ไฟฟ้าเคมี (ElectroChemistry)

Þ ศึกษา เกี่ยวกับ j ปฏิกิริยาเคมีที่ทำให้เกิดกระแสไฟฟ้า k กระแส ไฟฟ้าทำให้เกิดปฏิกิริยาเคมี

หาก ใช้การถ่ายเทอิเล็กตรอนเป็นเกณฑ์แล้ว Þ ปฏิกิริยาเคมีแบ่งเป็น 2 ประเภท

j ปฏิกิริยา ที่มีการถ่ายเท e^- เรียก ว่าปฏิกิริยารีดอกซ์ (Redox Reaction)

k ปฏิกิริยา ที่ไม่มีการถ่ายเท e^- เรียกว่าปฏิกิริยานอนรีด อกซ์ (Nonredox Reaction)

ปฏิกิริยารีดอกซ์ (Redox Reaction หรือ Oxidation-reduction Reaction)

Ä ปฏิกิริยารีดอกซ์หมายถึงปฏิกิริยา เกี่ยวกับการถ่ายเท e^-

ตัวอย่าง เมื่อนำแผ่นโลหะทองแดง (Cu) จุ่มลงในสารละลายของ AgNO₃ พบว่าที่แผ่นโลหะ Cu มี ของแข็งสีขาวปนเทามาเกาะอยู่ และเมื่อนำมาเคาะจะพบว่าโลหะ Cu เกิดการสึกกร่อน ส่วนสีของสารละลาย AgNO₃ ก็จะเปลี่ยนจากใสไม่มีสีเป็นสีฟ้า

การ เปลี่ยนแปลงที่เกิดขึ้นนี้อธิบายได้ว่าการที่โลหะทองแดงเกิด การสึกกร่อนเป็นเพราะโลหะทองแดง(Cu) เกิดการเสียอิเล็กตรอนกลายเป็น Cu²⁺ซึ่ง มีสีฟ้าและเมื่อ Ag⁺รับอิเล็กตรอนเข้ามาจะกลายเป็น Ag (โลหะ เงิน) มาเกาะอยู่ที่แผ่นโลหะทองแดง
ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น เขียนในรูปสมการได้ดังนี้

Cu(s) ® Cu²⁺⁽aq) + 2 e^-

Ag⁺(aq) + e^- ® Ag(s)

Q e^-ที่ ถ่ายเทต้องเท่ากัน \ สมการเคมีที่เกิดขึ้นที่แท้จริงต้องเป็น

Cu(s) ® Cu²⁺⁽aq) + 2 e^-

2Ag⁺(aq) + 2 e^- ® 2Ag(s)

ปฏิกิริยา ที่เกิดขึ้นในแต่ละสมการเรียกว่าครึ่งปฏิกิริยา ซึ่งการเกิดปฏิกิริยาถ่ายเท e^-จะเกิดขึ้นได้สมบูรณ์ก็ ต่อเมื่อต้องนำครึ่งปฏิกิริยาทั้งสองมารวมกัน เขียนเป็นสมการได้ดังนี้

Cu(s) + Ag⁺(aq) ® Cu²⁺(aq) + 2Ag(s) ¬ Redox Reaction

สรุป ได้ว่าการเกิดปฏิกิริยารีดอกซ์จะต้องประกอบไปด้วย

j สาร ที่ให้ e^- เรียกว่าตัวรีดิวซ์ Þ เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน (Oxidation Reaction)

k สาร ที่รับ e^- เรียกว่าตัวออกซิไดซ์ Þ เกิดปฏิกิริยารีดักชัน (Reduction Reaction)

เซลล์ไฟฟ้าเคมี

เนื่อง จากการที่สารที่ให้ e^- และสารที่รับ e^- สัมผัสกันโดยตรง จะไม่สามารถแสดงกระแสไฟฟ้าที่เกิดขึ้นได้ ดังนั้นหากต้องการให้มีกระแสไฟฟ้าเกิดขึ้นต้องมีการนำลวดตัวนำไฟฟ้าต่อ เชื่อมเข้าไประหว่างขั้วไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ที่ให้ e^- และครึ่งเซลล์ที่รับ e^- และพร้อมกับโวลต์มิเตอร์ และสะพานเกลือเชื่อมระหว่างครึ่งเซลล์ทั้งสอง

