1 / 44

บทที่ 13 ไฟฟ้าเคมี (Electrochemistry)

บทที่ 13 ไฟฟ้าเคมี (Electrochemistry). ภาควิชาเคมี คณะวิทยาศาสตร์มหาวิทยาลัยเทคโนโลยีมหานคร. Electrochemistry เกี่ยวข้องกับ redox reaction มีการเคลื่อนย้ายของอิเล็กตรอน (ให้ – รับ e - ) Oxidation : ให้ e - (เกิดที่ anode) Reduction : รับ e - (เกิดที่ cathode)

cain-allen
Download Presentation

บทที่ 13 ไฟฟ้าเคมี (Electrochemistry)

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. บทที่ 13 ไฟฟ้าเคมี (Electrochemistry) ภาควิชาเคมี คณะวิทยาศาสตร์มหาวิทยาลัยเทคโนโลยีมหานคร

  2. Electrochemistry เกี่ยวข้องกับ redox reaction มีการเคลื่อนย้ายของอิเล็กตรอน (ให้ – รับ e-) Oxidation : ให้ e- (เกิดที่ anode) Reduction : รับ e- (เกิดที่ cathode) เช่น Oxidation : Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e- Reduction : Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) Overall : Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)

  3. Galvanic cells (Voltaic Cell) : เป็น electrochemical cell คือการผลิตไฟฟ้าจาก redox reaction โดยการให้อิเล็กตรอนถ่ายเทผ่านตัวนำภายนอก ให้กระแสไฟฟ้า ประกอบด้วย - แท่ง Zn จุ่มใน ZnSO4 = anode - แท่ง Cu จุ่มใน CuSO4 = cathode - มี salt bridge (สารละลาย KCl) ทำให้ครบวงจร

  4. KCl (aq) 1.00 M ZnSO4(aq) 1.00 M CuSO4(aq)

  5. ศักย์อิเล็กโทรดมาตรฐาน (Standard Electrode Potentials) - จากตัวอย่าง Galvanic cell มีค่า emf = 1.10 V - ค่า emf (Electro motive force) ขึ้นอยู่กับ 1. ชนิดของ redox reaction 2. เป็นผลรวมของ electrical potentials ของ 2 electrodes (Zn, Cu) - ปกติค่า electrical potential ของ 1 electrode วัดไม่ได้ ต้องใช้ 2 electrodes โดยให้อีก electrode หนึ่งมีค่า emf = 0.0 V เช่น ใช้ hydrogen electrode เป็นมาตรฐาน (SHE) 2H+ (aq, 1M) + 2e- H2 (g, 1 atm) Eo = 0.0 V

  6. เช่น ต้องการหา potential ของ Zn - electrode แผนภาพเซลล์: Zn(s) / Zn2+(aq, 1 M) // H+(aq, 1 M) / H2(g, 1 atm) / Pt(s) Anode : Zn(s)  Zn 2+(aq, 1 M) + 2e- = ? Cathode : 2H+(aq, 1 M) + 2e- H2(g, 1atm) = 0.0 V Overall : Zn(s) + 2H+(aq, 1 M)  Zn 2+(aq,1 M) + H2 (g, atm) วัดจาก Voltmeter Eocell = 0.76 V ที่ 25oC Eocell = Eoox + Eored 0.76 = +  = 0.76 V เรียก “standard oxidation potential”

  7. ถ้า H2 – electrode เป็น cathode = 0.0 V electrode คู่อื่นเป็น anode • เช่น • oxidation : Zn(s)  Zn 2+(aq, 1 M) + 2e- = 0.76 V • ถ้าเขียนแบบ • reduction : Zn 2+(aq, 1 M) + 2e- Zn(s) = - 0.76 V • การเขียน standard electrode potential นิยมเขียนเป็น reduction • เรียกว่า standard reduction potential ( Eo ) • สามารถหาค่า standard reduction potential ของ electrode ทุกตัว โดยเทียบกับ H2 – electrode

  8. เช่น ต้องการหา potential ของ Cu-electrode แผนภาพเซลล์: Pt(s) / H2(g, 1 atm) / H+(aq, 1 M) // Cu2+(aq, 1 M) / Cu(s) Anode : H2(g, 1 atm)  2H+ (aq, 1 atm) + 2e- = 0.0 V Cathode : Cu2+(aq, 1 atm) + 2e- Cu(s) = ? Overall : H2(g, 1 atm) + Cu2+(aq, 1 atm)  2H+ (aq, 1 atm) + Cu(s) วัดจาก Voltmeter Eocell = 0.34 V ที่ 25oC Eocell = E0ox + E0red 0 .34 = 0.0 + ดังนั้นจะได้ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของทองแดงเท่ากับ 0.34 V และ standard reduction potential คือ = +0.34 V

