ไฟฟ้าเคมี
Your SlideShare is downloading.
×
![31
3+
0
2+
0.0592 [Fe ]
= + log
1 [Fe ]
E E
Fe3+ + e- → Fe2+
2+
0 0.0592 [Cu ]
= + log
2 [Cu]
E E
Cu2+ + 2e- → Cu
Cr2O7
2-...](https://image.slidesharecdn.com/electrochemistry-230112120940-a422c1b0/75/chemistry-electrochemistry-31-2048.jpg?cb=1673527648)
![• ศักย์ไฟฟ้าที่ขั้วแอโนด
Fe
2+
0 0.0592 [Fe ]
= + log
2 [Fe]
E E
0.0592
= -0.440 + log(0.300)
2
1
= -0.445 V
ศักย์ไฟฟ้าที่...](https://image.slidesharecdn.com/electrochemistry-230112120940-a422c1b0/75/chemistry-electrochemistry-33-2048.jpg?cb=1673527648)
![17
3+
0
2+
0.0592 [Fe ]
= + log
1 [Fe ]
E E
Fe3+ + e- → Fe2+
2+
0 0.0592 [Cu ]
= + log
2 [Cu]
E E
Cu2+ + 2e- → Cu
Cr2O7
2-...](https://image.slidesharecdn.com/electrochemistry-230112120940-a422c1b0/75/chemistry-electrochemistry-51-2048.jpg?cb=1673527648)
![• ศักย์ไฟฟ้าที่ขั้วแอโนด
Fe
2+
0 0.0592 [Fe ]
= + log
2 [Fe]
E E
0.0592
= -0.440 + log(0.300)
2
1
= -0.445 V
ศักย์ไฟฟ้าที่...](https://image.slidesharecdn.com/electrochemistry-230112120940-a422c1b0/75/chemistry-electrochemistry-53-2048.jpg?cb=1673527648)
Check these out next
More Related Content
Similar to Chemistry : Electrochemistry (20)
More from Woravith Chansuvarn (20)
Recently uploaded (20)
Chemistry : Electrochemistry
- 1. ผู้ช่วยศาสตราจารย์ ดร.วรวิทย์ จันทร์สุวรรณ เคมีไฟฟ้า http://web.rmutp.ac.th/woravith woravith woravith.c@rmutp.ac.th Chemographics EP1 : เคมีไฟฟ้าเบื้องต้น
- 2. แผนการสอนและประเมินผลการเรียนรู้ • เลขออกซิเดชัน • สมการรีดอกซ์ • องค์ประกอบของเซลล์เคมีไฟฟ้า เคมีไฟฟ้า เบื้องต้น
- 3. เคมีไฟฟ้า (Electrochemistry) การศึกษาที่เกี่ยวกับปฏิกิริยาเคมีที่เกี่ยวข้องกับ ไฟฟ้า โดยอาศัยการถ่ายโอนอิเล็กตรอนระหว่าง สารในปฏิกิริยาเคมี ปฏิกิริยาที่มีการเปลี่ยนแปลงเลข ออกซิเดชันของสารตั้งต้นเมื่อ เกิดปฏิกิริยาเคมี ปฏิกิริยารีดอกซ์ (redox reaction) ปฏิกิริยาออกซิเดชัน (oxidation) ปฏิกิริยารีดักชัน (reduction) ปฏิกิริยาที่มีการให้อิเล็กตรอน ปฏิกิริยาที่มีการรับอิเล็กตรอน 04
- 4. ปฏิกิริยาออกซิเดชัน ปฏิกิริยารีดักชัน ปฏิกิริยารีดอกซ์ ปฏิกิริยาที่มีการให้อิเล็กตรอน ปฏิกิริยาที่มีการรับอิเล็กตรอน ตัวรีดิวซ์ คือสารที่ทาหน้าที่เป็นตัว ให้อิเล็กตรอน ตัวออกซิไดส์ คือสารที่ทาหน้าที่เป็น ตัวรับอิเล็กตรอน ตัวรีดิวซ์ มีเลขออกซิเดชันเพิ่มขึ้น ตัวออกซิไดส์ มีเลขออกซิเดชันลดลง ตัวรีดิวซ์ คือ ตัวถูกออกซิไดส์ ตัวออกซิไดส์ คือ ตัวถูกรีดิวซ์ 05
- 5. Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e- Ag+(aq) + e- → Ag(s) Cu(s) + 2Ag+(aq) Cu2+(aq) + 2Ag(s) 0 +2 +2 0 Cu เป็นตัวรีดิวซ์ และ Ag+ เป็นตัวออกซิไดส์ 06 Cu Ag Ag+ Cu2+ 0.460 V สะพานเกลือ e- e- 1.0 M Cu(NO3)2 1.0 M AgNO3 NaNO3 Na+ NO3 - NO3 - แอโนด แคโทด
- 6. Zn เป็นตัวรีดิวซ์ H+ เป็นตัวออกซิไดซ์ 07
- 7. จานวนประจุสุทธิ (net charge) ของแต่ละอะตอม ในโมเลกุล หรือสูตรเคมี เลขออกซิเดชัน หลักการกาหนดเลขออกซิเดชัน อะตอมอิสระ = 0 1 ไอออนอะตอมเดี่ยว = ประจุไอออน 2 ธาตุหมู่ 1A = +1 และ หมู่ 2A = +2 เสมอ 3 ธาตุหมู่ 7A ส่วนใหญ่ = -1 แต่ F = -1 เสมอ 4 ธาตุ O ส่วนใหญ่ = -2 5 ธาตุ H ส่วนใหญ่ = +1 6 ผลรวมของเลขออกซิเดชันเท่ากับประจุสุทธิ 7 ยกเว้น H2O2, Na2O2 = -1 KO2 = -1/2 ยกเว้น LiAlH4, NaBH4 = -1 โมเลกุลที่เป็นกลาง ผลรวม = 0 โมเลกุลที่ไม่เป็นกลาง ผลรวม = ประจุ “ธาตุบางธาตุมีเลขออกซิเดชัน ค่าเดียว แต่มีธาตุหลายธาตุที่มี เลขออกซิเดชันได้หลายค่า” 08
- 8. “กาหนดธาตุที่ทราบเลขออกซิเดชันแน่นอนก่อน แล้วหาเลขออกซิเดชันธาตุองค์ประกอบจากหลัก ข้อ 7” แนวทางการกาหนด เลขออกซิเดชันของธาตุ ในสูตรเคมี สูตรเคมี Ox.NO แนวทาง (กฎข้อ 7) Ox.No. S8 S=0 - S=0 NaCl Na=+1 Cl=x (+1)+(x) = 0 x= -1 Cl=-1 MnO2 O=-2 Mn=x (x)+(-2x2) = 0 x=+4 Mn=+4 Na2S Na=+1 S=x (+1x2)+(x) = 0 x=-2 S=-2 NF3 F=-1 N=x (x)+(-1x3) = 0 x=+3 N=+3 SO4 2- O=-2 S=x (x)+(-2x4) = -2 x=(-2)+8 = +6 S=+6 Fe2O3 O=-2 Fe=x (2x)+(-2x3) = 0 2x=+6 = +12 x = +6/2 = +3 Fe=+3 09
- 9. สูตรเคมี Ox.NO แนวทาง (กฎข้อ 7) Ox.No. KMnO4 K=+1 O=-2 Mn=x (+1)(x)+(-2x4) = 0 Mn=+7 MnO4 - O=-2 Mn=x (x)+(-2x4) = -1 x=(-1)+8=+7 Mn=+7 Mn2O5 O=-2 Mn=x (-2x5)+(2x) = 0 2x=+10 x=+10/2 =+5 Mn=+5 K2CrO4 K=+1 O=-2 Cr=x (+1x2)+(x)+(-2x4)=0 x=+8-2 = +6 Cr=+6 Cr2O3 O=-2 Cr=x (2x)+(-2x3)=0 2x=+6 Cr=+3 K2Cr2O7 K=+1 O=-2 Cr=x (+1x2)(2x)(-2x7)=0 2x=+14-2 = +12 x = +12/2 = +6 Cr=+6 NaHCO3 Na=+1 H=+1 O=-2 C=x (+1)+(+1)+(x)+(-2x3)= 0 C=+4 สูตรเคมี Ox.NO แนวทาง (กฎข้อ 7) Ox.No. BF3 B= BH4 - B= CO2 C= C2O4 2- C= CaCO3 C= Al2O3 Al= S3O9 S= Al2(SO4) S= NaClO3 Cl= ClO2 Cl= Cl2 Cl= Ba(NO3)2 N= NO3 - N= NH3 N= NH2OH N= 10
- 10. การดุลสมการรีดอกซ์ การถ่ายโอนอิเล็กตรอนระหว่างตัว รีดิวซ์และตัวออกซิไดส์ต้องมี จานวนอิเล็กตรอนที่ตัวออกซิไดซ์ ได้รับเท่ากับจานวนอิเล็กตรอนที่ ตัวรีดิวซ์ให้ไปเสมอ โดยวิธีเลขออกซิเดชัน (oxidation method) โดยวิธีครึ่งปฏิกิริยา (half reaction method) อาศัยนาค่าที่เปลี่ยนแปลงไปของเลข ออกซิเดชันของตัวรีดิวซ์และตัวออกซิไดส์มา คูณไขว้กัน อาศัยการดุลครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชันและ ครึ่งปฏิกิริยารีดักชัน 11
