Elektrolyse und Faraday-Gesetze: Unterschied zwischen den Versionen
| Zeile 3: | Zeile 3: | ||
Als Elektrolyse wird eine durch elektrischen Strom erzwungene Redoxreaktion bezeichnet. Hierbei laufen Oxidation und Reduktion räumlich von einander getrennt ab. Am besten wird dies an einem Beispiel deutlich: | Als Elektrolyse wird eine durch elektrischen Strom erzwungene Redoxreaktion bezeichnet. Hierbei laufen Oxidation und Reduktion räumlich von einander getrennt ab. Am besten wird dies an einem Beispiel deutlich: | ||
| − | In ein Becherglas wird eine Kupfer-(II)-Chlorid-Lösung gegeben und zwei Metallstäbe werden in die Lösung gestellt, welche die Elektroden darstellen. Diese sind mit Kabeln an eine Spannungsquelle angeschlossen. Um welche Metalle es sich hierbei handelt ist nicht von Wichtigkeit. | + | In ein Becherglas wird eine Kupfer-(II)-Chlorid-Lösung gegeben und zwei Metallstäbe werden in die Lösung gestellt, welche die Elektroden darstellen. Diese sind mit Kabeln an eine Spannungsquelle angeschlossen. Um welche Metalle es sich hierbei handelt ist nicht von Wichtigkeit. |
Aufgrund der [[Redoxreihe der Metalle]] werden die Kupferionen zum Elektronenakzeptor und die Chloridionen zum Elektronendonator, d.h. die Kupferionen zu elementarem Kupfer reduziert werden. Dieser Vorgang findet an der Kathode statt, die bei der Elektrolyse negativ geladen ist. Im Gegensatz dazu werden die Chloridionen an der Anode oxidiert und ein geschlossener Stromkreis entsteht, der elementares Kupfer und molekulares Chlor entstehen lässt. | Aufgrund der [[Redoxreihe der Metalle]] werden die Kupferionen zum Elektronenakzeptor und die Chloridionen zum Elektronendonator, d.h. die Kupferionen zu elementarem Kupfer reduziert werden. Dieser Vorgang findet an der Kathode statt, die bei der Elektrolyse negativ geladen ist. Im Gegensatz dazu werden die Chloridionen an der Anode oxidiert und ein geschlossener Stromkreis entsteht, der elementares Kupfer und molekulares Chlor entstehen lässt. | ||
| Zeile 17: | Zeile 17: | ||
==== Faraday-Gesetze ==== | ==== Faraday-Gesetze ==== | ||
| + | Michael Faraday hat durch seine Forschungen einen großen Teil zu den heute bekannten Gesetzmäßigkeiten beim Ablauf einer Elektrolyse beigetragen und zwei nach ihm benannte Gesetze aufgestellt: | ||
| + | '''1. Faraday-Gesetz:''' | ||
| + | Die elektrolytisch abgeschiedenen Stoffmengen sind der durch den Stromkreis geflossenen Ladung Proportional.<ref name="">test</ref> | ||
[[Kategorie:Physik]] | [[Kategorie:Physik]] | ||
Version vom 15. Dezember 2009, 13:34 Uhr
Elektrolyse
Als Elektrolyse wird eine durch elektrischen Strom erzwungene Redoxreaktion bezeichnet. Hierbei laufen Oxidation und Reduktion räumlich von einander getrennt ab. Am besten wird dies an einem Beispiel deutlich:
In ein Becherglas wird eine Kupfer-(II)-Chlorid-Lösung gegeben und zwei Metallstäbe werden in die Lösung gestellt, welche die Elektroden darstellen. Diese sind mit Kabeln an eine Spannungsquelle angeschlossen. Um welche Metalle es sich hierbei handelt ist nicht von Wichtigkeit.
Aufgrund der Redoxreihe der Metalle werden die Kupferionen zum Elektronenakzeptor und die Chloridionen zum Elektronendonator, d.h. die Kupferionen zu elementarem Kupfer reduziert werden. Dieser Vorgang findet an der Kathode statt, die bei der Elektrolyse negativ geladen ist. Im Gegensatz dazu werden die Chloridionen an der Anode oxidiert und ein geschlossener Stromkreis entsteht, der elementares Kupfer und molekulares Chlor entstehen lässt.
Kathode: Cu2+(aq) + 2e- ------> Cu(s)
Anode: 2Cl-(aq) ------> Cl2(g) + 2e-
Gesamt: Cu2+(aq) + 2Cl-(aq) ------> Cu(s)+ Cl2(g)
Faraday-Gesetze
Michael Faraday hat durch seine Forschungen einen großen Teil zu den heute bekannten Gesetzmäßigkeiten beim Ablauf einer Elektrolyse beigetragen und zwei nach ihm benannte Gesetze aufgestellt:
1. Faraday-Gesetz:
Die elektrolytisch abgeschiedenen Stoffmengen sind der durch den Stromkreis geflossenen Ladung Proportional.[1]
Referenzfehler: Es sind <ref>-Tags vorhanden, jedoch wurde kein <references />-Tag gefunden.
