Was ist eine Elektrolysezelle?

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Eine Elektrolysezelle ist eine elektrochemische Vorrichtung, in der elektrische Energie verbraucht wird, um eine nicht spontane Oxidations- Reduktions- oder Redoxreaktion anzutreiben. Es ist das Gegenteil einer galvanischen oder voltaischen Zelle , die elektrische Energie aus einer spontanen Redoxreaktion erzeugt.

Viele der nicht spontanen Reaktionen, die in Elektrolysezellen stattfinden, beinhalten den Abbau einer chemischen Verbindung in ihre Bestandteile oder in einfachere chemische Substanzen. Diese Klasse von elektrisch betriebenen Lyse- oder Abbauprozessen wird als Elektrolyse bezeichnet, woher auch Elektrolysezellen ihren Namen haben.

Elektrolysezellen ermöglichen die Umwandlung elektrischer Energie in chemische potentielle Energie. Sie bilden auch die Grundlage vieler metallurgischer Prozesse, ohne die die Gesellschaft, wie wir sie heute kennen, nicht existieren würde.

Elektrolytische Zellen versus elektrochemische Zellen

Ein mit elektrolytischen Zellen verwandtes Konzept ist das der elektrochemischen Zellen. Es gibt eine kleine Meinungsverschiedenheit um das Konzept des letzteren. Einige Autoren sind der Ansicht, dass alle Zellen, in denen eine Oxidations-Reduktions-Reaktion mit einem elektrischen Strom zwischen zwei Elektroden verbunden ist, eine elektrochemische Zelle darstellen, unabhängig davon, ob die Reaktion spontan ist oder nicht. Unter diesem Gesichtspunkt sind Elektrolysezellen eine besondere Art von elektrochemischen Zellen.

Andererseits definiert eine andere Gruppe von Autoren elektrochemische Zellen als solche, in denen eine spontane Oxidations-Reduktions-Reaktion einen elektrischen Strom erzeugt. In diesem Fall wären elektrolytische Zellen das genaue Gegenteil von elektrochemischen Zellen.

Unabhängig von diesem Dilemma ist es klar, dass eine elektrolytische Zelle dadurch gekennzeichnet ist, dass sie eine nicht spontane Redoxreaktion beinhaltet und daher eine Energiezufuhr von einer externen Quelle erfordert, um zustande zu kommen.

Zellen, Halbzellen und Halbreaktionen

Wie der Name schon sagt, umfasst jede Oxidations-Reduktions-Reaktion zwei getrennte, aber miteinander verbundene Prozesse, Oxidation und Reduktion. Oxidation ist der Verlust von Elektronen, während die Reduktion deren Gewinn ist. Da es in einer chemischen Nettoreaktion keine verwaisten Elektronen ohne ein Atom zum Leben geben kann, können Oxidation und Reduktion nicht ohne einander ablaufen. Es ist jedoch nicht zwingend erforderlich, dass beide Prozesse am selben Standort stattfinden.

Diese letzte Tatsache stellt die Daseinsberechtigung von elektrochemischen Zellen und auch (oder im weiteren Sinne) von elektrolytischen Zellen dar. Eine Elektrolysezelle ist nichts anderes als ein experimentelles Gerät, in dem die Oxidations- und Reduktionsprozesse einer Redoxreaktion physikalisch getrennt sind, das jedoch den Elektronenfluss vom Ort der Oxidation zum Ort der Reduktion durch einen Leiter ermöglicht. Die getrennten Kompartimente, in denen diese Halbreaktionen stattfinden, werden als Halbzellen bezeichnet , und die spezifische Stelle oder Oberfläche, an der jede Halbreaktion auftritt, wird als Elektrode bezeichnet .

Jede elektrochemische oder elektrolytische Zelle wird durch die Eigenschaften der Elektroden, durch die jeweilige Halbreaktion, die in jeder von ihnen auftritt, und durch die Zusammensetzung und Konzentration der in jeder Halbzelle vorhandenen Lösungen definiert. Weiterhin wird die Spontaneität der Oxidations-Reduktions-Reaktion durch das sogenannte Zellpotential (dargestellt als E cell ) bestimmt.

Ein positives Zellpotential impliziert eine spontane Reaktion, während ein negatives Zellpotential nicht spontan ist. Daher können wir eine Elektrolysezelle wieder als eine Zelle definieren, die ein negatives Zellpotential hat und elektrische Energie benötigt, um zu funktionieren.

Betrieb von Elektrolysezellen

Die folgende Abbildung zeigt die Komponenten einer typischen generischen Elektrolysezelle.