เช่น เซลล์ ไฟฟ้าเคมี

ขั้ว ไฟฟ้า e^-® e^-® ขั้วไฟฟ้า

Cu สะพานเกลือ Ag

Cu²⁺ Ag⁺

Cu ® Cu²⁺ + 2 e^- Ag⁺ + e^- ® Ag

ครึ่ง เซลล์ Oxidation Reduction

ขั้ว ไฟฟ้า ลบ (อา โนด) บวก (คา โทด)

ปฏิกิริยา ที่เกิดขึ้น Cu(s) + 2Ag⁺(aq) ® Cu²⁺(aq) + 2Ag(s)

แผนภาพเซลล์ไฟฟ้าเคมี

Ä หากปฏิกิริยารีดอกซ์ที่เกิดขึ้นเป็น A(s) + B⁺(aq) ® A⁺(aq) + B(s)

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

ครึ่งเซลล์ออกซิเดชัน ครึ่ง เซลล์รีดักชัน

หมาย เหตุ Þ ¬ | | แทนสะพานเกลือ และแต่ละครึ่งเซลล์ให้ใช้เครื่องหมาย | คั่น ระหว่างสารต่างสถานะ

k หาก ต้องการระบุความเข้มข้นให้เขียนไว้ในวงเล็บแล้ววางหลังสารละลาย

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

® หาก สารในสถานะเดียวกันมีมากกว่า 1 ชนิด ให้ใช้เครื่องจุลภาค ( , ) คั่น

เช่น Fe(s) | Fe²⁺⁽aq) , Fe³⁺(aq) | | Cu²⁺(aq) | Cu(s)

¯ หาก มีความดันเกี่ยวข้อง ให้ระบุความดันในวงเล็บ แล้ววางหลังก๊าซนั้น

ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน (E°)

ครึ่ง เซลล์มาตรฐานที่ใช้เปรียบเทียบความสามารถในการให้รับ e^-ของครึ่งเซลล์ต่างๆ จะใช้ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนเขียนแทนด้วย Pt(s) | H₂(1atm) | H⁺(1M) และกำหนดให้ค่าศักย์ ไฟฟ้าของไฮโดรเจนที่สภาวะมาตรฐาน(25°C,1atm) มีค่าเท่ากับศูนย์โวลต์

= 0.00 Volt

การวัดค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน ของเซลล์ไฟฟ้าใดๆ ทำได้โดยการนำครึ่งเซลล์มาตรฐานไฮโดรเจนต่อกับ ครึ่งเซลล์ที่สนใจ และขั้วไฟฟ้าจะต้องจุ่มอยู่ในสารละลายเข้มข้น 1 Molarโดย

E°_Cell = E°_{คา โทด} - E°_{อา โนด}

ข้อควรทราบเกี่ยวกับค่า E°

¬ ถ้า มีการกลับสมการ Þ ค่า E° จะเท่าเดิม แต่เครื่องหมายตรงกันข้าม

k ถ้า มีการคูณสมการด้วยตัวเลขใดๆ Þ ค่า E° จะเท่าเดิม ไม่เปลี่ยนแปลง

® ค่า E°_reductionยิ่งมาก แสดงว่าสารนั้นยิ่งรับ e^-ได้ ดี (แนว โน้มความเป็นตัวออกซิไดซ์มากขึ้น)

ค่า E°_reductionยิ่งต่ำ แสดงว่าสารนั้นยิ่งให้ e^-ได้ ดี (แนว โน้มความเป็นตัวรีดิวซ์มากขึ้น)

