Abituraufgaben zum Thema Chloralkali-Elektrolyse

Aufgabe C1 (Abitur Bayern 2019):

2019 C 1 Chlor

Quelle: AA-G8-Abituraufgaben-Chemie-Redoxpotentiale-Elektrolyse.pdf (chemieabitur.de)

https://chemieabitur.de/wp-content/uploads/AA-G8-Abituraufgaben-Chemie-Redoxpotentiale-Elektrolyse.pdf

Chlor ist eine der meistproduzierten anorganischen Grundchemikalien in Deutschland.

1 Die Chloralkali-Elektrolyse dient der Herstellung von Chlor.

Bei diesem Verfahren sind die Reaktionsräume durch eine kationendurchlässige Membran getrennt.

Im Anodenraum befinden sich eine Natriumchlorid-Lösung und eine Titan-Elektrode.

In die wässrige Lösung im Kathodenraum ragt eine Eisen-Elektrode.

Angelegt wird eine Gleichspannung von 4,5 V.

1.1 Erstellen Sie eine beschriftete Skizze der beschriebenen Apparatur zur Chloralkali-Elektrolyse. Formulieren Sie die Teilgleichungen für die ablaufenden Reaktionen an der Anode und der Kathode.

Begründen Sie, weshalb die Membran für Ionen durchlässig sein muss. [8 BE]

1.2 Die experimentell gemessene Zersetzungsspannung ist höher als die Potentialdifferenz zwischen den beiden angegebenen Halbzellen. Erklären Sie diesen Unterschied. [3 BE]

          Ausführliche Lösungshinweise zur Aufgabe „C1 (Abitur Bayern 2019)“:

Es geht bei der Choralkali-Elektrolyse um die Produktion von Chlorgas Cl₂.

[Daneben werden auch die Produkte H₂ und NaOH hergestellt.]  In der Aufgabe heißt es: „Im Anodenraum befindet sich eine Natriumchloridlösung.“ Daher liegt folgende Gleichung für die Anodenoxidation nahe, welche die Bildung von Cl₂-Gas aus Choridionen erklärt:

Anodenoxidation: 2 Cl^- → Cl₂+ 2e^-

Zur Herleitung dieser Gleichung siehe: „Abitur Bayern 2016 A1!

Nun brauchen wir noch eine Kathodenreduktion. In der Aufgabenstellung heißt es:

„In die wässrige Lösung im Kathodenraum ragt eine Eisen-Elektrode.“

Im Kathodenraum befindet sich also Wasser (und damit auch H₃O⁺ und OH^--Ionen).

Es wäre also folgende Kathodenreduktion möglich:

a) 2 H₂0  + 2e^- →  H₂ + 2 OH^-  (oder: 2 H⁺  + 2e^- →  H₂)     

Oder man könnte die Kathodenreduktion auch in der Form b) formulieren - was in machen Büchern auch geschieht:

b) 2 H₃0⁺ + 2e^- →  H₂ + 2 H₂O 

Für Experten: Die Gleichungen a) und b) entsprechen einander:

- für a) und b) gilt: H der OZ +I wird in H der OZ 0 umgewandelt. 

- beide Gleichungen zeigen, dass im Verlauf der Reaktion OH^--Ionen entstehen:

In a) stehen OH^-  auf der rechten Seite der Gleichung => OH^-  entsteht!             

In b) stehen H₃O⁺-Ionen auf der rechten Seite der Gleichung, es werden also H₃O⁺-Ionen verbraucht => wegen der Autoprotlyse der Wassers und dem Prinzip von Le Chatlier bedeutet dies: OH^- entsteht!             

  Anmerkung für Experten: Für Elektrolyse und Galvanische Zelle gilt:

- Die Anode ist immer der Ort der Oxidation (Elektronenabgabe)  

- Die Kathode ist immer der Ort der Reduktion (Elektronenaufnahme)

- Am Minuspol entsteht oder herrscht oder immer ein Überschuss an Elektronen.

- Am Pluspol entsteht oder herrscht immer ein Mangel an Elektronen.

- Die Elektronen fließen (physikalisch) immer vom Minuspol zum Pluspol.

