การประเมินผล ระหว่างภาค : ปลายภาค = 70: 30

งานนำเสนอเรื่อง: "การประเมินผล ระหว่างภาค : ปลายภาค = 70: 30"— ใบสำเนางานนำเสนอ:

1 การประเมินผล ระหว่างภาค : ปลายภาค = 70: 30
วิชาเคมี รหัสวิชา ว การประเมินผล ระหว่างภาค : ปลายภาค = 70: 30

2 คะแนนระหว่างภาค 1. สอบกลางภาค = 20 คะแนน 2. สมุด = 20 คะแนน
1. สอบกลางภาค = คะแนน 2. สมุด = คะแนน 3. สอบประจำบท = คะแนน 4. งาน = คะแนน

3 เนื้อหาที่ศึกษา บทที่ 9 ไฟฟ้าเคมี
บทที่ 9 ไฟฟ้าเคมี บทที่ 10 ธาตุและสารประกอบในอุตสาหกรรม

4 ไฟฟ้าเคมี 1 ปฏิกิริยารีดอกซ์ 2 การดุลสมการรีดอกซ์
2.1 การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้เลขออกซิเดชัน 2.2 การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้ครึ่งปฏิกิริยา 3 เซลล์ไฟฟ้าเคมี 3.1 เซลล์กัลป์วานิก 3.1.1 การเขียนแผนภาพของเซลล์กัลป์วานิก 3.1.2 ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์และศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ 3.1.3 ประเภทของเซลล์กัลป์วานิก 3.2 เซลล์อิเล็กโทรไลต์ 3.2.1 การแยกสารละลายด้วยกระแสไฟฟ้า 3.2.2 การแยกสารที่หลอมเหลวด้วยกระแสไฟฟ้า 3.2.3 การชุบโลหะด้วยกระแสไฟฟ้า 3.2.4 การทำโลหะให้บริสุทธิ์โดยใช้เซลล์อิเล็กโทรไลต์ 3.3 การผุกร่อนของโลหะและการป้องกัน 4 ความก้าวหน้าทางเทคโนโลยีที่เกี่ยวข้องกับเซลล์ไฟฟ้าเคมี 4.1 แบตเตอรี่อิเล็กโทรไลต์แข็ง 4.2 แบตเตอรี่อากาศ 4.3 การทำอิเล็กโทรไดอะลิซิสน้ำทะเล

5 Electrochemistry

6 ไฟฟ้าเคมี ไฟฟ้าเคมี (Electrochemistry) หมายถึง การใช้ไฟฟ้าทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงทางเคมีและการเปลี่ยนแปลงทางเคมีทำให้เกิดไฟฟ้า ปฏิกิริยาไฟฟ้าเคมี (electrochemical reaction) เป็นปฏิกิริยาที่เกี่ยวกับการถ่ายโอนอิเล็กตรอน โดยเปลี่ยนแปลงพลังงานเคมีเป็นไฟฟ้า หรือให้กระแสไฟฟ้าแล้วทำให้เกิดปฏิกิริยาเคมี

7 ปฏิกิริยาไฟฟ้าเคมี spontaneous process เป็นกระบวนการที่เกิดขึ้นได้เอง และ มีการปลดปล่อยพลังงานไฟฟ้าออกมาจากปฏิกิริยาเคมี non-spontaneous process เป็นกระบวนการที่ไม่สามารถเกิดขึ้นได้เอง ต้องมีการให้พลังงานไฟฟ้าเพื่อทำให้เกิดปฏิกิริยาเคมี

8 ปฏิกิริยารีดอกซ์

9 การทดลองที่ 9.1 ปฏิกิริยาระหว่างสารละลายของโลหะกับโลหะไอออน
จุดประสงค์การทดลอง 1. ทำการทดลองเพื่อศึกษาปฏิกิริยาระหว่างโลหะกับโลหะไอออนในสารละลายได้ 2. อธิบายการถ่ายโอนอิเล็กตรอนระหว่างโลหะกับโลหะไอออนในปฏิกิริยา พร้อมทั้งเขียนสมการถ่ายโอนอิเล็กตรอนได้

10 ขั้นตอนการทดลอง 1. Zn Cu CuSO4 1 M 2.

11 1. Zn Cu ZnSO4 1 M 2.

12 การเปลี่ยนแปลงที่สังเกตได้
ผลการทดลอง ระบบที่ประกอบด้วยโลหะจุ่มอยู่ในสารละลาย การเปลี่ยนแปลงที่สังเกตได้ ชิ้นโลหะ สารละลาย Zn ใน CuSO4 มีสารสีน้ำตาลแดงเกาะบนสังกะสีส่วนที่จุ่มอยู่ในสารละลายเมื่อเขี่ยสารสีน้ำตาลแดงออก พบว่าผิวสังกะสีมีลักษณะขรุขระ สารละลายสีฟ้าจางลง เมื่อตั้งไว้เป็นเวลานานขึ้นสารละลายจะมีสีจางลงมากหรือในที่สุดจะไม่มีสีไม่มีสี Cu ใน CuSO4 ไม่เห็นการเปลี่ยนแปลง Zn ใน ZnSO4 Cu ใน ZnSO4

13 สรุปผลการทดลอง สารละลาย CuSO4 สีฟ้า ส่วนสารละลาย ZnSO4 ไม่มีสี ใน
สารละลายจะมีโลหะไอออนคือ Cu2+ และ Zn2+ ตามลำดับ ระบบที่เกิดปฏิกิริยา คือ Zn จุ่มอยู่ในสารละลาย Cu2+ และมี Cu และ Zn2+ เกิดขึ้น แสดงว่ามีการถ่ายโอนอิเล็กตรอนระหว่างโลหะ Zn กับ โลหะไอออน Cu2+ หลังจากเกิดปฏิกิริยาแล้วในสารละลายจะมี Zn2+ (aq) เพิ่มขึ้น และ Cu2+ (aq) ลดลง เป็นผลให้สีฟ้าของสารละลายจางลง

14 ข. เมื่อตั้งทิ้งไว้ระยะเวลาหนึ่ง
ก. ทันทีที่จุ่ม ข. เมื่อตั้งทิ้งไว้ระยะเวลาหนึ่ง รูปที่ 2. ปฏิกิริยาระหว่างโลหะสังกะสีกับสารละลาย CuSO4 Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e-…….(1) Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s) …….(2)

15 คำถามท้ายการทดลอง ก่อนจุ่มแผ่นโลหะ ในสารละลายมีไอออนของโลหะชนิดใดละลายอยู่ โลหะกับไอออนของโลหะในสารละลายคู่ใดที่มีปฏิกิริยาเคมีเกิดขึ้น ทราบได้อย่างไร โลหะกับไอออนของโลหะคู่ที่เกิดปฏิกิริยา เลขออกซิเดชัน ของสาร มีการเปลี่ยนแปลงอย่างไร

16 เฉลยคำถามท้ายการทดลอง
1. ตอบ สารละลาย CuSO4 จะมีโลหะไอออน คือ Cu2+ สารละลาย ZnSO4 จะมีโลหะไอออน คือ Zn2+ 2. ตอบ โลหะกับไอออนของโลหะในสารละลายที่มีปฏิกิริยาเคมีเกิดขึ้น คือ Zn ใน CuSO4 เนื่องจาก สังกะสีส่วนที่จุ่มอยู่ในสารละลาย มีสารสีน้ำตาลแดงเกาะ เมื่อเคาะสารสีน้ำตาลแดงออก พบว่าสังกะสีกร่อนไปและ สารละลายสีฟ้าจางลง 3. ตอบ Zn เลขออกซิเดชันมีการเปลี่ยนแปลงจาก เป็น +2 Cu2+ เลขออกซิเดชันมีการเปลี่ยนแปลงจาก เป็น 0

17 สรุปผลการทดลอง 1. สารละลาย CuSO4 สีฟ้า ส่วนสารละลาย ZnSO4 ไม่มีสี ในสารละลายจะมีโลหะไอออนคือ Cu2+ และ Zn2+ ตามลำดับ 2. ระบบที่เกิดปฏิกิริยา คือ Zn จุ่มอยู่ในสารละลาย Cu2+ และมี Cu และ Zn2+ เกิดขึ้น แสดงว่ามีการถ่ายโอนอิเล็กตรอนระหว่างโลหะ Zn กับโลหะไอออน Cu2+ หลังจากเกิดปฏิกิริยาแล้วในสารละลายจะมี Zn2+ (aq) เพิ่มขึ้น และ Cu2+ (aq) ลดลง เป็นผลให้สีฟ้าของสารละลายจางลง

