Make your own free website on Tripod.com

บทที่ 13

ไฟฟ้าเคมี  (ElectroChemistry)

 

Þ       ศึกษาเกี่ยวกับ      j ปฏิกิริยาเคมีที่ทำให้เกิดกระแสไฟฟ้า     k กระแสไฟฟ้าทำให้เกิดปฏิกิริยาเคมี

            หากใช้การถ่ายเทอิเล็กตรอนเป็นเกณฑ์แล้ว Þ ปฏิกิริยาเคมีแบ่งเป็น 2 ประเภท

            j ปฏิกิริยาที่มีการถ่ายเท e-   เรียกว่าปฏิกิริยารีดอกซ์     (Redox Reaction)

            k ปฏิกิริยาที่ไม่มีการถ่ายเท e-     เรียกว่าปฏิกิริยานอนรีดอกซ์    (Nonredox Reaction)

 

ปฏิกิริยารีดอกซ์ (Redox Reaction หรือ Oxidation-reduction Reaction)

Ä   ปฏิกิริยารีดอกซ์หมายถึงปฏิกิริยาเกี่ยวกับการถ่ายเท e-

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

            การเปลี่ยนแปลงที่เกิดขึ้นนี้อธิบายได้ว่าการที่โลหะทองแดงเกิด การสึกกร่อนเป็นเพราะโลหะทองแดง(Cu) เกิดการเสียอิเล็กตรอนกลายเป็น Cu2+ ซึ่งมีสีฟ้าและเมื่อ Ag+ รับอิเล็กตรอนเข้ามาจะกลายเป็น Ag (โลหะเงิน)  มาเกาะอยู่ที่แผ่นโลหะทองแดง
           
ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น เขียนในรูปสมการได้ดังนี้

                        Cu(s) ® Cu2+(aq) + 2 e-             

                        Ag+(aq) + e- ® Ag(s)             

            Q e-   ที่ถ่ายเทต้องเท่ากัน      \ สมการเคมีที่เกิดขึ้นที่แท้จริงต้องเป็น

                        Cu(s) ® Cu2+(aq) + 2 e-             

                        2Ag+(aq) + 2 e- ® 2Ag(s)            

            ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในแต่ละสมการเรียกว่าครึ่งปฏิกิริยา ซึ่งการเกิดปฏิกิริยาถ่ายเท e-  จะเกิดขึ้นได้สมบูรณ์ก็ต่อเมื่อต้องนำครึ่งปฏิกิริยาทั้งสองมารวมกัน เขียนเป็นสมการได้ดังนี้

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

            สรุปได้ว่าการเกิดปฏิกิริยารีดอกซ์จะต้องประกอบไปด้วย

           

            j สารที่ให้ e- เรียกว่าตัวรีดิวซ์     Þ เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน (Oxidation Reaction)

            k สารที่รับ e- เรียกว่าตัวออกซิไดซ์    Þ เกิดปฏิกิริยารีดักชัน (Reduction Reaction)

 

เซลล์ไฟฟ้าเคมี

            เนื่องจากการที่สารที่ให้ e- และสารที่รับ e- สัมผัสกันโดยตรง จะไม่สามารถแสดงกระแสไฟฟ้าที่เกิดขึ้นได้ ดังนั้นหากต้องการให้มีกระแสไฟฟ้าเกิดขึ้นต้องมีการนำลวดตัวนำไฟฟ้าต่อเชื่อมเข้าไประหว่างขั้วไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ที่ให้ e- และครึ่งเซลล์ที่รับ e- และพร้อมกับโวลต์มิเตอร์ และสะพานเกลือเชื่อมระหว่างครึ่งเซลล์ทั้งสอง

คำบรรยายภาพแบบสี่เหลี่ยมมน:  

เช่น                                                                                                            เซลล์ไฟฟ้าเคมี

            ขั้วไฟฟ้า      e-   ®                     e-   ®         ขั้วไฟฟ้า           

             Cu                        สะพานเกลือ                     Ag            

                                                                                               

                                         Cu2+      Ag+                                                          

             Cu ® Cu2+ + 2 e-                            Ag+ + e- ® Ag       

ครึ่งเซลล์    Oxidation                                 Reduction             

ขั้วไฟฟ้า     ลบ (อาโนด)                               บวก (คาโทด)

