갈바니 전지의 설치 모양 우주 프로그램에서 사용되는 수소-산소 연료 전지 Electrochemistry (전기화학) Chapter 19

갈바니 전지의 설치 모양 우주 프로그램에서 사용되는 수소-산소 연료 전지 Electrochemistry (전기화학) Chapter 19

- Electrochemical processes are oxidation-reduction reactions ( 전기화학과정은산화 - 환원반응에해당함 ) in which: the energy released by a spontaneous reaction is converted to electricity or ( 자발적인반응에의해해방된에너지가전기로전환되거나 ) electrical energy is used to cause a nonspontaneous reaction to occur ( 전기에너지가자발적반응이일어나도록활용되는경우에해당한다.) - 예 ) 마그네슘금속의산화반응 0 0 2+ 2-2Mg (s) + O 2 (g) 2MgO (s) 2Mg 2Mg 2+ + 4e - O 2 + 4e - 2O 2- Oxidation half-reaction (lose e - ) 산화반쪽반응 ( 전자를잃음 ) Reduction half-reaction (gain e - ) 환원반쪽반응 ( 전자를얻음 )

Review: Oxidation number ( 산화수 ) The charge the atom would have in a molecule (or an ionic compound) if electrons were completely transferred. ( 전자가완전히전달된경우에분자나이온성화합물에서어떤원자가갖는전하수로정의 ) 1. Free elements (uncombined state) have an oxidation number of zero. ( 결합되지않은상태의자유원소는산화수가 0 이다.) Na, Be, K, Pb, H 2, O 2, P 4 = 0 2. In monatomic ions, the oxidation number is equal to the charge on the ion. ( 단원자이온에서산화수는이온의전하수와같음 ) Li +, Li = +1; Fe 3+, Fe = +3; O 2-, O = -2 3. The oxidation number of oxygen is usually 2. In H 2 O 2 and O 2 2- it is 1. ( 산소의산화수는일반적으로 -2 이나, 과산화수소와 O 2 2- 이온에서는 -1 의산화수를갖음 )

Review: Oxidation number ( 산화수 ) 4. The oxidation number of hydrogen is +1 except when it is bonded to metals in binary compounds. In these cases, its oxidation number is 1. ( 일반적으로수소의산화수는 +1 임. 하지만이성분화합물에서금속과결합되어있을때수소의산화수는 -1 을갖음 ) 5. Group IA metals are +1, IIA metals are +2 and fluorine is always 1. (1A 족금속의산화수는 +1, IIA 족금속의산화수는 +2, 불소의산화수는항상 -1 임 ) 6. The sum of the oxidation numbers of all the atoms in a molecule or ion is equal to the charge on the molecule or ion. ( 분자나이온에서모든원자의산화수의합은그분자나이온의전하수와같음 ) - 예 : Identify the oxidation numbers of all the atoms in HCO 3? (HCO 3- 이온에서모든원자의산화수를판별하라.) O = 2 H = +1 HCO 3 3x( 2) + 1 +? = 1 C = +4

Balancing Redox Equations ( 산화환원반응식의균형맞추기 ) - 예 : The oxidation of Fe 2+ to Fe 3+ by Cr 2 O 7 2- in acid solution? ( 산용액에서 Cr 2 O 7 2- 에의한철의이가양이온의산화 ) 1. Write the unbalanced equation for the reaction ion ionic form. ( 반응계수를무시하고이온의형태로반응식을적는다 ) Fe 2+ + Cr 2 O 7 2- Fe 3+ + Cr 3+ 2. Separate the equation into two half-reactions. ( 반응식을두반쪽반응들로분리한다 ) Oxidation: Reduction: +2 +3 Fe 2+ Fe 3+ +6 +3 Cr 2 O 7 2- Cr 3+ 3. Balance the atoms other than O and H in each half-reaction. ( 산소와수소가아닌반쪽반응에서원자들의균형을맞춘다 ) Cr 2 O 7 2-2Cr 3+

Balancing Redox Equations ( 산화환원반응식의균형맞추기 ) 4. For reactions in acid, add H 2 O to balance O atoms and H + to balance H atoms. ( 산에서의반응식에서물을첨가하여산소원자의균형을맞추며, 양성자를첨가하여수소원자의균형을맞춘다 ) Cr 2 O 2-7 2Cr 3+ + 7H 2 O 14H + + Cr 2 O 2-7 2Cr 3+ + 7H 2 O 5. Add electrons to one side of each half-reaction to balance the charges on the half-reaction. ( 각반쪽반응의한쪽에전자를더하거나빼서균형을맞춘다 ) Fe 2+ Fe 3+ + 1e - 6e - + 14H + + Cr 2 O 7 2-6. If necessary, equalize the number of electrons in the two half-reactions by multiplying the half-reactions by appropriate coefficients. ( 적절한계수를반쪽반응식에곱하여두반쪽반응에서전자의수를같게한다.) 6e - + 14H + + Cr 2 O 7 2-2Cr 3+ + 7H 2 O 6Fe 2+ 6Fe 3+ + 6e - 2Cr 3+ + 7H 2 O

