312 107 Basic Chemistry
Download
1 / 62

312 107 Basic Chemistry - PowerPoint PPT Presentation


  • 734 Views
  • Uploaded on

312 107 Basic Chemistry. การถ่ายโอนอิเล็คตรอน. (Electron Transfer). อ.ดร. รจนา บุระคำ. เคมีไฟฟ้า. กระบวนการเปลี่ยนแปลงพลังงานที่เกิดจากปฏิกิริยาเคมี ให้เป็นพลังงานไฟฟ้า และการใช้พลังงานไฟฟ้าทำให้ เกิดการเปลี่ยนแปลงทางเคมี. ปฏิกิริยารีดอกซ์ (ออกซิเดชัน-รีดักชัน).

loader
I am the owner, or an agent authorized to act on behalf of the owner, of the copyrighted work described.
capcha
Download Presentation

PowerPoint Slideshow about ' 312 107 Basic Chemistry' - lala


An Image/Link below is provided (as is) to download presentation

Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author.While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server.


- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -
Presentation Transcript

312 107 Basic Chemistry

การถ่ายโอนอิเล็คตรอน

(Electron Transfer)

อ.ดร. รจนา บุระคำ


เคมีไฟฟ้า

กระบวนการเปลี่ยนแปลงพลังงานที่เกิดจากปฏิกิริยาเคมี

ให้เป็นพลังงานไฟฟ้า และการใช้พลังงานไฟฟ้าทำให้

เกิดการเปลี่ยนแปลงทางเคมี

ปฏิกิริยารีดอกซ์ (ออกซิเดชัน-รีดักชัน)


ปฏิกิริยารีดอกซ์ (Redox reaction)

ปฏิกิริยาที่สารมีการถ่ายโอนอิเล็กตรอน (ให้-รับ) ซึ่งกันและกัน

สารที่ให้อิเล็กตรอน เลขออกซิเดชันสูงขึ้น เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน

สารที่รับอิเล็กตรอน เลขออกซิเดชันต่ำลง เกิดปฏิกิริยารีดักชัน

ปฏิกิริยารีดอกซ์ ประกอบด้วย

ครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชัน และ ครึ่งปฏิกิริยารีดักชัน


เกณฑ์การกำหนดค่าเลขออกซิเดชัน (O.N.)

1.ธาตุอิสระ (ไม่รวมตัวกับธาตุอื่น มีค่า O.N. = ศูนย์)

เช่น Mg , O2 , O3 , S8 , Cl2 , P4

2. ธาตุหมู่ 1 ในสารประกอบ มีค่า O.N. = 1

เช่นLiNO3 , NaCl , KClO3

3. ธาตุหมู่ 2 ในสารประกอบ มีค่า O.N. = 2

เช่นMgCl2 , CaCO3 , BeCl2

4. ธาตุไฮโดรเจน ในสารประกอบ มีค่า O.N. = 1

เช่นHCl , NH3 , H2O

ยกเว้น ในสารประกอบของโลหะ เช่น NaH , AlH3 H มี O.N. = -1


เกณฑ์การกำหนดค่าเลขออกซิเดชัน (O.N.)

5. ธาตุออกซิเจน ในสารประกอบ มีค่า O.N. = - 2

เช่น H2O , CO2

ยกเว้นH2O2 , NaO2 , OF  O มี O.N.  -2

6. ผลรวมของ O.N. ในสารประกอบมีค่าเป็นศูนย์

เช่น KMnO4 , MnO2 , Na2C2O4

7. ผลรวมของ O.N. ในไอออนเท่ากับจำนวนประจุ

เช่น MnO4- , Cr2O72- , Fe(CN)63-


Mn 2O7 = 2Mn + 7O

2Mn + 7(-2) = 0

2Mn = 14

Mn = +7

MnSO4 = Mn + SO4

Mn + (-2) = 0

Mn = +2

C2O42- = 2C + 4O

2C + 4(-2) = -2

2C = 6

C = +3


2KMnO 4 + 5H2S + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + S + H2O

2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 K2SO4 + 2MnSO4 + 5S + 8H2O

การดุลสมการรีดอกซ์

1. การดุลโดยใช้เลขออกซิเดชัน

ทำเลขออกซิเดชันที่เพิ่มขึ้นและลดลงในปฏิกิริยาให้เท่ากัน

KMnO4 + H2S + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + S + H2O

+2

0

+7

-2

คูณด้วย 2 และ 5

ทำให้จำนวนอะตอมทางขวามือเท่ากับทางซ้ายมือ


Mn 2+ + PbO2 MnO4- + Pb2+

Mn2+ + 4H2O MnO4- + 8H+ + 5e- (ออกซิเดชัน)

PbO2 + 4H+ + 2e- Pb2+ + 2H2O (รีดักชัน)

2(Mn2+ + 4H2O MnO4- + 8H+ + 5e-)

5(PbO2 + 4H+ + 2e- Pb2+ + 2H2O)

2Mn2+ + 5PbO2 + 4H+ 2MnO4- + 5Pb2+ + 2H2O

2. การดุลโดยใช้ครึ่งปฏิกิริยา

ทำให้แต่ละครึ่งปฏิกิริยามีอะตอมและประจุเท่ากันก่อน

แล้วทำจำนวนอิเล็กตรอนที่ให้และรับในแต่ละครึ่งปฏิกิริยาเท่ากัน

ตย.

