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電池と電気分解6|陽極と陰極の反応4パターンを理解する

  
   

前の記事【電池と電気分解5|電池と電気分解の3つの違い】の続きです.

電気分解において,陽極では電子\mathrm{e^-}を導線へ放出して酸化反応が,陰極では電子\mathrm{e^-}を導線から受け取って還元反応が起こります.

そのときの陽極,陰極の反応がどうなるのかというのは,おおまかに陰極,陽極にそれぞれ2つずつ,合わせて4つのパターンがあります.

このパターンを身に付けて電気分解の反応を書けるようにして下さい.

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陽極反応の2つのパターン

まずは,陽極の反応からみます.

陽極とは「電池の正極とつながる方」でした.電池の正極は電子\mathrm{e^-}を受け取りますから,陽極は電子\mathrm{e^-}を放出します.

したがって,陽極では酸化反応が起こります.

陽極が

  1. \mathrm{Au},白金\mathrm{Pt},炭素\mathrm{C}でないとき
  2. \mathrm{Au},白金\mathrm{Pt},炭素\mathrm{C}のとき

で反応が変わります.

ですから,「陽極」と聞けば電極が何かを確認しなければなりません.

陽極が金Au,白金Pt,炭素Cでないとき

陽極が金\mathrm{Au},白金\mathrm{Pt},炭素\mathrm{C}でなければ,電極が酸化されて陽イオンとなって溶け出します.必ず溶け出します.

たとえば,陽極に銅\mathrm{Cu}を用いると,

\mathrm{Cu \to Cu^{2+} + 2e^-}

の反応が起こります.他にも,陽極に亜鉛\mathrm{Zn}を用いると,

\mathrm{Zn \to Zn^{2+} + 2e^-}

の反応が起こります.

なお,これら「金\mathrm{Au},白金\mathrm{Pt},炭素\mathrm{C}」の覚え方としては,「高級なもの」と考えれば覚えやすいと思います.

「金」も「白金(プラチナ)」も高級品ですね.ただし,炭素\mathrm{C}はダイヤモンド\mathrm{C}からの連想です.

陽極が金Au,白金Pt,炭素Cのとき

陽極が金\mathrm{Au},白金\mathrm{Pt},炭素\mathrm{C}ならば,電極は溶けず,溶液に含まれているイオンが酸化します.

溶液に含まれているどのイオンが酸化されるのかは,イオンが酸化されやすいか酸化されにくいかによって決まります.つまり,酸化されやすいイオンから酸化されます.

溶液にハロゲン化物イオンが含まれているとき

このときはハロゲンが酸化されます.たとえば,溶液中に塩素イオン\mathrm{Cl^-}が含まれていれば,

2\mathrm{Cl^- \to Cl_2 + 2e^-}

の反応が起こりますし,ヨウ素イオン\mathrm{I^-}が含まれていれば,

2\mathrm{I^- \to I_2 + 2e^-}

の反応が起こります.

溶液に酸化されにくい多原子イオンが含まれているとき

酸化されにくい多原子イオンとは,硝酸イオン\mathrm{{NO_3}^-},硫酸イオン\mathrm{{SO_4}^{2-}},リン酸イオン\mathrm{{PO_4}^{3-}}などのことです.

高校化学ではこの3つを把握しておけば十分でしょう.

ハロゲン化物イオンのような酸化されやすいイオンが溶液中に含まれていない場合は,酸素\mathrm{O_2}が発生します.

その際,半反応式は溶液が強塩基以外の場合と,強塩基の場合で次のように異な流ことに注意します.

強塩基以外のとき:\mathrm{2H_2O \to O_2 + 4H^+ + 4e^-}

強塩基のとき:\mathrm{4OH^- \to O_2 + 2H_2O + 4e^-}

どちらの反応でも酸素\mathrm{O_2}が発生しています.

強塩基の場合は水酸化物イオン\mathrm{OH^-}が溶液中に多量に存在し,水酸化物イオン\mathrm{OH^-}は酸化されやすいので,上のような半反応式になります.

なお,硝酸イオン\mathrm{{NO_3}^-},硫酸イオン\mathrm{{SO_4}^{2-}},リン酸イオン\mathrm{{PO_4}^{3-}}が酸化されにくい理由は,それぞれに含まれる窒素\mathrm{N},硫黄\mathrm{S},リン\mathrm{P}の酸化数が高く,それ以上酸化できないことにあります.

それ以上酸化できないような元素は「最高酸化数に達している」などと言いますが,そこまでは知っていなくても問題ないでしょう.

陰極反応の2つのパターン

次に,陰極の反応をみます.

