전기분해 실험

소개

황산나트륨() 용액을 전기분해 할 때, 전류의 양과 용액의 농도에 따라 발생하는 가스의 양을 비교하였다. 그리고 이를 통하여, 전하량을 계산하는 실험이었다. 실험 방법은 우선 황산나트륨 용액을 제조하였다. 그리고 전류의 양을 조절하여 15분간 전기분해를 실시한 후, (+)극과 (-)극의 가스의 양을 측정하였다. 또한, 황산나트륨 용액의 농도를 달리하여서 같은 실험 방법을 실행 하였다. 전해질의 농도와 전류량을 달리하여 전하량과 수소와 산소의 양을 관찰해본 결과, 0.1M과 0.2M 둘 다, 0.1A 일 때보다, 0.3A 일 때의 수소와 산소의 양이 더 컸다. 또한 전하량도 0.3A일 때가 더 크게 나타났다.

목차

요약
실험목적
이론
실험장치및방법
실험결과및고찰
결론
사용기호
참고문헌

본문내용

2.1 전기분해
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.

2.1.1 물의 전기분해
수소와 산소가 반응하여 물이 만들어지면 이 물은 자발적으로 수소와 산소로 되지 못한다. 그러나 전기에너지를 가해서 반응을 일으키면 물을 분해할 수 있다. 이때 (+)극은 산화반응으로 수소를 얻을 수 있고, (-)극에서는 환원반응이 일어나 산소를 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-
-------------------------------------
전체반응 : 6H2O → 2H2 + O2 + 4OH- + 4H+
⇒ 2H2O → 2H2 + O2

2.1.2 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 1 패러데이(1F)라고 정의하였다. 즉, 1몰의 Ag+를 환원시켜 1몰의 Ag 금속을 얻으려면 1F에 해당하는 전하량이 필요하며 이 값은 전자의 전하량 1.6022×10-19C에 아보가드로의 수를 곱한 값으로 약 96500C(쿨롬)에 해당한다.

참고자료

· 없음