結論から言います
電池は「化学エネルギー → 電気エネルギー」、電気分解は「電気エネルギー → 化学エネルギー」――つまり電池と電気分解はちょうど逆の関係です。
甲種の物理・化学では、ダニエル電池や鉛蓄電池の構造・反応式、そしてファラデーの法則を使った計算問題が出題されます。「電池」と「電気分解」はセットで覚えるのが鉄則。この記事を読めば、両方の仕組みと試験の計算パターンが一気にわかります。
なお、イオン化傾向の基本は「金属の性質とイオン化傾向をわかりやすく解説！腐食・不動態・合金の基本」で解説しています。まだ読んでいない方は先にそちらをチェックしてください。
電池の基本原理 ―― 化学反応で電気を取り出す
電池とは？
電池とは、化学反応のエネルギーを電気エネルギーに変換する装置のことです。
身近な例でいうと、乾電池やスマホのバッテリーがまさにこれ。中で化学反応が起きていて、その反応のエネルギーを「電気」として取り出しているわけですね。
ポイントは次の2つです。
- 負極（マイナス極）：イオン化傾向が大きい金属 → 電子を放出する（酸化反応）
- 正極（プラス極）：イオン化傾向が小さい金属 → 電子を受け取る（還元反応）
要するに、「溶けやすい金属が電子を出して、溶けにくい金属がその電子を受け取る」という流れで電流が発生します。
イオン化傾向と電池の関係
イオン化傾向とは、金属が「どれだけ陽イオンになりやすいか」を並べたものでしたね。
← イオンになりやすい（溶けやすい） イオンになりにくい（溶けにくい） →
電池を作るには、イオン化傾向が異なる2種類の金属を電解質溶液に入れます。イオン化傾向が大きい方が負極、小さい方が正極になります。
2つの金属のイオン化傾向の差が大きいほど、起電力（電圧）が大きくなります。たとえばZn（亜鉛）とCu（銅）の組み合わせは、Fe（鉄）とCu（銅）の組み合わせよりも起電力が大きくなるということです。
ボルタ電池 ―― 最初の電池とその問題点
ボルタ電池は、1800年にイタリアの科学者ボルタが発明した世界最初の化学電池です。
構造
- 負極：亜鉛（Zn）板
- 正極：銅（Cu）板
- 電解液：希硫酸（H₂SO₄）
反応
| 電極 | 反応 |
|---|---|
| 負極（Zn） | Zn → Zn²⁺ + 2e⁻（酸化） |
| 正極（Cu） | 2H⁺ + 2e⁻ → H₂↑（還元） |
亜鉛が溶けて電子を出し、その電子が銅板側で水素イオン（H⁺）に渡されて水素ガス（H₂）が発生します。
分極の問題
ボルタ電池には大きな欠点があります。正極の銅板に水素の気泡がくっついてしまうのです。この気泡が電極を覆ってしまうと、反応が進まなくなり、電圧がどんどん下がってしまいます。
この現象を「分極」といいます。日常でたとえるなら、排水口にゴミが詰まって水が流れなくなるようなイメージですね。
この分極の問題を解決したのが、次に紹介するダニエル電池です。
ダニエル電池 ―― 分極を解消した改良型
ダニエル電池は1836年にイギリスの化学者ダニエルが発明しました。ボルタ電池の「分極」を見事に解決した電池です。
構造
反応式
| 電極 | 半反応式 |
|---|---|
| 負極（Zn） | Zn → Zn²⁺ + 2e⁻（酸化） |
| 正極（Cu） | Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu（還元） |
| 全体 | Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu |
負極では亜鉛が溶けてZn²⁺になり、正極では溶液中のCu²⁺が銅として析出します。ボルタ電池と違い、正極では水素ガスが発生しないので分極が起きません。
素焼き板の役割
「なぜ素焼き板で仕切るの？」と疑問に思いますよね。
素焼き板には微細な穴が空いていて、イオンは通すけれど、溶液が大量に混ざり合うのは防ぐという絶妙な仕切りです。もし仕切りがなかったら、Cu²⁺が直接亜鉛板に触れてしまい、そこで直接反応してしまいます。これでは電子が導線を通らないので、電気として取り出せません。
ざっくり言うと、「イオンの行き来は許可するけど、溶液が直接ぶつかるのはブロック」する交通整理のような役割ですね。
鉛蓄電池 ―― 充電できる二次電池
一次電池と二次電池の違い
ここで電池の分類を整理しておきましょう。
| 分類 | 特徴 | 例 |
|---|---|---|
