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화학의 기본이 되는 핵심 개념 중 하나인 산화수에 대해 알아 봅시다.

산화수는 화합물 내에서 원소의 산화 또는 환원 상태를 나타내는 중요한 지표로서,

화학 반응을 이해하는 데 필수적인 개념입니다.

산소가 화학반응하는 하는 것 뿐만 아니라 일상적인 화학 반응에서도 산화수가 어떻게 작용하는지

그 중요성과 변화 과정을 함께 살펴 봅시다.

쉽고 명확한 설명을 통해 산화수가 무엇인지,

이를 통해 화학 반응을 어떻게 분석할 수 있는지 알아보겠습니다.

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산화수의 개념과 중요성

산화수는 화합물이나 이온에서, 원자가 가지고 있는 전자의 상태를 설명해 주는 숫자입니다.

간단히 말해서, 이 숫자는 해당 원소가 전자를 얼마나 많이 잃었거나 얻었는지를 나타냅니다.

더 나아가, 이 산화수를 통해 화합물 내에서의 원자 간 전하 분포를 이해할 수 있으며,

화학반응이 산화인지 환원인지를 판단하는 기준이 됩니다.

따라서 적절한 산화수를 파악하고 이해하는 것은 화학 반응을 예측하고 설명하는 데 매우 중요합니다.

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산화수 결정 방식 및 의미

산화수를 결정하는 방식은 몇 가지 기본 규칙에 따릅니다.

예를 들어 순수한 원소의 산화수는 언제나 "0"이 되고,

이온화된 원소의 산화수는 이온의 전하와 같습니다.

또한, 복합 이온이나 화합물에서는 전체 산화수의 합이 "0"이 되거나 이온의 전하와 같아야 합니다.

이러한 규칙을 적용하여 각 원소의 산화수를 결정함으로써, 화합물의 화학적 특성을 파악할 수 있습니다.

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위에서 말한 내용을 다시 정리하면

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▣ 산화수는 화학 반응에서 물질이 가지는 전하의 상대적인 양을 나타내는 값입니다.

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▣ 이온 결합 : 양이온과 음이온이 결합하여 이루어지는 결합으로,

     양이온의 산화수는 + 전하량과 같고, 음이온의 산화수는 - 전하량과 같습니다.

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▣ 공유 결합 : 원자들이 전자쌍을 공유하여 이루어지는 결합으로,

     공유 전자쌍을 이루는 전자들은 두 원자가 공유하므로 어느 한 쪽의 산화수라고 말할 수 없습니다.

     하지만, 공유 결합을 이루는 원자들 중에서도 전기음성도가 큰 원자가 전자를 더 많이 끌어당기므로,

     전기음성도가 큰 원자의 산화수는 상대적으로 크다고 할 수 있습니다.

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▣ 산화수가 변하는 반응을 산화 - 환원 반응이라고 합니다.

​  ⊙ 산화 반응 : 물질이 산화수가 증가하는 반응입니다.

  ⊙ 환원 반응 : 물질이 산화수가 감소하는 반응입니다.

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▣ 산화 - 환원 반응은 화학 반응에서 중요한 역할을 하며, 우리 주변에서 일어나는 다양한 화학 반응에서 발생합니다.

      또한, 산화-환원 반응은 화학 전지, 금속의 제련, 화학 물질의 합성 등 다양한 분야에서 활용됩니다.

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【산화수 규칙】

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산화수 계산 규칙은 다음과 같습니다.

 ​ ① 홑원소 물질의 산화수는 0입니다.

       예를 들어, 탄소(C)는 홑원소 물질로, 산화수가 0입니다.

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  ② 1원자 이온의 산화수는 전하와 동일합니다.

       예를 들어, 수소 이온(H+)은 1원자 이온으로, 전하가 +1이므로 산화수가 +1입니다.

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  ③ 화합물의 모든 원자의 산화수 총합은 0입니다.

       예를 들어, 물(H2O)에서 수소(H)의 산화수는 +1이고, 산소(O)의 산화수는 -2이므로,

        두 원자의 산화수 총합은 0입니다.

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  ④ F의 산화수는 항상 -1입니다.

       이는 플루오린(F)의 전기음성도가 크기 때문입니다.

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  ⑤ H의 산화수는 +1입니다.

       다만, 금속과 결합할 때는 -1이 됩니다. 예를 들어, NaH에서 수소의 산화수는 -1입니다.

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  ⑥ 다원자 이온의 산화수는 이온의 전하와 같습니다.

       예를 들어, 황산 이온(SO42-)에서 황(S)의 산화수는 -2이고, 산소(O)의 산화수는 -2이므로, 이온의 전하와 같습니다.

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【화합물의 산화수】

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산화수 규칙을 이용하여 산화수를 계산할 수 있습니다.

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예를 들어, 다음과 같은 화학 반응식에서 산화수를 계산해 봅시다.

