ดร. อุษารัตน์ รัตนคำนวณ ภาควิชาเคมี คณะวิทยาศาสตร์ มหาวิทยาลัยแม่โจ้ บทที่ 7 เคมีไฟฟ้า ดร. อุษารัตน์ รัตนคำนวณ ภาควิชาเคมี คณะวิทยาศาสตร์ มหาวิทยาลัยแม่โจ้

ปฏิกิริยาในเคมีไฟฟ้า เคมีไฟฟ้า (electro chemistry) ศึกษาเกี่ยวกับการเปลี่ยนพลังงานในปฏิกิริยาดังนี้ ปฏิกิริยาเคมีทำให้เกิดกระแสไฟฟ้า เป็นปฏิกิริยาที่เกิดได้เอง (spontaneous reaction) เช่น ในเซลล์กัลวานิก (Galvanic cell) กระแสไฟฟ้าทำให้เกิดปฏิกิริยาเคมี เป็นปฏิกิริยาที่เกิดเองไม่ได้ (non-spontaneous reaction) เช่น ในเซลล์อิเล็กโทรไลต์ (Electrolytic cell)

ปฏิกิริยารีดอกซ์ (Redox reaction) ปฏิกิริยารีดอกซ์ (redox reaction) = ปฏิกิริยาออกซิเดชัน-รีดักชัน (oxidation-reduction reaction) เป็นปฏิกิริยาที่มีการถ่ายเทอิเล็กตรอนให้แก่กันระหว่างที่สารเข้าทำปฏิกิริยา คือมีการให้และรับอิเล็กตรอนระหว่างสารที่เข้าทำปฏิกิริยากันนั่นเอง ปฏิกิริยาออกซิเดชัน (Oxidation reaction) คือปฏิกิริยาที่ให้อิเล็กตรอน ปฏิกิริยารีดักชัน (Reduction reaction) คือปฏิกิริยาที่รับอิเล็กตรอน ตัวรีดิวซ์ (reducing agent) = ตัวถูกออกซิไดส์ (oxidized) = ตัวที่ให้อิเล็กตรอน ตัวออกซิไดส์ (oxidizing agent) = ตัวถูกรีดิวซ์ (reduced) = ตัวที่รับอิเล็กตรอน

ปฏิกิริยารีดอกซ์ (Redox reaction) Cu(s) Cu2+(aq) + 2e- ปฏิกิริยาออกซิเดชัน 2Ag+(aq) + 2e- 2Ag(s) ปฏิกิริยารีดักชัน Cu(s) + 2Ag+(aq) Cu2+(aq) + 2Ag(s) ปฏิกิริยารีดอกซ์ Cu ทำหน้าที่เป็นตัวให้อิเล็กตรอน = ตัวรีดิวซ์ (reducing agent) Ag ทำหน้าที่เป็นตัวรับอิเล็กตรอน = ตัวออกซิไดส์ (oxidizing agent)

เซลล์กัลวานิก (Galvanic cell) เป็นเซลล์ไฟฟ้าที่เกิดจากปฏิกิริยาเคมี เซลล์กัลวานิกประกอบด้วยสองครึ่งเซลล์ แต่ละครึ่งเซลล์ส่วนใหญ่ประกอบด้วยโลหะ ซึ่งเป็นขั้วไฟฟ้า จุ่มอยู่ในสารละลายของไอออนของโลหะนั้น เมื่อเชื่อมต่อวงจรภายนอกและสะพานเกลือ (salt bridge) อิเล็กตรอนก็จะถูกถ่ายโอนผ่านตัวกลางภายนอก จากขั้วไฟฟ้าที่เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันไปยังขั้วไฟฟ้าที่เกิดปฏิกิริยารีดักชัน จึงทำให้เกิดกระแสไฟฟ้าได้ ขั้วไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ที่เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันนี้เรียกว่า ขั้วแอโนด (Anode) ขั้วไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ที่เกิดปฏิกิริยารีดักชัน เรียกว่า ขั้วแคโทด (Cathode)  

เซลล์กัลวานิก (Galvanic cell)

เซลล์กัลวานิก (Galvanic cell) เช่น (จากรูป) แท่งสังกะสีและแท่งทองแดงในเซลล์เป็นขั้วไฟฟ้าซึ่งเรียกว่า อิเล็กโทรด (electrode) ขั้วที่เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน เกิดที่ขั้วสังกะสี (Zn) (ขั้วแอโนด) (ขั้วลบ)  Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- ขั้วที่เกิดปฏิกิริยารีดักชัน เกิดที่ขั้วทองแดง (Cu) (ขั้วแคโทด) (ขั้วบวก)                       Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) ระหว่างที่เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันขึ้นที่ขั้วแอโนดสังกะสีจะค่อย ๆ กร่อนแล้วเกิดเป็น Zn2+ ละลายลงมาในสารละลาย ZnSO4 ส่วน e- ที่เกิดขึ้นจะเคลื่อนที่ตามเส้นตัวนำจากขั้วสังกะสีไปยังขั้วทองแดง Cu2+ จากสารละลาย CuSO4 ตรงบริเวณขั้วทองแดงจะรับอิเล็กตรอนเกิดเป็นโลหะทองแดงเกาะอยู่ที่แท่งทองแดง

เซลล์กัลวานิก (Galvanic cell) ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นข้างต้นเรียกว่า ปฏิกิริยาครึ่งเซลล์ และปฏิกิริยารวมของเซลล์เป็นผลรวมของปฏิกิริยาครึ่งเซลล์ ดังนี้ Zn(s) + Cu(aq)2+ Zn2+(aq) + Cu(s) และเนื่องจากครึ่งเซลล์ทั้งสองเชื่อมต่อกับวงจรภายนอก ครึ่งเซลล์ที่มีศักย์รีดักชันสูงกว่าจะเกิดรีดักชัน และครึ่งเซลล์ที่มีศักย์รีดักชันต่ำกว่าจะ(ถูกบังคับให้)เกิดออกซิเดชัน ความต่างศักย์ระหว่างอิเล็กโทรดนี้ เรียกว่า แรงเคลื่อนไฟฟ้า (electromotive force: emf) และมีหน่วยเป็นโวลต์ (volt)

ศักย์ไฟฟ้าครึ่งเซลล์มาตรฐาน (standard half cell potential) จากรูป เซลล์ไฟฟ้า Zn-Cu เมื่อใช้ความเข้มข้นของไอออนของสารละลายในแต่ละครึ่งเซลล์เท่ากับ 1.0 M ที่ 25๐C เซลล์ไฟฟ้านี้จะมี emf เท่ากับ 1.10 V ถ้าทราบศักย์ไฟฟ้าของอิเล็กโทรดใดอิเล็กโทรดหนึ่งแล้วนำไปลบออกจาก 1.10 V ก็จะทราบค่าของอิเล็กโทรดหนึ่ง แต่ในทางปฏิบัติไม่สามารถวัดศักย์ไฟฟ้าของอิเล็กโทรดเดี่ยว ๆ ได้

ศักย์ไฟฟ้าครึ่งเซลล์มาตรฐาน (standard half cell potential) จึงได้มีการกำหนดอิเล็กโทรดมาตรฐานขึ้นมา ซึ่งได้แก่ ไฮโดรเจนอิเล็กโทรดมาตรฐาน (Standard Hydrogen Electrode: SHE) ในครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐานนี้ประกอบด้วย ขั้วแพลตินัม (อิเล็กโทรดเฉื่อย) จุ่มอยู่ในสารละลายกรดไฮโดรคลอริกเข้มข้น 1M และแก๊สไฮโดรเจนภายอยู่ใต้สภาวะมาตรฐาน คือ ความดันของแก๊สไฮโดรเจนเท่ากับ 1 atm และวัดที่อุณหภูมิ 25๐C โดยผ่านแก๊สไฮโดรเจนในสารละลายกรดไฮโดรคลอริกตลอดเวลา จึงมีสมดุลเกิดขึ้นดังสมการ 2H+(aq) + 2e- H2(g) หมายเหตุ : ครึ่งเซลล์เป็นเหมือนอิเล็กโทรดหรือขั้ว ค่าศักย์มาตรฐานของครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐานเท่ากับ 0.00 V และใช้สัญลักษณ์ E๐ แทนค่าศักย์ไฟฟ้าที่สภาวะมาตรฐาน

ศักย์ไฟฟ้าครึ่งเซลล์มาตรฐาน (standard half cell potential) เมื่อต้องการทราบค่าศักย์ไฟฟ้าของอิเล็กโทรดอื่น เช่น Cu/Cu2+ หรือ Zn/Zn2+ ก็นำอิเล็กโทรดเหล่านี้มาจับคู่กับอิเล็กโทรดไฮโดรเจนและวัดแรงเคลื่อนไฟฟ้าของเซลล์ ซึ่งแรงเคลื่อนไฟฟ้าที่วัดได้จะเป็นศักย์ไฟฟ้าของอิเล็กโทรดที่ต้องการทราบ ทั้งนี้เพราะศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานอิเล็กโทรดไฮโดรเจนมีค่า = 0 นั่นเอง เช่น เมื่อต่อเซลล์กัลวานิก ระหว่างครึ่งเซลล์ SHE และครึ่งเซลล์ Cu ดังรูป จากโวลต์มิเตอร์ ได้ค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์เท่ากับ 0.34 V พบว่าไฮโดรเจนมีความสามารถที่จะให้อิเล็กตรอนได้ดีกว่า Cu

ศักย์ไฟฟ้าครึ่งเซลล์มาตรฐาน (standard half cell potential) โดยมีปฏิกิริยาเกิดขึ้นดังนี้ ปฏิกิริยาออกซิเดชันที่แอโนด (SHE)        H2(g) 2H+(aq) + 2e- ปฏิกิริยารีดักชันที่แคโทด (Cu)                 Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) จาก                        E๐cell        = E๐cathode - E๐anode ดังนั้น                        E๐cell          = E๐Cu - E๐SHE 0.34 V        = E๐Cu - 0.00 V E๐Cu          = 0.34 V - 0.00 V      = 0.34 V

ศักย์ไฟฟ้าครึ่งเซลล์มาตรฐาน (standard half cell potential) และ เมื่อต่อเซลล์กัลวานิก ระหว่างครึ่งเซลล์ SHE และครึ่งเซลล์ Zn ดังรูป จากโวลต์มิเตอร์ อ่านค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์ได้เท่ากับ 0.76 V พบว่า Zn มีความสามารถที่จะให้อิเล็กตรอนได้ดีกว่าแก๊สไฮโดรเจน โดยมีปฏิกิริยาเกิดขึ้น ดังสมการ ปฏิกิริยาออกซิเดชันที่แอโนด (Zn)         Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- ปฏิกิริยารีดักชันที่แคโทด (SHE)             2H+(aq) + 2e- H2(g)

ศักย์ไฟฟ้าครึ่งเซลล์มาตรฐาน (standard half cell potential) จาก                        E๐cell        = E๐cathode - E๐anode ดังนั้น                        E๐cell          = E๐SHE - E๐Zn 0.76 V        = 0.00 V - E๐Zn E๐Zn          = 0.00 V - 0.76 V      = -0.76 V ค่า E๐ ที่ได้เป็นค่าศักย์รีดักชันของแต่ละครึ่งเซลล์ นั่นคือ Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) E๐ = +0.34 V Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) E๐ = -0.76 V

ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานที่ 25C

ศักย์ไฟฟ้าครึ่งเซลล์มาตรฐาน (standard half cell potential) Br2(l) + 2Ag(s) 2Br-(aq) + 2Ag+(aq) เมื่อกลับทิศทางของปฏิกิริยาเป็นปฏิกิริยาออกซิเดชัน ค่า E๐ จะมีเครื่องหมายตรงข้าม ปฏิกิริยารีดอกซ์ที่เกิดขึ้นได้เอง จะต้องมีค่า E๐ ของเซลล์เป็นบวกเสมอ

ศักย์ไฟฟ้าครึ่งเซลล์มาตรฐาน (standard half cell potential) ตัวอย่าง 1            2Ag+(aq) + Mg(s) 2Ag(s) + Mg2+(aq) จาก E๐cell   = E๐cathode - E๐anode = +0.80 V - (-2.37 V)    = +3.17 V   ปฏิกิริยานี้เกิดขึ้นได้เอง ตัวอย่าง 2            Fe2+(aq) + Ni(s) Fe(s) + Ni2+(aq) E๐cell   = E๐cathode - E๐anode = -0.45 V - (-0.26 V)   = -0.19 V ปฏิกิริยานี้เกิดขึ้นเองไม่ได้ ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นได้เองคือ Fe(s) + Ni2+(aq) Fe2+(aq) + Ni(s)

Example 7.1 จงตอบคำถามเกี่ยวกับสมการรีดอกซ์ข้างล่างนี้ 1. สารใดเป็นตัวออกซิไดส์ที่ดี 2. จงหา E0 ของสองครึ่งเซลล์ Ni2+/Ni และ Na+/Na 3. ปฏิกิริยา 2Ag + Zn2+ 2Ag+ + Zn จะเกิดขึ้นเองได้หรือไม่ กำหนดให้ Ag+ + e- Ag E0 = 0.80 V Fe3+ + e- Fe2+ E0 = 0.77 V Ni2+ + 2e- Ni E0 = -0.25 V Fe2+ + 2e- Fe E0 = -0.14 V

Example 7.1 (ต่อ) Zn2+ + 2e- Zn E0 = -0.76 V Cr3+ + 3e- Cr E0 = -0.74 V Na+ + e- Na E0 = -2.71 V ตอบข้อ1. จากค่า E0 ของครึ่งเซลล์ จะเห็นได้ว่าครึ่งเซลล์ Ag+/Ag มีค่ามากที่สุด แสดงว่า Ag+ สามารถรับอิเล็กตรอนได้ดีที่สุด จึงทำหน้าที่เป็นตัวออกซิไดซ์ที่ดีที่สุด ดังนั้นเมื่อเทียบความสามารถในการรับอิเล็กตรอนของครึ่งเซลล์ตามค่า E0 ที่กำหนดให้ จะเรียงการเป็นตัวออกซิไดซ์จากมากไปหาน้อยดังนี้ Ag+ > Fe3+ > Ni2+ > Fe2+ > Zn2+ Ans

Example 7.1 (ต่อ) ตอบข้อ2. ค่า E0 ของสองครึ่งเซลล์ Ni2+/Ni และ Na+/Na Ni2+ + 2e- Ni E0 = -0.25 V Na+ + e- Na E0 = -2.71 V วิธีทำ คำนวณหาค่า E๐ ทำได้สองวิธีคือ (1.) พิจารณาค่า E0 ถ้าค่า E0 มีค่ามาก จะทำหน้าที่เป็น cathoode ถ้าค่า E0 มีค่าน้อย จะทำหน้าที่ anode ใช้สูตร E๐    = E๐cathode - E๐anode E๐ = -0.25 - (-2.71) E๐ = +2.46 V Ans

Example 7.1 (ต่อ) (2.) พิจารณาค่า E0 ถ้าค่า E0 มีค่ามาก จะทำหน้าที่เป็นฝ่ายรับอิเล็กตรอนได้มาก แต่ถ้าค่า E0 มีค่าน้อย จะเป็นฝ่ายให้อิเล็กตรอน และเขียนเป็นสมการได้ดังนี้ ปฏิกิริยารีดักชันที่แคโทด (Ni)    Ni2+ + 2e- Ni E0 = -0.25 V ปฏิกิริยาออกซิเดชันที่แอโนด (Na) 2Na 2Na+ + 2e- E0 = +2.71 V ปฏิกิริยารีดอกซ์ Ni2+ + 2Na Ni + 2Na+ E0 = +2.46 V  E0 = +2.46 V Ans เมื่อเขียนสมการการให้อิเล็กตรอน (oxidation) เครื่องหมายจะถูกกลับเป็นตรงกันข้าม ถ้าเอาเลขใดมาคูณในสมการ ค่า E0 จะมีค่าคงที่ ไม่ต้องเอาเลขมาคูณค่า E0 ด้วย

Example 7.1 (ต่อ) ตอบข้อ3. ปฏิกิริยา 2Ag + Zn2+ 2Ag+ + Zn จะเกิดขึ้นเองได้หรือไม่ ค่า E0 ที่กำหนดให้คือ Ag+ + e- Ag E0 = 0.80 V Zn2+ + 2e- Zn E0 = -0.76 V วิธีทำ พิจารณาค่า E0 ถ้าค่า E0 มีค่ามาก จะทำหน้าที่เป็น cathoode ถ้าค่า E0 มีค่าน้อย จะทำหน้าที่ anode ใช้สูตร E๐    = E๐cathode - E๐anode E๐ = 0.80 - (-0.761) E๐ = +1.56 V E๐ มีค่าเป็นบวก ดังนั้นปฏิกิริยาจึงเกิดเองได้ Ans

Example 7.1 (ต่อ) และมีสมการรีดอกซ์ คือ ปฏิกิริยารีดักชันที่แคโทด (Ag) 2Ag+ + 2 e- 2Ag E0 = 0.80 V ปฏิกิริยาออกซิเดชันที่แอโนด (Zn) Zn Zn2+ + 2e- E0 = +0.76 V ปฏิกิริยารีดอกซ์ Zn + 2Ag+ 2Ag + Zn2+ E0 = +1.56 V E๐ มีค่าเป็นบวก ดังนั้นปฏิกิริยาจึงเกิดเองได้ Ans

Example 7.2 เปอร์แมงกาเนสไอออนถูกรีดิวซ์ด้วยโบรไมด์ (1M) ได้หรือไม่ ถ้ากำหนดให้ MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O E0 = +1.51 V Br2 + 2e- 2Br- E0 = +1.09 V วิธีทำ พิจารณาค่า E0 ถ้าค่า E0 มีค่ามาก จะทำหน้าที่เป็น cathoode ถ้าค่า E0 มีค่าน้อย จะทำหน้าที่ anode ใช้สูตร E๐    = E๐cathode - E๐anode = (+1.51)-(+1.09) = 0.42 V E๐ มีค่าเป็นบวก ดังนั้นปฏิกิริยาจึงเกิดเองได้ แสดงว่าเปอร์แมงกาเนสไอออนถูกรีดิวซ์ด้วยโบรไมด์ได้ Ans

Example 7.2 (ต่อ) และมีสมการรีดอกซ์ คือ ปฏิกิริยารีดักชันที่แคโทด 2MnO4- + 16H+ + 10e- 2Mn2+ + 8H2O E0 = +1.51 V ปฏิกิริยาออกซิเดชันที่แอโนด 10Br- 5Br2 + 10e- E0 = -1.09 V ปฏิกิริยารีดอกซ์ 2MnO4- + 16H+ + 10Br- 2Mn2+ + 8H2O + 5Br2 E0 = +0.42 V E๐ มีค่าเป็นบวก ดังนั้นปฏิกิริยาจึงเกิดเองได้ แสดงว่าเปอร์แมงกาเนสไอออนถูกรีดิวซ์ด้วยโบรไมด์ได้ Ans

Example 7.3 จงสร้างเซลล์จากสองครึ่งปฏิกิริยาที่กำหนดให้ต่อไปนี้ Ni(OH)2 + 2e- Ni + 2OH- E0 = -0.72 V CrO42- + 4H2O + 3e- Cr(OH)3 + 5OH- E0 = -0.12 V จากค่า E0 แสดงว่า CrO42- รับอิเล็กตรอนได้ดีกว่า Ni(OH)2 เพราะมีค่า E0 มากกว่า ปฏิกิริยารีดักชันที่แคโทด 2CrO42- + 8H2O + 6e- 2Cr(OH)3 + 10OH- E0 = -0.12 V ปฏิกิริยาออกซิเดชันที่แอโนด 3Ni + 6OH- 3Ni(OH)2 + 6e- E0 = +0.72 V ปฏิกิริยารีดอกซ์ 2CrO42- + 8H2O + 3Ni + 2Cr(OH)3 + 3Ni(OH)2 + 4OH- E0 = +0.60 V

ประโยชน์ของเซลล์กัลวานิก เซลล์กัลวานิกที่ใช้งาน แบ่งออกเป็น 2 ชนิด คือ 1.เซลล์ปฐมภูมิ (primary cell) เป็นเซลล์ที่เมื่อใช้งานจนหมดอายุแล้วไม่สามารถนำกลับมาใช้ได้อีก หรือเป็นเซลล์ที่ไม่ผันกลับ (irreversible cell) เช่น เซลล์แห้ง (dry cell) หรือถ่านไฟฉาย เป็นต้น 2.เซลล์ทุติยภูมิ (secondary cell) เป็นเซลล์ที่เมื่อจ่ายไฟหมดแล้วสามารถนำกลับไปอัดไฟเพื่อนำมาใช้ใหม่ได้อีก หรือเป็นเซลล์ที่ผันกลับได้ (reversible cell) เช่น เซลล์ไฟฟ้าแบบตะกั่ว (lead storage battery) หรือแบตเตอรี่ เป็นต้น

เซลล์อิเล็กโทรไลต์ (Electrolytic Cell) เซลล์อิเล็กโทรไลต์ (Electrolytic Cell) หมายถึง เซลล์ไฟฟ้าเคมีที่ทำหน้าที่เปลี่ยนพลังงานไฟฟ้าเป็นปฏิกิริยาเคมี หรือเป็นระบบที่เกิดกระบวนการ อิเล็กโทรลิซีส (Electrolysis) อิเล็กโทรลิซิส (Electrolysis) คือกระบวนการผ่านกระแสไฟฟ้าจากภายนอกเข้าไปในสารละลายอิเล็กโทรไลต์ แล้วทำให้เกิดปฏิกิริยาเคมี  “การแยกสลายด้วยไฟฟ้า”

เซลล์อิเล็กโทรไลต์ (Electrolytic Cell) ส่วนประกอบของเซลล์อิเล็กโทรไลต์ ประกอบด้วยขั้วไฟฟ้าสองขั้ว จุ่มอยู่ในสารละลายอิเล็กโทรไลต์หรืออิเล็กโทรไลต์ที่หลอมเหลว ขั้วไฟฟ้าทั้งสองต่อกับขั้วบวกและขั้วลบของแบตเตอรี่ ขั้วไฟฟ้า (Electrode) คือแผ่นตัวนำที่จุ่มในสารละลายอิเล็กโทรไลต์ แล้าต่อกับเซลล์ไฟฟ้าหรือแบตเตอรี่ แบ่งเป็นแอโนด และ แคโทด สารละลายอิเล็กโทรไลต์ คือสารละลายที่นำไฟฟ้าได้ เพราะมี Ion (+) + Ion(-)

เซลล์อิเล็กโทรไลต์ (Electrolytic Cell) เมื่อผ่านไฟฟ้าเข้าไปในเซลล์ที่ประกอบด้วยขั้วไฟฟ้าสองขั้วจุ่มอยู่ในสารละลายอิเล็กโทรไลต์ จะเกิดปฏิกิริยาเกิดขึ้นภายในเซลล์ เรียกกระบวนการนี้ว่าอิเล็กโทรลิซิส (electrolysis) และเรียกเซลล์ไฟฟ้าเคมีนี้ว่า เซลล์อิเล็กโทรไลต์ (Electrolytic cell) ในเมื่อแบตเตอรี่เป็นตัวจ่ายกระแสไฟฟ้า อิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่ออกจากขั้วแอโนด (ขั้วลบ) ของแบตเตอรี่ผ่านลวดตัวนำไปยังขั้วไฟฟ้าของเซลล์อิเล็กโทรไลต์ ดังนั้นขั้วไฟฟ้าที่ต่อกับขั้วลบของแบตเตอรี่จะเป็นขั้วแคโทด เพราะเป็นขั้วที่เกิดปฏิกิริยารีดักชัน และเนื่องจากต่อกับขั้วลบของแบตเตอรี่ ขั้วไฟฟ้านี้จึงเป็นขั้วลบ ส่วนขั้วไฟฟ้าอีกขั้วหนึ่งเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันจึงเป็นขั้วแอโนด และต่อกับขั้วบวกของแบตเตอรี่ดังนั้นขั้วไฟฟ้าจึงเป็นขั้วบวก อิเล็กตรอนเคลื่อนที่ออกจากขั้วแอโนดของเซลล์เข้าสู่แบตเตอรี่

เซลล์อิเล็กโทรไลต์ (Electrolytic Cell) *ตรงข้ามกันเซลล์กัลวานิก ในเซลล์อิเล็กโทรไลต์ ขั้วไฟฟ้าที่ต่อกับขั้วบวกของแบตเตอรี่ เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน เรียกขั้วไฟฟ้านี้ว่าแอโนด และเป็นขั้วบวก ส่วนขั้วไฟฟ้าที่ต่อกับขั้วลบของแบตเตอรี่เกิดปฏิกิริยารีดักชัน เรียกขั้วไฟฟ้านี้ว่าแคโทด และเป็นขั้วลบ LAnOx vs GRedCat LAnOx: Lose electrons : Anode : Oxidation GRedCat: Gain electrons : Reduction : Cathode

เซลล์อิเล็กโทรไลต์ (Electrolytic Cell) ตัวอย่าง การแยกสลายด้วยไฟฟ้า (electrolysis) ของกรด HCl ในน้ำ โดยใช้แกรไฟต์เป็นขั้วไฟฟ้า กรด HCl จะแตกตังออกเป็น H+ และ Cl-

เซลล์อิเล็กโทรไลต์ (Electrolytic Cell) เมื่อใช้แบตเตอรี่เป็นกำเนิดไฟฟ้า เมื่อต่อวงจร อิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่ออกจากขั้วลบของแบตเตอรี่ไปตามเส้นลวดถึงขั้วไฟฟ้าที่ทำหน้าที่เป็นแคโทด โดย H+ จะเคลื่อนที่มารับอิเล็กตรอนที่แคโทด และถูกรีดิวซ์ (รับอิเล็กตรอน) กลายเป็นแก๊ส H2 ดังนี้ 2H+ (aq) + 2e- H2 (g) E0 = 0.00 V ขั้วไฟฟ้าที่ต่อกับขั้วบวกของแบตเตอรี่ทำหน้าที่เป็นแอโนด โดย Cl- จะมาให้อิเล็กตรอนที่แอโนด ดังนี้ 2Cl- (aq) Cl2 (g) + 2e- E0 = -1.36 V อิเล็กตรอนที่แอโนดรับไว้นี้ จะเคลื่อนไปสู่ขั้วบวกของแบตเตอรี่ ทำให้ครบวงจรโดยปฏิกิริยารวมจะเป็นดังนี้ 2H+(aq) + 2Cl- (aq) H2(g) + Cl2(g) E0 = -1.36 V

เซลล์อิเล็กโทรไลต์ (Electrolytic Cell) จากตัวอย่างนี้ จะเห็นว่าปฏิกิริยารีดักชันจะเกิดขึ้นที่ขั้วไฟฟ้าที่เป็นขั้วลบ (แคโทด) และปฏิกิริยาออกซิเดชันเกิดขึ้นที่ขั้วไฟฟ้าที่เป็นขั้วบวก (แอโนด) จะเห็นว่าปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นจะตรงกันข้ามกับปฏิกิริยาในเซลล์กัลวานิก ศักย์ไฟฟ้ามีเครื่องหมายเป็นลบ แสดงว่าปฏิกิริยาเกิดเองไม่ได้ ปฏิกิริยาจะเกิดได้ก็ต่อเมื่อได้พลังงานไฟฟ้าจากแบตเตอรี่ ดังนั้นถ้าต่อแบตเตอรี่ พลังงานไฟฟ้าจากแบตเตอรี่จึงก่อให้เกิดปฏิกิริยาเคมีขึ้น  เกิด Electrolysis นั่นเอง

ข้อแตกต่างของเซลล์ทั้งสองชนิด เซลล์กัลวานิก เซลล์อิเล็กโทรไลต์ 1. จากปฏิกิริยาเคมีเป็นพลังงานไฟฟ้า 2. เป็นปฏิกิริยาที่สามารถเกิดขึ้นได้เอง 3. ค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เป็นบวกเสมอ 4. ขั้วแอโนดเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันเป็นขั้วลบ 5. ขั้วแคโทดเกิดปฏิกิริยารีดักชันเป็นขั้วบวก 1. จากพลังงานไฟฟ้าเป็นปฏิกิริยาเคมี 2. เป็นปฏิกิริยาที่ไม่สามารถเกิดขึ้นได้เอง ต้องใช้พลังงานไฟฟ้าทำให้เกิดปฏิกิริยา 3. ค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เป็นลบ 4. ขั้วแอโนดเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันเป็นขั้วบวก 5. ขั้วแคโทดเกิดปฏิกิริยารีดักชันเป็นขั้วลบ

กฎของฟาราเดย์เกี่ยวกับเซลล์อิเล็กโทรไลต์ ปริมาณไฟฟ้าที่จะต้องผ่านเข้าไปในเซลล์อิเล็กโทรไลต์ เพื่อให้อิเล็กตรอน 1 โมลทำปฏิกิริยาออกซิเดชัน-รีดักชัน เรียกปริมาณไฟฟ้านั้นว่า เท่ากับ 1 ฟาราเดย์ (Faraday, F) ปริมาณไฟฟ้า 1 ฟาราเดย์ หรือ 96,487 คูลอมบ์ ทำให้สารเกิดอิเล็กโทรไลซิสได้ 1 กรัมสมมูล

กฎของฟาราเดย์เกี่ยวกับเซลล์อิเล็กโทรไลต์ ปริมาณไฟฟ้ามีหน่วยเป็นคูลอมบ์ หาได้จากความสัมพันธ์ดังนี้ Q = It Q = ปริมาณไฟฟ้าในหน่วยคูลอมบ์ (Coulomb, C) I = กระแสไฟฟ้าในหน่วยแอมแปร์ (Ampere, A) t = เวลาในหน่วยวินาที (second, s)