Þ โดย ทั่วไปเมื่อกล่าวถึง E° หากไม่มีการระบุว่าเป็น E°_reduction หรือ E°_oxidation ให้ถือว่าเป็น E°_reduction

ประโยชน์ ของค่า E°_reduction

¬ ใช้เปรียบเทียบความ สามารถในการเป็นตัวรีดิวซ์และตัวออกซิไดซ์

Ä สารที่ให้ e^-ได้ ดี E° ต่ำ , สารที่รับ e^-ได้ดี E° สูง

เช่น Þ Zn²⁺⁽aq) + 2 e^- ® Zn(s) E° = - 0.76 Volt

Ag⁺(aq) + e^- ® Ag(s) E° = 0.80 Volt

พิจารณา Þ <

\ ตัวรีดิวซ์ : Zn > Ag

ตัวออกซิไดซ์ : Ag⁺ > Zn²⁺

k ใช้คำนวณค่าศักย์ไฟฟ้า ของเซลล์และครึ่งเซลล์

อาศัยหลัก Þ E°_Cell = E°_{คา โนด}- E°_{อา โนด} Ü DE°

= E°_{ขั้ว บวก} - E°_{ขั้ว ลบ}

= E°_สูง - E°_ต่ำ

ประโยชน์ของค่า E°_Cell

E°_Cell > 0 Þ ปฏิกิริยา เกิดได้

E°_Cell < 0 Þ ปฏิกิริยา เกิดไม่ได้ (เกิดในทิศตรงข้าม)

E°_Cell = 0 Þ ปฏิกิริยา เกิดไม่ได้แน่นอน

ตัวอย่างการคำนวณศักย์ไฟฟ้าของครึ่ง เซลล์

EX. เมื่อ นำครึ่งเซลล์ของ Ag | Ag⁺ ต่อกับครึ่งเซลล์ของ Pt | H₂ | H⁺ พบ ว่าเข็มของโวลต์มิเตอร์เบนหาขั้ว Ag
และอ่านค่าได้ 0.80 Volt ให้ หาค่า E° ของ Ag⁺ + e^- ® Ag

ทำ จาก การที่เข็มโวลต์เบนเข้าหาขั้ว Ag

แสดง ว่า Ag | Ag⁺ รับ e^-

Pt | H₂ | H⁺ ให้ e^-

จาก E°_Cell = E°_{คา โทด} - E°_{อา โนด}

0.80 = -

0.80 = - 0

\ = 0.80 Volt

นั่น หมายความว่า Þ Ag⁺ + e^- ® Ag E° = 0.80 Volt #

ตัวอย่าง การคำนวณศักย์ไฟฟ้าของเซลล์

EX. เมื่อ นำครึ่งเซลล์ของ Fe | Fe²⁺ ต่อเข้ากับ Ni | Ni²⁺ ให้หาค่า E°_Cell

กำหนด Fe²⁺ + 2 e^- ® Fe E° = - 0.41 Volt

Ni²⁺ + 2 e^- ® Ni E° = - 0.23 Volt

ทำ E°Cell = E°สูง - E° ต่ำ = - 0.23 - ( - 0.41)

= 0.18 Volt #

EX. ให้ พิจารณาว่าปฏิกิริยา 2Al(s) + 3Sn⁴⁺⁽aq) ® 2Al³⁺ + 3Sn²⁺ เกิด ขึ้นได้หรือไม่

กำหนด Sn⁴⁺ + 2 e^- ® Sn2+ E° = - 0.14 Volt

Al³⁺ + 3 e^- ® Al E° = - 1.66 Volt

ทำ วิธี 1 วิเคราะห์จากค่า E°

Ä > \ Al ให้ e^- และ Sn⁴⁺ รับ e^-

\ ปฏิกิริยาที่โจทย์ให้จึง เกิดขึ้นได้ #

วิธี 2 จาก E°_Cell = E°_สูง - E°_ต่ำ

= - 0.14 - ( - 1.66) Volt

= 0.82 Volt

จากค่า E°_Cell เป็นบวก แสดงว่าปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นได้ก็ต่อเมื่อ Sn⁴⁺ ต้องรับ e^- และ Al ต้องให้ e^-