Balancing Redox Equations ( 산화환원반응식의균형맞추기 ) 7. Add the two half-reactions together and balance the final equation by inspection. The number of electrons on both sides must cancel. ( 두반쪽반응을더하여최종반응식의균형을맞춘다. 양쪽의전자수는상쇄되어야한다.) Oxidation: Reduction: 6e - + 14H + + Cr 2 O 7 2-6Fe 2+ 6Fe 3+ + 6e - 2Cr 3+ + 7H 2 O 14H + + Cr 2 O 7 2- + 6Fe 2+ 6Fe 3+ + 2Cr 3+ + 7H 2 O 8. Verify that the number of atoms and the charges are balanced. ( 원자의개수와전하의수가균형이맞는지확인한다.) 14x1 2 + 6 x 2 = 24 = 6 x 3 + 2 x 3 9. For reactions in basic solutions, add OH - to both sides of the equation for every H + that appears in the final equation. ( 염기성용액에서의반응은반응식의양쪽에 H + 이온대신 OH - 이온을첨가한다.)

* 아연막대와구리 2 가용액간의반응 (1) 아연막대를황산구리수용액에담갔을때발생하는산화환원반응 Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu 푸른황산구리수용액 (CuSO 4 ) 이퇴색되어무색의황산아연 (ZnSO 4 ) 용액으로변함 (2) 위의산화환원반응이일어날때온도가상승함을확인가능 - 반응열은반응물과생성물의에너지준위차이에기인함 - 위반응식은반응열 Q 를포함하여나타내는것이더정확함 Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu + Q

* 다니엘이만든화학전지 (1) 다니엘전지의구성 (1836 년 John Daniel 이고안 ) - 다공성칸막이를통해그릇을양쪽으로분할함 - 한쪽에는아연막대와황산아연수용액을, 반대쪽에는구리막대와황산구리수용액을설치함 - 두금속막대를꼬마전구가연결된도선으로연결 (2) 다니엘전지의특징 - 환원제 (Zn) 와산화제 (Cu 2+ ) 가섞이지않으면서산화 - 환원반응이일어나도록유도 - 산화환원반응의반응열이전기에너지로전환됨 ( 아래반응에서반응열 Q 와동일한절대량의전기에너지가발생 ) Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu + Q - 오른쪽의푸른황산구리수용액은색이점점옅어지며꼬마전구의빛의세기도감소 - 왼쪽의아연막대는용액에녹아들어얇아지며, 오른쪽의구리막대는구리가달라붙어무게가증가함 양쪽에서다음산화 - 환원반응이각각일어나기때문 Zn Zn 2+ + 2e -, Cu 2+ + 2e - Cu - 시간이경과함에따라구리이온의농도가점차감소하므로도선에흐르는전자수가감소 꼬마전구의빛의세기가줄어듬 - 다공성격막의역할 : 오른쪽황산구리용액의황산음이온이왼쪽으로이동하여산화과정에서발생하는아연양이온과전기적인균형 ( 중성 ) 을이루도록함

* 염다리를이용한다니엘전지 (1) 다공성격막의대체 염다리 (salt bridge) - 산화 - 환원반응이일어나는용액이서로다를때섞이지않도록함 - U 자형굽은관안에산화 - 환원반응에참여하지않고용액의전기적중화를위하여이온이쉽게이동할수있는 KCl, NH 4 NO 3 등의염이녹아있는겔상태로구성 - 관의양쪽은솜으로막혀있음 (2) 도선의역할 - 전자받게및주게역할을수행 멀리떨어진물질들간에전자전달이가능 - 용액중의이온들도격막이나염다리를통과하여전기적인중성을이룰수있어야함 (3) 화학전지 - 자발적인산화 - 환원반응에의해전기에너지를생성할수있는장치를화학전지라정의함

