ไฟฟ้าเคมี

LOGO ไฟฟ้าเคมี (Electrochemistry) อ.ดร.ธานนิ ทร์ แตงกวารมั ย์ สาขาวิชาเคมี คณะวทิ ยาศาสตร์ มหาวิทยาลยั แม่โจ้ www.science.mju.ac.th/chemistry/

บทนําไฟฟ้าเคมี 2 ไฟฟ้าเคมี (Electrochemistry) คือ วิชาเคมีแขนงหน่ึงท่ี เกยี่ วข้องกบั การเปล่ียนแปลงพลังงานไฟฟ้าและพลังงานเคมี ปฏิกิริยาไฟฟ้าเคมี เป็น ปฏิกิริยาท่ีเกี่ยวข้องกับการเปล่ียนแปลง พลงั งานไฟฟา้ และพลังงานเคมี กระบวนการทางไฟฟ้าเคมี หมายถึง การใช้ปฏิกิริยาเคมีเพ่ือ สร้างพลังงานไฟฟ้า หรือ การใช้พลังงานไฟฟ้าเพ่ือทําให้ เกิดปฏกิ ิรยิ าเคมี กระบวนการทางไฟฟ้าเคมีเกี่ยวข้องกับปฏิกิริยาการถ่ายโอน อิเลก็ ตรอน เรยี กปฏิกิรยิ าว่าปฏิกิริยารดี อกซ์

9.1 ปฏิกิรยิ ารดี อกซ์ (Redox reaction) 3 ปฏิกิริยารีดอกซ์เรียกว่าปฏิกิริยาออกซิเดชัน-รีดักชันเป็น ปฏิกิริยาที่ทําให้ประจุของอะตอม (ในโมเลกุล) หรือไอออน (ใน สารประกอบ) เกิดการเปลีย่ นแปลง ประจุของอะตอมหรือของไอออน เรียกว่า เลขออกซิเดชัน (oxidation number) หรือ ออกซเิ ดชนั สเตท (oxidation state) ปฏกิ ริ ยิ ารดี อกซ์ เกดิ จาก 2 ลักษณะคอื ก. การใหแ้ ละรับอิเล็กตรอน ข. การเปลี่ยนแปลงเลขออกซเิ ดชนั

ก. การให้และรบั อิเล็กตรอน 4 แบ่งปฏิกิรยิ าเป็น 2 ครึง่ ปฏิกริ ิยาคอื  ครงึ่ ปฏกิ ิรยิ ารดี ักชัน คอื ครึง่ ปฏิกริ ยิ าทม่ี ีการรบั อิเลก็ ตรอน บททอ่ งจาํ รี รับ ลด รี = รดี กั ชนั (ปฏิกิรยิ า) รับ = รับอิเล็กตรอน (ตวั Ox รบั อิเลก็ ตรอน) ลด = ลดเลขออกซเิ ดชนั (ตัว Ox ลดเลขออกซิเดชนั ) Ox = ตวั ออกซไิ ดซ์ Re = ตวั รดี ิวซ์

5 ครง่ึ ปฏกิ ิรยิ าออกซิเดชัน คร่งึ ปฏิกิริยาท่มี กี ารให้อเิ ลก็ ตรอน เปน็ ปฏิกริ ิยาท่ีเกิดตรงกันข้ามกับครึ่งปฏิกริ ิยารีดักชนั ตัว Re = ตัวรีดวิ ซ์ ทาํ หนา้ ที่ใหอ้ เิ ลก็ ตรอน ตัวอยา่ งปฏกิ ริ ิยารีดอกซ์ แยกครึ่งปฏกิ ิริยาเปน็ เป็นคร่ึงปฏิกิริยารดี ักชนั มี Cu2+ เปน็ ตวั ออกซไิ ดซ์ (รบั อเิ ล็กตรอน)

6 อกี คร่ึงปฏกิ ิริยาคอื เปน็ ครงึ่ ปฏกิ ิรยิ าออกซิเดชัน มี Zn เปน็ ตวั รีดวิ ซ์ (ให้อเิ ล็กตรอน) ตัวอยา่ งปฏิกริ ยิ ารีดอกอนื่ ๆ