- 11. แนวทางการดุลสมการรีดอกซ์โดยวิธีเลขออกซิเดชัน เขียนสมการที่ยังไม่ได้ดุล (ควรเขียนรูปไอออน) 1 แยกสมการเป็นครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชันและรีดักชัน 2 ดุลอะตอมที่ไม่ใช่ H, O ในแต่ละครึ่งปฏิกิริยา 3 ▪ สารละลายกรด 1.1) ดุลประจุด้วยการเติม H+ ด้านเดียวกับ e- (ประจุทั้งสอง ด้านต้องเท่ากัน) 1.2) ดุลจานวนอะตอม O ด้วยการเติม H2O เท่ากับจานวน อะตอมของ O ที่ขาด ดุลอะตอม H และ O 4 ทาจานวน e- ทั้งสองปฏิกิริยาให้เท่ากันโดยคูณไขว้ 5 รวมครึ่งปฏิกิริยา 6 ตรวจสอบจานวนอะตอมและประจุ 7 ▪ กาหนดเลขออกซิเดชันของแต่ละอะตอม ▪ เขียนครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชันและรีดักชัน ▪ เติม e- แต่ละครึ่งปฏิกิริยาตามจานวนเลขออกซิเดชันที่แปลง (โดยต้อง พิจารณาจานวนอะตอมของธาตุที่มีค่าออกซิเดชันเปลี่ยนแปลงด้วย) ▪ สารละลายเบส 2.1) ดุลประจุด้วยการเติม OH- (ประจุทั้งสองด้านต้อง เท่ากัน) 2.2) ดุลจานวนอะตอม O ด้วยการเติม H2O เท่ากับจานวน อะตอมของ O ที่ขาด 12
- 12. เขียนสมการที่ยังไม่ได้ดุล (ถ้าเขียนรูปไอออนได้จะดี) 1 แยกสมการเป็นครึ่งปฏิกิริยา และเติม e- 2 ดุลอะตอมที่ไม่ใช่ H, O ในแต่ละครึ่งปฏิกิริยา 3 ดุลอะตอม H และ O 4 ทาจานวน e- ทั้งสองปฏิกิริยาให้เท่ากันโดยคูณไขว้ 5 รวมครึ่งปฏิกิริยา 6 ตรวจสอบจานวนอะตอมและประจุ 7 ตัวอย่าง MnO4 - + I- → MnO2 + IO3 - (เบส) MnO4 - + I- → MnO2 + IO3 - +7 -2 -1 +4 -2 +5 -2 Ox: I- → IO3 - + 6e- Red: MnO4 - + 3e- → MnO2 สารละลายเบส 2.1) ดุลประจุด้วยการเติม OH- (ประจุทั้งสองด้านต้อง เท่ากัน) 2.2) ดุลจานวนอะตอม O ด้วยการเติม H2O เท่ากับจานวน อะตอมของ O ที่ขาด I- + 6OH- → IO3 - + 6e- MnO4 - + 3e- → MnO2 + 4OH- I- + 6OH- → IO3 - + 6e- + 3H2O MnO4 - + 3e- + 2H2O → MnO2 + 4OH- I- + 6OH- → IO3 - + 6e- + 3H2O 2MnO4 - + 6e- + 4H2O → 2MnO2 + 8OH- I- + 2MnO4 - + H2O → 2MnO2 + 2OH- + IO3 - 13 +6 -3
- 13. แนวทางการดุลสมการรีดอกซ์โดยวิธีครึ่งปฏิกิริยา เขียนสมการในรูปสมการไอออน 1 แยกสมการเป็นครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชันและรีดักชัน 2 ดุลอะตอมที่ไม่ใช่ H, O ในแต่ละครึ่งปฏิกิริยา 3 ดุลอะตอม H และ O 4 ดุลประจุ โดยเติม e- แต่ละครึ่งปฏิกิริยา 5 ทาจานวน e- ทั้งสองปฏิกิริยาให้เท่ากันโดยคูณไขว้ 6 รวมครึ่งปฏิกิริยา 7 ตรวจสอบจานวนอะตอมและประจุ 8 14 ▪ กาหนดเลขออกซิเดชันของแต่ละอะตอม ▪ เขียนครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชันและรีดักชัน ▪ สารละลายกรด 1.1) ดุลจานวนอะตอม O ด้วยการเติม H2O ข้างที่ขาด O ให้เติม H2O เท่ากับจานวนอะตอมของ O ที่ขาด 1.2) ดุลจานวนอะตอม H ด้วยการเติม H+ ข้างใดขาด H ให้เติม H+ เท่ากับจานวนอะตอมของ H ที่ขาด ▪ สารละลายเบส 1.3) เติม OH- ทั้งสองด้าน โดยจานวน OH- ที่เติมเท่ากับ จานวน H+ รวม H+ กับ OH- ในด้านเดียวกันเข้าด้วยกันเป็น H2O
- 14. เขียนสมการในรูปสมการไอออน 1 แยกสมการเป็นครึ่งปฏิกิริยา 2 ดุลอะตอมที่ไม่ใช่ H, O ในแต่ละครึ่งปฏิกิริยา 3 ดุลอะตอม H และ O 4 ดุลประจุ โดยเติม e- แต่ละครึ่งปฏิกิริยา 5 ทาจานวน e- ทั้งสองปฏิกิริยาให้เท่ากันโดยคูณไขว้ 6 รวมครึ่งปฏิกิริยา 7 ตรวจสอบจานวนอะตอมและประจุ 8 ตัวอย่าง Fe2+ + Cr2O7 2- → Fe3+ + Cr3+ (สารละลายกรด) 15 Fe2+ + Cr2O7 2- → Fe3+ + Cr3+ Ox: Fe2+ → Fe3+ Red: Cr2O7 2- → Cr3+ Ox: Fe2+ → Fe3+ Red: Cr2O7 2- → 2Cr3+ ▪ สารละลายกรด 1.1) ดุลจานวนอะตอม O ด้วยการเติม H2O - ข้างที่ขาด O ให้เติม H2O เท่ากับจานวนอะตอมของ O ที่ขาด 1.2) ดุลจานวนอะตอม H ด้วยการเติม H+ - ข้างใดขาด H ให้เติม H+ เท่ากับจานวนอะตอมของ H ที่ขาด Ox: Fe2+ → Fe3+ Red: Cr2O7 2- + 14H+ → 2Cr3+ + 7H2O Ox: Fe2+ → Fe3+ + e- Red: Cr2O7 2- + 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O Ox: 6Fe2+ → 6Fe3+ + 6e- Red: Cr2O7 2- + 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O 6Fe2+ + Cr2O7 2- + 14H+ → 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O
- 15. MnO4 - + S2O3 2- → MnO2 + SO4 - (เบส) Fe2O3 + CO → Fe + CO2 (กรด) 16
- 16. เซลล์เคมี (Chemical cell) เซลล์เคมีไฟฟ้า อุปกรณ์ที่ต่อครบวงจรเพื่อ แสดงให้เห็นว่าภายในเซลล์ มีการให้และรับอิเล็กตรอน Electrochemical cell “ “ เซลล์เคมีไฟฟ้าที่เปลี่ยนพลังงานเคมีให้เป็น พลังงานไฟฟ้า กระแสไฟฟ้าเกิดจากการทา ปฏิกิริยาสารภายในเซลล์ • เซลล์กัลวานิก (Galvanic) • เซลล์ความเข้มข้น (Concentration) เซลล์อิเล็กโทรไลต์ (Electrolytic cell) เซลล์ไฟฟ้าที่เปลี่ยนพลังงานไฟฟ้าเป็น พลังงานเคมี ซึ่งต้องผ่านกระแสไฟฟ้า ภายนอกเข้าไปในเซลล์เพื่อทาให้ เกิดปฏิกิริยาเคมี 17
- 17. เซลล์กัลวานิก ▪ เซลล์เคมีไฟฟ้าที่ประกอบด้วยตัว ออกซิไดซ์และตัวรีดิวซ์ เชื่อมต่อครึ่ง เซลล์ด้วยสะพานเกลือ (salt bridge) ▪ มีขั้วไฟฟ้า 2 ขั้วจุ่มในสารละลาย อิเล็กโทรไลต์ ▪ ขั้วแอโนด (anode) ขั้วไฟฟ้าที่ เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ▪ ขั้วแคโทด (cathode) ขั้วไฟฟ้าที่ เกิดปฏิกิริยารีดักชัน ▪ อิเล็กตรอนถ่ายโอนจากขั้วแอโนดไปยัง ขั้วแคโทด เกิดกระแสไฟฟ้าผ่านโวลต์ มิเตอร์ Zn Cu Cu2+ Zn2+ +1.10 V สะพานเกลือ e- e- Na2(SO4) 18
- 18. https://www.youtube.com/watch?v=V7fS1QofMqI
- 19. ครึ่งเซลล์ ออกซิเดชัน รีดักชัน ขั้วไฟฟ้า แอโนด แคโทด ครึ่งปฏิกิริยา Zn(s) → Zn2+ + 2e- Cu2+ + 2e- → Cu(s) ปฏิกิริยารีดอกซ์ Zn(s) + Cu2+ → Zn2+ + Cu(s) แผนภาพเซลล์เคมีไฟฟ้า Zn(s) Zn2+ (aq) Cu2+ (aq) Cu(s) Zn Cu Cu2+ Zn2+ +1.10 V สะพานเกลือ e- e- Na2(SO4) 19