18 ปฏิกิริยารีดอกซ์ ปฏิกิริยารีดอกซ์
ปฏิกิริยาที่สารหนึ่งให้อิเล็กตรอนแล้วมีเลขออกซิเดชันเพิ่มขึ้น เรียกว่า ปฏิกิริยาออกซิเดชัน ปฏิกิริยาที่สารหนึ่งรับอิเล็กตรอนแล้วมีเลขออกซิเดชันลดลง เรียกว่า ปฏิกิริยารีดักชัน ปฏิกิริยารีดอกซ์

19 Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s) เลขออกซิเดชันเพิ่มขึ้น
ปฏิกิริยารีดอกซ์ ปฏิกิริยาออกซิเดชัน ปฏิกิริยารีดักชัน +2 +2 Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s) เลขออกซิเดชันเพิ่มขึ้น ให้อิเล็กตรอน ตัวรีดิวซ์ ถูกออกซิไดซ์ เลขออกซิเดชันลดลง รับอิเล็กตรอน ตัวออกซิไดส์ ถูกรีดิวซ์

20 การดุลสมการรีดอกซ์

21 การดุลสมการรีดอกซ์ 2.2 การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้ครึ่งปฏิกิริยา
2.1 การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้เลขออกซิเดชัน 2.2 การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้ครึ่งปฏิกิริยา

22 2.1 การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้เลขออกซิเดชัน
1 หาเลขออกซิเดชันของอะตอมทุกชนิด 2 ระบุว่าธาตุใดถูกออกซิไดส์ และเลขออกซิเดชันเพิ่มขึ้นเท่าใด 3 ระบุว่าธาตุใดถูกรีดิวซ์ และเลขออกซิเดชันลดลงเท่าใด 4 เลือกสัมประสิทธิ์ของอะตอมที่มีการเพิ่มหรือลดเลขออกซิเดชัน ทำให้ผลรวมของการเพิ่มเลขออกซิเดชันเท่ากับผลรวมของการลดเลขออกซิเดชัน 5 ดุลส่วนที่เหลือในปฏิกิริยา

23 ตัวอย่างการดุลสมการรีดอกซ์ โดยใช้เลขออกซิเดชัน
FeCl3 + SnCl FeCl2 + SnCl4 1. หาเลข O.N. ที่เปลี่ยนไป ต่อ 1 อะตอมของธาตุ รับ 1 e 2. คูณไขว้จำนวน e- ให้ถ่ายเทเท่ากัน 2FeCl3 + SnCl FeCl2 + SnCl4 3. ดุลสมการ 2FeCl3 + SnCl FeCl2 + SnCl4 เสีย 2 e-

24 2.2 การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้ครึ่งปฏิกิริยา
กรณีในกรด 1 เขียนสมการไอออนิก ยังไม่ดุล 2 แยกสมการเป็นสองครึ่งปฏิกิริยา (ออกซิเดชันและรีดักชัน) 3 ดุลแต่ละครึ่งปฏิกิริยา ยกเว้น O และ H 4 ในสารละลายกรด ดุล O โดยการเติม H2O และดุล H โดยการเติม H+ 5 ดุลประจุโดยการเติมอิเล็กตรอน 6 รวมสองครึ่งปฏิกิริยา 7 ตรวจสอบการดุลอะตอมและประจุ

25 เขียนปฏิกิริยาที่ยังไม่ดุล Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+
แยกเขียนครึ่งปฏิกิริยา Fe Fe3+ +2 +3 Oxidation: Cr2O Cr3+ +6 +3 Reduction: ดุลอะตอมของธาตุที่ไม่ใช่ O และ H ในแต่ละครึ่งปฏิกิริยา Cr2O Cr3+

26 ในกรดเติม H2O และ H+ เพื่อดุล O และ H อะตอมตามลำดับ
14H+ + Cr2O Cr3+ + 7H2O เติม e- เพื่อดุลประจุ Fe Fe3+ + 1e- 6e- + 14H+ + Cr2O Cr3+ + 7H2O ดุลจำนวนของอิเล็กตรอนที่ให้และรับ ให้เท่ากัน 6Fe Fe3+ + 6e- 6e- + 14H+ + Cr2O Cr3+ + 7H2O

27 รวมครึ่งปฏิกิริยาทั้งสองเข้าด้วยกัน โดยจำนวน e- ต้องหักล้างกันหมดพอดี
Oxidation: 6Fe Fe3+ + 6e- Reduction: 6e- + 14H+ + Cr2O Cr3+ + 7H2O 14H+ + Cr2O Fe Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O ตรวจสอบจำนวนอะตอมและประจุทั้งสองข้างต้องดุล H: 14 = 7 x 2 Cr: 2 = 2 O: 7 = 7 Fe: 6 = 6 Charge: 14x1 – 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3

28 กรณีในเบส 1 ใช้ครึ่งปฏิกิริยาในกรดดังกล่าวข้างต้น เพื่อให้ได้สมการที่ดุลแล้ว (สมมติว่ามี H+) 2 เติมไอออน OH- ทั้งสองด้านของสมการ เพื่อเปลี่ยน H+ ให้เป็น H2O 3 กำจัดน้ำที่มีอยู่ทั้งสองด้านของสมการ

29 สำหรับปฏิกิริยาในเบสให้เติม OH- ในทั้งสองข้างของปฏิกิริยา ให้เท่ากับจำนวน H+ ที่มีอยู่
14OH- + 14H+ + Cr2O Fe Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O + 14 OH- 14H2O + Cr2O Fe Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O + 14 OH- 7H2O + Cr2O Fe Fe3+ + 2Cr OH- H: 7 x 2 = 14 Cr: 2 = 2 O: = 14 Fe: 6 = 6 Charge: – x 2 = 10 = 6x3 + 2x3 - 14

30 แบบฝึกหัด 1.จงดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้เลขออกซิเดชัน
KMnO4 + KNO2 + H2SO MnSO H2O + KNO K2SO4 2.จงดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้ครึ่งปฏิกิริยาในสารละลายเบส I- + MnO I2 + MnO2

31 เฉลยแบบฝึกหัด 1. KMnO4+ KNO2 + H2SO4 MnSO4 + H2O + KNO3 + K2SO4
1. หาเลข O.N. ที่เปลี่ยนไป ต่อ 1 อะตอมของธาตุ KMnO KNO H2SO MnSO4 + H2O KNO K2SO4 2. คูณไขว้จำนวน e- ให้ถ่ายเทเท่ากัน 2KMnO KNO H2SO MnSO4 + H2O + KNO3 + K2SO4 3. ดุลสมการ 2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO MnSO4 + 3H2O + 5KNO K2SO4 รับ 5 e- เสีย 2 e-

32 2. ในสารละลายเบส I- + MnO I2 + MnO2 วิธีทำ แยกครึ่งปฏิกิริยา I I2 + e ออกซิเดชัน MnO4- + e MnO2 รีดักชัน ดุลอะตอม I และ Mn ( Mn ดุลแล้ว ) 2I I2 + 2 e- ดุล O โดยเติม H2O ด้านขาด O เท่ากับ จำนวนที่ขาด O2 MnO MnO2 + 2H2O เติม H+ ด้านขาด H เท่ากับจำนวนที่ขาด H MnO MnO2 + 2H2O

33 สารละลายเบสห้ามมีกรด ดังนั้นต้องเติม OH- ทั้ง 2 ด้าน
MnO H+ + 4OH MnO2 + 2H2O + 4OH- H+ + OH H2O ดังนั้นจะได้สมการเป็น MnO H2O MnO2 + 2H2O + 4OH- หักล้าง H2O MnO H2O MnO2 + 4OH- ดุลประจุ MnO H2O +3 e MnO2 + 4OH-

34 ทำ e- ที่ถ่ายเทให้เท่ากัน (โดยคูณไขว้จำนวน e- )
Oxidation I I2 + 2 e (1) Reduction MnO H2O + 3 e MnO2 + 4OH (2) (1)x จะได้ I I2 + 6 e- (2)x จะได้ MnO H2O + 6 e MnO2 + 8OH- รวมสมการ I- + 2MnO H2O I2 + 2MnO2 + 8OH-

35 เซลล์ไฟฟ้าเคมี Galvanic cell Electrolytic cell
พลังงานเคมี (ปฏิกิริยาเคมี) พลังงานไฟฟ้า (กระแสไฟฟ้า) Electrolytic cell เซลล์ทั้งสองชนิดนี้มีส่วนประกอบและหลักการทำงานอย่างไร?