ข.การเปลี่ยนแปลงเลขออกซเิ ดชัน 7 เป็นปฏกิ ริ ยิ ารีดอกซ์ท่ีมกี ารเปลย่ี นแปลงเลขออกซิเดชนั ของสาร ท่ีทําปฏกิ ิรยิ ากนั เม่อื นํามาเขียนแผนภาพเลขออกซเิ ดชันจะได้

เกณฑก์ ําหนดค่าเลขออกซิเดชัน 8 เลขออกซิเดชนั คอื คา่ ประจุไฟฟ้าของอะตอม หรือ ไอออนของ ธาตุ โดยองิ ตามคา่ อเิ ลก็ โทรเนกาตวิ ิตี (EN) อะตอมที่มีค่า EN สงู กว่า จะมีเลขออกซิเดชันเปน็ ลบ อะตอมท่มี ีคา่ EN ตํ่ากว่า จะมีเลขออกซเิ ดชนั เปน็ บวก เกณฑ์กาํ หนดคา่ เลขออกซเิ ดชัน 1. ธาตุอสิ ระ มีเลขออกซิเดชันเปน็ 0 เช่น He, Na, O2, O3 ตา่ งมเี ลข ออกซิเดชัน = 0 2. ไอออน มีเลขออกซเิ ดชันเท่ากับประจุของไอออนน้ันๆ เชน่ Na+ มีเลข ออกซเิ ดชัน =+1, Mg2+=+2, O2-=-2, Cl-=-1

9 3. โลหะอลั คาไลน์ (ธาตหุ มู่ 1A) ในสารประกอบ มเี ลข ออกซเิ ดชนั = +1 เชน่ NaCl, K2SO4, Li3PO4 (Na, K, และ Li มีเลขออกซิเดชนั =+1) 4. โลหะอลั คาไลน์ เอริ ์ท (ธาตุหมู่ 2A) ในสารประกอบ มเี ลข ออกซิเดชนั = +2 เช่น CaCl2, Mg3(PO4)2, BaSO4 (Ca, Mg, และ Ba มเี ลขออกซิเดชัน =+2) 5. เลขออกซิเดชนั ของไฮโดรเจนเปน็ +1 ในสารประกอบทั่วไป เชน่ H2O, Ca(OH)2, H2SO4 (H มีเลขออกซิเดชัน =+1)

10 6. เลขออกซเิ ดชนั ของออกซเิ จนเปน็ -2 ในสารประกอบท่วั ไป เช่น H2O, NaOH, H3PO4 (O=-2) ยกเว้นในสารประกอบเปอร์ ออกไซด์ที่ออกซเิ จนจะเปน็ -1 เช่น H2O2, Na2O2, BaO2 ส่วน ใน OF2 จะเป็น +2 7. ธาตอุ นื่ ๆ ให้คํานวณเลขออกซิเดชนั โดยใช้หลกั ดงั น้ี “ผลรวมทางพชี คณติ ของเลขออกซิเดชันทกุ ตัว = ประจขุ องสาร” KMnO4 = O => K =+1, O=-2x4=-8 ดังนัน้ Mn + 1 + (-8) = 0 Mn = +7

9.2 การดลุ สมการรีดอกซ์ 11 การดลุ สมการรดี อกซ์ จะตอ้ ง ทําให้อะตอมของสารตง้ั ตน้ เท่ากบั อะตอมของสารผลิตภณั ฑ์ การดุลสมการรดี อกซ์ จะตอ้ ง ทาํ ให้ประจรุ วมของสารตั้งต้น เทา่ กบั ประจุรวมของสารผลติ ภัณฑ์ การดุลสมการรดี อกซ์ทําได้ได้ 2 วิธี คือ 9.2.1 วิธีเลขออกซิเดชนั นบั เลขออกซิเดชนั เปน็ คปู่ ฏกิ ริ ิยา 9.2.2 วิธคี รงึ่ ปฏิกิริยา แบ่งเป็น 2 ปฏิกริ ยิ าคือออกซเิ ดชันและ รดี กั ชัน

