전기 분해 반응의 특징

전기분해(electrolysis)는 반응 용기(cell)에 전기 에너지를 가해서 물질의 분해 혹은 변환을 유도하는 모든 반응을 말한다.

전기 분해에 필요한 전기 에너지는 전극을 통해서 공급된다. 사용되는 전극은 전기가 흐르는 물질이면 된다. 그러므로 모든 금속은 물론, 흑연(연필 심) 등의 전도체도 전극으로 사용할 수 있다.

전기 에너지는 외부 전원으로부터 전극과 접촉하고 있는 화학 물질까지 공급된다. 그 결과 화학 물질들(분자 혹은 이온)은 전극을 통해서 전자를 받아들이거나, 화학 물질이 가지고 있던 전자를 전극에 주고 나면 산화 혹은 환원이 되어 새로운 화학 물질로 변신을 한다. 특기할 점이 있다면 전기분해에서 나타나는 화학 반응은 전체적으로 균일하게 진행되는 반응이 아니라, 전극 주위에서만 진행되는 불균일(heterogeneous) 반응이라는 점이다.

 

전기 분해 장치의 구성

전기 분해를 위해서는 전해 용기, 2개의 전극, 산화 혹은 환원이 될 수 있는 화학 물질(화학종), 전해질, 전원(전기 에너지 공급장치)이 있어야 된다.

전극은 화학 물질에 전자를 공급하는 수단이기도 하지만, 경우에 따라서는 전극 자체가 직접 반응에 참여하기도 한다. 반응하는 화학 물질은 전해질(electrolyte)에 녹아 있다.

전해질은 용기내의 상태(액체 혹은 고체)가 전도성(conductivity)을 띨 수 있게 해준다. 전원은 전선으로 전극과 연결되어 있고, 용기 내부는 전도성을 띠는 전해질로 채워져 있어서 전기가 흐를 수 있는 것이다.

전해질은 용매에 녹아서 양이온과 음이온으로 분리되는 물질로, 단순히 용액의 전도성을 유지하는 역할을 하지만, 경우에 따라서는 전극 반응에 직접 참여하기도 한다. 예를 들어 염화나트륨(NaCl, 염화소듐)은 그것이 녹아있는 용액의 전도성을 유지시켜 준다. 또한 특정한 반응 조건에서는 나트륨 이온 혹은 염소 이온이 전극 반응에 참여하여 금속 나트륨 혹은 염소 가스로 변한다. 전원(DC 전원 혹은 전지)은 +극과 -극이 있다. 전지 전원은 +, -로 표기해 놓아 쉽게 구분이 된다. 표기가 없는 경우에는 빨간색 단자(terminal)가 +극, 검정색 단자가 –극인 것이 일반적이다.

전원의 +극은 전해용기의 + 전극에, -극은 전해용기의 – 전극에 연결하여 사용한다.

 

물의 전기 분해

순수한 물은 전기가 흐르지 않으므로 전기분해를 할 수 없다. 따라서 물을 전기분해 하려면 전해질이 녹아 있는 수용액이 필요하다. 예를 들어서 황산나트륨(Na₂SO₄)을 녹인 물에는 나트륨이온(Na⁺)과 황산이온(SO₄ ^2-)이 포함된 전해질 용액이 되고, 전기가 흐를 수 있으므로 물의 전기 분해가 가능하다. 그러므로 2개의 전극을 담그고 전기 에너지를 공급하면 전극 주위에 풍부하게 존재하는 물이 전기 분해 된다. 마찬가지로 물에 진한 황산을 넣은 묽은 황산 용액에서도 물의 전기 분해가 일어난다. 이 경우에 황산은 '전해질' 역할도 하지만, 동시에 황산이 해리되면서 생성되는 수소 이온이 직접 반응에 참여하므로 '화학물질' 역할도 하는 셈이다. 그러므로 묽은 황산 용액 혹은 황산 나트륨 수용액에 2개의 탄소(혹은 금속) 전극을 담그고, 전원을 연결하면 각 전극에서 수소 가스(H₂(g))와 산소 가스(O₂(g))가 발생한다.

