Kathode · Minuspol
Der Minusanschluss der Quelle liefert Elektronen. Teilchen nehmen diese Elektronen an der Kathode auf: Reduktion.
Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
Chemie · Klasse 10–13 · Grundlagen & Vertiefung
Elektrolyse
Wie kann elektrischer Strom eine chemische Reaktion erzwingen? Entdecke, was an Anode und Kathode passiert, warum die Polung wichtig ist und wie du entstehende Stoffmengen berechnest.
Elektrische Energie → chemische Energie
Anode: Oxidation
Kathode: Reduktion
Bei der Elektrolyse: Anode +, Kathode −.
Eine Spannungsquelle treibt die Reaktion an
Eine Batterie kann elektrische Energie liefern. Bei einer Elektrolyse ist es umgekehrt: Eine äußere Spannungsquelle ermöglicht eine Redoxreaktion, die unter den gegebenen Bedingungen in dieser Richtung nicht freiwillig ablaufen würde. Elektrische Energie wird dabei in chemische Energie umgewandelt.
Du brauchst leitfähige Elektroden, einen Elektrolyten mit beweglichen Ionen und eine ausreichend starke Gleichspannungsquelle. Der Elektrolyt kann eine Lösung oder eine Salzschmelze sein. Ein festes Salz leitet meist nicht, weil seine Ionen im Gitter gebunden sind.
Das lernst du: Elektroden richtig benennen, Elektronen- und Ionenwege unterscheiden, Teilgleichungen aufstellen und mit Stromstärke und Zeit die Stoffmenge berechnen. Grundlage: Redoxreaktionen und Elektronenübertragung.
Anode und Kathode: Die Reaktion entscheidet
Anode · Pluspol
Der Plusanschluss entzieht der Anode Elektronen. Dort geben Teilchen Elektronen ab: Oxidation.
Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻
Positive Ionen (Kationen) wandern im elektrischen Feld zur Kathode, negative Ionen (Anionen) zur Anode. Das heißt jedoch nicht, dass jedes ankommende Ion dort reagiert. Auch Wasser oder das Elektrodenmaterial können an der Reaktion beteiligt sein.
Immer richtig: Anode = Oxidation, Kathode = Reduktion. Nur bei Elektrolyse: Anode = Pluspol, Kathode = Minuspol. Bei einer galvanischen Zelle sind die Polvorzeichen umgekehrt.
Kupfer übertragen: Was ändert die Polung?
Zwei Kupferelektroden stehen in Kupfer(II)-sulfatlösung. Wähle einen Zustand und sage zuerst voraus, welche Elektrode dicker wird.
Quelle: Minusanschluss links · Plusanschluss rechts
Links: Kathode −
Reduktion · Kupfer scheidet sich ab.
Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
Die Elektrode wird schwerer.
Rechts: Anode +
Oxidation · Kupfer geht in Lösung.
Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻
Die Elektrode wird leichter.
Kupfer wird von rechts nach links übertragen. Die Spannungsquelle treibt den Transport an.
Vereinfachtes Modell mit reinen Kupferelektroden und ausreichendem Cu²⁺-Angebot: keine Nebenreaktionen, gleich große umgesetzte Kupferstoffmengen. Die Zeichnungen sind schematisch; das Umschalten setzt die Darstellung auf den gewählten Zustand.
Kupfer-Elektrolyse Schritt für Schritt
1 · Kathode: Kupfer entsteht
Ein Cu²⁺-Ion nimmt zwei Elektronen auf. Es wird zum neutralen Kupferatom und lagert sich am Minuspol ab.
Cu²⁺(aq) + 2 e⁻ → Cu(s)
2 · Anode: Kupfer löst sich
Ein Kupferatom der positiven Elektrode gibt zwei Elektronen ab und wird als Cu²⁺-Ion Teil der Lösung.
Cu(s) → Cu²⁺(aq) + 2 e⁻
3 · Bilanz: Kupfer wechselt den Ort
Die Elektronenzahlen passen bereits zusammen. Im Idealmodell wird genauso viel Kupfer gelöst wie abgeschieden. Die gesamte Cu²⁺-Menge in der Lösung bleibt deshalb ungefähr gleich; direkt an den Elektroden können sich die Konzentrationen dennoch unterscheiden.