- 20. เขียนขั้วแอโนดไว้ทางซ้าย คั่นด้วยขีดหนึ่งขีด () ตามด้วยไอออนใน สารละลาย Zn(s) Zn2+ (aq, 1 M) Cu2+ (aq, 1 M) Cu(s) ครึ่งเซลล์ออกซิเดชัน ครึ่งเซลล์รีดักชัน สะพานเกลื อ ความเข้มข้นสารละลาย เขียนในวงเล็บเดียวกับสถานะสารละลาย เขียนไอออนในสารละลายซ้าย คั่นด้วยขีดหนึ่งขีด () ตามด้วยขั้วแคโทด กรณีมีไอออนในสารละลายมากกว่า 1 ชนิด เขียนไอออนทั้งสองคั่นด้วยเครื่องหมายจุลภาค (,) กรณีมีความดันแก๊ส เขียนความดันในวงเล็บหลังแก๊ส ครึ่งเซลล์ที่ประกอบด้วยขั้วโลหะกับแก๊ส เขียนขีดคั่น () ระหว่างขั้วโลหะกับแก๊ส Pt(s) H2(g,1 atm) H+(aq) …. Fe(s) Fe2+(aq),Fe3+(aq) Cu2+(aq) Cu(s) … H2(g,1 atm) Pt(s) //การเขี ย นแผนภาพเซลล์ เ คมี ไ ฟฟ้ า 20
- 21. ขั้วไฟฟ้า Electrode ขั้วที่ว่องไวต่อปฏิกิริยา (active electrode) ขั้วที่ไม่ว่องไวต่อปฏิกิริยา (inert electrode) ขั้วไฟฟ้าที่มีส่วนในการเกิด ปฏิกิริยาออกซิเดชันหรือรีดักชัน ขั้วไฟฟ้าที่ทาหน้าที่เพียงให้อิเล็กตรอน ไหลผ่านเท่านั้น โดยไม่มีส่วนร่วมใดๆ ในการเกิดปฏิกิริยาเคมีกับไอออนใน สารละลาย ขั้วโลหะ Zn จุ่มในสารละลายเกลือ ของสังกะสี Zn(s) Zn2+(aq) Red: Zn2+ + 2e- → Zn(s) Ox: Zn(s) → Zn2+ + 2e- ขั้ว Pt จุ่มในสารสารละลายที่ ประกอบด้วย Fe3+ และ Fe2+ Pt(s) Fe3+, Fe2+ 21
- 22. ขั้วไฟฟ้าไฮโดรเจนมาตรฐาน (Standard Hydrogen Electrode, SHE) ขั้วแก๊สที่ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนประกอบด้วย - ขั้วโลหะเฉื่อย : Pt - สารละลาย HCl (1.0 mol/L) - แก๊สไฮโดรเจน (H2) โดยผ่าน H2 ในสารละลาย HCl ลวดทองแดง อุณหภูมิ 25C HCl 1.0 mol/L ขั้ว Pt แก๊ส H2 1 atm ภายใต้สภาวะมาตรฐาน (1 atm, 25C) ค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ไฮโดรเจน เท่ากับ 0.000 V ใช้สัญลักษณ์ E0 แทนศักย์ขั้วไฟฟ้ามาตรฐาน 2H+ (aq,1 M) + 2e- → H2(g,1 atm) E0 = 0.000 V การเตรียม SHE ค่อนข้างยุ่งยาก จึงนิยมใช้ ขั้วไฟฟ้าคาโลเมลอิ่มตัว (saturated calomel electrode; SCE) ขั้วไฟฟ้าซิลเวอร์-ซิลเวอร์คลอไรด์ (Ag/AgCl) 22
- 23. แท่งโลหะซิลเวอร์ แท่งโลหะซิลเวอร์ เคลือบด้วย AgCl KCl (sat.) ลวด Pt Hg, Hg2Cl2 และ KCl(sat.) KCl (sat.) ไฟเบอร์พรุน E0 = 0.241 วัดศักย์ไฟฟ้าเทียบกับขั้วไฟฟ้าไฮโดรเจนมาตรฐานที่ 25C E0 = 0.222 V ขั้วไฟฟ้าคาโลเมลอิ่มตัว (SCE) ขั้วไฟฟ้าซิลเวอร์-ซิลเวอร์คลอไรด์ (Ag/AgCl) 23
- 24. ▪ แรงเคลื่อนไฟฟ้า (emf) ที่เกิดขึ้นใน เซลล์กัลวานิก เนื่องจากการถ่ายโอน อิเล็กตรอนระหว่างครึ่งเซลล์ ออกซิเดชันและรีดักชัน ▪ เป็นค่าความต่างศักย์ของขั้วไฟฟ้าทั้ง สองเซลล์ออกซิเดชันและรีดักชัน ▪ อิเล็กตรอนไหลจากขั้วแอโนดไปยังขั้ว แคโทด เนื่องจากพลังงานศักย์ของ ขั้วแอโนดมีค่าสูงกว่าขั้วแคโทด ▪ ค่า emf ของเซลล์เขียนแทนด้วย E0 cell ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เคมีไฟฟ้า (Cell Potential) ขั้วไฟฟ้าจุ่มอยู่ในสารละลายที่ความ เข้มข้นของไอออนเท่ากับ 1 mol/L ที่ อุณหภูมิ 25๐C (ถ้าสารมีสถานะเป็นแก๊ส กาหนดไห้ความดันเท่ากับ 1 atm) E0 cell คือ ค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ที่อยู่ใน ภาวะมาตรฐาน การคานวณหาศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ E0 cell = E0 cathode – E0 anode 24
- 25. ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์เคมีไฟฟ้า Zn Pt Zn2+ (1.0 M) 0.762 V สะพานเกลือ e- e- H2,1 atm H+ (1.0 M) NO3 - NO3 - การหาค่าศักย์ไฟฟ้าของขั้วไฟฟ้าใด ๆ ทาได้โดยนาขั้วไฟฟ้านั้นต่อกับ SHE 0.762 = 0.00 – E0 Zn/Zn2+ E0 cell = E0 cathode – E0 anode E0 Zn/Zn2+ = -0.762 V 0.339 = E0 Cu/Cu2+ - 0.00 E0 cell = E0 cathode – E0 anode E0 Cu/Cu2+ = 0.339 V Zn(s)Zn2+(aq,1 M) H2(g,1 atm)H+(aq,1 M)Pt(s) Pt(s)H2(g,1 atm)H+(aq,1 M) Cu2+(aq,1 M)Cu(s) Cu Pt Cu2+ (1.0 M) 0.339 V สะพานเกลือ e- e- H2,1 atm H+ (1.0 M) NO3 - NO3 - + 25
- 26. ค่าที่แสดงความสามารถในการรับอิเล็กตรอนของครึ่งเซลล์ โดยเทียบกับ SHE เขียนแทนด้วย E0 red หรือ E0 ค่าศักย์ไฟฟ้ารีดักชันมาตรฐาน (E0 red) Cu2+ + 2e- Cu Zn2+ + 2e- Zn ▪ ค่า E0 เป็นค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของปฏิกิริยารีดักชัน (E0 red) ▪ เมื่อกลับทิศทางของปฏิกิริยาเป็นปฏิกิริยาออกซิเดชัน ค่า E0 จะมีเครื่องหมายตรงข้าม ▪ ค่า E0 ไม่เปลี่ยน เมื่อเลขสัมประสิทธิ์จานวนโมลในสมการ เปลี่ยน ▪ ค่า E0 เป็นบวกมาก เป็นตัวออกซิไดซ์ดีกว่า H+ ▪ ค่า E0 เป็นลบมาก เป็นตัวรีดิวซ์ดีกว่า H+ ▪ ปฏิกิริยาที่มีค่า E0 cell เป็นบวก แสดงว่าปฏิกิริยารีดอกซ์ ที่เกิดขึ้นได้เอง ▪ ปฏิกิริยาที่มีค่า E0 cell เป็นลบ แสดงว่าปฏิกิริยาเกิดเอง ไม่ได้ (เกิดได้เองในทิศทางตรงข้าม) 26
- 27. ศักย์ไฟฟ้ารีดักชันมาตรฐาน (E0) ที่ 25C ▪ E0 มีค่าสูงขึ้น ความสามารถในการออกซิไดส์ มีมากขึ้น (เกิดรีดักชันดี) ▪ E0 มีค่าลดลง ความสามารถในการรีดิวซ์มี มากขึ้น (เกิดออกซิเดชันดี) ▪ ถ้ากลับสมการ ค่า E0 จะเท่าเดิม แต่ เครื่องหมายตรงกันข้าม ▪ ค่า E0 ยิ่งมาก แสดงว่าสารนั้นยิ่งรับ อิเล็กตรอนได้ดีกว่า H+ ▪ ค่า E0 ยิ่งต่า แสดงว่าสารนั้นยิ่งให้ อิเล็กตรอนได้ดี ▪ หากไม่ได้ระบุว่าเป็น E0 red หรือ E0 ox ให้ถือว่า เป็น E0 red View E0 red 27
