Die Elektrolyse

• Anknüpfung (4.2.2):In der galvanischen Zelle liefert eine freiwillige Redoxreaktion elektrische Energie.
• Elektrolyse:eine Redoxreaktion, die durch eine äußere Gleichspannung erzwungen wird — elektrische Energie wird in chemische Energie umgewandelt.
• Aufbau:zwei Elektroden (oft Graphit), eine Gleichspannungsquelle und ein Elektrolyt mit beweglichen Ionen.
• Elektrolyt:Salzschmelze oder Salzlösung — ein festes Salz leitet nicht, weil seine Ionen im Gitter festsitzen.
• Ionenwanderung:Kationen wandern zum Minuspol, Anionen zum Pluspol; im Elektrolyten tragen Ionen den Strom, im Draht Elektronen.

Schalte die Gleichspannung ein und verfolge, wohin die Zink- und Iodid-Ionen wandern, was an den Graphitelektroden entsteht und wie die Elektronen durch den Draht fließen. Mit „Pause“ hältst du die Simulation an.

Halte fest: Kationen wandern zum Minuspol und werden dort reduziert, Anionen wandern zum Pluspol und werden dort oxidiert. Für jedes abgeschiedene Zinkatom entsteht ein Iodmolekül — beide Vorgänge brauchen bzw. liefern zwei Elektronen.

• Kathode (−):Ort der Reduktion — \(\ce{Zn^2+ + 2 e- -> Zn}\), graues Zink wächst in feinen Kristallen („Zinkbäumchen“).
• Anode (+):Ort der Oxidation — \(\ce{2 I- -> I2 + 2 e-}\), die Lösung färbt sich braun (\(\ce{I2 + I- -> I3-}\)).

• Stoffmengen:\(n(\ce{Zn}) = n(\ce{I2})\); je Formelumsatz fließen 2 Elektronen durch den Draht.
• Namen und Pole:Anode = Oxidation, Kathode = Reduktion gilt immer; bei der Elektrolyse ist die Anode aber der Pluspol.
• Umkehrung:Zink und Iod reagieren freiwillig zu Zinkiodid (\(U^\circ = 0{,}54\,\text{V} - (-0{,}76\,\text{V}) = 1{,}30\,\text{V}\)); die Elektrolyse erzwingt die Rückreaktion.
• Mindestspannung:Die angelegte Spannung muss diese Gegenspannung übersteigen (mehr in 4.3.2 und 4.3.3).