ทำจำนวนอิเล็กตรอนที่ให้และรับให้เท่ากัน

รวมครึ่งปฏิกิริยาทั้งสอง


จงดุลสมการรีดอกซ์ต่อไปนี้จงดุลสมการรีดอกซ์ต่อไปนี้

FeCl3 + SnCl2 FeCl2 + SnCl4

KMnO4 + KNO2 + H2SO4 MnSO4 + H2O + KNO3 + K2SO4

Bi(OH)3 + MnO4- BiO3- + MnO2

H+ + NO3- + Cu2O  Cu2+ + NO + H2O


Ex : จงดุลสมการรีดอกซ์ต่อไปนี้เมื่อนำแผ่นโลหะทองแดง (Cu) จุ่มลงในสารละลายของ AgNO3 พบว่าที่แผ่นโลหะ Cu มีของแข็งสีขาวปนเทามาเกาะอยู่ และ เมื่อนำมาเคาะจะพบว่าโลหะ Cu เกิดการสึกกร่อน ส่วนสีของ สารละลาย AgNO3 ก็จะเปลี่ยนจากใสไม่มีสีเป็นสีฟ้า

โลหะทองแดง (Cu) สึกกร่อน เพราะเกิดการสูญเสียอิเล็กตรอนกลายเป็น Cu2+ซึ่งมีสีฟ้า

Cu(s) Cu2+(aq) + 2 e-

(ปฏิกิริยาออกซิเดชัน)

Ag+รับอิเล็กตรอนเข้ามา กลายเป็น Ag (โลหะเงิน) เกาะอยู่ที่แผ่น Cu

Ag+(aq) + e- Ag(s)

(ปฏิกิริยารีดักชัน)

Cu(s) + Ag+(aq) Cu2+(aq) + 2Ag(s)

ปฏิกิริยารีดอกซ์


เซลล์ไฟฟ้าเคมีจงดุลสมการรีดอกซ์ต่อไปนี้

ประกอบด้วย ขั้วไฟฟ้า (Electrode) 2 ขั้ว จุ่มอยู่ใน

สารละลายอิเล็กโทรไลต์

แบ่งเป็น 2 ชนิด

  • เซลล์กัลวานิก (Galvanic cell)

  • เซลล์อิเล็กโทรลิติก (Electrolytic cell)


ขั้วที่ให้ จงดุลสมการรีดอกซ์ต่อไปนี้e-ได้ดีกว่า เรียก แอโนด (anode) ขั้วลบ (เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน)

ขั้วที่รับ e-ได้ดีกว่า เรียก แคโทด (cathode) ขั้วบวก (เกิดปฏิกิริยารีดักชัน)

เซลล์กัลวานิก

เปลี่ยนพลังงานเคมีให้เป็นพลังงานไฟฟ้า โดยสารเคมีที่อยู่ใน

เซลล์เกิดปฏิกิริยาการถ่ายโอนอิเล็กตรอน แล้วทำให้มีกระแสไฟฟ้าเกิดขึ้น

เซลล์กัลวานิก ประกอบด้วย ขั้วไฟฟ้าต่างชนิดกัน 2 ขั้ว จุ่มอยู่ใน

สารละลายอิเล็กโทรไลต์ที่ต่างกัน


Voltmeterจงดุลสมการรีดอกซ์ต่อไปนี้

KCl

Zn

anode

Cu

cathode

Zn2+

Cu2+

ส่วนประกอบของเซลล์กัลวานิก

1. ขั้วไฟฟ้า

เป็นแหล่งเกิดปฏิกิริยาเคมี

อาจเป็น - โลหะจุ่มในสารละลายไอออนของโลหะนั้นๆ

- แก๊สผ่านเข้าไปในสารละลายไอออนของแก๊สนั้นๆ โดยมีโลหะเฉื่อยเป็นตัวให้

หรือรับอิเล็กตรอน

- โลหะ เกลือของโลหะและไอออนลบของเกลือ

- สารละลายไอออนบวก 2 ชนิดของโลหะชนิดเดียวกัน มีโลหะเฉื่อยเป็นตัวให้

และรับอิเล็กตรอน


2. สารละลายอิเล็กโทรไลต์

สารละลายเกลือของขั้วไฟฟ้าทั้งสอง โดยขั้วไฟฟ้าแต่ละชนิดต้อง

จุ่มอยู่ในสารละลายเกลือของมัน

3. สะพานไอออน (สะพานเกลือ)

เป็นตัวเชื่อมครึ่งเซลล์ทั้งสองเข้าด้วยกันและช่วยรักษาดุลของไอออนครึ่งเซลล์

ทำจากเกลือที่ละลายน้ำได้ดีและมีไอออนบวกและลบเคลื่อนที่ด้วยความเร็วใกล้เคียงกัน

เช่น KNO3, KCl, NH4NO3

4. โวลต์มิเตอร์

เป็นเครื่องมือวัดค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์


Voltmeter สารละลายอิเล็กโทรไลต์

KCl

Zn

anode

Cu

cathode

Zn2+

Cu2+

ตัวอย่างเซลล์กัลวานิก

Cu2+(aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn2+(aq)

ครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชัน

Zn(s) Zn2+ + 2e-

ครึ่งปฏิกิริยารีดักชัน

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)

