Big Bang HTL 2, Schulbuch

130 Bereich Grundlagen der Chemie (II. Jahrgang, 3. Semester) Elektrodenreaktionen: Anode: 2H 2 O ® O 2 + 4H + + 4e – E° = 1,23V Kathode: 4H + + 4e – ® 2H 2 E° = 0V Summe: 2H 2 O ® O 2 + 2H 2 Beide Reaktionen finden wir in der Spannungsreihe auf Seite 93 und können so analog die Potentialdifferenz berechnen. E° Zelle = E° Kathode – E° Anode E° Zelle = 0 – 1,23V = –1,23V Im Gegensatz zum galvanischen Element bekommen wir eine negative Zellspannung. Dies liegt daran, dass wir ja hier eine erzwungene Reaktion betrachten. Die resultie- rende Zellspannung ist also jene Spannung, die wir an die Elektrolysezelle anlegen müssen, um die Wasserspaltung zu ermöglichen. In der praktischen Umsetzung einer Elektrolyse bemerkt man, dass die angelegte Spannung meist etwas höher sein muss als die theoretisch berechnete. Diese Differenz wird als „Überspannung“ bezeichnet. Diese Überspannung lässt sich vereinfacht dadurch erklä- ren, dass die Reaktion bei der berechneten Spannung zwar abläuft, aber mit extrem geringer Geschwindigkeit. Die Überspannung ist also notwendig, um die Reaktion zu be- schleunigen. Wenn wir uns die Summe der Elektrodenreaktionen anse- hen erkennen wir, dass es sich eigentlich um die Umkehrung der Knallgasreaktion handelt. Diese haben wir im letzten Abschnitt als Energielieferant der Wasserstoffzelle kennen gelernt. Sollte es, wenn diese Reaktion umkehrbar ist, dann nicht möglich sein einen Wasserstoff-Akku zu bauen? Und, ja das ist nicht nur theoretisch, sondern auch praktisch möglich. In den letzten Jahren wurden moderne „regenerative Brenn- stoffzellen“ entwickelt, die Wasserstoffzelle und Elektrolyse kombinieren. Einsatzbereiche wären z. B. die Speicherung von Energie aus Wind- oder Wasserkraft. Aber es sind noch viele Probleme in Bezug auf den Wirkungsgrad und die Speicherung des Wasserstoffs zu überwinden. Bereits heute kommen solche Systeme dann zum Einsatz, wenn ein möglichst geringes Gewicht extrem wichtig ist, wie etwa in solarbetriebenen Flugzeugen, wie der von der NASA ent- wickelte Prototyp HELIOS in Abb. 9.28 ( F27 ). Abb. 9.27: Prinzip der Wasserelektrolyse Abb. 9.28: NASA Solarflugzeug „HELIOS“ Anwendungsbereiche Elektrolysen sind nicht nur im Bereich Akkumulatoren von Bedeutung, sondern werden in vielen Industriebereichen eingesetzt, von denen hier nur einige beispielhaft angeführt seien: –– Herstellung von Metallen (siehe Kapitel 10) –– Reinigung von Metallen (siehe Kapitel 10) –– Verstärken der Passivierungsschicht von Aluminium (ELOXAL) (siehe Kapitel 10) Auf weitere drei Punkte werden wir hier genauer eingehen: –– Herstellung von Gasen (z. B. H 2 , Cl 2 , ...) Chlor-Alkali-Elektrolyse Mit jährlich mehr als 100 t Weltproduktion ist die Chlor- Alkali-Elektrolyse für die Herstellung von Chlorgas und Na- tronlauge die bedeutendste aller Elektrolyseanwendungen. Es handelt sich hierbei um die Elektrolyse einer wässrigen Natriumchlorid-Lösung (Sole). Als Rohstoff kommt Steinsalz zum Einsatz, das als konzentrierte Lösung gewonnen und vor der Elektrolyse von anderen Ionen befreit werden muss. So können Sulfationen (SO 4 –2 ) mit Bariumcarbonat gefällt werden: SO 4 2– + Ba 2+ + CO 3 2– ® BaSO 4 ¯ + CO 3 2– Diese Sole enthält durch die Autoprotolyse des Wassers (siehe Kapitel 6) auch geringe Mengen an H + (eigentlich H 3 O + ) und OH – -Ionen. Bei der Elektrolyse entstehen Chlor und Wasserstoff: Elektrodenreaktionen: Anode: 2Cl – ® Cl 2 + 2e – Kathode: 2H 2 O 2H + + 2OH – 2H + + 2e – ® H 2 Summe: 2Cl – + 2H 2 O ® Cl 2 + H 2 + 2OH – An der Anode wird Chlorid zu Cl 2 -Gas reduziert, an der Kathode nehmen H + Ionen aus der Autoprotolyse des Wassers die Elektronen auf und bilden H 2 -Gas . Das Hydroxid-Ion bildet mit den Na + -Ionen Natronlauge . Durch den Verbrauch von H + aus dem Autoprotolysegleich- gewicht des Wassers wird immer mehr H + nachproduziert, das dann wieder verbraucht wird. Gleichzeitig entsteht Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv