ดาวน์โหลดงานนำเสนอ
งานนำเสนอกำลังจะดาวน์โหลด โปรดรอ
1
Applications of Standard Electrode Potentials
2
Calculating Potentials of Electrochemical Cells
3
Calculating Potentials of Electrochemical Cells
E cell = ERight - ELeft
5
การวัดศักย์มาตรฐานจากการทดลอง
Determining standard Potentials Experimentally
6
การวัดศักย์มาตรฐานจากการทดลอง
ในการหาค่าศักย์อิเล็กโทรดมาตรฐาน ของหลายครึ่งปฏิกิริยาสามารถทำได้ง่าย โดยอาศัยข้อมูลทาง electrochemical แต่ในทางปฏิบัติไม่สามารถวัดศักย์ อิเล็กโทรดเดี่ยวๆได้ ดังนั้นจึงได้มีการ กำหนดอิเล็กโทรดมาตรฐานขึ้นมา นั่นก็ คือ standard hydrogen electrode ; SHE ในครึ่งปฏิกิริยาไฮโดรเจน อิเล็กโทรดมาตรฐานนี้ประกอบด้วย ขั้ว แพลทินัม(Pt) ซึ่งเป็นอิเล็กโทรดเฉื่อย สารละลายกรดไฮโดรคลอริก (HCl) และ แก๊สไฮโดรเจน (H2) ภายใต้สภาวะ มาตรฐาน (ที่ความดัน 1 atm,สารละลาย ไฮโดรคลอริกเข้มข้น1M ,อุณหภูมิ 25 °C)
7
การวัดศักย์มาตรฐานจากการทดลอง
ถ้า electrode system ของ สารตั้ง ต้นและผลิตภัณฑ์อยู่ในรูปแบบของ activity หรือ ความดัน จะไม่สามารถหา ค่า activity ที่แน่นอนจากการทดลองได้ ณ ที่ความแรงของพันธะสูง Debye Huckel กล่าวว่า การออกจากสมดุลทำ ให้การคำนวณค่า activity coefficients ยากขึ้น ตัวอย่างเช่น เป็นไปไม่ได้ที่จะ คำนวณความเข้มข้นของ HCl หรือ กรดตัวอื่นๆที่แตกตัวให้ 1 โปรตอน และ เป็นไปไม่ได้ที่จะหาค่า activityได้จากการ ทดลอง ส่วนที่ความแรงของพันธะน้อยจะ สามารถคาดเดาโดยใช้การประมาณค่าจาก นิยามของ standard electrotode potentials ดังตัวอย่างต่อไปนี้
8
การวัดศักย์มาตรฐานจากการทดลอง
ตัวอย่าง Pt, H2(1.00 atm) | HCl(3.215 × 10-3 M), AgCl(sat’d) | Ag ให้ Ecell = V คำนวณหา standard electrode potential ของ AgCl(s) + e- Ag(s) + Cl-
9
การวัดศักย์มาตรฐานจากการทดลอง
วิธีทำ electrode potential ของ AgCl(s) + e Ag(s) + Cl2 electrode potential ของ H++ e H2(g) จะได้ Ecell = Eright - Eleft
10
การวัดศักย์มาตรฐานจากการทดลอง
11
Calculating Redox Equilibrium Constants
12
Calculating Redox Equilibrium Constants
ตัวอย่างการคำนวณค่าคงที่สมดุลสำหรับ ปฏิกิริยานี้
13
Calculating Redox Equilibrium Constants
ที่สมดุล electrode potential จะเท่ากัน
14