● In einer Galvanischen Zelle entsteht der Minuspol mit Elektronenüberschuss durch die freiwillig ablaufende Elektronenabgabe (Anodenoxidation); die Anode ist hier Minuspol.    

● Auch bei der Elektrolyse herrscht am Minuspol ein Elektronenüberschuss, wird er nur ist er hier durch das Anlegen einer Spannung erzwungen. Es läuft eine unfreiwillige, erzwungene Kathodenreduktion statt; die Kathode bei der Elektrolyse der Minuspol.  

Anmerkung für Experten: Für Elektrolyse und Galvanische Zelle gilt:

- Die Anode ist immer der Ort der Oxidation (Elektronenabgabe)  

- Die Kathode ist immer der Ort der Reduktion (Elektronenaufnahme)

- Am Minuspol entsteht oder herrscht oder immer ein Überschuss an Elektronen.

- Am Pluspol entsteht oder herrscht immer ein Mangel an Elektronen.

- Die Elektronen fließen (physikalisch) immer vom Minuspol zum Pluspol.

● In einer Galvanischen Zelle entsteht der Minuspol mit Elektronenüberschuss durch die freiwillig ablaufende Elektronenabgabe (Anodenoxidation); die Anode ist hier Minuspol.    

● Auch bei der Elektrolyse herrscht am Minuspol ein Elektronenüberschuss, wird er nur ist er hier durch das Anlegen einer Spannung erzwungen. Es läuft eine unfreiwillige, erzwungene Kathodenreduktion statt; die Kathode bei der Elektrolyse der Minuspol. 

Begründen Sie, weshalb die Membran für Ionen durchlässig sein muss!

Die entscheidende Ursache für (teilweise vorhandene Durchlässigkeit) der Membran ist die Tendenz zum Ladungsausgleich:

Bei der Anodenoxidation und der Kathodenreduktion verändert sich die Konzentration der Ionen in Anionen bzw. der Kationen und so entsteht ein Ladungsunterschied zwischen A und K, der ausgeglichen werden muss! (Randnotiz: Die Elektronen dringen nicht in den Kathodenraum und den Anodenraum ein, sie spielen bei der Aufladung von Anodenraum und Kathodenraum keine Rolle)        

Anodenoxidation:  2 Cl^-   → Cl₂ + 2e^- => im Anodenraum verschwinden negative Ionenladungen => der Anodenraum wird positiver!

Kathodenreduktion:  2 H₂0  + 2e^- →  H₂ + 2 OH^- => im Kathodenraum entstehen negativ geladene Ionenladungen => der Kathodenraum wird negativer! Oder:

Kathodenreduktion:  2 H₃0⁺ + 2e^- →  H₂ + 2 H₂O  => im Kathodenraum verschwinden positive  geladene Ionenladungen => der Kathodenraum wird negativer!      

Da durch die Elektrodenreaktionen der Anodenraum immer (+=)kationenreicher wird und der Kathodenraum immer negativer wird, wandern zum Ausgleich der Ladungen (Ladungsausgleich) positiv geladene Na⁺-Ionen vom Anodenraum zum Kathodenraum!      

Die experimentell gemessene Zersetzungsspannung ist höher als die Potentialdifferenz zwischen den beiden angegebenen Halbzellen. Erklären Sie diesen Unterschied.

Der Unterschied zwischen den tatsächlich (experimentell gemessen) Zersetzungsspannungen und den theoretisch berechneten Potentialdifferenzen (= Elektrodenpotential-Differenzen ΔE) liegt in den Überspannungen η begründet:

Ohne Überspannungen η gilt für die nötige Spannung, die man zum Ablauf einer Elektrolyse braucht: ΔE = E(A)-E(K)

Unter der Berücksichtigung der Überspannungen η gilt für die tatsächlich nötige Zersetzungsspannung (ΔE_tatsächlich) = Uz, die man zum Ablauf einer Elektrolyse braucht:

ΔE_tatsächlich = Uz = [E(A) + η(A)] - ]E(K) + η(A)]

Überspannungen treten in der Regel dann auf, wenn sich bei einer Elektrodenreaktion Gase bilden. Für Gasbildungsreaktionen sind in der Regel hohe Aktivierungsenergien

(=„Energieberge“, die überwunden werden müssen) nötig. Man sagt auch: Gasbildungsreaktionen sind kinetisch gehemmt (laufen also mit zu bzw. sehr niedriger Geschwindigkeit ab).