- 28. 28 ประโยชน์ของค่า E0 ▪ ใช้เปรียบเทียบการเป็นตัวรีดิวซ์ (ทาหน้าที่ให้อิเล็กตรอน) และตัวออกซิไดส์ (ทาหน้าที่รับอิเล็กตรอน) ▪ ใช้คานวณค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์และครึ่งเซลล์ ▪ ค่า E0 cell ใช้ทานายการเกิดได้เองของ ปฏิกิริยา • สารที่มี E0 ต่ากว่าเป็นตัวรีดิวซ์ได้ดีกว่าสารที่มี E0 สูงกว่า • สารที่มี E0 สูงกว่าเป็นตัวออกซิไดส์ได้ดีกว่าสารที่มี E0 ต่ากว่า E0 cell = E0 cathode – E0 anode E0 cell > 0 ปฏิกิริยาเกิดได้เอง E0 cell < 0 ปฏิกิริยาเกิดเองไม่ได้ E0 cell = 0 ไม่เกิดปฏิกิริยาสุทธิ ระบบอยู่ในสภาวะสมดุล Ag+ มี E0 = 0.7993 V Zn2+ มี E0 = -0.762 V Zn เป็นตัวรีดิวซ์ที่ดีกว่า Ag Ag เป็นตัวออกซิไดส์ที่ดีกว่า Zn
- 29. 29 จงหาค่า E0 cell เมื่อนาครึ่งเซลล์ของ แผนภาพเซลล์เคมีไฟฟ้า Zn(s)Zn2+(aq, 1.0 M) Cu2+(aq, 1.0 M)Cu(s) E0 cell = 0.339 – (-0.762) = 0.339 + 0.762 = 1.10 V E0 cell = E0 cathode – E0 anode จงหาค่า E0 cell เมื่อนาครึ่งเซลล์ของ FeFe2+ ต่อเข้ากับ NiNi2+ E E Cu2+ + 2e- Cu(s) E0=0.339 V Zn2+ + 2e- Zn(s) E0=-0.762 V Ni2+ + 2e- Ni(s) E0=-0.236 V Fe2+ + 2e- Fe(s) E0=-0.44 V E0 cell = (-0.236) – (-0.44) = -0.236 + 0.44 = 0.20 V E0 cell = E0 cathode – E0 anode
- 30. 30 Walther Hermann Nernst Noble Price in Chemistry, 1920 aAox + ne- bAred E = ศักย์ไฟฟ้าของขั้วไฟฟ้า (V) E0 = ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน (V) R = ค่าคงที่ของแก๊ส (8.314 J K-1mol-1) T = อุณหภูมิสัมบูรณ์ (K) n = จานวนอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องในปฏิกิริยา F = เลขฟาราเดย์ (96,493 คูลอมบ์) ที่อุณหภูมิ 25C (298 K) สมการเนินสต์ E = E0 + ln RT nF [Aox]a [Ared]b E = E0 + log 0.0592 n [Aox]a [Ared]b
- 31. 31 3+ 0 2+ 0.0592 [Fe ] = + log 1 [Fe ] E E Fe3+ + e- → Fe2+ 2+ 0 0.0592 [Cu ] = + log 2 [Cu] E E Cu2+ + 2e- → Cu Cr2O7 2-+ 14H+ +6e- → 2Cr3+ +7H2O 2- + 14 0 2 7 3+ 2 0.0592 [Cr O ][H ] = + log 6 [Cr ] E E ศักย์ไฟฟ้าจะขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของตัวออกซิไดส์ ตัวรีดิวซ์ และผลิตภัณฑ์ และ ค่า pH ของสารละลาย
- 32. • จงคานวณหาศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ ที่ 25C • Fe(s)Fe2+(0.300 mol/L) Sn2+(0.500 mol/L)Sn(s) จากแผนภาพเซลล์ไฟฟ้า เขียนปฏิกิริยารีดอกซ์ Fe(s) + Sn2+ Fe2++ Sn(s) Fe2++ 2e- → Fe(s) E0= -0.44 V Sn2+ + 2e- → Sn(s) E0= -0.136 V เนื่องจากความเข้มข้นของสารละลายไม่เท่ากับ 1.00 mol/L ต้องหาศักย์ไฟฟ้าของแต่ละขั้วจากสมการเนินสต์ 32
- 33. • ศักย์ไฟฟ้าที่ขั้วแอโนด Fe 2+ 0 0.0592 [Fe ] = + log 2 [Fe] E E 0.0592 = -0.440 + log(0.300) 2 1 = -0.445 V ศักย์ไฟฟ้าที่ขั้วแคโทด 2+ 0 Sn 0.0592 [Sn ] = + log 2 [Sn] E E 0.0592 = - 0.136+ log(0.500) 2 = -0.145 V ความต่างศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เคมีไฟฟ้านี้ Ecell = Ecathode – Eanode = -0.145 – (-0.445) = 0.310 V E = E0 + log 0.0592 n [Aox]a [Ared]b 1 33
- 34. จากแผนภาพเซลล์เคมีไฟฟ้า จงคานวณหาศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ ที่ 25C Pb(s)PbSO4(s),Na2SO4(0.300 M) Cr2O7 2-(0.160 M),Cr3+(0.270 M), H+(0.400 M)Pt(s) เขียนปฏิกิริยารีดอกซ์ Pb(s) + SO4 2- + Cr2O7 2- + H+ PbSO4(s) + Cr3++ H2O ดุลสมการรีดอกซ์ 3Pb(s) + 3SO4 2- + Cr2O7 2- + 14H+ 3PbSO4(s) + 2Cr3++ 7H2O 2- 3 2- + 14 0 4 2 7 Cell 3+ 2 0.0592 [SO ] [CrO ][H ] = + log 6 [Cr ] E E สมการเนินสต์ 2- 3 2- + 14 0 0 4 2 7 cathode anode 3+ 2 0.0592 [SO ] [CrO ][H ] = ( - ) + log 6 [Cr ] E E 3 14 2 0.0592 (0.300) (0.160)(0.400) = (1.36-(-0.355)) + log 6 (0.270) = 1.65 V 34
- 35. ผู้ช่วยศาสตราจารย์ ดร.วรวิทย์ จันทร์สุวรรณ เคมีไฟฟ้า http://web.rmutp.ac.th/woravith woravith woravith.c@rmutp.ac.th Chemographics EP2 : เซลล์เคมีไฟฟ้า
- 36. แผนการสอนและประเมินผลการเรียนรู้ ▪ เซลล์กัลวานิก ▪ เซลล์อิเล็กโทรไลต์ ▪ ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เคมีไฟฟ้า ▪ ศักย์ไฟฟ้ารีดักชันมาตรฐาน ▪ สมการเนินสต์ เซลล์เคมีไฟฟ้า
- 37. เซลล์เคมี (Chemical cell) เซลล์เคมีไฟฟ้า อุปกรณ์ที่ต่อครบวงจรเพื่อ แสดงให้เห็นว่าภายในเซลล์ มีการให้และรับอิเล็กตรอน Electrochemical cell “ “ เซลล์เคมีไฟฟ้าที่เปลี่ยนพลังงานเคมีให้เป็น พลังงานไฟฟ้า กระแสไฟฟ้าเกิดจากการทา ปฏิกิริยาสารภายในเซลล์ • เซลล์กัลวานิก (Galvanic) • เซลล์ความเข้มข้น (Concentration) เซลล์อิเล็กโทรไลต์ (Electrolytic cell) เซลล์ไฟฟ้าที่เปลี่ยนพลังงานไฟฟ้าเป็น พลังงานเคมี ซึ่งต้องผ่านกระแสไฟฟ้า ภายนอกเข้าไปในเซลล์เพื่อทาให้ เกิดปฏิกิริยาเคมี 03
- 38. เซลล์กัลวานิก ▪ เซลล์เคมีไฟฟ้าที่ประกอบด้วยตัว ออกซิไดซ์และตัวรีดิวซ์ เชื่อมต่อครึ่ง เซลล์ด้วยสะพานเกลือ (salt bridge) ▪ มีขั้วไฟฟ้า 2 ขั้วจุ่มในสารละลาย อิเล็กโทรไลต์ ▪ ขั้วแอโนด (anode) ขั้วไฟฟ้าที่ เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ▪ ขั้วแคโทด (cathode) ขั้วไฟฟ้าที่ เกิดปฏิกิริยารีดักชัน ▪ อิเล็กตรอนถ่ายโอนจากขั้วแอโนดไปยัง ขั้วแคโทด เกิดกระแสไฟฟ้าผ่านโวลต์ มิเตอร์ Zn Cu Cu2+ Zn2+ +1.10 V สะพานเกลือ e- e- Na2(SO4) 04
- 39. ครึ่งเซลล์ ออกซิเดชัน รีดักชัน ขั้วไฟฟ้า แอโนด แคโทด ครึ่งปฏิกิริยา Zn(s) → Zn2+ + 2e- Cu2+ + 2e- → Cu(s) ปฏิกิริยารีดอกซ์ Zn(s) + Cu2+ → Zn2+ + Cu(s) แผนภาพเซลล์เคมีไฟฟ้า Zn(s) Zn2+ (aq) Cu2+ (aq) Cu(s) Zn Cu Cu2+ Zn2+ +1.10 V สะพานเกลือ e- e- Na2(SO4) 05
