspannung durch Abänderung des [[pH-Wert]]es. So lässt sich durch das Redoxpotential berechnen, dass die anodische Sauerstoffbildung bei der Wasserelektrolyse von Wasser in basischer Lösung (Zersetzungsspannung: 0,401 V) unter geringerer Spannung abläuft als in saurer (Zersetzungsspannung: 1,23 V) oder neutraler (Zersetzungsspannung: 0,815 V) Lösung, an der Kathode hingegen bildet sich Wasserstoff leichter unter sauren Bedingungen als unter neutralen oder basischen Bedingungen.
| | sich in ihm wirklich vereinigen kann mit dem neu entstehenden |
| | | Stofflichen, und daß folglich man es zu tun hat mit einem |
| Sind in einer Elektrolytlösung mehrere reduzierbare Kationen vorhanden, so werden zunächst die Kationen reduziert, die in der [[Redoxreihe]] (Spannungsreihe) ein positiveres (schwächer negatives) Potential haben. Bei der Elektrolyse einer wässrigen Kochsalzlösung bildet sich an der Kathode normalerweise Wasserstoff und nicht Natrium.
| | realen Keim der Fortbildung. Es wird durch das, was gerade |
| Auch beim Vorliegen von mehreren Anionenarten, die oxidiert werden können, kommen zunächst diejenigen zum Zuge, die in der Redoxreihe möglichst nahe am Spannungsnullpunkt liegen, also ein schwächeres positives Redoxpotential besitzen.
| | im Menschen entsteht, der Tod des äußeren Stoffes überwunden.|79|211f}} |
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| Nach Überschreiten der Zersetzungsspannung wächst mit Spannungszunahme proportional auch die Stromstärke. Nach Faraday ist die Gewichtsmenge eines elektrolytisch gebildeten Stoffs proportional zu der geflossenen [[Elektrische Ladung|elektrischen Ladung]] (Stromstärke multipliziert mit der Zeit, siehe [[Faradaysche Gesetze]]).
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| Für die Bildung von 1 g Wasserstoff (etwa 11,2 Liter, bei der Bildung eines Wasserstoffmoleküls werden zwei Elektronen benötigt) aus wässriger Lösung wird eine elektrische Ladung von 96485 [[Coulomb|C]] (1 C = 1 A·s) benötigt. Bei einem Strom von 1 A dauert die Bildung von 11,2 Litern Wasserstoff also 26 Stunden und 48 Minuten.
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| Neben dem Redoxpotential ist noch die Überspannung (das Überpotential) von Bedeutung. Auf Grund von kinetischen Hemmungen an Elektroden benötigt man häufig eine deutlich höhere Spannung als sich dies aus der Berechnung der Redoxpotentiale errechnet. Die Überspannungseffekte können – je nach Materialbeschaffenheit der Elektroden – auch die Redoxreihe ändern, so dass andere Ionen oxidiert oder reduziert werden als dies nach dem Redoxpotential zu erwarten gewesen wäre.
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| Kurz nach Abschaltung einer Elektrolyse kann man mit einem Amperemeter einen Stromausschlag in die andere Richtung feststellen. In dieser kurzen Phase setzt der umgekehrte Prozess der Elektrolyse, die Bildung einer galvanischen Zelle ein. Hierbei wird nicht Strom für die Umsetzung verbraucht, sondern es wird kurzzeitig Strom erzeugt; dieses Prinzip wird bei [[Brennstoffzelle]]n genutzt.
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| Mitunter ist es ratsam, zur Vermeidung unerwünschter chemischer Reaktionen Kathodenraum und Anodenraum voneinander zu trennen und den Ladungsaustausch zwischen Anoden- und Kathodenraum nur durch ein poröses [[Diaphragma-Verfahren|Diaphragma]] – häufig ein Ionenaustauscherharz – stattfinden zu lassen. Bei der technischen Elektrolyse zur [[Chloralkali-Elektrolyse|Herstellung von Natronlauge]] ist dies recht wichtig. <!-- Warum? -->
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| Zur Verfolgung von Stoffumsatz, Wanderungsgeschwindigkeiten von Ionen kann auch das Wissen von [[Molare Leitfähigkeit|molaren Grenzleitfähigkeiten]] wichtig sein.
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| Wenn man durch eine Elektrolyse eine Trennung einzelner Moleküle oder Bindungen erzwingt, wirkt gleichzeitig ein galvanisches Element, dessen Spannung der Elektrolyse entgegenwirkt. Diese Spannung wird auch als '''Polarisationsspannung''' bezeichnet.
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| === Elektroden ===
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| Es gibt nur wenige Anodenmaterialien, die während der Elektrolyse inert bleiben, also nicht in Lösung gehen, z. B. [[Platin]] und [[Kohlenstoff]]. Einige Metalle lösen sich trotz stark negativem Redoxpotential nicht auf, diese Eigenschaft wird als „Passivität“ bezeichnet. In saurer Lösung müssten sich nach der [[Nernst-Gleichung|Nernst'schen Gleichung]] die Mehrzahl der Metalle unter Kationen- und Wasserstoffbildung auflösen. Bis auf Kupfer, Silber, Gold, Platin, Palladium besitzen fast alle Metall/Metallkationenpaare ein negatives Redoxpotential und wären für Elektrolysen in saurem Milieu ungeeignet, da sich das Gleichgewicht (Metallatom und Protonen) zur Kationenbildung und Wasserstoff verschiebt. Im schwefelsauren Milieu ist Blei ein preiswertes und beliebtes Kathodenmaterial, als Anode kann sowohl Blei als auch Bleioxid verwendet werden (Verwendung auch in Autobatterien). Bleisulfat ist schlecht löslich, so dass die Bleielektroden sich kaum auflösen.