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NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3

NaCl에서 나트륨(Na)의 산화수는 +1이고, 염소(Cl)의 산화수는 -1입니다.

AgNO3에서 은(Ag)의 산화수는 +1이고, 질소(N)의 산화수는 +5이며, 산소(O)의 산화수는 -2입니다.

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AgCl에서 은(Ag)의 산화수는 +1이고, 염소(Cl)의 산화수는 -1입니다.

NaNO3에서 나트륨(Na)의 산화수는 +1이고, 질소(N)의 산화수는 +5이며, 산소(O)의 산화수는 -2입니다.

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위의 반응에서 나트륨은 산화수가 +1에서 0으로 감소했으므로 환원되었고, 은은 산화수가 0에서 +1로 증가했으므로 산화되었습니다.

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【 산화수의 계산 】

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① H2O

  가장 보편적인 용매인 물의 산화수에 대해 알아 봅시다.

  홑원소의 산화수는 이온의 전하와 동일하므로 O의 산화수는 -2 가 됩니다.

  이 때 H의 산화수는 +1이 되어야 화합물의 총합이 "0"이 됩니다.

  (산화수 -2인 O 1개, 산화수가 +1인 H 2개를 더하면 0)

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② Fe2O3

  O의 산화수는 -2가 됩니다. 이 때, Fe의 산화수는 +3이 되어야 총합이 "0"이 됩니다.

  (산화수가 -2인 O 3개, 산화수가 +3인 Fe 2개를 더하면 0)

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③ ClF5

  F의 산화수는 -1 입니다. 그러므로 Cl의 산화수는 +5가 됩니다.

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④ KMnO4

  K, Mn, O4 이 세 원소로 나누어 생각하면 됩니다.

  O의 산화수는 -2이고, K의 산화수는 +1입니다. 그러므로 남은 Mn의 산화수는 +7이 됩니다.

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⑤ NH4+

  H의 산화수는 +1입니다. 하지만 암모니아기 NH4+는 +1 이온이기에 원자의 산화수 총합이 +1 이어야 합니다.

  그러므로 N의 산화수는 -3 입니다.

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⑥ NO3-

  O의 산화수는 -2입니다. 산화수 총합이 -1 이어야 하므로 N의 산화수는 +5 입니다.

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【산화 · 환원 반응식에서 산화수 활용】

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이제 화학반응식에서 어떤 물질이 산화반응을 일으켰고, 어떤 물질이 환원반응을 일으켰는지 알아봅시다.

산화수가 증가하면 산화반응이 일어난 것이고 산화수가 감소하면 환원반응이 일어 난 것입니다.

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다음 몇가지 산화 · 환원반응식을 살펴 봅시다.

Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO

반응전 : 홑원소 C의 산화수는 "0"입니다. O의 산화수는 -2 이므로 Fe는 +3의 산화수를 갖게 됩니다.

반응후 : Fe의 산화수는 "0"입니다. O의 산화수는 -2이고 C의 산화수는 +2가 됩니다.

∴ Fe는 산화수가 감소하였고, C는 산화수가 증가하였으므로 Fe2O3는 환원반응을 하였고, C는 환원반응을 한 것입니다.

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Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

반응전 : Zn의 산화수는 "0"입니다. O의 산화수는 -2이고, Cu의 산화수는 +2 이므로 S의 산화수는 -6이 됩니다.

반응후 : Zn의 산화수가 +2로 증가하였고, O의 산화수는 그대로 -2이므로 S의 산화수는 -6 입니다.

Cu의 산화수는 "0"이 되었습니다.

∴ Zn은 산화수가 증가하였고, Cu는 산화수가 감소하였으므로 Zn은 산화반응을 하였고 CuSO4은 환원반응을 한 것입니다.

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CO + H2O → CO2 + H2

반응전 : O의 산화수는 H2O와 CO에서 모두 -2 입니다.

따라서 C의 산화수는 +2이고, H의 산화수는 +1입니다.

반응후 : C의 산화수가 +4로 증가하였고 H의 산화수는 "0"으로 감소하였습니다.

∴ C는 산화수가 증가하였고, H는 산화수가 감소했으므로 CO는 산화반응을 하였고, H2O는 환원반응을 하였습니다.

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1. 산화 · 환원의 개념

  ▣ 산화 · 환원 반응(酸化 · 還元反應, Redox, reduction-oxidation)은 원자의 산화수가 달라지는화학반응이다. 산화·환원

       반응은 화학종 사이의 실제 또는 형식적인 전자 이동을 특징으로 하며, 가장 흔히 한 종(환원제)은 산화(전자 손실)를

       겪고 다른 종(산화제)은 환원(전자획득)을 겪는다.

       전자가 제거된 화학종은 산화되었다고 하고 전자를 얻은 화학종은 환원되었다고 한다.

