1. ปฏิกิริยาไฟฟ้าเคมี 1

2. เนื้อหา ปฏิกิริยาไฟฟ้าเคมี 1 * ปฏิกิริยารีดอกซ์ * การดุลสมการรีดอกซ์ * เซลล์ไฟฟ้าเคมี * เซลล์อิเล็กโทรไลต์

3. ปฏิกิริยารีดอกซ์ 1. ปฏิกิริยาระหว่างโลหะกับสารละลายที่มีไอออนของโลหะ ที่ชิ้น Zn มี สารสีน้ำตาล แดงเกาะอยู่ เมื่อเคาะก็ร่วง และแท่งสังกะสี จะกร่อน ในสารละลาย CuSO 4 สีฟ้าเดิม จะจางลง ถ้าทิ้ง ไว้นาน ๆ จะไม่มีสี CuSO 4 (aq) ZnSO 4 (aq) Cu(s) ไม่มีการเปลี่ยนแปลงใด ๆ ที่ชิ้น Cu และในสารละลาย ZnSO 4 รูปที่ 1 รูปที่ 2

4. ปฏิกิริยารีดอกซ์ บทสรุป 1. เมื่อจุ่มโลหะลงในสารละลายโลหะไอออนแล้ว เกิดปฏิกิริยา ได้ แสดงว่า … มีการถ่ายโอนอิเล็กตรอนกันได้โดย ... 1.1 โลหะเป็นฝ่าย เสีย อิเล็กตรอนเกิดปฏิกิริยา ออกซิเดชัน ( เป็นตัว - รีดิวซ์ ) และจะกร่อนลงเรื่อย ๆ 1.2 โลหะไอออนในสารละลายจะเป็นฝ่าย รับ อิเล็กตรอนเกิดปฏิกิริยา รีดักชัน ( เป็นตัวออกซิไดส์ ) 1.3 เปรียบเทียบค่า E 0 จะได้ E 0 ของโลหะไอออนมากกว่า E 0 ของโลหะที่จุ่ม

5. ปฏิกิริยารีดอกซ์ 2. เมื่อจุ่มโลหะลงในสารละลายโลหะไอออนแล้วไม่เกิดปฏิกิริยา แต่ถ้ากลับกันระหว่างโลหะทั้งสองนั้น ( A จุ่มใน B 2+ เป็น B จุ่มใน A 2+ ) จะเกิดปฏิกิริยาได้ 3. เมื่อจุ่มโลหะลงในสารละลายของโลหะไอออนเดียวกัน (A ใน A 2+ ) จะไม่เกิดปฏิกิริยาอย่างแน่นอน 4. นอกจากจุ่มโลหะลงในสารละลายของโลหะไอออนแล้วยังรวม ทั้งไอออนของสารละลายกรด (H + ) ก็พิจารณาทำนองเดียวกัน

6. ปฏิกิริยารีดอกซ์ 2. ปฏิกิริยารีดอกซ์ : ตัวออกซิไดส์ ตัวรีดิวซ์ ปฏิกิริยารีดอกซ์ ปฏิกิริยาออกซิเดชัน ปฏิกิริยารีดักชัน รับ e - ให้ e - ลด เลขออกซิเดชัน เพิ่ม เลขออกซิเดชัน

7. ปฏิกิริยารีดอกซ์ ในปฏิกิริยารีดอกซ์ จะมีปฏิกิริยาย่อยเกิดขึ้น 2 ชนิดเสมอคือ 1. ปฏิกิริยาออกซิเดชัน (Oxidation Reaction) คือปฏิกิริยา ที่มีการให้อิเล็กตรอนสารที่เป็นตัว ให้ อิเล็กตรอน เรียกว่า ตัวรีดิวซ์ ผลของปฏิกิริยาออกซิเดชัน ทำให้สารนั้นมีเลขออกซิเดชัน เพิ่มขึ้น ตัวอย่าง : Zn(s) ฎ Zn 2+ (aq) + 2e - 2. ปฏิกิริยารีดักชัน ( Reduction Reaction) คือปฏิกิริยาที่มี การรับอิเล็กตรอนสารที่เป็นตัว รับ อิเล็กตรอนเรียกว่า ตัวออกซิไดส์ ผลของปฏิกิริยารีดักชัน ทำให้สารนั้นมีเลขออกซิเดชัน ลดลง ตัวอย่าง : Cu 2+ (aq) +2e - ฎ Cu(s)

8. ปฏิกิริยารีดอกซ์ 3. การพิจารณา… ตัวออกซิไดส์ ตัวรีดิวซ์ ปฏิกิริยาออกซิเดชัน ปฏิกิริยารีดักชัน รับอิเล็กตรอน ถูกรีดิวซ์ (Reduced) ตัวออกซิไดส์ (Oxidizer) ให้อิเล็กตรอน ถูกออกซิไดส์ (Oxidized) ตัวรีดิวซ์ (Reducer)