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| Eisen und Nickel können wegen der Passivität als Anoden manchmal auch in saurem Milieu verwendet werden, jedoch werden auch diese Anodenmaterialien vorzugsweise im basischen Milieu verwendet. Eine Eisenanode, die mit konzentrierter Salpetersäure behandelt wurde, löst sich nicht auf, durch die Passivierung gehen keine Eisen(II)- oder Eisen(III)-ionen in Lösung. Es hat sich eine sehr dünne und stabile Eisenoxidschicht (ähnlich wie beim Aluminium) gebildet, die die weitere Auflösung der Elektrode verhindert.
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| Chloridionen oder höhere Temperaturen können jedoch die Passivität aufheben.
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| Eisenanoden weisen im Vergleich zu anderen Anodenmaterialien nur eine sehr geringe Überspannung bei der Sauerstoffentwicklung auf, daher werden sie vorzugsweise bei der Erzeugung von Sauerstoff eingesetzt.
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| Hemmungserscheinungen an der Anode, die bei der Sauerstoffbildung zu einer Überspannung führen, beobachtet man bei Kohle- und Platinanoden. Die Überspannung kann genutzt werden, um bei der Elektrolyse von wässriger Kochsalzlösung Chlor statt Sauerstoff zu erzeugen.
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| An Zink-, Blei- und besonders Quecksilberkathoden zeigen Protonen eine erhebliche Überspannung und die Bildung von Wasserstoff erfolgt erst bei einer viel höheren Spannung. Die erhebliche Überspannung von Wasserstoff an der Quecksilberkathode, an der Natrium als Amalgam gebunden wird und so dem Gleichgewicht entzogen wird, nutzt man zur technischen Herstellung von Natronlauge. Durch die erhebliche Überspannung an dieser Elektrode bei der Wasserstoffbildung ändert sich die Redoxreihe, statt Protonen werden nun Natriumionen an der Quecksilberkathode reduziert.
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| '''Geeignete Elektrodenmaterialien:'''
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| {| class="wikitable" style="text-align:center"
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| |- class="hintergrundfarbe6"
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| ! Metall !!Verwendet als Kathode!!Verwendet als Anode !!Häufige Elektrolysen
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| |-
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| | || || ||
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| |-
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| |Graphit (gebrannt) || + + || + + || Schmelzflusselektrolyse (Na, Li, Ca)
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| |-
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| |Graphit (gebrannt) || − || + + || Aluminiumelektrolyse
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| |-
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| |Kohlenstoff (glatt) || − || + || Fluorherstellung
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| |-
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| |Platin || + || − || Perschwefelsäure
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| |-
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| |Eisen || + + || + || Wasserelektrolyse
| |
| |-
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| | Eisen || + || − || Schmelzflusselektrolyse (Na, Li, Ca)
| |
| |-
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| |Blei-Silberlegierung|| − || + || Geringe Sauerstoffüberspannung/Brennstoffzelle
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| |-
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| |Blei || − || + || Elektrolyse in schwefelsaurer Lösung
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| |-
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| |Blei || − || + || Perchlorsäure
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| |-
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| |Aluminium || + || − || Zink, Cadmiumelektrolyse
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| |-
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| | Titan(Ru) || − || + + || Hochbeständig bei NaCl-Elektrolyse
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| |-
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| | Quecksilber || + || − || Alkalielektrolyse
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| |-
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| |Zinn+Kupfer || + || − || Organische Verbindungen
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| |}
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| (++) Gut geeignet,
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| (+) geeignet,
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| (−) nicht geeignet
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| === Überspannung ===
