- predict the identities of substances liberated during electrolysis from the state of electrolyte (molten or aqueous), position in the redox series (electrode potential) and concentration
- state and apply the relationship $F = Le$ between the Faraday constant, $F$, the Avogadro constant, $L$, and the charge on the electron, $e$
- calculate: (a) the quantity of charge passed during electrolysis, using $Q = It$ (b) the mass and/or volume of substance liberated during electrolysis
- describe the determination of a value of the Avogadro constant by an electrolytic method
Electrochemistry
A-Level Chemistry · A-Level 화학 · Topic 24 · 주제 24
7:53
전지 화학 (A2)
주머니 안의 두 가지 사물이 동일한 화학 원리로 작동합니다. 배터리: 일어나려는 반응이 전선을 통해 전자들을 밀어냅니다. 그리고 충전기: 우리가那些…을 밀어넣습니다.
English narration · English + 中文 subtitles burned in · 영어 내레이션 · 영어 + 중국어 자막 burned-in
24.1
Electrolysis · 전기분해
Syllabus
Source: Cambridge International syllabus · 출처: Cambridge International syllabus
English
Electrolysis 电解 uses electricity to break down a molten or aqueous electrolyte 电解质. Positive ions move to the negative electrode and negative ions move to the positive electrode.
At each electrode 电极 a half-reaction happens:
- at the cathode 阴极 (negative): positive ions gain electrons (reduction).
- at the anode 阳极 (positive): negative ions lose electrons (oxidation).
Predicting the products
- a molten electrolyte gives the metal at the cathode and the non-metal at the anode.
- an aqueous electrolyte also contains water. At the cathode, a less reactive metal is released, but for a reactive metal you get hydrogen instead. At the anode you usually get oxygen, but a concentrated halide solution gives the halogen.
Calculations
The charge on one mole of electrons is the Faraday constant 法拉第常量, linked to the Avogadro constant 阿伏伽德罗常量 ($L$) and the charge on one electron ($e$) by $F = Le$.
The charge passed is $Q = It$ (current $\times$ time). Then:
- moles of electrons $= Q / F$.
- use the half-equation to find moles of product.
- find the mass ($\times M_r$) or the gas volume.
Measuring the mass deposited for a known charge lets you work back to a value of the Avogadro constant.
Worked example. A current of $2.0\ \text{A}$ flows for $30$ minutes through copper(II) sulfate solution, depositing copper at the cathode: $\text{Cu}^{2+} + 2\text{e}^- \rightarrow \text{Cu}$. Find the mass of copper deposited. ($F = 96\,500\ \text{C mol}^{-1}$, $A_r$ Cu $= 64$.)
Charge passed: $Q = It = 2.0 \times (30 \times 60) = 3600\ \text{C}$. Moles of electrons $= Q/F = 3600/96\,500 = 0.0373\ \text{mol}$. From the half-equation, $2\ \text{mol}$ of electrons give $1\ \text{mol}$ of Cu, so $n(\text{Cu}) = 0.0187\ \text{mol}$ and
$$m = nM = 0.0187 \times 64 \approx 1.2\ \text{g}.$$
한국어
전해질은 전기로 용융된 상태나 수용액 상태인 전해질을 분해하는 과정입니다. 양이온은 음극으로 이동하고, 음이온은 양극으로 이동합니다.
각 전극에서는 반반응이 일어납니다:
- 음극(음극): 양이온이 전자를 얻어 환원됩니다.
- 양극(양극): 음이온이 전자를 잃어 산화됩니다.
생성물 예측
- 용융된 전해질은 음극에서 금속과, 양극에서 비금속을 생성합니다.
- 수용액 상태의 전해질에는 물도 포함되어 있습니다. 음극에서는 반응성이 낮은 금속이 석출되지만, 반응성이 높은 금속일 경우 수소가 생성됩니다. 양극에서는 일반적으로 산소를 얻지만, 농축된 할로겐化物 용액에서는 할로겐이 생성됩니다.
계산
전자 1몰의 전하량은 패러데이 상수이며, 아보가드로 상수($L$)와 전자 1개의 전하량($e$) 사이에는 $F = Le$의 관계가 있습니다.
통과한 전하량은 $Q = It$ (전류 $\times$ 시간)입니다. 따라서:
- 전자의 몰수 $= Q / F$.
- 반반응식을 사용하여 생성물의 몰수를 구합니다.
- 질량($\times M_r$) 또는 기체 부피를 구합니다.