9. ปฏิกิริยารีดอกซ์ 4. การพิจารณา… ว่าปฏิกิริยาหนึ่ง ๆ เป็นปฏิกิริยารีดอกซ์หรือไม่ 1. ปฏิกิริยาที่มีธาตุอิสระเกี่ยวข้องอยู่ด้วย 2. ปฏิกิริยาที่มีการสันดาปทุกชนิด 3. ปฏิกิริยาที่มีธาตุโลหะแทรนซิชันเป็นองค์ประกอบ ของสารในปฏิกิริยา 4. ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในเซลล์ไฟฟ้า แบตเตอรี่ 5. ปฏิกิริยาในขบวนการเมตาบอลิซึม (Metabolism) ในร่างกาย 6. เกิดในขบวนการถลุงโลหะต่าง ๆ เช่น การถลุงเหล็ก ตัวอย่างปฏิกิริยาที่มีโอกาสเป็นปฏิกิริยารีดอกซ์ มีดังต่อไปนี้

10. ปฏิกิริยารีดอกซ์ 7. ปฏิกิริยาที่เกิดสนิม หรือการสึกกร่อนของโลหะ 8. ไม่ใช่ปฏิกิริยาระหว่างกรด - เบส เกลือกับเกลือ หรือกรดกับเกลือ ปฏิกิริยานอน - รีดอกซ์ที่ควรสังเกตได้ง่าย ๆ เช่น ปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส , ปฏิกิริยาระหว่าง เกลือกับเกลือ , ปฏิกิริยาระหว่างเกลือกับกรด เป็นต้น ซึ่งจะมีชื่อเฉพาะสำหรับปฏิกิริยานั้น ๆ เช่น ปฏิกิริยาสะเทิน , ปฏิกิริยาเอสเทอริฟิเคชัน , ปฏิกิริยาสะพอนนิฟิเคชัน , ปฏิกิริยาไฮโดรลิซิส เป็นต้น

11. การดุลสมการรีดอกซ์ การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้เลขออกซิเดชัน หลัก 1. หาเลขออกซิเดชันของสารที่เพิ่มและลด 2. เอาเลขออกซิเดชันที่ เพิ่ม ไว้หน้าสารที่มี เลขออกซิเดชัน ลด และเอาเลขออกซิเดชันที่ลด ไว้หน้าสารที่เพิ่ม ( คูณไขว้ ) 3. จากข้อ 2. ถ้าทำอย่างต่ำได้ให้ทำด้วย 4. พิจารณาจำนวนอะตอมและประจุรวมทางขวา ให้เท่ากับทางซ้าย

12. การดุลสมการรีดอกซ์ ตัวอย่างการดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้เลขออกซิเดชัน NH 3 + O 2 ฎ NO + H 2 O NH 3 (g) + O 2 (g) ฎ NO(g) + H 2 O 3 0 +2-2 เพิ่ม 5 ลด 2 ต่อ 1 อะตอม ( แต่ O มี 2 อะตอม เอา 2 คูณ ) ลด 2 x 2 = 4 4 5 NH 3 + 5O 2 ฎ 4 NO + 6H 2 O 4NH 3

13. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) จากเรื่องราวที่เกี่ยวข้องกับ พลังงานเคมี และ พลังงานไฟฟ้า จึงแบ่งชนิดของอุปกรณ์ที่ใช้เปลี่ยนรูปพลังงานทั้งสองชนิดนี้ ออกเป็น 2 ประเภท คือ 1. อุปกรณ์ที่เปลี่ยนพลังงาน เคมีให้เป็นพลังงานไฟฟ้า เรียกว่า เซลล์กัลวานิก 2. อุปกรณ์ที่เปลี่ยนพลังงาน ไฟฟ้าให้เป็นพลังงานเคมี เรียกว่า เซลล์อิเล็กโทรไลต์ เซลล์ไฟฟ้าเคมีอย่างง่าย ซึ่งเปลี่ยนพลังงานเคมีให้เป็น กระแสไฟฟ้า เรียกว่า เซลล์กัลวานิก หรือ เซลล์วอลตาอิก

14. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) 1. เซลล์กัลวานิก 1. เซลล์ไฟฟ้าเคมี จะประกอบด้วย 2 ครึ่งเซลล์ที่แตกต่างกัน นำมาต่อกันให้ครบวงจร แสดงได้ดังรูป Zn 2+ Cu 2+ Zn(s) / Zn 2+ (aq) Cu(s) / Cu 2+ (aq) สะพานไอออน Zn Cu แอโนด ( ขั้วลบ ) แคโทด ( ขั้วบวก ) รูปที่ 3

15. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) 2. ในครึ่งเซลล์หนึ่งประกอบด้วยแท่งโลหะ ซึ่งทำหน้าที่เป็น ขั้วไฟฟ้า (electrode) จุ่มอยู่ในสารละลายที่มีไอออนของโลหะที่ เป็นขั้วไฟฟ้านั้นจุ่มอยู่ 3. ครึ่งเซลล์ที่เป็นขั้วไฟฟ้าเฉื่อย เช่น โลหะพลาตินัม ( Pt) และแกรไฟต์ (C) ขั้วไฟฟ้าชนิดนี้ไม่มีส่วนร่วมในการเกิดปฏิกิริยาเคมี ใด ๆ ในเซลล์ ไม่มีการผุกร่อน เพียงแต่ช่วย ทำหน้าที่เป็นตัวรับ - ถ่ายให้อิเล็กตรอนเคลื่อนที่ผ่านให้ครบวงจรเท่านั้น 4. ครึ่งเซลล์ที่มีขั้วไฟฟ้าเป็นก๊าซ ในกรณีนี้ต้องอาศัยขั้ว ไฟฟ้าเฉื่อยเพื่อเป็นตัวนำ โดยจุ่มอยู่ในสารละลายอิเล็กโทรไลต์ โดยมี หลักว่า เมื่อใช้ก๊าซใดผ่านเข้าไปในขั้วไฟฟ้านั้นสารละลายอิเล็ก - โทรไลต์ที่ใช้ต้องเป็นสารละลายที่มีไอออนของก๊าซนั้น

16. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) การต่อครึ่งเซลล์สองครึ่งเซลล์เข้าด้วยกัน 1. ใช้ลวดตัวนำต่อจากโลหะที่เป็นขั้วไฟฟ้า ของครึ่งเซลล์หนึ่งไปยังโลหะที่เป็นขั้วไฟฟ้า ของอีกครึ่งเซลล์หนึ่ง 2. ใช้สะพานไอออน (Salt bridge) เชื่อมต่อ ระหว่างสารละลายในแต่ละครึ่งเซลล์ เพื่อให้ ไอออนเคลื่อนที่ถ่ายเทระหว่างครึ่งเซลล์ทั้งสองได้

17. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) 2. ปฏิกิริยาเคมีที่เกิดขึ้นในเซลล์ไฟฟ้าเคมี : ปฏิกิริยาแต่ละครึ่งเซลล์ , การพิจารณาขั้วไฟฟ้า , การพิจารณาการไหลของอิเล็กตรอน มีหลักการพิจารณาตามขั้นตอนต่อไปนี้ 1. เมื่อเอาแต่ละครึ่งเซลล์มาต่อให้ครบวงจร ก็จะเกิดเป็นเซลล์ไฟฟ้า อย่างง่ายขึ้น แสดงว่าเกิดปฏิกิริยาเคมีแล้วทำให้เกิดกระแสไฟฟ้า 2. ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นคือปฏิกิริยารีดอกซ์ โดยแต่ละครึ่งเซลล์เกิด ปฏิกิริยาดังนี้ ครึ่งเซลล์ที่ให้อิเล็กตรอน : เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน เข็มจะ เบนออก จากขั้วนี้ ครึ่งเซลล์ที่รับอิเล็กตรอน : เกิดปฏิกิริยารีดักชัน เข็มจะ เบนเข้า ขั้วนี้

18. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) 3. ดังนั้น ในเซลล์ไฟฟ้าเคมี จะต้องเกิดปฏิกิริยาทั้งสองครึ่งเซลล์ โดยเกิดปฏิกิริยาให้ - รับอิเล็กตรอนกัน จึงทำให้มีอิเล็กตรอนไหล เกิด กระแสไฟฟ้าขึ้น โดยในเรื่องทางไฟฟ้าให้ถือว่า ทิศทางของ กระแส นั้น ไหล ตรงข้าม กับทิศทางของ อิเล็กตรอน 4. อิเล็กตรอนที่เกิดขึ้นจากครึ่งเซลล์ออกซิเดชัน จะ เคลื่อนที่ออก วงจรภายนอกตามตัวนำ เข้าไปยังครึ่งเซลล์รีดักชัน ( สังเกตได้ตาม เข็มเครื่องโวลต์มิเตอร์ที่เบนไปตามทิศการไหลของอิเล็กตรอน )

19. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) 3. การพิจารณาขั้วไฟฟ้า ขั้วแอโนด ( ขั้วลบ ), ขั้วแคโทด ( ขั้วบวก ) และชนิดของปฏิกิริยา 1. ครึ่งเซลล์ที่เกิดปฏิกิริยา ออกซิเดชัน เรียกว่า ขั้ว แอโนด ซึ่งมีอิเล็กตรอนไหลออกมา จึงเรียกว่า ขั้วลบ ( ขั้วที่มีอิเล็กตรอนเกิดขึ้น ) 2. ครึ่งเซลล์ที่เกิดปฏิกิริยา รีดักชัน เรียกว่า ขั้ว แคโทด ซึ่งเป็นขั้วที่ รับ อิเล็กตรอน จึงเรียกว่า ขั้วบวก ( ขั้วที่อิเล็กตรอนวิ่งเข้าหา )

20. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) Zn 2+ Cu 2+ Zn(s) / Zn 2+ (aq) Cu(s) / Cu 2+ (aq) สะพานไอออน Zn Cu แอโนด ( ขั้วลบ ) แคโทด ( ขั้วบวก ) รูปที่ 4 รูปแสดงเซลล์ไฟฟ้าเคมีอย่างง่าย และสรุปปฏิกิริยา และขั้วที่เกิดขึ้นได้ดังนี้

21. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) จากรูปที่ 4 สามารถอธิบายได้ดังนี้ ครึ่งเซลล์ออกซิเดชัน ครึ่งเซลล์รีดักชัน ออกซิเดชัน : Zn(s) ฎ Zn 2+ (aq) + 2e - รีดักชัน : Cu 2+ (aq) + 2e - ฎ Cu(s) ขั้วแอโนด ( เพราะเกิดออกซิเดชัน ) ขั้วแคโทด ( เพราะเกิดรีดักชัน ) ขั้วลบ ( เพราะอิเล็กตรอนเกิดขึ้น ) ขั้วบวก ( เพราะรับอิเล็กตรอน ) ปฏิกิริยาของเซลล์นี้ : Zn(s) + Cu 2+ (aq) ฎ Zn 2+ (aq) + Cu(s)  ครึ่งเซลล์รีดักชัน ครึ่งเซลล์ออกซิเดชัน

22. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) 4. สะพานไอออน (Salt bridge) และการรักษาสมดุล ระหว่างไอออนบวกและไอออนลบ สะพานไอออน เป็นสารละลายอิ่มตัวที่ทำหน้าที่เป็นตัวเชื่อม ระหว่างครึ่งเซลล์ทั้งสองเข้าด้วยกัน ทำหน้าที่รักษาสมดุลระหว่าง ไอออนบวกและไอออนลบของสารละลายอิเล็กโทรไลต์ในแต่ละครึ่ง เซลล์ สะพานไอออนเมื่อใช้นาน ๆ จะทำให้ ปริมาณไอออนลดลง ดังนั้นเมื่อต้องการใช้สะพานไอออนควรจุ่มสารละลายอิ่มตัวใหม่ ๆ สำหรับที่ใช้สารละลายอิ่มตัวก็เพื่อต้องการให้มีปริมาณไอออนอยู่ มากจะได้ใช้ได้นาน สารละลายที่ใช้ทำสะพานไอออนได้ เช่น NH 4 NO 3 , KCl, KNO 3

23. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) 5. เซลล์ความเข้มข้น เซลล์ความเข้มข้น (Concentration cell) เป็นเซลล์ไฟฟ้าเคมี อีกชนิดหนึ่ง ประกอบด้วย ขั้วไฟฟ้า ชนิดเดียวกัน 2 ขั้ว และสาร ละลายอิเล็กโทรไลต์ชนิดเดียวกันแต่ ความเข้มข้นไม่เท่ากัน หลักของเซลล์ความเข้มข้น สรุปได้ดังนี้ 1. แท่งอิเล็กโทรด ( ขั้ว ) ทั้งสองเหมือนกัน 2. สารละลายอิเล็กโทรไลต์อย่างเดียวกัน แต่ ความเข้มข้น ของสาร ละลายต่างกัน 3. อิเล็กตรอนจะไหลออกจากครึ่งเซลล์ที่มีความเข้มข้นน้อยกว่าไปสู่ ภายนอก เข้าสู่ครึ่งเซลล์ที่มีความเข้มข้นมากกว่า

24. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) 5. ครึ่งเซลล์ที่มีความเข้มข้นของสารละลาย เจือจาง เกิดปฏิกิริยา ออกซิเดชัน เป็นขั้ว แอโนด และครึ่งเซลล์ที่ เข้มข้นกว่า จะเกิดปฏิกิริยา รีดักชัน เป็นขั้ว แคโทด 6. ตัวอย่างเขียนแผนภาพของเซลล์ได้ดังนี้ M(s)/M + ( จาง ) // M + ( ข้น )/ M(s) Zn(s)/Zn 2+ (0.01M) // Zn 2+ (0.1M)/Zn(s)

25. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) 6. หลักการเขียนแผนภาพเซลล์ไฟฟ้าเคมี 1. เขียนครึ่งเซลล์โดยใช้ / คั่นระหว่างขั้วไฟฟ้ากับไอออนในสาร ละลายครึ่งเซลล์ เช่น Zn/Zn 2+ 2. ระหว่างครึ่งเซลล์ทั้งสองให้ใช้ // คั่น แสดง สะพานไอออน 3. แต่ละครึ่งเซลล์จากข้อ (1) เมื่อนำมาต่อกันเป็นเซลล์ไฟฟ้า ให้ เขียนขั้วไฟฟ้า ( โลหะ ) ไว้ว้ายสุดและขวาสุดเสมอ 4. ให้เขียนครึ่งเซลล์ออกซิเดชันไว้ทางซ้ายมือ คั่นด้วย // แล้วให้ เขียนครึ่งเซลล์รีดักชันไว้ทางขวามือเสมอ 5. ถ้าครึ่งเซลล์ใดมีสถานะเดียวกันมากกว่า 1 ชนิด ให้คั่นด้วย , เช่น Pt/Sn 2+ , Sn 4+ // Fe 3+ , Fe 2+ /Pt

26. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) 6. ขั้วไฟฟ้าที่เป็นก๊าซโดยมีโลหะเฉื่อยเป็นตัวนำให้เขียน เครื่องหมาย / คั่นระหว่างโลหะ / ก๊าซ / ไอออน ตัวอย่างเช่น Pt/H 2 /H + ครึ่งเซลล์ออกซิเดชัน H + /H 2 /Pt ครึ่งเซลล์รีดักชัน 7. หากจะเขียนแผนภาพเซลล์ไฟฟ้าที่สมบูรณ์จะต้องระบุ สถานะของสาร และในกรณีสารละลายจะต้องระบุ ความเข้มข้น (M) อีกด้วย

27. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) สรุปหลักการเขียนแผนภาพเซลล์ไฟฟ้าเคมี A(s)/A + (aq) (1.0 mol/l) // B + (aq) (1.0 mol/l)/B(s) ครึ่งเซลล์ออกซิเดชัน ขั้วลบ แอโนด ( ออก , OX) ให้ e - ดีกว่า (E 0 ของ A น้อย ) ขั้วไฟฟ้าคือ A ครึ่งเซลล์รีดักชัน ขั้วบวก แคโทด รับ e - ดีกว่า ( E 0 ของ B มาก ) ขั้วไฟฟ้าคือ B

28. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) ขั้วลบ ขั้วบวก - + ศักย์ไฟฟ้าต่ำ ศักย์ไฟฟ้าสูง อิเล็กตรอน ฎ ฌ กระแสไฟฟ้า

29. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) 7. ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ (E 0 ) ในการหาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ (E 0 ) ในทางปฏิบัติ จะต้องทำโดยการเปรียบเทียบกับครึ่งเซลล์ใดครึ่งเซลล์หนึ่งที่กำหนด เป็นครึ่งมาตรฐาน เช่น ครึ่งเซลล์มาตรฐานของไฮโดรเจน (1 mol/l, 25 ๐ C, 1 atm) (Pt)(s)/H 2 (1 atm)/H + (1 mol/l) กำหนดให้มีค่า E 0 = 0.00 โวลต์ ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน เรียกอีกอย่างหนึ่งว่า ขั้วไฟฟ้า ไฮโดรเจนมาตรฐาน (Standard Hydrogen Electrode ตัวย่อ SHE)

30. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) ปฏิกิริยาของครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน เมื่อเป็นครึ่งเซลล์ออกซิเดชัน H 2 ฎ 2 H + + 2e - เมื่อเป็นครึ่งเซลล์รีดักชัน 2 H + + 2e -  ฎ H 2  ขั้นตอนการหาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน พิจารณาดังต่อไปนี้ 1. นำครึ่งเซลล์ที่ต้องการมาต่อเข้ากับครึ่งเซลล์มาตรฐาน สิ่งที่ต้อง พิจารณา คือให้ดูเข็มของโวลต์มิเตอร์ว่าเบนไปทางครึ่งเซลล์ใด และอ่าน ค่าได้เท่าไร 2. ค่าที่อ่านได้เป็นเท่าใด ค่า E 0 ของครึ่งเซลล์นั้นมีค่าเท่ากับตัวเลข ที่อ่านได้นั้น แต่อาจมีเครื่องหมาย บวก หรือ ลบ ให้พิจารณาดังนี้

31. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) 2.1 ถ้าเข็มเบนไปหาครึ่งเซลล์ไฮโดรเจน - ครึ่งเซลล์ Pt/H 2 /H + ชิงอิเล็กตรอนดีกว่า A/A + ค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ A/A + น้อยกว่า 0 โวลต์ ( เป็น ลบ ) 2.2 ถ้าเข็มเบนเข้าหาครึ่งเซลล์ที่นำมาต่อ A/A + - ครึ่งเซลล์ A/A + ชิงอิเล็กตรอนดีกว่า Pt/H 2 /H + ค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน (E 0 ) ครึ่งเซลล์ A/A + มากกว่า 0 ( เป็น บวก )

32. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) 8. ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์ (E 0 cell ) ความต่างศักย์ของเซลล์ ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน ( E 0 cell ) ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ที่ไม่ใช่ ภาวะมาตรฐาน ( E cell ) ผลต่างระหว่าง E 0 + และ E 0 - จากสมการเนินสต์ *( ไม่กล่าว ถึงในระ ดับนี้ ) E 0 cell = E 0 + - E 0 - E cell = E 0 cell = (0.059/n)logK ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์ ( E 0 cell ) = E 0 แคโทด - E 0 แอโนด = E 0 มาก - E 0 น้อย

33. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) 9. บทสรุปเกี่ยวกับ E 0 1. ค่า E 0 เป็นค่าที่แสดงถึงความสามารถของไอออนของโลหะหรือธาตุ ในการแย่งชิงอิเล็กตรอนเมื่อเปรียบเทียบกับความสามารถในการแย่ง ชิงอิเล็กตรอนของ H + 2. ถ้า E 0 ของครึ่งเซลล์ใดมีค่าเป็น บวก แสดงว่าไอออนของโลหะหรือ อโลหะนั้นแย่ง ชิง อิเล็กตรอนได้ดีกว่า H + ถ้า E 0 ของครึ่งเซลล์ใดมีค่าเป็น ลบ แสดงว่าไอออนของโลหะหรือ อโลหะนั้นแย่ง ชิง อิเล็กตรอนได้ น้อย กว่า H + 3. E 0 ใช้เป็นค่าเปรียบเทียบความสามารถในการแย่งชิง ( รับ ) อิเล็กตรอนของไอออนต่าง ๆ

34. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) 4. ค่า E 0 ของปฏิกิริยาใด ๆ สามารถบอกได้ว่าปฏิกิริยานั้น ๆ เกิดขึ้นได้ หรือไม่ ในทิ ศ ทางใดถ้า ... E 0 cell หรือ E 0 react เป็นบวก = ปฏิกิริยาเกิดได้ เป็นลบ = ปฏิกิริยาเกิดไม่ได้ต้องกลับทิศ ของสมการจึงเกิดได้ เป็นศูนย์ = ปฏิกิริยาอยู่ในสมดุล 5. ถ้าจุ่มโลหะ A ลงในสารละลาย B 2+ แล้วเกิดปฏิกิริยาได้ แสดงว่าค่า E 0 ของ B 2+ > A 2+ - ถ้าค่า E 0 มากกว่า แสดงว่า … จะมีความสามารถแย่งชิง e - ได้ดี กว่า เกิดปฏิกิริยารีดักชันได้ดีกว่า เป็นตัวออกซิไดส์ได้ดีกว่า

35. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) - ถ้าทราบค่า E 0 ของ X 2+ > Y 2+ ดังนั้นถ้าเราจุ่มโลหะ X ลงใน สารละลาย Y 2+ จะไม่เกิดปฏิกิริยาแต่อย่างใด 5. สารที่มีค่า E 0 มาก ทำปฏิกิริยากับสารที่มีค่า E 0 น้อยกว่าได้แสดง ว่าสารที่มี E 0 มากเป็นตัว ออกซิไดส์ E 0 น้อยกว่าจะเป็นตัว รีดิวซ์ ตัวออกซิไดส์ดี ฎ E 0 มาก ฎ อยากจะรับ (e - ) ฎ เกิด ( รีดักชัน ) 6. แผนภาพเซลล์ A/A 2+ // B 2+ /B แสดงว่า E 0 ของ B 2+ > E 0 ของ A 2+ 7. ในตารางธาตุ ความสัมพันธ์ของค่า E 0 เป็นไปตามแนวโน้มเช่นเดียว กับ IE, EN

36. เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical Cell) ตารางธาตุ น้อย มาก แนวโน้มของค่า IE, EN และ E 0 ของธาตุในตารางธาตุ ข้อควรจำ Li + มีค่า E 0 ต่ำสุด ; เป็นตัวรีดิวซ์ที่ดี F 2 มีค่า E 0 สูงสุด ; เป็นตัวออกซิไดส์ที่ดี 8. ธาตุที่ควรจำลำดับค่า E 0 ได้คือ Ag + > Cu 2+ > H + > Zn 2+ > Mg 2+

37. เซลล์อิเล็กโทรไลต์ การแยกสารด้วยกระแสไฟฟ้าเป็นกระบวนการหนึ่งซึ่งเรียกว่า อิเล็กโทรลิซีส (electrolysis) ซึ่งหมายถึงกระบวนการที่มีการเปลี่ยน พลังงานไฟฟ้าเป็นพลังงานเคมี หรือหมายถึงกระบวนการที่ผ่าน กระแสไฟฟ้าเข้าไปในสารอิเล็กโทรไลต์แล้วเกิดการเปลี่ยนแปลงทางเคมี คือ ปฏิกิริยารีดอกซ์นั่นเอง อุปกรณ์สำหรับกระบวนการอิเล็กโทรลิซิสเป็นเซลล์ไฟฟ้าเคมี เรียกว่า เซลล์อิเล็กโทรไลต์ ในการพิจารณา ขั้วบวก ขั้วลบ ของเซลล์ไฟฟ้าเคมี กับเซลล์ อิเล็กโทรไลต์จะ แตกต่าง กันทำให้เป็นผลตรงกันข้าม ดังแสดงในตาราง ต่อไปนี้

38. เซลล์อิเล็กโทรไลต์ เซลล์กัลวานิก เซลล์อิเล็กโทรไลต์ ขั้วลบ : ขั้วที่มีอิเล็กตรอนไหล : ขั้วที่ต่อกับขั้วลบของแบตเตอรี่ ออกจากเซลล์ ( อิเล็กตรอนไหลเข้าเซลล์ ) ขั้วบวก : ขั้วที่มีอิเล็กตรอนไหล : ขั้วที่ต่อกับขั้วบวกของแบตเตอรี เข้าสู่เซลล์ ( อิเล็กตรอนไหลออก ) แอโนด : ออกซิเดชัน ( ขั้วลบ ) : ออกซิเดชัน ( ขั้วบวก ) แคโทด : รีดักชัน ( ขั้วบวก ) : รีดักชัน ( ขั้วลบ )

