아낌없이 주는 나무

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.

​

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.

​

  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)

​

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.

​

  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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#전기분해 #볼타전지 #다니엘전지 #이온 #납축전지 #산화반응 #환원반응 #산화제 #산화수 #환원제

#아연 #구리 #염화나트륨 #페러데이

1. 전자력 이란 ?

#영구자석 에서는 #자속 은 N극에서 S극으로 향한다.

이 영구자석에서 발생한 자계(자속의 모임)에 도체(열·전기를 전하기 쉬운 물체)를 두고

이 도체에 전류를 흘리면 힘이 발생한다. 이 자계와 전류의 상호작용에서 발생하는 힘을

「전자력」이라고 한다.

#전자력 F = I ×Bℓ = IBℓsinθ = IμHsinθ [N]

▣ 플레밍의 왼손 법칙

이 때 전류 · 자속·힘의 방향은 「#플레밍 의 왼손 법칙」에 의한다. 왼손의 엄지·검지·중지를 각각 직각이 되도록 펼 때, 엄지손가락이 힘의 방향, 검지가 자속의 방향, 중지가 전류의

방향을 나타낸다.

3. 자력선의 간섭

영구자석에서 발생한 자계와 #도체 의 전류가 형성한 자계가 상호작용을 하여 서로 영향을

미치게 된다. 두 자력선의 방향이 같을 때에는 자력선의 밀도가 높아져 자계의 세기가 커지

고 서로 반대 방향으로 향할 때는 자속이 상쇄되어 밀도가 낮아지고 자력도 약해진다.

4. 전자력의 발생

자속의 #밀도 가 강한 곳(자계의 세기가 강한 곳)과 자속의 밀도가 낮은 곳 (자계의 세기가

약한 곳)이 아래 그림과 같이 발생한다. 이에 따라 도체는 자속밀도가 높은 곳에서 낮은 쪽

으로 힘이 작용하게 된다.

5. 회전력의 발생

전자력은 다음 식으로 나타 낼 수 있다.

전자력 F = B (자속밀도) × I (전류) × ℓ (도체의 길이)

아래 그림과 같이 자계 속의 도체를 배치했을 때 도체에 발생하는 토크(회전력)은 다음 그림과 같다.

토크 τ = MHsinθ = mHℓsinθ [N·m]

여기서 τ : #회전력 [N·m], M : #자기모멘트 [Wb·m], H : 자계의 세기 [AT/m]

m : #자극 의 세기 [Wb], ℓ : 자석의 길이 [m]

​

6. #평형도체 에 작용하는 힘

평행하는 도체에 전류를 흘리면 두 도체 상호간에 영향을 주게 된다. 평행하는 도체에 전류

가 흐르면 도체를 중심으로 동심원 모양의 자기장이 발생하여 상호작용을 하여 두 도선이

끌어 당기거나 밀어 내게 된다.

​

가. 도선 B가 받는 힘

아래 그림과 같이 두 도선간 거리를 r[m]라고 하고 도선 A, B에 같은 방향으로 전류가 흐른다고 가정하자.

도선 A의 전류가 만드는 자계에 의해 도선 B가 받는 자계의 세기는 비오-사바르의 법칙에 의하여

다음과 같이 구할 수 있다.

도선 B에서 도선길이 전체 ℓ에서 받는 전자력은 다음과 같다.​

2개의 도선이 평행하며 전선 A가 만드는 자기장과 도선B는 수직 상태이다.

따라서 sinθ = sin90° = 1이 되므로 전자력 F = μ I H ℓ [N]이 된다.

위식에 비오-사바르에 의한 자계의 세기를 대입하면 다음의 식이 된다.​

위 힘을 도선 B가 받게 된다. 이 때 1[m]당 받는 힘을 구하려면 ℓ=1를 대입하면 된다.​

전선 A가 받는 힘의 크기도 조건이 모두 같기 때문에 동일하다.

​

나. 힘의 방향

힘의 방향은 플레밍의 왼손 법칙에 따라 다음과 같이 정해진다.

같은 방향으로 흐르는 전류의 도선은 서로 끌어 당기는 힘이 작용한다.

하지만 전류가 서로 반대방향으로 흐르면 전류의 도선은 서로 밀어 내는 힘이 작용한다.

왜 이런 현상이 발생할까 ?

전류가 같은 방향일 때는 두 도선 사이의 자기장의 방향이 반대방향이어서 서로 자계가

상쇄되어 자력선의 밀도가 작아지고 밀도가 큰 쪽에서 작은 쪽으로 힘이 작용하게 되어

서로 끌어 당기는 힘이 작용한다.

#전류 의 방향이 다른 방향인 경우

두 도선 사이의 자기장의 방향이 같은 방향이어서 자기장이 합해져서 자력선의 밀도가

커지고 밀도가 큰 쪽에서 작은 쪽으로 힘이 작용하게 되어 서로 밀어내게 된다.