 

ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น 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                      ครึ่งเซลล์รีดักชัน

 

หมายเหตุ     Þ ¬  | |  แทนสะพานเกลือ และแต่ละครึ่งเซลล์ให้ใช้เครื่องหมาย  |  คั่นระหว่างสารต่างสถานะ

                          |  คั่นระหว่างสารต่างสถานะ

                        k หากต้องการระบุความเข้มข้นให้เขียนไว้ในวงเล็บแล้ววางหลังสารละลาย

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

                        ®  หากสารในสถานะเดียวกันมีมากกว่า 1 ชนิด ให้ใช้เครื่องจุลภาค ( , ) คั่น

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

                        ¯  หากมีความดันเกี่ยวข้อง ให้ระบุความดันในวงเล็บ แล้ววางหลังก๊าซนั้น

                              เช่น            Pt(s) | H2(atm) | H+(aq)  | |  Ag+(aq) | Ag(s)

ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน (E°)

            ครึ่งเซลล์มาตรฐานที่ใช้เปรียบเทียบความสามารถในการให้รับ e-  ของครึ่งเซลล์ต่างๆ จะใช้ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนเขียนแทนด้วย Pt(s) | H2(1atm) | H+(1M) และกำหนดให้ค่าศักย์ไฟฟ้าของไฮโดรเจนที่สภาวะมาตรฐาน(25°C,1atm) มีค่าเท่ากับศูนย์โวลต์

                 

                     =    0.00     Volt

 

            การวัดค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน ของเซลล์ไฟฟ้าใดๆ ทำได้โดยการนำครึ่งเซลล์มาตรฐานไฮโดรเจนต่อกับครึ่งเซลล์ที่สนใจ และขั้วไฟฟ้าจะต้องจุ่มอยู่ในสารละลายเข้มข้น 1 Molarโดย

                                                E°Cell    =    E°คาโทด - E°อาโนด            

 

                  ข้อควรทราบเกี่ยวกับค่า E°

            ¬  ถ้ามีการกลับสมการ                           Þ      ค่า E° จะเท่าเดิม แต่เครื่องหมายตรงกันข้าม

            k ถ้ามีการคูณสมการด้วยตัวเลขใดๆ         Þ      ค่า E° จะเท่าเดิม ไม่เปลี่ยนแปลง

            ®  ค่า E°reduction ยิ่งมาก   แสดงว่าสารนั้นยิ่งรับ e-   ได้ดี  (แนวโน้มความเป็นตัวออกซิไดซ์มากขึ้น)

                  ค่า E°reduction ยิ่งต่ำ     แสดงว่าสารนั้นยิ่งให้ e-   ได้ดี  (แนวโน้มความเป็นตัวรีดิวซ์มากขึ้น)

Þ โดยทั่วไปเมื่อกล่าวถึง E° หากไม่มีการระบุว่าเป็น E°reduction หรือ E°oxidation ให้ถือว่าเป็น E°reduction

 

ประโยชน์ของค่า E°reduction

            ¬  ใช้เปรียบเทียบความสามารถในการเป็นตัวรีดิวซ์และตัวออกซิไดซ์

                  Ä สารที่ให้ e-   ได้ดี 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 ใช้คำนวณค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์และครึ่งเซลล์

                  อาศัยหลัก    Þ       E°Cell    =    E°คาโนด - E°อาโนด             Ü DE°

                                                             =   E°ขั้วบวก - E°ขั้วลบ

                                                             =   E°สูง - E°ต่ำ

 

                  ประโยชน์ของค่า E°Cell

                                                E°Cell    >    0          Þ       ปฏิกิริยาเกิดได้   

                                                E°Cell    <    0          Þ       ปฏิกิริยาเกิดไม่ได้  (เกิดในทิศตรงข้าม)

                                                E°Cell    =    0          Þ       ปฏิกิริยาเกิดไม่ได้แน่นอน

 

 

 

ตัวอย่างการคำนวณศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์

EX.       เมื่อนำครึ่งเซลล์ของ Ag | Ag+ ต่อกับครึ่งเซลล์ของ Pt | H2 | H+ พบว่าเข็มของโวลต์มิเตอร์เบนหาขั้ว Ag
           
