Elektrolyse

Wenn du dein Handy an das Ladegerät steckst, läuft in seinem Akku eine Elektrolyse ab. Und wenn Politiker über „grünen Wasserstoff" reden, meinen sie ebenfalls eine Elektrolyse. Hinter beidem steckt dieselbe Idee: Mit elektrischem Strom zwingt man eine chemische Reaktion zum Ablaufen, die von allein niemals passieren würde. In diesem Artikel lernst du, wie eine Elektrolysezelle aufgebaut ist, was an den Elektroden passiert und wie du mit den Faradayschen Gesetzen ausrechnest, wie viel Stoff dabei entsteht.

Was ist eine Elektrolyse?

Eine Elektrolyse ist ein Vorgang, bei dem elektrischer Strom eine Redoxreaktion erzwingt. Eine Redoxreaktion ist eine chemische Reaktion, bei der Elektronen von einem Teilchen auf ein anderes übertragen werden. Bei der Elektrolyse laufen diese Elektronenübertragungen nicht freiwillig ab — die elektrische Energie aus einer Stromquelle treibt sie an. Dabei wird elektrische Energie in chemische Energie umgewandelt, die in den Produkten steckt.

Die Elektrolyse ist damit die Umkehrung der galvanischen Zelle (zum Beispiel einer Batterie): Eine Batterie wandelt chemische Energie in elektrische Energie um und liefert Strom. Die Elektrolyse verbraucht Strom, um neue Stoffe herzustellen. Genau deshalb läuft beim Laden eines Akkus eine Elektrolyse ab — sie macht die Entladereaktion rückgängig.

Merke: Elektrolyse = eine durch elektrischen Strom erzwungene Redoxreaktion. Sie wandelt elektrische Energie in chemische Energie um — die Batterie macht genau das Gegenteil.

Aufbau einer Elektrolysezelle

Für eine Elektrolyse brauchst du drei Dinge:

• eine Gleichspannungsquelle (z. B. ein Netzteil), die die elektrische Energie liefert,
• zwei Elektroden — das sind elektrisch leitende Stäbe oder Platten, oft aus Graphit oder Platin,
• einen Elektrolyten — eine Flüssigkeit, die frei bewegliche Ionen (elektrisch geladene Teilchen) enthält und dadurch den Strom leitet, z. B. eine Salzlösung oder eine Salzschmelze.

Die Elektrode am Pluspol der Spannungsquelle heißt Anode, die Elektrode am Minuspol heißt Kathode. Die Spannungsquelle pumpt Elektronen aus der Anode heraus (dort herrscht Elektronenmangel) und drückt sie in die Kathode hinein (dort herrscht Elektronenüberschuss).

Im Elektrolyten wandern die Ionen dann zu „ihrer" Elektrode: Die positiv geladenen Kationen wandern zur negativen Kathode, die negativ geladenen Anionen zur positiven Anode. Gegensätzliche Ladungen ziehen sich an.

Was passiert an den Elektroden?

An den beiden Elektroden laufen zwei getrennte Teilreaktionen ab:

Elektrode	Pol	Teilreaktion	Elektronen
Kathode	Minuspol	Reduktion	Teilchen nehmen Elektronen auf
Anode	Pluspol	Oxidation	Teilchen geben Elektronen ab

An der Kathode nehmen Kationen die überschüssigen Elektronen auf und werden reduziert. An der Anode geben Anionen ihre Elektronen an die Elektrode ab und werden oxidiert. Die Anzahl der an der Kathode aufgenommenen Elektronen ist immer genau gleich der Anzahl der an der Anode abgegebenen — sonst würde sich Ladung ansammeln.

Beispiel: Elektrolyse einer Zinkiodid-Lösung (\(\text{ZnI}_2\)). In der Lösung schwimmen \(\text{Zn}^{2+}\)-Kationen und \(\text{I}^-\)-Anionen.

• Kathode (Reduktion): \(\text{Zn}^{2+} + 2\,e^- \rightarrow \text{Zn}\) — es scheidet sich metallisches Zink ab.
• Anode (Oxidation): \(2\,\text{I}^- \rightarrow \text{I}_2 + 2\,e^-\) — es entsteht braunes Iod.
• Gesamtreaktion: \(\text{Zn}^{2+} + 2\,\text{I}^- \rightarrow \text{Zn} + \text{I}_2\)

Merke: Anode = Oxidation, Kathode = Reduktion — das gilt bei jeder Elektrolyse. Bei der Elektrolyse ist die Anode der Pluspol und die Kathode der Minuspol.

