고등) <(화학ⅱ) 학습 지도안>

목차

화 학Ⅱ 학 습 지 도 안

Ⅰ. 물질의 상태와 용액
1. 단원의 목표
2. 단원의 개관
3. 단원 지도 계획
4. 교수-학습 자료

Ⅱ. 물질의 구조
1. 단원의 목표
2. 단원의 개관
3. 단원 지도 계획
4. 교수 - 학습 자료

Ⅲ. 화 학 반 응
1. 단원의 목표
2. 단원의 개관
3. 단원 지도 계획
4. 교수 - 학습 자료

본문내용

2e → H2O + O2
(-)극에서의 반응 : 2 H+ + 2e → H2 (Na+ 이 방전되기 어렵다.)
이 때 NaOH의 농도 증가가 일어나므로 용액의 알칼리성이 보다 커진다.
※ (참고) Na2SO4 수용액을 전기 분해해도 물의 전기 분해나 마찬가지이다. 그 이유는
(+)이온이나 (-)이온이 모두 방전되기 어려우므로 H2 와 O2 가 생성된다.
전기 분해 반응에서의 양적 관계
(1) 패러데이의 법칙
- 영국의 패러데이(M. Faraday)는 1834년경 전기 분해 시에 양쪽 극에서 일어나는 화학 변화의 양과 통해 준 전기량은 다음과 같은 관계가 성립함을 발견하였다. 이를 패러데이의 법칙 (Faraday\'s Law)이라 한다.
① 제 1 법칙 : 같은 물질로 된 전해질을 전기 분해할 때 생성되는 물질의 양은 통해 준 전기량에 비례한다.
㉠ 전기량 : 전기량은 전류의 세기에 통해 준 시간을 곱한 값이다.
전기량(Q) = 전류의 세기(i) × 시간(t)
단위 ⇒ 쿨롬(C) = 암페어(A) × 초(sec)
㉡ 1F : 전자 1몰의 전기량을 1 패럿이라고 하며, 96500 C의 전기량과 같다.
1F = 전자 1몰의 전기량 = 전자 1개의 전기량 × 아보가드로수
= 1.602 × 10-19 C × 6.02 × 1023 = 96500 C
※ 1C은 1A의 전류를 1초 동안 통했을 때의 전기량이다.
② 제 2 법칙 : 1F의 전기량을 통했을 때 얻어지는 물질의 양은 전자 1몰이 이동한 만큼의 물질이 석출된다. 예를 들면 전자 1몰이 이동하는 데는 1F의 전기량이 필요하고, 전자 2몰이 이동하는 데는 2F의 전기량이 필요하다.
㉠ Ag+ + e → Ag ⇒ 1F에 의해 Ag 1몰이 석출된다.
㉡ Cu2+ + 2e → Cu ⇒ 2F에 의해 Cu 1몰이 석출된다.
전기 분해의 응용
(1) 전기 도금
-도금할 물체를 음극에, 도금시킬 금속을 양극에 매달고, 도금할 금속을 포함하는 전해질 용액을 전기 분해하면 음극의 물체 표면에 금속이 석출하는데, 이러한 도금을 전기 도금이라고 한다.
예) 놋숟가락에 은의 도금
양극 : Ag → Ag+ + e- (은이 녹아 은 이온으로 된다.)
음극 : Ag+ + e- → Ag↓ (은이 놋숟가락 표면에 석출된다.)
수용액 : K[Ag(CN)2] K+ + [Ag(CN)2]-[Ag(CN)2]- Ag+ + 2CN-
(2) 금속의 전해 정련
① 구리의 전해 정련 : 구리를 전선으로 사용하기 위해서는 순도가 99.95% 이상이 되어야 한다. 그래서 황산구리 수용액에 불순한 구리를 양극으로 하고, 순수한 구리를 음극으로 하여 전기 분해한다.
② 알루미늄의 전기 제련 : 알루미늄염의 수용액을 전기분해 하면 음극에서는 수소 기체가 발생한다. 따라서 그 화합물로부터 금속을 얻으려면 일단 용융 상태로 한 다음, 이를 전기 분해하여 금속을 분리해 낸다.
다. 심화 자료
♣ 표준 환원 전위를 이용한 전기 분해의 예측