9.2.1 วธิ เี ลขออกซิเดชนั 12 มีหลกั การโดยเรียงลําดับเป็นข้อๆ ดังน้ี 1. เขยี นสูตรสารตัง้ ต้นไว้ทางซ้ายมอื และผลิตภัณฑ์ไวท้ างขวามอื 2. หาเลขออกซิเดชันของธาตุที่มีการเปลี่ยนแปลง เขียนกํากับไว้บนธาตุ นั้น พร้อมกับเขียนจํานวนเลขที่เพิ่มข้ึน หรือลดลงไว้บนคู่นั้นๆ (อโลหะ และโลหะทรานซิชนั ) 3. ทําเลขออกซิเดชันท่ีเพิ่มข้ึนให้เท่ากับที่ลดลง (โดยการคูณไขว้จํานวน เลขออกซเิ ดชัน) และทําอะตอมให้เทา่ กัน 4. ถา้ กรดเกิดรดี อกซใ์ ห้เพ่มิ จํานวนกรดเทา่ กับไอออนลบทางขวา ถ้ากรดไมเ่ กดิ รีดอกซ์ใหท้ ําไอออนลบของกรดทางซ้ายเทา่ กับทางขวา

13 5. ดลุ อะตอมอ่ืนๆ ให้เทา่ กนั 6. ทาํ ให้สมการเป็นเลขลงตัวอย่างตํ่า  สรุป ทําให้เลขออกซิเดชันเพิ่มเท่ากับลด, ทําอะตอมของธาตุ รดี อกซ์ซา้ ยขวาให้เท่ากัน, ดลุ อะตอมอ่นื ๆ ตวั อย่างที่ 1 จงดลุ สมการรดี อกซ์โดยวธิ ีเลขออกซเิ ดชัน Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O

14 ข้ันที่ 1 เขยี นสตู ร (โจทย์ใหม้ า) Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O ข้นั ท่ี 2 หาเลขออกซเิ ดชัน C0u + H+N5O3 C+2u(NO3)2 + N+2O + H2O การเปลย่ี นแปลง

15 ขน้ั ที่ 3 ทําให้การเปลย่ี นแปลงเลขออกซเิ ดชนั เทา่ กัน โดยคณู ไขว้ และดุลอะตอมธาตุรีดอกซ์ ซา้ ย ขวา ใหเ้ ทา่ กัน ขั้นท่ี 4 กรดเกดิ รดี อกซ์ให้เพมิ่ จาํ นวนกรดเท่ากบั ไอออนลบทางขวา กรดที่เพม่ิ เข้า ข้นั ที่ 5 ดุลอะตอมอื่นๆ และ 6 ทาํ ให้เป็นเลขลงตวั อย่างตา่ํ

16 ตวั อย่างท่ี 2 ข้นั ที่ 1 เขยี นสตู ร (ขา้ ม) ขนั้ ที่ 2 หาเลขออกซเิ ดชนั หาการเปลี่ยนแปลง

17 ขน้ั ที่ 3 ทําใหก้ ารเปลีย่ นแปลงเลขออกซิเดชนั เทา่ กนั โดยคณู ไขว้ ดลุ อะตอมธาตรุ ดี อกซ์ ซ้าย ขวา ใหเ้ ทา่ กนั ข้นั ที่ 4 กรดเกดิ รดี อกซ์ใหเ้ พ่มิ จํานวนกรดเท่ากบั ไอออนลบทางขวา กรดท่เี พม่ิ +4HNO3 4NO3- 2Cu(NO3)2 + H2SO4 + 10NO2 + H2O เข้า Cu2S + 14HNO3

18 ข้ันที่ 5 ดุลอะตอมอ่นื ๆ ให้เท่ากัน Cu2S + 14HNO3 2Cu(NO3)2 + H2SO4 + 10NO2 + 6H2O ขนั้ ท่ี 6 ไมต่ ้องทํา การบา้ น จงดุลสมการรีดอกซ์ดว้ ยวธิ ีเลขออกซเิ ดชนั เฉลย

9.2.2 วธิ ีครงึ่ ปฏิกริ ยิ า 19 ใชห้ ลักการแบง่ 2 ครึง่ ปฏิกริ ยิ า โดยมีข้นั ตอน ดังน้ี 1. แยกครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชันและรีดักชัน ชดเชยการเปลี่ยนแปลงเลข ออกซเิ ดชันโดยเตมิ e- ด้านท่มี คี ่าเลขออกซเิ ดชนั มากกวา่ แล้วดลุ ธาตุรดี อกซ์ 2. ดุลประจุในแต่ละคร่ึงปฏิกริ ยิ า ถา้ เกิดในกรดใหเ้ ตมิ H+ ถา้ เกิดในเบสให้เติม OH- 3. ดุลอะตอม O, H ในแตล่ ะคร่งึ โดยเติม H2O 4. ทาํ ให้อิเลก็ ตรอนในสองครงึ่ ปฏิกิรยิ าเท่ากนั (คูณไขวด้ ้วยจํานวนอิเลก็ ตรอน) 5. รวมสองครึง่ ปฏิกริ ิยาและทาํ ให้เปน็ เลขลงตวั อย่างต่ํา