Cu(Anode) → Cu(Kathode)
Die Spannungsquelle liefert der Kathode Elektronen und nimmt sie an der Anode auf. Durch die Lösung fließen keine freien Elektronen von Elektrode zu Elektrode. Dort tragen Ionen die Ladung. Sulfat wirkt in diesem Modell als Gegenion und wird nicht zu Schwefel reduziert.
Wasser zerlegen: Warum entstehen zwei Teile Wasserstoff?
Bei der Wasserelektrolyse entstehen Wasserstoff und Sauerstoff. Reines Wasser leitet nur sehr schlecht; geeignete Elektrolyte verbessern die Leitfähigkeit. Für die folgenden Teilgleichungen betrachten wir ein saures Medium mit geeigneten, weitgehend inerten Elektroden. H⁺ ist die übliche Kurzschreibweise für hydratisierte Protonen.
Kathode − · Wasserstoff
4 H⁺ + 4 e⁻ → 2 H₂
Anode + · Sauerstoff
2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻
Gesamt: 2 H₂O → 2 H₂ + O₂
Es entstehen doppelt so viele H₂-Moleküle wie O₂-Moleküle. Unter gleichem Druck und gleicher Temperatur ist auch das Gasvolumenverhältnis 2 : 1. Das ist kein Massenverhältnis!
H₂ · 2 Volumenteile
Beispiel: 40 mL Wasserstoff
O₂ · 1 Volumenteil
Beispiel: 20 mL Sauerstoff
Die Seite ist eine Lernsimulation, keine Anleitung für einen Heimversuch. Wasserstoff-Sauerstoff-Gemische sind explosionsfähig. Reale Versuche gehören unter fachkundige Aufsicht mit schulischer Gefährdungsbeurteilung.
Warum nicht immer dieselben Stoffe entstehen
Die Produkte hängen von Elektrolyt, Konzentration, Elektrodenmaterial und angelegter Spannung ab. In einer wässrigen Lösung kann auch Wasser reagieren. Deshalb darfst du die Produkte einer Salzschmelze nicht einfach auf ihre wässrige Lösung übertragen.
Beispiel: Aus einer Natriumchlorid-Schmelze lässt sich Natrium gewinnen. In wässriger Natriumchloridlösung entsteht an der Kathode unter üblichen Bedingungen Wasserstoff statt Natrium. An der Anode kann unter passenden Bedingungen Chlor entstehen.
Auch beim Kupferbeispiel ist das Material entscheidend: Eine Kupferanode kann sich auflösen. Bei einer geeigneten inerten Anode kann stattdessen Wasser zu Sauerstoff oxidiert werden. Dann wird Cu²⁺ nicht an der Anode nachgeliefert.
Vertiefung: Wie viel Stoff entsteht?
Je mehr Ladung an der gewünschten Elektrodenreaktion beteiligt ist, desto mehr Stoff kann entstehen. Bei konstanter Stromstärke gilt:
Q = I · t
Q: Ladung in Coulomb (C), I: Stromstärke in Ampere (A), t: Zeit in Sekunden (s). 1 A = 1 C/s. Minuten musst du zuerst mit 60 multiplizieren.
n = Q / (z · F)
m = M · I · t / (z · F)
z ist die Elektronenzahl pro gebildetem Teilchen: für Cu²⁺ → Cu also 2, für Ag⁺ → Ag also 1. F ≈ 96 485 C/mol ist die Faraday-Konstante; M die molare Masse in g/mol. Dann erhältst du n in mol und m in g.
Beispiel · 1,0 A für 10 Minuten
t = 10 · 60 s = 600 s
Q = 1,0 A · 600 s = 600 C
n(Cu) = 600 / (2 · 96 485) mol ≈ 0,00311 mol
m(Cu) = 0,00311 mol · 63,55 g/mol ≈ 0,198 g
Strom und Zeit verändern
Vermute zuerst: Was passiert bei doppelter Stromstärke? Und bei doppelter Zeit?
Abgeschiedenes Metall
Modell: konstante Stromstärke, genügend Metallionen, 100 % Stromausbeute. In der Praxis können Nebenreaktionen die erhaltene Masse verkleinern.
Q = 600 C · m(Cu) ≈ 0,198 g
Wo Elektrolyse genutzt wird
Galvanisieren: Ein Gegenstand bekommt eine dünne Metallschicht. Der zu beschichtende Gegenstand ist die Kathode.
