ไฟฟ้าเคมี

1. ELECTROCHEMISTRY ไฟฟ้าเคมี เซลล์กัลวานิก GALVANIC CELL ครูนารีรัตน์ พิริยะพันธุ์สกุล โรงเรียนจุฬาภรณราชวิทยาลัย เชียงราย

2. เซลล์กัลวานิก ส่วนประกอบของเซลล์กัลวานิก ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในเซลล์กัลวานิก ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์และศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ สมการของเนินสท์ (Nernst Equation) ประโยชน์ของเซลล์กัลวานิก • จุดประสงค์ • 1. บอกส่วนประกอบของเซลล์กัลวานิกและอธิบายหลักการทำงานของเซลล์กัลวานิกได้ • ต่อเซลล์กัลวานิกจากครึ่งเซลล์ที่กำหนดให้และอธิบายผลที่เกิดขึ้นภายในเซลล์นี้ได้ • เขียนสมการแสดงปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นภายในเซลล์กัลลวานิกและเขียนแผนภาพเซลล์กัลวานิกได้ • อธิบายการหาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ (E) และใช้ค่า E ทำนายการเกิด • ปฏิกิริยารีดอกซ์และคำนวณหาค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ได้ • 5. บอกประโยชน์ของเซลล์กัลวานิกได้

3. Electron Transfer Reactions • Electron transfer reactions are oxidation-reduction or redox reactions. • Results in the generation of an electric current (electricity) or be caused by imposing an electric current. • Therefore, this field of chemistry is often called ELECTROCHEMISTRY.

4. Why Study Electrochemistry? • Batteries • Corrosion • Industrial production of chemicals such as Cl2, NaOH, F2 and Al • Biological redox reactions

5. Electrochemical Cells chemical change electric current electric currentchemical change GALVANIC CELL ELECTROLYTIC CELL VOLTAIC CELL

6. V Salt bridge Zn Cu SO42- Cu2+ SO42- Zn2+ กิจกรรม การถ่ายโอนอิเล็กตรอนในเซลล์กัลวานิก จุดประสงค์ 1. ทำการทดลองเพื่อศึกษาการถ่ายโอนอิเล็กตรอนในเซลล์กัลวานิกได้ 2. บอกส่วนประกอบของเซลล์กัลวานิกได้ 3. อธิบายหลักการทำงานของเซลล์กัลวานิกได้ 4. เขียนสมการแสดงปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในเซลล์กัลวานิกได้ 5. เขียนแผนภาพของเซลล์กัลวานิกได้

7. V Salt bridge Zn Cu SO42- Cu2+ SO42- Zn2+ ครึ่งเซลล์ Cu(s)/Cu2+(aq) Zn(s)/Zn2+(aq) วิธีทดลอง 1. นำครึ่งเซลล์ Zn(s)/Zn2+(aq) กับ Cu(s)/Cu2+(aq) มาวางชิดกัน ใช้สะพานเกลือ(กระดาษกรองชุบด้วย KNO3อิ่มตัววางพาด ระหว่างบิกเกอร์ทั้งสองโดยให้ส่วนปลายจุ่มอยู่ในสารละลาย 2. ต่อปลายแผ่นทองแดงและสังกะสีเข้ากับโวลต์มิเตอร์ สังเกตทิศทางการเบนของเข็มโวลต์มิเตอร์ อ่านค่าความตางศักย์ 3. สลับขั้วของโวลต์มิเตอร์ สังเกตทิศทางการเบนของเข็มโวลต์มิเตอร์ อ่านค่าความตางศักย์ 4. ใช้หลอดไฟ 1.0 V แทนโวลต์มิเตอร์ สังกตการเปลี่ยนแปลง

8. Galvanic cell 2 krooree @ pcccr.ac.th V Salt bridge Zn Cu SO42- Cu2+ SO42- Zn2+ ครึ่งเซลล์ Cu(s)/Cu2+(aq) Zn(s)/Zn2+(aq) วิธีทดลอง 5. ทำการทดลองเช่นเดียวกับ 1-4 แต่เปลี่ยนมาใช้ครึ่งเซลล์คู่ต่อไปนี้ และเปลี่ยนสะพานเกลือใหม่ทุกครั้ง ครึ่งเซลล์ Mg(s)/Mg2+(aq) Cu(s)/Cu2+(aq) Mg(s)/Mg2+(aq) Zn(s)/Zn2+(aq) Fe(s)/Fe2+(aq) Cu(s)/Cu2+(aq) Fe(s)/Fe2+(aq) Zn(s)/Zn2+(aq) Fe(s)/Fe2+(aq) Mg(s)/Mg2+(aq)

9. e- e- Anode Cathode Cu2+ (aq)+ 2e- Cu(s) Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e- Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)