-표준 환원 전위가 클수록 환원 반응이 잘 일어나므로 표준 환원 전위표를 이용하면 전기분해반응을 예측할 수 있다.
(-)극 : 환원 반응이 일어나므로, 환원전위( E°)가 큰 물질이 환원.
A+ + e- → A E° = aV
2H2O + 2e- → H2 + 2OH- E° = - 0.828V
(+)극 : 산화 반응이 일어나므로, 산화 전위( E°)가 큰 물질이 산화.
2B- - 2e- → B2 E° = bV
2H2O - 4e- → O2 + 4H+ E° = - 1.229V
라. 평가 문제
1.황산구리(CuSO4) 수용액을 백금 전극을 이용하여 전기 분해 시켰더니 (+)극에서 Cu가 2몰 석출되었다. 이때 (+)극에서 생성된 물질과 양은?
2.원자량이 144인 어떤 금속 염화물을 물에 녹여 0.10F의 전기량을 통과시켰더니 4.80g의 금속이 전극에서 석출되었다. 이 금속 염화물의 화학식은? (단, 이 금속의 원소 기호를 M이라고 가정한다.)
3.(-)전극(Zn)의 질량이 10g인 다니엘 전지에서 1.0A의 전류가 10000초 동안 흘렀다면 (-)전극(Zn)의 질량은 얼마나 남아 있는가?
4.다음 중 수용액 상태에서 전기 분해할 때 자신의 물질이 전혀 생성되지 않는 용질은 무엇인가?
①CuSO4 ②Na2SO4 ③NaCl ④AgNO3 ⑤CuCl2
5.황산구리(CuSO4) 수용액을 10A의 전류로 16분 5초 동안 전기 분해시켰다. 다음 물음에 답하시오.
(1)통해 준 전기량은 몇 패럿(F)인가?
(2)음극에서 석출되는 Cu의 질량은?(단, Cu의 원자량은 64이다.)
(3)양극에서 발생하는 기체의 부피는 표준 상태에서 몇 L인가?
(4)이 때 도선을 통하여 이동한 전자의 몰수는?
[정답] 1. CuSO4수용액을 전기 분해 하면
(+)극 : Cu2+ + 2e- → Cu,전자 2몰에서 Cu 1몰 석출
(-)극 : 2H2O → O2 + 4H+ + 4e-,전자 4몰에서 O2 1몰 발생
Cu가 2몰 석출 되려면 전자가 4몰 흘러야 하므로, (-)극에서는 O2 32g 발생
2. 1F는 전자 1몰의 전하량(=96500C)을 나타낸다.
4.80g : 0.1F = 144g : F ∴ = 3
즉, M 1몰을 석출시키는 데는 전자가 3몰 필요하다. 그러므로 금속 M은 3가 양이온이 되기 쉽다.
3. Zn → Zn2+ + 2e-
전자 2몰을 흘리면 Zn 1몰이 녹음.
= 1.0 × 10000(C) = 104(C)
전자 1몰의 전하량 = 105(C) (1F = 105C)
∴ 전자의 몰수 = = 0.1몰,녹은 Zn =몰 = 3.3g
남은 Zn = 10 - 3.3 = 6.7g
4. ②
5. (1) 통해준 전기량 = 10A×965ch = 9650C,∴ 0.1F
(2) Cu2+ + 2e- → Cu의 반응에서 2F의 전기량으로 Cu 1몰(=63.6g)이 석출,
∴ 2F : 63.6 = 0.1F : xg, x = 3.18g
(3) 2OH- → H2O + ½O2 + 2e-의 반응, 2F의 전기량으로 O2 0.5몰 발생,
∴ 2F : 11.2L = 0.1F : xL,x = 0.56L
(4) 이동한 전자의 몰수 : 전기량이 0.1F 이므로 전자의 몰수도 0.1mol이다.

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화학ⅱ,   학습,   지도안,   물질의 상태와 용액,   물질 구조,   화학반응