* 반쪽전지및반쪽전지반응 (1) 백금을전극으로사용한화학전지 - 백금이나흑연은전도성은좋지만활성이거의없으므로전자의수송통로역할만수행 - 구리에서방출된전자 2 개는도선과백금막대를경유하여철의 3 가이온 (Fe3+) 에전달됨 ( 철의 2 가이온으로환원 ) - 이러한화학전지의반응은다음과같음 (Q : 전기에너지 ) Cu + 2Fe 3+ Cu 2+ + 2Fe 2+ + Q (2) 반쪽전지 (half cell) 및반쪽전지반응 (half cell reaction) - 반쪽전지 : 전극및그것과접촉하고있는용액을반쪽전지라칭함 - 반쪽전지반응 ( 전극반응 ): 각반쪽전지에서일어나는화학반응 각각의반쪽전지반응이합쳐지면산화 - 환원반응이완결됨 (3) 반쪽전지의양극과음극 - 양극 (cathode): 환원반응이일어나며전자가들어옴 - 음극 (anode): 산화반응이일어나며전자가방출됨

Galvanic Cells ( 갈바니전지 ) * 다음예를통해갈바니전지에대해이해할수있음 - 아연금속을황산구리수용액에넣을때, 아연금속은 Zn 2+ 로산화되며, Cu 2+ 이온은구리금속으로환원됨 Zn (s) + Cu 2+ (aq) Cu (s) + Zn 2+ (aq) - 전자는환원제인아연금속에서나와서산화제인 Cu 2+ 이온으로이동 - 산화제와환원제가분리된경우, 전자를외부전도체인금속선을통해이동시킬수있음 전자의이동에의해전류가흐르며전기적인일을얻을수있음 - 갈바니전지 ( 또는볼타전지 ): 자발적인산화 - 환원반응에의해전기를발생시킬수있는장치로정의됨 ( 갈바니와볼타가처음으로조립한장치 ) - 산화전극 : 전자를잃는산화반응이발생 ( 음극, anode) - 환원전극 : 전자를받는환원반응이발생 ( 양극, cathode) * 염다리 (salt bridge): 용액의양이온과음이온이전극의칸막이를통해이동할수있는전도매질 - 염다리가없으면산화전극에양전하가쌓이며, 환원전극에음전하가쌓여전지의작동이정지됨

Galvanic Cells ( 갈바니전지 ) 음극 : 전자를잃음 산화전극 anode oxidation 양극 : 전자를받음 환원전극 cathode reduction spontaneous redox reaction ( 자발적인산화 - 환원반응 ) - 양극에서는전자를받고환원된구리이온이침적되므로질량이증가함 - 반쪽전지반응 (half cell reaction): 다니엘전지의각전극에서일어나는산화및환원반응을칭함

* 전지표시법 (1) 전지표시법 : 완성된전지를묘사하기위하여일일이그림을그릴수없으므로, 아래의표시법을활용 - 두개의상이서로만나는계면은세로줄을그어표시 - 다니엘전지에서음극과양극의예 음극 : Zn І Zn 2+, 양극 : Cu І Cu 2+ - 전극이나이온의상태는괄호를통해더욱자세히표기가능 음극 : Zn(s) І Zn 2+ (aq), 양극 : Cu(s) І Cu 2+ (aq) Pt(s) І Fe 3+ (aq), Fe 2+ (aq) - 괄호속에상표시대신용액의농도를표기가능 음극 : Zn(s) І Zn 2+ (0.1 M), 양극 : Cu(s) І Cu 2+ (0.5 M) - 전해질용액중의음이온은 를사용하여표기 음극 : Zn(s) І Zn 2+ (aq), SO 2-4 (aq) 양극 : Cu(s) І Cu 2+ (aq), SO 2-4 (aq) - 음극과양극이조합된화학전지의표시 격막을사용한경우세로줄을하나표시하며, 염다리를사용한경우세로줄을두개그어표시 Zn І Zn 2+ ІІ Cu І Cu 2+ (2) 수소반쪽전지 - 백금과수소가스, 수소이온으로구성됨 - 수소전극에서산화-환원반응은수소기체와수소이온사이에발생 - 백금은산화-환원반응에직접참여하지는않음 괄호로나타냄 (Pt) І H 2 (g) І H + (aq)

Galvanic Cells (갈바니 전지) - The difference in electrical potential between the anode and cathode is called: (음극과 양극 사이의 전위차를 다음과 같이 칭함) cell voltage (전지 전압) electromotive force (기전력, emf) cell potential (전지 전위) * 갈바니 전지를 다음과 같이 관습적인 도식법으로 표현 가능 (전지 도식) Zn (s) + Cu2+ (aq) Cu (s) + Zn2+ (aq) [Cu2+] = 1 M and [Zn2+] = 1 M Cell Diagram (전지 도식) phase boundary Zn (s) Zn2+ (1 M) Cu2+ (1 M) Cu (s) anode salt bridge cathode * 위와 같이 황화 아연과 황산 구리로 구성된 전지를 다니엘 전지(Daniel Cell)이라 부름 섭씨 25 도에서 기전력 = 1.1 V