  9. ตารางที่ 1 Standard Reduction Potentials at 25oC* ความแรงของตัวออกซิไดซ์ ความแรงของตัวรีดิวซ์

  10. ข้อสังเกต 1. เป็นค่า standard = 25oC ความเข้มข้น 1 M หรือ ความดัน 1 atm 2. electrode เป็น anode ถ้า Eo = - ve โดย H2 - electrode (cathode) electrode เป็น cathode ถ้า Eo = + ve โดย H2 - electrode (anode) 3. Eo ติดลบมาก แปลว่า เป็น reducing agent มาก ให้ e- ดีกว่า ติดลบน้อย แปลว่า เป็น reducing agent น้อย ให้ e- น้อยกว่า 4. Eo บวกมาก แปลว่า เป็น oxidizing agent มาก รับ e- ดีกว่า บวกน้อย แปลว่า เป็น oxidizing agent น้อย รับ e- น้อยกว่า

  11. กฎแนวทแยง (Diagonal Rule) ภายใต้สภาวะมาตรฐาน สารที่อยู่ทางด้านซ้ายของครึ่งปฏิกิริยาใดๆ จะทำปฏิกิริยาได้เองกับสารที่อยู่ทางด้านขวาของปฏิกิริยาที่อยู่เหนือขึ้นไป ในตารางที่ 1 เช่น สารที่อยู่ด้านล่างซ้ายของครึ่งปฏิกิริยาคือ Cu2+ ส่วนสารที่อยู่ด้านบนขวาของครึ่งปฏิกิริยาคือ Zn ดังนั้น Zn จึงสามารถรีดิวซ์ Cu2+ เกิดเป็น Zn2+ และ Cu ได้เอง Eocell = Eoซ้าย – Eoขวา

  12. ตัวอย่างที่ 1 จงเรียงลำดับ oxidizing agent ต่อไปนี้ จากมากไปน้อย Co3+, Ag+, Sn2+, Al3+, MnO4- ความแรงของตัวออกซิไดซ์ จะได้ Co3+ > MnO4- > Ag+ > Sn2+ > Al3+ ค่า Eo น้อย (ติดลบมาก) เป็น reducing agent ที่ดี ให้ e- ค่า Eo มาก (บวกมาก) เป็น oxidizing agent ที่ดี รับ e-

  13. ตัวอย่างที่ 2 จงคำนวณหาค่า Eocell เมื่อเซลไฟฟ้ามี Mg electrode ใน 1.0 M Mg(NO3)2 , Ag electrode ใน 1.0 M AgNO3 Anode : Mg(s)  Mg2+(aq, 1 M) + 2e- Eo = +2.37 V Cathode : 2[Ag+ (aq, 1 M) + e- Ag(s)] Eo = +0.80 V 2Ag+(aq, 1 M) + 2e- 2Ag(s) Eo = +0.80 V Overall : Mg(s) + 2Ag+(aq, 1 M)  Mg2+(aq, 1 M) + 2Ag(s) Eocell = 2.37 + 0.80 = +3.17 V เป็น spontaneous  การคูณจำนวนโมล ไม่มีผลต่อ Eo

  14. การเกิดได้เองของปฏิกิริยารีดอกซ์ (Spontaneity of Redox Reactions) : ปฏิกิริยารีดอกซ์ จะเกิดได้เองหรือไม่ต้องพิจารณาจาก thermodynamics คือ G = free energy change = Wmax = พลังงานที่เปลี่ยนของระบบ = Welec = พลังงานไฟฟ้า = - nFEocell Go = - nFEocell F คือ ค่าคงที่ฟาราเดย์ มีค่าเท่ากับ 96,500 คูลอมบ์ n คือ จำนวนอิเล็กตรอน Go เป็นลบ  ค่า n , F เป็นบวก  Eo ต้องเป็นบวก

  15. จาก Go = - RT ln K  - nFEocell = - RT ln K Eocell = Eocell = log K

  16. ตัวอย่างที่ 3 จงทำนายว่าปฏิกิริยาต่อไปนี้เกิดขึ้นในสารละลายในน้ำที่ 25 oC ได้หรือไม่ สมมติว่าไอออนทุกชนิดมีความเข้มข้นเริ่มต้น 1.0 M 3.1 Ca(s) + Cd2+(aq)  Ca2+(aq) + Cd(s) Anode : Ca(s)  Ca2+(aq) + 2e- Eo = +2.87 V Cathode : Cd2+(aq) + 2e- Cd(s) Eo = -0.40 V Overall : Ca(s) + Cd2+(aq)  Ca2+(aq) + Cd(s) Eocell = 2.87 + (-0.40) = +2.47 V เป็น spontaneous