20 ตวั อยา่ งท่ี 3 จงดุลสมการในสารละลายกรด โดยใชว้ ธิ คี ร่งึ ปฏกิ ริ ยิ า วธิ ีทาํ เรม่ิ ต้น ขั้นท่ี 1 แยกคร่งึ ปฏิกิรยิ า ออกซิเดชนั รีดกั ชนั

21 ขนั้ ท่ี 2 ดลุ ประจุของแตล่ ะครึ่งปฏกิ ิรยิ า ออกซเิ ดชัน (สมการดุลแลว้ ) รดี ักชนั (สมการยังไมด่ ุล ดลุ โดยเตมิ H+ ดา้ นขวา) ขั้นท่ี 3 ดลุ อะตอม ออกซิเดชัน (สมการดลุ แล้ว) รีดกั ชัน ดุลโดยเตมิ 7H2O

22 ขนั้ ที่ 4 ทําใหอ้ เิ ลก็ ตรอนเทา่ กนั ออกซิเดชนั รีดกั ชนั ขั้นที่ 5 รวมสองคร่งึ ปฏิกิรยิ าเขา้ ดว้ ยกนั

23 ตวั อยา่ งท่ี 4 จงดุลสมการในสารละลายเบส โดยใชว้ ธิ คี ร่งึ ปฏกิ ริ ยิ า วธิ ีทาํ เรม่ิ ต้น ขั้นท่ี 1 แยกคร่งึ ปฏิกิรยิ า ออกซิเดชนั รีดกั ชนั

24 ขน้ั ที่ 2 ดลุ ประจุของแตล่ ะครึ่งปฏกิ ริ ยิ า ออกซิเดชัน ดุลประจุลบโดยเติม OH- ฝงั่ ทข่ี าด รีดกั ชัน ดลุ ประจลุ บโดยเตมิ OH- ฝง่ั ทีข่ าด ข้นั ท่ี 3 ดลุ อะตอม O, H โดยเตมิ H2O ออกซเิ ดชัน รดี ักชัน

25 ขน้ั ที่ 4 ทําให้อิเล็กตรอนเทา่ กนั ออกซิเดชัน เอา 3 คณู ทั้งสมการ รีดกั ชนั เอา 2 คูณทัง้ สมการ ข้นั ที่ 5 รวมสองครึ่งปฏิกิรยิ าเขา้ ด้วยกนั

26 การบ้าน จงดุลสมการรดี อกซ์ด้วยวิธคี รงึ่ ปฏิกริ ยิ า เฉลย

9.3 เซลล์ไฟฟา้ เคมี (Electrochemical cell) 27 เปน็ เครือ่ งมอื หรืออปุ กรณ์ทตี่ ่อครบวงจรเพื่อแสดงใหเ้ หน็ วา่ ภายใน เซลล์มกี ารใหแ้ ละรับอิเล็กตรอน แบง่ ออกได้เป็น 2 ประเภท ก. เซลล์เคมี (Chemical cell) ข. เซลล์อิเล็กโทรไลต์ (Electrolytic cell)

28 เซลล์เคมี เป็นเซลล์ไฟฟ้าเคมีที่ใช้เปล่ียนพลังงานเคมีให้เป็นพลังงานไฟฟ้า ซึ่ง ไฟฟ้าเกดิ จากสารเคมที ําปฏิกริ ยิ ากัน แบ่งย่อยได้อีก 2 ประเภท คอื 1. เซลล์กลั วานิก (Galvanic cell) 2. เซลล์ความเข้มขน้ (Concentration cell) Anode Cathode (อยู่ซา้ ยมอื ) (อย่ขู วามอื )