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| Sowohl an der Kathode als auch an der Anode können [[Überspannung (Elektrochemie)|Überspannungen]] auftreten und somit die benötigte Spannung gegenüber den Berechnungen nach der [[Nernst-Gleichung]] erhöhen. Die Überspannungen sind bei Gasbildungen (z. B. Wasserstoff- und Sauerstoffbildung) mitunter beträchtlich. Die aufgebrachte Überspannungsenergie geht als Wärme verloren, trägt also nicht zum Stoffumsatz bei. Je nach Metallart und Oberflächenbeschaffenheit der Elektroden<ref>{{Literatur |Autor=M. Binnewies, M. Jäckel, H. Willner, G. Rayner-Canham |Hrsg=Michael Binnewies |Titel=Allgemeine und Anorganische Chemie |Auflage=2. |Verlag=Spektrum Akademischer Verlag |Ort=Heidelberg |Datum=2011 |ISBN=978-3-8274-2533-1 |Seiten=267}}</ref> variieren die Überspannungen. Stromstärke und Temperatur beeinflussen ebenfalls die Überspannung. Eine wachsende Stromstärke erhöht leicht die Überspannung, eine Temperaturerhöhung senkt dagegen die Überspannung.<ref>''Ullmann Encyklopädie der technischen Chemie.'' 3. Auflage. Band 6, S. 444.</ref>
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| Die nachfolgenden Tabellen geben einen kurzen Überblick bezüglich der
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| Überspannung bei der anodischen Sauerstoffentwicklung und der kathodischen Wasserstoffentwicklung (die Versuche wurden jedoch bei verschiedenen pH-Werten ausgeführt, zur Berechnung von pH-Änderungen siehe [[Nernst-Gleichung]])
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| '''Überspannung Sauerstoffbildung'''
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| Konditionen: 1 N-wäss. KOH, 20 °C, Messung nach 20 min.<ref>A. Hickling, S. Hill: ''Oxygen Overvoltage. The influence of Electrode Material, Current Density and Time in aqueous solutions.'' In: ''Discussions of the Faraday Society.'' Nr. 1, 1947.</ref>
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| {| class="wikitable" style="text-align:center"
| |
| |-
| |
| | ||Strom/Fläche||Strom/Fläche||Strom/Fläche
| |
| |-
| |
| | || 0,01 A/cm<sup>2</sup> || 0,1 A/cm<sup>2</sup> || 1 A/cm<sup>2</sup>
| |
| |-
| |
| | || || ||
| |
| |- class="hintergrundfarbe6"
| |
| ! Metall !! Spannung (V) !! Spannung (V) !! Spannung (V)
| |
| |-
| |
| |Kupfer || 0,66 || 0,73 || 0,77
| |
| |-
| |
| |Silber || 0,71 || 0,94 || 1,06
| |
| |-
| |
| |Gold || 1,05 || 1,53 || 1,63
| |
| |-
| |
| |Eisen || 0,48 || 0,56 || 0,63
| |
| |-
| |
| |Graphit || 0,96 || 1,12 || 2,20
| |
| |-
| |
| |Nickel || 0,75 || 0,91 || 1,04
| |
| |-
| |
| |Platin || 1,32 || 1,50 || 1,55
| |
| |-
| |
| |Palladium || 1,01 || 1,12 || 1,28
| |
| |-
| |
| |Blei || 0,97 || 1,02 || 1,04
| |
| |}
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| | |
| '''Überspannung Wasserstoffbildung'''
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| Konditionen: 1 N wäss. HCl, 16 °C.<ref name="HicklingSalt1940">A. Hickling, F. W. Salt: ''Studies In Hydrogen Overvoltage At High Current Densities. Part I.'' In: ''Transactions of the Faraday Society.'' Band 36, 1940, S. 1226.</ref>
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| {| class="wikitable" style="text-align:center"
| |
| |-
| |
| | ||Strom/Fläche||Strom/Fläche||Strom/Fläche
| |
| |-
| |
| | || 0,01 A/cm<sup>2</sup> || 0,1 A/cm<sup>2</sup> || 1 A/cm<sup>2</sup>
| |
| |-
| |
| | || || ||
| |
| |- class="hintergrundfarbe6"
| |
| ! Metall !! Spannung (V) !! Spannung (V) !! Spannung (V)
| |
| |-
| |
| |Kupfer || 0,75 || 0,82 || 0,84
| |
| |-
| |
| |Silber || 0,66 || 0,76 || -
| |
| |-
| |
| |Gold || 0,25 || 0,32 || 0,42
| |
| |-
| |
| |Eisen || 0,53 || 0,64 || 0,77
| |
| |-
| |
| |Graphit || 0,76 || 0,99 || 1,03
| |
| |-
| |
| |Nickel || 0,42 || 0,51 || 0,59
| |
| |-
| |
| |Platin || 0,35 || 0,40 || 0,40
| |
| |-
| |
| |Platiniertes Platin || 0,03 || 0,05 || 0,07
| |
| |-
| |
| |Blei || 1,24 || 1,26 || 1,22
| |
| |-
| |
| |Zinn || 0,98 || 0,99 || 0,98
| |
| |-
| |
| |Quecksilber || 1,15 || 1,21 || 1,24
| |
| |-
| |
| |Wolfram || 0,35 || 0,47 || 0,54
| |
| |}
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| | |
| Bei anderen elektrolytischen Reduktionen (ohne Gasbildung) kann auch die Diffusionsüberspannung wichtig werden. Falls nach einigen Minuten die Konzentration des elektrolytisch umzusetzenden Stoffes vor der Elektrode absinkt, muss mehr Spannung aufgebracht werden, um die gleiche Stromstärke zu erzielen. Durch kontinuierliches Rühren oder mit rotierenden Scheiben-, Zylinderelektroden kann die Diffusionsüberspannung gesenkt werden.
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| | |
| Die Wasserstoff- und die Sauerstoffüberspannung bleiben an vielen Metallen nicht konstant.
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| Sie steigen mitunter sogar noch nach 60 Minuten leicht an.<ref name="HicklingSalt1940" />
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| === Zellwiderstand ===
| |
| Der elektrische Widerstand einer Elektrolysezelle behindert den Stromfluss ([[ohmsches Gesetz]]) und sollte daher minimiert werden, andernfalls geht Energie in Form von Wärme verloren. Der Widerstand einer Elektrolysezelle hängt vom Elektrodenabstand, von der Größe der Elektrodenfläche und von der [[Leitfähigkeit]] ab.
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| Allgemein gilt für die Berechnung des Widerstands einer Elektrolysezelle:
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| <!--R(z) = (abstand/fläche) * (1/fähigkeit)-->
| |
| :<math>R(z)= \left( \frac{\text{Elektrodenabstand}}{\text{Elektrodenfläche}} \right)
| |
| \cdot \left( \frac{1}{\text{Leitfähigkeit}} \right)\,</math>
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| | |
| In destilliertem Wasser ist die Leitfähigkeit sehr gering – der Widerstand also sehr hoch – und eine Elektrolyse schlecht möglich.
