전기 화학 20

전기화학

화학 에너지와 전기 에너지 사이의 상호 변환에 대한 연구

20장에서 배울 내용

20.1 산화 상태와 산화-환원 반응

산화 상태와 산화-환원 반응이란 무엇인지 복습한다.

20.2 산화-환원 반응식 균형 맞추기

반쪽 반응법을 이용하여 산화-환원 반응식을 완결하는 방법

을 다룬다.

20.3 볼타 전지

볼타 전지는 자발적 산화-환원 반응으로 전기를 만든다. 반응

은 고체 전극 표면에서 일어나고, 산화 반응이 일어나는 전극

을 산화 전극, 환원이 일어나는 전극을 환원 전극이라고 한다,

20.4 표준 상태에서의 전지 전위

볼타 전지의 특성 중 하나는 전지 전위인데, 전지 전위는 두

전극 사이의 전위차이며, 볼트 단위로 측정한다. 표준 상태에

서 환원 반쪽 반응으로 환원 전위를 정리해 놓았는데, 이를 표

준 환원 전위라고 한다.

20.5 자유 에너지와 산화-환원 반응 Gibbs 자유 에너지(∆G o)는 전지 전위와 관련되어 있다.

20.6 비표준 상태에서의 전지 전위 비표준 상태의 전자 전위는 표준 전지 전위와 Nernst 식을

이용하여 얻는다.

20.7 배터리와 연료 전지 주요 에너지원으로 전기 화학 반응을 이용하는 배터리와

연료 전지를 다룬다.

20.8 부식 금속의 자발적 반응인 부식을 다룬다.

20.9 전기 분해 비자발적 산화-환원 반응을 일으키는 화학 반응에 전기를

사용하는 전해 전지를 다룬다.

산화 상태와 산화-환원 반응

산화-환원 반응(Oxidation-reduction reaction): 물질들 사이의 전자 전달 반응 CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)

Na(s) Cl2(g) NaCl(s)

2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)

전자가 전달되었다는 것을 어떻게 판정하는가?

산화 상태와 산화-환원 반응

형식전하(Formal charge): 화학결합을 완전한 공유결합이라고 가정하였을 때 원자의 알짜 전하 수

A B

0

0

0

0 0 C H H

H

H

형식전하 = 원자의 알짜 전하 공유 전자를 반분

산화수(Oxidation number): 화학결합을 완전한 이온결합이라고 가정하였을 때 원자의 알짜 전하 수

A B +1

+1

+1

-4 +1 (for χA > χB) C H H

H

H

산화수 = 원자의 알짜 전하 전기음성도가 큰 원자가 공유 전자를 가짐

전기음성도(Electronegativity): 어떤 원자가 결합전자쌍을 끌어 당기는 능력의 척도

산화 상태와 산화-환원 반응

Ex) 각 원자의 산화수?

CO2

SF6

NO3-

O: -2, C: +4

F: -1, S: +6

O: -2, N: +5

Fe3O4

O: -2, Fe: +8/3

산화 상태와 산화-환원 반응

산화(oxidation)

환원 (reduction)

Zn: 환원제(reductant, reducing agent) H+: 산화제(oxidant, oxidizing agent)

산화와 환원은 동시에 일어난다. 잃은 전자의 개수 = 얻은 전자의 개수

0 +1 -1 +2 산화수 -1 0

산화-환원 반응의 균형 맞추기 반쪽 반응

Zn in CuSO4 solution

Zn(s)+CuSO4(aq)->ZnSO4(aq)+ Cu(s)

Zn(s)+Cu2+(aq) -> Zn2+(aq)+Cu(s) Zn -> Zn2+ +2e-: 산화 반쪽 반응(oxidation half-rxn) Cu2+ +2e--> Cu : 환원 반쪽 반응(reduction half-rxn) Zn+Cu2+->Zn2++Cu