Tipp: Verwechsle die Pole nicht mit der galvanischen Zelle! Dort ist die Anode der Minuspol. Sicher bist du mit der Regel „Anode = Oxidation" — die stimmt in beiden Fällen.

Die Elektrolyse von Wasser

Das wichtigste Schulbeispiel ist die Wasserelektrolyse: Sie zerlegt Wasser in seine Elemente Wasserstoff und Sauerstoff. Damit das Wasser den Strom leitet, gibt man etwas Säure oder Lauge dazu — reines (destilliertes) Wasser enthält kaum Ionen und leitet fast nicht.

• Kathode (Reduktion): \(2\,\text{H}_2\text{O} + 2\,e^- \rightarrow \text{H}_2 + 2\,\text{OH}^-\) — hier entsteht Wasserstoff.
• Anode (Oxidation): \(2\,\text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{O}_2 + 4\,\text{H}^+ + 4\,e^-\) — hier entsteht Sauerstoff.

Die Gesamtreaktion lautet:

An der Kathode entsteht dabei doppelt so viel Wasserstoff (dem Volumen nach) wie Sauerstoff an der Anode — das siehst du direkt an der Gesamtgleichung: 2 Teilchen \(\text{H}_2\) auf 1 Teilchen \(\text{O}_2\). Im Hofmann'schen Zersetzungsapparat, einem Glasgerät mit zwei Auffangröhren, kannst du dieses Volumenverhältnis von 2 : 1 im Experiment direkt ablesen.

Diese Reaktion ist heute hochaktuell: Mit Strom aus Wind- und Solaranlagen lässt sich per Elektrolyse grüner Wasserstoff herstellen, der als speicherbarer Energieträger dient. In einer Brennstoffzelle läuft die Reaktion dann umgekehrt ab und liefert wieder elektrischen Strom.

Zersetzungsspannung und Überspannung

Eine Elektrolyse startet nicht bei beliebig kleiner Spannung. Die Mindestspannung, die du anlegen musst, damit die Zersetzung dauerhaft abläuft, heißt Zersetzungsspannung. Für die Wasserelektrolyse beträgt sie theoretisch etwa \(1{,}23\,\text{V}\). Liegt die angelegte Spannung darunter, fließt kein dauerhafter Strom und es entstehen keine Produkte.

In der Praxis braucht man meist deutlich mehr Spannung als berechnet. Diesen Zuschlag nennt man Überspannung. Sie entsteht, weil die Reaktionen an den Elektrodenoberflächen gehemmt ablaufen — besonders stark, wenn Gase wie Wasserstoff oder Sauerstoff gebildet werden. Wie groß die Überspannung ist, hängt vor allem vom Elektrodenmaterial ab. Die zusätzlich aufgewendete Energie geht als Wärme verloren.

Sind mehrere Ionensorten in der Lösung, wird nicht alles gleichzeitig umgesetzt: An der Kathode wird zuerst die Kationensorte reduziert, die in der Redoxreihe (Spannungsreihe) das positivere Potential hat — also am leichtesten Elektronen aufnimmt. Deshalb entsteht bei der Elektrolyse einer Kochsalzlösung an der Kathode Wasserstoff und nicht das unedle Natrium.

Die Faradayschen Gesetze: Wie viel Stoff entsteht?

Der englische Forscher Michael Faraday entdeckte im 19. Jahrhundert den Zusammenhang zwischen Strommenge und Stoffumsatz. Das erste Faradaysche Gesetz sagt: Die abgeschiedene Masse ist proportional zur geflossenen elektrischen Ladung \(Q\). Die Ladung berechnest du aus Stromstärke \(I\) und Zeit \(t\):

Für die abgeschiedene Masse \(m\) gilt:

Dabei ist \(M\) die molare Masse des Stoffes (in \(\text{g/mol}\)), \(z\) die Anzahl der pro Teilchen übertragenen Elektronen und \(F\) die Faraday-Konstante: \(F = 96\,485\,\frac{\text{C}}{\text{mol}}\). Sie gibt die Ladung von einem Mol Elektronen an.

