전기분해

요약 물질에 전기 에너지를 가하여 산화, 환원반응이 일어나도록 하는 것.

물에 전류를 흘려 주었을 때의 변화를 나타낸 모형

자발적으로 산화·환원반응이 일어나지 않는 경우 전기에너지를 이용하여 비자발적인 반응을 일으키는 것을 전기분해라고 한다. 전기분해 시에 (-)극에서는 (+)이온이 환원되고, (+)극에서는 (-)이온이 산화된다. 공업적으로는 금속의 도금, 알루미늄의 제련, 구리의 정제, 다운스(Downs) 공정(용융 암염의 전기분해) 등에 널리 이용되고 있다.

물의 전기분해

수소와 산소가 반응하여 물이 만들어지면 이 물은 자발적으로 수소와 산소로 되지 못한다. 그러나 전기에너지를 가해서 반응을 일으키면 물을 분해할 수 있다. 이때 전해질이 없는 순수한 물은 전류가 흐르지 않기 때문에, 소량의 전해질(수산화나트륨, 황산나트륨 등)을 물에 넣고 전류를 흘린다. (+)극은 산화반응으로 산소를 얻을 수 있고, (-)극에서는 환원반응이 일어나 수소를 얻을 수 있다. 생성되는 수소와 산소의 부피비는 2:1로 전체반응식을 다음과 같이 표현할 수 있다.

   (-)극 : 4H₂O + 4e^- → 2H₂ + 4OH^-
   (+)극 : 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e^-
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전체반응 : 6H₂O → 2H₂ + O₂ + 4OH^- + 4H⁺
        → 2H₂O → 2H₂ + O₂

황산구리 수용액의 전기분해

황산구리(CuSO₄) 수용액은 대부분 물 속에서 이온화 되어 구리이온(Cu²⁺)과 황산이온(SO₄^2-)이 된다. 이를 전기분해 하면 (+)극 주위에는 SO₄^2-이 산화되지 않고 이온화 경향이 더 큰 물(H₂O)이 대신 산화된다. 황산이온(SO₄^2-) 외에도 F^-, CO₃^2-, PO₄^3-, NO₃^- 등의 음이온도 물보다 산화되기 어렵다. (-)극 주위에는 구리이온(Cu²⁺)이 환원되어 붉은 구리가 석출된다.

   (-)극 : Cu²⁺ + 2e^- → Cu
   (+)극 : H₂O → ½O₂ + 2H⁺ + 2e^- 
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전체반응 : Cu²⁺ + H₂O → ½O₂ + Cu + 2H⁺

염화나트륨 수용액의 전기분해

염화나트륨(NaCl) 수용액에 전극을 넣고 전압을 걸어주면 (+)극에서는 염소이온(Cl^-)이 산화되고, (-)극에서는 나트륨이온(Na⁺) 대신에 물이 환원된다. (-)극의 Na⁺ 외에도  K⁺, Ca²⁺, Mg²⁺, Al³⁺ 등의 양이온은 물보다 이온화 경향이 커서 물보다 환원되기가 어렵다.

   (-)극 : 2H₂O+ 2e^- → H₂ + 2OH^-
   (+)극 : 2Cl^- → Cl₂ + 2e^-
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전체반응 : 2Cl^- + 2H₂O → Cl₂ + H₂ + 2OH^-

전기분해에서의 양적 관계

1833년 패러데이(Michael Faraday, 1791~1867)는 전류에 의해 생성된 생성물과 소모되는 물질의 양은 물질의 종류와 관계없이 전하량에 비례함을 밝히고 전자 1몰을 공급하기 위해 전해질 용액에 흘려보내는 전하량을 1F(패러데이)라고 정의하였다. 즉, 1몰의 은이온(Ag⁺)를 환원시켜 1몰의 은(Ag)금속을 얻으려면 1F에 해당하는 전하량이 필요하며 이 값은 전자의 전하량 1.6022×10^-19C(쿨롱)에 아보가드로의 수를 곱한 값으로 약 96500C에 해당한다.