- 40. เขียนขั้วแอโนดไว้ทางซ้าย คั่นด้วยขีดหนึ่งขีด () ตามด้วยไอออนใน สารละลาย Zn(s) Zn2+ (aq, 1 M) Cu2+ (aq, 1 M) Cu(s) ครึ่งเซลล์ออกซิเดชัน ครึ่งเซลล์รีดักชัน สะพานเกลื อ ความเข้มข้นสารละลาย เขียนในวงเล็บเดียวกับสถานะสารละลาย เขียนไอออนในสารละลายซ้าย คั่นด้วยขีดหนึ่งขีด () ตามด้วยขั้วแคโทด กรณีมีไอออนในสารละลายมากกว่า 1 ชนิด เขียนไอออนทั้งสองคั่นด้วยเครื่องหมายจุลภาค (,) กรณีมีความดันแก๊ส เขียนความดันในวงเล็บหลังแก๊ส ครึ่งเซลล์ที่ประกอบด้วยขั้วโลหะกับแก๊ส เขียนขีดคั่น () ระหว่างขั้วโลหะกับแก๊ส Pt(s) H2(g,1 atm) H+(aq) …. Fe(s) Fe2+(aq),Fe3+(aq) Cu2+(aq) Cu(s) … H2(g,1 atm) Pt(s) //การเขี ย นแผนภาพเซลล์ เ คมี ไ ฟฟ้ า 06
- 41. ขั้วไฟฟ้า Electrode ขั้วที่ว่องไวต่อปฏิกิริยา (active electrode) ขั้วที่ไม่ว่องไวต่อปฏิกิริยา (inert electrode) ขั้วไฟฟ้าที่มีส่วนในการเกิด ปฏิกิริยาออกซิเดชันหรือรีดักชัน ขั้วไฟฟ้าที่ทาหน้าที่เพียงให้อิเล็กตรอน ไหลผ่านเท่านั้น โดยไม่มีส่วนร่วมใดๆ ในการเกิดปฏิกิริยาเคมีกับไอออนใน สารละลาย ขั้วโลหะ Zn จุ่มในสารละลายเกลือ ของสังกะสี Zn(s) Zn2+(aq) Red: Zn2+ + 2e- → Zn(s) Ox: Zn(s) → Zn2+ + 2e- ขั้ว Pt จุ่มในสารสารละลายที่ ประกอบด้วย Fe3+ และ Fe2+ Pt(s) Fe3+, Fe2+ 07
- 42. ขั้วไฟฟ้าไฮโดรเจนมาตรฐาน (Standard Hydrogen Electrode, SHE) ขั้วแก๊สที่ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนประกอบด้วย - ขั้วโลหะเฉื่อย : Pt - สารละลาย HCl (1.0 mol/L) - แก๊สไฮโดรเจน (H2) โดยผ่าน H2 ในสารละลาย HCl ลวดทองแดง อุณหภูมิ 25C HCl 1.0 mol/L ขั้ว Pt แก๊ส H2 1 atm ภายใต้สภาวะมาตรฐาน (1 atm, 25C) ค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ไฮโดรเจน เท่ากับ 0.000 V ใช้สัญลักษณ์ E0 แทนศักย์ขั้วไฟฟ้ามาตรฐาน 2H+ (aq,1 M) + 2e- → H2(g,1 atm) E0 = 0.000 V การเตรียม SHE ค่อนข้างยุ่งยาก จึงนิยมใช้ ขั้วไฟฟ้าคาโลเมลอิ่มตัว (saturated calomel electrode; SCE) ขั้วไฟฟ้าซิลเวอร์-ซิลเวอร์คลอไรด์ (Ag/AgCl) 08
- 43. แท่งโลหะซิลเวอร์ แท่งโลหะซิลเวอร์ เคลือบด้วย AgCl KCl (sat.) ลวด Pt Hg, Hg2Cl2 และ KCl(sat.) KCl (sat.) ไฟเบอร์พรุน E0 = 0.241 วัดศักย์ไฟฟ้าเทียบกับขั้วไฟฟ้าไฮโดรเจนมาตรฐานที่ 25C E0 = 0.222 V ขั้วไฟฟ้าคาโลเมลอิ่มตัว (SCE) ขั้วไฟฟ้าซิลเวอร์-ซิลเวอร์คลอไรด์ (Ag/AgCl) 09
- 44. ▪ แรงเคลื่อนไฟฟ้า (emf) ที่เกิดขึ้นใน เซลล์กัลวานิก เนื่องจากการถ่ายโอน อิเล็กตรอนระหว่างครึ่งเซลล์ ออกซิเดชันและรีดักชัน ▪ เป็นค่าความต่างศักย์ของขั้วไฟฟ้าทั้ง สองเซลล์ออกซิเดชันและรีดักชัน ▪ อิเล็กตรอนไหลจากขั้วแอโนดไปยังขั้ว แคโทด เนื่องจากพลังงานศักย์ของ ขั้วแอโนดมีค่าสูงกว่าขั้วแคโทด ▪ ค่า emf ของเซลล์เขียนแทนด้วย E0 cell ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เคมีไฟฟ้า (Cell Potential) ขั้วไฟฟ้าจุ่มอยู่ในสารละลายที่ความ เข้มข้นของไอออนเท่ากับ 1 mol/L ที่ อุณหภูมิ 25๐C (ถ้าสารมีสถานะเป็นแก๊ส กาหนดไห้ความดันเท่ากับ 1 atm) E0 cell คือ ค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ที่อยู่ใน ภาวะมาตรฐาน การคานวณหาศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ E0 cell = E0 cathode – E0 anode 10
- 45. ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์เคมีไฟฟ้า Zn Pt Zn2+ (1.0 M) 0.762 V สะพานเกลือ e- e- H2,1 atm H+ (1.0 M) NO3 - NO3 - การหาค่าศักย์ไฟฟ้าของขั้วไฟฟ้าใด ๆ ทาได้โดยนาขั้วไฟฟ้านั้นต่อกับ SHE 0.762 = 0.00 – E0 Zn/Zn2+ E0 cell = E0 cathode – E0 anode E0 Zn/Zn2+ = -0.762 V 0.339 = E0 Cu/Cu2+ - 0.00 E0 cell = E0 cathode – E0 anode E0 Cu/Cu2+ = 0.339 V Zn(s)Zn2+(aq,1 M) H2(g,1 atm)H+(aq,1 M)Pt(s) Pt(s)H2(g,1 atm)H+(aq,1 M) Cu2+(aq,1 M)Cu(s) Cu Pt Cu2+ (1.0 M) 0.339 V สะพานเกลือ e- e- H2,1 atm H+ (1.0 M) NO3 - NO3 - + 11
- 46. ค่าที่แสดงความสามารถในการรับอิเล็กตรอนของครึ่งเซลล์ โดยเทียบกับ SHE เขียนแทนด้วย E0 red หรือ E0 ค่าศักย์ไฟฟ้ารีดักชันมาตรฐาน (E0 red) Cu2+ + 2e- Cu Zn2+ + 2e- Zn ▪ ค่า E0 เป็นค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของปฏิกิริยารีดักชัน (E0 red) ▪ เมื่อกลับทิศทางของปฏิกิริยาเป็นปฏิกิริยาออกซิเดชัน ค่า E0 จะมีเครื่องหมายตรงข้าม ▪ ค่า E0 ไม่เปลี่ยน เมื่อเลขสัมประสิทธิ์จานวนโมลในสมการ เปลี่ยน ▪ ค่า E0 เป็นบวกมาก เป็นตัวออกซิไดซ์ดีกว่า H+ ▪ ค่า E0 เป็นลบมาก เป็นตัวรีดิวซ์ดีกว่า H+ ▪ ปฏิกิริยาที่มีค่า E0 cell เป็นบวก แสดงว่าปฏิกิริยารีดอกซ์ ที่เกิดขึ้นได้เอง ▪ ปฏิกิริยาที่มีค่า E0 cell เป็นลบ แสดงว่าปฏิกิริยาเกิดเอง ไม่ได้ (เกิดได้เองในทิศทางตรงข้าม) 12
- 47. ศักย์ไฟฟ้ารีดักชันมาตรฐาน (E0) ที่ 25C ▪ E0 มีค่าสูงขึ้น ความสามารถในการออกซิไดส์ มีมากขึ้น (เกิดรีดักชันดี) ▪ E0 มีค่าลดลง ความสามารถในการรีดิวซ์มี มากขึ้น (เกิดออกซิเดชันดี) ▪ ถ้ากลับสมการ ค่า E0 จะเท่าเดิม แต่ เครื่องหมายตรงกันข้าม ▪ ค่า E0 ยิ่งมาก แสดงว่าสารนั้นยิ่งรับ อิเล็กตรอนได้ดีกว่า H+ ▪ ค่า E0 ยิ่งต่า แสดงว่าสารนั้นยิ่งให้ อิเล็กตรอนได้ดี ▪ หากไม่ได้ระบุว่าเป็น E0 red หรือ E0 ox ให้ถือว่า เป็น E0 red View E0 red 13
- 48. 14 ประโยชน์ของค่า E0 ▪ ใช้เปรียบเทียบการเป็นตัวรีดิวซ์ (ทาหน้าที่ให้อิเล็กตรอน) และตัวออกซิไดส์ (ทาหน้าที่รับอิเล็กตรอน) ▪ ใช้คานวณค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์และครึ่งเซลล์ ▪ ค่า E0 cell ใช้ทานายการเกิดได้เองของ ปฏิกิริยา • สารที่มี E0 ต่ากว่าเป็นตัวรีดิวซ์ได้ดีกว่าสารที่มี E0 สูงกว่า • สารที่มี E0 สูงกว่าเป็นตัวออกซิไดส์ได้ดีกว่าสารที่มี E0 ต่ากว่า E0 cell = E0 cathode – E0 anode E0 cell > 0 ปฏิกิริยาเกิดได้เอง E0 cell < 0 ปฏิกิริยาเกิดเองไม่ได้ E0 cell = 0 ไม่เกิดปฏิกิริยาสุทธิ ระบบอยู่ในสภาวะสมดุล Ag+ มี E0 = 0.7993 V Zn2+ มี E0 = -0.762 V Zn เป็นตัวรีดิวซ์ที่ดีกว่า Ag Ag เป็นตัวออกซิไดส์ที่ดีกว่า Zn
