Stromerzeugung und Elektrolyse

I. Chemische Reaktionen zur Stromerzeugung
II. Elektrolyse

Elektrischer Strom kommt bekanntlich aus der Steckdose und wird aus Kraftwerken verschiedenen Typs (Kohlekraftwerke, Atomkraftwerke etc.) in das Stromversorgungsnetz eingespeist. Wenn wir aber unabhängig vom Stromnetz ein elektrisches Gerät betreiben wollen, verwenden wir in der Regel Batterien zum einmaligen Gebrauch (z. B. im Walkman) oder wiederaufladbare Batterien, so genannte Akkumulatoren (z. B. die Autobatterie).

In diesem Abschnitt werden zunächst die chemischen Reaktionen betrachtet, die der Stromerzeugung durch Batterien und Akkumulatoren zugrunde liegen. Anschließend werden diese Reaktionstypen daraufhin untersucht, wie sie sich bei Stromzufuhr (anstatt Stromerzeugung) verhalten. Dieses Verfahren wird Elektrolyse genannt und dient u. a. zur Gewinnung von reinen Metallen und zum Überziehen von Oberflächen mit dünnen Metallschichten.


I. Chemische Reaktionen zur Stromerzeugung
Batterien wandeln chemische Energie in elektrische Energie um. In vielen Batterien werden Metalle verarbeitet (z. B. in der Zink-Kohle-Batterie). Im Abschnitt über die Metalle wird gezeigt, dass diese unterschiedlich edel sein können. Wenn ein Metall sehr unedel ist kann es leicht mit Sauerstoff oxidiert werden. Edle Metalle werden nicht so leicht durch Sauerstoff oxidiert. Die Oxidationsreihe der Metalle kann durch einen entsprechenden Versuch ermittelt werden.
Im Abschnitt über die Prinzipien von Reaktionen wird der erweiterte Oxidationsbegriff vorgestellt. Demnach ist eine Oxidation (neben der Aufnahme von Sauerstoff) eine Abgabe von Elektronen.

Diese beiden chemischen Prinzipien lassen sich mit dem folgenden Ergebnis zusammenführen:

  1. Unedle Metalle geben leichter Elektronen ab als edle Metalle.
  2. Das Vermögen Elektronen abzugeben, ist bei Metallen gleicher Sorte (des gleichen Elements) ebenfalls gleich stark.

Versuch:
Elektrischer Strom aus der Kartoffel

Elektronenübertragungen zwischen Metallen
Berühren sich unterschiedliche Metalle (z. B. Zink und Kupfer) in einer den elektrischen Strom leitenden Flüssigkeit, gibt das unedlere Metall (Zink) Elektronen an das edlere Metall ab. Hierbei entstehen aus dem elementaren Zink Ionen (Zink-Kationen), so dass sich das Metall langsam auflöst (s. Bild 1):

Zn à Zn 2+ + 2 e - (Oxidation)

Umgekehrt können Metall-Kationen auch Elektronen aufnehmen und zum elementaren Metall reagieren:

Ag + + e -à Ag (Reduktion)

So angeordnete Metalle werden Elektroden genannt. Die den elektrischen Strom leitende Flüssigkeit wird als Elektrolyt bezeichnet. Dieser kann eine anorganische Säure oder eine Salzlösung sein. Die entstandenen Elektronen reduzieren dann je nach Elektrolyt die Oxonium-Ionen der Säure, die Metall-Kationen des Salzes oder die Wassermoleküle der Salzlösung (Bild 1).

Das "Auflösen" des unedleren Metalls wird auch als Korrosion bezeichnet.

Reduktion von Oxonium-Ionen:
2 H3O + + 2 e - à 2 H2O + H2á
Reduktion von Silber-Ionen:
2 Ag + + 2 e -à 2 Ag
Reduktion von Wassermolekülen:
2 H2O + 2 e - à 2 OH - + H2 á

Bild 1: Elektronenübertragungen zwischen zwei unterschiedlich edlen Metallen
in verschiedenen Elektrolyt-Lösungen

Versuche:
Korrosionsverhalten von verzinntem Eisen (Weißblech) und verzinktem Eisen
Reinigen von Silber durch Kontaktkorrosion

Die Reduktion von Oxonium-Ionen zu elementarem Wasserstoff und Wasser durch Metalle kennst du bestimmt auch aus einem anderen Zusammenhang. Überlege Dir einmal woher, und überprüfe es dann durch Anschauen der Lösung.

Redox-Potentiale
Das unterschiedliche Vermögen der Metalle, Elektronen abzugeben (Oxidation), und das verschiedene Bestreben von Metall-Kationen und anderen Stoffen, Elektronen aufzunehmen (Reduktion), kann in einer Reihe in Zahlen erfasst (quantifiziert) werden. Diese Reihe heißt Spannungsreihe der Metalle.

