【화학】 15-1강. 전기화학 문제

15-1강. 전기화학 문제 

 

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유형 1. 산화 환원 반응식 

 

문제 1. 

염기성 수용액에서 일어나는 다음 반응의 화학반응식을 맞추어라.

Ag(s) + HS^-(aq) + CrO₄^2-(aq) → Ag₂S(s) + Cr(OH)₃(s)

 

6Ag + 2CrO₄^2- + 3HS^- + 5H₂O → 3Ag₂S + 2Cr(OH)₃ + 7OH^-

 

문제 2. 

염산 수용액과 황화 비소(III)의 반응에 대한 아래 반응식을 완결시켜라.

ClO₃^-(aq) + As₂S₃(s) → Cl^-(aq) + H₂AsO₄^-(aq) + SO₄^2-(aq)

 

Incomplete Cathode Eq. ClO₃^- + 6e^- → Cl^-

Incomplete Anode Eq. As₂S₃ → 2H₂AsO₄^- + 3SO₄^2- + 28e^-

14ClO₃^- + 3As₂S₃ + 18H₂O → 14Cl^- + 6H₂AsO₄^- + 9SO₄^2- + 24H⁺

 

문제 3. 

염기성 용액에 염소가 용해되었을 때 일어나는 아래 반응식을 완결시켜라.

Cl₂(g) → ClO₃^-(aq) + Cl^-(aq)

 

3Cl₂ + 6OH^- → 3H₂O + ClO₃^- + 5Cl^-

 

문제 4. 

바닷물로부터 금속 마그네슘을 생산하는 최종 단계는 용융된 염화 마그네슘의 전기분해인데 전체 반응은 다음과 같다.

Mg²⁺ + 2Cl^- → Mg(l) + Cl₂(g)

산화 전극과 환원 전극에서 각각 일어나는 반쪽 반응들의 화학방정식을 쓰고, 외부 회로에서 어느 방향으로 전자가 흐르는지를 밝혀라.

 

Cathode Eq. Mg²⁺ + 2e^- → Mg

Anode Eq. 2Cl^- → Cl₂ + 2e^-

전자는 염화이온 전극에서 마그네슘이온 전극으로 이동한다.

 

 

유형 2. 패러데이 법칙

 

문제 5. 

염화은 속의 은 원자들이 환원전극에서 은으로 환원되고, 산화 전극에서는 구리가 Cu²⁺(aq)로 산화되는 전해 전지를 만들었다. 0.500 A의 전류가 101분 동안 전지를 통해 흘렀다. 용해된 구리의 질량과 석출된 은의 질량을 계산하라. 

 

Cathode Eq. AgCl + e^- → Ag + Cl^-

Anode Eq. Cu → Cu²⁺ + 2e^-

용해된 구리의 질량 : 0.5 C/s × 101 × 60 s = x g × 2 mol / 63.5 g × 96,485 C/mol  ⇔  1.00 g

석출된 은의 질량 : 0.5 C/s × 101 × 60 s = y g × 1 mol / 107.9 g × 96,485 C/mol  ⇔  3.39 g

 

문제 6. 

6.00 V 전지로 1.50 시간 동안 1.25 A의 일정한 전류를 보냈다. 회로를 통해서 흐른 전체 전하량 Q를 쿨롱 단위로 구하고 전지에 의해 수행된 전기적 일을 계산하라.

 

Q = 1.25 C/s × 1.5 × 3600 s = 6,750 C

W = QV = 6,750 × 6 = 40,500 J

 

 

유형 3. 전위차 계산

 

문제 7.

Zn²⁺ / Zn 반쪽 전지와 Cu²⁺ / Cu 반쪽 전지로 구성된 갈바니 전지에서 [Zn²⁺] = [Cu²⁺] = 1.00 M이다. 25 ℃에서의 전지 전압 ΔE⁰ = 1.10 V이며 반응이 진행됨에 따라 Cu가 도금되었다. 용해된 아연 1몰에 대해 전지에서 일어난 화학반응에 대한 ΔG⁰를 계산하시오.

 

ΔG⁰ = -n_e × F × ΔE⁰ = -2 × 96,485 × 1.10 = -212,267 J

 

문제 8. 

과망간산칼륨(KMnO₄)의 수용액은 진한 자색을 갖는다. 산성 수용액에서 과망간산 이온은 환원되어서 연한 핑크 색의 망간(II) 이온(Mn²⁺)이 된다. 표준 상태에서 MnO₄^- / Mn²⁺ 반쪽 전지의 환원전위 E⁰는 1.49 V이다. 이 반쪽 전지가 Zn²⁺ / Zn 반쪽 전지와, [Zn²⁺] = [MnO₄^-] = [Mn²⁺] = [H₃O⁺] = 1 M 조건에서 연결되었을 때 표준전지전위차 ΔE⁰를 계산하라.