Cu(s)+2AgNO3(aq)->Cu(NO3)2(aq)+2Ag(s)

Cu(s)+2Ag+(aq) -> Cu2+(aq)+2Ag(s)

Cu in AgNO3 solution

0 2+ 2+ 0

산화 환원

0 1+ 2+ 0

산화 환원

Cu -> Cu2+ +2e-: 산화 반쪽 반응 2Ag++2e- -> Ag : 환원 반쪽 반응 2Ag+Cu2+->Cu2++2Ag+

산화-환원 반응의 균형 맞추기 균형 맞추기

Fe3+(aq) + Sn2+(aq) → Fe2+(aq) + Sn4+(aq) ?

화학 반응의 가장 기본적인 원리: 질량 보존 전하 보존

Fe3+(aq) + e- → Fe2+(aq) (1) : 환원 반쪽 반응

Sn2+(aq) → Sn4+(aq) + 2e- (2) : 산화 반쪽 반응

(1) x 2 + (2) : 2Fe3+(aq) + Sn2+(aq) → 2Fe2+(aq) + Sn4+(aq) : 균형잡힌 반응식

산화-환원 반응의 균형 맞추기 균형 맞추기

산성 용액에서의 산화-환원 반응 균형 맞추기 1. 두 반응, 즉 산화와 환원의 반쪽 반응식으로 나눈다. 2. 각각의 반응을 맞춘다.

(a) H와 O가 아닌 원소의 개수를 먼저 맞춘다. (b) 필요한 만큼 H2O를 가하여 산소 원자의 개수를

맞춘다. (c) 필요한 만큼 H＋를 가하여 수소 원자의 개수를 맞

춘다. (d) 필요한 만큼 e－를 가하여 양쪽의 전하량을 맞춘

다. 3. 산화 반쪽 반응에서 잃은 전자의 수와 환원 반쪽 반

응에서 얻은 전자의 수가 같아지도록 필요한 만큼 정수배한다.

4. 반쪽 반응식을 더한 후, 가능하다면 연합된 식의 양변의 종들을 소거해서 식을 간단하게 만든다.

5. 양쪽의 원자 개수와 양쪽의 알짜 전하량이 같은가를 확인한다.

MnO4−(aq) + C2O4

2−(aq) → Mn2+(aq) + CO2(aq)

+7 +3 +2 +4

환원 반쪽 반응

산화 반쪽 반응

1.

2(a).

2(b).

2(c).

2(d). (1)

(2)

3. (1) X 2 + (2) x 5

4.

5.

산화-환원 반응의 균형 맞추기 균형 맞추기

염기성 용액에서의 산화-환원 반응 균형 맞추기 1. 두 반응, 즉 산화와 환원의 반쪽 반응식으로 나눈다. 2. 각각의 반응을 맞춘다.

(a) H와 O가 아닌 원소의 개수를 먼저 맞춘다. (b) 필요한 만큼 H2O를 가하여 산소 원자의 개수를

맞춘다. (c) 필요한 만큼 H＋를 가하여 수소 원자의 개수를 맞

춘다. (d) 필요한 만큼 e－를 가하여 양쪽의 전하량을 맞춘

다. 3. 양변에 필요한 만큼 OH-를 가하여 H＋ 를 없애고

H2O를 만든다. 4. 산화 반쪽 반응에서 잃은 전자의 수와 환원 반쪽 반

응에서 얻은 전자의 수가 같아지도록 필요한 만큼 정수배한다.

5. 반쪽 반응식을 더한 후, 가능하다면 연합된 식의 양변의 종들을 소거해서 식을 간단하게 만든다.

6. 양쪽의 원자 개수와 양쪽의 알짜 전하량이 같은가를 확인한다.