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| {| class="wikitable" style="text-align:center; font-size:90%;"
| |
| ! colspan="3" align="center" class="hintergrundfarbe6"| Leitfähigkeit einiger Lösungen
| |
| |-
| |
| ! Stoff !! Temperatur ([[Kelvin|K]]) !! Leitfähigkeit (1/(Ohm·cm))
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| |-
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| | Dest. Wasser || 273 || 10<sup>−6</sup> bis 10<sup>−7</sup><ref name="Wedler" />
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| |-
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| | 1 M KCl (wäss.) || 293 || 0,102<ref name="Wedler">Gerd Wedler: ''Lehrbuch der Physikalischen Chemie.'' 3. Auflage. VCH, Weinheim 1987, S. 183.</ref>
| |
| |-
| |
| | 0,1 M KCl (wäss.) || 293 || 0,017<ref name="Wedler" />
| |
| |-
| |
| | 1 M NaCl || 291 || 0,074<ref name="Wedler" />
| |
| |-
| |
| | 1 M HCl (wäss.) || 298 || 0,332<ref name="Wedler" />
| |
| |-
| |
| | 1 M KOH (wäss.) || 291 || 0,184<ref name="Wedler" />
| |
| |-
| |
| | 4 M NaOH (wäss.) || || 0,3500
| |
| |-
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| | 1 M H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> (wäss.) || || 0,3700
| |
| |}
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| Die Leitfähigkeiten von Lösungen geringer Konzentrationen lassen sich über die spezifische [[Elektrolytische Leitfähigkeit]] bzw. die Äquivalentleitfähigkeiten der Ionen berechnen. Die Leitfähigkeit von Lösungen sehr hoher Konzentration muss experimentell bestimmt werden. <!-- Warum? -->
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| Obwohl bei starken Säuren die Leitfähigkeit höher als in basischen Lösungen gleicher Konzentration ist, werden viele Elektrolysen – aufgrund der anodischen Auflösungsvorgänge bzw. der verzögerten Sauerstoffbildung bzw. Halogenoxidation im sauren Bereich – vorwiegend in basischem Medium ausgeführt.
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| === Stromdichte ===
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| Um die Wirtschaftlichkeit von elektrolytischen Verfahren zu steigern, sollten die Verfahren bei möglichst hohen Stromdichten durchgeführt werden. Dies erreicht man, indem man die Leitfähigkeit durch Salzzugabe oder durch Temperaturerhöhung (je Grad Temperaturzunahme steigt die spezifische Leitfähigkeit etwa um 1–2 %) erhöht.<ref>''Ullmann Encyklopädie der technischen Chemie.'' 3. Auflage. Band 6, S. 450.</ref> Häufig wird die Stromdichte durch den Diffusionsgrenzstrom limitiert. Aus Kenntnis des Diffusionsgrenzstromes lassen sich [[dimensionslose Kennzahl]]en ermitteln, um den Umsatz auch für größere Anlagen berechnen zu können.<ref>''Ullmann Encyklopädie der technischen Chemie.'' 4. Auflage. Band 3, S. 269–271, 281.</ref> Es gibt für jede Elektrolyse eine kalkulatorisch optimale Stromdichte, sie ist größtenteils nicht die maximale Stromdichte.
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| Um möglichst saubere, kompakte Metallabscheidungen zu erhalten, sollte bei geringer Stromdichte gearbeitet werden. Dies ist insbesondere für Gold-, Silber- und Kupferbezüge wichtig.
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| Metallabscheidungen bei hohen Stromdichten bilden sogenannte Spieße, Stangen, Bäume aus und diese können zu Kurzschlüssen führen.<ref>''Ullmann Encyklopädie der technischen Chemie.'' 3. Auflage. Band 6, S. 474.</ref>
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| Häufig – besonders in der organischen Chemie – sind thermische Verfahren aufgrund des höheren Stoffumsatzes pro Zeiteinheit den elektrolytischen Verfahren überlegen.
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| === Wanderungsgeschwindigkeiten von Ionen ===
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| Während der Elektrolyse können Kationen an der Kathode reduziert und an der Anode Anionen oxidiert werden. Da dicht vor der Elektrode Ladungsänderungen durch Reduktion oder Oxidation auftreten, muss die Ladungsdifferenz im Elektrodenraum durch Wanderungsprozesse ausgeglichen werden.
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| Kationen und Anionen müssen im Elektrodenraum in identischer Konzentration vorliegen, es darf keinen Überschuss an positiven oder negativen Ionen geben. Der Ausgleich von Ionen in einer Elektrolysezelle wird durch die Ionenwanderung bewirkt. Die Wanderungsgeschwindigkeit ist abhängig von der angelegten Zellspannung und der Art der Ionen. Der Verlust an Kationen vor der Kathode kann durch die Wanderung von überschüssigen Kationen aus dem Anodenraum oder umgekehrt von überschüssigen Anionen aus dem Kathodenraum kompensiert werden. In der Regel stellt sich ein Kompromiss aus beiden Wanderungsrichtungen ein. Die Wanderungsgeschwindigkeiten lassen sich aus den Grenzleitfähigkeiten der Ionenarten berechnen.
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| Mit der Überführungszahl kann die Änderung der Ionenzusammensetzung direkt bestimmt werden.
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| Es gibt Ionen wie H<sup>+</sup> oder OH<sup>-</sup>, die sehr schnell in einer Elektrolytlösung wandern. Aufgrund der unterschiedlichen Wanderungsgeschwindigkeiten können sich Ionenarten während der Elektrolyse in den Halbzellen der Elektrolysezelle anreichern.
