전기분해 및 도금 실험 [결과보고서]

소개글

화학공학실험2 - 전기분해및도금실험

목차

요 약
1. 실험목적
2. 이론
3. 실험방법
4. 실험 장치 및 재료
5. 실험 결과 및 고찰
6. 결론

본문내용

[1] 실험목적
양극과 음극으로 이루어진 전기화학 셀에 전기를 공급하였을 때 각각의 전극에서 일어나는 산화와 환원 반응에 대해서 이해하고 셀에 공급된 전하량과 산화 및 환원된 물질의 양 사이의 관계를 나타내는 패러데이 법칙(Faraday`s law)을 이해한다.


[2] 이 론

2.1. 전기분해 [電氣分解, electrolysis]
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.

2.2. 황산구리 수용액의 전기분해
황산구리(CuSO4) 수용액은 대부분 물 속에서 이온화 되어 구리이온(Cu2+)과 황산이온(SO42-)이 된다. 이를 전기분해 하면 (+)극 주위에는 SO42-이 산화되지 않고 이온화 경향이 더 큰 물(H2O)이 대신 산화된다. 황산이온(SO42-) 외에도 F-, CO32-, PO43-, NO3- 등의 음이온도 물보다 산화되기 어렵다. (-)극 주위에는 구리이온(Cu2+)이 환원되어 붉은 구리가 석출된다.

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

2.2. 패러데이의 법칙
패러데이의 전기분해 법칙은 일반적으로 패러데이의 법칙(Faraday`s law)으로 알려져 있다. 패러데이가 전기분해 시 생성물과 이동하는 전하량간의 관계 다음과 같이 법칙화 하였다.
⑴ 전기분해 반응 시 생성되거나 소모되는 물질의 양은 이동하는 전하량에 비례한다. 이는 전지와 전극의 종류에 무관하다.
⑵ 생성되거나 소모되는 양은 흐르는 전하량에 대해 당량(equivalent mass) 만큼이다. 즉, 일정한 전하량이 흐를 때, 그에 해당하는 당량만큼이 생성되거나 소모된다.

2.3. 패러데이의 법칙의 수식화와 정량적 분석
이 법칙을 수식화 하여 좀 더 정량적인 분석을 할 수 있다.
e＝1.60217646×10−19 [C/1e−]
Q＝N0×e＝(6.0221420×10−23)×(1.60217646×10−19)＝96,485.31 [C/㏖]
N0는 아보가드로(Amedeo Avogadro)의 수, e−는 전자를 뜻하고, Q는 전자 1

참고 자료

서정목 외 6명, 화학공학실험, 공주대학교 출판부(2005).
두산백과사전 EnCyber & EnCyber.com
위키백과 ko.wikipedia.org [David W. Oxtoby, H. P. Gillis, Nachtrieb, Principles of Modern Chemistry, Thomson Learning Co(2000).]