9.3.1 เซลล์กลั วานกิ 29 เป็นเซลล์ที่ทําหน้าที่สร้างกระแสไฟฟ้าจากการเกิดปฏิกิริยาเคมี การ สร้างเซลล์ทําได้อย่างง่าย โดย ใช้โลหะสังกะสี (Zn) และทองแดง (Cu) จุ่มลงในสารละลายแล้วต่อคร่ึงเซลล์ด้วยสะพานเกลือเพ่ือรักษา สมดุลของไอออน ต่อสายไฟเข้ากับโวลมิเตอร์ จะได้กระแสไฟฟ้า หลังจากนั้นโลหะสังกะสีจะถูกกัดกร่อน ส่วนโลหะทองแดงจะหนัก ข้นึ Cathode Anode Zn Cu Net: Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)

30 วดิ โี อการเกดิ พลังงานไฟฟา้ ของเซลล์

9.3.1.1 การเขียนแผนภาพของเซลล์กลั วานกิ 31 มหี ลักการดังต่อไปนี้ 1. เขียนครึ่งเซลล์ปฏิกิริยาออกซิเดชันไว้ทางซ้ายมือ โดยให้ข้ัวไฟฟ้า อยู่ซ้ายสุด แล้วขีดค่ัน (|)ระหว่างข้ัวไฟฟ้ากับไอออนในสารละลาย เช่น Zn(s)|Zn2+(x M) 2. เขียนคร่ึงเซลล์ปฏิกิริยารีดักชันไว้ทางขวามือ โดยให้ขั้วไฟฟ้าอยู่ ขวาสุด แล้วขีดค่ัน (|) ระหว่างข้ัวไฟฟ้ากับไอออนในสารละลาย เชน่ Cu2+(y M)|Cu(s) 3. ใชเ้ ครอื่ งหมาย || แทนสะพานเกลอื เชน่ Zn(s)|Zn2+(xM)||Cu2+(yM)|Cu(s)

32 4. ใส่ความเข้มข้นของอิเล็กโทรไลต์ไว้ในวงเล็บ เช่น Cu(s)|Cu2+(0.1M)||Ag+(0.1M)|Ag(s) 5. สําหรับคร่ึงเซลล์ท่ีประกอบด้วยโลหะกับแก๊ส ใช้เส้นเด่ียว | ขีดค่ันระหว่างขั้วไฟฟ้ากับแก๊สและระหว่างไอออนในสารละลาย เช่น Pt(s)|H2(g, 1 atm)|H+(aq) 6. สําหรับคร่ึงเซลล์ท่ีมีสารสถานะเดียวกันมากกว่าหนึ่งชนิด ให้ใช้ เ ค รื่ อ ง ห ม า ย จุ ล ภ า ค คั่ น ร ะ ห ว่ า ง ไ อ อ อ น ท้ั ง ส อ ง เ ช่ น Fe(s)|Fe2+(aq),Fe3+(aq)||Cu2+(aq)|Cu(s)

33 9.3.1.2 ศักย์ไฟฟา้ ของเซลลแ์ ละศักยไ์ ฟฟา้ มาตรฐานคร่ึงเซลล์ ศักย์ไฟฟา้ ของเซลล์ได้มาจากศักยไ์ ฟฟา้ ครงึ่ เซลลแ์ คโทดลบดว้ ยครงึ่ เซลล์แอโนด ครึ่งเซลล์ไฟฟ้าเคมีแต่ละชนิดจะมีศักย์ไฟฟ้าประจําตัวเป็นค่าเฉพาะ เรียกว่า ศักย์ไฟฟ้าคร่ึงเซลล์ ซึ่งเป็นค่าที่บอกให้ทราบถึง ความสามารถในการแย่งชงิ อิเล็กตรอน การวัดศักย์ไฟฟ้าคร่ึงเซลล์จะต้องวัดเทียบกับศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน คร่งึ เซลล์

34 สภาวะมาตรฐานทกี่ ําหนดใหเ้ ป็นสภาวะอ้างองิ ของคร่ึงเซลล์มาตรฐาน 1. คร่งึ เซลล์จะต้องมีความเข้มขน้ 1 M 2. ถ้าเป็นแก๊สใช้ความดนั 1 atm 3. ใชอ้ ุณหภูมิท่ี 25 oC 4. กําหนดให้ศักย์ไฟฟ้าของครง่ึ เซลลม์ าตรฐาน = 0 V ครงึ่ เซลล์ไฮโดรเจนถูกใชเ้ ปน็ คร่งึ เซลลม์ าตรฐาน

