Die Faradayschen Gesetze zur Elektrolyse

Ines Caspers, 25.11.2008
Aussbildungsseminar: Elektrodynamik im 19. Jahrhundert
Die Faradayschen Gesetze zur Elektrolyse
1. Michael Faradays Werdegang
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geboren am 22. September 1791 im Westen Londons als Sohn eines Schmiedes
elementare Schulbildung mit anschließender Lehre zum Buchbinder
1813 Anstellung an der „Royal Institution of London“ als Humphry Davys
Laborassistent
Mitarbeit am wissenschaftlichen Hausjournal und Bekanntschaft mit verschiedenen
Forschern
1821 Beförderung zum Hausverwalter der Royal Institution; Erhalt einer neuen
Wohnung und anschließende Heirat mit Sarah Barnard
Beitritt zur religiösen Sekte der Sandemanier
1821 Entdeckung der elektromagnetischen Rotation
1823 Entdeckung der Verflüssigung von Gasen
1823 Mitglied der „Académie des Sciences“
1824 Mitglied der Royal Society
1825 Direktor des Labors der Royal Institution
ab 1827 begann er immer mehr öffentliche Vorträge zu halten
1832 Formulierung der Elektrolysegesetze
1833 Berufung auf eine Stiftungsprofessur in Chemie
gestorben am 25. August 1867
Beerdigung auf dem Highgate Cemetery
Weitere Informationen zu Faradays Person:
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er hielt unter anderem auch Vorträge für Kinder und Jugendliche (The Chemical History
of a Candle)
zu seinen Zuhörern gehörten auch Mitglieder des britischen Königshauses; er war von
1991 bis 2001 auf einer Banknote, der britischen 20 ₤-Note, abgebildet
er grenzte sich im privaten Bereich von der gehobenen Mittel- und Oberschicht ab und
verbrachte diese Zeit hauptsächlich mit Angehörigen der Sandemanischen Sekte
zwei Einheiten wurden nach ihm benannt: „Farad“ (elektrische Kapazität) und
„Faraday“ (Einheit aus der Elektrolyse)
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2. Faradays Veröffentlichungen und ein Überblick über sein Schaffen und seine
Forschungen
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1820 führte Ørsteds Entdeckung des Elektromagnetismus zu einer Welle von
Forschungsarbeiten
1821 begann auch Faraday sich dem Elektromagnetismus zu widmen und entdeckte die
erste elektromagnetische Rotationsbewegung
1831 entdeckte Faraday den Induktionseffekt
1832/33 formulierte er die Gesetze der Elektrolyse
1845 entdeckte er den Faraday-Effekt
Faraday begann dann seine Resultate zu veröffentlichen. Seine bedeutendsten Aufsätze
fasste er unter dem Haupttitel „Experimental Researches in Electricity“ (ERE) in
Buchform zusammen. Sie umfasst drei Bände, die 1839, 1844 und 1855 erschienen sind
und verschiedene Themen beinhalten (z.B. elektromagnetischer Induktionseffekt,
Leitungsvorgänge, elektrochemische Zersetzung, Selbstinduktionseffekte, Elektrostatik,
magneto-optischen Effekt, Diamagnetismus,...)
3. Faradays Arbeitsweise
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er arbeitete ausgesprochen qualitativ, da er stets viel Wert auf umfangreiche aber
einfache Experimente legte
zog seine Resultate aus eigener breiter Erfahrung
führte stets ein vorbildliches Labortagebuch
er arbeitete bis auf einen technischen Mitarbeiter stets alleine
er zeigte den Mut, Begriffe neu zu bilden und zu suchen
zeigte sich bei der Mathematisierung zurückhaltend
er legte viel Wert auf allgemeine Gesetze
er gab bei der Wahl der Forschungsarbeiten seiner persönlichen Karriere wenig Gewicht
4. Reaktionen anderer auf Faraday
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einerseits positive Reaktionen und schnelle Akzeptanz vieler experimenteller
Entdeckungen, zum Beispiel auch der Elektrolysegesetze
andererseits negative Reaktionen auf seine Veränderungen in den Begrifflichkeiten
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5. Elektrolyse
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Elektrolyse ist die Aufspaltung einer chemischen Verbindung unter Einwirkung von
elektrischen Strom; hierbei wird elektrische in chemische Energie umgewandelt
Prinzip: In eine stromleitende Flüssigkeit (Elektrolyt) werden zwei Elektroden getaucht,
wodurch in der Flüssigkeit Spannung angelegt wird. Die Ionen (Ladungsträger in einem
Elektrolyt) wandern jeweils an die entgegengesetzt geladene Elektrode. Das heißt die
negativen Anionen wandern zur positiven Anode und die positiven Kationen zur
negativen Kathode.
am Beispiel Wasser: Durch das Hinzufügen von Verunreinigungen wird Wasser leitend.