Beispiel: Wie viel Kupfer scheidet sich ab, wenn du eine Kupfersulfat-Lösung 30 Minuten lang mit \(I = 2\,\text{A}\) elektrolysierst? An der Kathode läuft ab: \(\text{Cu}^{2+} + 2\,e^- \rightarrow \text{Cu}\), also ist \(z = 2\); die molare Masse von Kupfer ist \(M = 63{,}5\,\frac{\text{g}}{\text{mol}}\).

1. Zeit in Sekunden: \(t = 30 \cdot 60\,\text{s} = 1800\,\text{s}\)
2. Ladung: \(Q = I \cdot t = 2\,\text{A} \cdot 1800\,\text{s} = 3600\,\text{C}\)
3. Masse: \(m = \frac{63{,}5\,\frac{\text{g}}{\text{mol}} \cdot 3600\,\text{C}}{2 \cdot 96\,485\,\frac{\text{C}}{\text{mol}}} \approx 1{,}18\,\text{g}\)

Es scheiden sich also etwa \(1{,}18\,\text{g}\) Kupfer an der Kathode ab.

Merke: Mehr Strom oder mehr Zeit bedeutet mehr Produkt: Die abgeschiedene Masse wächst proportional zur Ladung \(Q = I \cdot t\).

Elektrolyse in Technik und Alltag

Ohne Elektrolyse sähe unser Alltag anders aus. Die wichtigsten technischen Anwendungen:

Verfahren	Was passiert	Produkt
Wasserelektrolyse	Wasser wird zerlegt	Wasserstoff und Sauerstoff
Chloralkali-Elektrolyse	Kochsalzlösung wird elektrolysiert	Chlor, Natronlauge, Wasserstoff
Schmelzflusselektrolyse	geschmolzenes Aluminiumoxid wird zerlegt	Aluminium
Galvanisieren	Metallschicht scheidet sich auf einem Werkstück ab	z. B. verchromte oder verzinkte Teile
Kupferraffination	unreines Kupfer löst sich auf und scheidet sich rein wieder ab	hochreines Kupfer

Aluminium lässt sich nicht aus wässriger Lösung gewinnen, weil es viel zu unedel ist — deshalb elektrolysiert man bei der Schmelzflusselektrolyse das geschmolzene Aluminiumoxid bei rund \(950\,^\circ\text{C}\). Das Verfahren verbraucht enorm viel Strom; Aluminium wird darum auch „gespeicherter Strom" genannt. Beim Galvanisieren hängt man das Werkstück als Kathode in eine Metallsalzlösung: Die Metallkationen werden dort reduziert und überziehen das Werkstück mit einer dünnen, schützenden Schicht.

Zusammenfassung

• Eine Elektrolyse ist eine durch elektrischen Strom erzwungene Redoxreaktion; elektrische Energie wird in chemische Energie umgewandelt — die Umkehrung der Batterie.
• Aufbau: Gleichspannungsquelle, zwei Elektroden, ein Elektrolyt mit frei beweglichen Ionen.
• An der Kathode (Minuspol) läuft die Reduktion, an der Anode (Pluspol) die Oxidation. Kationen wandern zur Kathode, Anionen zur Anode.
• Die Wasserelektrolyse liefert Wasserstoff (Kathode) und Sauerstoff (Anode) im Volumenverhältnis 2 : 1 — Grundlage für grünen Wasserstoff.
• Die Zersetzungsspannung ist die nötige Mindestspannung; die Überspannung ist der praktische Zuschlag, der vom Elektrodenmaterial abhängt.
• Faraday: Die abgeschiedene Masse ist proportional zur Ladung: \(m = \frac{M \cdot I \cdot t}{z \cdot F}\) mit \(F = 96\,485\,\frac{\text{C}}{\text{mol}}\).
• Technische Anwendungen: Wasserstoffherstellung, Chloralkali-Elektrolyse, Aluminiumgewinnung, Galvanisieren, Kupferraffination.

