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
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 (โดยการคูณไขว้จำนวน 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‑
#