전기분해와 도금

전기분해와 도금

1. 실험목표
 실험을 통해서 전기분해와 Faraday 법칙을 알아보자.
 
2. 예비과제

①. 전기분해

 1. 전기분해

1) 전기분해
   
    ▷ 전기분해원리 - 화학전지와 반대
    ․(-)극 - 전자를 얻어 환원
    ․(+)극 - 전자를 잃어 산화

    ▷ 방전하기 어려운 이온
    ․(+)이온 - , , ,
      → 가 방전하여  발생
    ․(-)이온 - 다원자음이온, , ,
      → 가 방전하여  발생                       물의 전기분해

                               <화학전지의 원리>
․전지 - 산화·환원반응을 이용하여 화학에너지를 전기에너지로 바꾸는 장치
․전지의 원리
  이온으로 되려는 경향(이온화경향)이 다른 두 금속을 전해질용액에 꽂고 두 금속
  을 도선으로 연결하면 전류가 흐름.

                             전자의 이동
          
          (-)극                                       (+)극
         이온화경향이 큰 금속┃전해질┃이온화 경향이 작은 금속
            전자방출 = 산화                  전자수용 = 환원
             
                             전류의 이동

․이온화경향이 큰 금속 (－극) ▷ 전자를 내놓는다 (산화)
  이온화경향이 작은 금속 (＋극) ▷ 전자를 받는다 (환원)

․전자의 이동 방향 (－)극 → (＋)극
․전류의 이동 방향 (＋)극 → (－)극
․전지식의 표현 (－)극 ┃전해액┃ (＋)극
․전해질 질산암모늄, 수산화칼륨, 질산나트륨 등

2) 여러 가지 물질의 전기분해
 
  ▷ NaCl 수용액
   ․NaCl → Na+ + Cl-, H2O → H+ + OH-
     (+)극 2Cl- → Cl2 + 2e- (산화)
     (-)극 2H2O + 2e- → H2↑ + 2OH- (환원)
   → Na+는 방전하기 어려워 OH-와 H2가 발생

  ▷ NaCl 용융액
   ․NaCl → Na+ + Cl-
     (+)극 2Cl- → Cl2↑ + 2e- (산화)
     (-)극 2Na+ + 2e- → 2Na (환원)

 

 

 

       NaCl 수용액의 전기분해 NaCl 용융액의 전기분해

  ▷ CuSO4 수용액
   ․CuSO4 → Cu2+ + SO42-, H2O → H+ + OH-
     (+)극 H2O → ½O2↑ + 2H+ + 2e- (산화)
     (-)극 Cu2+ + 2e- → Cu (환원)

       백금을 전극으로 사용한 경우 구리를 전극으로 사용한 경우

 전기분해의 응용

 ▷ 물의 전기분해

   환원전극:
   산화전극:
   전체반응:
   전지전위

  
E < 0이므로 비자발적 전기분해를 위해서는 1.229V 이상의 전위가 필요

※ Nernst 식

 

 

② 산화․환원 반응

 1. 산화·환원 - 산화·환원은 항상 동시에 일어난다.

․전자의 이동에 의한 정의
 ▷ 산화 - 전자를 잃는 반응
 ▷ 환원 - 전자를 얻는 반응

         ┌───────산화
 ┌─→ -2e- ─┐
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
 0     +2        +2      0
        └─→ +2e- ───┘
                 └───── 환원

․ 수소의 이동에 의한 정의
 ▷ 산화 - 수소를 잃음
 ▷ 환원 - 수소를 얻음

․ 산소의 이동에 의한 정의
 ▷ 산화 - 산소를 얻음
 ▷ 환원 - 산소를 잃음

․ 산화수에 의한 정의
 ▷ 산화 - 산화수가 증가하는 반응
 ▷ 환원 - 산화수가 감소하는 반응

 ┌───────산화
 ┌ 산화수증가 ┐
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
 0     +2        +2      0
        └ 산화수감소──┘
              └───── 환원

※ 산화수 결정규칙
 원자가 잃거나 얻은 전자수 또는 공유 결합에서 전자쌍이 치우친 정도를 나타낸다.

¤ 홑원소 물질에서 원자의 산화수는 "0" 이다. 예) H2, O2, Zn
¤ 1원자 이온의 산화수는 그 이온의 전하수와 같다. 예) Ca2+, Cl-
¤ 수소화합물에서 H의 산화수는 "+1" 이다. 예) NH3, CH4, HCl
    cf) 금속의 수소화합물에서는 "-1" 이다. LiH, CaH2
¤ 산소 화합물에서 O의 산화수는 "-2" 이다. 예) H2O, MgO
    cf) H2O2, FO2
¤ 화합물을 이루는 각 원자들의 산화수의 총합은 "0" 이다.
   예) H2SO4 ▶ (+1)×2 + (+6) + (-2)×4 = 0
       Al2O3 ▶ (+2)×3 + (-2)×3 = 0

¤ 다원자 이온을 구성하는 원자들의 산화수 합은 이온의 전하수와 같다.
   예) SO42- ▶ (+6) + (-2)×4 = -2

 2. 반쪽반응
  ․전자의 이동을 가시적으로 표현
   산화반쪽반응:
   환원반쪽반응:
  ※ 산화-환원 반응식의 완결
    ․반쪽반응법
    ․산화수법

  ▷ 반쪽반응
    ․전체 산화 환원 반응식은 두 반쪽반응으로 나눌 수 있다.
      산화 반쪽반응
      환원 반쪽반응
ex)

 

 ▷ 산화 환원 반응식 완결(산성 용액): 반반응법
    1. 반쪽반응의 분리 및 완성
    2. 산소 원자가 부족한 쪽에 물분자 추가
    3. 반대쪽에 수소 이온 추가
    4. 필요한 전자 부가
    5. 전하의 균형 결정: 최소공배수로 계수 맞춘 후 두 반쪽반응을 합한다.
ex)
1. 반쪽반응:
2. 산소 계수 조정(물과 수소 추가)

3. 필요한 전자 부가

4. 전자의 균형결정

 ▷ 산화 환원 반응식 완결(염기성 용액): 반반응법
    1. 반쪽반응의 분리 및 완성
    2. 산소 원자가 있는 반대쪽에 수산화 이온 부가: 산소 원자 몰수의 두배
    3. 수소의 균형: 반대쪽에 물분자 부가
    4. 필요한 전자 부가
    5. 전하의 균형 결정: 최소공배수로 계수 맞춘 후 두 반쪽반응을 합한다.
ex)
1.
2.
3.
4.

 ▷ 산화수법: 반응식이 완전할 때 적용
   ․증가한 산화수=감소한 산화수
    1. 화학반응식 완성
    2. 산화-환원쌍 연결
    3. 증가한 산화수=감소한 산화수가 되게끔 최소 공배수 결정
    4. 계수 완성
    5. 검산
   ex) 1.

2.

 ▷ 불균일반응
   한 물질이 동시에 산화와 환원을 일으키는 반응

 3. 산화제·환원제

․ 산화제 - 자신은 환원되며 다른 물질을 산화시키는 물질
 ▷ 전자를 얻는 성질이 클수록 강한 산화제
 ▷ 산화수가 높은 금속이나 비금속 원자를 가진 화합물
   예) KMnO4, K2Cr2O7, HNO3, HClO4
 ▷ 같은원자가 여러 가지 산화수를 가질경우, 산화수가 클수록 강한 산화제이다.
   예) KMnO4 (+7) > MnO2 (+4) > MnCl2 (+2)

․ 환원제 - 자신은 산화되며 다른 물질을 환원시키는 물질
 ▷ 전자를 내 놓는 성질이 클수록 강한 환원제
 ▷ 산화수가 낮은 금속이나 비금속 원자를 가진 화합물
   예) FeCl2, SCl2, H2S
 ▷ 같은 원자가 여러가지 산화수를 가지면 산화수가 작을수록 강한 환원제이다.
   예) H2S > S > SO2> SO3

◇ 이온화 경향 = 산화성 = 환원력(환원제)

◇ 환원성의 사전적 의미
 - 환원성(還元性) - 여러 가지 광석들이 일정한 온도에서 일산화탄소나 수소에 의하여 환원되는 능력이나 성질.
 K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Ni>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au

◇ 산화력·환원력은 상대적세기이다.
 SO2 + Cl2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl (SO2가 환원제로)
 SO2 + 2H2S → 2H2O + 3S (SO2가 산화제로)

 

③ 패러데이 법칙

1. 제 1법칙

 1. 전기분해에 의하여 소모되거나 생성되는 양은 통해 준 전하량(Q)에 비례한다.
    전기량(Q) = 전류의 세기(I) × 시간(t)
    ▷ 1C은 1A의 전류를 1초 동안 통했을 때의 전기량이다.
   