และอ่านค่าได้ 0.80 Volt ให้หาค่า E° ของ Ag+ + e-  ®  Ag

ทำ        จากการที่เข็มโวลต์เบนเข้าหาขั้ว Ag

            แสดงว่า       Ag | Ag+      รับ e-   

                              Pt | H2 | H+  ให้ e-   

            จาก       E°Cell    =    E°คาโทด - E°อาโนด

                        0.80     =    -

                        0.80     =    - 0

            \           =    0.80     Volt

            นั่นหมายความว่า Þ       Ag+ + e-  ®  Ag          E° =    0.80 Volt                            #

 

ตัวอย่างการคำนวณศักย์ไฟฟ้าของเซลล์

EX.       เมื่อนำครึ่งเซลล์ของ 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.       ให้พิจารณาว่าปฏิกิริยา     2Al(s) + 3Sn4+(aq)  ®  2Al3+ + 3Sn2+ เกิดขึ้นได้หรือไม่

            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-

                        \  ปฏิกิริยาที่โจทย์ให้จึงเกิดขึ้นได้                                                                        #

            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        \  ปฏิกิริยาที่โจทย์ให้จึงเกิดขึ้นได้                  #

 

สมการของเนินส์

            การคำนวณค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์หรือศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ที่ไม่ใช่สภาวะมาตรฐาน ให้คำนวณหาค่าศักย์ไฟฟ้า (E) ผ่านสมการของเนินส์

            1.   ศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์

                        aA + n e-          bB

                  E    =    E°- log( )

 

            2.   ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์

                        aA + bB                 cC + dD

 


                  ECell      =    E°Cell - log             อย่าลืม     =    Keq

 

EX.       ให้หาค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์    Zn | Zn2+(0.01M)

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

ทำ        จาก             E    =    E°- og ()

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

EX.       ให้หาค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์จากปฏิกิริยา     Co(s) + Ni2+(aq)           Co2+(aq) + Ni(s)    

             E°Cell = 0.03 Volt


           
เมื่อ [Co2+] = 0.1M  และ  [Ni2+] = 1M

ทำ                    Ecell       =    E°Cell -  log ()

 

                                    =    0.03 -  og ()             =    0.03 + 0.03            Volt

 

            \        ECell            =    0.06                 Volt                                                #

 

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

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

                              Ni2+ + 2 e-  ® Ni         E°  =    - 0.25   Volt

 

ทำ        จาก       ECell            =    E°Cell - logKeq                              ¬

            หา E°Cell

                        Q        ECell            =    E°สูง - E°ต่ำ           =    - 0.13 - ( - 0.25)     Þ       0.12     Volt

            แทนค่าใน ¬     0.15     =    0.12 -  logKeq

                              0.15 - 0.12 =    - 0.0245 logKeq

                              logKeq         =    -            =          - 1

                        \        Keq       =    0.1                                                             #

 

อิเล็กโตรลิซิส (Electrolysis)

            Ä ปฏิกิริยาใดที่เกิดขึ้นไม่ได้ เช่น Cu(s) + Zn2+(aq) ® Cu2+(aq) + Zn(s) หากต้องการทำให้เกิดปฏิกิริยาก็สามารถทำได้โดยผ่านพลังงานไฟฟ้าจากภายนอก ซึ่งปฏิกิริยาที่ได้จากการแยกสลายด้วยด้วยไฟฟ้านี้มีชื่อเรียกว่าอิเล็กโตรลิซิส (Electrolysis)

            ส่วนประกอบที่สำคัญของ Elctrolytic Cell

1.      แหล่งพลังงานไฟฟ้าจากภายนอก

2.      ขั้วไฟฟ้า

3.      สารละลายอิเล็กโตรไลท์

            ลักษณะการเกิดปฏิกิริยาเป็นดังนี้

            สารที่ให้ e-  แก่ขั้วบวก     เกิดปฏิกิริยา Oxidation    ® ขั้วอาโนด

            สารที่รับ e-  จากขั้วลบ      เกิดปฏิกิริยา  Reduction  ® ขั้วคาโทด

 

           