  ◈ 산화(Oxidation)는 분자, 원자 또는 이논이 산소를 얻거나 수소 또는 전자를 '잃는' 것을 말한다.  

  ◈ 환원(Reduction)은 분자, 원자 또는 이온이 산소를 잃거나 수소 또는 전자를 '얻는' 것을 말한다.

  ▣ 산화, 환원 반응을 숫자로 계산하려고 만들어 낸 개념이 산화수이다.

  ▣ 철은 철 원소만 있을 때는 전하량이 없으니까 "0"이다. 그런데 산소와 결합했다면 산소는 전자 2개를 빼앗는 것이 기본

       인데 산소가 3개 이니까 전자 6개가 부족하다.

       따라서, 철 하나당 전자 3개를 담당하여 전체적으로 "0"이 되어 화합물이 되는 것이다.

       철은 0에서 +3이 되었으니 전자를 잃어 산화된 것이고

       산소는 0에서 2-가 되었으니전자를 얻어 환원된 것이다.

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나. 산화수의 정의

  ▣ 산화수 (Oxidation Number, 또는 산화 상태)

     ⊙ 공유결합에서 모든 전자가 전기음성도가 큰 원자에 속한다는 가정하에 원자에 임의로 할당된 전하

  ▣ 반응 전후에 한 원자의 산화수를 비교하면 원자들이 전자를 얻었는지 또는 잃었는지를 알 수 있음

  ▣ 반드시 이온 전하를 의미하지는 않는다는 것에 유의해야 함

  ▣ 산화 - 환원 반응에서 전자의 추적에 도움을 주는 단순하고 편리한 방법임

  ▣ 물의 경우에는 H2O는 H2와 O가 공유결합을 한다. 이 때 전자를 산소쪽으로 살짝 당겨지긴 하지만 그렇다고 수소가

       완전히 전자를 잃어 버린 것은 아니다. 공유결합은 이온결합 처럼 전하수가 주고 받는 것이 명확하지 않으므로 이럴 때

       는 전자를 얻는 것인지 잃는 것인지 모호할 수 있다.

       따라서 공유결합한 두원자 중에서 전기음성도가 큰 원자가 전자를 가져갔다고 본다.

       그래서 산소가 최외각 껍질 전자가 6개가 있었는데 수소의 전자 2개를 가져가 산소는 전자가 8개가 된다.

       산화수는 원래의 원자 최외각 전자수 빼기, 공유 전자를 전기음성도가 센 원자가 전자를 가져간다고 가정했을 때,

       이 전자수를 빼서 계산하면 6 - 8 = -2 가 된다.

       수소는 최외각 전자가 1개 있는데 이것을 빼앗겼으니까 전자가 없는 것과 마찬가지가 되었다.

       그래서 수소는 1 - 0 = +1 이 된다.

       이것이 산화수 개념이다.

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다. 산화수 규칙

  ▣ 홑 원소 물질로 된 원소상태에 있는 물질들은 산화수가 모두 "0"이다.

       이 물질은 다른 물질과 결합한 것이 아니므로 전자를 빼앗기거나 가져오지 않은 상태이다.

       그런데 이 물질, 원자 하나가 이온화를 하면 단원자 이온에서 원자의 산화수는 그 이온이 가지는 전하수와 같다.

       원자 하나가 이온이 되었을 때 산화수는 그 물질의 전하수이다.

  ▣ 다원자 이온일 때는 물(H2O)을 예로 들면, 다원자 이온이나 분자화합물이 있을 때는 물은 산소가 전자를 세게 당기므

       로 산소는 특별하지 않은 경우 산화수는 -2이다.

       대부분의 산소는 최외각 껍질 전자가 6개로 전자 2개를 가져 오므로 산소는 -2, 수소는 +1이 된다.

  ▣ 그런데 O-H 라는 수산화이온은 왜 생겼을까 ?

       산소가 -2 이고, 수소가 +1이고 나트륨은 +1이기 때문에 특별하지 않을 때는 산소원자 하나와 수소원자 1개와 나트륨

       1개가 결합하여 수산화나트륨 (NaHO)이 되지만, 무슨 일에 의해서 인지는 모르지만 Na - O - H의 분자구조에서 Na가

       떨어져 나가 Na+가 되고 O-H- 의 불완전한 이온이 되는 경우가 있다.

       이렇게 하여 생긴 이온이 수산화이온 (OH-)이 된다.

       암모니아는 수소보다 질소가 전자를 당기는 힘이 세서 수소가 +1, 질소가 -3이 된다.

  ▣ 산소는 일반적으로 산화수가 -2이다. 그런데 그렇지 않은 경우가 있다.

       OF2 라는 분자이다. 불소 (F)는 전기음성도에서 범접 불가이다. 전기형성도가 무조건 제일 세다.

       불소(F)는 어느 물질에서든 전자를 항상 빼앗아 오는 물질이다.