Standard Reduction Potentials ( 표준환원전위 ) * Standard reduction potential (E 0 ) is the voltage associated with a reduction reaction at an electrode when all solutes are 1 M and all gases are at 1 atm. ( 표준환원전위란 1 기압에서 1 M 의용액으로구성된전극에서의환원반응과관련된전압으로정의됨 ) Reduction Reaction ( 환원반응 ) 2e - + 2H + (1 M) H 2 (1 atm) E 0 = 0 V * Standard hydrogen electrode ( 표준수소전극, SHE) - 단일전극의전위측정은불가능 특정전극의전위값을 0 으로설정하여다른전극의상대전위를측정가능 - 다른전극의전위를측정하기위하여표준수소전극를사용함 - 백금전극표면은환원이일어날수있는표면을제공

Standard Reduction Potentials ( 표준환원전위 ) * 아연전극과표준수소전극으로구성된갈바니전지의사례 - 아연은산화전극으로작용 ( 전자를잃음 ) - 수소는환원전극으로작용 ( 전자를얻음 ) Zn (s) Zn 2+ (1 M) H + (1 M) H 2 (1 atm) Pt (s) Anode (oxidation): Zn (s) Zn 2+ (1 M) + 2e - Cathode (reduction): 2e - + 2H + (1 M) H 2 (1 atm) Zn (s) + 2H + (1 M) Zn 2+ + H 2 (1 atm)

Standard Reduction Potentials ( 표준환원전위 ) * 아연전극과표준수소전극으로구성된갈바니전지의사례 - 이경우전지전압은다음과같은값으로측정됨 Ecell 0 = 0.76 V Zn (s) Zn 2+ (1 M) H + (1 M) H 2 (1 atm) Pt (s) E 0 0 0 cell = E H + /H - E Zn 2+ /Zn 0.76 V = 0 - E0 Zn 2+ /Zn E0 Zn 2+ /Zn = -0.76 V 2 Zn 2+ (1 M) + 2e - Zn E 0 = -0.76 V * 표준기전력 (standard emf) 은음극의표준전위와양극의표준환원전위차로정의함 Standard emf (E 0 ) cell E 0 0 0 cell = E cathode - E anode - 전지퍼텐셜은양극과음극의전극퍼텐셜값의차이로정의됨 - 표준상태에서전지퍼텐셜은 E 0 cell 로표기함 * 따라서아연의표준환원전위는다음과같이구할수있다.

Standard Reduction Potentials ( 표준환원전위 ) * 구리전극과표준수소전극으로구성된갈바니전지의사례 - 구리는환원전극으로작용 ( 전자를얻음 ) - 수소는산화전극으로작용 ( 전자를잃음 ) - 전지전압은다음과같이측정됨 Ecell 0 = 0.34 V * 따라서구리의표준환원전위는다음과같이구할수있다. E 0 0 0 cell = E cathode - E anode E0 cell = E 0 Cu 2+ /Cu E 0 H + /H 2 0.34 = E0 Cu 2+ /Cu - 0 E 0 Cu 2+ /Cu = 0.34 V Pt (s) H 2 (1 atm) H + (1 M) Cu 2+ (1 M) Cu (s) Anode (oxidation): H 2 (1 atm) 2H + (1 M) + 2e - Cathode (reduction): 2e - + Cu 2+ (1 M) Cu (s) H 2 (1 atm) + Cu 2+ (1 M) Cu (s) + 2H + (1 M)

섭씨 25 도에서다양한물질의표준환원전위 E 0 is for the reaction as written ( 표준전위는반응식에나타낸대로정반응에대한반쪽전지반응의전위임 ) The more positive E 0 the greater the tendency for the substance to be reduced ( 표준 전위가 클수록 환원되려는경향이강함 ) - 예 1: F 2 (1 atm) + 2 e - 2F- (1 M), E 0 = 2.87 V 불소는표준환원전위가가장크므로, 환원경향이가장크며, 가장센산화제임 - 예 2: Li + (1 M) + e- Li(s), E 0 = -3.05 V Li + 는환원되기가장어려운화학종이므로가장약한산화제가됨 The half-cell reactions are reversible ( 반쪽전지반응은가역적임 ) The sign of E 0 changes when the reaction is reversed ( 역반응이진행되는경우표준전위의부호가바뀜 ) Changing the stoichiometric coefficients of a half-cell reaction does not change the value of E 0 ( 반쪽전지반응에서화학양론계수가변해도전극전위는그값이변하지않음 ) 전극전위는세기성질임

