Unter Elektrolyse (griech. "mittels Elektrizität trennen") versteht man die Aufspaltung einer chemischen Verbindung unter der Einwirkung des elektrischen Stroms. Die Spannung, die dabei mindestens angelegt werden muss, bezeichnet man als Abscheidungspotential. Dieses setzt sich aus dem Redoxpotential ab, welches bei dem galvanischen Element frei werden würde, sowie einem hergestellt, letzteres wird wiederum zur Produktion von Titan benötigt. Die Alkalimetalle und die meisten Erdalkalimetalle werden durch Elektrolyse gewonnen, ferner die Halogene Fluor, Brom und Chlor, das etwa für weitere Synthesen in großem Maßstab verwendet wird. Auch die Galvanik beruht auf Elektrolysen.

Metallabscheidungen gehören zu den wichtigsten Anwendungen, entweder – wie die oben genannten Beispiele zeigen - zur Gewinnung von elementaren Metallen als solchen oder zur Erzeugung von metallischen Überzügen bei der Galvanik oder zur Herstellung von Leiterbahnen in der Prozessorproduktion, außerdem zur Reinigung und Trennung von Metallen bei der Elektroraffination. Wie die obigen Beispiele zeigen, werden aber auch Nichtmetalle wie die Halogene elektrolytisch gewonnen. Besonders zu erwähnen sind Wasserstoff und Sauerstoff, die durch Wasserelektrolyse prinzipiell sehr leicht gewinnbar sind. Bisher war es aber zumeist billiger, Wasserstoff aus Erdöl oder Erdgas und Sauerstoff aus der Luft zu gewinnen, während die Elektrolyse nur in Gegenden rentabel war, in denen billiger Strom, z. B. aus Wasserkraft, zur Verfügung stand. Wenn sich Erdgas und Erdöl und daraus gewonnene Treibstoffe weiter verteuern, so ist zu erwarten, dass zukünftig der Wasserelektrolyse mittels elektrischer Energie, z. B. aus Solarstrom und möglicherweise der Kernfusion, zur Gewinnung von Wasserstoff als Energieträger eine besondere Bedeutung zukommt.

Bei der Elektrolyse wird elektrische in chemische Energie umgewandelt. Besonders im Falle von Wasserstoff und Sauerstoff wird auch die Umkehrung genutzt, die Gewinnung von elektrischer Energie in der Brennstoffzelle, die zusammen mit der Wasserelektrolyse zentraler Baustein einer zukünftigen Wasserstoffwirtschaft wäre.

Zur Geschichte

1800 erfand Alessandro Volta die erste brauchbare Batterie, die voltasche Säule. Mit dieser Stromquelle waren erstmals auch gezielte Anwendungen der Elektrolyse möglich, und bald darauf wurde sie genutzt – vor allem von Humphry Davy in den Jahren 1807 und 1808, um die bis dahin unbekannten Elemente Natrium, Kalium, Barium, Strontium, Kalzium und Magnesium herzustellen. Michael Faraday untersuchte die Elektrolyse genauer und entdeckte ihre Grundgesetze, nämlich die Abhängigkeit der umgesetzten Massen von Ladung und Molmasse. Außerdem schuf Faraday auch die Begriffe Elektrolyse, Elektrode, Elektrolyt, Anode, Kathode, Anion und Kation, veröffentlicht in seiner Arbeit 1832/1834.

1886 entwickelten Paul Louis Toussaint Héroult und Charles Martin Hall eine Elektrolysemethode zur Gewinnung von Aluminium, die heute nach den Entdeckern Hall-Héroult-Process genannt wird und die Grundlage heutiger Verfahren ist. Schon zwei Jahre später wurden Firmen gegründet, die diese anwandten, und 1900 wurden bereits 80.000 Tonnen Aluminium elektrolytisch gewonnen.

Prinzipien

Die Elektrolyse ist ein Vorgang, der durch die von außen angelegte elektrische Spannung ermöglicht wird: Die Spannungsquelle bewirkt einen Elektronenmangel ("Elektronensog") in der mit dem Pluspol verbundenen Elektrode und einen Elektronenüberschuss ("Elektronendruck") in der anderen, mit dem Minuspol verbundenen Elektrode. Die elektrochemische Oxidation erfolgt an der Anode vermittels Elektronenentzugs durch die Elektrode: Die Anode ist bei der Elektrolyse die positiv geladene Elektrode (Pluspol), die Kathode ist der Minuspol. Damit die Spannung während der Elektrolyse aufrechterhalten bleibt, muss von außen Energie zugeführt werden, und es fließen elektrische Ströme: Die Spannungsquelle bringt Elektronen von der Anode, also vom Pluspol, zum Minuspol, was nur möglich ist, indem sie eine entsprechende Arbeit leistet. Sie "pumpt" Elektronen von der Anode zur Kathode. Damit der Stromkreis geschlossen bleibt, muss im Elektrolyten dieselbe Stromstärke herrschen, wobei der Ladungstransport hier durch die Ionen erfolgt: die negativ geladenen Anionen wandern bevorzugt zur positiv geladenen Anode, die positiv geladenen Kationen wandern zur negativ geladenen Kathode. Der Übergang zwischen Elektronenleitung und Ionenleitung erfolgt durch die Vorgänge an den Elektroden.