알고 있는 전하량에 대해 증착된 질량을 측정하면 아보가드로 상수의 값을 역산할 수 있습니다.
해설 예제. $2.0\ \text{A}$의 전류가 $30$분간 구리(II) 황산염 용액을 통과하여 음극에서 구리가 증착됩니다: $\text{Cu}^{2+} + 2\text{e}^- \rightarrow \text{Cu}$. 증착된 구리의 질량을 구하십시오. ($F = 96\,500\ \text{C mol}^{-1}$, $A_r$ Cu $= 64$.)
통과한 전하량: $Q = It = 2.0 \times (30 \times 60) = 3600\ \text{C}$. 전자의 몰수 $= Q/F = 3600/96\,500 = 0.0373\ \text{mol}$. 반반응식으로부터, $2\ \text{mol}$몰의 전자는 $1\ \text{mol}$몰의 Cu를 제공하므로, $n(\text{Cu}) = 0.0187\ \text{mol}$이며
$$m = nM = 0.0187 \times 64 \approx 1.2\ \text{g}.$$
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Faraday's first law
m = k·Q
Mass deposited is proportional to the charge passed (Faraday's law).
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Inside an electrolysis cell
Choose an electrolyte and watch the ions move: cations to the cathode, anions to the anode, where they are discharged.
Vocabulary · 어휘
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| English | 한국어 |
|---|---|
| electrolysis/ɪlekˈtrɒləsɪs/ | 전해 |
| electrolyte/ɪˈlektrəlaɪt/ | 전해질 |
24.2
Standard electrode potentials and cell potentials · 표준 전극 전위와 셀 전위
Syllabus
English
- define the terms: (a) standard electrode (reduction) potential (b) standard cell potential
- describe the standard hydrogen electrode
- describe methods used to measure the standard electrode potentials of: (a) metals or non-metals in contact with their ions in aqueous solution (b) ions of the same element in different oxidation states
- calculate a standard cell potential by combining two standard electrode potentials
- use standard cell potentials to: (a) deduce the polarity of each electrode and hence explain/deduce the direction of electron flow in the external circuit of a simple cell (b) predict the feasibility of a reaction
- deduce from $E^{\ominus}$ values the relative reactivity of elements, compounds and ions as oxidising agents or as reducing agents
- construct redox equations using the relevant half-equations
- predict qualitatively how the value of an electrode potential, $E$, varies with the concentrations of the aqueous ions
- use the Nernst equation, e.g. $E = E^{\ominus} + (0.059/z) \log \frac{[\text{oxidised species}]}{[\text{reduced species}]}$, to predict quantitatively how the value of an electrode potential varies with the concentrations of the aqueous ions; examples include $\text{Cu}^{2+}(\text{aq}) + 2\text{e}^- \rightleftharpoons \text{Cu}(\text{s})$, $\text{Fe}^{3+}(\text{aq}) + \text{e}^- \rightleftharpoons \text{Fe}^{2+}(\text{aq})$
- understand and use the equation $\Delta G^{\ominus} = -n E^{\ominus}_{\text{cell}} F$
한국어
- 용어의 정의: (a) 표준 전극(환원) 전위 (b) 표준 셀 전위
- 표준 수소 전극을 설명한다
- 표준 전극 전위를 측정하는 방법을 설명한다: (a) 수용액에서 이온과 접촉하는 금속 또는 비금속 (b) 다른 산화 상태의 같은 원소의 이온
- 두 표준 전극 전위를 결합하여 표준 셀 전위를 계산한다
- 표준 셀 전위를 사용하여: (a) 각 전극의 극성을 추론하여 단순 셀의 외부 회로에서 전류 흐름 방향을 설명/추론 (b) 반응의 가능성을 예측
- $E^{\ominus}$ 값을 기반으로 원소, 화합물 및 이온의 산화제 또는 환원제로서의 상대적 반응성을 추론한다.
- 관련 반응식을 사용하여 산화-환원 반응을 구성한다
- 수용액 이온의 농도에 따라 전극 전위 값 $E$이 어떻게 변하는지를 정성적으로 예측한다
- 넨스트 방정식, 예: $E = E^{\ominus} + (0.059/z) \log \frac{[\text{oxidised species}]}{[\text{reduced species}]}$,을 사용하여 수용액 이온의 농도에 따라 전극 전위 값이 어떻게 변하는지를 정량적으로 예측합니다; 예시로는 $\text{Cu}^{2+}(\text{aq}) + 2\text{e}^- \rightleftharpoons \text{Cu}(\text{s})$, $\text{Fe}^{3+}(\text{aq}) + \text{e}^- \rightleftharpoons \text{Fe}^{2+}(\text{aq})$ 포함
- 방정식 $\Delta G^{\ominus} = -n E^{\ominus}_{\text{cell}} F$을 이해하고 사용한다
Source: Cambridge International syllabus · 출처: Cambridge International syllabus
English
The electrode potential 电极电势 ($E$) of a half-cell shows how easily it is reduced. We measure it against a reference, under standard conditions, to get the standard electrode potential 标准电极电势 ($E^{\ominus}$), always written as a reduction.