36 การทดลอง 9.2 การถ่ายโอนอิเล็กตรอนในเซลล์กัลวานิก
จุดประสงค์การทดลอง ทำการทดลองเพื่อศึกษาการถ่ายโอนอิเล็กตรอนในแซลล์กัลวานิกได้ บอกทิศทางการถ่ายโอนอิเล็กตรอนในเซลล์กัลวานิกได้ บอกได้ว่าครึ่งเซลล์ใดเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันหรือรีดักชัน บอกหน้าที่ของสะพานเกลือได้

37 ขั้นตอนการทดลอง 1.จุ่มแผ่น Cu ลงในบีกเกอร์ที่มีสารละลาย CuSO4 ปริมตร 20 Cm3 จุ่มแผ่น Zn ลงในบีกเกอร์ที่มีสารละลาย ZnSO4 ปริมตร 20 Cm3 2. นำบีกเกอร์ที่มีโลหะจุ่มอยู่ในสารละลายมาวางชิดกัน ใช้สะพานเกลือวางพาดบีกเกอร์ทั้งสอลให้ปลายกระดาษจุ่มในสารละลายของแต่ละบีกเกอร์ 3.ต่อแผ่น Cu และ แผ่น Zn เข้ากับโวลต์มิเตอรและอ่านค่าความต่างศักย์

38 ภาพการทดลอง 2e- Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e- Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)
Anode (-) Cu(s) Cathode (+) Salt bridge 2e- Zn2+ + SO42- Cu2+ + SO42- Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e- Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s) Net: Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)

39 ผลการทดลอง ครึ่งเซลล์ที่นำมาต่อกัน ขั้วโลหะที่เข็มของมิเตอร์เบนเข้าหา
ความต่างศักย์(V) Cu(s)/Cu2+(aq) กับ Zn (s)/Zn2+(aq) Cu(s)/Cu2+(aq) กับ Mg(s)/Mg2+(aq) Zn (s)/Zn2+(aq) กับ Mg(s)/Mg2+(aq) Cu(s)/Cu2+(aq) กับ Fe(s)/Fe2+(aq) Zn (s)/Zn2+(aq) กับ Fe(s)/Fe2+(aq) Fe(s)/Fe2+(aq) กับ Mg(s)/Mg2+(aq) ทองแดง สังกะสี เหล็ก 1.10 2.70 1.60 0.78 0.32 1.98

40 สรุปผลการทดลอง 1. เมื่อต่อเซลล์กัลวานิกครบวงจรแล้วเข็มของมิเตอร์เบนไปจากขีดศูนย์แสดงว่าเกิดการถ่ายโอนอิเล็กตรอนและมีกระแสไฟฟ้าเกิดขึ้น 2. เมื่อต่อครึ่งเซลล์ Cu(s)/Cu2+(aq) กับ ครึ่งเซลล์ Zn (s)/Zn2+(aq)ให้ครบวงจร พบว่าเข็มของมิเตอร์เบนเข้า หาขั้วทองแดงแสดงว่าขั้วสังกะสีให้อิเล็กตรอนแก่ Cu2+(aq) ที่อยู่รอบๆขั้วทองแดง มีการถ่ายโอนอิเล็กตรอนระหว่างสังกะสีกับ Cu2+(aq)

41 3. เมื่อสังกะสีให้อิเล็กตรอนเกิดเป็น Zn2+(aq) ผิวสังกะสีจะกร่อนไป อิเล็กตรอนจากขั้วสังกะสีจึงเคลื่อนที่ผ่านลวดตัวนำไปยังขั้วทองแดง ส่วน Cu2+(aq) ในสารละลาย CuSO4 จะรับอิเล็กตรอนเกิดเป็นทองแดงเกาะที่ขั้วทองแดง ทำให้สารละลายสีฟ้าจางลง ครึ่งเซลล์ Zn (s)/Zn2+(aq) เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ส่วนครึ่งเซลล์ Cu(s)/Cu2+(aq) เกิดปฏิกริยารีดักชัน

42 4. ครึ่งเซลล์รีดักชันไอออนบวกในสารละลายลดลงไอออนบวกจากสะพานเกลือจึงเคลื่อนลงไป แทนที่
5. ครึ่งเซลล์ออกซิเดชันไอออนบวกในสารละลายเพิ่มขึ้นไอออนลบจากสะพานเกลือจึงเคลื่อนลงมาในสารละลาย 6.สะพานเกลือจึงทำหน้าที่รักษาดุลระหว่างไอออนบวกกับ ไอออนลบในเซลล์

43 คำถามท้ายการทดลอง คำถามหลังการทดลอง
1. เมื่อต่อวงจรไฟฟ้าระหว่างครึ่งเซลล์แต่ละคู่ มีการถ่ายโอนอิเล็กตรอนเกิดขึ้นหรือไม่ ทราบได้อย่างไร 2. ครึ่งเซลล์ที่นำมาต่อกันแต่ละคู่นั้น ครึ่งเซลล์ใดเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ครึ่งเซลล์ใดเกิดปฏิกิริยารีดักชั้น และที่ขั้วไฟฟ้าหรือสารละลายมีการเปลี่ยนแปลงหรือไม่ อย่างไร 3. สะพานเกลือทำหน้าที่อย่างไร

44 เฉลยคำถามท้ายการทดลอง
1. ตอบ มีการถ่ายโอนอิเล็กตรอนเนื่องจากเข็มของมิเตอร์เบน 2. ตอบ เมื่อต่อครึ่งเซลล์ Cu(s)/Cu2+(aq) กับ ครึ่งเซลล์ Zn(s) /Zn2+(aq) ครึ่งเซลล์ Zn(s) /Zn2+(aq) เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ครึ่งเซลล์ Cu(s)/Cu2+(aq) เกิดปฏิกิริยารีดักชัน 2.2 เมื่อต่อครึ่งเซลล์ Cu(s)/Cu2+(aq) กับครึ่งเซลล์ Mg(s)/Mg2+(aq) ครึ่งเซลล์ Mg(s)/Mg2+(aq) เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน

45 2.3 เมื่อต่อครึ่งเซลล์ Zn(s) /Zn2+(aq) กับครึ่งเซลล์ Mg(s)/Mg2+(aq)
2.4 เมื่อต่อครึ่งเซลล์ Cu(s)/Cu2+(aq)กับครึ่งเซลล์ Fe(s)/Fe2+ (aq) ครึ่งเซลล์ Fe(s)/Fe2+ (aq) เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ครึ่งเซลล์ Cu(s)/Cu2+(aq) เกิดปฏิกิริยารีดักชั้น

46 2.5 เมื่อต่อครึ่งเซลล์ Zn(s) /Zn2+(aq) กับครึ่งเซลล์ Fe(s)/Fe2+ (aq)
2.6 เมื่อต่อครึ่งเซลล์ Fe(s)/Fe2+ (aq) กับครึ่งเซลล์ Mg(s)/Mg2+(aq) ครึ่งเซลล์ Mg(s)/Mg2+(aq) เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ครึ่งเซลล์ Fe(s)/Fe2+ (aq) เกิดปฏิกิริยารีดักชั้น 3. สะพานเกลือทำหน้าที่อย่างไร ตอบ รักษาดุลระหว่างไอออนบวกและไอออนลบในเซลล์กัลวานิก

47 เซลล์กัลวานิก (Galvanic Cell)
Anode : Oxidation Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- Cathode : Reduction Cu2+(aq) + 2e Cu(s) Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

48 เซลล์กัลวานิก (Galvanic Cell)
Oxidation reaction? Reduction reaction? Redox reaction? Oxidizing agent? Reducing agent?