  17. 3.2 2Br-(aq) + Sn2+(aq)  Br2(l) + Sn(s) Anode : 2Br-(s)  Br2(l) + 2e- Eo = -1.07 V Cathode : Sn2+(aq) + 2e- Sn(s) Eo = -0.14 V Overall : 2Br-(aq) + Sn2+(aq)  Br2(l) + Sn(s) Eocell = -1.07 + (-0.14) = -1.21 V เป็น non-spontaneous

  18. ตัวอย่างที่ 4 จงคำนวณค่า K ของปฏิกิริยานี้ที่ 25oC Sn(s) + 2Cu2+(aq)  Sn2+(aq) + 2Cu+(aq) oxidation : Sn(s)  Sn2+(aq) + 2e- Eo = +0.14 V reduction : 2Cu2+(aq) + 2e-  2Cu+(aq) Eo = +0.15 V overall : Sn(s) + 2Cu2+(aq)  Sn2+(aq) + 2Cu+(aq) Eocell = +0.14 + 0.15 V = 0.29 V

  19. จาก Eocell = log K log K = = = 9.8 K = 6  109

  20. ตัวอย่างที่ 5 จงคำนวณ standard free energy change (Go) 2Au(s) + 3Ca2+(aq, 1 M)  2Au3+(aq, 1 M) + 3Ca(s) oxidation : 2Au(s)  2Au3+(aq, 1 M) + 6e- Eo = -1.50 V reduction : 3Ca2+(aq, 1 M) + 6e- 3Ca(s) Eo = -2.87 V overall : 2Au(s) + 3Ca2+(aq, 1 M)  2Au3+(aq, 1 M) + 3Ca(s) Eocell = -1.50 + (-2.87) = -4.37 V จาก Go = - nFEocell = - (6)(96,500)(-4.37) = +2.53  106 J Go เป็นบวกมาก  ปฏิกิริยาเป็น non–spontaneous reaction

  21. ตัวอย่างที่ 6 จงคำนวณ Go ของปฏิกิริยาต่อไปนี้ที่ 25oC 2Al3+(aq) + 3Mg(s)  2Al(s) + 3Mg2+(aq) oxidation : 3Mg(s)  3Mg2+(aq) + 6e- Eo = +2.37 V reduction : 2Al3+(aq) + 6e- 2Al(s) Eo = -1.66 V overall : 2Al(s) + 3Mg2+(aq)  2Al(s) + 3Mg2+(aq) Eocell = +2.37 + (-1.66) = +0.71 V จาก Go = - nFEocell = -(6)(96,500)(+0.71) = -4.11 105J Go เป็นลบมาก  ปฏิกิริยาเป็น spontaneous reaction

  22. สมการเนิร์นสท์ (Nernst Equation) - เครื่องหมาย ( o ) คือ ปฏิกิริยาที่ standard state : 1 M , 1 atm , 25oC - แต่ปกติแล้วปฏิกิริยาจะมีความเข้มข้นไม่เท่ากับ 1 M เสมอไป  Eo หรือ emf จะเปลี่ยนตามความเข้มข้น aA + bB cC + dD K = จาก thermodynamics (free energy change) G = Go + RT lnQ เมื่อ G = - nFE และ Go = - nFE0  - nFE = - nFEo + RT lnQ E = Eo - log Q ที่ 25 oC E = Eo - log K

  23. ที่ equilibrium ไม่มีการถ่ายเทอิเล็กตรอน (E = 0, Q = K) 0 = Eo - log K Eo = log K Eo = log K เหมือนสมการเดิม

  24. ตัวอย่างที่ 7 จากสมการ Zn(s) + Cu 2+ (aq)  Zn 2+ (aq) + Cu (s) Nernst’s equation; E = Eo - log ถ้า = 1 , log = 0  E = Eo < 1, log ติดลบ  E > Eo > 1, log เป็นบวก  E < Eo

  25. ตัวอย่างที่ 8 จงทำนายปฏิกิริยาว่าเกิดเองได้หรือไม่ ที่ 298 K Co(s) + Fe2+(aq)  Co2+(aq) + Fe(s) โดย [Fe2+] = 0.68 M , [Co2+] = 0.15 M oxidation : Co(s)  Co2+(aq) + 2e- Eo = +0.28 V reduction : Fe2+(aq) + 2e- Fe(s) Eo= -0.44 V overall : Co(s) + Fe2+(aq)  Co2+(aq) + Fe(s)  Eocell = +0.28 + (-0.44) = -0.16 V ค่า Eocell ติดลบ  เกิดเองไม่ได้ ตามทิศทางที่เขียน

