Elektrolyse (Halbreaktionen formulieren)

[lea3]

Guten tag

Ich beschäftige mich jetzt schon seit weit über 10h mit der ersten Elektrochemie Aufgabe vom Mortimer. Und komme einfach nicht dahinter, wie man (mit Hilfe der Elektrochemischen Spannungsreihe) herausfindet welche Ionen/Moleküle an der Anode und Kathode reagieren. Habe auch schon das entsprechende Kapitel im Wiberg und im Riedel gelesen aber auch das hat mich nicht weiter gebracht.

Also zb. bei der Elektrolyse von NaCl(aq). Da haben wir ja Na+, H+, Cl-, OH- und H2O zur Auswahl. Und ich habe die Theorie eigentlich so verstanden: Bei der Kathodenreaktion läuft die Reaktion mit dem höchstem Normalpotenzial ab. Und bei der Anodenreaktion läuft die Reaktion mit dem niedrigstem Nomalpotenzial ab.
Danach müssten dann folgende Halbreaktionen ablaufen:

Kathode:

2H+ + 2e- > H2

Da H+ aber erst wie folgt gebildet werden muss:

2H2O > 2H+ + 2OH-

Ist die gesamt Reaktion an der Kathode:

2H2O +2e- > 2OH- + H2



Anode:

4OH- > O2 + 2H2O + 4e-

Da OH- wieder erst wie folgt gebildet werden muss:

4H2O > 4H+ + 4OH-

Ist die gesamt Reaktion an der Anode:

2H2O > 4H+ + O2 + 4e-


So, in dem Fall stimme ich bei der Kathodenreaktion mit der Lösung überein. Aber ich weiß, dass an der Anode Chlor entstehen sollte. Nur komme ich darauf beim besten Willen nicht. Denn beim Cl- ist es so, das auch wenn ich die Theorie falsch verstanden hätte, (man also die Spannungsreihe umgekehrt lesen müsste) ich nicht darauf kommen würde das Cl- reagiert. Da über und unter Cl- Ionen/Moleküle in der Spannungsreihe stehen die in der Lösung anwesend sind.

folglich:

_O2 + 2H2O + 4e- > 4OH- ____ +0,401 V
_HO2- + H2O +2e- > 3OH-_____+0,878 V
__O2 + 4H+ + 4e- > 2H2O_____+1,229 V
_______Cl2 + 2e- > 2Cl-______+1,3595 V
H2O2 + 2H+ + 3e- > 2H2O_____+1,776 V


Ich hoffe nun das mir hier jemand erklären kann wie ich die Elektrochemische Spannungsreihe richtig ablese, damit ich ENDLICH im Stoff weiter kommen kann.