+2 -3 +7 ?? +4

CN−(aq) + MnO4−(aq) → CNO−(aq) + MnO2(s)

산화 반쪽 반응 환원 반쪽 반응

1. CN−(aq) → CNO−(aq) MnO4

−(aq) → MnO2(s)

2. CN−(aq) + H2O(l) → CNO−(aq) + 2 H+(aq) + 2 e−

3 e− + 4 H+(aq) + MnO4−(aq)

→ MnO2(s) + 2 H2O(l)

3. CN−(aq) + H2O(l) + 2 OH−(aq) → CNO−(aq) + 2 H+(aq) + 2 e− + 2 OH−(aq)

3 e− + 4 H+(aq) + MnO4−(aq) + 4 OH−(aq)

→ MnO2(s) + 2 H2O(l) + 4 OH−(aq)

(1)

(2)

CN−(aq) + H2O(l) + 2 OH−(aq) → CNO−(aq) + 2 H2O(l) + 2 e−

3 e− + 4 H2O(l) + MnO4−(aq)

→ MnO2(s) + 2 H2O(l) + 4 OH−(aq)

CN−(aq) + 2 OH−(aq) → CNO−(aq) + H2O(l) + 2 e−

3 e− + 2 H2O(l) + MnO4−(aq)

→ MnO2(s)+ 4 OH−(aq)

(1)

(2) 4. (1) X 3 + (2) x 2

5.

6. 3 CN−(aq) + H2O(l) + 2 MnO4

−(aq) → 3 CNO−(aq) + 2 MnO2(s) + 2 OH−(aq)

볼타 전지

볼타 전지 (voltaic cell) 또는 갈바니 전지 (galvanic cell): 자발적으로 일어나는 산화-환원 반응에서 방출된 에너지를 전기 에너지로 바꾸는 장치 산화 반응이 일어나는 부분과 환원 반응이 일어나는 부분을 분리

볼타 전지

볼타 전지 (voltaic cell) 또는 갈바니 전지 (galvanic cell): 자발적으로 일어나는 산화-환원 반응에서 방출된 에너지를 전기 에너지로 바꾸는 장치 산화 반응이 일어나는 부분과 환원 반응이 일어나는 부분을 분리

e-

이온

이온

염다리

e-

다공성 막

reduction

e- and stop

Zn2+(aq) SO4

2-(aq) Cu2+(aq) SO4

2-(aq)

Zn(S) Cu(S)

볼타 전지

볼타 전지 (voltaic cell) 또는 갈바니 전지 (galvanic cell): 자발적으로 일어나는 산화-환원 반응에서 방출된 에너지를 전기 에너지로 바꾸는 장치

anode cathode

볼타 전지

Ex) 다음 산화-환원 반응은 자발적이다.

Cr2O72−(aq) + 14 H+(aq) + 6 I−(aq) → 2 Cr3+(aq) + 3 I2(s) + 7 H2O(l)

K2Cr2O7과 H2SO4를 섞은 수용액을 비커에, KI 수용액은 다른 비커에 넣고 염다리를 사용하여 두 비커를 연결한다. 용액과 반응하지 않는 백금선 같은 전극을 각 용액에 꽂고, 전압계를 두 백금 전극 사이에 도선으로 연결하면, 볼타 전지는 외부 회로에 전류를 흘릴 수 있게 된다. 산화전극과 환원전극에서 일어나는 반응, 전자와 이온의 이동 방향, 전극의 부호를 각각 나타내시오.

환원 반쪽 반응: Cr2O72−(aq) + 14 H+(aq) + 6 e− → 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l)

산화 반쪽 반응: 6 I−(aq) → 3 I2(s) + 6 e−

KI(aq) K2Cr2O7(aq), H2SO4(aq)

Pt Pt

e-

표준 상태에서의 전지 전위 기전력

전지 전위[Cell Potential (Ecell)], 기전력[Electromotive Force (EMF)] : 전자를 밀거나 당기는 힘

)(charge)(work)(

CJVEMF =

?