Betrieb der Elektrolysezelle

Wie zu sehen ist, besteht die Zelle aus zwei Elektroden ( Anode und Kathode ), die in eine Elektrolytlösung getaucht sind ( die dafür sorgt, dass sie Strom leitet und den Stromkreis schließt) und die auch durch elektrische Leiter verbunden sind Durch eine Gleichstromquelle (das graue Kästchen, das mit der elektrischen Wand verbunden ist) geleitet wird.

Die Halbreaktionen, die in dieser generischen Elektrolysezelle auftreten, sind auf der rechten Seite des Bildes gezeigt. Wie zu sehen ist, ist das Zellpotential (das der Gesamtreaktion) negativ, sodass Elektronen (die ebenfalls negativ sind) nicht die Tendenz haben, von der Anode zur Kathode zu fließen.

Wenn jedoch die Stromquelle eingeschaltet wird, erzeugt sie eine Potentialdifferenz, die dem Zellenpotential entgegenwirkt und dieses übersteigt, was die Elektronen veranlasst, sich durch den Leiter zu bewegen, wodurch die Oxidations-Reduktions-Reaktion stattfindet.

Definitionsgemäß ist die Anode in einer Elektrolysezelle die Elektrode, an der die Oxidation stattfindet, und wird normalerweise auf der linken Seite dargestellt. Stattdessen findet die Reduktion an der Kathode statt und ist rechts abgebildet, sodass Elektronen immer von der Anode zur Kathode fließen.

Eine einfache Möglichkeit, sich dies zu merken (auf Spanisch), ist, dass „Vokale zu Vokalen und Konsonanten zu Konsonanten gehören“:

Ánode , Oxidation und left beginnen mit einem Vokal, also gehören sie alle zusammen; wohingegen Cathode , Reduction und Right alle mit einem Konsonanten beginnen, also gehören sie auch zusammen.

Verwendung von Elektrolytzellen

Man könnte sagen, dass Elektrolysezellen aus unserer modernen Lebensweise nicht mehr wegzudenken sind. Das liegt zum einen an den vielen lebensnotwendigen Industrien, die ganz auf elektrolytische Prozesse angewiesen sind, und zum anderen daran, dass sie die Grundlage unserer Fähigkeit bilden, elektrische Energie in Form von chemischer potentieller Energie zu speichern. Einige der wichtigsten Anwendungen von Elektrolysezellen sind:

Herstellung und Reinigung von Metallen

Einige der für den Menschen wichtigsten Metalle wie Aluminium und Kupfer werden industriell mittels Elektrolysezellen hergestellt. Sie stellen auch eine der wenigen Möglichkeiten dar, aktive Metalle wie Alkalimetalle (Lithium, Natrium und Kalium) und einige sehr wichtige Erdalkalimetalle wie Magnesium zu erhalten.

Halogenproduktion

Halogene wie Fluor und Chlor sind in der chemischen Industrie von großer Bedeutung. Sie sind wesentliche Reagenzien für die Herstellung vieler Erdölderivate wie PVC und Teflon und werden in unzähligen Syntheseprozessen für Medikamente verwendet, die täglich Leben retten. Die Hauptquelle dieser Halogene ist die Elektrolyse von Salzen, die ihre Ionen enthalten.

Energiespeicher

Wie oben erwähnt, sind Elektrolysezellen in der Lage, elektrische Energie in Form von chemischer Energie zu speichern. Das greifbarste Beispiel dafür ist der Ladevorgang aller Akkus. Ohne Elektrolysezellen wären die Lithiumbatterien, die die überwiegende Mehrheit der mobilen Geräte, die wir täglich verwenden, mit Strom versorgen, nicht wiederaufladbar. Die Elektrolyse von Wasser ist die Grundlage für die Herstellung von gasförmigem Wasserstoff , der als sauberer Treibstoff in einer Rakete wie der Blue Shephard von Blue Origin , dem Luft- und Raumfahrtunternehmen von Jeff Bezos, oder als elektrische Energiequelle in den Brennstoffzellen einiger verwendet werden kann Modelle von Elektroautos.

Beispiele für Elektrolysezellen

Elektrolyse von Wasser

Die Elektrolyse von Wasser wird durchgeführt, indem ein Strom durch eine 0,1 M Schwefelsäurelösung geleitet wird.Die beteiligten Halbreaktionen und die Gesamtreaktion sind:

Beispiel Elektrolyse: Elektrolysezelle von Wasser

Elektrolyse von geschmolzenem Natriumchlorid

In geschmolzenem Natriumchlorid fungieren die Ionen als Ladungsträger, die den Strom leiten. So wird Natrium industriell hergestellt.

Elektrolyse-Beispiel: Natriumchlorid-Elektrolysezelle

Verweise

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Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

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