Zn และ Cu เรียกว่า ขั้วไฟฟ้า

มิเตอร์ไฟฟ้าวัดทิศทางการเคลื่อนที่

ของ e- โดยเข็มจะเบนจากขั้วไฟฟ้า

หนึ่งไปยังอีกขั้วไฟฟ้าหนึ่ง ตามทิศทาง

การเคลื่อนที่ของ e-แสดงว่ามีการถ่ายโอน e-


การเขียนแผนภาพเซลล์ สารละลายอิเล็กโทรไลต์

1. ครึ่งเซลล์ออกซิเดชันให้เขียนไว้ทางซ้ายมือแบบออกซิเดชัน

โดยขีดคั่นระหว่างขั้วไฟฟ้าและสารละลาย

2. ครึ่งเซลล์รีดักชันให้เขียนไว้ทางขวามือแบบรีดักชัน

โดยขีดคั่นระหว่างขั้วไฟฟ้ากับสารละลาย

3. ใช้เครื่องหมาย | | แทนสะพานเกลือ

A(s) + B+(aq)  A+(aq) + B(s)

แผนภาพเซลล์ไฟฟ้าเคมี A(s) | A+(aq) | | B+(aq) | B(s)

ครึ่งเซลล์ออกซิเดชัน

ครึ่งเซลล์รีดักชัน


4. ใส่ความเข้มข้นของอิเล็กโทรไลต์ไว้ในวงเล็บ

Cu(s) | Cu2+(aq)(0.1M) | | Ag+(aq)(0.1M) | Ag(s)

5. ครึ่งเซลล์ที่เป็นแก๊ส ให้ใช้ Pt เป็นสื่อในการให้และรับอิเล็กตรอน

แอโนด : Pt(s) | H2(g) | H+(aq)

แคโทด : H+(aq) | H2(g) | Pt(s)

6. ครึ่งเซลล์ที่มีอิเล็กโทรไลต์มากกว่า 1 ชนิด ใช้เครื่องหมาย , คั่น

ระหว่างอิเล็กโทรไลต์

แอโนด : Pt(s) | Fe3+(aq) , Fe2+(aq)

แคโทด : Co3+ (1.0 M), Co2+ (0.1 M) | Pt


จงเขียนปฏิกิริยารีดอกซ์จากแผนภาพเซลล์ที่กำหนดให้จงเขียนปฏิกิริยารีดอกซ์จากแผนภาพเซลล์ที่กำหนดให้

Fe | Fe2+(aq) || Ni2+(aq) | Ni

Pt | H2 | H+(aq) || Cu2+(1 M) | Cu

Al | Al3+(aq) || Cu2+(aq) | Cu


ศักย์ไฟฟ้าของขั้วไฟฟ้ามาตรฐานศักย์ไฟฟ้าของขั้วไฟฟ้ามาตรฐาน

ความสามารถในการรับอิเล็กตรอนพิจารณาได้จาก ศักย์ไฟฟ้า

โดยการเปรียบเทียบกับ ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน

(Standard hydrogen electrode, SHE)

ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน ประกอบด้วย

ขั้วไฟฟ้าเป็นแก๊สไฮโดรเจน ความดัน 1 บรรยากาศ

มี Pt เป็นสื่อให้และรับอิเล็กตรอน

สารละลายอิเล็กโทรไลต์เป็นกรดไฮโดรคลอริก 1 mol/l

อุณหภูมิ 25C

และกำหนดให้ครึ่งเซลล์นี้มีศักย์ไฟฟ้า 0.00 โวลต์


Hศักย์ไฟฟ้าของขั้วไฟฟ้ามาตรฐาน2(1 atm) 2H+ + 2e-

2H+ + 2e- H2(1 atm)

เมื่อต้องการหาค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์หรือขั้วไฟฟ้าใด

นำมาต่อกับครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน

ถ้าครึ่งเซลล์มาตรฐานไฮโดรเจนให้อิเล็กตรอนได้ดีกว่า

เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน

ถ้าครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐานเป็นฝ่ายรับอิเล็กตรอน

เกิดปฏิกิริยารีดักชัน


ประโยชน์ของค่าศักย์ไฟฟ้ารีดักชันมาตรฐานประโยชน์ของค่าศักย์ไฟฟ้ารีดักชันมาตรฐาน

- ใช้บอกความสามารถในการรับอิเล็กตรอนของสารต่างๆ

E มาก รับ e- ได้ดีกว่า Eน้อย

ตัวออกซิไดซ์ที่ดี

ตัวรีดิวซ์ที่ดี

ขั้วลบ

(แอโนด)

ขั้วบวก

(แคโทด)

โดยทั่วไป

เมื่อกล่าวถึง Eหากไม่มีการระบุว่าเป็น Ereductionหรือ Eoxidation

ให้ถือว่าเป็น Ereduction


- ใช้ทำนายทิศทางของปฏิกิริยา

ถ้า Ecellมีค่าเป็นบวกแสดงว่าเกิดปฏิกิริยาได้

โดยครึ่งเซลล์ที่มีค่า Eมากกว่าเกิดปฏิกิริยารีดักชัน

ส่วนครึ่งเซลล์ที่มีค่า Eน้อยกว่าเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน

ถ้า Ecellเป็นลบแสดงว่าไม่เกิดปฏิกิริยา


การหาค่าศักย์ไฟฟ้าหรือแรงเคลื่อนไฟฟ้าของเซลล์การหาค่าศักย์ไฟฟ้าหรือแรงเคลื่อนไฟฟ้าของเซลล์