* 교재 800 쪽실전연습 : What is the standard emf of an electrochemical cell made of a Cd electrode in a 1.0 M Cd(NO 3 ) 2 solution and a Cr electrode in a 1.0 M Cr(NO 3 ) 3 solution? (Cd 전극과 Cr 전극으로구성된갈바니전지의표준 emf 는얼마인가?) Cd 2+ (aq) + 2e - Cd (s) E 0 = -0.40 V Cr 3+ (aq) + 3e - Cr (s) E 0 = -0.74 V Cd is the stronger oxidizer Cd will oxidize Cr Anode (oxidation): Cr (s) Cr 3+ (1 M) + 3e - x 2 Cathode (reduction): 2e - + Cd 2+ (1 M) Cd (s) x 3 2Cr (s) + 3Cd 2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr 3+ (1 M) E 0 0 0 cell = E cathode - E anode E 0 = -0.40 (-0.74) cell Ecell 0 = 0.34 V

산화 - 환원반응의열역학 * 전기에너지의개념및자유에너지와의관계 - 전기에너지는전하량과전압의곱으로정의됨 (1 J = 1 C X 1V) - 총전하량은회로의어느단면을흐르는전자의개수로정의됨 ( 총전하량 = 전자의수 X 한개의전자의전하량 ) - 페러데이상수 (Faraday consatant): 전자 1 몰의전하량으로정의됨 1 F = 전자 1 몰의개수 X 전자 1 개의전하량 = (6.022 X 10 23 ) X (1.602 X 10-19 C) = 96470 C/mol 따라서전자 n 몰의전하량은 nf 가된다. - 전지의기전력을 E 전지, 전기화학과정의전체산화 - 환원반응식에서산화제와환원제간에교환되는전자의몰수를 n 이라면전기가한일은이두값의곱으로표현됨 W 전기 = -nfe 전지 ( 음의부호는전지로구성된계에서외부로일을행함을의미함 ) - 이값은전지가할수있는최대일의양으로, 자유에너지변화량 G 와같다. G = -nfe 전지

Spontaneity of Redox Reactions ( 산화환원반응의자발성 ) DG = -nfe cell DG 0 = -nfe 0 cell n = number of moles of electrons in reaction F = 96,500 J V mol = 96,500 C/mol DG 0 = -RT ln K = -nfe 0 cell (K: 산화환원반응의평형상수 ) E 0 cell = RT nf (8.314 J/K mol)(298 K) ln K = n (96,500 J/V mol) ln K E 0 cell E 0 cell = 0.0257 V n = 0.0592 V n ln K log K

Spontaneity of Redox Reactions ( 산화환원반응의자발성 ) 표준상태에서산화환원반응의깁스자유에너지변화량에대한부호를판별 산화환원반응의자발성을결정가능 DG 0 = -RT ln K = -nfe 0 cell

* 교재 802 쪽실전연습 What is the equilibrium constant for the following reaction at 25 0 C? ( 섭씨 25도에서다음반응의평형상수는얼마인가?) Fe 2+ (aq) + 2Ag (s) Fe (s) + 2Ag + (aq) E 0 cell = 0.0257 V n ln K Oxidation: Reduction: 2e - + Fe 2+ 2Ag 2Ag + + 2e - Fe n = 2 E 0 = E 0 Fe /Fe E0 2+ Ag + /Ag E 0 = -0.44 (0.80) E 0 = -1.24 V K = Ecell 0 x n e 0.0257 V -1.24 V x 2 = e 0.0257 V K = 1.23 x 10-42

The Effect of Concentration on Cell Emf ( 전지의 emf 에대한농도효과 ) * 비표준상태에서산화환원반응의기전력과반응물및생성물의농도사이의관계는다음과같이도출가능 Nernst 식이얻어짐 DG = DG 0 + RT ln Q DG = -nfe DG 0 = -nfe 0 -nfe = -nfe 0 + RT ln Q Nernst equation E = E 0 - RT nf ln Q E = E 0-0.0257 V n ln Q At 298 K E = E 0-0.0592 V n log Q * 산화환원반응이평형에도달했을때, 전자의알짜이동이없으므로 E = 0 이됨. 이때반응지수 Q 는평형상수 K 와같으므로, 다음식으로회귀함 E 0 cell = 0.0592 V n log K