49 เซลล์ไฟฟ้าเคมี anode oxidation cathode reduction spontaneous
redox reaction

50 การเขียนแผนภาพของเซลล์กัลวานิก
1) เขียนครึ่งเซลล์ออกซิเดชันอยู่ทางซ้าย คั่นด้วย || แล้วเขียนครึ่งเซลล์รีดักชันทางขวา ให้สารละลายอยู่ติดกับสะพานไอออน 2) | กั้นสถานะที่ต่างกัน และ , กั้นสถานะเดียวกัน ระบุสถานะของสารโดยใช้ (s) (l) (g) (aq) 3) เซลล์แก๊สหรือเซลล์ที่ประกอบด้วยสารละลายอิเล็กโทไลต์มากกว่า 1 ชนิด ใช้ขั้วไฟฟ้าเฉื่อย เช่น Pt หรือ C และระบุความดันแก๊สในวงเล็บเดียวกับสถานะที่เป็นแก๊ส ใช้ , คั่น เช่น Pt(s)|H2(g, 1 atm) |H+(aq) C(s)|Fe3+(aq), Fe2+(aq) 4) การระบุความเข้มข้นของไอออนในสารละลายให้เขียนไว้ในวงเล็บ

51

52 แรงเคลื่อนไฟฟ้าของเซลล์
แรงเคลื่อนไฟฟ้า (electromotive force หรือ emf) ภาวะมาตรฐาน : ที่ 25๐C ความเข้มข้นของสารละลาย 1 M และความดันของแก๊สเป็น 1 atm ภายใต้ภาวะมาตรฐานแรงเคลื่อนไฟฟ้ามาตรฐาน หรือศักย์ไฟฟ้าของเซลล์มาตรฐาน ใช้สัญลักษณ์เป็น E๐cell Zn(s) + Cu2+(aq, 1M)  Zn2+(aq, 1 M) + Cu(s) E๐cell = v

53 ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน
Standard Hydrogen Electrode (SHE) Pt(s)|H2(g,1 atm)|H+(aq,1 M) 2e- + 2H+ (1 M) H2 (g,1 atm) บนแพลทินัมแบลก E 0 = 0 V

54 ศักย์ไฟฟ้ารีดักชันมาตรฐาน
ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ ศักย์ไฟฟ้ารีดักชันมาตรฐาน Standard reduction potential (E0) เป็นศักย์ไฟฟ้าที่เกิดขึ้นจากปฏิกิริยารีดักชันที่ขั้วอิเล็กโทรด ณ ความเข้มข้นสารเป็น 1 M ที่อุณหภูมิ 25๐ C ถ้าเป็นแก๊สกำหนดให้ความดันเป็น 1 atm

55 ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์
E0 = 0.34 V cell Pt (s) | H2(g,1 atm) | H+(aq,1 M) || Cu2+(aq,1 M) | Cu (s) Ecell = Ecathode – Eanode 0.34 = ECu /Cu – 0.00 2+ ECu /Cu = 0.34 V 2+ Cu2+(aq,1 M) + 2e Cu (s) E0 = V

56 ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์
E = Ecathode – Eanode cell

57 ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์
E 0 = 0.76 V cell Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s) 0.76 V = 0 - Ezn /Zn 2+ E0 = EH /H - EZn /Zn cell + 2 Zn2+ (1 M) + 2e Zn E0 = V

58 ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน E0 เป็นค่าเฉพาะปฏิกิริยาตามที่เขียน
ครึ่งปฏิกิริยาเหล่านี้ผันกลับได้ สำหรับปฏิกิริยาย้อนกลับ ให้ กลับ เครื่องหมายหน้าค่า E0 เมื่อคูณสัมประสิทธิ์ในปฏิกิริยาด้วยตัวเลขใดๆ ค่า E0 ไม่เปลี่ยน

59 2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M) E0 = Ecathode - Eanode
เซลล์ไฟฟ้าเคมีที่ประกอบด้วย Cd electrode ในสารละลาย 1.0 M Cd(NO3)2 และ Cr electrode ในสารละลาย 1.0 M Cr(NO3)3 มีค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานเป็นเท่าไร? Cd2+ (aq) + 2e Cd (s) E0 = V Cr3+ (aq) + 3e Cr (s) E0 = V Anode (oxidation): Cr (s) Cr3+ (1 M) + 3e- x 2 Cathode (reduction): 2e- + Cd2+ (1 M) Cd (s) x 3 2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M) Cd (s) + 2Cr3+ (1 M) E0 = Ecathode - Eanode cell E0 = – (-0.74) cell E0 = 0.34 V cell

60 การเกิดขึ้นได้เองของปฏิกิริยารีดอกซ์
E๐cell = E๐(ปฏิกิริยารีดักชัน) – E๐ (ปฏิกิริยาออกซิเดชัน) ค่า E  เป็นบวก หมายถึง ปฏิกิริยาเกิดขึ้นได้เอง ค่า E  เป็นลบ หมายถึง ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นเองไม่ได้

61 แรงเคลื่อนไฟฟ้าและการเปลี่ยนพลังงานเสรี
∆G = -nFE…….(1) n คือ จำนวนโมลของอิเล็กตรอนที่ถ่ายโอนในปฏิกิริยา F คือ ค่าคงที่ของฟาราเดย์ (Faraday,constant) 1 F = 96,500 C/mole = 96,500 J/V.mole ที่สภาวะมาตรฐาน ∆G๐ = -nFE๐ ค่า ∆G  เป็นลบ หมายถึง ปฏิกิริยาเกิดขึ้นได้เอง

62 สมการของเนินสต์ (Nernst equation)
∆G = ∆G๐ + RT lnK………(2) R = ค่าคงที่ของแก๊ส = J K-1 mol-1 T = อุณหภูมิเป็นเคลวิน (K) แทนค่า ∆G = -nFE ในสมการ (2) จะได้ E = E๐ lnK RT nF E = E๐ logK 0.0592 n

63 ความสัมพันธ์ระหว่าง G°, E° และ K ที่สภาวะมาตรฐาน
E๐cell Reaction under Standard-State Conditions Negative Positive >1 =1 <1 Spontaneous At equilibrium Nonspontaneous. Reaction is spontaneous in the reverse direction

64 ประเภทของเซลล์กัลวานิก
เซลล์ปฐมภูมิ เซลล์ทุติยภูมิ เซลล์ถ่านไฟฉาย เซลล์แอลคาไลน์ เซลล์ปรอท เซลล์เงิน เซลล์เชื้อเพลิงไฮโดรเจน-ออกซิเจน เซลล์เชื้อเพลิงไฮโดรเจน-ออกซิเจนที่ไม่มี Na2CO3 เป็นอิเล็กโทรไลต์ เซลล์เชื้อเพลิงโพรเพน-ออกซิเจน เซลล์สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่ว เซลล์นิเกิล-แคดเมียม เซลล์โซเดียม-ซัลเฟอร์

65 เซลล์ถ่านไฟฉายหรือเซลล์แห้งหรือเซลล์เลอคลังเช
ปฏิกิริยาที่เกิด 1. Anode (Oxidation) Zn --> Zn2+ + 2e- 2. Cathode (Reduction) 2MnO2 + 2NH e- ---> Mn2O3 + H2O + 2NH3 ปฏิกิริยารวม (Redox) Zn + 2MnO2 + 2NH > Zn2+ + Mn2O3 + H2O + 2NH3 Zn2+ รวมกับ NH3 เกิดสารประกอบเชิงซ้อน [Zn(NH3)4]2+ และ [Zn(NH3)2(H2O)]2+] เพื่อรักษาความเข้มข้นของ Zn2+ & NH3 เซลล์ชนิดนี้มีแรงเคลื่อนประมาณ 1.5 Volts

66 เมื่อใช้เซลล์นี้ไปนานๆ โลหะสังกะสีจะกร่อน ความต่างศักย์ระหว่างขั้วไฟฟ้าจะลดลง จนในที่สุดศักย์ไฟฟ้าลดต่ำมากเกือบเป็นศูนย์ ซึ่งเรียกว่า ถ่านหมด

67 เซลล์แอลคาไรด์ หลักการเหมือนกับถ่านไฟฉายแต่ใช้ด่าง NaOH หรือ KOH เป็นอิเล็กโทรไลต์แทน NH4Cl ปฏิกิริยาที่เกิด 1. Anode (Oxidation) Zn + 2OH- --> ZnO + H2O + 2e- 2. Cathode (Reduction) 2MnO2 + H2O + 2e- ---> Mn2O3 + 2OH- ปฏิกิริยารวม (Redox) Zn + 2MnO2 ---> ZnO + Mn2O3 เซลล์อัลคาไลน์มีศักย์ไฟฟ้าเท่ากับเซลล์แห้งแต่ใช้ได้นานกว่า เพราะน้ำและไฮดรอกไซด์ (OH-) ที่เกิดขึ้นในปฏิกิริยาหมุนเวียนกลับไปเป็นสารตั้งต้นของปฏิกิริยาได้อีก จึงทำให้ศักย์คงที่ตลอดการใช้งานและใช้ได้นานกว่า