10. การเขียนแผนภาพเซลล์กัลวานิกการเขียนแผนภาพเซลล์กัลวานิก 1. เขียนครึ่งเซลล์ออกซิเดชัน คั่นด้วยสะพานเกลือ(|| ) ตามด้วยครึ่งเซลล์รีดักชัน

11. การเขียนแผนภาพเซลล์กัลวานิกการเขียนแผนภาพเซลล์กัลวานิก 2. ในแต่ละครึ่งเซลล์ -เขียนขั้วไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ออกซิเดชันไว้ทางซ้ายสุด -เขียนขั้วไฟฟ้าของครึ่งเซลล์รีดักชันไว้ทางขวาสุด -ระบุสถานะของสารไว้ในวงเล็บ เช่น (s) (aq) (l) -ถ้าสารมีสถานะต่างกัน ให้คั่นด้วย เส้นเดี่ยว(/) -ถ้าสารมีสถานะเดียวกัน ให้คั่นด้วย จุลภาค(,) Pt(s) / Fe3+(aq) , Fe2+(aq) 3. ในครึ่งเซลล์ที่เป็นแก๊ส -ให้ระบุความดันของแก๊สไว้ในวงเล็บและใช้จุลภาคคั่นระหว่างสถานะกับความดัน Pt(s)/H2(g, 1 atm)/H+(aq) 4. การระบุความเข้มข้นของสารละลายให้เขียนไว้ในวงเล็บ เช่น Mg(s)/Mg2+(aq, 1 mol/dm3 )//Fe3+(aq, 1 mol/dm3),Fe2+(aq,1mol/dm3)/Pt(s)

12. Salt bridge Zn Cu SO42- Cu2+ SO42- Zn2+ e- e- cathode anode half cell Cu(s)/Cu2+(aq) Zn(s)/Zn2+(aq) half reaction Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) Zn(s)  Zn2+(aq)+ 2e- redox reaction Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s) cell notation Zn(s) / Zn2+(aq) // Cu2+(aq) / Cu(s)

13. Salt bridge Mg Cu SO42- Cu2+ SO42- Mg2+ e- e- cathode anode half cell Cu(s)/Cu2+(aq) Mg(s)/Mg2+(aq) half reaction Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) Mg(s)  Mg2+(aq)+ 2e- redox reaction Mg(s) + Cu2+(aq)  Mg2+(aq) + Cu(s) cell notation Mg(s) / Mg2+(aq) // Cu2+(aq) / Cu(s)

14. Salt bridge Mg Zn SO42- Zn2+ SO42- Mg2+ e- e- cathode anode half cell Zn(s)/Zn2+(aq) Mg(s)/Mg2+(aq) half reaction Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) Mg(s)  Mg2+(aq)+ 2e- redox reaction Mg(s) + Zn2+(aq)  Mg2+(aq) + Zn(s) cell notation Mg(s) / Mg2+(aq) // Zn2+(aq) / Zn(s)

15. Salt bridge Cu Fe SO42- Fe2+ SO42- Cu2+ e- e- anode cathode half cell Cu(s)/Cu2+(aq) Fe(s)/Fe2+(aq) half reaction Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) Fe(s)  Fe2+(aq)+ 2e- redox reaction Fe(s) + Cu2+(aq)  Fe 2+(aq) + Cu(s) cell notation Fe(s) / Fe2+(aq) // Cu2+(aq) / Cu(s)

16. Salt bridge Zn Fe SO42- Fe2+ SO42- Zn2+ e- e- cathode anode half cell Fe(s)/Fe2+(aq) Zn(s)/Zn2+(aq) half reaction Fe2+(aq) + 2e- Fe(s) Zn(s)  Zn2+(aq)+ 2e- redox reaction Zn(s) + Fe2+(aq)  Zn2+(aq) + Fe(s) cell notation Zn(s) / Zn2+(aq) // Fe2+(aq) / Fe(s)

17. Salt bridge Fe Mg SO42- Mg2+ SO42- Fe2+ e- e- anode cathode half cell Fe(s)/Fe2+(aq) Mg(s)/Mg2+(aq) half reaction Fe2+(aq) + 2e- Fe(s) Mg(s)  Mg2+(aq)+ 2e- redox reaction Mg(s) + Fe2+(aq)  Mg2+(aq) + Fe(s) cell notation Mg(s) / Mg2+(aq) // Fe2+(aq) / Fe(s)