ซึ่งสอดคล้องกับสมการที่โจทย์ให้ \ ปฏิกิริยา ที่โจทย์ให้จึงเกิดขึ้นได้ #

สมการของเนินส์

การ คำนวณค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์หรือศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ที่ไม่ใช่สภาวะ มาตรฐาน ให้คำนวณหาค่าศักย์ไฟฟ้า (E) ผ่านสมการของเนินส์

1. ศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์

aA + n e^- bB

E = E°- log( )

2. ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์

aA + bB cC + dD

E_Cell = E°_Cell - log อย่าลืม = K_eq

EX. ให้ หาค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ Zn | Zn²⁺⁽0.01M)

กำหนด Zn²⁺⁽aq) + 2 e^- ® Zn(s) E° = - 0.763 Volt

ทำ จาก E = E°- log ()

= - 0.763 - log () = - 0.822 Volt #

EX. ให้หาค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์จาก ปฏิกิริยา Co(s) + Ni²⁺⁽aq) Co²⁺(aq) + Ni(s)

E°_Cell = 0.03 Volt

เมื่อ [Co²⁺] = 0.1M และ [Ni²⁺] = 1M

ทำ E_cell = E°_Cell- log ()

= 0.03 - log () = 0.03 + 0.03 Volt

\ E_Cell = 0.06 Volt #

EX. ให้หาค่า K_eq ของปฏิกิริยา Pb²⁺⁽aq) + Ni(s) Pb(s) + Ni²⁺(aq) E_Cell = 0.15 Volt

กำหนด Pb²⁺ + 2 e^- ® Pb E° = - 0.763 Volt

Ni²⁺ + 2 e^- ® Ni E° = - 0.25 Volt

ทำ จาก E_Cell = E°_Cell - logK_eq ¬

หา E°_Cell

Q E_Cell = E°_สูง - E°_ต่ำ = - 0.13 - ( - 0.25) Þ 0.12 Volt

แทน ค่าใน ¬ 0.15 = 0.12 - logK_eq

0.15 - 0.12 = - 0.0245 logK_eq

logK_eq = - = - 1

\ K_eq = 0.1 #

อิเล็กโตรลิซิส (Electrolysis)

Ä ปฏิกิริยา ใดที่เกิดขึ้นไม่ได้ เช่น Cu(s) + Zn²⁺⁽aq) ® Cu²⁺(aq) + Zn(s) หากต้องการทำให้เกิดปฏิกิริยาก็สามารถทำได้โดย ผ่านพลังงานไฟฟ้าจากภายนอก ซึ่งปฏิกิริยาที่ได้จากการแยกสลายด้วย ด้วยไฟฟ้านี้มีชื่อเรียกว่าอิเล็กโตรลิซิส (Electrolysis)

ส่วนประกอบที่สำคัญของ Elctrolytic Cell

1. แหล่งพลังงานไฟฟ้าจากภายนอก

2. ขั้วไฟฟ้า

3. สารละลายอิเล็กโตรไลท์

ลักษณะ การเกิดปฏิกิริยาเป็นดังนี้

สาร ที่ให้ e^- แก่ ขั้วบวก เกิดปฏิกิริยา Oxidation ® ขั้วอาโนด

สารที่รับ e^- จาก ขั้วลบ เกิด ปฏิกิริยา Reduction ® ขั้ว คาโทด

การดุลสมการรีดอกซ์

ต้อง ผ่านขั้นตอนการหาเลขออกซิเดชัน

Ä โดย เลขออกซิเดชันจะหมายถึงตัวเลขแสดงค่าประจุไฟฟ้าที่แท้จริงหรือประจุไฟฟ้า สมมติของธาตุ

เกณฑ์การกำหนดค่าเลขออกซิเดชัน (O.N.)