การดุลสมการรีดอกซ์

            ต้องผ่านขั้นตอนการหาเลขออกซิเดชัน

            Ä โดยเลขออกซิเดชันจะหมายถึงตัวเลขแสดงค่าประจุไฟฟ้าที่แท้จริงหรือประจุไฟฟ้าสมมติของธาตุ

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

                  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- , Cr2O72- , Fe(CN)63-

Note     Þ ไอออนที่ควรจำ   SO42- , CN- , NO3- , CO32-    Þ ไอออนที่มี O.N. เท่ากับจำนวนประจุ

 

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                            C2O42-              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-   ที่ถ่ายเทเท่ากัน)

3.      ดุลอะตอมของธาตุ (H กับ O ทำทีหลัง)

4.      ถ้าทอนได้ให้ทอนเป็นอัตราส่วนอย่างต่ำด้วย

 

 

ตัวอย่างการดุลสมการรีดอกซ์

 

EX.       FeCl3 + SnCl2   ® FeCl2 + SnCl4

 

1.   หาเลข O.N. ที่เปลี่ยนไป ต่อ 1 อะตอมของธาตุ

 

                    FeCl3        +   SnCl2             ®      FeCl2       +    SnCl4

 

                      +3               +2                          +2               +4

                                                  รับ 1 e-

                                                               เสีย 2 e-

 

2.   คูณไขว้จำนวน e-  ให้ถ่ายเทเท่ากัน

           

                  2FeCl3 + SnCl2 ®   FeCl2 + SnCl4

                       

 

3.   ดุลสมการ

                  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   

ทำตามขั้นตอนดังนี้

¬  ในสารละลายกรด

EX.       Fe2+ + Cr2O72-  ®  Fe3+ + Cr3+

 

ทำ        1. แยกครึ่งปฏิกิริยา

                  Fe2+  ®  Fe3+                         Cr2O72-  ® Cr3+

            2. ดุลอะตอม

                  Fe2+  ®  Fe3+                         Cr2O72-  ® 2Cr3+

                                                                  เติม H2O ด้านขาดออกซิเจนเท่ากับจำนวนที่ขาดออกซิเจน

                                                                  Cr2O72-  ® 2Cr3+ + 7H2O

                                                                  เติม H+ ด้านขาดไฮโดรเจนเท่ากับจำนวนที่ขาดไฮโดรเจน

                                                                  Cr2O72-  + 14H+  ® 2Cr3+ + 7H2O

            3. ดุลประจุ (โดยการเติม e- )

                  จาก       Fe2+  ®  Fe3+ + e-                                                จำนวนประจุเท่ากันคือ 2

                              Cr2O72-  + 14H+ + 6 e-  ® 2Cr3+ + 7H2O               จำนวนประจุเท่ากันคือ 6

            4. ทำการถ่ายเท e- ให้เท่ากัน (โดยการูณไขว้จำนวน e- )

                              6Fe2+  ®  6Fe3+ + 6 e-

                              Cr2O72-  + 14H+ + 6 e-  ® 2Cr3+ + 7H2O  

            5. รวมสมการ

                       6Fe2+ + Cr2O72-  + 14H+  ® 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O                               #

 

k  ในสารละลายเบส

EX.       I- + MnO4-  ®  I2 + MnO2

 

ทำ        แยกครึ่งปฏิกิริยา

                  I-  ®  I2                      ดุลอะตอม               MnO4-  ®  MnO2

                  2I-  ®  I2                  ดุลประจุ                     Q    อะตอมของ Mn ดุลแล้ว

                  2I-  ®  I2 + 2 e-                              \ ดุล O โดยเติม H2O ด้านขาด Oเท่ากับจำนวนที่ขาด O

 

                                    MnO4-  ®  MnO2 + 2H2O

                                    เติม H+ ด้านขาด H เท่ากับจำนวนที่ขาด 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-   ที่ถ่ายเทให้เท่ากัน (โดยคูณไขว้จำนวน e- )

            Oxidation   Þ       2I-  ®  I2 + 2 e-

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

            จะได้                       6I-  ®  3I2 + 6 e-

                                          2MnO4-  + 4H2O + 6 e- ®  2MnO2  + 8OH

       รวมสมการ      6I- + 2MnO4-  + 4H2O ®  3I2 + 2MnO2  + 8OH                                               #