Lösung der Aufgabe 2.2. (Abitur Bayern 2016 A1):

Chlor wird in Natronlauge eingeleitet. Neben Hypochlorit-Ionen (ClO^-) entstehen hierbei Chlorid-Ionen. Es handelt sich dabei um eine Disproportionierungsreaktion, also eine Reaktion, bei der ein Stoff mittlerer Oxidationsstufe einerseits in einen Stoff höherer Oxidationsstufe und andererseits in einen Stoff niedrigerer Oxidationsstufe überführt wird.    

Teilgleichung für die Oxidation von Cl₂ zu OCl^-

1. Schritt: Bestimmung der OZ und Ermittlung der Anzahl der übertragenen Elektronen 

● Im Cl₂ hat das Cl die OZ 0,  im OCl^-  hat das Cl die OZ +I.

● Bei dem Atom, bei dem sich OZ sich ändert, muss von Beginn an die Stoffbilanz stimmen. 

● Da wir auf der linken Seite (im Cl₂) 2 Cl-Atome haben, brauchen wir auch rechts

2 Cl.

● Wenn man ein 1 Cl der OZ 0 auf die OZ +I oxidiert, entsteht 1 e^-.     

- Wenn man 2 Cl der OZ 0 auf die die OZ +I oxidiert, entstehen 2 e^-.     

2. Schritt: Ladungsausgleich mit OH^- 

3. Schritt: Ausgleich der Stoffbilanz mit H₂O 

Teilgleichung für die Reduktion von Cl₂ zu Cl^-

1. Schritt: Bestimmung der OZ und Ermittlung der Anzahl der übertragenen Elektronen 

Beachte: Bei dem Stoff, bei dem die Stoffbilanz sich ändert muss von Beginn die Zahl der übertragenen Elektronen stimmen.

Um 2 Cl-Atome der OZ 0 in 2 Cl-Atome der OZ –I zu reduzieren, braucht man 2 Elektronen.     

Ein Ausgleich der Ladungsbilanz (Ladungsausgleich) durch OH^--Ionen und ein

Ausgleich der Stoffbilanz durch H₂O-Moleküle ist nicht mehr nötig!   

Ox: Cl₂ + 4 OH^- → 2 OCl^- + 2 H₂O + 2e^-

Red:   Cl₂+ 2e^- → 2 Cl^-

Redox: Cl₂ + 4 OH^- + Cl₂+ 2e^-→ 2 OCl^-+ 2 H₂O + 2e^- + 2 Cl^-

2 Cl₂ + 4 OH^- → 2 OCl^- + 2 H₂O + 2 Cl^-

Man kann das ganze durch 2 teilen:

Cl₂ + 2 OH^- → OCl^- + H₂O + Cl^-

Lösung der Aufgabe 2.3.1 - sehr ausführlich erklärt:

Es geht in der Aufgabe darum, die Teilgleichungen für die Bildung der Gase O₂ und Cl₂ bei der Chloralkalielektrolyse im alkalischen Milieu aufzustellen. In der verwendeten  Natriumchloridlösung befinden sich Chloridionen (Cl^-), die zu Cl₂ werden und H₂O, welches zu O₂ reagiert - denkbar wäre es auch zu sagen: OH^- reagiert O₂.         

Teilgleichung für die Reaktion von H₂O zu O₂

1. Schritt: Bestimmung der OZ und Ermittlung der Anzahl der übertragenen Elektronen 

● Im H₂O hat das O-Atom die OZ –II,  im O₂ hat jedes O-Atom die OZ 0.

● Bei dem Atom, bei dem die OZ sich ändert, muss von Beginn an die Stoffbilanz stimmen. 

● Da wir auf der rechten Seite (im O₂) zwei O-Atome haben, brauchen wir auch links zwei O-Atome. Wir schreiben auf der linken Seite der Gleichung die Zahl 2 vor die Formel H₂O:

● Die Oxidationszahl des O wird im Verlauf der Reaktion von –II auf 0 erhöht.