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| Bei einer Temperaturerhöhung um 1 °C nimmt die Leitfähigkeit um ca. 1–2,5 % zu. Die Zunahme der Wanderungsgeschwindigkeit könnte mit einer geringeren Viskosität der Solvathülle um die Ionen oder gar mit einer Abnahme der Solvathülle um die Ionen begründet werden.<ref>{{Literatur |Autor=Philipp Lenard |Titel=Über Elektrizitätsleitung durch freie Elektronen und Träger. III: Wanderungsgeschwindigkeit kraftgetriebener Partikel in reibenden Medien |TitelErg=Mit Beiträgen von W. Weick und Hans Ferd. Mayer |Sammelwerk=[[Annalen der Physik]] |Band=366 |Nummer=Nr. 8 (Folge 4 Band 61) |Datum=1920 |Seiten=665–741 |Fundstelle=hier S. 718 |Online=[https://archive.org/stream/annalenderphysi66unkngoog#page/n723/mode/2up archive.org] |DOI=10.1002/andp.19203660802}}</ref>
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| Zur Verknüpfung der Größen Wanderungsgeschwindigkeit <math>u</math>, Ionenbeweglichkeit <math>v</math> (die keine Geschwindigkeit ist!), elektrische Feldstärke <math>E</math>, Äquivalentleitfähigkeit/Grenzleitfähigkeit (lambda) und von Ionen im elektrischen Feld <math>E</math> beigebrachten Teilstrom siehe:
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| * [[Überführungszahl#Grundlagen|Grundlagen und Berechnung der Überführungszahlen von Ionen]]
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| sowie:
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| * [[Ionenbeweglichkeit#Zahlenwerte|Zahlenwerte der Ionenbeweglichkeit vieler Ionen]]
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| == Beispiele == | | == Beispiele == |
| === Elektrolyse von Wasser ===
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| {{Hauptartikel|Wasserelektrolyse}}
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| Die Elektrolyse von [[Wasser]] zerlegt dieses in die [[Chemisches Element|Elemente]] [[Sauerstoff]] und [[Wasserstoff]]. Wie alle Elektrolysen besteht sie aus zwei Teilreaktionen, die an den beiden [[Elektrode]]n (Kathoden- und Anodenräumen) ablaufen. Das Gesamt-[[Reaktionsschema]] dieser [[Redoxreaktion]] lautet: | | Die [[Verbrennung]] von [[Wasserstoff]] (H) mittels [[Sauerstoff]] (O) zu [[Wasser]] (H<sub>2</sub>O) verläuft nach folgender Reaktionsgleichung: |
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| : <math>\mathrm{2\ H_2O(l)\ _{\overrightarrow \text{Elektrolyse}}\ 2\ H_2(g) + O_2(g)}</math> | | :<math>2\ \mathrm H_2 + \mathrm O_2 \longrightarrow 2\ \mathrm {H_2O}</math> |
| : <small>Wasser wird durch elektrischen Strom in [[Wasserstoff]] und [[Sauerstoff]] gespalten.</small>
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| Die Elektroden tauchen in Wasser ein, welches durch die Zugabe von [[Säure]] oder [[Alkalische Lösung|Lauge]] besser leitend gemacht wird. Die Teilreaktionen lauten | | Zu berücksichtigen ist dabei, dass Wasserstoff und Sauerstoff nicht in atomarer Form, sondern als zweiatomige [[Molekül]]e vorliegen. Die Anzahl von insgesamt 4 Wasserstoffatomen und 2 Sauerstoffatomen bleibt bei der Reaktion erhalten. Nach dem Gesetz der konstanten Proportionen stehen Wasserstoff und Sauerstoff im Wasser stets zueinander im Verhältnis 2:1, was durch die bekannte [[chemische Formel]] H<sub>2</sub>O ausgedrückt wird. Bei der Zersetzung von Wasser, beispielsweise durch [[Elektrolyse]], ensteht daher, bezogen auf das [[Volumen]], auch wieder doppelt soviel Wasserstoffgas als Sauerstoffgas: |
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| ''Kathodenraum'':
| | :<math>2\ \mathrm {H_2O} \longrightarrow 2\ \mathrm H_2 + \mathrm O_2</math> |
| 2 H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + 2 e<sup>−</sup> → H<sub>2</sub> + 2 H<sub>2</sub>O (für saure Lösungen)
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| oder :
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| 2 H<sub>2</sub>O + 2 e<sup>−</sup> → H<sub>2</sub> + 2 OH<sup>−</sup> (für basische Lösungen)
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| ''Anodenraum:''
| | Bei der Reaktion von [[Natrium]] (Na) mit [[Chlor]]gas (Cl<sub>2</sub>) entsteht [[Natriumchlorid]] (Kochsalz), das aus positiv geladenen Natrium- (Na<sup>+</sup>) und negativ geladenen Chloridionen (Cl<sup>-</sup>) zusammengesetzte [[Ion]]enkristalle bildet. Die Gesamtsumme der Ladungen bleibt dabei erhalten und beträgt auf beiden Seiten der Gleichung 0: |
| 6 H<sub>2</sub>O → O<sub>2</sub> + 4 H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + 4 e<sup>−</sup> (für saure Lösungen)
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| oder :
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| 4 OH<sup>−</sup> → O<sub>2</sub> + 2 H<sub>2</sub>O + 4 e<sup>−</sup> (für basische Lösungen)
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| Als Demonstrationsexperiment kann diese Reaktion im [[Hofmannscher Wasserzersetzungsapparat|Hofmannschen Wasserzersetzungsapparat]] ausgeführt werden.