68 เซลล์ปรอท หลักการเหมือนกับเซลล์อัลคาไลน์ แต่ใช้เมอร์คิวรี (II) ออกไซด์ ( HgO) แทนแมงกานีส (IV) ออกไซด์ (MnO2) ส่วนอิเล็กโทรไลต์คือ KOH หรือ NaOH ผสมกับ Zn(OH)2 ปฏิกิริยาที่เกิด 1. Anode (Oxidation) Zn + 2OH- --> ZnO + H2O + 2e- 2. Cathode (Reduction) HgO + H2O + 2e- ---> Hg + 2OH- ปฏิกิริยารวม (Redox) Zn + HgO ---> ZnO + Hg เซลล์ปรอทให้ศักย์ไฟฟ้าประมาณ 1.3 Volts ให้กระแสไฟฟ้าต่ำ แต่มีข้อดีที่สามารถให้ศักย์ไฟฟ้าเกือบคงที่ตลอดอายุการใช้งาน นิยมใช้กันมากในเครื่องฟังเสียงสำหรับคนหูพิการ เครื่องคิดเลข นาฬิกา กล้องถ่ายรูป เครื่องตรวจการเต้นของหัวใจ

69 เซลล์เงิน มีส่วนประกอบเช่นเดียวกับเซลล์ปรอท แต่ใช้ซิลเวอร์ออกไซด์ ( Ag2O) แทนเมอร์คิวรี (II) ออกไซด์ ( HgO) ปฏิกิริยาที่เกิด 1. Anode (Oxidation) Zn + 2OH- --> ZnO + H2O + 2e- 2. Cathode (Reduction) Ag2O + H2O + + 2e- ---> 2Ag + 2OH- ปฏิกิริยารวม (Redox) Zn + Ag2O ---> ZnO + 2Ag เซลล์เงินให้ศักย์ไฟฟ้าประมาณ 5 Volts มีขนาดเล็กและมีอายุการใช้งานได้นานมากแต่มีราคาแพง จึงใช้กับอุปกรณ์หรือเครื่องใช้ไฟฟ้าบางชนิด เช่น เครื่องคิดเลข นาฬิกา

70 เซลล์เชื้อเพลิงไฮโดรเจน-ออกซิเจน
ประกอบด้วยแท่งคาร์บอนที่มีรูพรุน 2 แท่งทำหน้าที่เป็นขั้วไฟฟ้าที่ผิวของแท่งคาร์บอนมีผงแพลทินัมหรือแพลเลเดียมผสมยู่เพื่อทำหน้าที่เป็นตัวเร่งปฏิกิริยา ขั้วไฟฟ้าทั้งสองจุ่มอยู่ในอิเล็กโทรไลต์ซึ่งอาจเป็นสารละลาย NaOH หรือ KOH ปฏิกิริยาทีเกิดขึ้น ที่แอโนด 2H2(g) + 4OH-(aq) -----> 4H2O(l) + 4e-(s) ที่แคโทด O2 (g) + 2H2O (l) + 4e > 4OH-(aq) ปฏิกิริยารวม O2(g) + 2H2(g) -----> 2H2O(l) เนื่องจากปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นมีการรับและการให้อิเล็กตรอน จึงทำให้มีกระแสไฟฟ้าเกิดขึ้นด้วย เซลล์ประเภทนี้ถูกนำไปใช้ในยานอวกาศ เพราะนอกจากจะได้พลังงานไฟฟ้าแล้วยังได้น้ำเป็นน้ำดื่ม สำหรับนักบินอวกาศด้วย เซลล์นี้มีศักย์ไฟฟ้าประมาณ 1.2 โวลต์

71 เซลล์เชื้อเพลิงโพรเพน-ออกซิเจน
ปฏิกิริยาทีเกิดขึ้น ที่แอโนด C3H8(g) + 6H2O(l) -----> 3CO2(g) + 20H+ (aq)+ 20e-(s) ที่แคโทด 5O2 (g) + 20H+ (aq) + 20e > 10H2O(l) ปฏิกิริยารวม 5O2 (g) + C3H8(g) -----> 3CO2(g) + 4H2O(l) ปฏิกิริยาในเซลล์เชื้อเพลิงโพรเพน-ออกซิเจนนี้เสมือนกับปฏิกิริยาสันดาปของก๊าซโพรเพนเซลล์นี้อาจให้ประสิทธิภาพการทำงานสูงประมาณ 2 เท่าของเครื่องยนต์สันดาปภายใน

72 เซลล์สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่ว
เซลล์ชนิดนี้ใช้เป็นแหล่งพลังงานไฟฟ้าใน รถยนต์หรือจักรยานยนต์ เรียกชื่อทั่วไปว่า “ แบตเตอรี่ ”

73 การทดลองที่ 9.3 เซลล์สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่ว
การทดลองที่ 9.3 เซลล์สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่ว จุดประสงค์การทดลอง 1. อธิบายหลักการสร้างเซลล์สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่วได้ 2. อธิบายความแตกต่างของกระบวนการจ่ายไฟและประจุไฟในเซลล์ไฟฟ้าแบบตะกั่วได้ 3. เขียนสมการแสดงปฏิกิริยาเคมีที่เกิดขึ้นในการจ่ายไฟและประจุไฟได้

74 การเปลี่ยนแปลงที่สังเกตได้
ผลการทดลอง การทดลอง การเปลี่ยนแปลงที่สังเกตได้ 1. ต่อวงจรตามรูป ก. ครั้งที่ 1 2. ต่อวงจรตามรูป ข. ครั้งที่ 1 เข็มโวลต์มิเตอร์ไม่เบน ที่แผ่นตะกั่ว A ซึ่งต่อกับขั้วบวกของแบตเตอรี่มีแก๊สเกิดขึ้น และมีสารสีน้ำตาลดำมาเกาะที่แผ่นตะกั่ว ที่แผ่นตะกั่ว B ซึ่งต่อกับขั้วลบของแบตเตอรี่มีแก๊สเกิดขึ้นและแผ่นตะกั่วไม่เปลี่ยนแปลง

75 การเปลี่ยนแปลงที่สังเกตได้
การทดลอง การเปลี่ยนแปลงที่สังเกตได้ 3. ต่อวงจรตามรูป ก. ครั้งที่ 2 เข็มของโวลต์มิเตอร์เบนไป ณ จุดหนึ่งแล้วลดลงเรื่อยๆ ที่แผ่นตะกั่ว A สารสีน้ำตาลดำหายไปมีสารสีขาวมาเกาะ มีฟองแก๊สเกิดขึ้นทั้งที่แผ่นตะกั่ว A และ B

76 การเปลี่ยนแปลงที่สังเกตได้
การทดลอง การเปลี่ยนแปลงที่สังเกตได้ 4. ต่อวงจรตามรูป ข. ครั้งที่ 2 5. เมื่อนำกระบะถ่านอกแล้วต่อวงจรเข้ากับหลอดไฟขนาด 1 โวลต์ ที่แผ่นตะกั่ว A สารสีขาวหายไปเกิด เป็นสารสีน้ำตาลดำแทน ส่วนแผ่นตะกั่ว B สารสีขาวหายไป หลอดไฟสว่าง ที่แผ่นตะกั่ว A สีน้ำตาลดำหายไปเกิดสารสีขาวมาแทนที่ ส่วนแผ่นตะกั่ว B มีสารสีขาวเกิดขึ้น หลอดไฟค่อยๆหรี่ลงและดับ

77 สรุปผลการทดลอง เมื่อต่อวงจรตามรูป ก. ครั้งที่ 1 เข็มของโวลต์มอเตอร์ไม่เบน แสดงว่าไม่มีกระแสไฟฟ้าไหลในวงจร เนื่องจากขั้วไฟฟ้าทั้งสองขั้วมีศักย์ไฟฟ้าเท่ากัน เพราะเป็นโลหะชนิดเดียวกันและจุ่มอยู่ในสารละลายเดียวกัน