  26. Nernst’s equation; E = Eo - log = - 0.16 - log = - 0.16 + 0.019 = - 0.14 V

  27. เซลล์ความเข้มข้น (Concentration Cells) ค่า E แปรตามความเข้มข้น ions  สามารถสร้าง cell จาก half reaction 2 ชนิด ที่มีค่า E ต่างกัน หรือ สร้าง cell จาก half reaction ของ ions ชนิดเดียวกัน แต่มีความเข้มข้นต่างกัน เรียกว่า “concentration cells” Zn plates Onto cathode Zn dissolves from anode ZnSO4 0.1 M ZnSO4 1.0 M ZnSO4 Zn is oxidized to Zn2+ Making this half-cell more concentrated Zn2+ is reduced to Zn Making this half-cell more diluted

  28. ตัวอย่างที่ 9 เมื่อจุ่ม Zn อิเล็กโทรดลงในสารละลาย ZnSO4 ที่มีความเข้มข้น 0.1 M และ 1.0 M ตามแผนภาพเซลล์ต่อไปนี้ : Zn(s) / Zn2+(aq, 0.1M) // Zn2+(aq, 1.0M) / Zn(s) จงคำนวณหาค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ความเข้มข้นดังกล่าว oxidation : Zn (s)  Zn2+(aq, 0.1 M) + 2e- reduction : Zn2+(aq, 1.0 M) + 2e- Zn(s) overall : Zn2+(aq, 1.0 M)  Zn2+(aq, 0.1 M) reduction เกิดที่ Zn2+ = 1.0 M ไม่ใช่ 0.1 M เพราะตามหลักของ Le Chatelier ถ้า [Zn2+] สูง reduction จะเกิดมากขึ้น E = - log

  29. E = Eo - log Eo = 0 เพราะเป็น electrode ชนิดเดียวกัน E = 0 - log = 0.0296 V ค่า E เป็น บวก ดังนั้นปฏิกิริยาเกิดขึ้นได้เอง โดยมีอิเล็กตรอนถ่ายเทจากความเข้มข้นของ Zn2+ จางกว่า (0.1 M) ไปยังที่มีความเข้มข้นสูงกว่า (1.0 M) โดยจะทำให้ Zn2+ 0.1 M เพิ่มขึ้นเรื่อยๆ แต่ Zn2+ 1.0 M จะลดลง จนมีปริมาณเท่ากัน (Ecell = 0)

  30. ตัวอย่างที่ 10 จงคำนวณ emf ของเซลล์ความเข้มข้นต่อไปนี้ Mg(s) / Mg2+ (aq, 0.2 M) // Mg2+ (aq, 0.4 M) / Mg(s) E = - log = - log E = 8.88 x 10-3 ค่า E เป็น บวก ดังนั้นปฏิกิริยาเกิดขึ้นได้เอง

  31. การแยกสลายด้วยไฟฟ้า (Electrolysis) : กระบวนการที่ใช้พลังงานไฟฟ้า ทำให้เกิดปฏิกิริยา ซึ่งปกติเกิดเองไม่ได้ (non-spontaneous) : กระบวนการย้อนกลับของ electrochemical cell : ใช้ประโยชน์ในอุตสาหกรรม extraction, purification

  32. Electrolysis ของ NaCl หลอมเหลว ปฏิกิริยาที่ electrode ทั้งสอง คือ Anode (oxidation) : 2Cl- Cl2(g) + 2e- Cathode (reduction) : 2Na+ + 2e- 2Na(l) Overall : 2Na+ + 2Cl- 2Na(l) + Cl2(g)

  33. 2. Electrolysis ของ H2O ภายใต้สภาวะปกติ (1 atm, 25 oC) น้ำไม่อาจแยกสลายออกเป็น แก๊สไฮโดรเจนและออกซิเจนได้เอง เพราะปฏิกิริยานี้มีการเปลี่ยนแปลง พลังงานอิสระเป็นบวกมาก 2H2O(l)  2H2(g) + O2(g) Go = 474.4 kJ อย่างไรก็ตาม อาจทำให้ปฏิกิริยานี้เกิดขึ้นได้โดยแยกสลายน้ำด้วยไฟฟ้า ดังรูป ปฏิกิริยานี้เกิดขึ้นได้ดีถ้าใช้สารละลาย 0.1M H2SO4 เพราะมีไอออนอยู่มากพอที่จะนำไฟฟ้าได้ Anode (oxidation): 2H2O(l)  O2(g) + 4H+(aq) + 4e- Cathode (reduction): 4[H+(aq) + e- H2(g)] Overall : 2H2O(l)  2H2(g) + O2(g)