กฎของฟาราเดย์เกี่ยวกับเซลล์อิเล็กโทรไลต์ ปริมาณไฟฟ้า 1 ฟาราเดย์ (1F) มาจากผลคูณของประจุไฟฟ้ากับจำนวนอิเล็กตรอนหนึ่งโมล F = eNA เนื่องจากประจุของอิเล็กตรอน 1 ตัว (e) = 1.60210  10-19 C และ 1 โมลอิเล็กตรอน มีอิเล็กตรอนจำนวน (Na) = 6.02252  1023 อิเล็กตรอน ดังนั้นจำนวนประจุที่ได้จากอิเล็กตรอน 1 โมล F = 1.60210 x 10-19 C x 6.02252 x 1023 mol-1 F = 96,487 C mol-1 1F = 96,487 C ปริมาณไฟฟ้า 1 ฟาราเดย์ เท่ากับ 96,487 คูลอมบ์ นั่นเอง

Example 7.4 ในการแยกสารละลาย AgNO3 ด้วยกระแสไฟฟ้า 2 แอมแปร์ เป็นเวลา 1 ชั่วโมง จะมีโลหะเงินเกิดขึ้นที่ขั้วลบกี่กรัม วิธีทำ หาปริมาณไฟฟ้าที่ใช้ว่ามีค่ากี่ฟาราเดย์ จาก Q = It Q = It Q = 2 A  3600 s = 7200 C เปลี่ยนหน่วย C ให้เป็น F โดย 96,487 C = 1 F 7200 C = 7200 C  1 F = 0.075 F 96,487 C

Example 7.4 (ต่อ) ปฏิกิริยาที่ขั้วลบ (แคโทด) Ag+(aq) + e- Ag(s) แสดงว่าที่ขั้วแคโทดมีการรับอิเล็กตรอน 1 โมล ปริมาณไฟฟ้า 1 F คือ ปริมาณไฟฟ้าที่จะต้องผ่านเข้าไปในเซลล์อิเล็กโทรไลต์ เพื่อให้อิเล็กตรอน 1 โมลทำปฏิกิริยาออกซิเดชัน-รีดักชัน ดังนั้น ปริมาณไฟฟ้า 1 F ทำให้เกิดโลหะเงินได้ 1 โมล = 107.868 กรัม ถ้าปริมาณไฟฟ้า 0.075 F จะทำให้เกิดโลหะเงินหนัก = 0.075 F  107.868 กรัม = 8.09 กรัม เกิดโลหะเงินหนัก 8.09 กรัม Ans 1 F

Example 7.5 จะต้องใช้เวลานานเท่าไร ในการแยก Cu 15.885 กรัม จากสารละลาย CuSO4 โดยใช้กระแสไฟฟ้า 25 แอมแปร์ วิธีทำ หาปริมาณไฟฟ้าเป็นคูลอมบ์ที่ทำให้เกิด Cu 15.885 กรัม ปฏิกิริยาที่ขั้วแคโทดมีการรับอิเล็กตรอน 2 โมล แสดงว่ามีการใช้ปริมาณไฟฟ้า 2 F Cu2+ + 2e- Cu(s) จากสมการ เกิด Cu (s) 1 โมล ดังนั้น ปริมาณไฟฟ้า 1 F = 96,487 C ถ้า ปริมาณไฟฟ้า 2 F = 2 F  96,487 C = 192,974 C 1 F

Example 7.5 (ต่อ) เมื่อแยกสาร Cu(s) 63.546 กรัม (1 โมล) จะต้องใช้ปริมาณไฟฟ้า 192,974 C ถ้าต้องการแยกสาร Cu(s) 15.885 กรัม ต้องใช้ปริมาณไฟฟ้า = 15.885 กรัม  192,974 C = 48,238.94 C หาเวลา จากสูตร Q = It t = Q = 48,238.94 C = 1929.52 s  ต้องใช้เวลา = 1930 วินาที หรือ = 32 นาที 16 วินาที Ans 63.546 กรัม I 25 A

ประโยชน์ของเซลล์อิเล็กโทรไลต์ หลักการของเซลล์อิเล็กโทรไลต์ สามารถนำไปประยุกต์ใช้งานได้ดังนี้ การชุบโลหะด้วยกระแสไฟฟ้า การทำโลหะให้บริสุทธิ์

การชุบโลหะด้วยกระแสไฟฟ้า เป็นกระบวนการเคลือบผิวของโลหะ ด้วยโลหะอื่นที่ใช้ชุบเพื่อความสวยงาม และป้องกันการผุกร่อนของโลหะ ซึ่งมีหลักการดังนี้ 1.ใช้กระแสไฟฟ้าตรง (direct current, D.C.) เช่น กระแสไฟฟ้าจากแบตเตอรี่ 2. โลหะที่ต้องการชุบต้องเป็นแคโทด หรือขั้วลบ 3. โลหะที่จะใช้ในการชุบต้องเป็นแอโนด หรือขั้วบวก 4. สารละลายอิเล็กโทรไลต์จะต้องมีไอออนของโลหะที่จะใช้ชุบ

ตัวอย่าง การชุบตะปูเหล็กด้วยทองแดง e- e- + - A แอโนด แคโทด โลหะที่ ใช้ชุบ ต้องการชุบ Cu2+ สารละลาย CuSO4 e- e- เช่น ตะปูเหล็ก เช่น ทองแดง (Cu)