Interaktiv üben

Deine Lernziele

• Ich kann erklären, was eine Elektrolyse ist und wie sie sich von einer Batterie unterscheidet.
• Ich kann den Aufbau einer Elektrolysezelle beschreiben und Anode und Kathode richtig zuordnen.
• Ich kann die Teilreaktionen an Kathode und Anode aufstellen, z. B. bei der Wasserelektrolyse.
• Ich kann Zersetzungsspannung und Überspannung unterscheiden.
• Ich kann mit dem Faradayschen Gesetz berechnen, wie viel Stoff sich abscheidet.
• Ich kann wichtige technische Anwendungen der Elektrolyse nennen.

Strom erzwingt Reaktionen

Beim Laden deines Handy-Akkus läuft eine Elektrolyse ab — und auch grüner Wasserstoff entsteht durch eine. Zeit, das Prinzip dahinter zu festigen.

Definition

Elektrolyse

Eine Elektrolyse ist eine durch elektrischen Strom erzwungene Redoxreaktion. Elektrische Energie wird dabei in chemische Energie umgewandelt. Sie ist die Umkehrung der galvanischen Zelle (Batterie), die chemische Energie in elektrische umwandelt.

Beispiel

Beim Laden eines Akkus drückt das Ladegerät Strom in die Zelle: Eine Elektrolyse macht die Entladereaktion rückgängig und speichert Energie chemisch. Beim Entladen läuft es umgekehrt: Der Akku arbeitet als galvanische Zelle und liefert Strom — chemische Energie wird wieder elektrisch.

Merke

Elektrolyse und Batterie sind Gegenspieler: Die Elektrolyse verbraucht Strom und erzeugt Stoffe, die Batterie liefert Strom aus einer freiwilligen Reaktion.

Die Elektrolysezelle: Anode und Kathode

Bevor du Reaktionsgleichungen aufstellen kannst, musst du wissen, wo was passiert. Drei Bauteile, zwei Elektroden, eine goldene Regel.

Definition

Elektrolysezelle

Eine Elektrolysezelle besteht aus einer Gleichspannungsquelle, zwei Elektroden und einem Elektrolyten (Flüssigkeit mit frei beweglichen Ionen). Die Anode hängt am Pluspol, die Kathode am Minuspol. An der Anode läuft die Oxidation (Elektronenabgabe), an der Kathode die Reduktion (Elektronenaufnahme).

Beispiel

Elektrolyse einer Zinkiodid-Lösung: In der Lösung schwimmen \(\text{Zn}^{2+}\) und \(\text{I}^-\). Die Kationen \(\text{Zn}^{2+}\) wandern zur negativen Kathode und werden reduziert: \(\text{Zn}^{2+} + 2\,e^- \rightarrow \text{Zn}\). Die Anionen \(\text{I}^-\) wandern zur positiven Anode und werden oxidiert: \(2\,\text{I}^- \rightarrow \text{I}_2 + 2\,e^-\). An der Kathode wächst Zink, an der Anode entsteht braunes Iod.

Merke

Anode = Oxidation, Kathode = Reduktion — das gilt immer, auch in der Batterie. Nur die Pole tauschen: Bei der Elektrolyse ist die Anode der Pluspol, in der galvanischen Zelle der Minuspol.

Die Elektrolyse von Wasser

Das wichtigste Beispiel überhaupt — und die Grundlage für grünen Wasserstoff. Hier wiederholst du die Teilreaktionen und die nötige Spannung.

Definition

Wasserelektrolyse

Die Wasserelektrolyse zerlegt Wasser in Wasserstoff und Sauerstoff: \(2\,\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\,\text{H}_2 + \text{O}_2\). An der Kathode entsteht Wasserstoff, an der Anode Sauerstoff — im Volumenverhältnis 2 : 1. Die theoretische Zersetzungsspannung beträgt etwa \(1{,}23\,\text{V}\).

Beispiel

Teilreaktionen der Wasserelektrolyse: Kathode (Reduktion): \(2\,\text{H}_2\text{O} + 2\,e^- \rightarrow \text{H}_2 + 2\,\text{OH}^-\) Anode (Oxidation): \(2\,\text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{O}_2 + 4\,\text{H}^+ + 4\,e^-\) Damit an der Anode 1 Molekül \(\text{O}_2\) entsteht (4 abgegebene Elektronen), müssen an der Kathode 2 Moleküle \(\text{H}_2\) entstehen (2 × 2 aufgenommene Elektronen) — deshalb das Volumenverhältnis 2 : 1. Im Hofmann'schen Zersetzungsapparat kannst du es direkt ablesen.