  34. Electrolysis ของสารละลาย NaCl

  35. ปฏิกิริยาออกซิเดชันที่อาจเกิดขึ้นที่แอโนด ได้แก่ 1) 2H2O(l)  O2(g) + 4H+(aq) + 4e- 2) 2Cl-(aq)  Cl2(g) + 2e- จากการทดลองพบว่าแก๊สที่เกิดขึ้นที่แอโนดคือ Cl2 ไม่ใช่ O2 ดังนั้น ปฏิกิริยาออกซิเดชันที่เกิดขึ้นที่แอโนด ได้แก่ สมการที่ 1 สำหรับปฏิกิริยารีดัคชันที่อาจเกิดขึ้นที่แคโทด ได้แก่ 3) Na+(aq) + e- Na(s) Eo = -2.71 V 4) 2H2O(l) + 2e- H2(g) + 2OH-(aq) Eo = -0.83 V 5) 2H+(aq) + 2e- H2(g) Eo = 0.00 V ปฏิกิริยา 3) มีค่า Eo เป็นลบมาก จึงไม่น่าจะเกิดขึ้นได้ ภายใต้สภาวะมาตรฐาน ปฏิกิริยา 5) ควรเกิดขึ้นได้ง่ายกว่า 4) อย่างไรก็ตาม ที่ pH 7 (สารละลาย NaCl) ทั้ง 4) และ 5) อาจเกิดขึ้นได้ง่ายพอกัน เรามักถือว่า ปฏิกิริยาที่แคโทด คือ 4) เพราะ H+ มีความเข้มข้นต่ำ (1 x 10-7 M) ปฏิกิริยา 5) จึงเกิดยากกว่า

  36. ดังนั้น ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในการแยกสลายสารละลาย NaCl ด้วยไฟฟ้า คือ anode (oxidation) : 2Cl-(aq)  Cl2(g) + 2e- cathode (reduction) : 2H2O(l) + 2e- H2(g) + 2OH-(aq) overall : 2H2O(l) + 2Cl-(aq)  H2(g) + Cl2(g) + 2OH-(aq) นอกจากจะได้ H2 กับ Cl2 เป็นผลิตภัณฑ์แล้ว เมื่อนำสารละลายที่เหลือ ไประเหยให้แห้งจะได้ NaOH เป็นผลพลอยได้อีกด้วย

  37. การคำนวณเกี่ยวกับ electrolysis กระแส (แอมแปร์) และเวลา ประจุ เป็นคูลอมบ์ จำนวน ฟาราเดย์ จำนวนโมลของสารที่ถูกรีดิวซ์ หรือออกซิไดซ์ จำนวนกรัมของสารที่ถูกรีดิวซ์ หรือออกซิไดซ์

  38. ตัวอย่างที่ 12 ในการเกิด electrolysis ของ molten MgCl2 โดยใช้กระแสไฟฟ้า จำนวน 0.452 A และเวลา 1.5 hr จงหาปริมาณ (g) ของสารผลิตภัณฑ์ที่เกิดขึ้น (Mg, Cl2) เขียน cell reaction : MgCl2(s)  Mg2+(aq) + 2Cl- (aq) Anode : 2Cl-(aq)  Cl2(g) + 2e- Cathode : Mg2+(aq) + 2e-  Mg(s) Overall : Mg2+(aq) + 2Cl-(aq)  Mg(s) + Cl2(g)

  39. เปลี่ยน 0.452 A ใน 1.5 hr.  จำนวนโมล e- 1) Q (C) = I (Amperes)  t (second) = (0.452 A)(1.5  60  60 วินาที) = 2.44  103 C 2) C  F (1F = 96500 C) = F 3) F  mole product (ใช้ 2 e- หรือ 2 F ในการผลิต 1 mole ของ Mg, Cl2) =

  40. 4) mole  g Mg มีมวลอะตอม 24 น้ำหนัก Mg =  24 = 0.303 g Cl มีมวลอะตอม 35.5 (Cl2 = 35.5  2 = 71) น้ำหนัก Cl2 =  71 = 0.898 g หรือคำนวณจากสูตร น.น.สาร (กรัม) = I × t × MW = 0.452  1.5 60  60 24 e- × 96,500 2  96,500

More Related