Metallgewinnung und Reinigung: Elektrolysen können Metalle aus geeigneten Schmelzen gewinnen oder Kupfer elektrolytisch reinigen. Das Kupfermodell zeigt das Grundprinzip des Materialtransports.
Wasserstoffherstellung: Strom zerlegt Wasser. Ob der Wasserstoff klimafreundlich hergestellt wird, hängt wesentlich davon ab, wie der eingesetzte Strom erzeugt wird.
Selbstcheck: erklären, rechnen, übertragen
Welche Aussage gilt bei jeder Elektrolyse?
Wähle eine Antwort.
Bearbeite die Aufgaben zuerst selbst. Nutze bei Bedarf einen Tipp.
1 · Warum braucht die Elektrolyse eine Spannungsquelle?
Tipp öffnen
Denke an die Richtung der Energieumwandlung.
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Die Quelle liefert Energie und erzwingt die nicht freiwillige Reaktionsrichtung. Elektrische Energie wird in chemische Energie umgewandelt.
2 · Welche Kupferelektrode wird schwerer?
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Wo entsteht neutrales Kupfer?
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Die Kathode am Minuspol: Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu. Die Kupferanode am Pluspol wird leichter.
3 · Was ändert sich beim Umpolen?
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Die Elektrodennamen hängen von den Reaktionen ab.
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Die bisherige Anode wird zur Kathode und umgekehrt. Im idealisierten Kupfermodell kehren sich Auflösung und Abscheidung um.
4 · Es entstehen 30 mL O₂. Wie viel H₂ entsteht?
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Gleiche Temperatur und gleicher Druck; Verhältnis 2 : 1.
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60 mL H₂. Die Stoffmengen und bei gleichen Bedingungen die Gasvolumina verhalten sich wie 2 : 1.
5 · Kupfer: 2,0 A während 15 Minuten. Berechne die Masse.
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t = 900 s; z = 2; M(Cu) = 63,55 g/mol.
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Q = 2,0 · 900 C = 1800 C. n = 1800 / (2 · 96 485) mol ≈ 0,00933 mol. m ≈ 0,593 g bei 100 % Stromausbeute.
6 · Fehlerdetektiv: „Elektronen schwimmen durch die Lösung.“
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Welche Teilchen transportieren dort Ladung?
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In der Lösung übernehmen Ionen den Ladungstransport. Elektronen werden über die metallischen Leiter zugeführt beziehungsweise abgeführt und an den Elektroden übertragen.
7 · Bei gleicher Ladung: mehr Mol Cu oder Ag?
Tipp öffnen
Vergleiche z = 2 und z = 1.
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Es entstehen doppelt so viele Mol Ag wie Cu, weil pro Silberatom nur ein Elektron nötig ist. Das Massenverhältnis ist wegen verschiedener molarer Massen nicht einfach 2 : 1.
8 · Warum muss eine Kupfersulfatlösung nicht immer gleich blau bleiben?
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Ist die Anode aus Kupfer oder inert?
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Im Modell mit Kupferanode wird verbrauchtes Cu²⁺ nachgeliefert. Bei einer inerten Anode mit Sauerstoffbildung fehlt diese Nachlieferung; die Cu²⁺-Menge nimmt ab. Auch örtliche Konzentrationsunterschiede sind möglich.
Für den Unterricht: erst vorhersagen, dann prüfen
20–30 Minuten · ab Klasse 10: Erst den Unterschied zur galvanischen Zelle sammeln. In Partnerarbeit vorhersagen lassen, welche Kupferelektrode schwerer wird. Danach die Polung wechseln und die Vorhersage anhand der Teilgleichungen begründen.
Oberstufen-Erweiterung: Am Mengenrechner jeweils nur eine Größe verändern. Die Aussage „Doppelte Stromstärke ergibt doppelte Masse“ mit Q = I · t erklären. Anschließend Kupfer und Silber vergleichen und z begründen.
Abschlussfrage: Warum bleiben die Namen Anode und Kathode an den Reaktionstyp gebunden, obwohl sich gegenüber der galvanischen Zelle die Polvorzeichen ändern? Erwartung: Anode = Oxidation, Kathode = Reduktion; der Betriebsmodus bestimmt das Vorzeichen.
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Elektrolyse und Elektronenbilanz – kostenloses Chemie-Arbeitsblatt mit Lösungen (PDF)
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