Elektrolyse und Galvanik

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Definition und Überblick

Galvanische Zellen wandeln chemische in elektrische Energie um (freiwillige Reaktion, $E > 0$). Elektrolysezellen tun das Gegenteil: Sie erzwingen eine un-freiwillige Redoxreaktion durch angelegte Spannung ($E < 0$).

Beide bestehen aus zwei Elektroden (Anode und Kathode) in einem Elektrolyten. Die Unterscheidung erfolgt über die Stromrichtung:

Galvanische Zelle: Anode negativ (−), Kathode positiv (+)
Elektrolyse: Anode positiv (+), Kathode negativ (−)

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Faradaysche Gesetze

Michael Faraday formulierte die Zusammenhänge zwischen Strom und Stoffumsatz:

1. Faradaysches Gesetz: Die abgeschiedene Stoffmenge $m$ ist proportional zur geflossenen Ladung $Q$:

$$m = k \cdot Q = k \cdot I \cdot t$$

2. Faradaysches Gesetz: Die benötigte Ladung für 1 mol eines Stoffes hängt von der Ionenladung $z$ ab:

$$Q = z \cdot F$$

mit der Faraday-Konstante $F = 96\,485\ \mathrm{C/mol}$ und $n$ der Stoffmenge:

$$m = \frac{M \cdot I \cdot t}{z \cdot F}$$

Galvanisieren (elektrolytische Beschichtung)

Beim Galvanisieren wird ein Metall (z. B. $\ce{Cu}$, $\ce{Ni}$, $\ce{Cr}$, $\ce{Ag}$) auf ein Werkstück aufgebracht. Anwendungen: Korrosionsschutz (Verchromen), Dekoration (Vergolden), Leiterplattenherstellung.

Beispiel: Verkupfern — das Werkstück wird als Kathode geschaltet:

$$\ce{Cu^{2+} + 2e- -> Cu}$$

Die Anode besteht aus Kupfer, das nachgeliefert wird: $\ce{Cu -> Cu^{2+} + 2e-}$

Industrielle Elektrolyse: Aluminiumgewinnung (Hall-Héroult)

Die Aluminiumherstellung erfolgt aus $\ce{Al2O3}$ (Bauxit) in einer Kryolithschmelze ($\ce{Na3AlF6}$) bei ca. 960 °C:

Kathode (−): $\ce{Al^{3+} + 3e- -> Al}$ (schmilzt und wird abgezogen)
Anode (+): $\ce{2 O^{2-} -> O2 + 4e-}$, die Kohleanoden verbrennen zu $\ce{CO2}$

Der Energiebedarf ist enorm: ca. $14\ \mathrm{kWh}$ pro kg Aluminium.

Wasserstoffelektrolyse

$\ce{2 H2O -> 2 H2 + O2}$ mit $E_{\text{min}} = 1{,}23\ \mathrm{V}$. Reale Zellen benötigen $1{,}8\ \mathrm{V}$ bis $2{,}2\ \mathrm{V}$ aufgrund von Überspannungen.

Beispiele

Daniell-Element (galvanisch): $\ce{Zn | Zn^{2+} || Cu^{2+} | Cu}$ — Spannung ca. $1{,}1\ \mathrm{V}$
Bleiakku (beides möglich): Beim Entladen galvanisch, beim Laden Elektrolyse
Wasserstoffelektrolyse: grüner Wasserstoff aus erneuerbaren Energien
Vergolden: Eintauchen in $\ce{[Au(CN)2]-}$-Lösung, Gold scheidet sich an der Kathode ab

Übungen

Durch eine Kupfer-Elektrolysezelle fließt $2{,}0\ \mathrm{A}$ für $30\ \mathrm{min}$. Welche Masse Kupfer scheidet sich an der Kathode ab? ($M_{\ce{Cu}} = 63{,}55\ \mathrm{g/mol}$, $z = 2$)
Handelt es sich bei einer Aluminium-Elektrolyse um eine freiwillige Reaktion? Begründe mit $E$.
Nenne drei Unterschiede zwischen einer galvanischen Zelle und einer Elektrolysezelle.

Lösungen:

$m = \frac{M \cdot I \cdot t}{z \cdot F} = \frac{63{,}55 \cdot 2{,}0 \cdot 1800}{2 \cdot 96485} \approx 1{,}19\ \mathrm{g}$
Nein, sie ist unfreiwillig ($E < 0$). Für $\ce{Al2O3}$ ist die Zersetzungsspannung negativ, daher muss äußere Spannung angelegt werden.
(1) Galvanisch: spontan, Elektrolyse: erzwungen. (2) Galvanisch: $E > 0$, Elektrolyse: $E < 0$. (3) Galvanisch: Anode (−), Kathode (+); Elektrolyse: Anode (+), Kathode (−).

Zusammenfassung

Galvanische Zellen liefern nutzbare elektrische Energie aus spontanen Redoxreaktionen. Elektrolysezellen nutzen elektrische Energie, um un-freiwillige Redoxreaktionen zu erzwingen. Die Faradayschen Gesetze verknüpfen Stromstärke, Zeit und abgeschiedene Stoffmenge. Industrielle Anwendungen der Elektrolyse umfassen die Aluminiumgewinnung, Galvanisieren und die Wasserstoffherstellung.