 

Cathode Eq. MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- → Mn²⁺ + 4H₂O

Anode Eq. Zn → Zn²⁺ + 2e^-

2MnO₄^- + 5Zn + 16H⁺ → 2Mn²⁺ + 5Zn²⁺ + 8H₂O

ΔE⁰ = 1.49 + 0.76 = 2.25 V

 

문제 9. 

다음을 참고하여, (a) H₃PO₄와 SO₂가 산성 용액에서 불균등화 반응을 일으킬 것인지, (b) pH 0에서 어느 것이 더 강한 환원제인지를 밝히시오.

2SO₂ + 2H₃O⁺ + 4e^- → S₂O₃^2- + 3H₂O,    E⁰ = 0.40 V (pH 0)

HSO₄^- + 3H₃O⁺ + 2e^- → SO₂ + 5H₂O,    E⁰ = 0.17 V (pH 0)

H₃PO₄ + 2H₃O⁺ + 2e^- → H₃PO₃ + 3H₂O,    E⁰ = -0.28 V (pH 0)

H₃PO₃ + 2H₃O⁺ + 2e^- → H₃PO₂ + 3H₂O,    E⁰ = -0.50 V (pH 0)

 

불균등화 반응(disproportionation) : 2A → A' + A" 와 같은 형태로 일어나는 반응

S의 산화수를 조사하면 다음과 같다: SO₂ (4),  S₂O₃^2- (2), HSO₄^- (6)

P의 산화수를 조사하면 다음과 같다: H₃PO₄ (5), H₃PO₃ (3), H₃PO₂ (1)

SO₂는 불균등화 반응을 일으킬 수 있음 : 두 분자의 SO₂ 중 하나는 1/2 S₂O₃^2-가 되고 다른 하나는 HSO₄^-가 된다.

H₃PO₄는 불균등화 반응을 일으킬 수 없음 : 산화수가 가장 크므로

 

pH 0에서 가장 강한 환원제는 SO₂, H₃PO₄이다.

 

문제 10. 

문제 8과 같은 Zn | Zn²⁺ || MnO₄^- | Mn²⁺ 전지가 pH 2.0, [MnO₄^-] = 0.12 M, [Mn²⁺] = 0.0010 M, [Zn²⁺] = 0.015 M인 상태에서 작동되었다고 할 때, 25 ℃에서의 전지 전압 ΔE를 계산하여라.

 

2MnO₄^- + 5Zn + 16H⁺ → 2Mn²⁺ + 5Zn²⁺ + 8H₂O 

Q = { [Mn²⁺]² [Zn²⁺]⁵ } ÷ { [H⁺]¹⁶ [MnO₄^-]² }

ΔE⁰ = 2.25 V

ΔE = ΔE⁰ - 0.0592 ÷ 16 × log Q = 2.139 (V)

 

 

유형 4. 평형상수

 

문제 11. 

문제 8에서 계산된 전지 전압을 이용하여, 25 ℃에서의 아래 산화-환원 반응에 대한 평형상수를 계산하시오.

2MnO₄^-(aq) + 16H₃O⁺(aq) + 5Zn(s) → 2Mn²⁺(aq) + 24H₂O(l) + 5Zn²⁺(aq)

 

ΔE⁰ = 2.25 V

ΔG⁰ = -RT lnK = -nFE⁰  ⇔  K = ∞ (100% 반응)

 

문제 12. 

은 / 염화은 반쪽 전지와 표준 수소 반쪽전지(백금전극 사용)로 갈바니 전지를 만들었다:

Pt / H₂ (1 atm) / H₃O⁺ (1 M) || Cl^- (1.00 × 10^-3 M) + Ag⁺ (? M) / AgCl / Ag

H₂ / H₃O⁺ 반쪽전지는 산화 전극으로 작용했으며, 측정된 전지 전압은 ΔE = 0.397 V이다. 25 ℃에서의 은 이온의 농도와 AgCl의 K_sp를 계산하시오. 

 

AgCl → Ag⁺ + Cl^-,    K_sp

AgCl + e^- → Ag + Cl^-,    E⁰ = 0.22 V

Ag⁺ + e^- → Ag,    E⁰ = 0.80 V

H₂ → 2H⁺ + 2e^-,    E⁰ = 0.00 V

2Ag⁺ + H₂ → 2Ag + 2H⁺,    ΔE⁰ = 0.80 V (∵ 상대적으로 Ag⁺가 AgCl보다 환원을 하려는 경향이 있음)

ΔE = 0.397 = ΔE⁰ - 0.0592 ÷ 2 × log ([H⁺]² / [Ag⁺]²)  ⇔  [Ag⁺] = 1.558 × 10^-7

K_sp = (1.558 × 10^-7) × (1.00 × 10^-3) = 1.558 × 10^-10

 

입력: 2020.12.25 03:13