- 49. 15 จงหาค่า E0 cell เมื่อนาครึ่งเซลล์ของ แผนภาพเซลล์เคมีไฟฟ้า Zn(s)Zn2+(aq, 1.0 M) Cu2+(aq, 1.0 M)Cu(s) E0 cell = 0.339 – (-0.762) = 0.339 + 0.762 = 1.10 V E0 cell = E0 cathode – E0 anode จงหาค่า E0 cell เมื่อนาครึ่งเซลล์ของ FeFe2+ ต่อเข้ากับ NiNi2+ E E Cu2+ + 2e- Cu(s) E0=0.339 V Zn2+ + 2e- Zn(s) E0=-0.762 V Ni2+ + 2e- Ni(s) E0=-0.236 V Fe2+ + 2e- Fe(s) E0=-0.44 V E0 cell = (-0.236) – (-0.44) = -0.236 + 0.44 = 0.20 V E0 cell = E0 cathode – E0 anode
- 50. 16 Walther Hermann Nernst Noble Price in Chemistry, 1920 aAox + ne- bAred E = ศักย์ไฟฟ้าของขั้วไฟฟ้า (V) E0 = ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน (V) R = ค่าคงที่ของแก๊ส (8.314 J K-1mol-1) T = อุณหภูมิสัมบูรณ์ (K) n = จานวนอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องในปฏิกิริยา F = เลขฟาราเดย์ (96,493 คูลอมบ์) ที่อุณหภูมิ 25C (298 K) สมการเนินสต์ E = E0 + ln RT nF [Aox]a [Ared]b E = E0 + log 0.0592 n [Aox]a [Ared]b
- 51. 17 3+ 0 2+ 0.0592 [Fe ] = + log 1 [Fe ] E E Fe3+ + e- → Fe2+ 2+ 0 0.0592 [Cu ] = + log 2 [Cu] E E Cu2+ + 2e- → Cu Cr2O7 2-+ 14H+ +6e- → 2Cr3+ +7H2O 2- + 14 0 2 7 3+ 2 0.0592 [Cr O ][H ] = + log 6 [Cr ] E E ศักย์ไฟฟ้าจะขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของตัวออกซิไดส์ ตัวรีดิวซ์ และผลิตภัณฑ์ และ ค่า pH ของสารละลาย
- 52. • จงคานวณหาศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ ที่ 25C • Fe(s)Fe2+(0.300 mol/L) Sn2+(0.500 mol/L)Sn(s) จากแผนภาพเซลล์ไฟฟ้า เขียนปฏิกิริยารีดอกซ์ Fe(s) + Sn2+ Fe2++ Sn(s) Fe2++ 2e- → Fe(s) E0= -0.44 V Sn2+ + 2e- → Sn(s) E0= -0.136 V เนื่องจากความเข้มข้นของสารละลายไม่เท่ากับ 1.00 mol/L ต้องหาศักย์ไฟฟ้าของแต่ละขั้วจากสมการเนินสต์ 18
- 53. • ศักย์ไฟฟ้าที่ขั้วแอโนด Fe 2+ 0 0.0592 [Fe ] = + log 2 [Fe] E E 0.0592 = -0.440 + log(0.300) 2 1 = -0.445 V ศักย์ไฟฟ้าที่ขั้วแคโทด 2+ 0 Sn 0.0592 [Sn ] = + log 2 [Sn] E E 0.0592 = - 0.136+ log(0.500) 2 = -0.145 V ความต่างศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เคมีไฟฟ้านี้ Ecell = Ecathode – Eanode = -0.145 – (-0.445) = 0.310 V E = E0 + log 0.0592 n [Aox]a [Ared]b 1 19
- 54. จากแผนภาพเซลล์เคมีไฟฟ้า จงคานวณหาศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ ที่ 25C Pb(s)PbSO4(s),Na2SO4(0.300 M) Cr2O7 2-(0.160 M),Cr3+(0.270 M), H+(0.400 M)Pt(s) เขียนปฏิกิริยารีดอกซ์ Pb(s) + SO4 2- + Cr2O7 2- + H+ PbSO4(s) + Cr3++ H2O ดุลสมการรีดอกซ์ 3Pb(s) + 3SO4 2- + Cr2O7 2- + 14H+ 3PbSO4(s) + 2Cr3++ 7H2O 2- 3 2- + 14 0 4 2 7 Cell 3+ 2 0.0592 [SO ] [CrO ][H ] = + log 6 [Cr ] E E สมการเนินสต์ 2- 3 2- + 14 0 0 4 2 7 cathode anode 3+ 2 0.0592 [SO ] [CrO ][H ] = ( - ) + log 6 [Cr ] E E 3 14 2 0.0592 (0.300) (0.160)(0.400) = (1.36-(-0.355)) + log 6 (0.270) = 1.65 V 20
- 55. ผู้ช่วยศาสตราจารย์ ดร.วรวิทย์ จันทร์สุวรรณ เคมีไฟฟ้า http://web.rmutp.ac.th/woravith woravith woravith.c@rmutp.ac.th Chemographics EP3 : เคมีไฟฟ้าในชีวิตประจาวัน
- 56. แผนการสอนและประเมินผลการเรียนรู้ ▪ การประยุกต์ใช้เซลล์กัลวานิก ▪ การประยุกต์ใช้เซลล์อิเล็กโทรไลต์ ▪ การผุกร่อนและการป้องกันการผุกร่อน เคมีไฟฟ้า ในชีวิตประจาวัน
- 57. การประยุกต์ใช้เซลล์กัลวานิก ▪ Primary battery (Disposable) ▪ Secondary battery (Rechargeable)
- 58. Leclanché dry cell Primary Battery (Non- rechargeable) Lithium–iodine battery Button battery แท่งแกรไฟต์ซึ่งอยู่ใจกลางทาหน้าที่เป็นขั้วแคโทด สังกะสีเป็นขั้วแอโนด ภายในประกอบด้วย NH4Cl, ZnCl2, MnO2) และแป้งเปียกเป็นอิเล็กโทรไลต์
- 59. #Leclanché dry cell (Dry cell) Georges Leclanché (ค.ศ.1866) French chemist ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น ขั้วแอโนด Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- ขั้วแคโทด 2MnO2(s) + 2NH4 +(aq) + 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l) ปฏิกิริยารวม 2MnO2(s)+2NH4Cl(aq)+Zn(s)⟶Mn2O3(s)+Zn(NH3)2Cl2(s)+H2O(l) หลังจากจ่ายกระแสไฟฟ้าจะมี NH3 เกิดขึ้นจากปฏิกิริยาและทาปฏิกิริยา กับ Zn2+ กลายเป็นสารประกอบเชิงซ้อน Zn(NH3)4 และ [Zn(NH3)2(H2O)2]2+ ซึ่งมีข้อดีคือทาให้ Zn2+ ในเซลล์เปลี่ยนแปลงความ เข้มข้นน้อยมากจนเกือบคงที่ ทาให้แรงเคลื่อนไฟฟ้าที่ได้จากเซลล์นี้ (ประมาณ 1.5 โวลต์) ค่อนข้างคงที่
- 60. ▪ The electrolyte is an acidic water-based paste containing MnO2, NH4Cl, ZnCl2, graphite, and starch. ▪ inexpensive to manufacture, the cell is not very efficient in producing electrical energy and has a limited shelf life. #ถ่านไฟฉายชนิดสังกะสีคาร์บอน
- 61. #ถ่านไฟฉายแอลคาไลน์ ▪ พัฒนามาจาก Leclanché dry cell ▪ Zn เป็นขั้วแอโนด และ MnO2 เป็นแคโทด ▪ ผสมเบส (KOH) เพิ่มเข้าไปเป็นสารอิเล็กโทรไลต์ ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น ขั้วแอโนด Zn(s) + 2OH-(aq) → ZnO(s) + H2O(l) + 2e- ขั้วแคโทด 2MnO2(s) + H2O(l) + 2e- → Mn2O3(s) + 2OH-(aq) ปฏิกิริยารวม 2MnO2(s) + Zn(s) → Mn2O3(s) + ZnO(s) แรงเคลื่อนไฟฟ้าที่ได้จากถ่านไฟฉายชนิดนี้มีค่าคงที่ประมาณ 1.5 โวลต์ และให้กระแสไฟฟ้าที่มากกว่าและยาวนานกว่าถ่านไฟฉาย ชนิดสังกะสีคาร์บอน เพราะที่ขั้วแคโทดเกิด OH- ซึ่งสามารถนา กลับมาทาปฏิกิริยาใหม่ที่ขั้วแอโนด
