15. 전기 분해

⚡ 15. 전기 분해 (Electrolysis)

핵심 내용: 전지 vs 전기 분해(자발적 vs 비자발적), 물의 전기 분해, 수용액에서의 전기 분해(경쟁 반응), 패러데이 법칙(양적 계산).

화학 전지와 정반대다.
외부에서 전기 에너지를 가해서, 자연 상태에서는 절대 일어나지 않을 반응을 억지로 일으키는 것이다.

• 목적: 순수한 금속을 얻거나(제련), 다른 금속을 입히거나(도금), 물질을 분해할 때 쓴다.

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1. (-)극과 (+)극의 결정 (전지와의 차이점)

가장 헷갈리는 부분이니 집중해야 한다. 전기 분해 장치에서는 연결된 전원 장치(건전지)의 극이 곧 내 극이 된다.

1. (-)극 (Cathode, 환원 전극):
   • 전원 장치의 (-)극과 연결된 쪽.
   • 전자가 쏟아져 들어온다. $\rightarrow$ 양이온들이 전자를 받는다 (환원).
2. (+)극 (Anode, 산화 전극):
   • 전원 장치의 (+)극과 연결된 쪽.
   • 전자가 빨려 나간다. $\rightarrow$ 음이온들이 전자를 뺏긴다 (산화).

⚠️ 주의: 화학 전지에서는 (-)극이 산화 전극이었지만, 전기 분해에서는 (-)극이 환원 전극이다. (전자의 흐름 방향은 똑같지만, 극의 이름 붙이는 기준이 다르기 때문)

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2. 용융액(액체)의 전기 분해

가장 단순한 경우다. 물 없이 오직 소금($NaCl$)만 녹여서 액체로 만든 상태를 보자.

• 전해질: $Na^+$ (양이온), $Cl^-$ (음이온)만 존재한다.
• (-)극 반응: $Na^+$가 끌려가서 전자를 받는다.
  • $2Na^+ + 2e^- \rightarrow 2Na(s)$ (나트륨 금속 생성)
• (+)극 반응: $Cl^-$가 끌려가서 전자를 내놓는다.
  • $2Cl^- \rightarrow Cl_2(g) + 2e^-$ (염소 기체 발생)

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3. 수용액(물)의 전기 분해 (핵심 킬러)

소금을 물에 녹이면($NaCl(aq)$) 이야기가 복잡해진다.
이온($Na^+, Cl^-$)뿐만 아니라 물 분자($H_2O$)도 전자를 받거나 줄 수 있기 때문이다. 서로 반응하겠다고 경쟁을 한다.

이때는 "누가 더 반응을 잘하느냐(우세하냐)"를 따져야 한다.

① (-)극에서의 경쟁: "누가 환원될래?"

전자를 받아야 한다. 반응성이 작은 놈이 전자를 받아 금속으로 석출되려 한다.
(반응성이 큰 금속은 이온 상태로 남고 싶어 하니까!)

• 경우 1) 반응성이 큰 금속 이온 ($Li^+, Na^+, K^+, Mg^{2+}, Al^{3+}$ 등)
  • 이온은 가만히 있고, 물($H_2O$)이 대신 환원된다.
  • $2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-$
  • 결과: 수소 기체 발생, 용액은 염기성($OH^-$)이 됨.
• 경우 2) 반응성이 작은 금속 이온 ($Cu^{2+}, Ag^+, Au^{3+}$ 등)
  • 이온이 직접 전자를 받아 금속으로 석출된다.
  • $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu(s)$

② (+)극에서의 경쟁: "누가 산화될래?"

전자를 뺏겨야 한다.

• 경우 1) 할로젠 이온 ($Cl^-, Br^-, I^-$)
  • 이놈들은 산화가 잘 된다. 직접 전자를 잃고 기체가 된다.
  • $2Cl^- \rightarrow Cl_2(g) + 2e^-$
• 경우 2) 다원자 이온 ($NO_3^-, SO_4^{2-}, CO_3^{2-}$ 등)이나 $F^-$
  • 이미 산소를 잔뜩 포함하고 있어 매우 안정하다. 산화되지 않는다.
  • 물($H_2O$)이 대신 산화된다.
  • $2H_2O \rightarrow O_2(g) + 4H^+ + 4e^-$
  • 결과: 산소 기체 발생, 용액은 산성($H^+$)이 됨.

📝 예시: 소금물($NaCl$) 전기 분해

• (-)극: $Na^+$는 반응성 큼 $\rightarrow$ 물이 환원 $\rightarrow$ 수소($H_2$) 발생
• (+)극: $Cl^-$는 할로젠 $\rightarrow$ $Cl^-$가 산화 $\rightarrow$ 염소($Cl_2$) 발생
• 최종 용액: $Na^+$와 $OH^-$가 남아서 $NaOH$(수산화나트륨)이 된다.

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4. 패러데이 법칙 (양적 계산)

"그래서 전기를 1시간 동안 흘려주면 구리가 몇 g 나오는데?"를 계산하는 법칙이다.

(1) 전하량 ($Q$)

흘려준 전기의 총량은 전류의 세기와 시간에 비례한다.
$$Q(\text{쿨롱}) = I(\text{전류, A}) \times t(\text{시간, 초})$$

(2) 전자 1몰의 전하량 ($F$)

전자 1몰($6.02 \times 10^{23}$개)이 가지는 전하량을 1 패러데이($1F$)라고 한다.
$$1F \approx 96,500 \ C$$

(3) 계산 순서

1. 총 전하량($Q$)을 구한다. ($I \times t$)
2. 전자의 몰수($n$)를 구한다. ($Q \div 96,500$)
3. 화학 반응식의 계수 비를 이용해 생성되는 물질의 몰수를 구한다.
   • 예: $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu$ (전자 2몰당 구리 1몰 생성)

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5. 핵심 요약 (전지 vs 전기분해 비교)

구분	화학 전지 (Galvanic)	전기 분해 (Electrolytic)
에너지	화학 $\rightarrow$ 전기	전기 $\rightarrow$ 화학
반응	자발적 ($E^\circ > 0$)	비자발적 ($E^\circ < 0$)
(-)극	산화 전극 (Anode)	환원 전극 (Cathode)
(+)극	환원 전극 (Cathode)	산화 전극 (Anode)
전자 흐름	(-) $\rightarrow$ (+)	전원에서 (-)극 쪽으로 공급