Versuchsaufbau

1. PDA zum Loggen der erzeugten Mengen(nicht zwingend erforderlich)
2. Schalter zur Aktivierung der Elektrolyse
3. Amperemeter
4. Voltmeter
5. Elektrolysekolben
6. Netzgerät, stabilisiert

Anwendungen

Elektrolyse von Wasser

Die Elektrolyse von Wasser besteht aus zwei Teilreaktionen, die an den beiden Elektroden ablaufen. Die Elektroden tauchen in Wasser ein, welches durch die Zugabe von etwas Schwefelsäure besser leitend gemacht wird.

Positiv geladene Oxonium-Ionen (H₃O⁺) wandern im elektrischen Feld zu der negativ geladenen Elektrode (Kathode), wo sie jeweils ein Elektron aufnehmen. Dabei entstehen Wasserstoff-Atome, die sich mit einem weiteren, durch Reduktion entstandenen H-Atom zu einem Wasserstoff-Molekül vereinigen. Übrig bleiben Wasser-Moleküle.

2 H₃O⁺ + 2 e^- → H₂ + 2 H₂O

Der abgeschiedene, gasförmige Wasserstoff steigt an der Kathode auf.

Zur positiv geladenen Elektrode (Anode) wandern die negativ geladenen Hydroxid-Ionen. Jedes Hydroxid-Ion gibt zwei Elektronen an den Plus-Pol ab, so dass Sauerstoff-Atome entstehen, die sich zu Sauerstoff-Molekülen vereinigen. Die übrig bleibenden H⁺-Ionen werden umgehend von Hydroxid-Ionen zu Wasser-Molekülen neutralisiert.

4 OH^- → O₂ + 2 H₂O + 4 e^-

Auch hier steigt der abgeschiedene Sauerstoff als farbloses Gas an der Anode auf.

Die Gesamtreaktionsgleichung der Elektrolyse von Wasser lautet:

4 H₃O⁺ + 4 OH^- → 2 H₂ + O₂ + 6 H₂O

Die auf der linken Seite stehenden Oxonium- und Hydroxid-Ionen entstammen der Autoprotolyse des Wassers:

8 H₂O → 4 H₃O⁺ + 4 OH^-

Man kann die Elektrolysegleichung daher auch folgendermaßen schreiben:

8 H₂O → 2 H₂ + O₂ + 6 H₂O

bzw. nach Kürzen des Wassers:

2 H₂O → 2 H₂ + O₂

Dies ist dann die bekannte Gleichung, wie sie in vielen Schulbüchern zu finden ist.

Der Wirkungsgrad der Elektrolyse von Wasser liegt bei ca. 70%. Bei der alkalischen Elektrolyse bei etwa 90%. Bei Verwendung von Iridiumdioxid-Katalysatoren als Anode, Platin als Kathode und perfluorierten sulfonsäurehaltigen Membranen (Nafion) als Elektrolyt wurden kürzlich Wirkungsgrade von 93% erreicht. Die energetische Betrachtung ist beispielsweise bei der Nutzung von Wasserstoff als Energieträger vonnöten.

Wenig dokumentiert ist die elektrodynamische Elektrolyse, in der die Ionen in einem pulsierenden elektrischen und magnetischen Feld beschleunigt werden. Zur Optimierung des Wirkungsgrades können auch Temperaturerhöhung und Photonenbestrahlung (Solarhydrolyse) Einsatz finden. Auch Vakuum kann in der Extraktion von gasförmigen Elektrolyseprodukten wirkungsgraderhöhend angewandt werden.

Spezialfälle der Elektrolyse sind die Voltammetrie und die Polarographie. Hier verwendet man die Messung des Elektrolysestromes in Abhängigkeit von der Spannung, um Aufschluss über die chemische Zusammensetzung des Elektrolyten zu erhalten.

Quantitative Analyse

Die Zersetzung von Elektrolyten durch elektrischen Strom wird in der Elektrogravimetrie und in der Coulometrie angewendet, um Informationen über den Metallgehalt einer Probe zu erlangen.

Siehe auch

• technisch wichtig: Chloralkalielektrolyse zur Gewinnung von Chlor, Natronlauge und Wasserstoff. Amalgam-Verfahren, Diaphragmaverfahren, Membranverfahren, Zink-Elektrolyse (Zink-Gewinnung), Raffinations- und Gewinnungs-Elektrolyse zwecks Kupfer-Gewinnung
• Schmelzflusselektrolyse Elektrolyse unedler Metalle
• Radiolyse
• Elektrolyseur
• kalte Fusion

Weblinks

• Allgemeine Beschreibung mit Zeichnung
• Fraunhofer Institut für Solare Energiesysteme
• http://www.hyweb.de/Wissen/w-i-energiew3.html
• http://www.dwv-info.de/

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