       그리고 최외각 전자가 7개라서 항상 산화수는 -1이다.

       그런데 불소(F) 2개가 있으니 산화수는 +2가 된다.

       산소는 일반적으로 전자를 빼앗는 -2의 역할을 하지만 불소를 만나면 전자를 빼앗기는 +2 의 역할로 변한다.

  ▣ H2O2는 산소보다 전자를 못 빼앗으므로 오히려 산소보다 전기 음성도가 작으니까 수소 +1 이 2개 있고

      원래 산소는 -2가 되어야 하는데 수소가 줄 수 있는 전자가 없어서 -1개 짜리 2개인 과산화, 불안정한 물질이 된다.

  ▣ 할로젠, F, Cl, Br, I 는 일반적으로 산화수 -1을 갖는다.

       17족 원소이니까 최외각 전자수가 7개 있다.

       그런데 Cl2O라는 분자로 있을 때는 F, Cl, Br, I 계열 원소중 F는 산소보다 전기 음성도가 크지만

       Cl, Br, I 는 산소(O)보다 전기음성도가 크지 않다.

       따라서 Cl2O 에서 O는 -2이고 Cl 원자 하나가 +1을 가질 수 밖에 없다.

       F를 제외한 Cl, Br, I 는 산소(O)와 만나면 상황이 달라진다.

  ▣ 중성인 분자에서는 산화수 합이 분자가 되고 H2SO4에서 분자면 "0"이 되고

       산화수의 합이 "0"이 되어야 한다. 따라서 합이 "0"이 되려면 S는 +6이 된다.

  ▣ 다원자 이온에서는 산화수 합이 알짜 전하수와 같다.

  ▣ ClO4-, 과염소산 이온인데 여기에서 산소는 일반적인 경우로 산화수가 -2이고

       산화수의 합이 -1이 된다는 것이다. 그러면 Cl은 +7이 되어야 한다.

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  ① 자유상태에 있는 원자, 분자의 산화수는 "0"이다.

       ex : He, Cl2, O2, N2 등

  ② 단원자 이온의 산화수는 이온의 전하와 같다.

       ex : Cu2+ : 산화수 +2, Cl- : 산화수 -1

  ③ 화합물 안의 모든 원자의 산화수 합은 "0"이다.

       ex : H2SO4 : (+1×2) + (+6) + (-2×4) = 0

  ④ 다원자 이온에서 산화수 합은 그 이온의 전하와 같다.

       ex : MnO4- : (+7) + (-2×4) = -1

  ⑤ 알칼리 금속, 알칼리토금속, ⅢA족 금속의 산화수는 +1, +2, +3 이다.

  ⑥ 불소화합물에서 불소의 산화수는 -1, 다른 할로겐은 -1이 아닌 경우도 있다.

  ⑦ 수소의 산화수는 금속과 결합하지 않으면 +1, 금속의 수소화물에서는 -1 이다.

       ex : HCl, NH3, H2O, NaH, MgH2, CaH2, BeH2

  ⑧ 산소의 산화수 = -2, 과산화물 = -1, 초과산홤루 = -1/2, 불산화물 = +2

       ex : Na2O, Na2O2, NaO2, OF2

  ⑨ 주족 원소 대부분은 [ⅠA족 +1] [ⅡA족 +2], [ⅢA족 +3], [ⅣA족 ±4], [ⅤA족 -3, +5]

       [ⅥA족 -2, +6], [ⅦA족 -1. +7]​

3. 산화제와 환원제

 가. 산화제와 환원제

  ① 산화제 : 자신은 환원되면서 다른 물질을 산화시키는 물질, 즉, 자신은 환원되고 남을 산화시킴

  ② 환원제 : 자신은 산화되면서 다른 물질을 환원시키는 물질, 즉, 자신은 산화되고 남을 환원시킴

  ③ 산화제의 조건

     ㉠ 전자를 얻기 쉬울 것 : 17족 (F2, Cl2, Br2, I2)

     ㉡ 산화수가 큰 원자를 가질 것 (MnO2, KMnO4, K2Cr2O7)

  ④ 환원제의 조건

     ㉠ 전자를 내기 쉬울 것 : 금속 (K, Na, Ca)

     ㉡ 산화수가 작은 원자를 가질 것 (C, SCl2, H2S)​

나. 산화력, 환원력의 크기

  ▣ 산화(산화수 증가)되는 물질 ⇒ 환원제이고 환원력이 세다.

  ▣ 환원 (산화수 감소)되는 물질 ⇒ 산화제이고 산화력이 세다.

     ※ 주기율표와 관계

다. 산화수와 산화 · 환원의 관계

  ① 산화 : 산화수가 증가하는 반응 (전자를 잃음)

  ② 환원 : 산화수가 감소하는 반응 (전자를 얻음)

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4. 산화 · 환원 방정식 (산화수법)

  ① 산화수를 조사하여 산화수의 증가, 감소량을 구한다.