* 교재 804 쪽예제 19.6 섭씨 25 도의다음조건에서아래반응이자발적으로일어날것인가? [Co 2+ ] = 0.15 M and [Fe 2+ ] = 0.68 M? Fe 2+ (aq) + Co (s) Fe (s) + Co 2+ (aq) Oxidation: Reduction: 2e - + Fe 2+ Co Co 2+ + 2e - 2Fe n = 2 E 0 = E 0 Fe /Fe E0 2+ Co 2+ /Co E 0 = -0.44 (-0.28) E 0 = -0.16 V E = E 0 E = - 0.0257 V n -0.04 V ln Q - 0.0257 V 2 ln 0.15 0.68 E = - 0.14 E < 0 DG = -nfe > 0 위의산화환원반응은자발적으로일어나지못함

* 교재 805 쪽실전연습 Will the following reaction occur spontaneously at 25 0 C ( 섭씨 25 도의다음조건에서아래반응이자발적으로일어날것인가?) [Fe 2+ ] = 0.60 M and [Cd 2+ ] = 0.010 M? Fe 2+ (aq) + Cd (s) Fe (s) + Cd 2+ (aq) Oxidation: Reduction: 2e - + Fe 2+ Cd Cd 2+ + 2e - 2Fe n = 2 E 0 = E 0 Fe /Fe E0 2+ Cd 2+ /Cd E 0 = -0.44 (-0.40) E 0 = -0.04 V E = E 0 E = - 0.0257 V n -0.04 V ln Q - 0.0257 V 2 ln 0.010 0.60 E = 0.013 E > 0 DG = -nfe < 0 Spontaneous ( 위의산화환원반응은자발적으로일어남 )

Concentration Cells ( 농도차전지 ) * Galvanic cell from two half-cells composed of the same material but differing in ion concentrations. ( 농도차전지란다른이온농도를갖는같은물질로구성된두반쪽전지를결합한갈바니전지로정의됨 ) * 농도차전지의예 : 황화아연 0.1 M 와 1 M 로구성된두반쪽전지를결합한갈바니전지 * Zn 2+ Zn(s) + 2e - - 아연이온의환원반응은아연이온의농도가높을수록잘일어남 ( 르샤틀리에의원리 ) 환원반응은황화아연의농도가 1 M 일때더잘일어남

Concentration Cells ( 농도차전지 ) * 막전위 (membrane potential) - 생체막의안쪽과바깥쪽의어떤이온물질이농도차를보일때, 농도차전지의원리에의해기전력을발생시킴 이를막전위라부름 - 막전위에의해체내에서심장등근육이움직이며뇌파가전달됨 * 막전위의사례 - 뇌세포외부의 K+ 이온농도 = 15 mm, 뇌세포내부의 K+ 이온농도 = 400 mm 네른스트식을활용하여기전력을계산가능 E = E 0 E = - 0.0257 V n 0 V - E = 0.084 V ln Q 0.0257 V 1 ln 15 400

Dry cell ( 건전지 ) Leclanché cell Batteries ( 전지 ) * 전지 (battery) (1) 전지란한개의갈바니전지로구성되거나, 몇개의갈바니전지들을직렬로연결한것 (2) 일정한전압의직류전류원으로사용가능 (3) 전지는완전한자체용기를갖으며염다리등보조성분이불필요 (4) 전지에는일차전지, 이차전지, 연료전지가있음 - 일차전지 : 전지반응이진행되어평형에가까워지면전지로서의역할이상실되는경우 - 이차전지 : 재충전에의해재사용이가능한전지 - 건전지의환원전극은이상화망간으로구성됨 - 전해질은물에용해된염화암모늄이나염화아연으로구성 - 건전지에의해생성된전압은약 1.5 V 임 Anode: Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2e - + Cathode: 2NH 4 (aq) + 2MnO 2 (s) + 2e - Mn 2 O 3 (s) + 2NH 3 (aq) + H 2 O (l) Zn (s) + 2NH 4 (aq) + 2MnO 2 (s) Zn 2+ (aq) + 2NH 3 (aq) + H 2 O (l) + Mn 2 O 3 (s)