The reference is the standard hydrogen electrode 标准氢电极: hydrogen gas at $1\ \text{atm}$ over platinum in $1\ \text{mol dm}^{-3}$ $\text{H}^+$, defined as exactly $0.00\ \text{V}$.
To measure an $E^{\ominus}$, connect the half-cell to the standard hydrogen electrode and read the voltage. A metal sits in a solution of its ions; for two ions of the same element (such as $\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}$), a platinum electrode dips into a solution containing both.
Combining half-cells
The standard cell potential 标准电池电势 is the difference between the two standard electrode potentials:
$$E^{\ominus}_{\text{cell}} = E^{\ominus}(\text{more positive}) - E^{\ominus}(\text{less positive})$$
Worked example. Find the standard cell potential of a cell built from the $\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}$ half-cell ($E^{\ominus} = -0.76\ \text{V}$) and the $\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}$ half-cell ($E^{\ominus} = +0.34\ \text{V}$).
$$E^{\ominus}_{\text{cell}} = E^{\ominus}(\text{more positive}) - E^{\ominus}(\text{less positive}) = (+0.34) - (-0.76) = 1.10\ \text{V}.$$
From $E^{\ominus}$ values you can:
- find the polarity: the more negative electrode is the negative terminal, and electrons flow from it through the external circuit to the positive electrode.
- judge reactivity: a more positive $E^{\ominus}$ means a better oxidising agent 氧化剂 (easily reduced); a more negative $E^{\ominus}$ means a better reducing agent 还原剂.
Feasibility and redox equations
A reaction is feasible when $E^{\ominus}_{\text{cell}}$ is positive. To build the full equation, take the two half-equations 半反应方程式, reverse the one that is oxidised, and add them so the electrons cancel. This $E^{\ominus}$ test tells you the feasibility 可行性 of the reaction.
You can also link it to free energy: $\Delta G^{\ominus} = -n E^{\ominus}_{\text{cell}} F$, where $n$ is the moles of electrons.
The Nernst equation
If the concentrations are not standard, the electrode potential changes. Raising the concentration of the oxidised species makes $E$ more positive. The Nernst equation 能斯特方程 gives the exact value:
$$E = E^{\ominus} + \frac{0.059}{z} \log \frac{[\text{oxidised species}]}{[\text{reduced species}]}$$
where $z$ is the number of electrons in the half-equation.
한국어
전극 전위 ($E$)는 반셀이 환원되기 쉬운 정도를 나타냅니다. 표준 조건 하에서 기준 전극과 비교하여 측정하여 표준 전극 전위 ($E^{\ominus}$)를 얻으며, 이는 항상 환원 반응으로 표기됩니다.
기준 전극은 표준 수소 전극입니다: 플라티넘 위에 $1\ \text{atm}$ 압력의 수소 기체가 $1\ \text{mol dm}^{-3}$ $\text{H}^+$에 존재하며, 이 값은 정확히 $0.00\ \text{V}$로 정의됩니다.
$E^{\ominus}$를 측정하려면 반셀을 표준 수소 전극에 연결하고 전압을 읽으십시오. 금속은 해당 이온 용액 속에 있으며, 동일한 원소의 두 가지 이온(예: $\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}$)이 있을 경우 플라티넘 전극이 두 이온이 모두 포함된 용액에 담그어집니다.
반셀 결합하기
표준 셀 전위는 두 표준 전극 전위의 차이입니다:
$$E^{\ominus}_{\text{cell}} = E^{\ominus}(\text{more positive}) - E^{\ominus}(\text{less positive})$$
해설 예제. $\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}$ 반셀($E^{\ominus} = -0.76\ \text{V}$)과 $\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}$ 반셀($E^{\ominus} = +0.34\ \text{V}$)로 구성된 셀의 표준 셀 전위를 구하십시오.
$$E^{\ominus}_{\text{cell}} = E^{\ominus}(\text{more positive}) - E^{\ominus}(\text{less positive}) = (+0.34) - (-0.76) = 1.10\ \text{V}.$$
$E^{\ominus}$ 값을 이용하여:
- **극성(polarity)**을 알 수 있습니다: 더 음(-)인 전극이 음극 단자이며, 전자는 여기서 외부 회로를 통해 양극으로 흐릅니다.
