Elektrolytzelle - Electrolytic cell

Elektrolysezelle aus dem 19. Jahrhundert zur Herstellung von Knallgas

Eine Elektrolysezelle ist eine elektrochemische Zelle , die elektrische Energie verwendet, um eine nicht spontane Redoxreaktion anzutreiben . Es wird oft verwendet, um chemische Verbindungen in einem Prozess namens Elektrolyse zu zersetzen – das griechische Wort Lyse bedeutet Aufbrechen . Wichtige Beispiele der Elektrolyse sind die Zersetzung von Wasser in Wasserstoff und Sauerstoff sowie Bauxit in Aluminium und andere Chemikalien. Die Galvanisierung (zB von Kupfer, Silber, Nickel oder Chrom) erfolgt mit einer Elektrolysezelle. Die Elektrolyse ist eine Technik, bei der Gleichstrom (DC) verwendet wird.

Eine Elektrolysezelle hat drei Bestandteile: einen Elektrolyten und zwei Elektroden (eine Kathode und eine Anode ). Der Elektrolyt ist normalerweise eine Lösung aus Wasser oder anderen Lösungsmitteln, in denen Ionen gelöst sind. Auch geschmolzene Salze wie Natriumchlorid sind Elektrolyte. Angetrieben durch eine an die Elektroden angelegte externe Spannung werden die Ionen im Elektrolyten von einer entgegengesetzt geladenen Elektrode angezogen, wo Ladungsübertragungsreaktionen (auch Faradaysche oder Redox-Reaktionen genannt) stattfinden können. Nur mit einem externen elektrischen Potential (dh Spannung) richtiger Polarität und ausreichender Größe kann eine Elektrolysezelle eine normalerweise stabile oder inerte chemische Verbindung in der Lösung zersetzen . Die bereitgestellte elektrische Energie kann eine chemische Reaktion auslösen, die sonst nicht spontan ablaufen würde.

Galvanische Zellen im Vergleich zu Elektrolysezellen

In einer Elektrolysezelle wird durch eine externe Spannung ein Strom durch die Zelle geleitet, wodurch eine ansonsten nicht spontane chemische Reaktion abläuft. In einer galvanischen Zelle führt das Fortschreiten einer spontanen chemischen Reaktion zum Fließen eines elektrischen Stroms. Eine elektrochemische Gleichgewichtszelle befindet sich im Zustand zwischen einer Elektrolysezelle und einer galvanischen Zelle. Die Tendenz einer spontanen Reaktion, einen Strom durch den externen Stromkreis zu drücken, wird durch eine externe Spannung, die als Gegen-EMK oder Gegen-EMK bezeichnet wird, genau ausgeglichen, so dass kein Strom fließt. Wird diese Gegenspannung erhöht, wird die Zelle zu einer elektrolytischen Zelle und wird sie verringert, wird die Zelle zu einer galvanischen Zelle.

Anoden- und Kathodendefinitionen hängen von Ladung und Entladung ab

Michael Faraday definierte die Kathode einer Zelle als die Elektrode, an der Kationen (positiv geladene Ionen, wie Silberionen Ag+
) Fluss innerhalb der Zelle, durch Reaktion mit Elektronen (negativ geladen) von dieser Elektrode reduziert werden.

Ebenso definierte er die Anode als die Elektrode, an der Anionen (negativ geladene Ionen, wie Chloridionen Cl−
) fließen innerhalb der Zelle, um durch Ablagerung von Elektronen an der Elektrode oxidiert zu werden .

An einen externen Draht, der mit den Elektroden einer galvanischen Zelle (oder Batterie ) verbunden ist und einen Stromkreis bildet, ist die Kathode positiv und die Anode negativ. So fließt bei einer galvanischen Zelle durch den äußeren Stromkreis positiver elektrischer Strom von der Kathode zur Anode.

Betrachten Sie zwei Volta-Zellen mit ungleicher Spannung. Markieren Sie die positiven und negativen Elektroden jedes als P bzw. N. Platzieren Sie sie in einem Stromkreis mit P in der Nähe von P und N in der Nähe von N, damit die Zellen dazu neigen, den Strom in entgegengesetzte Richtungen zu treiben. Die Zelle mit der größeren Spannung wird entladen, was sie zu einer galvanischen Zelle macht, also ist P die Kathode und N die Anode, wie oben beschrieben. Aber die Zelle mit der kleineren Spannung lädt sich auf, was sie zu einer Elektrolysezelle macht. In der Elektrolysezelle werden negative Ionen in Richtung P und positive Ionen in Richtung N getrieben. Somit erfüllt die P-Elektrode der Elektrolysezelle die Definition einer Anode, während die Elektrolysezelle geladen wird. In ähnlicher Weise ist die N-Elektrode der Elektrolysezelle die Kathode, während die Elektrolysezelle geladen wird.

Verwendungen von Elektrolytzellen

Ein Video, das den Prozess der elektrolytischen Reduktion beschreibt, wie er bei Captain Kidds Cannon im Children's Museum of Indianapolis verwendet wird

Wie bereits erwähnt, kann Wasser, insbesondere bei Zugabe von Ionen (Salzwasser oder Sauerwasser), elektrolysiert (elektrolysiert) werden. Bei Ansteuerung durch eine externe Spannungsquelle H+
Ionen fließen zur Kathode, um sich mit Elektronen zu verbinden, um in einer Reduktionsreaktion Wasserstoffgas zu erzeugen. Ebenso OH−
 Ionen fließen zur Anode, um Elektronen und ein H+
 Ion, um in einer Oxidationsreaktion Sauerstoffgas zu erzeugen.

Wenn in geschmolzenem Natriumchlorid ein Strom durch das Salz geleitet wird, oxidiert die Anode Chloridionen (Cl−
) zu Chlorgas, wobei Elektronen an die Anode abgegeben werden. Ebenso reduziert die Kathode Natriumionen (Na+
), die Elektronen von der Kathode aufnehmen und sich an der Kathode als Natriummetall ablagern.

Auch in Wasser gelöstes NaCl kann elektrolysiert werden. Die Anode oxidiert Chloridionen (Cl−
) und Cl 2 -Gas wird erzeugt. An der Kathode werden jedoch, anstatt Natriumionen zu Natriummetall zu reduzieren, Wassermoleküle zu Hydroxidionen (OH−
) und Wasserstoffgas (H 2 ). Das Gesamtergebnis der Elektrolyse ist die Produktion von Chlorgas , Wasserstoff und wässriger Natronlauge (NaOH).

Kommerziell werden Elektrolysezellen bei der Elektroraffination und Elektrogewinnung von mehreren Nichteisenmetallen verwendet. Fast alles hochreine Aluminium , Kupfer , Zink und Blei wird industriell in Elektrolysezellen hergestellt.

Zelltypen

Anmerkungen

Verweise

  • Mortimer, Robert (2008). Physikalische Chemie (3. Aufl.). Elsevier Academic Press. ISBN 978-0-12-370617-1.

Weiterlesen

  1. ^ Brett, Christopher MA (1993). Elektrochemie: Prinzipien, Methoden und Anwendungen . Ana Maria Oliveira Brett. Oxford: Oxford University Press. ISBN 0-19-855389-7. OCLC  26398887 .