e- = 1.60 x 10-19 C

표준 전지 전위 (standard cell potential, Ecell0),

표준 기전력 (standard emf): 반응물과 생성물이 표준 상태에 있을 때의 전지 전위(기전력)

표준 상태에서의 전지 전위 표준 환원 전위

표준 환원 전위 (standard reduction potential, Ered0) : 표준 상태에 있는 환원 반쪽 반응의

표준 수소 전극(SHE)에 대한 Ecell0

E0cell = E0

2H+→H2 + E0Zn→Zn2+ = 0.76 V

E02H+→H2 ≡ 0 V 로 정의 E0

Zn→Zn2+ = 0.76 V E0Zn2+→Zn = -0.76 V

2H+(aq) + Zn(s) → Zn2+(aq) + H2(g)

Oxidation: Zn → Zn2+ + 2e- Reduction: 2H+ + 2e- → H2

?

Standard Hydrogen Electrode (SHE): 표준 수소 전극

1atm

표준 상태에서의 전지 전위 표준 환원 전위

?

E0cell = E0

Zn→Zn2+ + E0Cu2+→Cu

= - E0Zn2+→Zn + E0

Cu2+→Cu

= -(-0.76 V)+0.34 V = 1.10 V

표준 상태에서의 전지 전위 표준 환원 전위

?

E0cell = E0

Zn→Zn2+ + E0Cu2+→Cu

= - E0Zn2+→Zn + E0

Cu2+→Cu

= -(-0.76 V)+0.34 V = 1.10 V

표준 환원 전위, 전지 전위, 기전력 : 세기 성질

Ex) Ecell0 ?

Cr2O72−(aq) + 14 H+(aq) + 6 I−(aq) → 2 Cr3+(aq) + 3 I2(s) + 7 H2O(l)

표준 상태에서의 전지 전위 산화제와 환원제의 세기

자유 에너지와 산화-환원 반응

E0 > 0 : 표준 상태에서 정반응이 자발적 E > 0 : 정반응이 자발적

자유 에너지와 산화-환원 반응 기전력 ,자유에너지, 평형 상수

)(charge)(work(V)difference potental

CJemf ==

qw−

=전지가 외부에 해준 일

흐른 전하량 E

-w = qE

-wmax = qEmax

wmax = -qEmax

가상적 상황 (가역적 과정) chapter 19: 1st law: You can't win, you can only break even. 2nd law: You can't break even.

q = nF

F (faraday) = 1 mol e- 의 전하량 = 96,485 C /mol e-

wmax = -qEmax = -nFEmax

wmax = ∆G ∆G = -nFEmax =>

∆G = -nFE ∆G0 = -nFE0

최대 전지 전위 = 전지에서 반응물과 생성물의 자유에너지 차이

)ln(

)ln(0)ln(0

0

0

0

KnFRTE

KRTnFEnFEKRTGG

=

+−==−

+∆==∆

평형에서

비표준 상태에서 전지 전위 Nernst 식

)ln(0 QRTGG +∆=∆

)ln(0 QRTnFEnFE +−=−

)ln(0 QnFRTEE −=

)log(0592.00 Qn

EE −= (25oC)

Nernst 식

)log(303.20 QnF

RTEE −=

Ex) [Cr2O72−] = 2.0 M, [H+] = 1.0 M, [I−] = 1.0 M, [Cr3+] =

1.0 × 10−5 M 이다. 다음 반응의 기전력은? Cr2O7

2−(aq) + 14 H+(aq) + 6 I−(aq) → 2 Cr3+(aq) + 3 I2(s) + 7 H2O(l)

비표준 상태에서 전지 전위 Nernst 식

Ex) Zn-H+ 전지에서 [Zn2+] = 1.0 M, PH2 = 1.0 atm 일 때

기전력이 0.45 V 이었다. [H+] ?