35 คร่ึงเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน หรือ ขั้วไฟฟา้ ไฮโดรเจนมาตรฐาน (Standard Hydrogen Electrode: SHE) ประกอบดว้ ย  ข้วั แพลตินัม (อเิ ล็กโทรดเฉอ่ื ย)  สารละลายอิเลก็ โทรไลต์เป็นกรดไฮโดรคลอริก 1 M  อณุ หภมู ิ 25C  แกส๊ ไฮโดรเจนความดนั 1 บรรยากาศ 2H+(aq) + 2e- H2(g) Pt(s)|H2(g,1 atm)|H+(aq,1 M) ค่าศกั ยม์ าตรฐานของคร่งึ เซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐานเทา่ กับ 0.00 V ใช้สัญลักษณ์ E๐ H2 = 0.00 V ทท่ี ุกอุณหภูมิ

36 ตัวอยา่ ง ถ้าต้องการหา Eo ของคร่งึ เซลล์ Zn(s)|Zn2+(1M) ทําไดด้ งั นี้ Zn(s)|Zn2+(1 M)||H+(1 M)|H2(1 atm)|Pt(s) การคํานวณ อา่ นศกั ยไ์ ฟฟา้ ของเซลลม์ าตรฐานได้ = 0.76 V E0cell  E0cathode  Ea0node Ec0ell  EH0 H2  E0Zn Zn2 0.76V  0  E0Zn Zn2 E0Zn Zn2  0.76V

37 ถ้าตอ้ งการหา Eo ของคร่งึ เซลล์ Cu(s)|Cu2+(1M) ทําได้ดังน้ี Pt(s)|H2(1 atm)|H+(1 M)||Cu2+(1 M)|Cu(s) การคํานวณ อา่ นศักย์ไฟฟา้ ของเซลล์มาตรฐานได้ = 0.34 V E0cell  Ec0athode  Ea0node Ec0ell  E0Cu Cu2  EH0 H2 0.34V  E0Cu Cu2  0 E0Cu Cu2  0.34V

38 ข้อสรปุ เก่ยี วกับ Eo 1. เป็นบวก แย่ง e- ไดด้ ี 2. เป็นบวก เป็นตัว Ox ที่แรง 3. เป็นบวก แยง่ e- เกง่ กว่า H+ 4. โลหะมักจะมี E0 เป็น ลบ 5. โลหะเปน็ ตวั Re ท่ดี ี 6. ใช้พจิ ารณาคร่ึงเซลล์ว่าเป็น แคโทด (Eo บวก) หรอื แอโนด (Eo ลบหรือบวกนอ้ ยกว่า) 7. เมื่อกลับทศิ ของปฏกิ ิริยา Eo จะมที ิศตรงกันข้าม 8. Eo เป็นบวกปฏิกริ ิยาเกดิ ไดเ้ อง 9. ใชเ้ ทียบเพอื่ หาศักยไ์ ฟฟา้ ของ ครง่ึ เซลล์ตามสมการเนิร์นส์

สมการของเนริ ์นส์ (Nernst’s equation) 39 การหาศกั ยไ์ ฟฟา้ ของคร่งึ เซลล์ (E) ในกรณีทค่ี วามเขม้ ข้นไม่เทา่ กบั 1 M จากปฏิกิรยิ า Cu2  Zn  Cu  Zn2 คา่ คงท่ี R=8.314 J K-1 mol-1 E  E0  RT ln Q T=K=273+oC nF n=Number of electron F=96487 J V-1 mol-1 E  E0  2.303RT log Q nF เมอ่ื Q  [Zn2 ] [Cu2 ] E  E0  2.303RT log [Zn2 ]  E0  0.0592 log [Zn2 ] nF [Cu2 ] n [Cu2 ]

40 จากปฏิกิรยิ า Fe2 (aq)  Cd(s)  Fe(s)  Cd2 (aq) ถา้ [Fe2 ]  0.60 M และ [Cd2 ]  0.010 M จงหา E ของเซลล์ที่ 298 K และ n  2 กําหนด Fe2  2e-  Fe(s) E0  -0.44 V กาํ หนด Cd2  2e-  Cd(s) E0  -0.40 V วิธที าํ E0  E0 (Fe2 ) - E0 (Cd2 )  -0.44 V - (-0.40 V)  -0.04 V E  E0  0.0592 log [Cd2 ] n [Fe2 ]  0.04V  0.0592 log [0.010]  0.013V E เปน็ บวก ปฏกิ ริ ิยาเกิดไดเ้ อง 2 [0.60]