สามารถคำนวณจากค่า E ของขั้วไฟฟ้ามาตรฐานที่ใช้ทำเซลล์กัลวานิก

(จากตาราง)

(1) Ecell = Ecathode - Eanode

เมื่อ Eของขั้วไฟฟ้า ใช้ค่าศักย์ไฟฟ้ารีดักชัน แม้ว่าขั้วไฟฟ้าจะเกิด

ปฏิกิริยาออกซิเดชันก็ตาม

(2) Ecell = Eox + Ered

เมื่อ Eของขั้วไฟฟ้า ต้องเป็นค่า Eที่ขั้วไฟฟ้านั้นเกิดปฏิกิริยา

(Eox = -Ered)


0.34 Vการหาค่าศักย์ไฟฟ้าหรือแรงเคลื่อนไฟฟ้าของเซลล์

e-

e-

H2(g)

Cu

แคโทด

Cu2+

SO42-

H+

Cl-

1 M CuSO4

1 M HCl

หาศักย์ไฟฟ้าของขั้วไฟฟ้าทองแดง

Ecell = Ecathode - Eanode

0.34 = ECu - EH2

ECu = 0.34 – 0.00 = 0.34 โวลต์

อิเล็กตรอนไหลจากครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐานไปยังครึ่งเซลล์ทองแดง

แรงเคลื่อนไฟฟ้าที่วัดได้เป็นศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ทองแดง

ครึ่งเซลล์ที่รับอิเล็กตรอน ศักย์รีดักชัน

ครึ่งเซลล์ที่ให้อิเล็กตรอน ศักย์ออกซิเดชัน

ค่าเดียวกัน

แต่เครื่องหมายตรงข้าม


ตย. จงคำนวณค่า การหาค่าศักย์ไฟฟ้าหรือแรงเคลื่อนไฟฟ้าของเซลล์Ecellจากแผนภาพของเซลล์ต่อไปนี้

Al | Al3+(aq) || Cu2+(aq) | Cu

ปฏิกิริยาที่แอโนด (ออกซิเดชัน)

2(Al(s) Al3+(aq) + 3e-) E = -1.66 โวลต์

3(Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)) E = +0.34

ปฏิกิริยาที่แคโทด (รีดักชัน)

ปฏิกิริยาของเซลล์ (รีดอกซ์)

2Al(s) + 3Cu2+(aq) 2Al3+(aq) + 3Cu(s) Ecell = ?

Ecell = Ecathode - Eanode

Ecell = 0.34 – (-1.66) = 2.00 โวลต์

Ecell = Eox + Ered

= 1.66 + 0.34 = 2.00 โวลต์

หรือหาจากสูตร


ตย. จงทำนายว่าปฏิกิริยาที่กำหนดให้นี้เกิดขึ้นได้หรือไม่และมีทิศทาง

ของปฏิกิริยาอย่างไร

Fe3+(aq) + Cu(s) Fe2+(aq) + Cu2+(aq)

Cu(s) Cu2+(aq) + 2e- E= 0.34

ปฏิกิริยาที่แอโนด (ออกซิเดชัน)

2(Fe3+(aq) + e- Fe2+(aq)) E = 0.77

ปฏิกิริยาที่แคโทด (รีดักชัน)

Cu(s) + 2Fe3+ Cu2+(aq) + 2Fe2+(aq) E = ?

ปฏิกิริยาของเซลล์ (รีดอกซ์)

Ecell = Ecathode - Eanode

= 0.77 – 0.34 = 0.43 โวลต์

แสดงว่าปฏิกิริยานี้เกิดได้และมีทิศทางจากซ้ายไปขวา


ความสัมพันธ์ระหว่าง จงทำนายว่าปฏิกิริยาที่กำหนดให้นี้เกิดขึ้นได้หรือไม่และมีทิศทางEcell กับ Gและ K

G = - nFEcell

G = - 2.303 RT log K

G

log K = -

2.303 RT

nFEcell

log K =

2.303 RT

nEcell

Log K =

0.0592


ค่า จงทำนายว่าปฏิกิริยาที่กำหนดให้นี้เกิดขึ้นได้หรือไม่และมีทิศทางEcell G และ K ใช้ทำนายปฏิกิริยา

G

K

Ecell

1

1

1

+

0

-

ปฎิกิริยาเกิดได้เอง

ปฏิกิริยาสมดุล

ปฏิกิริยาเกิดเองไม่ได้

-

0

+


ตย. จงหาค่า จงทำนายว่าปฏิกิริยาที่กำหนดให้นี้เกิดขึ้นได้หรือไม่และมีทิศทางGของปฏิกิริยา และ ปฏิกิริยานี้เกิดได้เองหรือไม่

Cu2+(aq) + Fe(s) Cu(s) + Fe2+(aq)