39. เซลล์อิเล็กโทรไลต์ การแยกสารด้วยกระแสไฟฟ้า สารอิเล็กโทรไลต์ที่ใช้แบ่งออกเป็น 2 พวก คือ สารที่หลอมเหลว และสารละลาย ( มีน้ำด้วย ) 1. การแยกสารที่หลอมเหลวด้วยกระแสไฟฟ้า ผลที่ได้จากการแยกสารเคมีหลอมเหลวด้วยกระแสไฟฟ้า จะไม่มี H 2 O เข้าไปเกี่ยวข้องเหมือนกับสารละลาย ดังนั้นแต่ละขั้วจะเกิด ปฏิกิริยาดังนี้ 1. ที่ขั้วลบ จะได้โลหะที่เป็นไอออนบวก เช่น Na + ได้โลหะ Na ที่ขั้วลบ ( แคโทด ) เพราะไอออนบวกจะวิ่งไปรับอิเล็กตรอนที่ขั้วลบ ( รีดักชัน ) ดังสมการ Na + + e - ฎ Na : รีดักชัน

40. เซลล์อิเล็กโทรไลต์ 2. ที่ขั้วบวก จะได้สาร ( ก๊าซ ) ที่เป็นไอออนลบ เช่น Cl - , Br - , I - จะได้ Cl 2 , Br 2 , I 2 ตามลำดับ ( แอโนด ) เพราะไอออนลบให้อิเล็กตรอนที่ ขั้วบวก ดังสมการ 2 Cl - ฎ Cl 2 + 2e - : ออกซิเดชัน ตัวอย่างการแยกสาร NaCl ที่หลอมเหลวด้วยกระแสไฟฟ้า + + + - - - D.C. Anode (+) Cathode (-) 2 Cl - ฎ Cl 2 + 2e - Na + + e - ฎ Na Cl 0 Na 0 Cl - Na + ปฏิกิริยาที่แคโทด : 2Na + + e - ฎ 2 Na ปฏิกิริยาที่แอโนด : 2 Cl - ฎ Cl 2 + 2e - ปฏิกิริยารวม : 2Na + + 2Cl - ฎ 2 Na + Cl 2

41. เซลล์อิเล็กโทรไลต์ 2. การแยกสารละลายด้วยกระแสไฟฟ้า การพิจารณาปฏิกิริยาที่เกิดแต่ละขั้ว จะต้องมี H 2 O เข้ามาเกี่ยวข้อง อีกด้วย โดยที่น้ำสามารถ รับ อิเล็กตรอนที่ ขั้วลบ และ ให้ อิเล็กตรอนได้ที่ ขั้วบวก ดังนั้นปฏิกิริยาของน้ำที่ขั้วทั้งสองจึงควรจำได้ดังนี้ H 2 O รับ e - เกิด Reduction ( แคโทด ) เกิด H 2 สารละลายเป็น เบส (OH - ) 2H 2 O + 2e - ฎ + 2OH - ; E 0 = -0.83 V H 2 ที่ขั้วลบ

42. เซลล์อิเล็กโทรไลต์ H 2 O ให้ e - เกิด Oxidation ( แอโนด ) เกิด O 2 สารละลายเป็น กรด (H + ) H 2 O ฎ + 2H + + 2e - ; E 0 ox = -1.23 V 1/2O 2 ที่ขั้วบวก กลับจากตาราง E 0 จากนั้นให้พิจารณาแต่ละขั้ว โดยใช้ค่า E 0 ระหว่างไอออน ของสารนั้น ๆ กับ H 2 O ก็จะทำนายได้ว่าจะเกิด สารใดที่ขั้วใด หลักการ 1. ที่ขั้วแคโทด (-) เกิดจากสารที่มี ค่า E 0 มากกว่า 2. ขั้วแอโนด (+) เกิดจากสารที่มีค่า E 0 น้อยกว่าน้ำ ( หรือ E 0 ox > E 0 ox ของ H 2 O ต้องกลับจากตาราง ) ถ้า E 0 ox น้ำมากกว่าจะเกิดก๊าซ O 2

43. เซลล์อิเล็กโทรไลต์ 3. การพิจารณาว่าจะเกิดสารใดที่ขั้วใด มีวิธีจดจำสารที่เกิดขึ้นที่ขั้วต่าง ๆ ซึ่งมีหลักสรุปได้ดังนี้ 1. ถ้าในสารละลายมี Li + , Na + , K + , Ca 2+ เมื่ออิเล็กโทรลิซิสจะไม่ได้ โลหะ นั้น แต่จะได้ก๊าซ H 2 และสารละลายเป็น เบส (OH - ) ที่ขั้วลบ ( แคโทด ) 2. ถ้าไอออนนั้นแย่งชิงอิเล็กตรอนได้ดี เช่น Cu 2+ , Ag + หรือโลหะแทรน - ซิชันอื่น ๆ ( มีค่า E 0 ค่อนข้างมาก ) จะแย่งชิงอิเล็กตรอนได้ดีกว่าน้ำ เมื่ออิเล็กโทรลิซิสจะได้โลหะ Cu โลหะ Ag ที่ขั้วลบ ( แคโทด ) 3. ในทำนองเดียวกันที่ขั้วแอโนด ( ขั้วบวก ) ในสารละลายที่มี SO 2- 4 , NO - 3 ( หมู่อนุมูลกรด ) ฯลฯ ซึ่งเมื่ออิเล็กโทรลิซิสจะไม่ได้ผลิตภัณฑ์