용액이 중성 혹은 염기성이면 – 전극에서 수소(H₂(g))가 발생하면서 동시에 수산화 이온(OH^-)이 생성된다. 용액이 산성이면 수소 이온이 환원되어 수소가 발생한다. +전극에서는 산소(O₂(g))가 발생하는 동시에 수소 이온이 생성된다. 용액을 흔들지 않고 전기 분해를 계속하면 – 전극 주위는 염기성으로, +전극 주위는 산성으로 변한다. 그러나 용액을 잘 저으면 전기 분해로 생성된 수산화 이온과 수소 이온이 반응하여 물이 되므로 용액 전체의 pH는 변함이 없다. 결국 물을 전기 분해 하면 – 전극에서는 수소가, + 전극에서는 산소가 발생된다. 이것을 이용하면 잠수함 혹은 우주선에서 필요로 하는 산소도 즉석에서 제조할 수 있다. 전기 분해를 통해서 산소를 만드는 과정에서 생산되는 수소는 덤이다.

(- 전극) 2H₂O(l) + 2e → H₂(g) + 2OH^-(aq) (염기성)

(- 전극) 2H⁺(aq) + 2e → H₂(g)

(+ 전극) 2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e(산성)

 

소금물의 전기 분해

염화 나트륨(NaCl) 용액에 2개의 전극을 담그고 외부에서 그 전극에 전원을 연결하면 전기분해가 시작된다. 이때 – 전극에서는 수소와 수산화 이온이 생성되며, + 전극에서는 염소 가스 (Cl₂(g)) 가 발생한다. 이런 방법은 염소 가스를 생산하는 공업적 방법(Chloralkali process)으로 100년 이상의 역사를 갖고 있다.

용액에는 전해질의 일부인 나트륨 이온(Na⁺)과 전기 분해 결과 생성된 수산화 이온(OH^-)이 만나 수산화 나트륨(NaOH) 용액이 된다.

소금물의 전기분해 방법. 가운데 멤브레인이 설치되어 있고, +극에서 염소 가스를 얻을 수 있다.

전기 분해를 계속하면 진한 수산화 나트륨 용액이 형성되며, 그것을 농축하면 수산화 나트륨 결정을 얻는다. 염소가스를 얻기 위해서 전기 분해를 하지만, 수산화 나트륨을 부산물로 얻는다. 일석이조가 따로 없다. + 전극에서 생성된 염소 가스가 – 전극에서 생성된 수산화 이온 또는 수소 가스와 반응을 하면 본래 원했던 염소 가스 대신 원치 않은 화학 물질이 만들어 진다. 이런 부가 반응을 막기 위해서 – 전극과 + 전극 사이에 막(membrane)을 설치하여 두 극을 격리시켜 놓으면 원하는 염소 가스와 수산화 나트륨을 얻을 수 있다.

(- 전극) 2H₂O(l) + 2e → H₂(g) + 2OH^-(aq)

(+ 전극) Cl^-(l) → Cl₂(g) + 2e

 

전기 분해에서의 양적 관계

1833년 패러데이(Michael Faraday, 1791~1867)는 전류에 의해 생성된 생성물과 소모되는 물질의 양은 물질의 종류와 관계없이 전하량에 비례함을 밝히고 전자 1몰을 공급하기 위해 전해질 용액에 흘려보내는 전하량을 1F(패러데이)라고 정의하였다. 즉, 1몰의 은이온(Ag⁺)를 환원시켜 1몰의 은(Ag)금속을 얻으려면 1F에 해당하는 전하량이 필요하며 이 값은 전자의 전하량 1.6022×10^-19C(쿨롱)에 아보가드로의 수를 곱한 값으로 약 96500C에 해당한다