陰極とは「電池の負極とつながった方」でした.電池の負極は電子\mathrm{e^-}を放出しますから,陰極は電子\mathrm{e^-}を受け取ります.

したがって,陰極では酸化反応が起こります.

実は,陰極の反応は微妙なところがあるのですが,高校化学ではそのような微妙な場合が出題されることはほとんどないので,この記事ではその微妙なところは無視して書きます.

なお,陽極の反応とは異なり,陰極の電極が溶け出すことはありません.

溶液中にイオン化傾向の小さい金属の陽イオンが含まれているとき

イオン化傾向とは「陽イオンへのなりやすさ」のことでした.つまり,「イオン化傾向の小さい金属の陽イオン」を言い換えると,「陽イオンになりにくい金属の陽イオン」となります.

「陽イオンになりにくい金属の陽イオン」は簡単に還元されて,普通の金属に戻ろうとすることは容易に想像できると思います.

ここでの「陽イオンになりにくい金属」としては,基本的には「イオン化傾向が\mathrm{Zn}より小さい金属」のことですが,問題に登場するのは\mathrm{Cu}や銀\mathrm{Ag}がほとんどです.

イオン化傾向の大きい順に金属を並べた「イオン化列」は次のようになることを思い出しておきましょう.

\mathrm{K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Ni>Sn>Pb(>H)>\underline{Cu}>Hg>\underline{Ag}>Pt>Au}

確かに,銅\mathrm{Cu}や銀\mathrm{Ag}はイオン化傾向が小さいことが分かりますね.

【参考:電池と電気分解2|イオン化傾向と電池の仕組み

さて,先ほど書いたように,「イオン化傾向の小さい金属の陽イオン」が溶液中にあれば,容易に還元されて単体の金属に戻ります.

たとえば,溶液中に銅イオン\mathrm{Cu^{2+}}が含まれていれば,

\mathrm{Cu^{2+} + 2e^{-} \to Cu}

の反応が起こり,溶液中に銀イオン\mathrm{Ag^+}が含まれていれば,

\mathrm{Ag^{+} + e^{-} \to Ag}

の反応が起こります.このとき,銅イオン\mathrm{Cu^{2+}},銀イオン\mathrm{Ag^+}から単体の銅\mathrm{Cu},銀\mathrm{Ag}ができています.

このように,溶液中のイオンなどが固体となって生成されることを「析出」といいます.上の場合では「銅\mathrm{Cu}が析出した」「銀\mathrm{Ag}が析出した」などと表現します.

溶液中にイオン化傾向の小さい金属の陽イオンが含まれていないとき

溶液中に「イオン化傾向の大きい金属の陽イオン」,つまり「陽イオンになりやすい金属の陽イオン」しか含まれていないときを考えます.

「イオン化傾向の大きい金属の陽イオン」としてはアルカリ金属,アルカリ土類金属,アルミニウムあたりと思っておけば問題ないでしょう.

「イオン化傾向の大きい金属」は陽イオンでいる方が安定なので,あまり単体の金属に戻ろうとはしません.このような還元されやすい金属の陽イオンが溶液中に含まれていない場合は,水素\mathrm{H_2}発生します.

その際,半反応式は溶液が強酸以外の場合と,強酸の場合で次のように異なります.

強酸以外のとき:\mathrm{2H_2O + 2e^- \to H_2 + 2OH^-}

強酸のとき:2\mathrm{H^+ + 2e^- \to H_2}

どちらの反応でも水素\mathrm{O_2}が発生しています.

強酸の場合は水素イオン\mathrm{H^+}が溶液中に多量に存在し,水素イオン\mathrm{H^+}は還元されやすいので,上のような半反応式になります.

まとめ

以上をまとめると次のようになります.

  • 陽極の反応
    • 電極が金\mathrm{Au},白金\mathrm{Pt},炭素\mathrm{C}以外のとき,電極が陽イオンになって溶ける.
    • 電極が金\mathrm{Au},白金\mathrm{Pt},炭素\mathrm{C}のとき,
      • 溶液中にハロゲンが含まれていれば,酸化されてハロゲンが生じる.
      • 溶液中にハロゲンが含まれていなければ,酸素が生じる.
  • 陰極の反応
    • 溶液中にイオン化傾向の小さい金属のイオン(\mathrm{Cu^{2+}}\mathrm{Ag^+}など)が含まれているとき,これらは還元されて析出する(\mathrm{Cu}\mathrm{Ag}などが生じる).
    • 溶液中にイオン化傾向の小さい金属のイオン(\mathrm{Cu^{2+}}\mathrm{Ag^+}など)が含まれていないとき,水素が生じる.

最後まで読んで頂きありがとうございました!

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