44. เซลล์อิเล็กโทรไลต์ ที่เกิดจาก SO 2- 4 , NO - 3 ฯลฯ แต่จะได้ผลิตภัณฑ์ซึ่งเกิดจากน้ำแทน คือ ได้ก๊าซ O 2 สารละลายมีสมบัติเป็นกรด (H + ) ที่ขั้วบวก 4. ถ้าเป็นพวก Cl - , Br - , I - ซึ่งมีความสามารถในการให้ e - ได้ดีกว่าน้ำ จะได้ก๊าซ Cl 2 , Br 2 และ I 2 เป็นฟองปุดขึ้นที่ขั้วแอโนด ( ขั้วบวก ) Cl - ฎ 1/2Cl 2 + e - 5. จำง่าย ๆ ว่า ไอออน บวก ถ้าเกิดได้ต้องเกิดที่ ขั้วลบ และไอออน ลบ จะไปเกิดที่ ขั้วบวก Cl - , Br - , I - ฎ ขั้วบวก Cl 2 , Br 2 , I 2 Cu 2+ , Ag + ฎ ขั้วลบ เกิด Cu(s), Ag(s) SO 2- 4 , NO - 3 ฎ ฎ ขั้วบวก เกิด O 2 (g) Li + , Na + ฎ ฎ ขั้วลบ เกิด H 2 ( ไม่เกิด ) ( ไม่เกิด ) H 2 O H 2 O

45. เซลล์อิเล็กโทรไลต์ 4. ข้อควรพิจารณาการเกิดปฏิกิริยาของไอออนบางชนิด 1. โดยปกติไอออนลบจะไปยัง ขั้วบวก ให้อิเล็กตรอนเกิดปฏิกิริยา Oxidation เช่น 2 Cl - ฎ Cl 2 (g) + 2e - 2. แต่ไอออนลบบางชนิดอาจไปยังขั้วลบ เพื่อไปรับอิเล็กตรอน เกิด Reduction ได้ เช่น ClO - 4 + 8H + + 7e - ฎ 1/2 Cl 2 + 4H 2 O E 0 = 1.55 Volt 3. เหตุผลที่เป็นเช่นนี้ เนื่องจาก Cl ใน ClO - 4 มีเลขออกซิเดชันสูงสุด แล้วคือ +7 จึงไม่สามารถเป็นตัวรีดิวซ์ ( เกิด Oxidation) เพิ่มเลข ออกซิเดชันได้อีกแล้ว 4. ดังนั้นในสารละลาย X เปอร์คลอเรต ปฏิกิริยาที่ขั้วลบอาจ พิจารณาถึง 3 ปฏิกิริยาคือ

46. เซลล์อิเล็กโทรไลต์ 1) H 2 O + 2e - ฎ H 2 + 2OH - 2) X 2+ + 2e - ฎ X(s) 3) ClO - 4 + 8H + + 7e - ฎ 1/2 Cl 2 + 4H 2 O โดยทั่วไปแล้วปฏิกิริยา (3) จะเกิดได้ดีกว่า ( ค่า E 0 มาก ) 5. ในสารละลายที่มีไอออนของโลหะหมู่ 1, 2 จะไม่ได้โลหะนั้น เช่น Na, Ca ฯลฯ ที่ขั้วลบ เว้นแต่จะเพิ่มความต่างศักย์ไฟฟ้าให้สูงขึ้นอย่าง น้อยเท่ากับค่า E 0 cell ของเซลล์คู่นั้น ๆ ที่มีค่าเป็นลบ ตัวอย่าง ปฏิกิริยา Na + + 2X - ฎ Na + X 2 E 0 cell = -2.80 Volt แสดงว่าปฏิกิริยานี้ไม่เกิดจึงต้องบังคับโดยเพิ่มค่าศักย์ไฟฟ้า อย่างน้อย = 2.80 Volt หรือมากกว่า จึงจะได้โลหะเกิดขึ้น

47. เซลล์อิเล็กโทรไลต์ 5. ความต่างศักย์ไฟฟ้าที่ใช้เพื่อให้เกิดสารตามต้องการ หลักการ 1. คำนวณหาค่า E 0 cell ตามสูตร E 0 cell = E 0 แคโทด - E 0 แอโนด * ใช้ค่า E 0 ตามตาราง 2. หาค่า E 0 cell โดยเอาค่า E 0 ตามสมการรีดักชัน และออกซิ - เดชันมาบวกกัน ตามสมการ ( ใช้ค่า E 0 ตามสมการ ) E 0 cell = E 0 รีดักชัน + E 0 ออกซิเดชัน

48. END... เอกสารอ้างอิง - กระทรวงศึกษาธิการ . หนังสือเรียนวิชาเคมีเล่ม 6 ว 035. กรุงเทพฯ : โรงพิมพ์คุรุสภาลาดพร้าว . 2540, หน้า 1-29. - วินัย วิทยาลัย . เคมี ว 035 ม . 6 เล่ม 2. กรุงเทพฯ : ฟิสิกส์เซ็นเตอร์ . 2544, หน้า 1-115.