Grundlagen & Chloralkalielektrolyse

Die Elektrolysezelle

Eine von außen angelegte Spannung erzwingt die chemische Reaktion.

• Kathode: Der Minuspol mit Elektronenüberschuss, an dem die Reduktion stattfindet.
• Anode: Der Pluspol mit Elektronenmangel, an dem die Oxidation abläuft.

Das Diaphragma-Verfahren

Dieses Verfahren spaltet wässrige Kochsalzlösung ($NaCl$) in Chlor, Wasserstoff und Natronlauge.

• Anode (Titan): $2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^-$
• Kathode (Stahl): $2H_3O^+(aq) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq)$
• Diaphragma: Eine asbesthaltige Trennwand verhindert, dass sich die Produkte ungewollt vermischen.

💡 Tipp: Merk dir die Ladungen mit der Eselsbrücke: Oxidation an der Anode (beide beginnen mit einem Vokal), Reduktion an der Kathode (beide beginnen mit einem Konsonanten).

Industrielle Verfahren & Kupfer-Raffination

Chloralkalielektrolyse im Vergleich

Modernere Verfahren ersetzen das umweltbelastende Diaphragma-Verfahren.

• Membranverfahren: Nutzt eine chlorbeständige, ionenselektive Membran und liefert sehr reine Natronlauge.
• Amalgamverfahren: Verwendet Quecksilber als Kathode, ist aber extrem umweltschädlich.

Kupfer-Raffination

Rohkupfer (Garkupfer) wird elektrolytisch zu hochreinem Kupfer gereinigt.

• Oxidation (Anode): $Cu(s) \rightarrow Cu^{2+}(aq) + 2e^-$
• Reduktion (Kathode): $Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s)$

Beispiel: Oxidation an der Rohkupfer-Anode: $Cu \rightarrow Cu^{2+} + 2e^-$

💡 Tipp: Bei der Kupfer-Raffination lösen sich unedle Metalle im Elektrolyten auf, während edlere Metalle als wertvoller "Anodenschlamm" unter der Anode zu Boden sinken.

Schmelzfluss-Elektrolyse

Aluminiumgewinnung (Hall-Héroult-Prozess)

Da Aluminium unedel ist, muss es aus einer heißen Schmelze statt aus Wasser gewonnen werden.

• Kryolith ($Na_3AlF_6$): Dient als Lösungsmittel, um die Schmelztemperatur von $2000^\circ\text{C}$ auf ca. $960^\circ\text{C}$ zu senken.
• Graphit-Elektroden: Die Anode verbrennt während der Reaktion zu Kohlenstoffdioxid ($CO_2$) und muss ständig ersetzt werden.

Gesamtreaktion

Die Zersetzung von Aluminiumoxid ($Al_2O_3$) unter Verbrauch der Kohlenstoffanoden.

• Formel: $2Al_2O_3(l) + 3C(s) \rightarrow 4Al(l) + 3CO_2(g)$

Beispiel: Reduktion an der Kathode: $4Al^{3+} + 12e^- \rightarrow 4Al(l)$

💡 Achtung: Wasserstoff ist leichter zu reduzieren als Aluminium. Deshalb lässt sich Aluminium niemals aus einer wässrigen Lösung gewinnen, sondern nur per Schmelze.