หาค่า Ecell

ปฏิกิริยาที่แอโนด

Fe Fe2+ + 2e- E = 0.44

ปฏิกิริยาที่แคโทด

Cu2+ + 2e- Cu E = 0.34

Cu2+ + Fe Cu + Fe2+ Ecell = 0.78

ปฏิกิริยาของเซลล์

หาค่า G

G = -nFEcell

= - 2 x 96500 x 0.78 J

= - 1.5 x 105 J

ปฏิกิริยานี้มี Ecell เป็นบวก และ G มีเครื่องหมายลบ แสดงว่า เกิดได้เอง


0.0592 จงทำนายว่าปฏิกิริยาที่กำหนดให้นี้เกิดขึ้นได้หรือไม่และมีทิศทาง

E = E -

log Q

n

สมการของเนินสต์

ค่าศักย์ไฟฟ้ารีดักชันมาตรฐาน ความเข้มข้นสารละลายอิเล็กโทรไลต์เป็น 1 M

ถ้าสารละลายอิเล็กโทรไลต์ไม่ใช่ 1 M การหาศักย์ไฟฟ้าของเซลล์

จะไม่สามารถใช้ค่า Eจากตารางได้

สมการของเนินสต์

E = ศักย์ไฟฟ้าของขั้วไฟฟ้าหรือเซลล์ที่ไม่ใช่สภาวะมาตรฐาน

E = ศักย์ไฟฟ้าของขั้วไฟฟ้าหรือเซลล์ที่สภาวะมาตรฐาน

n = จำนวนอิเล็กตรอนที่ถ่ายเท

Q = ผลคูณของความเข้มข้นของสารทางขวามือหารด้วยผลคูณของความเข้มข้น

ของสารทางซ้ายมือยกกำลังด้วยตัวเลขสัมประสิทธิ์ในสมการเคมี



ตย. จงหาค่า Ecell ของปฏิกิริยา 2Al(s) + 3I2(s)  2Al3+(aq) + 6I-(aq)

เมื่อขั้วไฟฟ้า Al จุ่มในสารละลาย Al3+เข้มข้น 0.10 M และ

I2อยู่ในสารละลาย I-เข้มข้น 0.01 M เซลล์ไฟฟ้าเคมีนี้มีค่า Ecell = 2.20 โวลต์

หาค่า n (จำนวนอิเล็กตรอน)

Al(s)  Al3+(aq) + 3e-

ปฏิกิริยาที่แอโนด (ออกซิเดชัน)

I2 + 2e- 2I-

ปฏิกิริยาที่แคโทด (รีดักชัน)

ทำจำนวนอิเล็กตรอนที่ให้และรับให้เท่ากัน

(คูณสมการแรกด้วย 2 คูณสามการที่สองด้วย 3)

2(Al(s)  Al3+(aq) + 3e-)

3(I2(s) + 2e- 2I-(aq)

n = 6


0.0592

Ecell = Ecell -

log Q

n

หาค่า Ecell

0.0592

= 2.20 -

log [Al3+]2 [I-]6

6

log (0.1)2 (0.01)6

0.0099

= 2.20 -

= 2.34 โวลต์


ใช้สมการเนินสต์คำนวณหาความเข้มข้นของใช้สมการเนินสต์คำนวณหาความเข้มข้นของ

สารละลายอิเล็กโทรไลต์

เมื่อทราบ Ecellและ Ecell


0.0592ใช้สมการเนินสต์คำนวณหาความเข้มข้นของ

Ecell = Ecell -

log Q

n

ตย. จงคำนวณความเข้มข้นของ HCl ในเซลล์ไฮโดรเจน-ทองแดง

Pt | H2 | H+(aq) || Cu2+(1 M) | Cu

เมื่อ Ecell และ Ecell มีค่า 0.34 และ 0.30 โวลต์ ตามลำดับ

H2(g) + Cu2+(aq)  Cu(s) + 2H+(aq)

เขียนปฏิกิริยาของเซลล์

หา [HCl] จากสมการเนินสต์

0.30 = 0.34 -

[H+]

0.0592

log

6

1

[H+] = [HCl] = 4.74 M


ใช้สมการเนินสต์หาค่าคงที่สมดุล (Keq)

และ

ค่าคงที่การละลาย (Ksp)

เมื่อทราบค่า Ecell


0.0592

Ecell = Ecell -

log Q

n

ที่สภาวะสมดุล

Ecell = 0 และ Q = K

0.0592

0 = Ecell -

log K

n

nEcell

log K =

0.0592


ตย. จงหาค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยา

MnO4- + Br- + H+ Mn2+ + Br2 + H2O

หาค่า Ecell

5(2Br- Br2 + 2e-) E = -1.09 โวลต์

ปฏิกิริยาออกซิเดชัน

2(MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O) E = 1.51 โวลต์

ปฏิกิริยารีดักชัน

2MnO4- + 10Br- + 16H+ 2Mn2+ + 5Br2 Ecell = 0.42 โวลต์

ปฏิกิริยารีดอกซ์

nEcell

หาค่า K

= 10 x 0.42

= 70.95

log K =

0.0592

0.0592

K = 8.83 x 1070


ตย. จงหาค่า จงหาค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาKspของ AgCl เมื่อปฏิกิริยาเป็นดังนี้

AgCl(s)  Ag+(aq) + Cl-(aq)

หาค่า Ecell

AgCl(s) + e- Ag(s) + Cl-(aq) E = 0.22 โวลต์

Ag+(aq) + e- Ag(s) E = 0.80 โวลต์

Ecell = - 0.58 โวลต์

nEcell

= (1) (-0.58)

หาค่า Ksp

log Ksp =

= - 9.8

0.0592

0.0592

Ksp = 6.27 x 10-10


C จงหาค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยา1

0.0592

Ecell = Ecell -

log

n

C2

เซลล์ความเข้มข้น (concentration cell)

