312 107 Basic Chemistry

1. 312 107 Basic Chemistry การถ่ายโอนอิเล็คตรอน (Electron Transfer) อ.ดร. รจนา บุระคำ

2. เคมีไฟฟ้า กระบวนการเปลี่ยนแปลงพลังงานที่เกิดจากปฏิกิริยาเคมี ให้เป็นพลังงานไฟฟ้า และการใช้พลังงานไฟฟ้าทำให้ เกิดการเปลี่ยนแปลงทางเคมี ปฏิกิริยารีดอกซ์ (ออกซิเดชัน-รีดักชัน)

3. ปฏิกิริยารีดอกซ์ (Redox reaction) ปฏิกิริยาที่สารมีการถ่ายโอนอิเล็กตรอน (ให้-รับ) ซึ่งกันและกัน สารที่ให้อิเล็กตรอน เลขออกซิเดชันสูงขึ้น เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน สารที่รับอิเล็กตรอน เลขออกซิเดชันต่ำลง เกิดปฏิกิริยารีดักชัน     ปฏิกิริยารีดอกซ์ ประกอบด้วย ครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชัน และ ครึ่งปฏิกิริยารีดักชัน

4. 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

5. 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-

6. Mn2O7 = 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

7. 2KMnO4 + 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

8. Mn2+ + 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

9. จงดุลสมการรีดอกซ์ต่อไปนี้จงดุลสมการรีดอกซ์ต่อไปนี้ FeCl3 + SnCl2 FeCl2 + SnCl4 KMnO4 + KNO2 + H2SO4 MnSO4 + H2O + KNO3 + K2SO4 Bi(OH)3 + MnO4- BiO3- + MnO2 H+ + NO3- + Cu2O  Cu2+ + NO + H2O

10. Ex : เมื่อนำแผ่นโลหะทองแดง (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

11. เซลล์ไฟฟ้าเคมี ประกอบด้วย ขั้วไฟฟ้า (Electrode) 2 ขั้ว จุ่มอยู่ใน สารละลายอิเล็กโทรไลต์ แบ่งเป็น 2 ชนิด • เซลล์กัลวานิก (Galvanic cell) • เซลล์อิเล็กโทรลิติก (Electrolytic cell)

12. ขั้วที่ให้ e-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

13. Voltmeter KCl Zn anode Cu cathode Zn2+ Cu2+ ส่วนประกอบของเซลล์กัลวานิก 1. ขั้วไฟฟ้า เป็นแหล่งเกิดปฏิกิริยาเคมี อาจเป็น - โลหะจุ่มในสารละลายไอออนของโลหะนั้นๆ - แก๊สผ่านเข้าไปในสารละลายไอออนของแก๊สนั้นๆ โดยมีโลหะเฉื่อยเป็นตัวให้ หรือรับอิเล็กตรอน - โลหะ เกลือของโลหะและไอออนลบของเกลือ - สารละลายไอออนบวก 2 ชนิดของโลหะชนิดเดียวกัน มีโลหะเฉื่อยเป็นตัวให้ และรับอิเล็กตรอน

14. 2. สารละลายอิเล็กโทรไลต์ สารละลายเกลือของขั้วไฟฟ้าทั้งสอง โดยขั้วไฟฟ้าแต่ละชนิดต้อง จุ่มอยู่ในสารละลายเกลือของมัน 3. สะพานไอออน (สะพานเกลือ) เป็นตัวเชื่อมครึ่งเซลล์ทั้งสองเข้าด้วยกันและช่วยรักษาดุลของไอออนครึ่งเซลล์ ทำจากเกลือที่ละลายน้ำได้ดีและมีไอออนบวกและลบเคลื่อนที่ด้วยความเร็วใกล้เคียงกัน เช่น KNO3, KCl, NH4NO3 4. โวลต์มิเตอร์ เป็นเครื่องมือวัดค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์

15. Voltmeter 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-

16. การเขียนแผนภาพเซลล์ 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

17. 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

18. จงเขียนปฏิกิริยารีดอกซ์จากแผนภาพเซลล์ที่กำหนดให้จงเขียนปฏิกิริยารีดอกซ์จากแผนภาพเซลล์ที่กำหนดให้ Fe | Fe2+(aq) || Ni2+(aq) | Ni Pt | H2 | H+(aq) || Cu2+(1 M) | Cu Al | Al3+(aq) || Cu2+(aq) | Cu

