| English | 의미 |
|---|---|
| electrolysis/ɪlekˈtrɒləsɪs/ | 전해 |
| electrolyte/ɪˈlektrəlaɪt/ | 전해질 |
| electrode/ɪˈlektrəʊd/ | 전극 |
| cathode/ˈkæθəʊd/ | 음극 |
| anode/ˈænəʊd/ | 양극 |
| Faraday constant/ˈfærədeɪ ˈkɒnstənt/ | 패러데이 상수 |
전기에 의한 분열
- 전기분해는 전기력을 사용하여 용융 상태 또는 수용액 상태의 전해질을 분해합니다.
- 각 전극에서 반반응이 일어납니다.
- 생성물을 예측하고 양을 계산할 수 있습니다.
전기분해 중 양이온은 음극(음극), 즉 ______로 이동한다.
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환원은 음극에서 일어난다.
두 개의 전극
- ** cathode**(음극): 양이온이 전자를 얻습니다(환원).
- ** anode**(양극): 음이온이 전자를 잃습니다(산화).
염桥와 전압계를 갖춘 단순 전지
전기분해 셀 내부에서
단계별로 살펴보기: 전해질 내의 자유 이온이 반대 전하의 전극으로 이동한 후 방전되며 — 양이온은 음극에서 전자를 얻어 환원되고, 음이온은 양극에서 전자를 잃어 산화된다.
전기분해 시 음극(음극)에서:
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양이온은 음극에 끌려 전자를 얻어 환원되고, 양극에서는 산화가 일어난다.
각 전기분해 사실에 매칭하시오.
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각 항목은 용어를 올바른 뜻과 연결합니다.
생성물 예측
- 용융 전해질 → cathode에서 금속, anode에서 비금속.
- 수용액 상태에서는 물도 존재합니다: 활성 금속은 cathode에서 수소를 대신하여 생성하며, anode에서는 보통 산소가 생성되지만, 농축 할라이드에서는 할로겐이 생성됩니다.
물의 전기분해를 위한 호프만 볼타미터: 전원 장치가 두 전극을 통해 전류를 흘려보내며, 각 전극에서 생성된 가스는 측면 튜브에-modeled
활성 금속 염의 수용액 전기분해 시 음극에서:
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활성 금속의 경우 물이 환원되어 금속 대신 음극에서 수소로 변환된다.
계산
- 파라데상 상수 $F = Le$ (전자 1몰의 전하량). 흐른 전하량 $Q = It$.
- 전자의 몰수 $= Q / F$.
- 반반응식을 사용하여 생성물의 몰수를 구합니다.
- 질량($\times M_r$) 또는 기체 부피를 구합니다.
용융 전해질은 금속과 비금속을 제공; 수용액은 물도 포함함
패러데이의 첫 번째 법칙
m = k·Q
석출된 질량은 통과한 전하량에 비례한다 (파라데의 법칙).
전기분해 중 통과한 전하량은 다음과 같다:
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Q = It; 이때 전자 몰수 = Q/F이며, 반응식으로 생성물의 몰수를 구할 수 있다.
파라데 상수 F는 다음과 같다:
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F = L × e, 전자 1몰이 운반하는 전하량이다.
이해했습니다
- cathode(−): 환원(전자 획득); anode(+): 산화(전자 손실)
- 용융 → 금속 + 비금속; 수용액 → 활성 금속은 수소, 농축 할라이드는 할로겐
- $Q = It$; 전자의 몰수 $= Q/F$ ($F = Le$); 이후 생성물에 대한 반반응식을 사용합니다