| 一次電池 | 使い切り型。充電不可 | マンガン乾電池、アルカリ乾電池 |
| 二次電池 | 充電して繰り返し使える | 鉛蓄電池、リチウムイオン電池 |
鉛蓄電池は二次電池の代表格。車のバッテリーにも使われていて、実は危険物の現場とも関係が深い電池です。
鉛蓄電池の構造
- 負極：鉛（Pb）
- 正極：酸化鉛(IV)（PbO₂）
- 電解液：希硫酸（H₂SO₄）
放電の反応式
放電とは、電池として電気を取り出す（使う）ときの反応です。
| 電極 | 放電時の反応 |
|---|---|
| 負極（Pb） | Pb + SO₄²⁻ → PbSO₄ + 2e⁻ |
| 正極（PbO₂） | PbO₂ + 4H⁺ + SO₄²⁻ + 2e⁻ → PbSO₄ + 2H₂O |
| 全体 | Pb + PbO₂ + 2H₂SO₄ → 2PbSO₄ + 2H₂O |
充電の反応式
充電とは、外部から電気エネルギーを流し込んで、放電の逆反応を起こすことです。
2PbSO₄ + 2H₂O → Pb + PbO₂ + 2H₂SO₄
放電の反応をそのまま逆にしたものですね。
鉛蓄電池のポイントまとめ
| ポイント | 内容 |
|---|---|
| 放電すると | 両極にPbSO₄が生成、H₂SO₄が減る → 電解液の濃度が下がる |
| 充電すると | PbSO₄が元に戻る、H₂SO₄が増える → 電解液の濃度が上がる |
| 起電力 | 約2V（1セルあたり） |
| 車のバッテリー | 6セル直列 = 約12V |
放電すると硫酸が消費されるので電解液の密度が下がり、充電すると硫酸が戻って密度が上がります。この「電解液の密度変化で充電状態がわかる」というのは試験でよく問われるポイントです。
電気分解とは ―― 電池の逆の仕組み
電気分解の基本
電気分解は、外部から電気エネルギーを与えて、化学反応を強制的に起こす操作です。
電池は「化学反応が自然に起きる」ことで電気を取り出しますが、電気分解は「電気を使って自然には起きない反応を無理やり起こす」わけです。
電気分解の電極の呼び方
電気分解では、電池とは呼び方が変わるので注意してください。
| 電極 | 電池の接続 | 起きる反応 |
|---|---|---|
| 陽極 | 電池の正極に接続 | 酸化反応（電子を奪われる） |
| 陰極 | 電池の負極に接続 | 還元反応（電子を受け取る） |
覚え方のコツ：「陽極は酸化（よう・さんか）」でセットにすると忘れにくいです。
水の電気分解
中学の理科でもおなじみの実験ですね。純水は電気を通しにくいので、少量の水酸化ナトリウム（NaOH）や硫酸（H₂SO₄）を加えて電気分解します。
| 電極 | 反応 | 発生する気体 |
|---|---|---|
| 陽極（＋） | 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ | 酸素（O₂） |
| 陰極（−） | 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻ | 水素（H₂） |
発生する気体の体積比は水素：酸素＝2：1です。陰極から水素、陽極から酸素が出ます。試験では「どちらの極からどの気体が出るか」がよく問われます。
ファラデーの法則 ―― 電気量と物質量の関係
ファラデーの法則は、「電気分解でどれだけの物質が変化するか」を定量的に計算するための法則です。甲種の計算問題で必ず押さえておきたいポイントですね。
ファラデーの法則のポイント
| 法則 | 内容 |
|---|---|
| 第1法則 | 析出する物質の量は、流した電気量に比例する |
| 第2法則 | 同じ電気量で析出する物質の量は、化学当量（モル質量÷価数）に比例する |
重要な定数
ファラデー定数（F）
1F = 96,500 C（クーロン）= 電子1mol分の電気量
つまり、電子が1mol（約6.02×10²³個）流れたとき、その電気量が96,500Cということです。
電気量の計算
電気量（Q）は、電流（I）と時間（t）の積で求められます。
Q（C）= I（A）× t（s）
たとえば、2Aの電流を30分間流した場合の電気量は：
Q = 2A × 30分 × 60秒 = 2 × 1,800 = 3,600 C
計算の手順（これを覚えれば解ける！）
- 電気量を求める：Q = I × t
- 電子のmol数を求める：電子のmol = Q ÷ 96,500
- 反応式から、電子と生成物の関係を確認