Die folgende Tabelle ist ein Auszug dieser Spannungsreihe. Jedes Metall (und einige Nichtmetalle) und dessen Ionen besitzen ein bestimmtes Vermögen, Elektronen abzugeben oder aufzunehmen, dessen Wert mit der Einheit Volt [V] beschrieben und als Redox-Potential bezeichnet wird.

Fähigkeit zur 
Elektronen-
aufnahme
Reaktionsgleichung
Fähigkeit zur
Elektronen-
abgabe
Redox-Potential [V]
klein

groß
K + + e - à K
Ca 2+ + 2 e - à Ca
Na + + e - à Na
Mg 2+ + 2 e - à Mg
Al 3+ + 3 e - à Al
2 H2O + 2 e - à H2 + 2 OH -
Zn 2+ + 2 e - à Zn
O2 + e - à O 2-
PbSO4 + 2 e - à Pb + SO4 2-
Ni 2+ + 2 e - à Ni
Pb 2+ + 2 e - à Pb
2 H + + 2 e - à H2
Cu 2+ + 2 e - à Cu
O2 + 2 H2O + 4 e - à 4 OH -
Ag + + e - à Ag
O2 + 4 H + + 4 e - à 2 H2O
Pb 4+ + 2 e - à Pb 2+
Au + + e - à Au
groß

klein
- 2,93 +
- 2,872+
- 2,71+
- 2,362+
- 1,663+
- 0,832
- 0,7622+
- 0,5622+
- 0,362
- 0,232
- 0,132+
0,00 .
0,342
0,402-
0,80+
1,232+
1,674
1,69+

Tabelle 1: Spannungsreihe der Metalle


Lokalelemente
Wenn sich zwei Metalle im Elektrolyten berühren (Bild 1), spricht man von einem Lokalelement.
Das Prinzip der Lokalelemente nutzt man auch zum Schutz von Eisenteilen (z. B. Heizungsleitungen, Schiffsrümpfe und Autokarosserien) vor Korrosion (Rostschutz). Eisenteile, die mit Elektrolyten in Berührung kommen und so beginnen zu rosten, werden mit unedlen Metallen (Zink, Magnesium oder Aluminium) leitend verbunden. Durch langsames Auflösen des unedlen Metalls und Elektronenübertragung auf das Eisen (Bild 2) wird die Oxidation des Eisens solange unterbunden, bis sich das unedle Metall vollständig aufgelöst hat. Die Blöcke aus unedlem Metall nennt man Opferanoden, da der Plus-Pol von Lokalelementen auch als Anode bezeichnet wird.

Bild 2: Zersetzung einer Opferanode aus Zink an einem Schiffsrumpf
(Quelle: Cornelsen)


Versuch:
Ein Bleistiftanspitzer als Lokalelement (Modell der Opferanode)

Galvanische Elemente
Aus Lokalelementen lässt sich noch kein elektrischer Strom bzw. keine elektrische Energie verwerten, da die Elektronen direkt vom unedlen zum edlen Metall wandern und anschließend einen Bestandteil des Elektrolyten reduzieren. Trennt man die unterschiedlichen Metalle räumlich voneinander und verbindet sie z. B. über einen Motor, kann der Stromfluss vom unedleren zum edleren Metall genutzt werden. Ein solches Element heißt Galvanisches Element (Bild 3).

Bild 3: Schema eines galvanischen Elements


Die
Elektrode, an der sich positive Ionen (Kationen) bilden, ist der Minus-Pol (hier: die Zink-Elektrode). Plus-Pol ist die Elektrode, an der die Elektronen die Protonen reduzieren (hier: die Kupfer-Elektrode).

Das in Bild 3 schematisierte, galvanische Element ist eines der ältesten und wurde nach seinem Entdecker Allesandro Volta (1745-1827) benannt. Es heißt Volta-Element. Die Spannung eines solchen galvanischen Elements (in Volt) kann aus der Differenz der einzelnen Potentiale der Spannungsreihe berechnet werden. Im Folgenden wird für das Volta-Element eine vereinfachte Rechnung gezeigt:

Reaktion

Potential (in Volt)


Zn à Zn 2+ + 2 e -


0,76 V

2 H + + 2 e - à H2

0,00 V


(Potential-)Differenz:


0,76 V (Spannung)

Versuche:
Die Silberbesteck-Batterie
Die "Salzbatterie"

Schaltet man mehrere solcher einfachen, galvanischen Elemente (Monozellen) hintereinander, addieren sich die Spannungen der einzelnen Elemente (Bild 4).