Gut zu wissen

In der Praxis braucht man mehr als \(1{,}23\,\text{V}\): Die Überspannung kommt dazu, weil die Gasbildung an den Elektrodenoberflächen gehemmt abläuft. Wie groß sie ist, hängt vom Elektrodenmaterial ab — die zusätzliche Energie geht als Wärme verloren.

Rechnen mit Faraday

Wie viel Metall scheidet sich eigentlich ab, wenn du 30 Minuten Strom fließen lässt? Michael Faraday hat die Antwort gefunden — mit einer einzigen Formel.

Definition

Faradaysches Gesetz

Die abgeschiedene Masse ist proportional zur geflossenen Ladung \(Q = I \cdot t\). Es gilt \(m = \frac{M \cdot I \cdot t}{z \cdot F}\) mit der molaren Masse \(M\), der Zahl der pro Teilchen übertragenen Elektronen \(z\) und der Faraday-Konstante \(F = 96\,485\,\frac{\text{C}}{\text{mol}}\) (Ladung von einem Mol Elektronen).

Beispiel

Kupfersulfat-Lösung, \(I = 2\,\text{A}\), \(t = 30\,\text{min} = 1800\,\text{s}\), Kathodenreaktion \(\text{Cu}^{2+} + 2\,e^- \rightarrow \text{Cu}\), also \(z = 2\), \(M = 63{,}5\,\frac{\text{g}}{\text{mol}}\). Schritt 1: \(Q = I \cdot t = 2\,\text{A} \cdot 1800\,\text{s} = 3600\,\text{C}\) Schritt 2: \(m = \frac{63{,}5 \cdot 3600}{2 \cdot 96\,485}\,\text{g} \approx 1{,}18\,\text{g}\) Es scheiden sich rund \(1{,}18\,\text{g}\) Kupfer ab.

Merke

Mehr Strom oder mehr Zeit bedeutet mehr Produkt — die Masse wächst proportional zur Ladung \(Q = I \cdot t\).

Elektrolyse in Technik und Geschichte

Aluminium im Fahrrad, Chlor im Schwimmbad, verchromte Wasserhähne: Ohne Elektrolyse gäbe es das alles nicht. Und die Entdeckungsgeschichte liest sich wie ein Krimi der Chemie.

Definition

Technische Elektrolysen

Die wichtigsten Verfahren: Wasserelektrolyse (Wasserstoff), Chloralkali-Elektrolyse (Chlor, Natronlauge, Wasserstoff aus Kochsalzlösung), Schmelzflusselektrolyse (Aluminium aus geschmolzenem Aluminiumoxid), Galvanisieren (schützende Metallschichten) und Kupferraffination (hochreines Kupfer).

Beispiel

Chloralkali-Elektrolyse einer Kochsalzlösung: An der Anode werden die Chlorid-Ionen oxidiert: \(2\,\text{Cl}^- \rightarrow \text{Cl}_2 + 2\,e^-\) — es entsteht Chlor. An der Kathode wird Wasser reduziert: \(2\,\text{H}_2\text{O} + 2\,e^- \rightarrow \text{H}_2 + 2\,\text{OH}^-\) — es entsteht Wasserstoff, und in der Lösung bleibt Natronlauge zurück.

Gut zu wissen

Aluminium ist so unedel, dass es sich nicht aus wässriger Lösung abscheiden lässt — an der Kathode entstünde nur Wasserstoff. Deshalb elektrolysiert man geschmolzenes Aluminiumoxid bei rund \(950\,^\circ\text{C}\). Das kostet so viel Strom, dass Aluminium auch „gespeicherter Strom" genannt wird.

Alles auf einen Blick

Abschluss-Check

Jetzt kombinierst du alles: Zelle, Redoxreihe, Faraday und Technik — in neuen Situationen. Fehler sind hier Gold wert: Sie zeigen dir genau, welches Kapitel du noch einmal ansehen solltest.