● Eine Erhöhung der OZ ist eine Oxidation, also eine Abgabe von Elektronen.

● Elektronenabgabe (bzw. Oxidation) bedeutet: Die Elektronen stehen auf der rechten Seite.

● Die Anzahl der übertragenen Elektronen kann man aus der Differenz der OZ berechnen:
 -  Wenn man 1 Oder OZ –II auf die OZ 0 erhöht, entstehen 2 e^-.     

- Wenn man 2 O der OZ –II auf die OZ 0 erhöht, entstehen 4 e^-.

● Wir schreiben also 4 e^- auf die rechte Seite der Gleichung:

2. Schritt: Ausgleich der Ladungsbilanz (Ladungsausgleich) durch OH^--Ionen 

● Da wir uns im alkalischen (pH-Werte > 7) befinden, erfolgt der Ausgleich der Ladungsbilanz (Ladungsausgleich) durch OH^--Ionen.

● Ladungsausgleich durch OH^- bedeutet vereinfacht gesagt: Wir geben eine bestimmte Anzahl von OH^--Ionen auf eine bestimmte Seite. Nach dem Ladungsausgleich muss die -Ladungsbilanz stimmen, die Ladungen sollten dann auf beiden Seiten gleich sein!  

● Wir sehen, dass wir auf der rechten Seite der Gleichung vier Elektronen (4e^-) und damit vier  negative Ladungen haben.

● Um diese Ladungen auszugleichen, fügen wir auf der linken Seite 4 OH^--Ionen hinzu:  

Wir haben nun auf der linken Seite die Ladung -4 und auf der rechten Seite die Ladung -4! 

3. Schritt: Ausgleich der Stoffbilanz durch H₂O-Moleküle 

● Am Ende gleichen wir die Stoffbilanz durch H₂O-Moleküle aus. Ausgleich der Stoffbilanz bedeutet: Wir geben eine bestimmte Anzahl von H₂O-Molekülen auf eine bestimmte Seite und nach diesem Ausgleich muss die Stoffbilanz stimmen; die Anzahl der Atome sollte dann auf beiden Seiten gleich sein!  

● Wir sehen, dass sich auf der linken Seite der Gleichung 6 O-Atome (2H₂O + 4 OH^+-) befinden und auf der rechten Seite der Gleichung nur 2 Atome (O₂). Deshalb fügen wir zum Ausgleich der Stoffbilanz 4 H₂O-Moleküle rechts hinzu.

Die Gleichung für die Anodenoxidation bei der Elektrolyse von Wasser im alkalischen Milieu lautet:

Lösung der Aufgabe 2.3.1 - sehr ausführlich erklärt:

Teilgleichung für die Reaktion von Cl^- zu Cl₂

1. Schritt: Bestimmung der OZ und Ermittlung der Anzahl der übertragenen Elektronen 

● Im Cl^- hat das Cl die OZ –I, im Cl₂ hat das Cl OZ 0.

● Bei dem Atom, bei dem sich OZ sich ändert, muss von Beginn an die Stoffbilanz stimmen. 

● Da wir auf der rechten Seite (im Cl₂) zwei Cl-Atome haben, brauchen wir auch links zwei Cl. Wir schreiben auf der linken Seite der Gleichung die Zahl 2 vor die Formel Cl^-:

● Cl wird im Verlauf der Reaktion von der OZ – I zur OZ 0 oxidiert.

● Eine Erhöhung der OZ ist eine Oxidation, also eine Abgabe von Elektronen.

● Elektronenabgabe (bzw. Oxidation) bedeutet: Die Elektronen stehen auf der rechten Seite.

● Die Anzahl der übertragenen Elektronen kann man aus der Differenz der OZ berechnen:
 Da es sich um zwei Cl-Atome handelt, die oxidiert werden, entstehen 2 e^-.

Ein Ausgleich der Ladungsbilanz (Ladungsausgleich) durch OH^--Ionen und ein

Ausgleich der Stoffbilanz durch H₂O-Moleküle ist nicht mehr nötig!   