   

Bild 4: Historischer Trogapparat nach Allesandro Volta mit einer Spannung von ca. 2,28 V
und moderne Flachbatterie mit drei Zink-Kohle-Monozellen (4,5 V)
(Quelle: Cornelsen)


Akkumulatoren
Neben herkömmlichen Batterien, deren elektrische Spannung mit der Zeit erschöpft ist, weil die Elektrolytlösung vollständig reduziert wurde oder sich das unedle Metall nahezu vollständig aufgelöst hat, gibt es auch Akkumulatoren (Akkus). Diese können, nachdem sie sich entladen haben, durch Zuführen von elektrischem Strom (Elektronen) wieder aufgeladen werden. Die Lade- und Entladevorgänge des Nickel-Cadmium-Akkus und des Blei-Akkus (Tabelle 2) zeigen, dass die Umwandlung von chemischer Energie in elektrische Energie (galvanischer Elemente) reversibel, d.h. umkehrbar ist. Der Ladevorgang ist eine Elektrolyse, die im folgenden Abschnitt näher beschrieben wird. Die Autobatterie (Blei-Akku) und Nickel-Cadmium-Rundzellen sind Beispiele für Akkumulatoren (Tabelle 2).

Nickel-Cadmium-Rundzelle
Blei-Akkumulator (Autobatterie)
Entlade-Vorgang
Minus-Pol: Cd à Cd 2+ + 2 e -
Plus-Pol: Ni 4+ + 2 e -à Ni 2+
Entlade-Vorgang
Minus-Pol: Pb à Pb 2+ + 2 e -
Plus-Pol: Pb 4+ + 2 e - à Pb 2+
Lade-Vorgang
Minus-Pol: Cd 2+ + 2 e - à Cd
Plus-Pol-Pol: Ni 2+ à Ni 4+ + 2 e -
Lade-Vorgang
Minus-Pol: Pb 2+ + 2 e - à Pb
Plus-Pol: Pb 2+ àPb 4+ + 2 e -

Tabelle 2: Aufbau des Nickel-Cadmium- und des Blei-Akkus mit Elektrodengleichungen
(Quelle: Cornelsen)


Versuch:
Funktionsweise eines aufgesägten Nickel-Cadmium-Akkus
Funktion einer Autobatterie (Blei-Akku)


II. Elektrolyse
Im vorherigen Abschnitt wurde bereits gezeigt, dass Kationen edler Metalle (z. B. Kupfer-Kationen) in Lösung durch unedle Metalle (z. B. Zink) reduziert werden können. Bei diesem Vorgang ist das unedle Metall das Reduktionsmittel, da es Elektronen abgibt, die von den Metall-Kationen in Lösung aufgenommen werden. Das stärkste Reduktionsmittel sind aber die Elektronen selbst, also elektrischer Strom.
Aus diesem Grund können mit Hilfe des elektrischen Stroms Metalle aus ihren Salzlösungen abgeschieden werden. Dieses Verfahren heißt Elektrolyse (Bild 5).

Bild 5: Schema einer Elektrolyse einer Metallsalz-Lösung


Am Minus-Pol werden die Metall-Kationen zum elementaren Metall reduziert (Aufnahme von Elektronen).



Bild 6: Verzinnte
Konservendose
(Quelle: Cornelsen)

Metallüberzüge
Die elektrolytische Metallabscheidung dient unter anderem dazu, Oberflächen mit einer dünnen Metallschicht zu überziehen. So werden z. B. Fahrradlenker verchromt, Konservendosen verzinnt oder Bestecke versilbert.

Versuch:
Vernickeln eines Groschens



Bild 7: Schema der elektrolytischen
Kupferraffination
(Quelle: Cornelsen)

Metallgewinnung
Mit Hilfe der Elektrolyse lassen sich aber auch reine Metalle je nach ihrem Vorkommen in der Natur auf unterschiedliche Weise gewinnen. Erze werden in der Regel zunächst in ihre Salzlösungen überführt, die anschließend elektrolysiert werden. Metalle, die in der Natur mit anderen Metallen elementar vergesellschaftet vorkommen, werden direkt durch das Elektrolyse-Verfahren getrennt.

Versuch:
Elektrolytische Kupferraffination
Gewinnen von Zink aus Zinkoxid

Eloxal-Verfahren
Im Fall des Aluminiums, welches schon an der Luft eine dünne Oxidhaut bildet, kann mit Hilfe der Elektrolyse diese schützende Oxidschicht verstärkt werden. So können die Aluminiumteile auch ohne Schutzanstrich vor Korrosion geschützt werden. Dieses Elektrolyse-Verfahren heißt Eloxal-Verfahren (elektrolytische Oxidation des Aluminiums) (Bild 8). Da sich die Oxidschicht leicht einfärben lässt, können so gleich farbige Aluminiumteile hergestellt werden, wie sie z. B. von bunten Fensterrahmen aus Aluminium bekannt sind (Bild 9).



Bild 8: Versuchsaufbau zum Eloxal-Verfahren



Bild 9: Eloxierte und eingefärbte Musterstücke von Aluminiumfenstern
(Quelle: Cornelsen)

Versuch:
Eloxieren von Aluminium
Anfärben von eloxiertem Aluminium


Weitere Texte zum Thema „Chemie im und ums Haus“


Diese Seite ist Teil eines großen Webseitenangebots mit weiteren Texten und Experimentiervorschriften auf Prof. Blumes Bildungsserver für Chemie.
Letzte Überarbeitung: 30. Januar 2012, Dagmar Wiechoczek