78 2. เมื่อต่อวงจรตามรูป ข. ที่แผ่นตะกั่ว B ซึ่งเป็นแคโทดมีแก๊สไฮโดรเจนเกิดขึ้น เมื่อพิจารณาค่า E๐ ของครึ่งเซลล์ H+ พบว่ารับอิเล็กตรอนได้ดีกว่า H2O ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นเป็นดังนี้ 2H+ (aq) + 2e H2(g) ที่แผ่นตะกั่ว A ซึ่งเป็นแอโนด มีสารสีน้ำตาลดำคือ PbO2 มาเกาะ เมื่อพิจารณา ค่า E๐ ของครึ่งเซลล์พบว่า H2O(l) ให้อิเล็กตรอนได้ดีกว่า SO(aq) จึงเกิดแก๊ส O2 ดังสมการ H2O(l) O2(g) + 2H+(aq) + 2e- แก๊สออกซิเจนที่เกิดขึ้นจะทำปฏิกิริยากับตะกั่วเกิดเป็น PbO2

79 3. เมื่อต่อวงจรตามรูป ก. อีกครั้งหนึ่ง พบว่าเข็มของโวลต์มิเตอร์เบนไป แสดงว่ามีกระแสไฟฟ้าไหลในวงจร
ที่แอโนด (B) มีสารสีขาวเกิดขึ้นคือ PbSO4(s) ซึ่งเกิดจาก Pb(s) ให้อิเล็กตรอนเกิดเป็น Pb2+(aq) แล้วทำปฏิกิริยากับสารละลาย H2SO4 ดังสมการ Pb(s) + SO (aq) PbSO4(s) + 2e-

80 ที่แคโทด (A) สีน้ำตาลดำจางลง เพราะว่า PbO2(s) รับอิเล็กตรอนเกิด PbSO4(s) ดังสมการ
PbO2(s) + 4H+ (aq) + SO (aq) e PbSO4(s) + 2H2O(l) ปฏิกิริยาของเซลล์เป็นดังนี้ Pb(s) + PbO2(s) + 4H+ (aq) + SO (aq) PbSO4(s) + 2H2O(l)

81 สรุปปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในเซลล์สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่ว
1. การประจุไฟครั้งแรก ขั้วแคโทด: 2H+(aq) + e H2(g) ขั้วแอโนด: 2H2O(l) O2(g) + 4H+(aq) + 4e- Pb(s) +O2(g) PbO2(s) ปฏิกิริยารวมที่ขั้วแอโนด 2H2O(l) + Pb(s) PbO2(s) + 4H+(aq) + 4e-

82 2. การจ่ายไฟ ที่ขั้วแอโนด: Pb(s) + SO (aq) PbSO4(s) + 2e-
ที่ขั้วแคโทด: PbO2(s) + 4H+ (aq) + SO (aq) e PbSO4(s) + 2H2O(l) ปฏิกิริยาของเซลล์เป็นดังนี้ Pb(s) + PbO2(s) + 4H+ (aq) + SO (aq) PbSO4(s) + 2H2O(l)

83 แบตเตอรี่ 2) เมื่อจ่ายไฟ 3) เมื่ออัดไฟครั้งต่อไป 1) เมื่ออัดไฟครั้งแรก         

84 เซลล์นิกเกิล - แคดเมียม
เซลล์นิกเกิล - แคดเมียม เซลล์นิกเกิล - แคดเมียมหรือเซลล์นิแคด มีโลหะแคดเมียมเป็นขั้วแอโนด และใช้สารประกอบของนิกเกิล(III) เช่น NiO(OH)ที่ฉาบอยู่บนโลหะนิกเกิลเป็นแคโทดโดยมีสารละลายเบส คือโพแทสเซียมไฮดรอกไซด์เป็นอิเล็กโทรไลต์ ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นขณะจ่ายไฟเป็นดังนี้

85 แอโนด : Cd(s) + 2OH-(aq) Cd(OH)2(s) + 2e-
แคโทด : NiO(OH) (s) + 2H2O(l) + 2e Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq) ปฏิกิริยารวม : Cd(s) + 2NiO(OH) (s) + 2H2O(l) Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)

86 เซลล์โซเดียม- ซัลเฟอร์
ใช้โซเดียมเหลวเป็นแอโนด และกำมะถันเหลวเป็นแคโทด สมการแสดงปฏิกิริยาเกิดขึ้นดังนี้ แอโนด : 2Na(l) Na+(l) + 2e- แคโทด: 2Na(l) S8(l) + e Na2Sn(l)

87 เซลล์อิเล็กโทรไลต์ Electrolysis เป็นกระบวนการทางเคมีที่ใช้พลังงานไฟฟ้าเพื่อทำให้เกิดปฏิกิริยาเคมีที่ไม่สามารถเกิดขึ้นได้เอง ส่วนประกอบที่สำคัญของElectrolytic cell แหล่งพลังงานไฟฟ้าจากภายนอก ขั้วไฟฟ้า สารละลายอิเล็กโทรไลท์

88 ข้อแตกต่างระหว่างกัลวานิกเซลล์กับอิเล็กโทรไลติกเซลล์
ปฏิกิริยา การเปลี่ยนแปลง ขั้วไฟฟ้า การนำไปใช้ Spontaneous เคมีเป็นไฟฟ้า Cathode (+) Anode (-) เป็นแหล่งพลังงาน Nonspontaneous ไฟฟ้าเป็นเคมี Cathode (-) Anode (+) ชุบโลหะ การทำโลหะให้บริสุทธิ์

89 อิเล็กโทรไลซิสของน้ำ
(-) (+) ปฏิกิริยารวม : H2O(l)  H2(g) + 1/2O2(g)

90 การแยกสารที่หลอมเหลวด้วยกระแสไฟฟ้า
ปฏิกิริยารวม : 2Na+(l) + 2Cl-  2Na(s) + Cl2(g) E๐cell = (+1.36) = V

91 การแยกสารละลายด้วยกระแสไฟฟ้า
Anode (+) Cathode (-) การแยกสารละลาย Na2SO4 การแยกสารละลาย CuBr2 การแยก CuSO4 โดยขั้วไฟฟ้า

92 การทดลองที่ 9.4 การแยกสารละลายCuSO4ด้วยกระแสไฟฟ้า
จุดประสงค์การทดลอง 1.ทำการทดลองแยกสารละลายด้วยกระแสไฟฟ้าได้ 2.อธิบายการเปลี่ยนแปลงที่เกิดขึ้น เมื่อแยกสารละลาย CuSO4 และ สารละลาย KI ด้วยกระแสไฟฟ้าได้ 3.ระบุขั้วที่เป็นแอโนด แคโทด และเขียนสมการแสดงปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นที่ขั้วไฟฟ้าทั้งสองได้

93 การเปลี่ยนแปลงที่สังเกตได้
ผลการทดลอง สารละลาย การเปลี่ยนแปลงที่สังเกตได้ ขั้วที่ต่อกับขั้วบวกของแบตเตอรี่ ที่ต่ออกับขั้วลบของแบตเตอรี่ CuSO4 มีฟองแก๊สเกิดขึ้นรอบๆขั้วเมื่อทดสอบด้วยก้านธูปที่ติดไฟเป็นถ่านแดงจะสว่างขึ้น มีสารสีน้ำตาลเกาะที่ขั้ว KI สารละลายรอบๆขั้วจะเปลี่ยนจากไม่มีสีเป็นสีน้ำตาล มีฟองแก๊สเกิดขึ้นรอบๆขั้วเมื่อทดสอบด้วยก้านธูปที่ติดไฟเป็นถ่านแดงจะเกิดเสียงดังป๊อก และสารละลายรอบๆขั้วจะเปลี่ยนจากไม่มีสีเป็นสีชมพู

94 สรุปผลการทดลอง 1. เมื่อผ่านกระแสไฟฟ้าเข้าไปในสารละลาย CuSO4 ซึ่งในสารละลายประกอบด้วย Cu2+(aq) , SO (aq) และH2O(l) จะเกิดการเปลี่ยนแปลงดังนี้ ที่ขั้วแคโทด Cu2+ ในสารละลายรับอิเล็กตรอนได้ดีกว่าน้ำ ดังนั้น Cu2+ ในสารละลาย จึงเกิดปฏิกิริยารีดักชันได้โลหะทองแดง ที่ขั้วแอโนด H2O ให้อิเล็กตรอนได้ดีกว่า SO (aq) เกิดเป็น H+ กับแก๊สออกซิเจน