【출제 예상 문제】

​

1. 자기장 내에 있는 도체에 전류를 흘리면 힘이 작용한다. 이 힘을 무엇이라고 하는가 ? ④

   ① 자속력            ② 기전력                  ③ 전기력                   ④ #전자력

[해설] 전자력 : 자기장 내에 있는 도체에 전류를 흘릴 때 도체에 작용하는 힘

​

2. 평행한 두 도체 사이의 거리가 2배로 되면 그 작용력은 어떻게 되는가 ? ②

   ① 1/4배                ② 1/2배                   ③ 2배                ④ 4배

[해설] #평행도체 사이에 작용하는 힘​

     ① 전류의 방향 : 오른 나사의 진행 방향

     ② 자계의 방향 : 오른 나사의 회전 방향

  ▣ 미소자계 dH는 미소전류 Idℓ에 비례하고 도선에서 거리 r의 제곱에 반비례

    ⊙ 도선 A점에서 B점까지 전류가 흐를 때, 자계의 세기는

       P점에서 자계의 세기는 다음과 같이 구할 수 있다.

  ▣ 코일이 N턴인 경우

라. 무한장 직선 전류에 의한 자계의 세기

  ▣ 무한히 긴 직선 도체에 I [A]의 전류가 흘렀을 때 점 P에서의 자계의 세기

마. 무한장 솔레노이드에 의한 자계의 세기

  ▣ 원통형 도체에 단위 길이 당 n회의 코일을 감은 형태

   ① 솔레노이드(Solenoid) 내부의 자계

바. 환상 솔레노이드에 의한 자계의 세기

  ▣ 환상 솔레노이드 (토로이드) : 원형 철심에 코일을 감은 것

  ▣ 권수 N의 환상 솔레노이드에 전류 I[A]가 흐를 때 적분 경로 C에서의 자계의 세기

9. 무한장 솔레노이드 자계의 세기에 대한 설명으로 틀린 것은 ? ④

  ① #전류 의 세기에 비례한다.

  ② #코일 의 권수에 비례한다.

  ③ 솔레노이드 내부에서의 자계의 세기는 위치에 관계없이 일정한 평등자계이다.

  ④ 자계의 방향과 암페어 경로 간에 서로 수직인 경우 자계의 세기가 최고이다.

[해설] 무한장 #솔레노이드 : 자계의 세기는 자계의 방향과 무관하다.

【 목 차 】

1. 전기 에너지와 화학적 변화

2. 전해 전지와 전기 분해

3. 전기 분해의 공업적 이용

4. 페러데이의 전기 분해 법칙

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1. 전기에너지와 화학적 변화

▣ 배터리를 다시 충전하는 것은 외부에서 전기에너지를 주어 충전하게 되는 것이다.

    핸드폰을 사용하여 방전된 경우에 콘센트에 꽃아 다시 충전하는 경우에 충전은 물이

    전기분해되는 과정이다. 물에 전기에너지를 가해 줘서 수소와 산소 기체로 분리하는

    과정이다. 물을 전기 분해 하려면 전기를 물에 효과적으로 전류를 흘려 줘야 하므로

    물에 이온을 용해시켜서 전극 사이에 전하가 통할 수 있도록 해 줘야 한다. 광석에서

    알루미늄 금속을 환원하는 것도 전기분해하는 과정의 일종이다.

    (알루미늄은 지각에서 제일 많은 금속이지만 1850~60년대에 와서야 사람들이 이용

    하기 시작했고 본격적으로 이용하게 된 것은 1900년대에 들어 와서이다)

▣ 알루미늄은 반응성이 좋아서 Al2O3라는 산소와 결합한 상태로 있는데 이 화합물에서

    산소를 떼어내는 것이 알루미늄이 반응성이 좋아 어렵다. 이 물질을 용광로에 넣어 봤자

    용광로 온도가 1000[℃]ㅇ서 1500[℃] 사이인데 알루미늄이 녹는 점이 있고 해서

    알루미늄은 용광로에서 1500[℃] 짜리 돌이 돼서 나오게 된다. 그래서 알루미늄 금속이

    되는 것도 전기에너지를 이용하는 것이다.

​

2. 전기에너지와 전기분해

가. 전해 전지

▣ 이온이 구리용액에 와서 붙는 것이니까 전자가 Cathode 극 쪽으로 들어 오게 된다.

     화학전지는 금속의 반응성이 큰 원소가 anode가 되고 반응성이 작은 금속원소가

     Cathode가 된다.

▣ 전기분해가 되는 전해전지는 상황이 변하게 된다. 전해전지의 전기분해에서는 어떤 금

     속이든 상관없다. 2개의 금속을 외부 전원에 연결하면 되기 때문이다.