   예) 9.65A의 전류를 100초 동안 통했을 때의 전기량은 얼마인가?
     Q = I×t = 9.65×100=965C ∴ Q = 0.01F
    (∵ 1F = 1.6×10-19C×6.02×1023 = 96500C) ▷ 전자 1mol의 전기량

 

2. 제 2법칙

 1. 일정량의 전하량이 흐를 때 생성되는 물질의 양은 그 물질의 원자의 당량
    (= 원자량/이온의 전하 수)에 비례한다.

 2. 1F의 전기량을 통했을 때 얻어지는 물질의 양은 전자 1mol이 이동한 만큼의 물질이
   석출된다.
 예) 1F의 전하량으로 생성되는 Ag의 질량은(108/1)g, Cu의 질량은 (64/2)g 이다.

 

④ 전해질
 1. 전해질과 비전해질
  1. 전해질 : 물에 녹았을 때 전류를 흐르게 하는 물질
   ㄱ. 전해질의 농도와 전류의 세기
     전해질 수용액의 농도 ∝ 전류의 세기
   ㄴ. 전해질의 종류 : 염화나트륨, 황산구리, 염화구리(Ⅱ), 염화구리, 황산
  2. 비전해질 : 물에 녹았을 때 전류를 흐르게 하지 않는 물질
   예) 설탕, 녹말, 에탄올, 메탄올, 포도당, 글리세린 등

  2. 전해질의 수용액과 전류
   1. 황산구리 및 과망간산 칼륨 수용액 속의 물질의 이동
    ․ (+)극으로 끌리는 입자 : 붉은 보라색 성분인 과망간산 이온 (MnO4-)
      → (-)전하를 띠고 있기 때문
    ․ (-)극으로 끌리는 입자 : 청색 성분인 구리 이온 (Cu2+)
      → (+)전하를 띠고 있기 때문
   2. 전해질 수용액 속의 물질의 이동
    ․ (+)극으로 끌리는 입자 : (-)전하를 띤 입자
    ․ (-)극으로 끌리는 입자 : (+)전하를 띤 입자
   3. 강전해질, 약전해질
    ․강전해질: 소금, 염화구리, 황산구리, 염화수소, 황산, 수산화나트륨, 수산화칼륨 등의 강산
                과 강염기
    ․약전해질: 아세트산, 수산화암모늄, 레몬, 비누 등의 약산과 약염기
      예) 전해질: 염, 산, 염기, 간장, 등
   ․비전해질: 알코올, 당류, 식용유 등
    전해질의 농도와 전류의 세기: 같은 종류의 전해질일 경우 어느 한계까지 농도가 높을수록
    전류의 세기가 커진다. 한계 이상이 되면 일정한 전류의 세기를 유지한다.

3. 실험원리
산화 전위가 큰 금속 A를 산화 전위가 작은 금속 B의 염 용액에 담그면, B 금속이 A 금속의 표면에 석출되고, 석출량과 같은 당량의 A 금속이 산화되어 이온이 된다. (예: 아연을 CuSO4 용액에 넣으면 구리 금속이 아연 금속의 표면에 석출되고, 그 양만큼 아연 금속이 산화되어 용해된다.)
 반대로, A 금속의 염 용액에 B 금속을 넣으면 반응이 일어나지 않는다. (예: 철을 ZnSO4 용액에 넣으면 화학 변화가 일어나지 않는다.) 그러나 철판을 음극으로, 비활성 금속 또는 아연판을 양극으로 하여 일정 전압보다 높은 전압을 걸어주면 철판에 아연 금속이 석출된다.

 

       반응식 : Zn → Zn2+ + 2e- (양극 : 산화 반응)
                Zn2++ 2e- → Zn (음극 : 환원 반응)

 

위와 같이 외부에서 적당한 전압을 걸어주면 전극 표면에서 전해질이 화학 변화를 일으키는 전기분해가 일어나는데, 이 때 석출되는 물질의 질량은 통해준 전기량에 비례하며 일정한 전기량에 의해 석출되는 물질의 질량은 당량에 비례한다. 이를 Faraday 법칙이라 한다.