95 2 . เมื่อผ่านกระแสไฟฟ้าเข้าไปในสารละลาย KI ซึ่งประกอบด้วย K+ (aq) , I- (aq) และ H2O(l) จะเกิดการเปลี่ยนแปลงดังนี้ ที่ขั้วแคโทด น้ำรับอิเล็กตรอนได้ดีกว่า K+ (aq) เกิดแก๊สไฮโดรเจนที่ติดไฟและ OH- (aq) สารละลายจึงมีสมบัติเป็นเบส ที่ขั้วแอโนด I- (aq) จะเสียอิเล็กตรอนได้ I2 (s) และ I2 (s) ละลายในสารละลาย KI ทำให้สารละลายมีสีน้ำตาล ถ้าแยกสารละลายนี้ไปนานๆ pH ของสารละลายจะสูงขึ้นเพราะเกิด OH- เพิ่มขึ้น ส่วน I- ในสารละลายจะลดลง

96 3. ปฏิกิริยารวมของการแยกสารละลาย CuSO4 และ KI ด้วยกระแสไฟฟ้ามีค่า E๐ ของเซลล์เป็นลบ แสดงว่าการเปลี่ยนแปลงนี้เกิดขึ้นเองไม่ได้ ต้องใช้พลังงานจากภายนอก ซึ่งในที่นี้ก็คือพลังงานไฟฟ้าจากแบตเตอรี่ สำหรับการแยกสารละลาย CuSO4 ด้วยกระแสไฟฟ้าจะต้องผ่านกระแสไฟฟ้าที่มีศักย์ไฟฟ้าไม่น้อยกว่า โวลต์ ส่วนการแยกสารละลาย KI ด้วยกระแสไฟฟ้า จะต้องผ่านกระแสไฟฟ้าที่มีศักย์ไฟฟ้าไม่น้อยกว่า โวลต์

97 คำถามหลังการทดลอง 1. มีการเปลี่ยนแปลงที่ขั้วไฟฟ้าและในสารละลายอย่างไร
1. มีการเปลี่ยนแปลงที่ขั้วไฟฟ้าและในสารละลายอย่างไร เมื่อผ่านกระแสไฟฟ้าเข้าไปในสารละลาย CuSO4 จะเกิดการเปลี่ยนแปลงดังนี้ ที่ขั้วแคโทด Cu2+ ในสารละลายรับอิเล็กตรอนได้ดีกว่าน้ำ ดังนั้น Cu2+ ในสารละลาย จึงเกิดปฏิกิริยารีดักชันได้โลหะทองแดง ที่ขั้วแอโนด H2O ให้อิเล็กตรอนเกิดเป็น H+ กับ แก๊สออกซิเจน

98 1.2 เมื่อผ่านกระแสไฟฟ้าเข้าไปในสารละลาย KI จะเกิดการเปลี่ยนแปลงดังนี้
ที่ขั้วแคโทด น้ำรับอิเล็กตรอนเกิดแก๊สที่ติดไฟคือแก๊ส H2 และ OH- สารละลายจึง มีสมบัติเป็นเบส ที่ขั้วแอโนด I- จะเสียอิเล็กตรอนได้ I2 ทำให้สารละลายมี สีน้ำตาล

99 2. เขียนสมการแสดงการเปลี่ยนแปลงที่เกิดขึ้นที่ขั้วแอโนดและแคโทดได้อย่างไร
เมื่อผ่านกระแสไฟฟ้าเข้าไปในสารละลาย CuSO4 สมการแสดงการเปลี่ยนแปลงที่เกิดขึ้นที่ขั้วแอโนดและแคโทดเป็นดังนี้ ที่ขั้วแคโทด : Cu2+ (aq) + 2e Cu (s) ที่ขั้วแอโนด : H2O(l) O2(g) + 2H+(aq) + 2e- ปฏิกิริยารวม : Cu2+ (aq) + H2O(l) Cu (s) O2(g) + 2H+(aq)

100 2. 2 เมื่อผ่านกระแสไฟฟ้าเข้าไปในสารละลาย KI สมการแสดงการเปลี่ยนแปลงที่เกิดขึ้นที่ขั้วแอโนดและแคโทดเป็นดังนี้ ที่ขั้วแคโทด : 2 H2O(l) + 2e H2(g) OH- (aq) ที่ขั้วแอโนด : 2I-(aq) I2(s) + 2e- ปฏิกิริยารวม : 2 H2O(l) +2I-(aq) H2(g) + 2OH- (aq) + I2(s)

101 3. สารละลายที่เหลือจากการทดลองมีสมบัติอย่างไรเพราะเหตุใด
ที่ขั้วแคโทด สารละลายที่เหลือจากการทดลองมีสมบัติเป็นเบสเนื่องจากมี OH- เกิดขึ้นในสารละลายและทำปฏิกิริยากับ ฟีนอล์ฟทาลีนที่หยดลงไป ที่ขั้วแอโนด สารละลายมีสีน้ำตาลซึ่งเกิดจาก I2 ละลายในสารละลาย KI

102 ประโยชน์ของเซลล์อิเล็กโทรไลต์
การชุบโลหะ         หลักการของการชุบโลหะด้วยไฟฟ้า คือ ต้องให้โลหะชนิดหนึ่งมาเคลือบบนโลหะอีกชนิดหนึ่งที่อยู่เป็นแคโทด โดยจัดเซลล์ดังนี้ ขั้วแอโนด: โลหะที่ใช้ชุบ ขั้วแคโทด: โลหะที่ต้องการชุบ สารละลายอิเล็กโทรไลต์: ไอออนของโลหะชนิดเดียวกับโลหะที่เป็นแอโนด หรือโลหะที่ใช้ชุบ ไฟฟ้า: กระแสตรง   ขั้วแอโนด: Ag:            Ag(s)             Ag +(aq) + e -   ขั้วแคโทด: ช้อน:          Ag +(aq) + e -             Ag(s)

103 การทดลอง 9.5 การชุบตะปูเหล็กด้วยสังกะสี
การทดลอง การชุบตะปูเหล็กด้วยสังกะสี จุดประสงค์การทดลอง 1. ทำการทดลองชุบตะปูเหล็กด้วยสังกะสีโดยใช้กระแสไฟฟ้าได้ 2. อธิบายหลักการชุบตะปูเหล็กด้วยสังกะสีโดยใช้กระแสไฟฟ้าและเขียนสมการแสดงปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นที่ขั้วไฟฟ้าทั้งสองได้

104 ผลการทดลอง มีสารสีเทาเงินมาเกาะที่ตะปูเหล็กส่วนที่จุ่มอยู่ในสารละลายและแผ่นสังกะสีส่วนที่จุ่มอยู่ในสารละลายจะกร่อนสังเกตเห็นผิวขรุขระเล็กน้อย

105 คำถามท้ายการทดลอง 1. ขั้วโลหะทั้งสองมีการเปลี่ยนแปลงอย่างไร
1. ขั้วโลหะทั้งสองมีการเปลี่ยนแปลงอย่างไร 1.1 ที่แอโนด Zn(s) จะเสียอิเล็กตรอนเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ทำให้โลหะสังกะสีกร่อนไปเกิด Zn2+ (aq) ละลายในสารละลาย 1.2 ที่แคโทด Zn2+(aq) ในสารละลายจะรับอิเล็กตรอนเกิดปฏิกิริยารีดักชันได้โลหะสังกะสีเกาะที่แคโทด 2. จงเขียนสมการแสดงการเปลี่ยนแปลงที่ขั้วไฟฟ้าทั้งสองและปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นภายในเซลล์ ที่แอโนด Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- ที่แคโทด Zn2+(aq) + 2e Zn(s)

106 3. สารละลายอิเล็กโทรไลต์เปลี่ยนแปลงความเข้มข้นหรือไม่อย่างไร
สารละลายอิเล็กโทรไลต์ไม่เปลี่ยนแปลงความเข้มข้นเนื่องจากโลหะที่แอโนดจะเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันได้ไอออนของโลหะละลายอยู่ในสารละลาย 4. การชุบโลหะด้วยกระแสไฟฟ้ามีหลักการจัดเซลล์อย่างไร 4.1 จัดสิ่งที่ต้องการชุบเป็นแคโทด 4.2 ต้องการชุบด้วยโลหะใด ต้องใช้โลหะนั้นเป็นแอโนด 4.3 สารละลายอิเล็กโทรไลต์ต้องมีไอออนของโลหะที่เป็นแอโนด 4.4 ต้องใช้ไฟฟ้ากระแสตรงเพื่อให้อิเล็กตรอนไหลไปทางเดียวกันตลอด