Batteries ( 전지 ) Mercury Battery ( 수은전지 ) - 수은전지는산화아연과산화수은으로구성 - 센알칼리성전해질과아연산화전극 ( 아연아말감 ) 으로구성 - 수은전지는 1.35 V 의일정한전압을제공 - 큰용량과수명의장점이있으나, 고가의단점 - 맥박조작기, 보청기, 전자시계, 광도계등에활용 - 독성이강한수은을포함하므로, 취급에주의를요함 Anode: Zn(Hg) + 2OH - (aq) ZnO (s) + H 2 O (l) + 2e - Cathode: HgO (s) + H 2 O (l) + 2e - Hg (l) + 2OH - (aq) Zn(Hg) + HgO (s) ZnO (s) + Hg (l)

Batteries ( 전지 ) * Lead storage Battery ( 납축전지 ) - 일차전지의단점 : 산화 - 환원에의해생성된물질들이서로섞여서재생이어려움 각전극에서생성된물질들을별도로보관하여서로섞이지않게할경우, 외부의전기에너지를가하여생성물들을원래의반응물상태로되돌릴수있음 ( 이차전지 ) - 이차전지의예 : 전지를되풀이하여사용가능 ( 자동차의납축전지, 니켈 - 카드뮴전지 ) Anode: Pb (s) + SO 2- (aq) PbSO 4 (s) + 2e - 4 Cathode: PbO 2 (s) + 4H + (aq) + SO 2- (aq) + 2e - 4 PbSO 4 (s) + 2H 2 O (l) Pb (s) + PbO 2 (s) + 4H + (aq) + 2SO 2- (aq) 4 2PbSO 4 (s) + 2H 2 O (l)

Batteries ( 전지 ) * 고체리튬전지 - 산화전극 : 전도성탄소로구성 - 전해질 : 비수용성전해질을활용 ( 유기용매에염이포함됨 ) * 고체리튬전지의장점 - 리튬은가장큰음의환원전위를갖음 - 리튬은가장가벼운금속이므로전자 1 mol 의생성에 6.941 g 만있으면됨 - 수백번재충전가능 아동전화, 디카, 노트북등에활용 Solid State Lithium Battery ( 고체리튬전지 )

* A fuel cell is an electrochemical cell that requires a continuous supply of reactants to keep functioning ( 연료전지는작동을위하여연속적인반응물의공급이요구되는전기화학전지이다.) - 연료전지의원리 : 기체상태의반응물연료를산화시키면서방출되는에너지를전기에너지로전환함 보통수소의산화반응이조절된방식으로천천히진행됨 * 수소연료전지의구조 - 음극과양극이전해질에의해분리되어있음 Batteries ( 전지 ) - 전극은백금이나탄소재질, 전해질은 KOH 로구성 Anode: 2H 2 (g) + 4OH - (aq) 4H 2 O (l) + 4e - Cathode: O 2 (g) + 2H 2 O (l) + 4e - 4OH - (aq) 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O (l) * 연료전지의장점 - 최종생성물로음용가능한물이얻어짐 - 같은중량에비해여타전지의 10 배에해당하는에너지를발생시킴 우주선의전기발생장치로활용 일주일간활동하는우주선의경우 1톤의수소를연결시켜 1,060 L의물을얻음

Chemistry In Action: Bacteria Power ( 생활속의화학 박테리아힘 ) - 지오박터 (geobacter): 호수나강의바닥에서서식하는미생물로, 유기물질을분해하여이산화탄소를생성 - 흑연전극의표면 : 지오박터가생장하여바이오필름 (biofilm, 생필름 ) 을형성 흑연전극과지오박터를활용하여연료전지를구축가능 - 지오박터연료전지의반응식은다음과같음 CH 3 COO - + 2O 2 + H + 2CO 2 + 2H 2 O - 카르복실음이온은유기물의분해에서얻어지며, 산화되어이산화탄소를발생함 전자는지오박터에서흑연음극으로이동 - 지오박터연료전지의특징 (1) 얻을수있는기전력은작음 (2) 유기폐기물의분해가능 (3) 전자수용체로써철산화물대신우라늄염을활용가능 수중우라늄의제거가가능

Corrosion ( 부식 ) * Corrosion is the term usually applied to the deterioration of metals by an electrochemical process. ( 부식은일반적으로전기화학적과정에의해금속이손상되는현상을지칭함 ) - 철표면이산화되어산화철이되면철과의접착력이약해지므로떨어져나가게됨 철구조체가붕괴될수있으며미국에서매년 100 억달러이상의손실을유발 - 철과같은금속은수소에비하여전극퍼텐셜값이낮으므로물에노출될경우산화가잘됨 - 산화된철은 Fe 2+ 의형태로녹아나오며, 다시산소에의해산화되어 Fe 3+ 이온이됨 물의수산이온과합쳐져불용성의 Fe 2 O 3 3H 2 O 를형성 * 녹의형성을방지하는방법 - 철의표면에에나멜, 그리스, 페인트등을칠하여물과접촉을막음 - 아연도금 (galvanization): 철의표면에철보다쉽게산화되는아연피막을형성시킴