Dieses Elektrolyt kann zur Elektrolyse verwendet werden.
Die sich im Wasser bewegenden positiv geladenen Wasserstoffionen H+ wandern zur
negativen Elektrode (Kathode). Dort nehmen sie jeweils ein Elektron auf und es entsteht
ein neutrales Wasserstoffatom |H|. Zwei Wasserstoffatome verbinden sich zu
molekularem Wasserstoff H2, dem Endprodukt dieser Reaktion.
Die negativ geladenen Hydroxid-Ionen bewegen sich zur positiv geladenen Elektrode
(Anode) hin. Dort entsteht freier Sauerstoff |O| und ein positives Wasserstoffion H+,
welches wieder zur Kathode gezogen wird. Der neutrale Sauerstoff verbindet sich mit
mit einem zweiten zu molekularem Sauerstoff O2, dem Endprodukt dieser Reaktion.
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6. Faradays Arbeiten in der Elektrochemie → Faradayschen Gesetze zur Elektrolyse
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nachdem er sich mit elektrischer Leitfähigkeit beschäftigt hatte, begann er sich für die
elektrochemische Zersetzung zu interessieren
er begann ausführliche Experimente durchzuführen und die Ergebnisse von Grotthus und
Davy, die sich bereits Jahre zuvor mit Experimenten und Theorien zur Elektrolyse
beschäftigt hatten, zu studieren
insbesondere untersuchte er die Kontaktfläche von Metall und Flüssigkeit, an der die
Gasbildung stattfand
während seiner Forschungen begann er neue Begriffe zu formulieren: Elektroden,
Anode, Kathode, Elektrolyte, Ionen, Anionen, Kationen
1832 formulierte er die beiden nach ihm benannten Gesetze der Elektrolyse, die
Faradayschen Gesetze:
1. Die Menge des zersetzten Stoffes hängt nur von der Menge des durchgegangen
Stromes ab
2. Die von gleichen Elektrizitätsmengen abgeschiedenen Stoffe sind einander
chemisch äquivalent
In einer moderneren Formulierung:
1. Die Stoffmenge n bzw. die Masse m eines Stoffes, die an einer Elektrode während
der Elektrolyse abgeschieden wird, ist proportional zur Ladung Q, die durch den
Elektrolyten geschickt wird: m ~ Q , wobei Q = I·t (konstante Stromstärke I,
Elektrolysezeit t).
2. Die durch die gleiche Elektrizitätsmenge Q in Elektrolytlösungen erzeugten
Stoffmengen unterschiedlicher Stoffe sind chemisch äquivalent, d.h. eine gleiche
Ladungsmenge scheidet aus verschiedenen Elektrolyten stets gleiche
Äquivalentmassen der Stoffe ab.
Um eine beliebige Stoffmenge n eines z-wertigen Ions elektrolytisch abzuscheiden,
benötigt man die Ladung Q = n·z·F (6.1), mit Ladungszahl z und Faradaykonstante
F. Die Faradaykonstante F = 96485 Coulomb/mol ist das Produkt aus AvogadroKonstante N und Elementarladung e0. Sie ist also die Ladungsmenge, die benötigt
wird, um ein Mol eines einwertigen Ions abzuscheiden.
Für die Masse eines Stoffes gilt: m = M·n (6.2), mit der molaren Masse M.
Aus (6.1) und (6.2) folgt dann für die Ladung Q, die benötigt wird, um eine
m⋅z⋅F
bestimmte Masse m des Stoffes durch Elektrolyse abzuscheiden: Q=
(6.3)
M
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7. Anwendungen in der Vergangenheit und heute
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Gebrauch der Gesetze als weiteren Beweis der Atomtheorie
Bestimmung relativer Molmassen und Ladungszahlen
in der Galvanik erlauben die Faradayschen Gesetze bei bekannter Oberfläche A eines
Werkstücks eine Abschätzung der Schichtdicke d:
m m
die Definition von Dichte besagt: = =
V dA
MQ
M It
=
unter Berücksichtigung von Formel (6.3) folgt dann: d =
z A F z A F
Heute:
➢ Elektrolyse zur Stoffgewinnung (Aluminium, Magnesium, Kupfer, Silber, Gold,...)
➢ Raffination, Reinigung und Trennung von Metallen
➢ Wasserzerlegung (Gewinnung von Wasserstoff als Energielieferant)
➢ Abwasserreinigung
Ausblick: Neben erneuerbaren Energien ist die Elektrolyse ein Verfahren um langfristig
ausreichend Energie zu erzeugen, wenn endliche Rohstoffreserven wie Erdöl oder Erdgas
erschöpft wären.
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