| | :<math>2\ \mathrm {Na} + \mathrm {Cl_2} \longrightarrow 2\ \mathrm {Na^+Cl^-}</math> |
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| Die Wasserelektrolyse kann zur Gewinnung von Wasserstoff als lagerbarer Energieträger an Bedeutung gewinnen. Der energetische [[Wirkungsgrad]] der Elektrolyse von Wasser liegt bei über 70 %.<ref>{{Literatur |Autor=Alexander Stubinitzky |Titel=Ökoeffizienzanalyse technischer Pfade für die regenerative Bereitstellung von Wasserstoff als Kraftstoff |Sammelwerk=Fortschritt-Berichte VDI |Band=6: ''Energietechnik'' |Nummer=588 |Verlag=VDI Verlag |Ort=Düsseldorf |Datum=2009 |ISBN=978-3-18-358806-0 |ISSN=0178-9414}}</ref>
| | [[Eisen]] (Fe) kann mit Sauerstoff gemäß der nachfolgenden formalen Reaktionsgleichungen mehrere verschiedene Verbindungen bilden, die dem Gesetz der multiplen Proportionen gehorchen: |
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| === Elektrolyse von Zinkiodid ===
| | :<math>2\ \mathrm {Fe} + \mathrm O_2 \longrightarrow 2\ \mathrm {FeO} </math> ([[w:Eisen(II)oxid|Eisen(II)oxid]]) |
| Die Elektrolyse von [[Zinkiodid]] zerlegt dieses in die [[Chemisches Element|Elemente]] [[Zink]] und [[Iod]]. Wie alle Elektrolysen besteht auch diese aus zwei Teilreaktionen, die an den beiden [[Elektrode]]n (Kathoden- und Anodenraum) ablaufen. Das Gesamt-[[Reaktionsschema]] dieser [[Redoxreaktion]] lautet:
| | :<math>4\ \mathrm {Fe} + 3\ \mathrm O_2 \longrightarrow 2\ \mathrm {Fe_2O_3}</math> ([[w:Eisen(III)oxid|Eisen(III)oxid]]) |
| | :<math>6\ \mathrm {Fe} + 4\ \mathrm O_2 \longrightarrow 2\ \mathrm {Fe_3O_4}</math> ([[w:Eisen(II,III)oxid|Eisen(II,III)oxid]]) |
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| : <math>\mathrm{ZnI_2 \ \xrightarrow{\text{Elektrolyse}} \ Zn + I_2}</math>
| | == Siehe auch == |
| : <small>Das Zinkiodid wurde durch elektrischen Strom in [[Zink]] und [[Iod]] gespalten.</small>
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| Die Reaktionen an den einzelnen Elektrodenräumen lauten :
| | * {{WikipediaDE|Stöchiometrie}} |
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| ''Kathodenreaktion'':
| | == Literatur == |
| Zn<sup>2+</sup> + 2 e<sup>−</sup> → Zn
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| ''Anodenreaktion:'' | | * Rudolf Steiner: ''Die Wirklichkeit der höheren Welten'', [[GA 79]] (1988), ISBN 3-7274-0790-5 {{Vorträge|079}} |
| 2 I<sup>−</sup> → I<sub>2</sub>+ 2 e<sup>−</sup>
| | * Rudolf Steiner: ''Erdensterben und Weltenleben. Anthroposophische Lebensgaben. Bewußtseins-Notwendigkeiten für Gegenwart und Zukunft'', [[GA 181]] (1991), ISBN 3-7274-1810-9 {{Vorträge|181}} |
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| Durch die Energiezufuhr bewegen sich die einzelnen Ionen in Richtung Elektroden. Die Zink-Kationen wandern zur Kathode, es werden von den Zink-Kationen zwei Elektronen aufgenommen (Reduktion) und es bildet sich elementares Zink. Die Iod-Anionen wandern zur Anode und werden zu elementarem Iod oxidiert.
| | {{GA}} |
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| == Anwendungen == | | == Einzelnachweise == |
| === Stoffgewinnung ===
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| [[Datei:Silver crystal.jpg|mini|Ein [[Silber]]-[[Kristall]], elektrolytisch abgeschieden mit deutlich sichtbaren [[Dendrit (Kristallographie)|dendritischen]] Strukturen.]]
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| Die [[Metalle]] [[Aluminium]] und [[Magnesium]] werden elektrolytisch mithilfe der [[Schmelzflusselektrolyse]] hergestellt. Elektrochemisch werden ferner [[Kupfer]], [[Silber]] und [[Gold]] gewonnen, sowie zu großen Teilen auch [[Zink]] und [[Nickel]]. Weitere [[Alkalimetalle]] und die meisten [[Erdalkalimetalle]] werden ebenfalls durch Schmelzflusselektrolyse gewonnen.
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| Sowohl dabei als auch bei Elektrolyse in wässrigen Medien werden je nach Ausgangsstoff die [[Halogene]] [[Fluor]], [[Brom]] und [[Chlor]] frei, die in großem Maßstab für weitere [[Synthese (Chemie)|Synthesen]] verwendet werden.
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| In der [[Chloralkali-Elektrolyse]] wird aus [[Steinsalz]] Chlor, Wasserstoff und Natronlauge hergestellt.
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| === Galvanik ===
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| Elektrolytische [[Metallabscheidung]]en gehören zu den wichtigsten Anwendungen, entweder zur Erzeugung von metallischen Überzügen bei der [[Galvanik]] ([[Verzinken|galvanisches Verzinken]], Verchromen usw.) oder zur Herstellung und Verstärkung von Leiterbahnen in der [[Leiterplatte]]nproduktion.