Zn(s) + 2 H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)

n = 2

비표준 상태에서 전지 전위 농도 전지

Ecell0 = 0

Q ≠ 1 E ≠ 0

산화전극

환원전극

비표준 상태에서 전지 전위 농도 전지

Ex) 어떤 볼타 전지를 두 개의 수소 전극을 가지고 만들었다. 1번 전극은 PH2 〓1.00 atm과 미지 농도의 H＋(aq) 로 만들어졌다. 2번 전극은 표준 수소 전극이다 ([H＋] 〓1.00M, PH2 〓1.00 atm) . 298 K에서 이 전지의 전압은 0.211 V로 측정되었고, 전류는 1번 전극으로부터 외부 회로를 통해 2번 전극으로 흐르는 것이 관측되었다. 1번 전극 용액의 [H＋]는 얼마인지 계산하시오. 또 이 용액의 pH는 얼마인가?

PH2 〓1.00 atm [H＋] 〓?

PH2 〓1.00 atm [H＋] 〓1.00 M

e- E = 0.211 V

H2 → 2H+ + 2e- 2H+ + 2e- → H2

비표준 상태에서 전지 전위 농도 전지

Modern pH meter

Beckman's first pH meter (1934)

Hydrogen ion potentiometer (1921)

Beckman and McCullough (1933)

배터리와 연료 전지 납-산 배터리

배터리(battery): 볼타 전지 혹은 여러 개의 볼타 전지가 직렬로 연결된 것

6쌍 직렬 12 V 산화전극: Pb + HSO4- → PbSO4 + H+ + 2e-

환원전극: PbO2 + HSO4- + 3H+ + 2e-→ PbSO4 + 2H2O

-E0 = 0.35 V

E0 = 1.69 V

전지 반응: Pb(s) + PbO2(s) + 2HSO4-(aq) + 2H+(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l)

E0cell = 2.04 V

Pb

H2SO4 H2SO4

PbO2

2 V

배터리와 연료 전지 납-산 배터리

6쌍 직렬 12 V 산화전극: Pb + HSO4- → PbSO4 + H+ + 2e-

환원전극: PbO2 + HSO4- + 3H+ + 2e-→ PbSO4 + 2H2O

-E0 = 0.35 V

E0 = 1.69 V

전지 반응: Pb(s) + PbO2(s) + 2HSO4-(aq) + 2H+(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l)

E0cell = 2.04 V

Pb

H2SO4 H2SO4

PbO2

2 V

w1 : Pb(s) + PbO2(s) + 2HSO4-(aq) + 2H+(aq) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l)

w2 : Pb(s) + PbO2(s) + 2HSO4-(aq) + 2H+(aq) ← 2PbSO4(s) + 2H2O(l)

발명(1859) 자동차 용 개발(1915):

여전히 최고

배터리와 연료 전지 건전지

산화전극: Zn → Zn2+ + 2e-

환원전극: 2NH4+ + 2MnO2 + 2e- → Mn2O3 + 2NH3 + H2O

Zn C(graphite)

MnO2, NH4Cl

Ecell = 1.5 V acidic version

Mn cell

akaline version

Zn C(graphite)

Ecell = 1.5 V

산화전극: Zn + 2OH- → ZnO + H2O + 2e-

환원전극: 2MnO2 + H2O + 2e- → Mn2O3 + 2OH-

KOH (or NaOH)

KOH KOH

배터리와 연료 전지 니켈-카드뮴, 니켈-금속-수소화물

이차 전지[Secodary battery (rechargable battery)]

Lead storage battery, Li ion battery....

Ni-Cd battery

산화전극: Cd + 2OH- → Cd(OH)2 + 2e-

환원전극: NiO2 + 2H2O + 2e-→ Ni(OH)2 + 2OH-

NiO2 + Cd + 2H2O ↔ Ni(OH)2 + Cd(OH)2 almost indefinitely !!