- 62. #Button battery ▪ ขั้วแอโนดทาจากโลหะสังกะสี (zinc–mercury amalgam) ▪ ขั้วแคโทดทาจากเมอร์คิวรีออกไซด์ (HgO) หรือ ซิลเวอร์ออกไซด์ (Ag2O) ▪ ผสมสารละลายเบสและสังกะสีออกไซด์ (ZnO) เป็นสารอิเล็กโทรไลต์ ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น ขั้วแอโนด Zn(s) + 2OH-(aq) → ZnO(s) + H2O(l) + 2e- ขั้วแคโทด HgO(s) + H2O(l) + 2e- → Hg(l) + 2OH-(aq)
- 63. #Lithium–iodine battery ▪ consists of two cells separated by a metallic nickel mesh that collects charge from the anodes ▪ The anode is lithium metal, and the cathode is a solid complex of I2 ▪ The electrolyte is a layer of solid LiI that allows Li+ ions to diffuse from the cathode to the anode ▪ To produces only a relatively small current, it is highly reliable and long- lived.
- 64. Secondary Battery (Rechargeable) เซลล์สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่ว (แบเตอรี่รถยนต์) Nickel–Cadmium (NiCad) Battery Fuel Cell
- 65. #เซลล์สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่ว ▪ ประกอบด้วยเซลล์กัลป์วานิกหลายเซลล์ (ปกติจะมี 6 เซลล์ ต่ออนุกรมกัน) แต่ละเซลล์มีค่าศักย์ไฟฟ้าประมาณ 2 โวลต์ ทาให้ได้แบตเตอรี่ขนาด 12 โวลต์ ▪ แผ่นตะกั่ว (Pb) ทาหน้าที่เป็นขั้วแอโนด ▪ แผ่นตะกั่วออกไซด์ (PbO2) ทาหน้าที่เป็นขั้วแคโทด ▪ ขั้วแอนโนดและแคโทดวางสลับกันแบบอนุกรม ▪ สารอิเล็กโทรไลต์ คือ H2SO4 ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นเป็นชนิดผันกลับได้ดังนี้ ขั้วแอโนด Pb(s) + SO4 2-(aq) → PbSO4(s) + 2e- ขั้วแคโทด PbO2(s) + 4H+(aq) + SO4 2-(aq) + 2e- → PbSO4(s) + 2H2O(l) ปฏิกิริยารวม Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(aq) + SO4 2-(aq) → PbSO4(s) + 2H2O(l)
- 66. Malekshah, et al., (2018). Thermal analysis of a cell of lead-acid battery subjected by non-uniform heat flux during natural convection. Thermal Science and Engineering Progress. 5, 217-236.
- 67. ปฏิกิริยาการประจุไฟ ขั้วแอโนด (Pb) Pb(s) → Pb2+(aq) + 2e- Pb2+(aq) + 2H2O(l) → PbO2(s) + 4H+(aq) + 2e- รวมแอโนด Pb(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + 4H+(aq) + 4e- ขั้วแคโทด (PbO2) 4H+(aq) + 4e- → 2H2(g) ปฏิกิริยารวม Pb(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + 2H2(g) ปฏิกิริยาการจ่ายไฟฟ้า ขั้วแอโนด (Pb) Pb(s) + SO4 2-(aq) → PbSO4(s) + 2e- ขั้วแคโทด (PbO2) PbO2(s) + 4H+(aq) + SO4 2-(aq) + 2e- → PbSO4(s) + 2H2O(l) ปฏิกิริยารวม Pb(s)+PbO2(s)+2SO4 2-(aq)+4H+(aq) → 2PbSO4(s)+2H2O(l) เมื่อจ่ายไฟหมดจะเกิด PbSO4 ขึ้นทั้งที่ขั้วแคโทดและแอโนด ขณะจ่ายไฟนี้มีการใช้กรดซัลฟิวริกทาให้ความเข้มข้นของกรดลดลง เรื่อย ๆ ต้องประจุไฟใหม่เพื่อให้ได้ PbO2 และ Pb กลับมา ปฏิกิริยาการประจุไฟครั้งที่สอง ขั้วแอโนด (PbSO4) PbSO4(s) + 2e- → Pb(s) + SO4 2-(aq) ขั้วแคโทด (PbO2) PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + SO4 2-(aq) + 4H+(aq) + 2e- ปฏิกิริยารวม 2PbSO4(s)+2H2O(l) → PbO2(s)+Pb(s)+2SO4 2-(aq)+4H+(aq)
- 68. #Nickel–Cadmium (NiCad) Battery ▪ โลหะแคดเมียม (Cd) เป็นขั้วแอโนด ▪ สารประกอบนิกเกิล (NiO(OH)) บนโลหะนิกเกิลเป็นขั้วแคโทด ▪ KOH เป็นสารอิเล็กโทรไลต์ ▪ ให้ศักย์ไฟฟ้าคงที่ประมาณ 1.4 โวลต์ ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นเป็นชนิดผันกลับได้ดังนี้ ขั้วแอโนด Cd(s) + 2OH-(aq) → Cd(OH)2(s) + 2e- ขั้วแคโทด 2NiO(OH)(s) + 2H2O(l) + 2e- → 2Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq) ปฏิกิริยารวม Cd(s) + 2NiO(OH)(s) + 2H2O(l) → Cd(OH)2(s) + 2Ni(OH)2(s) E0=1.4 V
- 69. #Fuel Cell เซลล์เชื้อเพลิงใช้แก๊ส H2 และ O2 เป็นสารตั้งต้นในการ ทาปฏิกิริยา โดยให้แก๊สทั้งสองเข้าไปทาปฏิกิริยาอย่าง ต่อเนื่อง (H2 เข้าทางด้านแอโนด ส่วน O2 เข้าทางด้าน แคโทด) ขั้วไฟฟ้าทาจากคาร์บอนที่มีความพรุนผสมโลหะ นิกเกิล และใช้ KOH เป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์ ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นเป็นดังนี้ ขั้วแอโนด 2H2(g) + 4OH-(aq) → 4H2O(l) + 4e- ขั้วแคโทด O2(g) + 2H2O(l) + 4e- → 4OH-(aq) ปฏิกิริยารวม 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)
- 70. การประยุกต์ใช้เซลล์อิเล็กโทรไลต์ เซลล์เคมี เซลล์อิเล็กโทรไลต์ เปลี่ยนพลังงานเคมีเป็นพลังงานไฟฟ้า เปลี่ยนพลังงานไฟฟ้าเป็นพลังงานเคมี ขั้วแอโนดเป็นขั้วลบ เกิดปฏิกิริยา ออกซิเดชัน ขั้วแอโนดเป็นขั้วบวก เกิดปฏิกิริยา ออกซิเดชัน ขั้วแคโทดเป็นขั้วบวก เกิดปฏิกิริยา รีดักชัน ขั้วแคโทดจะเป็นขั้วลบเกิดปฏิกิริยา รีดักชัน ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์มีค่าบวก ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์มีค่าลบ ▪ การแยกสลายน้าด้วยไฟฟ้า ▪ การทาโลหะให้บริสุทธิ์ ▪ การชุบโลหะ ▪ แยกสารละลายด้วยกระแสไฟฟ้า