Calculating Redox Equilibrium Constants
จะได้สมการใหม่เป็น
15
E0 MnO4-/MnO2 = E0 MnO2/Mn2+ ตัวอย่าง 2MnO-4 + 3Mn2+ 5 MnO2 + 4H+
2MnO4- (s) H2 O 2MnO H+ + 6e- E0 = V 3MnO2 (s) H+ + 6e- 3Mn 2- (s) H2 O E0 = V E0 MnO4-/MnO2 = E0 MnO2/Mn2+ log 1 MnO4− 2 = log Mn 2+ 3+ H+ 8 H+ 12
16
Keq = 1 ₓ 1047.1 + log H 12 M𝑛2−− 3 47.1 =log H+ 4 MnO4− 2 M𝑛2+ 3
6(1.695−1.23) = log 1 MnO4− 2 + log H 12 M𝑛2−− 3 H+ 8 6(1.695−1.23) = log H+ 12 MnO4− 2 M𝑛2+ 3 H− 8 47.1 =log H+ 4 MnO4− 2 M𝑛2+ 3 = log Keq Keq = 1 ₓ
17
Electrode Potentials during Redox Titrations Constructing Redox Titration Curves
18
Titration of Fe(II) with a standard solution of Ce(IV)
Titration of Fe(II) with a standard solution of Ce(IV) Titration reaction : Fe2+ + Ce4+ ⇌ Fe3+ + Ce3+ E Ce4+/Ce3+ = E Fe3+/ Fe2+= Esystem Fe3+ + e− ⇌ Fe2+ E0 = V EFe3+/ Fe2+= E0Fe3+/ Fe 𝟎.𝟎𝟓𝟗𝟐 𝟏 log = [𝑭𝒆𝟐+] [𝐅𝐞𝟑+] Ce4+ + e−⇌ Ce3+ E0 = V ECe4+/Ce3+= E0 Ce4+/Ce3+ - 𝟎.𝟎𝟓𝟗𝟐 𝟏 log = [𝑪𝒆𝟑+] [𝐂𝐞𝟒+]
19
Equivalence point potential
Eeq= E0Fe3+/ Fe2+- 𝟎.𝟎𝟓𝟗𝟐 𝟏 log [𝑭𝒆𝟐+] [𝐅𝐞𝟑+] ….....(1) Eeq= E0 Ce4+/Ce3+- 𝟎.𝟎𝟓𝟗𝟐 𝟏 log [𝑪𝒆𝟑+] [𝐂𝐞𝟒+] ……..(2) (1)+(2) 2Eeq = E0Fe3+/ Fe2+ + E0 Ce4+/Ce 𝟎.𝟎𝟓𝟗𝟐 𝟏 log [𝑭𝒆𝟐+] [𝐅𝐞𝟑+] [𝑪𝒆𝟑+] [𝐂𝐞𝟒+] ที่จุดสมมูล : [Fe2+]=[Ce4+],[Fe3+]=[Ce3+] 2Eeq = E0Fe3+/ Fe2++ E0 Ce4+/Ce 𝟎.𝟎𝟓𝟗𝟐 𝟏 log [𝐂𝐞𝟒+] [𝐂𝐞𝟑+] [𝑪𝒆𝟑+] [𝐂𝐞𝟒+] = E0Fe3+/ Fe E0 Ce4+/Ce3+ Eeq= 𝐄 𝟎 𝐅𝐞 𝟑+ /𝐅𝐞 𝟐+ + 𝐄 𝟎 𝐂𝐞 𝟒+ / 𝐂𝐞 𝟑+ 𝟐 = 𝟎.𝟕𝟕+𝟏.𝟒𝟒 𝟐 = 1.11 V
20
The titration curve 𝐶𝑒 4+ + 𝐹𝑒 2+ → 𝐹𝑒 3+ + 𝐶𝑒 3+
𝐶𝑒 4+ + 𝑒 − → 𝐶𝑒 3+ 𝐸°=1.44 𝑉 (1𝑀 𝐻 2 𝑆𝑂 4 ) 𝐹𝑒 3+ + 𝑒 − → 𝐹𝑒 𝐸°=0.68 𝑉 (1𝑀 𝐻 2 𝑆𝑂 4 Initial Potential [ 𝐹𝑒 3+ ]= 5.00× − 𝐶𝑒 4+ = −[ 𝐶𝑒 4+ ] [ 𝐹𝑒 2+ ]= 50.00×0.0500−5.00× 𝐶𝑒 4+ = [ 𝐶𝑒 4+ ] [ 𝐹𝑒 3+ ]= And [ 𝐹𝑒 2+ ]= 𝐸 𝑠𝑦𝑠𝑡𝑒𝑚 =+0.68− 𝑙𝑜𝑔 =0.64𝑉
21
Equilvalence-Point Potential
Potential After the Addition of mL of Cerium(IV)
23
Oxidation/reduction curves are independent of the concentration of the reactants except when the solution is very dilute. Titration curves for M Ce4+ titration. A: Titration of mL of M Fe2+. B: Titration of mL of M U4+.