  ② 산화 반쪽 반응식 : Fe2+ → Fe3+ + e-         ……………… ㉠

       환원 반쪽 반응식 : 5e- + MnO4- → Mn2+   ……………… ㉡

      ㉠ × 5 : 5 Fe2+ → 5Fe3+ + 5e-                ………………… ㉢

      ㉡ + ㉢ : 5Fe2+ + MnO4- → 5Fe3+ + Mn2+       ………… ㉣

  ③ 산소 원자의 개수는 H2O로 맞춰준다. 따라서 ㉣에서 우측에 4몰의 H2O를 더해 준다.

        5Fe2+ + MnO4- → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

  ④ H2O로 인해 수소 원자 개수를 왼쪽의 H+로 맟춰준다.

        5Fe2+ + MnO4- + 8H+ → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

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5. 전기화학

가. 금속의 이온화 경향

  ▣ 금속원소는 여러가지 비금속 원소나 원자단과 화합물을 만든다.

       화합물 중의 금속원자는 전자를 잃어 버리고 양이온으로 된다. 이 처럼 금속원자는 한개 또는 수개의

       최외각 전자를 잃어 양이온이 되려는 성질이 있다. 이를 이온화 경향이라 한다.

나. 금속의 이온화와 화학적 성질

  ① 금속의 반응성 : 금속이 비금속과 화합할 때 금속은 양이온이 되고, 비금속은 음이온이 된다.

                                 따라서 금속 단체가 반응하는 경우, 전자를 상대에게 주고 양이온이 되는 반응을 한다.

                                 그러므로 일반적으로 이온화 경향이 큰 금속일수록 반응하기 쉬운 금속에 속한다.

   <참고> 이온화 경향이 큰 금속은 화학반응이 활발하고, 역으로 이온화 경향이 작은 금속은 화학반응을 잘 안한다.

  ② 공기 중의 산소와의 반응 : 이온화 경향에 따라 다음과 같이 반응한다.

      ㉠ K, Ca, Na, Mg : 상온의 건조된 공기 중에서 산화한다.

      ㉡ Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, Cu : 습한 공기 중에서 산화되고 건조한 공기 중에서는 표면만 산화된다.

      ㉢ Hg, Ag, Pt, Au : 공기중에서는 변화가 없다.

  ③ 물과의 반응 : 이온화 경향에 따라 다음과 같이 반응한다.

      ㉠ K, Ca, Na : 상온에서 물과 격렬하게 반응하여 수산화물이 생성되고, 수소가 발생한다.

      ㉡ Mg, Al, Zn : 찬물과는 반응하지 않으나 더운 물 또는 수증기와 반응하여 수소가 발생한다.

      ㉢ Fe는 고온에서 고온의 수증기와 반응하며 가역반응을 한다.

다. 화학전지

  ▣ 자발적 산화 · 환원 반응을 이용하여 화학에너지를 전기에너지로 바꾸는 장치로서, 다시 말해서 화학변화를 이용하여

       전자를 흐르게 하는 장치를 말한다.

라. 화학전지의 종류

  ① 볼타 전지 : 구리는 수소 보다 이온화 경향이 작아 반응하지 않는다. 아연은 수소보다 반응성이 크기 때문에 묽은 황산

                          과 반응하여 아연이 산화되고 (전자 잃음) 수소이온이 수소기체로 환원된다.

       (-) Zn Ⅰ H2SO4 Ⅰ Cu (+), E° = 1.1 V

    ㉠ (-)극 아연판 : 질량 감소 : Zn → Zn2+ + 2e- (산화)

    ㉡ (+)극 구리판 : 질량 불변 : 2H+(aq) + 2e- → H2 (g) (환원)

    ㉢ 전체 반응 : Zn + 2H+ → Zn2+ + H2

  <참고> 분극작용

  ⊙ 위 그림은 Cu판 표면에 H2 기체가 발생하므로 전지의 기전력이 떨어진다. 따라서 이러한 분극작용을

       없애기 위해서 MnO2와 같은 감극제를 상용한다.

 <참고> 염다리 (Salt bridge)란 ?

  ◈ 다른 이온 또는 물질과 반응하지 않는 NaNO3 (aq) 같은 전해질 용액을 채운 U자 모양 유리관으로 만들며, 전극에서

       산화와 환원반응이 일어나면 염다리에서 이온이 이동하여 전기적으로 중성을 유지한다.

  ◈ 왼쪽 전극에서는 산화반응(전자 2개 잃음), 오른 쪽 전극에서는 환원반응 (전자 2개 얻음)이 동시에 일어나며, 전자는

        외부 회로를 통해 이동하게 된다.