- 生成物の質量を求める：質量 = mol × モル質量
mol計算と化学量論に不安がある方は先に復習しておくと安心です。
計算例 ―― 銅の電気分解
実際に計算問題を解いてみましょう。甲種で出題されるレベルの問題です。
【例題】
硫酸銅(II)水溶液を白金電極で電気分解した。
5.0Aの電流を32分10秒間流したとき、陰極に析出する銅（Cu）の質量は何gか。
ただし、Cu = 64、ファラデー定数 = 96,500 C/mol とする。
解き方
ステップ1：電気量を求める
32分10秒 = 32 × 60 + 10 = 1,930秒
Q = 5.0A × 1,930s = 9,650 C
ステップ2：電子のmol数を求める
電子のmol = 9,650 ÷ 96,500 = 0.1 mol
ステップ3：反応式を確認する
陰極の反応：Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
Cu²⁺が1mol析出するのに電子が2mol必要です。
ステップ4：銅の質量を求める
Cu のmol = 0.1 ÷ 2 = 0.05 mol
質量 = 0.05 × 64 = 3.2 g
このように、「電気量 → 電子のmol → 反応式で物質のmol → 質量」の流れをしっかり押さえておけば、どんな電気分解の計算でも解けます。
まとめ ―― 電池と電気分解の全体像
| 項目 | 電池 | 電気分解 |
|---|---|---|
| エネルギー変換 | 化学 → 電気 | 電気 → 化学 |
| 反応の自発性 | 自発的に起きる | 外部から電気が必要 |
| 負極・正極 | 負極で酸化、正極で還元 | 陽極で酸化、陰極で還元 |
| 電池の種類 | 特徴 |
|---|---|
| ボルタ電池 | Zn-Cu、希硫酸。分極が起きるのが欠点 |
| ダニエル電池 | Zn-Cu、素焼き板で分離。分極なし |
| 鉛蓄電池 | Pb-PbO₂、希硫酸。充電可能な二次電池 |
ファラデーの法則：1F = 96,500C = 電子1mol。電気量から析出する物質の量を計算できる。
危険物との関連
鉛蓄電池と蓄電池室の安全
鉛蓄電池は危険物施設の非常用電源としても使われています。充電中に水素ガスが発生するため、蓄電池室には十分な換気設備が必要です。水素は空気中4〜75%の濃度範囲で爆発的に燃焼するので、火気厳禁。「燃焼の仕組み」で学んだ燃焼範囲の知識がここで活きてきます。
異種金属接触腐食
異なる金属を接触させると、イオン化傾向の差で電池のような反応が起きて腐食が進みます。これを異種金属接触腐食（ガルバニック腐食）といいます。危険物タンクや配管の材質選定では、「イオン化傾向」の知識が重要です。イオン化傾向が大きい方の金属が優先的に腐食されるので、組み合わせに注意が必要です。
試験に出る！引っかけパターン5選
→ 誤り。放電でH₂SO₄が消費→水が増える→密度は下がる。充電すると逆にH₂SO₄が復活→密度が上がる。密度で充電状態がわかるのがポイント。
→ 誤り。陽極では酸化反応（電子を奪われる）。「陽・酸化（よう・さんか）」でセット暗記。陰極は還元反応。
→ 誤り。電子は導線を通る。素焼き板はイオンの移動を許しつつ、溶液の直接混合を防ぐ仕切り。Cu²⁺が亜鉛板に直接触れるのを防いでいる。
→ 誤り。分極は正極に水素ガスの気泡が付着して電極を覆い、電圧が低下する現象。負極の亜鉛が溶けるのは正常な電池反応。
→ 誤り。Cu²⁺は2価イオン → Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu。Cuを1mol析出するのに電子2mol必要。1価のAg⁺（電子1molで1mol析出）と混同しやすい。
試験直前チェック
✔ 負極＝イオン化傾向大（酸化）/ 正極＝イオン化傾向小（還元）
✔ 電気分解：陽極＝酸化 / 陰極＝還元（「よう・さんか」で暗記）
✔ ファラデー定数：1F = 96,500 C = 電子1mol
✔ 電気量：Q = I × t（時間は秒に換算忘れず！）
✔ 鉛蓄電池：放電→H₂SO₄↓密度↓ / 充電→H₂SO₄↑密度↑
✔ 起電力：約2V/セル × 6セル ＝ 車のバッテリー12V
✔ 価数に注意：Cu²⁺は2e⁻で1mol / Ag⁺は1e⁻で1mol
理解度チェック ―― 3問で確認！
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