107 ถ้าใช้ไฟฟ้ากระแสสลับแทนไฟฟ้ากระแสตรงจะเกิดการเปลี่ยนแปลงเหมือนหรือแตกต่างกันอย่างไร
ถ้าใช้ไฟฟ้ากระแสสลับจะทำให้อิเล็กตรอนจะไหลไปในทิศทางตรงกันข้าม

108 สรุปผลการทดลอง 1. ที่แอโนด Zn(s) จะเสียอิเล็กตรอนเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ทำให้โลหะสังกะสีกร่อนไปเกิด Zn2+ ละลายในสารละลายดังสมการ Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- 2. ที่แคโทด Zn2+(aq) ในสารละลายจะรับอิเล็กตรอนเกิดปฏิกิริยารีดักชันได้โลหะสังกะสีเกาะที่แคโทด ดังสมการ Zn2+(aq) + 2e Zn(s)

109 หลักการชุบโลหะด้วยกระแสไฟฟ้า
1. จัดสิ่งที่ต้องการชุบเป็นแคโทด 2. ต้องการชุบด้วยโลหะใด ต้องใช้โลหะนั้นเป็นแอโนด 3. สารละลายอิเล็กโทรไลต์ต้องมีไอออนของโลหะที่เป็นแอโนด 4. ต้องใช้ไฟฟ้ากระแสตรงเพื่อให้อิเล็กตรอนไหลไปทางเดียวกันตลอด 5. ขณะชุบโลหะ ความเข้มข้นของสารละลายอิเล็กโทรไลต์ไม่เปลี่ยนแปลงตราบใดที่ขั้วแอโนดยังไม่กร่อนหมด

110 การชุบโลหะให้ผิวเรียบและสวยงามขึ้นอยู่กับปัจจัยต่อไปนี้
1. สารละลายอิเล็กโทรไลต์ต้องมีความเข้มข้นเหมาะสม 2. กระแสไฟฟ้าที่ใช้ต้องปรับค่าความต่างศักย์ให้มีความเหมาะสมตามชนิดและขนาดของชิ้นโลหะที่ต้องการชุบ 3. โลหะที่ใช้เป็นแอโนดต้องบริสุทธิ์ 4. ไม่ควรชุบนานเกินไป

111 ประโยชน์ของเซลล์อิเล็กโทรไลต์
การทำทองแดงให้บริสุทธิ์ จากโลหะที่ประกอบด้วย Cu, Fe, Zn, Ag, Au, Pt + - Anode Cathode CuSO4 + H2SO4 ทองแดงไม่บริสุทธิ์ ทองแดงบริสุทธิ์ กากตะกอน

112 การผุกร่อนของโลหะ Fe(OH)2(s) 4Fe(OH)2(s) + O2(g) + 2H2O(l) 4Fe(OH)3(s)
O2(g) + 2H2O(l) + 4e OH-(ag) Redox: 2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l) Fe2+(aq) + 4OH-(aq) Fe(OH)2(s) 4Fe(OH)2(s) + O2(g) + 2H2O(l) Fe(OH)3(s)

113 การผุกร่อนของโลหะ การเกิดสนิมเหล็กเนื่องจาก CO2
CO2 ละลายน้ำแล้วเกิด H2CO3 ซึ่งแตกตัวให้ H+ Anode : Fe(s)  Fe2+(aq) + 2e- Cathode : O2(g) + 4H+(aq) + 4e-  2H2O(l) 4Fe2+(aq) + O2(g) + (4+2n)H2O(l)  2Fe2O3.nH2O(s) + 8H+(aq)

114 การป้องกันการผุกร่อน
1. ทาสี ทาน้ำมัน การรมดำ และการเคลือบพลาสติก เป็นการป้องกันการถูกกับ O2 และความชื้น 2. ทำการชุบด้วยโลหะ โลหะบางชนิดมีสมบัติพิเศษ กล่าวคือเมื่อทำปฏิกิริยากับออกซิเจนจะเกิดเป็นออกไซด์ของโลหะเคลือบอยู่บนผิวของโลหะนั้นและไม่เกิดการผุกร่อนอีกต่อไป โลหะที่มีสมบัติดังกล่าวได้แก่ อลูมิเนียม ดีบุก และสังกะสี การชุบ หรือเคลือบโดยโลหะที่ Oxide ของโลหะนั้นคงตัว สลายตัวยาก จะเป็นผิวบางๆ คลุมผิวโลหะอีกที ได้แก่ Cr (โครเมียม) และอลูมิเนียม(Al) เป็นต้น ดังนั้น Cr2O3.Al2O3 สลายตัวยาก เรียกชื่อว่าวิธี อะโนไดซ์ (Anodize) หมายเหตุ เหล็กกล้าไม่เกิดสนิม (stainless steel) เป็น Fe ผสม Cr

115 การป้องกันการผุกร่อน
3. วิธีแคโทดิก (Cathodic) โดยพันโลหะที่ไม่ต้องการให้เกิดสนิมด้วยโลหะที่มีศักย์ไฟฟ้าต่ำกว่า หรือต่อเข้ากับขั้วลบของแหล่งกำเนิดไฟฟ้ากระแสตรง โลหะที่มีค่า E๐ ต่ำกว่า และขั้วลบของแหล่งกำเนิดไฟฟ้ากระแสตรงจะทำหน้าที่เป็นแอโนด ส่วนโลหะที่ไม่ต้องการให้เกิดสนิมจะเป็นแคโทด การฝังถุง Mg ตามท่อ หรือการผูก Mg ตามโครงเรือ จะทำให้ Fe ผุช้าลง เนื่องจาก Mg เสีย e ง่ายกว่า Fe จะเสีย e แทน Fe 4. การป้องกันการผุกร่อนของโลหะในระบบหล่อเย็นแบบปิด

116 การป้องกันการผุกร่อนของถังเหล็กโดยใช้ขั้ว Mg

117 ความก้าวหน้าทางเทคโลโลยีเกี่ยวข้องกับเซลล์ไฟฟ้าเคมี
ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น ที่แอโนด Li (s) > Li+(s) + e- ที่แคโทด TiS2(s) + e > TiS2 -(s) ปฏิกิริยารวม Li(s) + TiS2(s) -----> Li+(s) + TiS2-(s) ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์นี้มีค่าประมาณ 2 โวลต์ เมื่อโลหะลิเทียมให้อิเล็กตรอนแล้วจะกลายเป็น Li+ ผ่านอิเล็กโทรไลต์แข็งไปยังแคโทดซึ่งมี TiS2 ทำหน้าที่รับอิเล็กตรอนเกิดเป็น TiS2-(s) จากนั้น TiS2- จะรวมตัวกับ Li+ เกิดเป็น LiTiS2 อิเล็กโทรไลต์แข็งทำหน้าที่เป็นฉนวนต่ออิเล็กตรอน จึงทำให้เซลล์ไฟฟ้านี้สามารถใช้งานได้โดยไม่เกิดการลัดวงจร เซลล์ไฟฟ้าแบบนี้เป็นแบบทุติยภูมิสามารถประจุไฟได้ใหม่เช่นเดียวกับเซลล์นิแคดหรือเซลล์สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่ว ในปัจจุบันนี้มีการใช้แบตเตอรี่ชนิดนี้กับรถยนต์ ทำให้ไม่ต้องเติมน้ำกลั่นกับแบตเตอรี่อีกต่อไปเมื่อแบตเตอรี่นี้หมดอายุการใช้งานแล้วก็สามารถเปลี่ยนใหม่ได้ แต่ยังมีราคาแพงมากเมื่อเทียบกับแบตเตอรี่ที่ใช้แผ่นตะกั่วเป็นขั้วไฟฟ้าและใช้สารละลายกรดเป็นอิเล็กโทรไลต์

118 ความก้าวหน้าทางเทคโลโลยีเกี่ยวข้องกับเซลล์ไฟฟ้าเคมี
การทำอิเล็กโทรไดอะลิซิสน้ำทะเล

119 แบตเตอรี่อากาศ ใช้ออกซิเจนในอากาศเป็นตัวออกซิไดส์ โดยมีโลหะ (Zn , Al)
เป็นตัวรีดิวส์ และใช้สารละลาย NaOH เข้มข้นเป็น สารอิเล็กโทรไลต์ เช่น แบตเตอรี่สังกะสี - อากาศ อากาศ (แคโทด) O2(g) + 2e O2-(g) สังกะสี (แอโนด) Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-