Faraday 법칙

 1. 전기분해 시 생성되는 물질의 양은 통해준 전기량에 비례
    전기량(C)= 전류의 세기(A) × 시간(s)

 2. 1 F(Faraday): 1그램 당량의 물질을 전기분해하는 데 필요한 전기량(=96500 C)

그러므로 생성물의 질량은 그 물질의 당량과 통해준 전기량(Faraday 수)으로 구할 수 있다.

실제로 실험 1)의 경우, Q(C) = I(C/sec) × t(sec)로 전기량을 계산하고, 다음 식으로 석출당량을 계산한다.

석출당량(mole-) = Q(C) / F(C/mol e-)

1 g 당량 : 96500 C = 석출당량 : 흐른 전기량 Q

 구리 1몰은 전자 2몰과 반응하므로 석출된 구리의 몰수는 석출당량을 구리의 당량수(2e-)로 나눠준 값이 된다. 이 값에 구리의 분자량(63gmol-1)을 곱해주면 석출된 구리의 질량을 구할 수 있다.
결과적으로, 황산구리 용액 중의 구리 이온은 (+)극에서 두 개의 전자를 받아 구리로 환원되어 구리 전극((-)극)에 석출된다.

실험 2)의 경우, 아연 1몰은 전자 2몰과 반응하므로 석출된 아연의 몰수는 석출당량을 아연의 당량수(2e-)로 나눠준 값이 된다. 이 값에 아연의 분자량(65.39 gmol-1)을 곱해주면 석출된 아연의 질량을 구할 수 있다. 이 때, 감소(용해)된 아연의 질량은 석출된 양과 같다.
결과적으로 황산 아연 용액 중의 아연 이온은 아연판((+)극)에서 두 개의 전자를 받아 아연으로 환원되어 철판((-)극)에 석출된다. 반대로 석출된 금속의 질량을 측정하여 물질의 석출 당량수를 구하고 전기량을 계산할 수도 있다.

 

4. 실험준비
 ‧ 시약
   - 0.1, 0.01, 0.001M 황산구리(Copper(Ⅱ) sulfate),
   - 0.1M 황산 아연 (Zinc sulfate)
   - 10% 암모니아 (Ammonia)
 ‧ 기구
   - 구리판, 철판, 아연판 (각각 1cm×7cm)
   - 탄소전극 (다쓴 건전지에서 회수)
   - 구리도선, 사포
   - 출력이 4.5V 이상인 직류 어댑터
   - 땜납, 인두
   - 전압계 (0-5V)
   - 전류계 (0-0.5A)
   - 비커 (100mL) , 씻기병, 화학저울

 

 

토의

 

 

이번 실험은 전기에너지를 이용하여 일어나는 화학반응에 대하여 알아보는 실험으로, 구리를 이용한 전기분해를 통해 산화, 환원반응을 관찰하였다. 화학전지는 화학 반응으로부터 전기 에너지를 얻는 장치이다. 이것의 역과정, 즉, 전기 에너지를 이용하여 화학 반응을 일으키는 것을 전기분해라고 한다. 전기 분해 반응을 일으키기 위해서, 산화력이 큰 전극에서 환원력이 큰 전극으로 전류가 흐르게 하기 위하여 두 전극의 전위차보다 더 큰 전위차를 가진 전류를 외부에서 강제로 흘려준다. 이렇게 되면 환원력이 큰 물질이 오히려 환원되고, 산화력이 더 큰 물질은 산화되는 반응이 비자발적으로 일어나게 된다. 이런 반응이 일어나면, 용액속의 금속이온이 환원되어 석출된다. 이번실험에서는 이러한 반응을 이용하여 먼저 석출된 구리의 무게를 측정했다. 그리고 전극을 통해 흘려준 전하량을 계산하여 그 값에 비례하여 구리가 석출된다는 패러데이의 법칙에 따라 이론값을 계산하고 두 값을 비교하였다.
황산구리 용액에 구리판을 둥글게 말아 넣고, 구리판과 구리막대에 전극을 각각 (-)극과 (+)극에 연결하고 반응을 시작하고 1분마다 전류계를 이용하여 전류를 측정하였다. 측정한 전류는 앞의 표와 같이 일정하게 감소하거나 증가하거나 유지되지 않고, 불규칙하게 그 값이 변하였는데   그 이유는, 저항은 바로 황산구리 용액이므로, 동전과 구리 전극사이의 거리나, 평행한정도 등에 영향을 받는다.

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