ตัวอย่าง การชุบตะปูเหล็กด้วยทองแดง ที่ขั้วบวก (แอโนด) โลหะทองแดง Cu(s) จะแตกตัวเป็น Cu2+ + 2e- และอิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่ผ่านแท่งโลหะทองแดง ไปหาขั้วบวกของแบตเตอรี่ ส่วน Cu2+ จะอยู่ในสารละลาย ปฏิกิริยาที่แอโนด คือ Cu(s) Cu2+(aq) + 2e- ที่ขั้วลบ (แคโทด) อิเล็กตรอนจากขั้วลบของแบตเตอรี่จะเคลื่อนที่มายังตะปูเหล็ก ทำให้ตะปูเหล็กมีอิเล็กตรอนมาก Cu2+(aq) จากสารละลายจึงเคลื่อนที่เข้ามารับอิเล็กตรอนที่ตะปูเหล็กกลายเป็น Cu(s) เคลือบที่ผิวของตะปูเหล็ก ปฏิกิริยาที่แคโทด คือ Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)

การทำโลหะให้บริสุทธิ์ ใช้หลักการเดียวกับการชุบโลหะด้วยกระแสไฟฟ้า ดังนี้ 1. ใช้กระแสไฟฟ้าตรง (direct current, D.C.) เช่น กระแสไฟฟ้าจากแบตเตอรี่ 2. โลหะบริสุทธิ์ต่อเข้ากับแคโทด (ขั้วลบ) 3. โลหะไม่บริสุทธิ์ต่อเข้ากับขั้วแอโนด (ขั้วบวก) 4. สารละลายอิเล็กโทรไลต์จะต้องมีไอออนของโลหะที่ใช้เป็นแคโทด

ตัวอย่าง การทำทองแดงให้บริสุทธิ์ CuSO4

ตัวอย่าง การทำทองแดงให้บริสุทธิ์ ครึ่งปฏิกิริยารีดักชันและค่า E๐ ที่เกี่ยวข้องมีดังต่อไปนี้                     Au3+(aq) + 3e- Au(s)                   E0 =  +1.50 V                     Pt2+(aq) + 2e- Pt(s)                    E0 =   +1.20 V                     Ag+(aq) + e- Ag(s)                   E0 =   +0.80 V                     Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)                    E0 =  +0.34 V                     Fe2+(aq) + 2e- Fe(s)                    E0 =  -0.44 V                     Zn2+(aq) + 2e- Zn(s)                    E0 =  -0.76 V

ตัวอย่าง การทำทองแดงให้บริสุทธิ์ ทองแดงไม่บริสุทธ์ประกอบด้วยโลหะ Cu, Fe, Zn, Ag, Au, Pt ซึ่งเป็นสิ่งเจือปน ขั้วแอโนด ต่อกับทองแดงไม่บริสุทธิ์ ขั้วแคโทดต่อกับทองแดงบริสุทธิ์ สารละลาย CuSO4 เป็นอิเล็กโทรไลต์ เมื่อต่อเซลล์ไฟฟ้าให้ครบวงจร ปรับความต่างศักย์ให้เหมาะสม ที่ขั้วแอโนด โลหะที่จะเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันได้คือ Cu,  Fe, และ Zn เนื่องจาก Cu, Fe, Zn มีค่า E0 ต่ำ จะเสียอิเล็กตรอนได้ดี Cu2+,  Fe2+ และ Zn2+ จึงแตกตัวกลายเป็นไอออนละลายลงไปในสารละลาย

ตัวอย่าง การทำทองแดงให้บริสุทธิ์ ส่วนโลหะที่เสียอิเล็กตรอนได้อยากกว่า Cu เช่น Ag, Au, Pt คือมีค่า E0 สูงกว่า Cu จะไม่สามารถเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันได้ เมื่อแท่งทองแดงที่ไม่บริสุทธิ์กร่อนไปเรื่อย ๆ Au  Pt และ Ag ก็จะตกเป็นตะกอนลงมาที่ก้นภาชนะ สำหรับ Cu2+,  Fe2+ และ Zn2+ ซึ่งอยู่ในสารละลายนั้น จะเห็นว่า Cu2+ มีค่า E0 สูงที่สุดจึงรับอิเล็กตรอนได้ง่ายกว่า Fe2+ และ Zn2+ มันจึงไปรับอิเล็กตรอนและเกิดปฏิกิริยารีดักชันที่ขั้วแคโทด จึงเกิดเป็นโลหะทองแดงเกาะที่ขั้วซึ่งเป็นแผ่นทองแดงบริสุทธิ์ ทำให้ได้ทองแดงที่บริสุทธิ์ขึ้น ส่วน Fe2+ และ Zn2+ ก็จะอยู่ในสารละลาย

ตัวอย่าง การทำทองแดงให้บริสุทธิ์ ปฏิกิริยาที่ขั้วแอโนด Cu(s)      Cu2+(aq) + 2e- Fe(s) Fe2+(aq) + 2e- Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- ปฏิกิริยาที่ขั้วแคโทด Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)     การทำทองแดงให้บริสุทธิ์โดยวิธีนี้จะได้ทองแดงที่มีความบริสุทธิ์ถึง 99.95%