       염다리 - NaNO3는 Na+와 NO3-로 이온화되는데 왼쪽 전극에서 산화반응이 일어나서 전자는 외부 회로를 통해 이동

       하게 되므로 전기적으로 + 전하이고 이때 전기적 중성을 유지시키기 위해 NO3- (음이온)이 이동을 한다. 반대쪽 (오른

       쪽)에서도 마찬가지 반응이 일어난다.

     ◈ 두 반쪽 전자가 다공성 유리판이나 염다리로 분리되어 있다.

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  ② 다니엘 전지 : 분극현상이 나타나는 볼타전지의 단점을 보완하여 개발

           (-) Zn Ⅰ ZnSO4 Ⅰ CuSO4 Ⅰ Cu(+), E° = 1.1 V

    ㉠ (-)극 아연판 : 질량 감소 : Zn → Zn2+ + 2e- (산화)

    ㉡ (+)극 구리판 : 질량 증가 : Cu2+ + 2e- → Cu (환원)

    ㉢ 전체 반응 : Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

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  ③ 건전지

       (-) Zn Ⅰ NH4Cl Ⅰ MnO2, C(+), E° = 1.1 V

    ㉠ (-)극 아연 : Zn → Zn2+ + 2e- (산화)

    ㉡ (+)극 탄소 : 2NH4 + 2e- → 2NH3 + H2 (환원)

        ※ 건전지에서 NH4Cl은 전해질, MnO2는 감극제로 사용

  ④ 납축전지

        (-) Pb Ⅰ H2SO4 Ⅰ PbO2, E° = 2.0 V

   ㉠ (-)극 (Pb판) : Pb(s) + SO42- (aq) → PbSO4 (s) + 2e- (산화)

   ㉡ (+)극 (PbO2판) : PbO2 (s) SO42- (aq) + 4H+ (aq) + 2e- →

        PbSO4 (s) + 2H2O (l) (환원)

   ㉢ 전체 반응​

     이와 같이 납축전지는 충전과 방전이 가능한 2차 전지이다.

     반면 건전지와 같이 충전이 어려운 전지를 1차 전지라 한다.

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  ⑤ 전기분해

    ▣ 전해질 수용액이나 용융 전해질에 직류 전류를 통하면 그 전해질은 두 전극에서 화학변화를 일으킨다.

         이를 전기분해라 한다.

       그러나 이온화 경향이 큰 이온이나 몇 가지 원자단은 방전하기 어려워 대신 수용액 중 H+ 이나 OH- 이 방전한다.

         (K, Na, Ca, Ba, SO4, CO3, PO4, NO3은 방전하기 어렵다)

   ㉠ 소금물의 전기 분해

  ◈ 소금물 : NaCl + H2O → Na+ + Cl- + H2O

       (-)극 : 이온화 경향이 작은 것이 석출

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

       (+)극 : 원자단과 아닌 것이 있으면 아닌 것이 석출,

                  같은 원자단이면 OH- (O2↑)이 석출

                 2Cl- (aq) → Cl2 (g) + 2e-

       <전체반응> 2Cl- (aq) + 2H2O (l) → Cl2 (g) + H2 (g) + 2OH (aq)

          ex : ⅠA 족 (Na, K), ⅡA 족 (Ca) 등은 물과 반응한다.

   ㉡ CuSO4 용액의 전기분해

   ◈ CuSO4 → Cu2+ + SO4

       (-)극에서는 Cu2+이 방전되어 Cu로 극판에 석출된다.

          Cu2+ + 2e- → Cu

       (+)극에서 SO42-은 방전되지 않고 이 이온의 작용으로 구리판이 산화된다.

          Cu - 2e- → Cu2+

       두 극을 백금(Pt)을 사용하면 (-)극에서는 구리가 석출되고, (+)극에서는 SO42-​이 방전되지 않고 물이 방전되어

       산소 (O2)가 발생하는 것은 묽은 H2SO4 용액을 전기분해할 때 (+)극에서 일어나는 방전과 같다.

          2 H2O - 4 e- → 4 H+ + O2 ↑

​

마. 페러데이 법칙

  ① Q = it

    여기서, Q : 통해준 전기량 (쿨룽), i : 전류 (Ampere), t : 통해준 시간 (sec)

    [제1법칙] 같은 물질에 대하여 전기분해로써 전극에서 일어나는 물질의 (화학변화로 생긴) 양은 통한 전기량에 비례한

                    다.

    [제2법칙] 일정한 전기량에 의하여 일어나는 화학변화의 양은 그 물질의 화학당량에 비례한다.

  ② 전기량의 단위 : 전기량은 전류의 세기 (Ampere)에 전류가 통과한 시간을 곱한 값과 같다.

                                 1A의 전류가 1초 동안 흐른 전기량을 1 C(쿨룽)이라 한다.

                                  i (A)의 전류가 t초 동안 흐르는 전기량 Q는 다음과 같이 표시한다.

          Q [C] = i [A] × t [sec]

          5 [A]의 전기량이 한시간 동안 흐른 전기량은 다음과 같다.

