Die Elektrolyse

Bei einer Elektrolyse wird eine Redoxreaktion durch elektrische Energie erzwungen, die freiwillig nicht ablaufen würde. Man taucht zwei Elektroden in eine Salzschmelze oder Lösung, die Ionen enthält, und legt eine Gleichspannung an. Die Spannungsquelle wirkt wie eine Elektronenpumpe: Sie drückt Elektronen in die eine Elektrode hinein und saugt sie aus der anderen ab.

Die Ionen in der Lösung wandern zu der entgegengesetzt geladenen Elektrode. Positive Kationen wandern zum Minuspol, der Kathode. Dort nehmen sie Elektronen auf und werden reduziert. Negative Anionen wandern zum Pluspol, der Anode, geben dort Elektronen ab und werden oxidiert. So wird zum Beispiel Zinkbromid-Lösung in Zink und Brom zerlegt.

Ein typischer Fehler ist, Anode und Kathode fest mit Plus und Minus zu verbinden, ohne den Vorgang zu kennen. Die sichere Regel lautet: An der Anode findet immer die Oxidation statt, an der Kathode immer die Reduktion. Bei der Elektrolyse ist die Anode der Pluspol, in einer Batterie ist sie dagegen der Minuspol. Merke dir deshalb die Vorgänge, nicht die Vorzeichen.

Elektrolysen sind keine reine Schulaufgabe, sondern Grundlage großer Industriezweige. Aluminium wird ausschließlich durch Elektrolyse gewonnen, weil das Metall so unedel ist, dass keine chemische Reduktion mit Kohle ausreicht. Aluminiumoxid wird dazu in geschmolzenem Kryolith gelöst und bei etwa 950 °C elektrolysiert – ein Verfahren, das enorme Mengen Strom verbraucht und deshalb meist dort steht, wo Energie günstig ist, etwa in der Nähe von Wasserkraftwerken.

In der Galvanotechnik nutzt man Elektrolysen, um dünne Metallschichten auf Werkstücken abzuscheiden. Beim Verchromen wird das Werkstück als Kathode geschaltet, sodass sich Chromionen aus der Lösung als glänzende Schicht darauf abscheiden. So entstehen rostgeschützte Autofelgen, vergoldeter Schmuck und verzinkte Schrauben. Auch die Chlor-Alkali-Elektrolyse ist bedeutend: Aus Kochsalzlösung entstehen dabei gleichzeitig Chlor, Wasserstoff und Natronlauge, drei wichtige Grundchemikalien für Industrie und Haushalt.

Bei Schulversuchen zur Elektrolyse entstehen häufig Gase, die man ernst nehmen muss. Chlorgas ist stechend riechend und schon in kleinen Mengen giftig für Atemwege und Augen, deshalb werden Chlor-erzeugende Elektrolysen nur im Abzug oder mit sehr geringer Stromstärke durchgeführt. Wasserstoff ist geruchlos, aber brennbar, und bildet zusammen mit Sauerstoff das hochexplosive Knallgas. Deshalb wird bei der Wasserelektrolyse offenes Feuer aus der Nähe der Apparatur ferngehalten.

Auch die Spannungsquelle selbst verdient Vorsicht: Niedrige Gleichspannungen von wenigen Volt reichen für den Schulversuch völlig aus, höhere Spannungen sind unnötig und gefährlich. Nach dem Versuch sollten Elektroden erst nach dem Abschalten der Spannung aus der Lösung entfernt werden, sonst können Funken entstehen.

Der häufigste Fehler ist, die Teilgleichungen zu addieren, bevor die Elektronenzahlen gleich sind. Gibt die Anode zum Beispiel zwei Elektronen ab, die Kathode aber vier aufnimmt, muss man die Anodengleichung zunächst mit zwei multiplizieren, sonst geht die Ladungsbilanz nicht auf. Ein zweiter Fehler ist, Sauerstoff- oder Wasserstoffgas als einzelne Atome statt als zweiatomige Moleküle (O2, H2) zu notieren – beide Gase liegen in der Natur immer molekular vor.

Auch bei der Zuordnung von Plus und Minus schleicht sich häufig ein Fehler ein, wenn Schüler das Wissen aus dem Physikunterricht über Batterien unreflektiert übertragen. Verlasse dich deshalb nicht auf das Vorzeichen, sondern immer auf den Vorgang: Oxidation ist Anode, Reduktion ist Kathode, in jedem elektrochemischen System.