1. ธาตุอิสระ (ไม่ รวมตัวกับธาตุอื่น มีค่า O.N. = ศูนย์)

เช่น Mg , O₂ , O₃ , S₈ , Cl₂ , P₄

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

เช่น LiNo₃ , NaCl , KClO₃

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

เช่น MgCl₂ , CaCO₃ , BeCl₂

4. ธาตุไฮโดรเจน ในสารประกอบ มีค่า O.N. = 1

เช่น HCl , NH₃ , H₂O

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

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

เช่น H₂O , CO₂ , Cl₂O

ยกเว้น H₂O₂ , Na₂O , NaO₂ , OF Þ O มี O.N. ¹ -2

6. ผลรวมของ O.N. ในสารประกอบมีค่าเป็นศูนย์

เช่น KMnO₄ , MnO₂ , Na₂C₂O₄

7. ผลรวมของ O.N. ในไอออนเท่ากับจำนวนประจุ

เช่น MnO₄^- , Cr₂O₇^2- , Fe(CN)₆^3-

Note Þ ไอออนที่ควรจำ SO₄^2- , CN^- , NO₃^- , CO₃^2- Þ ไอออน ที่มี O.N. เท่า กับจำนวนประจุ

ตัวอย่างการหาเลขออกซิเดชันของธาตุ

Mn₂O₇ Þ 2Mn + 7O = 0 Na₃PO₄ Þ 3Na + P + 4O = 0

2Mn + 7(-2) = 0 3(1) + P + 4(-2) = 0

2Mn = 14 3 + P – 8 = 0

Mn = +7 # P = +5 #

MnSO₄ Þ Mn + SO₄ = 0 C₂O₄^2- Þ 2C + 4O = -2

Mn + (-2) = 0 2C + 4(-2) = -2

Mn = +2 # 2C = 6

C = +3 #

ขั้นตอนการดุลสมการรีดอกซ์

1. หาธาตุที่มี O.N. เปลี่ยนไป ต่อ 1 อะตอมของธาตุ

2. นำเลข O.N. ที่เปลี่ยนไปมาคูณไขว้ (เพื่อให้จำนวน e^- ที่ถ่ายเทเท่า กัน)

3. ดุลอะตอมของธาตุ (H กับ O ทำทีหลัง)