- **활성(reactivity)**을 판단할 수 있습니다: 더 양(+인 $E^{\ominus}$은 더 좋은 산화제(쉽게 환원됨)를 의미하며, 더 음(-인 $E^{\ominus}$은 더 좋은 환원제를 의미합니다.
타당성 및 산화환원 반응식
$E^{\ominus}_{\text{cell}}$가 양수일 때 반응이 가능합니다. 전체 반응식을 작성하려면 두 **반응식(half-equations)**을 취하고, 산화된 쪽의 반응식을 뒤집어 더하여 전자가 상쇄되게 합니다. 이 $E^{\ominus}$ 검사는 반응의 타당성을 알려줍니다.
또한 자유 에너지와 연결할 수 있습니다: $\Delta G^{\ominus} = -n E^{\ominus}_{\text{cell}} F$, 여기서 $n$은 전자의 몰 수입니다.
넨스트 식
농도가 표준 상태가 아니면 전극 전위가 변한다. 산화된 종의 농도를 높이면 $E$이 더 양의 값으로 바뀐다. 넌스트 방정식은 정확한 값을 제시한다:
$$E = E^{\ominus} + \frac{0.059}{z} \log \frac{[\text{oxidised species}]}{[\text{reduced species}]}$$
여기서 $z$은 반 반응식에 있는 전자의 수이다.
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Electrode potential lab
Ecell = Eright - Eleft
Change cell potential and see oxidising power increase.
Vocabulary · 어휘
Train · 연습하기
| English | 한국어 |
|---|---|
| electrode/ɪˈlektrəʊd/ | 전극 |
| cathode/ˈkæθəʊd/ | 음극(cathode) |
| anode/ˈænəʊd/ | 양극(anode) |
| Faraday constant/ˈfærədeɪ ˈkɒnstənt/ | 패러데이 상수 |
| Avogadro constant/ˌævəˈɡædrəʊ ˈkɒnstənt/ | 아보가드로 상수 |
| electrode potential/ɪˈlektrəʊd pəˈtenʃl/ | 전극 전위 |
| standard electrode potential/ˈstændəd ɪˈlektrəʊd pəˈtenʃl/ | 표준 전극 전위 |
| standard hydrogen electrode/ˈstændəd ˈhaɪdrədʒn ɪˈlektrəʊd/ | 표준 수素 전극 |
| standard cell potential/ˈstændəd sel pəˈtenʃl/ | 표준 셀 전위 |
| oxidising agent/ˈɒksɪdaɪzɪŋ ˈeɪdʒənt/ | 산화제 |
| reducing agent/rɪˈdjuːsɪŋ ˈeɪdʒənt/ | 환원제 |
| half-equation/hɑːf ɪˈkweɪʒn/ | 반응식(반 반응) |
| feasibility/ˌfiːzɪˈbɪlɪti/ | 타당성 |
| Nernst equation/nɜːnst ɪˈkweɪʒn/ | 넨스트 식 |
24.2
Exam tips · 시험 팁
English
- $E^{\ominus}_{\text{cell}} = E^{\ominus}(\text{more positive}) - E^{\ominus}(\text{less positive})$; a positive $E^{\ominus}_{\text{cell}}$ means the reaction is feasible.
- Standard conditions for $E^{\ominus}$: 298 K, $1\ \text{mol dm}^{-3}$, 100 kPa, platinum electrode — state them if asked.
- A more negative electrode potential means a stronger reducing agent; use the series to predict the direction.
- For electrolysis quantities use $Q = It$ and moles of electrons $= Q/F$.
한국어
- $E^{\ominus}_{\text{cell}} = E^{\ominus}(\text{more positive}) - E^{\ominus}(\text{less positive})$; 양수인 $E^{\ominus}_{\text{cell}}$은 반응이 가능함을 의미한다.
- $E^{\ominus}$의 표준 조건: 298 K, $1\ \text{mol dm}^{-3}$, 100 kPa, 백금 전극 — 질문 시 명시하십시오.
- 더 음의 전극 전위는 더 강한 환원제를 의미하며, 방향을 예측하기 위해 이 목록을 사용한다.
- 전해 quantity 계산에는 $Q = It$과 전자의 몰수 $= Q/F$을 사용한다.
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