Lösung der Aufgabe 2.3.3

Die folgende Tabelle gibt die Überpotentiale an verschiedenen Elektroden wieder:

Exakte Berechnung der Abscheidungspotentiale für die Chloralkali-Elektrolyse für die Anodenoxidation bei pH=7.  Im Anodenraum liegt eine NaCl-Lösung vor.

1. Möglichkeit der Anodenoxidation:

2 Cl^-   → Cl₂ + 2e^- ; E ist pH-unabhängig!

Für das Abscheidungspotential gilt: EAB = E + η

Vereinfachende Annahme: c(Cl^-)= 1mol/l

=> E(Cl₂)=E°(Cl₂) = +1,36V

EAB(Cl₂)= 1,36V + 0,25V (C=Graphit) =>  EAB(Cl₂)= 1,61V

2. Möglichkeit der Anodenoxidation:

4 OH^-   → O₂ + 2 H₂O + 4 e^-+ 0,40 V  pH=14; E ist pH-abhängig!

Da ein pH-Wert von 7 vorliegt, gelten keine Standardbedingungen

wir müssen E(O₂/OH^-) mit Hilfe der NERNST-Gleichung berechnen!   

mit c(H₂O) = 1 und c(H₂O) =1 und c(OH-) =10^-7mol/l und z = 4 ergibt sich: 

E(O₂/OH-_-) = 0,81 V

EAB((O₂/OH^-)= 0,81V + 1,09V= 1,90V

EAB(Cl₂) = 1,61V < EAB((O₂/OH^-)=1,68V

=> An der Anode entwickelt sich auch mit einer Graphit-Elektrode Cl₂!

Noch eine Abituraufgabe zu Thema „Elektrolyse von Natriumchlorid“ 

G8 Abituraufgaben Chemie Redoxpotentiale, Elektrolyse

2011/A1 3

Neben einer Steigerung der Ernteerträge wird in der Landwirtschaft eine bessere Futterverwertung durch die Tiere angestrebt, die durch die Verwendung von desinfiziertem Tränkewasser erreicht werden kann. Zur Desinfektion von Wasser kann ein Desinfektionsmittel eingesetzt werden, das durch Elektrolyse einer wässrigen Kochsalzlösung mit z. B. Graphitelektroden gewonnen wird.

Tab. 2: Redoxpotentiale

Na/Na⁺ E° = -2,71 V

H₂/H₃0⁺ E = - 0,410 V  (bei pH =7)

H₂/H₃0⁺ E° = 0V

OH- /O₂ E = +0,820 V (bei pH=7)

CI^-/CI₂  E° = +1,36 V

Tab. 3: Überpotentiale an Graphitelektroden bei einer Stromdichte von 10-1 A/cm²

Wasserstoff - 0,970 V

Sauerstoff + 1,09 V

Chlor + 0,25 V

Bei der oben genannten Elektrolyse können an den beiden Elektroden prinzipiell je zwei verschiedene Reaktionen ablaufen. Geben Sie die Reaktionsgleichungen für diese elektrochemischen Vorgänge an! Leiten Sie mithilfe der angegebenen Potentiale und Überpotentialen die Produkte ab, die bei der Elektrolyse einer wässrigen Kochsalzlösung (c(NaCI) = 1 mol/l) gebildet werden! [6 BE]

AA-G8-Abituraufgaben-Chemie-Redoxpotentiale-Elektrolyse.pdf (chemieabitur.de)

https://chemieabitur.de/wp-content/uploads/AA-G8-Abituraufgaben-Chemie-Redoxpotentiale-Elektrolyse.pdf

Einige Hinweise, die in der Originalaufgabe nicht gegeben wurden:

● Kochsalzlösung = Natriumchloridlösung

● eine Natriumchloridlösung hat einen pH-Wert von 7,

- weder Cl^--Ionen noch Na⁺-Ionen können als H⁺-Donatoren reagieren!   

- Cl^--Ionen kaum nicht als Base reagieren (pK_B (Cl_-) ≈ 20), sie sind als Base viel zu schwach!  

- Na⁺-Ionen können als Base reagieren, weil sie über kein freies Elektronenpaar verfügen.