          Q = 5 × 3,600 = 18,000 [C]

   ▣ 각 극의 석출량 :

       ⊙ 전자 1[mol], 1 [F], 96,500 [C]의 전하량 = 1.6 × 10-19C/개 × 6.02 × 1023 개 / mol : 1g 당량

       ⊙ 농도, 온도, 물질의 종류에 관계없이 1패럿, 즉, 96,500 [C]의 전기량으로 1g 당량의 원소가 석출된다.

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#아연 #구리 #염화나트륨 #페러데이

【 목 차 】

1. 산화와 환원

2. 산화수

3. 산화 환원 반응의 종류

4. 산화 환원 반응의 완결

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1. 산화 환원 반응

가. 산화 환원 반응의 정의

▣ 산화, Oxidation, Oxygen을 즉, 산소를 추가했다고 생각할 수 있다. 산화는 산소와

    결합하는 반응이다. 산소는 전기음성도가 2번째로 세다. 불소(F)가 제일 세고, 산소와

    결합하면 산소는 전자쌍을 자기 쪽으로 끌어 당기는 힘이 무척 센 원자이기 때문에

    산소에게 전자를 빼앗겼다는 것이다. 산화를 예전에는 산소와 결합에 초점을 두었다면

    요즘은 전자를 빼앗기는데 초점을 둔다. 환원은 산화와 완전히 반대되는 개념이다.

    결합되었던 전자를 다시 회복하는 반응이다.

▣ 산화, 환원 반응의 동시성은 어떤 물질이 산화되었다는 것은 전자를 빼앗겼다는 이야기

    이다. 그럼 전자를 빼앗아간 물질이 있을 것이다. 전자를 내놓는 물질이 있으면 반드시

    전자를 얻는 물질이 동시에 그 주변에서 일어 날 수 밖에 없다는 것이다. Na 고체와 Cl2

    기체가 만나면 NaCl 고체가 즉 소금이 생기는데 엄청난 양의 빛을 내면서 소금이 생긴

    다. 이 때 Na는 전자를 잃고 Cl은 전자를 얻는 즉, Na는 산화되고 Cl은 환원되고 산화

    되는 반응을 산화 반쪽 반응, 환원되는 반응만 쓰는 것을 환원 반쪽 반응이라고 한다.

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나. 산화제와 환원제

  위 그림과 같이 염소기체가 있는 플라스크에 Na 조각을 조금 넣으면 불이 나면서 반응이

  잘 된다. 발열 반응을 하고 소듐은 염소기체 한테 전자를 빼앗기니까 염소에 의해서 산화

  되고 염소기체는 소듐에 의해서 전자를 얻었으니까 염소기체는 환원된다. Na은 Na+가

  되면서 자신은 산화되었다. 그런데 자신이 잃은 전자로 Cl를 환원시켰다. 이 반응에서

  Na를 환원제 (reducing reagent)라고 한다. Cl2는 Na에서 전자를 빼앗아 와서 환원

  되었지만 거꾸로 Na를 산화시켰으므로 산화제, 산화력이 크다 또는 산화성이 있다라고 한다.

​

다. 산화제 / 환원제가 되는 경향

▣ 주기율 표에서 왼쪽 아래쪽에 있는 금속일 수록 전자를 잃기 쉬운 금속이고 오른쪽

    위로 갈수록 전자를 얻으려는 경향이 강한 비금속 물질이다. 오른쪽 위로 갈수록

    산화제 작용하기가 쉽고 왼쪽 아래로 갈수록 환원제로 작용하기가 더 쉽다.

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예제1) 다음 반응에서 탄소는 환원되는가 ? 환원되는가 ?

[풀이] 메테인(CH4)의 탄소는 수소를 잃고 산소와 결합하게 되므로 산화됨

2. 산화수

가. 산화 환원 반응과 산화수

▣ 홑 원소 물질로 된 원소상태에 있는 물질들은 산화수가 모두 "0"이다. 이 물질은 다른

    물질과 결합한 것이 아니므로 전자를 빼앗기거나 가져오지 않은 상태이다. 그런데 이

    물질, 원자하나가 이온화를 하면 단원자 이온에서 원자의 산화수는 그 이온이 가지는

    전하수와 같다. 원자 하나가 이온이 되었을 때 산화수는 그 물질의 전하수이다.

▣ 수소는 최외각 껍질 전자수가 1개인데 첫번째 껍질은 전자가 최대 들어가 봐야 2개가

    들어 가므로 여기에 전자가 하나 있다는 것은 반만 채워진 개념이다. 수소는 주기율표에

    서 자신보다 왼쪽에 있는 금속과 만나면 이들 금속보다 전자를 세게 당기니까 수소가

    마이너스(-)로 작용하고 오른쪽에 있는 비금속을 만나면 전자를 세게 당기지 못하므로

    전자를 잃어 플러스 (+)로 작용한다. 따라서 수소의 산화수는 +1 이거나 -1이다.

