Grundlagen der Elektrolysezellen einfach erklärt: Aufbau & Regeln

Ist dein Smartphone-Akku schon mal leer gewesen? Wenn du es an das Ladekabel anschließt, machst du im Grunde nichts anderes, als eine chemische Reaktion rückwärts ablaufen zu lassen!

In diesem Artikel zu den Grundlagen der Elektrolysezellen lernen wir, wie man mit Hilfe von elektrischem Strom chemische Reaktionen erzwingt, die von selbst niemals passieren würden. Du wirst verstehen, wie sich die Plus- und Minuspole dabei verhalten und wie man die passenden Reaktionsgleichungen dazu aufstellt.

Vorwissen

• Oxidation und Reduktion:
  • Regel: Oxidation ist die Abgabe von Elektronen, Reduktion ist die Aufnahme von Elektronen.
  • Beispiel: Wenn elementares Zink zu $\text{Zn}^{2+}$ wird, gibt es zwei Elektronen ab (Oxidation).
• Galvanische Zelle:
  • Regel: Eine freiwillig ablaufende Redoxreaktion wird genutzt, um elektrischen Strom zu erzeugen.
  • Beispiel: In einer Batterie reagieren Chemikalien von selbst miteinander und lassen Strom durch ein angeschlossenes Kabel fließen.

Aufgabentyp 1: Elektrolysegleichungen aufstellen

In einer galvanischen Zelle läuft eine chemische Reaktion freiwillig ab und liefert Strom. Die Elektrolyse ist genau die Umkehrung dieses Prozesses: Wir nutzen elektrische Energie aus einer externen Stromquelle, um eine nicht-spontane Redoxreaktion zu erzwingen.

Wie funktioniert das? Wir tauchen zwei Elektroden in eine Lösung mit frei beweglichen Ionen (den Elektrolyten) und schließen sie an eine Gleichspannungsquelle an. Diese Stromquelle wirkt wie eine starke Pumpe für Elektronen:

• Der Minuspol: Die Stromquelle pumpt Elektronen in diese Elektrode. Wegen des Elektronenüberschusses werden positive Ionen (Kationen) dorthin angezogen. Sie nehmen die Elektronen auf. Da eine Elektronenaufnahme immer eine Reduktion ist, findet hier die Reduktion statt. Der Ort der Reduktion wird immer Kathode genannt.
• Der Pluspol: Die Stromquelle saugt Elektronen aus dieser Elektrode ab. Wegen des Elektronenmangels werden negative Ionen (Anionen) dorthin angezogen. Sie geben ihre Elektronen ab. Da eine Elektronenabgabe immer eine Oxidation ist, findet hier die Oxidation statt. Der Ort der Oxidation wird immer Anode genannt.

Ein wichtiger Merkspruch, der dir hilft, die Begriffe nie wieder zu verwechseln (egal ob bei einer Batterie oder der Elektrolyse): Anode = Oxidation (beides beginnen mit Vokalen) und Kathode = Reduktion (beides beginnen mit Konsonanten).

Elektrolyse von Zinkiodid (Versuch)

Zweck: Sichtbarmachen der erzwungenen Redoxreaktion an den Elektroden.

Materialien: 50 mL Zinkiodidlösung (0,5 mol/L), U-Rohr, 2 Graphitelektroden, Gleichspannungsquelle mit Kabeln.

⚠️ Sicherheitshinweis: Das entstehende Iod ist gesundheitsschädlich und reizt die Atemwege. Der Versuch muss unter dem Abzug oder in einem gut belüfteten Raum durchgeführt werden. Schutzbrille tragen!

Durchführung:

1. Fülle 50 mL der Zinkiodidlösung in das U-Rohr.
2. Stecke in jede Öffnung des U-Rohrs eine Graphitelektrode.
3. Verbinde die Elektroden über Kabel mit der Gleichspannungsquelle und schalte den Strom (ca. 5 Volt) ein.

Beobachtung: Nach wenigen Minuten färbt sich die Lösung am Pluspol braun. Am Minuspol wachsen gleichzeitig graue, metallische Nadeln an der Elektrode.

Erklärung: Die negativen Iodidionen ($\text{I}^-$) wandern zum Pluspol, geben dort Elektronen ab und werden zu elementarem Iod ($\text{I}_2$), welches die braune Farbe verursacht. Die positiven Zinkionen ($\text{Zn}^{2+}$) wandern zum Minuspol, nehmen Elektronen auf und werden zu festem Zinkmetall ($\text{Zn}$), das als Nadeln kristallisiert.

Schritt-für-Schritt-Anleitung

1. Ionen in der Lösung bestimmen: Identifiziere, in welche Kationen (positiv) und Anionen (negativ) das Salz im Wasser zerfällt.
2. Wanderung der Ionen zuordnen: Nutze die Regel „Gegensätze ziehen sich an“: Kationen wandern zum Minuspol (Kathode), Anionen zum Pluspol (Anode).
3. Teilgleichungen aufstellen: Formuliere die Oxidation am Pluspol und die Reduktion am Minuspol. Achte auf zweiatomige Moleküle wie $\text{Cl}_2$.
4. Gesamtgleichung ermitteln: Fasse beide Teilgleichungen zusammen, sodass sich die Elektronen in der Gesamtgleichung wegkürzen.

Durchgerechnete Beispiele

Wichtige Erkenntnisse

• Die Elektrolyse erzwingt eine chemische Reaktion durch die Zufuhr von elektrischem Strom (Umkehrung der galvanischen Zelle).
• Der Pluspol ist die Anode. Hier findet immer die Oxidation (Elektronenabgabe) statt.
• Der Minuspol ist die Kathode. Hier findet immer die Reduktion (Elektronenaufnahme) statt.
• Kationen (positiv) wandern zur Kathode, Anionen (negativ) wandern zur Anode.