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| === Elektrolytische Raffination ===
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| Die ''elektrolytische [[Raffination]]'' ist ein Verfahren zur Reinigung von Metallen. Die Reinigung wird dadurch erreicht, dass sich durch Elektrolyse eine Anode aus einem Rohmetall löst und sich an einer Kathode selektiv als reines Metall abscheidet. Verunreinigungen bleiben im Elektrolyt gelöst oder fallen als [[Anodenschlamm]] aus. Der Anodenschlamm und Elektrolyt werden wegen ihrer wertvollen Bestandteile aufgearbeitet. Elektrolytische Raffination wird insbesondere für die Reinigung von [[Kupfer]], [[Nickel]], [[Silber]] und [[Blei]] verwendet.
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| Bei der [[elektrolytische Raffination von Kupfer]] wird [[Elektrolytkupfer]] mit einer Reinheit von >99,5 % gewonnen und wird hauptsächlich für [[Elektrischer Leiter|elektrische Leiter]] verwendet. Bei der Kupferraffination beträgt die Zellspannung wenige Zehntel Volt (hauptsächlich verursacht durch Überspannungen und den Zellwiderstand), die Stromdichte liegt im Bereich von 150 bis 240 A/m<sup>2</sup>.<ref>Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: ''Lehrbuch der Anorganischen Chemie.'' 102. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, S. 1436 f.</ref> Der Anodenschlamm enthält insbesondere die Edelmetalle Gold und Silber, aber auch [[Selen]] und [[Antimon]]. Die unedleren Metalle, wie Eisen, Nickel, Cobalt und Zink, verbleiben im Elektrolyt.
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| Bei der [[elektrolytische Bleiraffination]] dient die Raffination von Rohblei zur Abtrennung von Arsen, Antimon und Bismut.
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| === Kolbe-Elektrolyse ===
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| Die [[Kolbe-Elektrolyse]] ist das älteste Beispiel einer [[Organische Elektrochemie|organischen elektrochemischen Reaktion]]. Bei dieser Elektrolyse werden zwei [[Carbonsäure]]moleküle unter CO<sub>2</sub>-Abspaltung gekuppelt.
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| === Weitere Anwendungen der Elektrolyse ===
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| * [[Analytische Chemie]]: Bei der [[Voltammetrie]] und [[Polarographie]] wird durch die Messung des Elektrolysestromes in Abhängigkeit von der Spannung ein Aufschluss über die chemische Zusammensetzung des Elektrolyten gewonnen. Bei der [[Elektrogravimetrie]] und [[Coulometrie]] wird die Umsetzung von Elektrolyten durch elektrischen Strom angewendet, um Informationen über den Metallgehalt einer Probe zu erlangen.
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| * [[Abwasserreinigung]]: Neben der Hydroxidfällung und der Reinigung von Abwasser mit Ionenaustauschern werden zur Reinigung von belasteten Abwässern aus der metallverarbeitenden Industrie, der Galvanik, Farbstoff-, Pharmaindustrie elektrochemische Reinigungsmethoden angewandt. An der Anode werden Cyanidsalze, organische Verbindungen durch Oxidation unschädlich gemacht. An der Kathode werden z. B. Blei, Arsen und Kupfer durch Reduktion entfernt, Chromat wird zu Cr<sup>3+</sup> reduziert.<ref>''Ullmann Encyklopädie der technischen Chemie.'' 4. Auflage. Band 3, S. 302.</ref>
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| * [[Elektrochemisches Abtragen]]: Elektrochemisches Abtragen (ECM) wird auch elektrochemische Metallbearbeitung genannt. Dabei wird das Werkstück als Anode geschaltet und das Metall löst sich dann durch große Nähe zur Kathode auf. Durch die Formgebung der Kathode kann die Ablösung an der Anode beeinflusst werden. Als Metalle eignen sich Aluminium, Kobalt, Molybdän, Nickel, Titan, Wolfram, Stahl und Eisenlegierungen. Als Elektrolyt dient [[Natriumnitrat]] oder [[Natriumhydroxid]].
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| * [[Isotopentrennung]]: Im natürlichen Wasser ist etwas [[Deuterium]] enthalten. Da Deuterium sehr viel langsamer als Wasserstoff an der Kathode zum Mischgasmolekül Deuteriumwasserstoff reagiert, lässt sich Deuterium elektrolytisch anreichern.<ref>''Ullmann Encyklopädie der technischen Chemie.'' 4. Auflage. Band 3, S. 299.</ref>
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| * Laden von [[Akkumulator]]en: Beim Entladen von Akkumulatoren wird chemische Energie in nutzbare elektrische Energie umgewandelt. Lädt man einen Akku wieder auf, so erzwingt man durch die Ladespannung eine Umkehrung der bei der Entladung ablaufenden Redoxreaktion. Somit ist der Aufladevorgang nach der oben genannten Definition eine Elektrolyse. Diese Benennung ist aber unüblich.
