Chemische und elektrolytische Gewinnung von Zink erklärt

Hast du dich schon einmal gefragt, warum manche Schrauben draußen im Regen jahrelang nicht rosten? Das Geheimnis ist oft eine hauchdünne Schicht aus Zink. Die chemische und elektrolytische Gewinnung von Zink ist enorm wichtig für unsere Industrie, um dieses Metall nutzbar zu machen.

Das Problem: In der Natur finden wir Zink nicht als glänzendes Metallblech, sondern versteckt in festem Gestein, dem sogenannten Zinkerz. In dieser Lektion schauen wir uns an, mit welchen chemischen Tricks die Industrie das Zink aus dem Stein befreit, es in einer Flüssigkeit auflöst und schließlich mit Hilfe von Strom als reines Metall zurückgewinnt.

Vorwissen

• Redoxreaktionen: Reaktionen, bei denen Elektronen übertragen werden. Oxidation ist die Abgabe, Reduktion die Aufnahme von Elektronen. Beispiel: Ein Kupfer-Ion nimmt zwei Elektronen auf und wird zu festem Kupfer: $\text{Cu}^{2+} + 2\text{e}^- \to \text{Cu}$.
• Elektrolyse: Ein Prozess, bei dem elektrische Energie genutzt wird, um eine chemische Reaktion (Redoxreaktion) zu erzwingen, die sonst nicht freiwillig ablaufen würde. Beispiel: Durch Anlegen einer Spannung wird Wasser in Wasserstoff und Sauerstoff gespalten.

Aufgabentyp 1: Der Prozess der Zinkgewinnung

Der wichtigste Rohstoff für die Zinkgewinnung ist die Zinkblende. Chemisch gesehen ist das Zinksulfid ($\textcolor{#08BFFF}{\text{Zn}}\textcolor{#53E5D6}{\text{S}}$). Da dieser Stein fest ist und sich nicht in Wasser löst, können wir ihn nicht direkt für eine Elektrolyse verwenden. Wir müssen ihn erst in eine flüssige Form bringen. Das passiert in zwei Schritten:

Schritt 1: Das Rösten

Zuerst wird die Zinkblende in großen Öfen bei starker Hitze mit Sauerstoff ($\text{O}_2$) verbrannt. Diesen Vorgang nennt man Rösten. Dabei verbindet sich das Zink mit dem Sauerstoff zu Zinkoxid ($\textcolor{#08BFFF}{\text{Zn}}\text{O}$). Der Schwefel entweicht als Schwefeldioxid-Gas ($\textcolor{#53E5D6}{\text{S}}\text{O}_2$).

$2 \textcolor{#08BFFF}{\text{Zn}}\textcolor{#53E5D6}{\text{S}} + 3 \text{O}_2 \to 2 \textcolor{#08BFFF}{\text{Zn}}\text{O} + 2 \textcolor{#53E5D6}{\text{S}}\text{O}_2$

[Praxis-Tipp]: Das giftige $\text{SO}_2$-Gas wird in der Industrie nicht einfach in die Luft geblasen, sondern aufgefangen und zur Herstellung von Schwefelsäure wiederverwendet!

Schritt 2: Das Lösen

Das entstandene Zinkoxid ist immer noch ein fester Stoff und wasserunlöslich. Für eine Elektrolyse brauchen wir aber frei bewegliche Ionen. Deshalb wird das Zinkoxid nun mit Schwefelsäure ($\text{H}_2\text{SO}_4$) übergossen. Die Säure löst das feste Oxid auf und es entsteht eine wässrige Zinksulfatlösung.

$\textcolor{#08BFFF}{\text{Zn}}\text{O} + \text{H}_2\text{SO}_4 \to \textcolor{#08BFFF}{\text{Zn}^{2+}} + \text{SO}_4^{2-} + \text{H}_2\text{O}$

Jetzt haben wir unser Ziel erreicht: Das Zink schwimmt als positiv geladenes Ion ($\textcolor{#08BFFF}{\text{Zn}^{2+}}$) frei in der Lösung herum und ist bereit für die Elektrolyse.

Nachdem wir nun eine Lösung mit frei beweglichen $\textcolor{#08BFFF}{\text{Zn}^{2+}}$-Ionen haben, müssen wir diese Ionen wieder in festes, neutrales Metall verwandeln. Das geschieht durch die Elektrolyse.

In großen industriellen Becken wird eine elektrische Spannung von etwa $3,5 \text{ V}$ angelegt. Als Elektroden verwendet man spezielle Materialien:

• Minuspol (Kathode): Hierfür werden Aluminiumbleche verwendet.
• Pluspol (Anode): Hierfür nutzt man Bleielektroden.

Da die Zink-Ionen positiv geladen sind, werden sie magisch vom Minuspol (dem Aluminiumblech) angezogen. Dort passiert die entscheidende chemische Reaktion: Die Ionen nehmen Elektronen ($\text{e}^-$) auf und werden zu festem, elementarem Zink reduziert.

Reaktion am Minuspol (Kathode): $\textcolor{#08BFFF}{\text{Zn}^{2+}} + 2\text{e}^- \to \textcolor{#08BFFF}{\text{Zn}}$

Das hochreine Zink scheidet sich als dicke Schicht auf den Aluminiumblechen ab. Später werden diese Bleche aus dem Becken gehoben und das Zink wird einfach mechanisch abgekratzt oder abgezogen.

Wirtschaftliche Bedeutung: Dieses Verfahren ist extrem wichtig. Unglaubliche $80 \,\%$ des weltweiten Zinkbedarfs werden genau durch diese Elektrolyse einer Zinksulfatlösung gedeckt!

Schritt-für-Schritt-Anleitung

Wenn du in einer Prüfung den industriellen Prozess der Zinkgewinnung beschreiben sollst, gehe immer diese drei Schritte durch:

1. Erhitze die Zinkblende: Röste das Zinksulfid mit Sauerstoff, sodass festes Zinkoxid und Schwefeldioxid entstehen.
2. Löse das Zinkoxid: Gib Schwefelsäure hinzu, um das Oxid aufzulösen und frei bewegliche Zink-Ionen zu erhalten.
3. Führe die Elektrolyse durch: Lege eine Spannung von 3,5 V an, damit die Zink-Ionen an der Kathode zu reinem Zink reduziert werden.

Durchgerechnete Beispiele

Wichtige Erkenntnisse

• Rösten: Zinkblende ($\text{ZnS}$) wird mit Sauerstoff zu wasserunlöslichem Zinkoxid ($\text{ZnO}$) verbrannt.
• Lösen: Zinkoxid wird in Schwefelsäure gelöst, um eine Lösung mit beweglichen $\textcolor{#08BFFF}{\text{Zn}^{2+}}$-Ionen zu erhalten.
• Elektrolyse: Bei ca. $3,5 \text{ V}$ wandern die $\textcolor{#08BFFF}{\text{Zn}^{2+}}$-Ionen zur Aluminium-Kathode (Minuspol).
• Reduktion: An der Kathode nehmen die Ionen Elektronen auf und werden zu reinem Zink: $\textcolor{#08BFFF}{\text{Zn}^{2+}} + 2\text{e}^- \to \textcolor{#08BFFF}{\text{Zn}}$.