배터리와 연료 전지 리튬-이온 배터리

이차 전지[Secodary battery (rechargable battery)]

• 높은 질량 에너지 밀도 (specific energy density)

• 높은 부피 에너지 밀도 (volumetric energy density)

배터리와 연료 전지 연료 전지

산화전극 : 2H2 + 4OH- → 4H2O + 4e-

환원전극 : 2H2O + O2 + 4e- → 4OH-

E0cell = 1.23 V

-E0 = 0.83 V E0 = 0.40 V

Cell : 2H2 + O2 → 2H2O

Pt

e-

H+

H+

H+

H+

e- e- e-

e- e-

e-

e-

e-

e-

e-

O2 (air) H2

Pt

reuse

산화전극 : H2 → 2H+ + 2e-

환원전극 : O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O

-E0 = 0 V E0 =1.23 V

E0cell = 1.23 V Cell : 2H2 + O2 → 2H2O

연료전지(Fuel Cell): 반응물을 계속해서 공급할 수 있는 볼타 전지

Fuel cells: Metal hydride fuel cell, Electro-galvanic fuel cell, Zinc-air battery, Microbial Fuel Cell, Direct borohydride fuel cell, Alkaline fuel cell, Direct-methanol fuel cell, Reformed-methanol fuel cell, Direct-ethanol fuel cell, Formic acid fuel, Proton exchange membrane fuel cell, Phosphoric-acid fuel cell, Molten-carbonate fuel cell, Proton-conducting ceramic fuel cell, Solid-oxide fuel cell

fuel cell power plant fuel cell vehicle

부식 철의 부식

Ex) 4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s) K (25oC) ? ←

2050)(270)(90826)(

)/()/(Substance

2

32

00

gOsFe

sOFemolKJSmolkJH f

−⋅∆

261601

000

0

0

100.149

298543.0)/205(3)/27(4)/90(2

165200)/826(2

000

==

−=∆−∆=∆

=−=⋅−⋅−⋅=∆

−=−−−=∆

==∆−∆

−∆

−

eKkJSTHG

KTkJmolKJmolmolKJmolmolKJmolS

kJmolkJmolHeeK RT

STHRTG

열역학적으로 철이 녹스는 과정은 매우 자발적

부식(corrosion): 금속의 산화 제련(refinement): 광석을 환원시켜 금속을 생산하는 과정

부식 철의 부식

산화전극: Fe → Fe2+ + 2e-

환원전극: O2 + 2H2O + 4e- → 4OH- E0 = 0.40 V -E0 = 0.44 V

전체 반응: O2 + 2Fe + 2H2O → 4OH- + 2Fe2+

산화전극: Fe2+ → Fe3+ + e-

환원전극: O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O

≡ 전체 반응: O2 + 4Fe2+ + (4+2n)H2O + 4H+ → (6+2n)H2O + 4Fe3+

2nd step

≡ 전체 반응: O2 + 4Fe2+ + (4+2n)H2O + 4H+ → 2Fe2O3·nH2O + 12H+

≡ 전체 반응: O2 + 4Fe2+ + (4+2n)H2O → 2Fe2O3·nH2O + 8H+

E0rxn= 0.88 V

-E0 = -0.77 V

E0 = 1.23 V

E0rxn = 0.46 V

전체 반응: O2 + 4Fe2+ + 4H+ → 2H2O + 4Fe3+

부식 철의 부식 방지

코팅(Coating) : Paint Metal plate : Au, Ag, Cu (Noble metals) Cr, Zn (Galvanizing) – 안정한 산화 금속의 형성

Fe → Fe2+ + 2e- -E0 = 0.44 V

Zn → Zn2+ + 2e- -E0 = 0.76 V

합금(Alloying) : Stainless steel : 12~14% Cr, 2.5 % 미만 Ni, 0.08 ~ 2% C, 나머지 Fe → 표준 환원 전위를 변화시켜 noble metal 로 만듦

부식 철의 부식 방지

Fe → Fe2+ + 2e- -E0 = 0.44 V

Mg → Mg2+ + 2e- -E0 = 2.37 V

음극화 보호(Cathodic protection):

Avoid This!!