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| == Wirtschaft ==
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| Nach Angaben des Statistischen Bundesamtes wurden im Jahr 2007 die folgenden Mengen an Metallen oder Chemikalien in Deutschland hergestellt.<ref>''Statistisches Bundesamt, Produzierendes Gewerbe. Jahr 2007.'' Fachserie 4, Reihe 3.1, Erschienen: 6. Mai 2008.</ref>
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| {| class="wikitable sortable" style="text-align:right;"
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| |- class="hintergrundfarbe6"
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| ! Stoff ||Herstellungsmenge t (m<sup>3</sup>)/Jahr||Verkaufswert Mio. €
| |
| |-
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| |style="text-align:left;"| Natronlauge (wässrig)
| |
| | 4.316.903
| |
| | 501
| |
| |-
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| |style="text-align:left;"| Chlorgas
| |
| | 5.082.913
| |
| | 421
| |
| |-
| |
| |style="text-align:left;"| Kalilauge (wässrig)
| |
| | 177.506
| |
| | 52
| |
| |-
| |
| |style="text-align:left;"| Aluminium (unlegiert)
| |
| | 279.660
| |
| | 529
| |
| |-
| |
| |style="text-align:left;"| Aluminium (legiert)
| |
| |1.033.860
| |
| | 1.397
| |
| |-
| |
| |style="text-align:left;"| Gold (als Halbzeug)
| |
| | 91
| |
| | 901
| |
| |-
| |
| |style="text-align:left;"| Silber (als Halbzeug)
| |
| | 2.635
| |
| | 455
| |
| |-
| |
| |style="text-align:left;"| Kupfer (raffiniert)
| |
| | 553.300
| |
| | 1.629
| |
| |-
| |
| |style="text-align:left;"| Zink (rohform, raffiniert)
| |
| |264.843
| |
| | 654
| |
| |}
| |
| | |
| In den USA liegen die hergestellten Elektrolyseprodukte um den Faktor 2–3 höher. Dort werden ca. 5 % der gesamten Stromproduktion für die Elektrolyse benötigt.<ref>Kirk Othmer: ''Encyclopedia of Technology.'' 5. Auflage. 2005, Band 9, S. 619.</ref> Die weltweite Gesamtmenge an mittels Elektrolyse hergestelltem Aluminium liegt bei etwa 50 Millionen Tonnen jährlich.<ref>{{Internetquelle |url=http://www.world-aluminium.org/statistics/alumina-production/#data |titel=Primary Aluminium Production |hrsg=The International Aluminium Institute |datum=2015-05-20 |zugriff=2015-06-09}}</ref><ref>{{Internetquelle |url=http://de.statista.com/statistik/daten/studie/37015/umfrage/produktion-von-aluminium-weltweit-nach-laendern/ |titel=Hüttenproduktion von Aluminium nach den wichtigsten Ländern im Jahr 2014 (in 1.000 Tonnen) |hrsg=Statista |zugriff=2015-06-09}}</ref>
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| == Siehe auch ==
| |
| * {{WikipediaDE|Kategorie:Elektrolyse}}
| |
| * {{WikipediaDE|Elektrolyse}}
| |
| | |
| == Literatur ==
| |
| * ''Handbuch der experimentellen Chemie. Sekundarbereich II.'' Band 6: ''Elektrochemie.'' Aulis Verlag Deubner, 1994, ISBN 3-7614-1630-X.
| |
| * ''Ullmann Encyklopädie der technischen Chemie.'' 3. Auflage. Band 6, 1955, S. 253–304. (4. Auflage, Band 3, S. 262–298, 5. Auflage, Band A9, S. 220 ff.)
| |
| * Gerd Wedler: ''Lehrbuch der Physikalischen Chemie.'' Verlag Chemie, 1982, ISBN 3-527-25880-9, S. 172–212, S. 405–445, S. 821–836.
| |
| * Udo R. Kunze: ''Grundlagen der quantitativen Analyse.'' Georg Thieme Verlag, 1980, ISBN 3-13-585801-4, S. 169–171.
| |
| * Carl H. Hamann, Wolf Vielstich: ''Elektrochemie.'' 4. Auflage. WILEY-VCH Verlag, Weinheim 2005, ISBN 3-527-31068-1.
| |
| * {{Literatur
| |
| |Autor=Bernd Speiser
| |
| |Titel=Elektroanalytische Methoden I: Elektrodenreaktionen und Chronoamperometrie
| |
| |Sammelwerk=Chemie in unserer Zeit
| |
| |Band=15
| |
| |Nummer=1
| |
| |Datum=1981-02
| |
| |Seiten=21–26
| |
| |DOI=10.1002/ciuz.19810150105}}
| |
| * {{Literatur
| |
| |Autor=Wolfgang-Dieter Luz, Eberhard Zirngiebl
| |
| |Titel=Die Zukunft der Elektrochemie
| |
| |Sammelwerk=Chemie in unserer Zeit
| |
| |Band=23
| |
| |Nummer=5
| |
| |Datum=1989-10-01
| |
| |Seiten=151–160
| |
| |DOI=10.1002/ciuz.19890230503}}
| |
| | |
| == Weblinks ==
| |
| {{Commons|Electrolysis|Elektrolyse}}
| |
| {{Wiktionary}}
| |
| * [http://www.elektronik-kompendium.de/sites/grd/0209102.htm Allgemeine Beschreibung mit Zeichnung]
| |
| * [http://www.hyweb.de/Wissen/w-i-energiew3.html Information Portal on Hydrogen and Fuel Cells]
| |
| * {{Internetquelle
| |
| |zugriff=2007-06-01
| |
| |url=http://teetz.homepage.t-online.de/Chemie_Tuef.html
| |
| |titel=Experimente
| |
| |archiv-url=https://web.archive.org/web/20090719130832/http://teetz.homepage.t-online.de:80/Chemie_Tuef.html
| |
| |archiv-datum=2009-07-19}}
| |
| * [http://www.alteso.de/teilgebiete-der-chemie/physikalische-chemie/elektrochemie/107-elektrolyse Videotutorial zur Elektrolyse]
| |
|
| |
|
| == Einzelnachweise ==
| |
| <references /> | | <references /> |
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|
| [[Kategorie:Chemische Reaktion]] | | [[Kategorie:Chemischer Grundbegriff]] |
| {{Wikipedia}}
| |
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anthro.world, 
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