마. 염화소듐 수용액의 전기분해

바. 물의 전기분해

3. 전기분해의 공업적 이용

가. 소듐의 제조 : 용융 염화 소듐의 전기 분해

▣ 염화나트륨(NaCl)과 염화칼슘(CaCl2)의 혼합물 중에 순수한 소금(Na)은 801[℃]에서

    녹는데 이들 물질을 혼합시키면 약 580[℃]에서 녹는다. 왜 그런지 아직 밝혀지지는 않

    했지만 산화알루미늄 전기분해에서 알루미늄을 얻을 때도 마찬가지로 산화알루미늄은

    약 3,000[℃]가 되어야 녹는다. 그 산화알루미늄을 빙정석 등과 섞으면 약 1,000[℃]

    에서 녹는다. 아직 정확한 메커니즘은 밝혀지지 않았다. 이들 혼합물은 녹는 점이 훨씬

    낮으므로 특정 혼합물을 넣어서 NaCl과 염화칼슘 혼합물을 만들어서 산화 · 환원 반응

    을 시켜 용융 염화 소듐에서 나트륨도 찾아 내고 Cl2도 얻는다.

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나. 염소와 수산화 소듐의 제조 : 염화소듐 수용액의 전기분해

다. 알루미늄 생산

▣ 구리는 전기를 흐르게 하는 전선에 사용하는데 불순물이 조금만 있어도 전기가 흐르는데

     저항이 커져서 전선이 끊어질 수도 있다. 따라서 구리는 순도가 99.99[%] 정도가 되어

     야 전선으로 사용할 수 있다. 순도가 99[%]라면 일반적인 금속이라면 순도가 높은 편인

     데 전선으로 사용하는 구리는 순도가 99.99[%] 이상이 되도록 해야 한다.

▣ 이러한 고순도의 구리를 얻기 위해 위 그림과 같이 순도 99[%] 구리와 순도 99.99[%]

     구리 금속을 구리 용액이 있는 곳에 담그고 외부 전극에 플러스(+)와 마이너스 (-)를 연

     결해 준다. 플러스(+)에 연결된 전극은 anode라서 산화가 일어나는 곳이다. anode는

     산화극으로 양극이라 부른다. 순도 99[%] 구리는 불순한 구리이다. 불순한 구리는

     전자를 빼앗기므로 구리이온(Cu2+) 가 되어 나오기도 하며 이곳에 포함된 1[%]의 불순

     물은 대게 철(Fe), 니첼(Ni) 등이 있다. 은이나 금, 백금 등이 들어 있기도 한다. 만약

     백금(Pt)이 들어 있다고 하면 구리는 전자를 빼앗겨서 구리이온 (Cu2+) 이온이 되는데

     백금은 (Pt)는 반응성이 안좋아 전자를 빼앗기지 않는다. 불순물을 둘러싸고 있는 구리

     는 이온(Cu2+) 이 되어 녹게 되는데 불순물은 그 물질 그대로 밑으로 침전되게 된다.

     따라서 은, 금, 백금 처럼 구리보다 반응성이 낮은 금속들은 작은 금속들이 되어 침전된

     다. 이렇게 양극 찌거기들은 쌓이게 되고 마이너스(-) 극에서는 전자가 계속 공급된다.

     그러면 이온 중에 있는 구리이온은(Cu2+) 가 마이너스(-)에 달라 붙게 된다. 철도 음극

     에 달라 붙고 싶겠지만 구리보다 반응성이 낮아 전자를 받을 생각이 없다. 결국 구리

     이온 (Cu2+) 들이 많아 전자를 이들이 받게 되므로 은, 금, 백금은 이온이 아닌 알갱이로

     바닥에 침전된다. 따라서 Cathode극 음극의 구리는 순도가 자꾸 높아져서 99.99[%]

     이상의 순도를 갖게 된다. 즉, 순수한 구리를 생산할 수 있게 된다. 이 과정이 불순한 구

     리를 순수한 구리로 만드는 과정 즉 제련 전해 정제 과정이다. 그런데 공업 과정에서 구

     리 1[ton]을 만드는데 소요되는 비싼 전기료인데 예전에는 정제 과정에서 생산되는

     금, 은, 백금 등의 부산물로 커버를 했다고 한다. 요즘도 금, 은, 백금 등의 가격이 올라

     경제성에 도움이 된다고 한다.

     이 과정을 다시 정리하면 아래 그림과 같다.

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4. 페러데이 (Faraday)의 전기 분해 법칙

 ▣ 전기분해 과정에서 석출되는 물질의 양은 다음에 의존한다.

▣ 전자 1 [mol] = 1[F] = 96,485 [C] , 1[C] = 1 [A] × 1 [sec]

▣ 0.5 [A] × 3600[s] = 1800 [C]

     1800 [C] ÷ 96,485 = ? [mol] 전자 몰 수

▣ 이렇게 전류와 시간을 알면 전기화학 반응식에서 나오는 물질의 양을 구할 수 있는 것

     이 페러데이의 전기분해 법칙이다.

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[페러데이 전기분해 법칙 적용과정]

예제) 30.0[A]의 일정한 전류가 NaCl 수용액에 1.00[h] 동안 흘렀다. 몇 [g]의 NaOH와

      몇 [ℓ]의 Cl2 기체가 STP에서 생성되는지 계산하시오.

       30 [A] × 3600 [s] = C ÷ 96,485 = 전자 몰수

[풀이]

  ▣ 환원 전극에서 생성된 NaOH의 질량은 다음과 같이 계산할 수 있다.

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