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stattfinden. Damit ist bei der Elektrolyse die Kombination von (+)-Pol und (−)-Pol
umgedreht: der (+)-Pol ist die Anode und der (−)-Pol die Kathode.
Bei den Elektrolysen gibt es häufig mehrere Reaktionsmöglichkeiten. In unserem Beispiel
kann sich Zinkbromid zersetzen, aber ebenso Wasser reagieren:
also: mögliche Oxidationen an der Anode, dem (+)-Pol:
1.) 2 Br − → Br 2 l
2.) O 2 + 2 H 2 O + 4 e − ⇋ 4 OH − (E° = 0,4 V, gilt für c (OH − ) = 1 mol/L)
bzw. analog: O 2 + 4 H + + 4 e − ⇋ 2 H 2 O (E° = 1,23 V, gilt für c (H + ) = 1 mol/L)
mögliche Reduktionen an der Kathode, dem (−)-Pol:
3.) Zn 2+ aq + 2 e − → Zn s
4.) 2 H + + 2 e − ⇋ H 2 (E° = 0 V, gilt für c (H + ) = 1 mol/L)
bzw. analog: 2 H 2 O + 2 e − ⇋ H 2 + 2 OH − (E° = − 0,83 V, gilt für c (OH − ) = 1 mol/L)
Berechnung der theoretischen Abscheidungspotenziale
Zur Entscheidung, welche der möglichen Reaktionen abläuft, berechnet man die
Abscheidungspotenziale (in Analogie zu den Halbzellenpotenzialen der galvanischen Zelle)
der einzelnen Vorgänge mit der Nernst’schen Gleichung:
für c (ZnBr 2 ) = 0,1 mol/L:
zu 1.)
zu 2.)
zu 3.)
zu 4.)
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