เป็นเซลล์กัลวานิกที่มีครึ่งเซลล์ทั้งสองเหมือนกัน แต่ต่างกัน

ที่ความเข้มข้น เมื่อต่อครบวงจร อิเล็กตรอนจะไหลจากครึ่งเซลล์

ที่มีความเข้มข้นน้อยไปยังครึ่งเซลล์ที่มีความเข้มข้นมาก แต่ปฏิกิริยา

จะเกิดจากสารละลายที่มีความเข้มข้นมากไปยังสารละลายที่มีความ

เข้มข้นน้อย

เมื่อ C1และ C2เป็นความเข้มข้นของสารละลายอิเล็กโทรไลต์ (C2C1)

Ecell = 0 เพราะเป็นขั้วไฟฟ้าชนิดเดียวกัน


ตย. จงหาค่า จงหาค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาEcellจากเซลล์ความเข้มข้นดังนี้

Ag | Ag+(0.01 M) || Ag+(0.1 M) | Ag

หาค่า Ecell

C1

0.0592

Ecell = Ecell -

log

n

C2

0.01

0.0592

log

= 0 -

1

0.1

= 0.0592 โวลต์


ชนิดของเซลล์กัลวานิก จงหาค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยา

- เซลล์กัลวานิกแบบปฐมภูมิ (primary galvanic cell)

ใช้แล้วทิ้ง เช่น

เซลล์แห้ง หรือ

ถ่านไฟฉายที่ใช้ได้ครั้งเดียว


เซลล์แห้ง จงหาค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยา

ภายในเซลล์เกิดปฏิกิริยารีดอกซ์ สังกะสีเป็นแอโนด จะถูกออกซิไดส์

Zn  Zn2+ + 2e-

MnO2จะถูกรีดิวซ์ด้วยอิเล็กตรอนที่มาจากแผ่นสังกะสี ปฏิกิริยาที่แคโทดจะเป็น

2e- + 2MnO2 + 2NH4+ Mn2O3 + H2O + 2NH3

Zn2+จะรวมกับ NH3ที่เกิดขึ้น กลายเป็นไอออนเชิงซ้อน

Zn2+ + 4NH3 [Zn(NH3)4]2+

เซลล์ชนิดนี้มีแรงเคลื่อนไฟฟ้าประมาณ 1.5 โวลต์

ถ้า NH4+ไม่ได้ทำปฏิกิริยากับ MnO2แต่ไปรับอิเล็กตรอนที่แคโทด จะเกิด H2

2NH4+ + 2e- 2NH3 + H2

ถ้ามี H2มากจะทำให้ไฟอ่อนลง แต่ MnO2ช่วยแก้ปัญหานี้ได้ โดยไปออกซิไดส์ H2ให้เป็น H2O

MnO2 + H2 MnO + H2O


เซลล์เชื้อเพลิง ( จงหาค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาfuel cell)

ให้พลังงานไฟฟ้าที่มีประสิทธิภาพมาก เช่น

เซลล์เชื้อเพลิงไฮโดรเจน-ออกซิเจนที่ใช้ในยานอวกาศ

ปฏิกิริยาที่แอโนด (ออกซิเดชัน)

2(H2(g) + 2OH-(aq)  2H2O + 2e-)

ปฏิกิริยาที่แคโทด (รีดักชัน)

O2(g) + 2H2O + 4e- 4OH-(aq)

ปฏิกิริยาของเซลล์ (รีดอกซ์)

2H2(g) + O2(g)  2H2O


- เซลล์กัลวานิกแบบทุติยภูมิ (secondary galvanic cell)

สามารถนำกลับมาใช้งานได้อีก เนื่องจากปฏิกิริยาเป็นแบบผันกลับได้

เซลล์สะสมไฟฟ้าตะกั่ว

ตะกั่ว เป็น แอโนด

ตะกั่วออกไซด์ เป็น แคโทด

กรดกำมะถัน เป็น อิเล็กโทรไลต์

Pb(s) + SO42-(aq)  PbSO4(s) + 2e-

ปฏิกิริยาที่แอโนด (ออกซิเดชัน)

ปฏิกิริยาที่แคโทด (รีดักชัน)

PbO2(s) + 2e- + SO42-(aq) + 4H+(aq)  PbSO4(s) + 2H2O

ปฏิกิริยาของเซลล์ (รีดอกซ์)

Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq)  2PbSO4(s) + 2H2O


ขณะใช้งาน เซลล์กัลวานิกแบบทุติยภูมิ (SO42-กับ H+จะถูกใช้ไป และ เกิดน้ำขึ้น

ทำให้กรดเจือจางลง เกิด PbSO4ขึ้นที่ขั้วไฟฟ้า

ทำให้เซลล์เสื่อมคุณภาพ

ผ่านกระแสไฟฟ้าตรงจากแหล่งกำเนิดไฟฟ้าเข้าไปในทิศทางตรงข้าม

กับกระแสเดิม จะได้ Pb และ PbO2กลับคืนมา

2PbSO4 + 2H2O  Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO42-


ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น ที่แอโนด Li (s) ------> Li+(s) + e-ที่แคโทด TiS2(s) + e- -----> TiS2 -(s) ปฏิกิริยารวม Li(s) + TiS2(s) -----> Li+(s) + TiS2-(s)

สารจำพวกพอลิเมอร์บางชนิด มีสมบัติยอมให้ไอออนผ่านได้ดีแต่ไม่ยอมให้อิเล็กตรอนผ่านได้จึงนำมาใช้เป็นอิเล็กโทรไลต์ที่เรียกว่า อเล็กโทรไลต์แข็ง และสามารถนำมาประกอบกับขั้วไฟฟ้าเป็นแบตเตอรี่ได้ โดยมีโลหะลิเทียมเป็นแอโนดและโทเทเนียมไดซัลไฟด์ (TiS2) เป็นแคโทด