เซลลค์ วามเข้มขน้ (Concentration cell) 41 ประกอบด้วยข้ัวไฟฟ้าชนิดเดียวกัน 2 ข้ัวจุ่มอยู่ในสารละลายชนิด เดียวกัน แต่มีความเข้มข้นไม่เท่ากัน เม่ือต่อให้ครบวงจรไฟฟ้า จะมี กระแสไฟฟา้ เกิดขึ้น อิเล็กตรอนจะไหลจากเซลล์ทมี่ ีความเข้มข้นน้อย ไปยังครึ่งเซลล์ที่มีความเข้มข้นมาก แต่ปฏิกิริยาจะเกิดจาก สารละลายท่ีมคี วามเข้มข้นมากไปยงั สารละลายท่ีมีความเข้มข้นน้อย เนื่องจากเซลล์นี้เป็นชนิดเดียวกัน ดังน้ัน E0 = 0 V เซลล์ชนิดน้ีใช้ ประโยชน์ในการหาค่าคงท่ีสมดุลของการละลาย (Ksp) ของเกลือที่ ละลายไดย้ าก เชน่ AgCl, BaSO4, CaCO3

42 ตวั อยา่ งของเซลลค์ วามเขม้ ขน้ Zn(s)|Zn2+(0.1 M||Zn2+(1.0 M)|Zn(s) Anode Cathode E  0  0.0592 log [0.1] Zn 2 [1.0] Salt bridge Zn =0.0296 V Zn2+ (0.1 M) Zn2+ (1.0 M) Zn(s)  Zn2+(0.1 M) + 2e- Zn2+(1.0 M)  Zn(s)

9.3.1.3 ประเภทของเซลลก์ ัลวานกิ 43 แบ่งออกเป็น 2 ชนดิ คือ เซลลป์ ฐมภูมิ และ เซลลท์ ตุ ิยภมู ิ เซลลป์ ฐมภูมิ สร้างแล้วสามารถใชไ้ ด้ทันที แต่เม่อื ใช้หมดแล้วตอ้ งทิ้ง เซลลท์ ตุ ยิ ภูมิ สร้างแลว้ ตอ้ งมกี ารประจุไฟฟ้ากอ่ น เม่ือใช้หมดแลว้ สามารถ ประจุใหมไ่ ด้อกี ตวั อย่างเซลล์ปฐมภูมิและเซลล์ทตุ ิยภมู ิ เซลล์ปฐมภมู ิ เซลล์ทุตยิ ภมู ิ เซลลถ์ ่านไฟฉาย เซลลส์ ะสมไฟฟ้าแบบตะกัว่ เซลล์แอลคาไลน์ เซลล์นิเกิล-แคดเมียม เซลล์ปรอท เซลล์โซเดียม-ซลั เฟอร์ เซลลเ์ ชื้อเพลงิ

เซลลป์ ฐมภมู ิ : เซลล์แห้ง (ถ่านไฟฉาย) 44 ประกอบด้วยแท่งกราไฟต์ (แคโทด) และสังกะสี (แอโนด) ภายในจะอดั ด้วยของผสม NH4Cl, ZnCl2, MnO2 และแปง้ เปยี กทําหน้าทเี่ ป็นอเิ ล็กโทรไลต์ ปฏกิ ริ ิยาที่เกิด 1. Anode (Oxidation) Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- 2. Cathode (Reduction) 2MnO2(s) + 2NH+4(aq) + 2e- Mn2O3(s) + H2O(l) + 2NH3(g) ปฏิกริ ยิ ารวม Zn(s) + 2MnO2(s) + 2NH+4(aq) Zn2+(aq) + Mn2O3(s) + H2O(l) + 2NH3(s) Zn2+(aq) จะรวมกับ NH3(g) เกิดสารประกอบเชงิ ซอ้ น [Zn(NH3)4]2+ (aq) เพือ่ รกั ษาความดนั ไมใ่ หม้ ากเกินไปจนเซลลร์ ะเบดิ เซลล์ชนดิ น้ีจ่ายไฟได้ 1.5 V