4. ถ้าทอนได้ให้ทอน เป็นอัตราส่วนอย่างต่ำด้วย

ตัวอย่างการดุลสม การรีดอกซ์

EX. FeCl₃ + SnCl₂ ® FeCl₂ + SnCl₄

1. หา เลข O.N. ที่ เปลี่ยนไป ต่อ 1 อะตอมของธาตุ

FeCl₃+ SnCl₂® FeCl₂+ SnCl₄

+3 +2 +2 +4

รับ 1 e^-

เสีย 2 e^-

2. คูณ ไขว้จำนวน e^- ให้ถ่ายเทเท่ากัน

2FeCl₃ + SnCl₂ ® FeCl₂ + SnCl₄

3. ดุล สมการ

2FeCl₃ + SnCl₂ ® 2FeCl₂ + SnCl₄ #

EX. KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + H₂O + KNO₃ + K₂SO₄

1. หาเลข O.N. ที่เปลี่ยนไป ต่อ 1 อะตอมของธาตุ

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

+7 +3 +2 +5

รับ 5 e^-

เสีย 2 e^-

2. คูณไขว้จำนวน e^- ให้ถ่ายเทเท่ากัน

2KMnO₄ + 5KNO₂ + H₂SO₄ ® MnSO₄ + H₂O + KNO₃ + K₂SO₄

3. ดุลสมการ

2KMnO₄ + 5KNO₂ + 3H₂SO₄ ® 2MnSO₄ + 3H₂O + 5KNO₃ + K₂SO₄ #

การดุลสมการรีดอกซ์แบบครึ่งปฏิกิริยา

ทำ ตามขั้นตอนดังนี้

¬ ในสารละลายกรด

EX. Fe²⁺ + Cr₂O₇^2-® Fe³⁺ + Cr³⁺

ทำ 1. แยกครึ่งปฏิกิริยา

Fe²⁺ ® Fe³⁺ Cr₂O₇^2-® Cr³⁺

2. ดุลอะตอม

Fe²⁺ ® Fe³⁺ Cr₂O₇^2-® 2Cr³⁺

เติม H₂O ด้าน ขาดออกซิเจนเท่ากับจำนวนที่ขาดออกซิเจน

Cr₂O₇^2-® 2Cr³⁺ + 7H₂O

เติม H⁺ ด้าน ขาดไฮโดรเจนเท่ากับจำนวนที่ขาดไฮโดรเจน

Cr₂O₇^{2- +} 14H⁺ ® 2Cr³⁺ + 7H₂O

3. ดุลประจุ (โดย การเติม e^- )

จาก Fe²⁺ ® Fe³⁺ + e^- จำนวนประจุเท่ากันคือ 2

Cr₂O₇^{2- +} 14H⁺ + 6 e^- ® 2Cr³⁺ + 7H₂O จำนวนประจุเท่ากันคือ 6

4. ทำการถ่ายเท e^- ให้เท่ากัน (โดยการคูณไขว้ จำนวน e^- )

6Fe²⁺ ® 6Fe³⁺ + 6 e^-

Cr₂O₇^{2- +} 14H⁺ + 6 e^- ® 2Cr³⁺ + 7H₂O

5. รวมสมการ

6Fe²⁺ + Cr₂O₇^{2- +} 14H⁺ ® 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺ + 7H₂O #

k ในสารละลายเบส

EX. I^- + MnO₄^-® I₂ + MnO₂

ทำ แยก ครึ่งปฏิกิริยา

I^-® I₂ ดุลอะตอม MnO₄^-® MnO₂

2I^-® I₂ ดุลประจุ Q อะตอม ของ Mn ดุล แล้ว

2I^-® I₂ + 2 e^- \ ดุล O โดย เติม H₂O ด้าน ขาด Oเท่า กับจำนวนที่ขาด O

MnO₄^-® MnO₂ + 2H₂O

เติม H⁺ ด้านขาด H เท่า กับจำนวนที่ขาด H

MnO₄^-+ 4H⁺ ® MnO₂ + 2H₂O

Q สารละลายเบสห้ามมีกรด ดังนั้นต้องเติม OH^- ทั้ง 2 ด้าน

MnO₄^-+ 4H⁺ + 4OH^- ® MnO₂ + 2H₂O + 4OH^‑

Q H⁺ + OH^- ® H₂O ดังนั้นจะได้สมการเป็น

MnO₄^-+ 4H₂O ® MnO₂ + 2H₂O + 4OH^‑ หักล้าง H₂O

MnO₄^-+ 2H₂O ® MnO₂ + 4OH^‑ ดุลประจุ

MnO₄^-+ 2H₂O +3 e^- ® MnO₂ + 4OH^‑

ทำ e^- ที่ถ่ายเทให้ เท่ากัน (โดย คูณไขว้จำนวน e^- )

Oxidation Þ 2I^-® I₂ + 2 e^-

Reduction Þ MnO₄^-+ 2H₂O + 3 e^- ® MnO₂ + 4OH^‑

จะ ได้ 6I^-® 3I₂ + 6 e^-

2MnO₄^-+ 4H₂O + 6 e^- ® 2MnO₂ + 8OH^‑

รวม สมการ 6I^- + 2MnO₄^-+ 4H₂O ® 3I₂ + 2MnO₂ + 8OH^‑#
ที่มา:http://elearning.spu.ac.th/content/chm100/chm/100_13.htm

nes_spt

ค้นหาบล็อก

วันจันทร์ที่ 27 กันยายน พ.ศ. 2553

ไฟฟ้าเคมี

ไฟฟ้าเคมี (ElectroChemistry)

ไม่มีความคิดเห็น:

แสดงความคิดเห็น