Cathode Anode

전기 분해

전기 분해(Electrolysis): 전기 에너지를 이용하여 비자발적 산화-환원 반응을 일어나게 하는 것. 볼타 전지의 반대 방향. 전해 전지(electrolytic cell)를 이용

볼타 전지 전해 전지

환원 전극: Cu2+ + 2e- → Cu E0 = 0.34 V

-E0 = 0.76 V 산화전극: Zn → Zn2+ + 2e-

전지 : Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) E0cell = 1.10 V

환원 전극: Zn2+ + 2e- → Zn

산화전극: Cu → Cu2+ + 2e-

전지: Cu(s) + Zn2+(aq)→ Cu2+(aq) + Zn(s)

전기 분해 전기 분해의 정량적 고찰

1 mol의 소듐를 생성하는 데 1 mol의 전자 필요 1 mol의 구리를 생성하는 데 2 mol의 전자 필요 1 mol의 알루미늄을 생성하는 데 3 mol의 전자 필요

Ex) 전원으로부터 공급된 전류가 10.0 A일 때, 용융된 AlCl3를 1.00시간 동안 전기분해하여 얻어진 알루미늄의 질량을 계산하시오.

전기 분해 알루미늄의 생산

Al 광석: bauxite (alumina (Al2O3)와 다른 산화 금속의 혼합물

Al2O3(s) + OH-(aq) → 2AlO2-(aq) + H2O(l) (다른 금속은 고체 상태로 남음)

지각에서 귀금속은 금속의 형태로 캐낼 수도 있으나, 다른 금속은 산화 금속 또는 황화 금속의 형태로 캐낸다.

2CO2(g) + 2AlO2-(aq) + (n+1)H2O(l) → 2HCO3

-(aq) + Al2O3·nH2O(s)

" There is almost no practical reducing agent for Al3+ reduction" !!

전기 분해를 위해서는 수용액 상에서 처럼 움직일 수 있는 이온(mobile ion)이 필요

Al3+ + 3e- → Al E0 = -1.66 V 2H2O + 2e- → H2 + 2OH- E0 = -0.83 V H2O 가 먼저 환원됨

Mobile ion을 얻는 다른 방법은 용융 상태(molten state)

Lavoisier

mp of Al2O3 = 2050 oC !!

?

전기 분해를 통한 Al2O3의 환원필요

전기 분해 알루미늄의 생산

Charles M. Hall (1863 - 1914)

mp of Al2O3 = 2050 oC !!

mp of mixture Al2O3/Na3AlF6(cryolite) = 1000 oC !!

Paul L. T. Heroult (1863 - 1914)

Hall-Heroult process (1886) : 같은 해에 독립적으로 발견!!

Al2O3 + 4AlF63- → 3Al2OF6

2- + 6F-

산화전극: AlF63- + 3e- → Al + 6F-

환원전극: 2Al2OF62- + 12F- + C → 4AlF6

3- + CO2 + 4e-

Al 생산에 필요한 전기 소비는 미국 전체 전기 소비의 5%

전체: 2Al2O3 + 3C → 4Al + 3CO2

x 3

x 4

x 2

99.5% pure

전기 분해 전기 도금, 전기 제련

Silver plating

Ag, Sn, Cr Fe

Tin plating Crome plating

99.95 % pure Cu

전기 분해 NaCl의 전기 분해

Na의 생산 (Downs Cell)

산화전극 : 2Cl- → Cl2 + 2e-

환원전극 : Na+ + e- → Na

mp = 800 oC

mp = 600 oC

NaCl 수용액의 전기 분해

산화전극 : 2Cl- → Cl2 + 2e-

2H2O + 2e- → H2 + OH-

환원전극: Na+ +e- → Na E0 = -2.71 V

E0 = -0.83 V

환원전극에서 Na가 아니라 H2 가 발생