เซลล์ทตุ ยิ ภมู ิ : เซลล์สะสมไฟฟา้ แบบตะก่วั 45 ประกอบดว้ ยแผน่ โลหะตะก่ัวอยใู่ นสาร  ละลายกรด H2SO4 เมื่อสร้างเสรจ็ จะ ตอ้ งนาํ ไปประจไุ ฟฟา้ กอ่ น  ปฏิกิรยิ าการประจไุ ฟ ข้ัวแอโนด (ข้ัว Pb) รวมแอโนด ข้ัวแคโทด (ขั้ว PbO2) รวมแอโนด+แคโทด

46 ปฏกิ ริ ิยาการจ่ายไฟ แคโทด (ขัว้ PbO2) แอโนด (ขั้ว Pb) รวม เม่อื จา่ ยไฟหมดจะเกิด PbSO4 ขึ้นท่ีขว้ั ไฟฟา้ ท้งั สองทาํ ใหต้ อ้ งประจุใหมไ่ ด้ PbO2 และ Pb กลบั มา ดังปฏิกิริยาการประจไุ ฟครั้งท่ี 2 แคโทด (ขั้ว PbSO4) แอโทด (ขัว้ PbSO4) รวม

9.3.2 เซลล์อเิ ล็กโทรไลต์ 47 เป็นการใช้พลงั งานไฟฟา้ จา่ ยเขา้ ไปในเซลลเ์ พอ่ื ทําให้เกิดปฏิกิริยา เคมี ปฏกิ ริ ยิ าเคมที เี่ กดิ ข้นึ จะเป็นการย้อนกลบั ของปฏิกริ ิยารีดอกซท์ ่ี ผันกลับได้ ค่า E0 ของปฏิกริ ิยาของเซลล์อิเลก็ โทรไลต์จะเป็น ลบ ส่วนประกอบของเซลล์ 1. ขวั้ ไฟฟา้ 2. สารละลายอเิ ล็กโทรไลต์ 3. แหลง่ จ่ายพลงั งานไฟฟ้า

48 ตารางเปรียบเทียบระหว่างเซลล์เคมกี ับเซลล์อิเลก็ โทรไลต์ เซลล์เคมี เซลลอ์ เิ ลก็ โทรไลต์ 1. เปลี่ยนพลงั งานเคมี เป็นพลังงานไฟฟา้ 1. เปล่ยี นพลงั งานไฟฟ้า เปน็ พลังงานเคมี 2. ข้วั แอโนดเปน็ ขั้วลบ เกิดปฏกิ ริ ยิ า 2. ขว้ั แอโนดเป็นขวั้ บวก เกิดปฏิกิริยา ออกซเิ ดชัน ออกซิเดชนั 3. ขัว้ แคโทดเปน็ ขว้ั บวก เกิดปฏิกิรยิ า 3. ข้วั แคโทดเปน็ ขวั้ ลบ เกดิ ปฏิกริ ิยา รดี ักชนั รดี ักชัน 4. ศักยไ์ ฟฟา้ ของเซลลม์ คี ่าบวก 4. ศักย์ไฟฟ้าของเซลลม์ คี า่ ลบ

49 ตารางเปรียบเทยี บระหวา่ งเซลลเ์ คมกี ับเซลลอ์ เิ ล็กโทรไลต์ ด้าน ข้วั ไฟฟา้ , G และ Ecell ข้ัวไฟฟ้า ชนิดของเซลล์ G Ecell ชอื่ เกิดปฏิกริ ยิ า เคร่อื งหมาย เซลล์เคมี <0 >0 แอโนด ออกซิเดชัน ขว้ั ลบ แคโทด รีดักชัน ข้ัวบวก เซลล์อเิ ลก็ โทรไลต์ >0 <0 แอโนด ออกซเิ ดชัน ขวั้ บวก แคโทด รีดกั ชนั ข้วั ลบ

50 ประโยชน์ของเซลล์อเิ ลก็ โทรไลต์ การทาํ โลหะใหบ้ ริสุทธ์ิ การชบุ โลหะ เตรียมโลหะทีม่ ีสมบตั ิเป็นตวั รีดิวซอ์ ยา่ งแรง แยกสารละลายดว้ ยกระแสไฟฟ้า