24
Effect of Variables on Redox Titration Curves Reactant concentration titration curves are usually independent of analyte and reagent conc. Completeness of the Reaction completeness of the reaction↑ → change in Esystem in the equivalence-point region ↑ Fig. 19-5 Effect of titrant electrode potential on reaction completeness. The standard electrode potential for the analyte (EA 0) is 0.200V; starting with curve A, standard electrode potentials for the titrant (ET 0) are 1.20, 1.00, 0.80, 0.60 and 0.40, respectively. Both analyte and titrant undergo a one-electron change.
25
Oxidation / Reduction Indicators
26
Oxidation / Reduction Indicators
General Redox Indicators Specific Indicator
27
General Redox Indicators
อินดิเคเตอร์นี้ใช้การเปลี่ยนแปลงของสี เพื่อวัดการเปลี่ยนรูปของสารจาก Oxidize เป็น Reduce โดยการเปลี่ยนแปลงจะ ขึ้นกับค่าศักย์ไฟฟ้าเปลี่ยนแปลงไปจากการ ไตรเตรท
28
General Redox Indicators
ในการสังเกตสีที่เปลี่ยนแปลง อัตราส่วนระหว่าง [Inred] ต่อ [Inox] ต้อง เปลี่ยนไปจากเดิม 100 เท่า ค่าความต่างศักย์ขั้นต่ำที่ทำให้สี เปลี่ยนแปลงได้สมบูรณ์ คำนวณได้จาก
29
ตารางแสดงการเปลี่ยนแปลงของสีและค่า ศักย์ไฟฟ้าของอินดิเคเตอร์ต่างๆ
30
General Redox Indicators
31
Specific Indicators ตัวอย่างเช่น
Triiodide ion ทดสอบแป้ง ได้สารละลายสี ม่วงเข้ม Potassium thiocyanate ใช้ทดสอบ Iron(III) ได้สารละลายสีแดง Potassium ferricyanide ใช้ทดสอบ Iron(II) ได้สารสารละลายเป็นตะกอนสีน้ำเงิน
32
สมาชิก นางสาวกมลลักษณ์ แก้วเขียว รหัสนิสิต นางสาวกรรณิการ์ ละอองทอง รหัส นิสิต นางสาวจิตภาวรรณ โชหนู รหัสนิสิต นางสาวชนิตา โภคะ รหัส นิสิต นางสาวฐานาภรณ์ เป้าปราณี รหัสนิสิต นางสาวนิรมล พินิจประเสริฐกุล รหัสนิสิต นางสาวพรณิภา คำเพชรดี รหัสนิสิต นางสาวพัชรพร งามวงศ์ รหัสนิสิต นางสาวพิรุณทิพย์ บุญเจริญ รหัสนิสิต นางสาววาสนา จิตจักร์ รหัสนิสิต นางสาวศิริลักษณ์ อิสณพงษ์ รหัสนิสิต นายดนุชเดช เก้ารัตน์ รหัสนิสิต
งานนำเสนอที่คล้ายกัน