19. 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

20. H2(1 atm) 2H+ + 2e-  2H+ + 2e- H2(1 atm)  เมื่อต้องการหาค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์หรือขั้วไฟฟ้าใด นำมาต่อกับครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน ถ้าครึ่งเซลล์มาตรฐานไฮโดรเจนให้อิเล็กตรอนได้ดีกว่า เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ถ้าครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐานเป็นฝ่ายรับอิเล็กตรอน เกิดปฏิกิริยารีดักชัน

21. 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

22. - ใช้ทำนายทิศทางของปฏิกิริยา ถ้า Ecellมีค่าเป็นบวกแสดงว่าเกิดปฏิกิริยาได้ โดยครึ่งเซลล์ที่มีค่า Eมากกว่าเกิดปฏิกิริยารีดักชัน ส่วนครึ่งเซลล์ที่มีค่า Eน้อยกว่าเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ถ้า Ecellเป็นลบแสดงว่าไม่เกิดปฏิกิริยา

23. 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)

24. 0.34 V 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 

25. ตย. จงคำนวณค่า E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

26. 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

27. ความสัมพันธ์ระหว่าง E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

28. ค่า Ecell G และ K ใช้ทำนายปฏิกิริยา G K Ecell 1 1 1 + 0 - ปฎิกิริยาเกิดได้เอง ปฏิกิริยาสมดุล ปฏิกิริยาเกิดเองไม่ได้ - 0 +

29. ตย. จงหาค่า 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

30. 0.0592 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

31. ใช้สมการเนินสต์หาค่า Ecell

32. 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

33. 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

34. ใช้สมการเนินสต์คำนวณหาความเข้มข้นของใช้สมการเนินสต์คำนวณหาความเข้มข้นของ สารละลายอิเล็กโทรไลต์ เมื่อทราบ Ecellและ Ecell

35. 0.0592 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

36. ใช้สมการเนินสต์หาค่าคงที่สมดุล (Keq) และ ค่าคงที่การละลาย (Ksp) เมื่อทราบค่า Ecell

37. 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

38. 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

39. ตย. จงหาค่า Kspของ 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

40. C1 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

41. ตย. จงหาค่า Ecellจากเซลล์ความเข้มข้นดังนี้ 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

42. ชนิดของเซลล์กัลวานิก - เซลล์กัลวานิกแบบปฐมภูมิ (primary galvanic cell) ใช้แล้วทิ้ง เช่น เซลล์แห้ง หรือ ถ่านไฟฉายที่ใช้ได้ครั้งเดียว

43. เซลล์แห้ง 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

44. เซลล์เชื้อเพลิง (fuel 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

45. - 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

46. ขณะใช้งาน SO42-กับ H+จะถูกใช้ไป และ เกิดน้ำขึ้น ทำให้กรดเจือจางลง เกิด PbSO4ขึ้นที่ขั้วไฟฟ้า ทำให้เซลล์เสื่อมคุณภาพ ผ่านกระแสไฟฟ้าตรงจากแหล่งกำเนิดไฟฟ้าเข้าไปในทิศทางตรงข้าม กับกระแสเดิม จะได้ Pb และ PbO2กลับคืนมา 2PbSO4 + 2H2O  Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO42-

47. 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

48. เซลล์อิเล็กโทรลิติก เกิดจากการผ่านกระแสไฟฟ้าเข้าไป เพื่อทำให้ปฏิกิริยาเคมีที่ไม่เกิดขึ้นเองสามารถเกิดปฏิกิริยาได้ ขั้วไฟฟ้าที่ต่อกับขั้วบวกของแบตเตอรี่ เกิดออกซิเดชัน เรียก แอโนด ขั้วไฟฟ้าที่ต่อกับขั้วลบของแบตเตอรี่ เกิดรีดักชัน เรียก แคโทด  

49. เซลล์อิเล็กโทรลิติก (Electrolytic cell) 1. ขั้วไฟฟ้า 2 ขั้ว ขั้วที่ต่อกับขั้วบวกของแหล่งกำเนิด  ขั้วบวก  แอโนด  ออกซิเดชัน ไอออนลบเคลื่อนที่เข้ามา ถ่ายเทอิเล็กตรอน ขั้วที่ต่อกับขั้วลบของแหล่งกำเนิด  ขั้วลบ  แคโทด  รีดักชัน ไอออนบวกเคลื่อนที่มารับอิเล็กตรอน

50. 2. แหล่งกำเนิดไฟฟ้า เป็นแหล่งให้พลังงานของเซลล์ เพื่อให้ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นเองไม่ได้ สามารถเกิดปฏิกิริยาได้ 3. อิเล็กโทรไลต์ที่หลอมเหลวหรือสารละลายอิเล็กโทรไลต์ เป็นสารที่ต้องการแยกสลายด้วยไฟฟ้า