เซลล์ไฟฟ้าแบบนี้เป็นแบบทุติยภูมิสามารถประจุไฟได้ใหม่ ปัจจุบันนี้มีการใช้แบตเตอรี่ชนิดนี้กับรถยนต์ ทำให้ไม่ต้องเติมน้ำกลั่นกับแบตเตอรี่


เซลล์อิเล็กโทรลิติก

เกิดจากการผ่านกระแสไฟฟ้าเข้าไป

เพื่อทำให้ปฏิกิริยาเคมีที่ไม่เกิดขึ้นเองสามารถเกิดปฏิกิริยาได้

ขั้วไฟฟ้าที่ต่อกับขั้วบวกของแบตเตอรี่ เกิดออกซิเดชัน เรียก แอโนด

ขั้วไฟฟ้าที่ต่อกับขั้วลบของแบตเตอรี่ เกิดรีดักชัน เรียก แคโทด


เซลล์อิเล็กโทรลิติก ( Electrolytic cell)

1. ขั้วไฟฟ้า 2 ขั้ว

ขั้วที่ต่อกับขั้วบวกของแหล่งกำเนิด  ขั้วบวก  แอโนด  ออกซิเดชัน

ไอออนลบเคลื่อนที่เข้ามา

ถ่ายเทอิเล็กตรอน

ขั้วที่ต่อกับขั้วลบของแหล่งกำเนิด  ขั้วลบ  แคโทด  รีดักชัน

ไอออนบวกเคลื่อนที่มารับอิเล็กตรอน


2. แหล่งกำเนิดไฟฟ้า

เป็นแหล่งให้พลังงานของเซลล์ เพื่อให้ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นเองไม่ได้

สามารถเกิดปฏิกิริยาได้

3. อิเล็กโทรไลต์ที่หลอมเหลวหรือสารละลายอิเล็กโทรไลต์

เป็นสารที่ต้องการแยกสลายด้วยไฟฟ้า


การแยกสลายด้วยไฟฟ้า ( Electrolysis)

กระบวนการที่เกิดขึ้นเมื่อให้กระแสไฟฟ้าผ่านลงไปในสารละลาย

หรือสารที่กำลังหลอมเหลว ทำให้อิเล็กโทรไลต์หรือตัวทำละลาย

เกิดการเปลี่ยนแปลงที่ขั้วไฟฟ้า โดยเกิดออกซิเดชัน-รีดักชัน

ออกซิเดชัน  เกิดที่ขั้วบวก (แอโนด)

รีดักชัน  เกิดที่ขั้วลบ (แคโทด)

ไอออนลบเคลื่อนที่เข้าหาแอโนดเพื่อ

ถ่ายเทอิเล็กตรอน

ไอออนบวกเคลื่อนที่เข้าหาแคโทดเพื่อ

รับอิเล็กตรอน


ตัวอย่างการแยกสลายโซเดียมคลอไรด์ที่หลอมเหลวด้วยไฟฟ้าตัวอย่างการแยกสลายโซเดียมคลอไรด์ที่หลอมเหลวด้วยไฟฟ้า

ผ่านพลังงานไฟฟ้าลงในอิเล็กโทรไลต์โซเดียมคลอไรด์ที่หลอมเหลว

โดยใช้ขั้วไฟฟ้าเป็นโลหะเฉื่อย

2Cl- Cl2(g) + 2e- E = 1.36

ปฏิกิริยาที่แอโนด (ออกซิเดชัน)

2(Na+ + e- Na(s) E = -2.71

ปฏิกิริยาที่แคโทด (รีดักชัน)

2Cl- + 2Na+ Cl2(g) + 2Na(s) Ecell = -4.07

ปฏิกิริยาของเซลล์ (รีดอกซ์)

Ecell มีค่าเป็น ลบ แสดงว่าปฏิกิริยานี้เกิดเองไม่ได้ แต่ปฏิกิริยาจะเกิดได้เมื่อได้รับพลังงาน

จากภายนอก โดยเพิ่มศักย์ไฟฟ้าเข้าไป จนถึง 4.07 โวลต์ จะเกิดปฏิกิริยาการแยกสลายด้วย

ไฟฟ้าขึ้น


กฎการแยกสลายด้วยไฟฟ้าของฟาราเดย์กฎการแยกสลายด้วยไฟฟ้าของฟาราเดย์

เมื่อผ่านกระแสไฟฟ้าเข้าไปในสารละลายอิเล็กโทรไลต์ จะทำให้เกิด

การเปลี่ยนแปลงได้ผลผลิตที่ขั้วไฟฟ้า ซึ่งสัมพันธ์กับปริมาณไฟฟ้าที่ให้ไป

Q = It

Q = ปริมาณไฟฟ้า (คูลอมบ์)

I = กระแสไฟฟ้า (แอมแปร์)

t = เวลา (วินาที)


ฟาราเดย์กฎการแยกสลายด้วยไฟฟ้าของฟาราเดย์ ตั้งกฎการแยกสลายด้วยไฟฟ้า เพื่อใช้อธิบายความสัมพันธ์

