Elektrolytzellen

Elektrochemie

Die Elektrochemie ist ein Teilgebiet der Chemie, das die Beziehung zwischen elektrischer Energie und einer chemischen Veränderung beschreibt und misst. Elektrochemische Reaktionen beinhalten die Bewegung von Elektronen von einer Spezies zur anderen. Handelt es sich um eine spontane Reaktion, kann es zu einem erzeugten Strom kommen. Wenn die Reaktion nicht spontan ist, kann sie durch die Anwendung von Strom angetrieben werden.

In der Elektrochemie ist die Schlüsselreaktion die Oxidations-Reduktions-Reaktion, die als Redoxreaktion bezeichnet wird. Die Redoxreaktion setzt sich aus zwei Halbreaktionen zusammen; Oxidation, bei der eine Substanz, die als Reduktionsmittel bekannt ist, Elektronen verliert, und Reduktion, bei der eine Substanz, die als Oxidationsmittel bekannt ist, Elektronen gewinnt. Redoxreaktionen laufen immer paarweise ab und verändern die Oxidationsstufen der Atome in den beteiligten Molekülen. Eine einfache Möglichkeit, sich an diesen Zusammenhang zu erinnern, ist die pneumatische OIL-RIG: Oxidation Is Losing – Reduction Is Gaining.

Elektrochemische Zellen

Eine elektrochemische Zelle wird verwendet, um elektrochemische Reaktionen zu messen oder zu induzieren. Es besteht aus mehreren Komponenten: einer Kammer, die die Reaktionslösung enthält, zwei leitfähigen Elektroden, einer leitfähigen Elektrolytlösung und einem externen Kreislauf. Es gibt zwei Arten von elektrochemischen Zellen. Eine davon ist die Elektrolysezelle, die elektrische Energie nutzt, um eine nichtspontane Reaktion auszulösen. Bei diesem Zelltyp wird elektrische Energie von einer externen Stromquelle zugeführt.

Der andere Zelltyp ist die galvanische Zelle, die durch eine spontane elektrochemische Reaktion elektrische Energie erzeugt. Die beiden Elektroden werden Anode und Kathode genannt und sind durch einen externen Stromkreis verbunden. Die Reaktionskammer ist mit einem Elektrolyten gefüllt, der den Durchgang von Ionen zwischen den Elektroden fördert. In einer galvanischen Zelle vervollständigt eine Salzbrücke den Kreislauf, indem sie den Ionenfluss zwischen den elektrolytischen Lösungen, die die Elektroden enthalten, ermöglicht. In einer Elektrolysezelle gibt es keine Salzbrücke, da sich die Elektroden typischerweise in der gleichen elektrolytischen Lösung befinden.

Die Reduktionsreaktion findet an der Kathode statt, während die Oxidationsreaktion an der Anode stattfindet. Dies wird durch die Eselsbrücke "Rote Katze" erinnert, was bedeutet, dass die roteGlut an der Katzenladestattfindet.

Elektrolytzellen

Elektrolysezellen haben typischerweise eine Reaktionskammer, die die Elektrolytlösung enthält. Der Elektrolyt ist in der Regel eine wässrige Lösung, die Ionen oder gelöste Salze enthält. Die Ionen im Elektrolyten fördern die Bewegung von Ionen und Elektronen durch die Lösung.

Wenn eine externe Spannung angelegt wird, werden Ionen im Elektrolyten mit der entgegengesetzten Ladung von der Elektrode angezogen. Hier finden die beiden Halbreaktionen statt. Die Anode verliert bei der Oxidation Elektronen, während die Kathode bei der Reduktion Elektronen hinzugewinnt.

Die Galvanik ist ein Prozess, bei dem eine Elektrolysezelle verwendet wird. Die Galvanik ist ein Prozess, bei dem ein Metall auf der Oberfläche einer Elektrode abgeschieden wird, typischerweise ein anderes Metall. Der britische Wissenschaftler Michael Faraday, nach dem die Faraday-Konstante benannt ist, wies die molare Beziehung zwischen dem galvanisch geladenen Ion und dem elektrischen Strom nach. Schauen wir uns die spezifische Halbreaktion für Silber an:

Ag⁺ + 1e^- → Ag

Es braucht ein Mol Elektronen, das von einem externen Strom zugeführt wird, um ein Mol Silberkationen in festes Silber zu reduzieren. Daher kann mit der Halbreaktions-Stöchiometrie die Menge des Galvanikmaterials bestimmt werden, die für eine bekannte Menge an Elektronen verwendet wird. Zur Erinnerung: Elektrizität wird nicht anhand der Mole von Elektronen gemessen, sondern in Coulomebs, benannt nach dem französischen Ingenieur Charles-Augustin de Coulomb. Ein Coulomb ist die Menge an Elektrizität, die mit 1 Ampere Strom über einen Zeitraum von 1 Sekunde durch einen Stromkreis fließt, die auf dem Prinzip der Elementarladung basiert, oder die Ladung, die ein einzelnes Elektron trägt. Faradays Entdeckung kann daher den elektrischen Strom mit der Anzahl der Mol in Beziehung setzen, die das galvanische Kation plattierte:

F = eN_A

F ist die Faraday-Konstante, e ist die Elementarladung, die in Coulombs ausgedrückt wird, und N_A ist die Avogadro-Zahl. Daher wird die Faradaysche Konstante als Anzahl der Coulomb pro Mol ausgedrückt und hat einen Wert von 96485 Coulomb pro Mol. Wie kann man die Anzahl der Mol Elektronen bestimmen, die auf die Anode übertragen werden, basierend auf dem Strom? Unter Verwendung der elektrischen Ladung Q und der Definition eines Coulombs:

Die elektrische Ladung ist gleich dem Strom in Ampere (I) multipliziert mit der Zeit in Sekunden, die der Strom fließen durfte. Indem man Q durch die Faraday-Konstante dividiert, die die Einheiten von Coulomb pro Mol hat:

Diese Gleichung ermöglicht es uns, die Anzahl der Mol Elektronen zu berechnen und somit zu bestimmen, wie stark das galvanische Kation reduziert wurde.

Bei der Galvanik besteht das Metall aus den Anodenplatten oder bedeckt die Kathode mit einer dünnen Metallschicht. Die Menge des plattierten Metalls hängt von der Menge des angelegten Stroms sowie der Anzahl der Mol des verfügbaren Galvanikkations ab. Eine externe Energiequelle, wie z. B. eine Batterie, induziert den Elektronenfluss von der Anode zur Kathode und vom Pluspol zum Minuspol der Batterie.

Stellen Sie sich zum Beispiel eine Elektrolysezelle mit einer Kupferelektrode, einem Messingschlüssel als zweite Elektrode und einer wässrigen Lösung aus Kupfersulfat als Elektrolyt vor. Hierbei wird Kupfer aus dem Elektrolyten und der Kupferelektrode auf den Messingschlüssel plattiert.

Damit sich das Kupfermetall auf dem Messingschlüssel abscheiden kann, muss die massive Kupferelektrode oxidiert werden, um Kupferionen zu bilden. Dann werden die Kupferkationen sowohl von der Elektrode als auch vom Elektrolyten aus der Lösung reduziert, um auf dem Messingschlüssel festes Kupfer zu bilden.

Cu²⁺ + 2e^- → Cu_(s)

Die Elektronen für die Reaktion werden vom Minuspol der Batterie empfangen. So findet die Reduktionsreaktion an der Messingklappe statt, während die Oxidationsreaktion an der Kupferelektrode stattfindet. Die konzentrierte und angesäuerte Kupfersulfatlösung erhöht die Löslichkeit; Je höher die Konzentration der Lösung, desto geringer ist der Widerstand und desto höher der Strom. Ein höherer Strom wiederum ermöglicht eine stärkere Beschichtung der Kupferionen auf dem Messingschlüssel.

Einige Metalle neigen stärker als andere, Elektronen zu verlieren. Das Standardelektrodenpotential (E°) einer Substanz ist das Maß für die Tendenz einer Substanz, Elektronen zu verlieren. Das Metall mit dem höchsten Reduktionspotential hat die höchste Tendenz, Elektronen zu verlieren; Somit wird es zuerst galvanisiert.

Referenzen

1. Kotz, J.C., Treichel Jr., P.M., Townsend, J.R. (2012). Chemie und chemische Reaktivität. Belmont, Kalifornien: Brooks/Cole, Cengage Lernen.
2. Silberberg, M.S. (2009). Chemie: Die molekulare Natur von Materie und Veränderung. Boston, MA: McGraw Hill.