Cathodic Protection of an Iron Storage Tank ( 철재저장탱크의음극보호 ) * 지하에묻힌기름이저장고의철판부식으로인해땅속으로흘러가는경우 토양및지하수오염등심각한문제발생 * 저장통을환원력이강한마그네슘덩어리와도선으로연결하여부식을방지

* Electrolysis is the process in which electrical energy is used to cause a nonspontaneous chemical reaction to occur. ( 전기분해란전기에너지를사용하여비자발적인화학반응을일으키는전지로정의됨 - 갈바니전지는자발적인화학반응에의해전기에너지를생성하는장치이며전기분해전지 (electrolysis cell) 과기능이반대임 갈바니전지물질1 물질2 + 전기에너지전기분해 - 전기분해를활용한구리의정제 : 직류전원이가해지면구리막대가산화되어구리이온을용액속으로방출 구리이온들이양극에서음극으로이동 순도가높은구리가얻어짐 ( 정제, 제련 )

Electrolysis of molten NaCl ( 용융된염화소듐의전기분해 ) * 다운스공정 (Downs process): 용융된이온결합화합물인염화소듐을전기분해하여금속 Na 와염소기체를얻는공정 - 산화전극에서는염소음이온의산화를통해염소기체가발생 - 환원전극에서는나트륨양이온의환원을통해금속나튜륨이형성 - 전체산화환원반응의기전력값은 -4 V 로써비자발적임 전기분해가필요 40

Electrolysis of Water ( 물의전기분해 ) * 물의전기분해 - 액체상태의물이산소와수소기체로분해되는반응은자유에너지변화량이큰양의값을갖음 전기분해와같이외부에서에너지를가할경우구현가능 2H 2 O (l) H 2 (g) + O 2 (g), G = 474.4 kj/mol - 산화전극에서는물이산소기체와수소양이온으로분해됨 - 환원전극에서는수소양이온이수소기체로환원됨 순수한물의자동이온화에의해형성되는전해질의농도는작으므로, 묽은황산수용액등의전해질수용액을전기분해하여수소와산소기체를생성 41

Electrolysis and Mass Changes ( 전기분해와질량변화 ) * 전기분해의정량적측면 - 전기분해과정중전극에서생성된물질의양은전극에인가된전하량과비례함 ( 페러데이가발견 ) - 예 : 1 mol 의 Na+ 이온이환원되기위하여아보가드로수만큼의전자가요구됨 - 전류의세기단위 : 암페어 (A) 를활용 단위시간당도선의단면을통과하는전하량 (C) 으로정의함 charge (C) = current (A) x time (s) 1 mol e - = 96,500 C 42

교재 820 쪽의예 : How much Ca will be produced in an electrolytic cell of molten CaCl 2 if a current of 0.452 A is passed through the cell for 1.5 hours? ( 용융된염화칼슘을전기분해하기위하여 0.452 A 의전류를 1.5 시간동안가할때형성될수있는 Ca 의양은몇 g 인가?) Anode: 2Cl - (l) Cl 2 (g) + 2e - Cathode: Ca 2+ (l) + 2e - Ca (s) Ca 2+ (l) + 2Cl - (l) Ca (s) + Cl 2 (g) 2 mole e - = 1 mole Ca mol Ca = 0.452 C s x 1.5 hr x 3600 s hr x 1 mol e - 96,500 C x 1 mol Ca 2 mol e - = 0.0126 mol Ca = 0.50 g Ca

Chemistry In Action: Dental Filling Discomfort ( 치아충전재의불쾌감 ) * 치아아말감 (dental amalgam) - 치아충진재로사용되는아말감은수은과다른금속이결합하여만들어진물질 Ag2Hg3, Ag3Sn, Sn8Hg - 위의아말감물질에대한표준환원전위는다음과같음 2+ Hg 2 /Ag 2 Hg 3 0.85 V 2+ Sn /Ag 3 Sn -0.05 V 2+ Sn /Ag 3 Sn -0.05 V * 치아아말감시술을받은경우고문하는방법 - 알루미늄포일을치아사이에넣고부딪히게하면순간적인고통을느끼게됨 - 알루미늄은산화전극, 아말감은환원전극, 침은전해질로작용하여갈바니전지가형성됨