    그런데 수소가 탄소와 결합할 때에는 비극성, 무극성 공유 결합이 된다. 이들간에는

    전자의 쏠림현상이 없다.

▣ 중성인 분자에서는 산화수 합이 분자가 되고 H2SO4에서 분자면 "0"이 되고 산화수의

     합이 "0"이 되어야 한다. 따라서 합이 "0"이 되려면 S는 +6이 된다.

▣ 다원자 이온에서는 산화수 합이 알짜 전하수와 같다.

▣ ClO4-, 과염소산 이온인데 여기에서 산소는 일반적인 경우로 산화수가 -2이고 산화수의

     합이 -1이 된다는 것이다. 그러면 Cl은 +7이 되어야 한다.

​

라. 산화, 환원 반응 요약

▣ 산화는 전자를 잃고 전자를 잃으면서 산화수가 증가되면서 잃은 전자를 다른 물질에게

     주었으므로 환원제가 된다.

​

3. 산화 환원 반응의 종류

▣ 산화반응을 이용하는 것은 녹슨 철을 용광로에 넣은 예를 들어 보자. 철광석(고철)과

     코크스를 용광로에 넣으면 코크스는 산소와 결합하여 일산화탄소(CO)가 된다. 이 때

     철광석 (고철, 산화철)에 있는 산소를 떼어 온다. 철광석은 산소를 잃었으니까 환원이

     된다. 일산화탄소는 이산화탄소(CO2)로 산소의 개수가 많아졌으므로 산화된 것이다.

     이런 과정을 통해 녹슨 철을 다시 사용할 수 있는 철로 재생산하는 것이다.

​

나. 산화·환원반응의 부작용

▣ 산화·환원 반응의 부작용도 있다. 철이 산소, 물을 만나면 녹이 슬어 버린다. 그런데

     녹슨 철의 가장 큰 문제점은 이는 금속이 퇴화되는 과정이다. 철, 쇳덩어리는 녹슬어 버

     리면 손톱으로도 긁히게 된다. 이것이 산화·환원 반응에서 나올 수 있는 부작용이다.

▣ 알루미늄은 산소와 결합하여 표면을 Al2O3, 산화알루미늄이 되고 알루미늄 자체만은

     녹는 점이 약 1000[℃] 정도 인데 산화알루미늄은 녹는 점이 2860[℃] 정도가 된다.

     거의 산화알루미늄이 생기면서 보호막을 역할을 하게 되어 알루미늄이 부식되는 것을

     방지하는 효과를 나타내게 된다.

▣ 위 화학반응식에서 철은 산화수가 +2이다. 그런데 반응을 하여 3+가 됐다. 전자하나를

     잃은 것이 된다. 산소는 특별한 경우 (불소(F)와 결합하거나 수소와 결합하는 경우

     H2O2 같은 과산화물이 되는 경우)가 아니면 산소는 산화수가 -2인데 이런 산소가 7개

     있다. 그런데 전체적으로 산화수가 2- 라고 한다. 그러면 Cr 2개는 +12가 되어야 하고

     이는 결국 Cr하나는 +6라는 것이 된다. +6짜리 Cr이 +3이 되었으니 Cr은 환원반응이

     된다. 이렇게 반응식을 맞추어 간다. 이 반응에서 Cr이 +6짜리가 +3짜리 Cr이 되면서

     환원되고 철은 산화된다는 것을 알 수 있다. 산화·환원 반응은 수용액에서 일어난다고

     가정한다. 따라서 반응의 균형을 맞추기 위해 물을 추가할 수 있다. 왜냐면 반응물에

     산소가 있는데 생성물에는 산소가 없기 때문이다. 따라서 균형을 맞추기 위해 물을

     추가하는 것이다. 그런데 물은 O2-와 H+ 두 개가 만난 것으로 생각하여 산소의 균형을

     맞추기 위해 H2O가 들어 갔더니 반응물 쪽에 H가 필요하게 된다.

▣ 이제 반응식의 균형을 맞추기 위해 H+를 반응물 쪽에 추가할 수 있다.

     생성물에 물(H2O)가 들어 갔으므로 H+를 넣을 수 있고 만약에 염기성 용액에서 균형을

     맞출 경우 OH-를 추가할 수도 있다.

​

[완결방법 정리]

1. 반응을 산화 반쪽 반응과 환원 반쪽반응으로 나눈다.

2. 반쪽 반응을 산소와 수소를 제외한 나머지 원소들에 대해 균형을 맞춤

6. 만약 산화 반쪽 반응의 전자수와 환원 반쪽 반응의 수가 서로 일치하지 않는 경우,

    양쪽의 전자수가 동일해지도록 한쪽 또는 양쪽 반쪽 반응에 정수를 곱해 준다.

[염기성 용액이므로]