ระหว่างปริมาณไฟฟ้าที่ผ่านลงไปในสารละลายอิเล็กโทรไลต์กับ

ปริมาณสารที่เกิดขึ้น

  • มวลของสารที่เกิดขึ้นที่ขั้วไฟฟ้าจะเป็นสัดส่วนโดยตรงกับ

  • ปริมาณไฟฟ้าที่ไหลผ่านสารละลายนั้น

  • 2. มวลของสารต่างๆที่เกิดขึ้นที่ขั้วไฟฟ้าเมื่อใช้ปริมาณไฟฟ้าเท่ากัน

  • จะเป็นสัดส่วนเดียวกันกับน้ำหนักสมมูลของสารนั้นๆ


ตย. กระแสไฟฟ้า 12 แอมแปร์ ไหลผ่านสารละลาย CuSO4เป็นเวลา

2 ชั่วโมง จะได้ทองแดงหนักเท่าใด (Cu = 63.54)

หาปริมาณไฟฟ้า

Q = It

= 12 x 2 x 60 x 60

= 86400 คูลอมบ์

หาน้ำหนักทองแดง

ปริมาณไฟฟ้า 96500 คูลอมบ์ คิดเป็น 1 ฟาราเดย์

ปริมาณไฟฟ้า 86400 คูลอมบ์ จะเป็น = 0.8953 ฟาราเดย์

86400

96500

เมื่อผ่านกระแสไฟฟ้าลงในสารละลาย Cu2+จะไปรับอิเล็กตรอนที่แคโทด

Cu2+ + 2e-  Cu

แสดงว่า ไฟฟ้า 2 ฟาราเดย์ ให้ทองแดงหนัก 63.54 กรัม

ถ้าไฟฟ้า 0.8953 ฟาราเดย์ ให้ทองแดงหนัก = 28.44 กรัม

63.54 x 0.8956

2


ประโยชน์ของการแยกสลายด้วยไฟฟ้าประโยชน์ของการแยกสลายด้วยไฟฟ้า

1. การแยกธาตุ เช่น การผลิต Al จาก Al2O3

ที่แอโนด (ออกซิเดชัน) 3O2- 3O2(g) + 6e-

2

ที่แคโทด (รีดักชัน) 2(Al3+ + 3e- Al(l))

ปฏิกิริยาของเซลล์ 2Al3+ + 3O2- 2Al(l) + 3 O2(g)

2


2. ประโยชน์ของการแยกสลายด้วยไฟฟ้าการทำให้สารบริสุทธิ์ โดยใช้โลหะที่ไม่บริสุทธิ์เป็นแอโนด และ

โลหะที่บริสุทธิ์เป็นแคโทด

เช่น การทำทองแดงให้บริสุทธิ์

ปฏิกิริยาที่แอโนด (ออกซิเดชัน)

Cu(s)  Cu2+ + 2e-

ปฏิกิริยาที่แคโทด (รีดักชัน)

Cu2+ + 2e-  Cu(s)


3. ประโยชน์ของการแยกสลายด้วยไฟฟ้าการชุบโลหะ ให้โลหะที่ใช้ชุบเป็นแอโนด ส่วนโลหะที่จะชุบ

เป็นแคโทด จุ่มในสารละลายของไอออนของโลหะที่ใช้ชุบ

การชุบเงินบนผิวสังกะสี

ขั้วแอโนด เงิน

ขั้วแคโทด สังกะสี

สารละลายอิเล็กโทรไลต์ Ag+

ปฏิกิริยาที่แอโนด (ออกซิเดชัน)

Ag(s)  Ag+ + e-

ปฏิกิริยาที่แคโทด (รีดักชัน)

Ag+ + e- Ag(s)


การกัดกร่อนและการป้องกันการกัดกร่อนและการป้องกัน

การกัดกร่อน (corrosion) เป็นปฏิกิริยารีดอกซ์ของโลหะที่เกิดจาก

สภาพแวดล้อม (ออกซิเจน และ ความชื้น) ทำให้เกิดการเปลี่ยน

เป็นสารประกอบเชิงซ้อนของโลหะนั้น


การเกิดสนิมเหล็กการกัดกร่อนและการป้องกัน

บริเวณที่ถูกกัดกร่อนจะเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันหรือเป็นแอโนด

โลหะเหล็ก (Fe(s)) เปลี่ยนไปเป็น Fe2+

Fe(s)  Fe2+ + 2e-

อิเล็กตรอนสัมผัสกับอากาศและความชื้น เกิดรีดักชัน

½ O2(g) + H2O(g) + 2e- 2OH-

ปฏิกิริยารวมของการกัดกร่อน

Fe(s) + ½ O2(g) + H2O(g)  Fe2+ + 2OH-


Feการกัดกร่อนและการป้องกัน2+สามารถเคลื่อนที่ไปยังแคโทดได้ และรวมตัวกับ OH-

ได้ Fe(OH)2และจะถูกออกซิไดซ์ต่อไปด้วยออกซิเจนและ

ความชื้น ได้ Fe(OH)3ที่แคโทด

2Fe(OH)2 + ½ O2 + H2O  2Fe(OH)3 Fe2O33H2O


การป้องกันการกัดกร่อน ป้องกันไม่ให้พื้นผิวของโลหะสัมผัส

กับออกซิเจน ความชื้น

หรือสารละลายอิเล็กโทรไลต์

1. การทาสี

2. การเคลือบพื้นผิวโลหะด้วยโลหะที่มีความว่องไวมากกว่า (หรือเป็นโลหะ

ที่เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันได้ดีกว่า)


ad