- 71. กระบวนการอิเล็กโทรไลซิส (electrolysis) เป็นกระบวนการแยกสารอิเล็กโตรไลต์โดยการ ผ่านไฟฟ้ากระแสตรงลงไปในสารละลายอิเล็ก โตรไลต์ แล้วทาให้เกิดปฏิกิริยาเคมีเกิดขึ้นที่ ขั้วบวกและขั้วลบของเซลล์อิเล็กโทรไลต์นั้น # การแยกสลายน้าด้วยไฟฟ้า ขั้วไฟฟ้าที่ใช้ในการจ่ายกระแสไฟฟ้าให้แก่สารละลายกรด ซัลฟิวริกเจือจางอาจใช้แกรไฟต์หรือโลหะ Pt, Ag, Au (โลหะที่ไม่ชอบเสียอิเล็กตรอน) ที่แอโนดซึ่งต่อกับขั้วบวก ของแบตเตอรี่จะเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ส่วนที่แคโทด ซึ่งต่อกับขั้วลบของแบตเตอรี่จะเกิดปฏิกิริยารีดักชัน ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นคือ 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) น้าจะ แยกสลายเป็น H2 และ O2
- 72. # การทาโลหะให้บริสุทธิ์ การทาทองแดงให้บริสุทธิ์มากขึ้น ▪ โลหะทองแดงที่ไม่บริสุทธิ์์ให้เป็นขั้วแอโนด (ขั้วบวก) ▪ โลหะทองแดงที่บริสุทธิ์์ให้เป็นขั้วแคโทด (ขั้วลบ) ▪ ขั้วทั้งสองจุ่มในสารละลายทองแดง ขั้วแอโนด (ขั้วบวก) Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e- Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e- Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- ขั้วแคโทด (ขั้วลบ) Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) โลหะ Ag, Au, Pt จะตกตะกอนเพราะมี E0 มากกว่า Cu
- 73. ▪ การเคลือบผิววัสดุด้วยชั้นบาง ๆ ของโลหะ ด้วยการใช้ไฟฟ้า ▪ วิธีในการตกแต่งผิวหรือกระบวนทาผิว สาเร็จ (surface finishing) ที่นิยมใช้กัน มาก โดยโลหะที่ใช้เคลือบส่วนใหญ่จะเป็น โลหะทอง เงินโครเมียม ทองแดง นิกเกิล ดีบุก สังกะสี และโรเดียม # การชุบโลหะด้วยไฟฟ้า กระบวนการของการเกิดปฏิกิริยาทางเคมีที่อาศัยการ ไหลของกระแสไฟฟ้าระหว่างขั้วไฟฟ้าสองขั้ว โดยผ่าน สารละลายซึ่งมีส่วนผสมของเกลือของโลหะที่ต้องการ เคลือบ ซึ่งปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นที่ขั้วบวกจะเป็นปฏิกิริยา ออกซิเดชัน
- 74. ▪ ช้อนจะต่อกับขั้วลบของแบตเตอรี่ (แคโทด) จุ่มอยู่ใน สารละลายซิลเวอร์ไนเทรต ▪ ขั้วบวกของแบตเตอรี่จะต่อกับขั้วซิลเวอร์ (แอโนด) ซึ่งจุ่มอยู่ ในสารละลายเดียวกัน ▪ ขั้วแอโนดจะเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ไอออน Ag+ จะละลาย ออกมาและจะถูกดึงมาหาช้อนที่เป็นขั้วลบ เมื่อรวมกับ อิเล็กตรอนจะกลายเป็นโลหะเงินใหม่เคลือบบาง ๆ ทั่วทั้งผิว ของช้อน ▪ ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น ขั้วแอโนด Ag(s) → Ag+(aq) + e- ขั้วแคโทด Ag+(aq) + e- → Ag(s) การชุบโลหะด้วยไฟฟ้าของช้อนด้วยเงิน
- 75. การผุกร่อนและการป้องกันการผุกร่อน การกัดกร่อน (corrosion) คือการสูญเสียเนื้อโลหะ อันเนื่องมาจากโลหะเกิดปฏิกิริยากับสิ่งแวดล้อม (น้า อากาศ ความชื้น) ซึ่งส่วนใหญ่การผุกร่อนของโลหะเป็นจากปฏิกิริยาออกซิเดชัน โลหะเกือบทุกชนิดสามารถเกิดออกซิเดชันได้ ในอากาศที่อุณหภูมิห้อง ▪ การเกิดสนิมเหล็ก (iron rust) ▪ โลหะเงินเกิดความหมอง (tarnished silver) ▪ การเกิดสารสีเขียว (green patina) เคลือบบนโลหะทองแดง ทองเหลือง ทองบรอนซ์
- 76. #การเกิดสนิมเหล็ก เป็นกระบวนการทางเคมีไฟฟ้าตามธรรมชาติ ปฏิกิริยาการเกิดสนิมเหล็กเกิดขึ้นต้องมีปัจจัย ของแก๊สออกซิเจนและน้า (ความชื้น) เป็น องค์ประกอบรวมอยู่ด้วย ที่พื้นผิวส่วนหนึ่งของเหล็กเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน (Fe เป็นแอโนด) Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e- ออกซิเจนถูกรีดิวซ์ที่ผิวอีกส่วนหนึ่งของเหล็กซึ่งทาหน้าที่เป็นแคโทด เมื่อมีน้าอยู่ด้วย ดังสมการ O2(g) + 2H2O(l) + 4e- → 4OH-(aq) ปฏิกิริยารวม 2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l) → 2Fe2+(aq) + 4OH-(aq) เกิดปฏิกิริยาต่อเนื่อง Fe2+(aq) และ OH-(aq) เกิดปฏิกิริยาได้ Fe(OH)2(s) Fe2+(aq) + 2OH-(aq) → Fe(OH)2(s) โดย Fe(OH)2(s) ที่เกิดขึ้นทาปฏิกิริยากับน้าและออกซิเจนในอากาศได้เป็น Fe(OH)3 4Fe(OH)2(s) + O2(g) + 2H2O(l) → Fe(OH)3 โดยที่ Fe(OH)3 ที่เกิดขึ้นนี้จะเปลี่ยนเป็น Fe2O3 ที่มีน้าอยู่ในผลึกอยู่ในโมเลกุล โดยมีสูตรทั่วไป คือ Fe2O3nH2O(s) ที่เรียกว่าสนิมเหล็ก 4Fe(OH)2(aq) + O2(g) → 2Fe2O32H2O(s) + H2O(l)
- 77. #การป้องกันการผุกร่อน ▪ การเคลือบผิวโลหะ (coat) ▪ การชุบเคลือบผิวเหล็กด้วย โลหะ (electroplating) ▪ การทาเป็นโลหะผสม โดยการนาโลหะตั้งแต่ 2 ชนิดขึ้นไปมาหลอมรวมกัน ทาให้ทนต่อการกัด กร่อน เช่น อัลลอยด์ (alloy) ▪ การรมดา (blackening) เป็นกระบวนการการ ป้องกันการผุกร่อนของโลหะทางเคมีโดยใช้ สารเคมีและความร้อนจากภายนอก เพื่อทาให้ เกิดออกไซด์สีดาติดแน่นอยู่บนผิวชิ้นงานโลหะ โดยสีดาที่เกิดขึ้นจะมีความเข้มของสีที่แตกต่าง กันไป ▪ วิธีการทางเคมีไฟฟ้า o วิธีแคโทดิก (cathodic protection) o วิธีแอโนดิก (anodic protection)
- 78. วิธีแคโทดิกเป็นการป้องกันการกัดกร่อนโดยนา โลหะที่มีค่า E0 ต่า (ตัวรีดิวซ์ที่ดีกว่า) ไปเชื่อมต่อไว้ ใกล้ ๆ กับโลหะที่ไม่ต้องการให้เกิดสนิม โลหะที่มีค่า E0 ต่าจะเป็นแอโนด และโลหะที่มีค่า E0 สูงจะเป็น แคโทด วิธีแคโทดิกเป็นการทาให้โครงสร้างที่ ต้องการป้องกันเป็นแคโทด โดยใช้วัสดุตัวอื่นซึ่ง ทาหน้าที่เป็นแอโนดต่อเข้ากับโลหะที่ต้องการ ป้องกัน เพื่อให้ผุกร่อนแทน Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s) E0= -0.44 V Mg2+(aq) + 2e- → Mg(g) E0= -2.360 V
- 79. วิธีแอโนดิก หรือเรียกว่า วิธีแอโนไดซ์ (anodizing protection) เป็นการใช้กระแสไฟฟ้า จากภายนอกทาให้โลหะที่ต้องการป้องกันการผุกร่อนสร้างชั้นฟิล์มในรูปโลหะออกไซด์ที่ผิว ของโลหะ แต่วิธีนี้ซึ่งจะใช้ได้กับโลหะเพียงบางชนิด ที่มีค่า E0 น้อยกว่า Fe เช่น ▪ Al (E0=-1.66 V) ▪ โครเมียม (E0=-0.74 V) ▪ ดีบุก (E0=-0.141 V) ▪ Zn (E0=-0.76 V)