18. เขียนรายงานการทดลอง และทำแบบฝึกหัด 9.3 ด้วยนะคะ

19. แบบฝึกหัดที่ 9.3 ข้อ 1 (ก) จากแผนภาพเซลล์กัลวานิกที่กำหนดให้ จงเขียนสมการแสดงปฏิกิริยาที่ขั้วแอโนด ขั้วแคโทด และเขียนปฏิกิริยาของเซลล์ Sn(s)|Sn2+ (aq)||Cu2+(aq)|Cu(s) ที่ขั้วแอโนด Sn(s)  Sn2+ (aq) + 2e- ที่ขั้วแคโทด Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) ปฏิกิริยาของเซลล์ Sn(s)+ Cu2+(aq) Sn2+(aq) +Cu(s)

20. แบบฝึกหัดที่ 9.3 ข้อ 1 (ข) จากแผนภาพเซลล์กัลวานิกที่กำหนดให้ จงเขียนสมการแสดงปฏิกิริยาที่ขั้วแอโนด ขั้วแคโทด และเขียนปฏิกิริยาของเซลล์ Mg(s)|Mg2+ (aq)||Fe3+(aq),Fe2+ (aq)|Pt (s) ที่ขั้วแอโนด Mg(s)  Mg2+ (aq) + 2e- ที่ขั้วแคโทด Fe3+(aq) + e- Fe2+ (aq) ปฏิกิริยาของเซลล์ Mg(s)+ 2Fe3+(aq) Mg2+(aq) + 2Fe2+ (aq)

21. แบบฝึกหัดที่ 9.3 ข้อ 1 (ค) จากแผนภาพเซลล์กัลวานิกที่กำหนดให้ จงเขียนสมการแสดงปฏิกิริยาที่ขั้วแอโนด ขั้วแคโทด และเขียนปฏิกิริยาของเซลล์ Zn(s)|Zn2+ (aq,1mol/dm3) ||H+(aq,1 mol/dm3),H2 (g,1atm)|Pt (s) ที่ขั้วแอโนด Zn(s)  Zn2+ (aq) + 2e- ที่ขั้วแคโทด 2H+(aq) + 2e- H2 (g) ปฏิกิริยาของเซลล์ Zn(s)+ 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2 (g)

22. แบบฝึกหัดที่ 9.3 ข้อ 1 (ง) จากแผนภาพเซลล์กัลวานิกที่กำหนดให้ จงเขียนสมการแสดงปฏิกิริยาที่ขั้วแอโนด ขั้วแคโทด และเขียนปฏิกิริยาของเซลล์ Fe(s)|Fe2+ (aq)||Cl- (aq),Cl2(g) |Pt (s) ที่ขั้วแอโนด Fe(s)  Fe2+ (aq) + 2e- ที่ขั้วแคโทด Cl2 (aq) + 2e- 2Cl- (g) ปฏิกิริยาของเซลล์ Fe(s)+ Cl2 (g) Fe2+(aq) + 2Cl- (aq)

23. แบบฝึกหัดที่ 9.3 ข้อ 1 (จ) จากแผนภาพเซลล์กัลวานิกที่กำหนดให้ จงเขียนสมการแสดงปฏิกิริยาที่ขั้วแอโนด ขั้วแคโทด และเขียนปฏิกิริยาของเซลล์ Pt(s)|Sn2+ (aq),Sn4+(aq) ||Cr+ (aq),Cr2+ (aq) |Pt (s) ที่ขั้วแอโนด Sn2+ (aq)  Sn4+ (aq) + 2e- ที่ขั้วแคโทด Cr2+ (aq) + e- Cr+ (g) ปฏิกิริยาของเซลล์ Sn2+ (aq)+ 2Cr2+ (aq) Sn4+(aq) + 2Cr+ (aq)

24. แบบฝึกหัดที่ 9.3 ข้อ 2 (ก) จงเขียนแผนภาพเซลล์กัลวานิกจากปฏิกิริยาที่กำหนดให้ต่อไปนี้ Zn(s) + Pb2+(aq)  Zn2+(aq) + Pb(s) Zn(s)|Zn2+ (aq) ||Pb2+(aq)|Pb(s) แบบฝึกหัดที่ 9.3 ข้อ 2 (ข) จงเขียนแผนภาพเซลล์กัลวานิกจากปฏิกิริยาที่กำหนดให้ต่อไปนี้ Fe(s) + Sn4+(aq)  Fe2+(aq) + Sn2+ (aq) Fe(s)|Fe2+ (aq) ||Sn2+(aq),Sn4+(aq) |Pb(s)

25. แบบฝึกหัดที่ 9.3 ข้อ 2 (ค) จงเขียนแผนภาพเซลล์กัลวานิกจากปฏิกิริยาที่กำหนดให้ต่อไปนี้ H2 (g) + 2Ag+(aq)  2H+(aq) + 2Ag(s) Pt(s)|H2(g) |H+ (aq) ||Ag+(g)|Ag(s) แบบฝึกหัดที่ 9.3 ข้อ 2 (ง) จงเขียนแผนภาพเซลล์กัลวานิกจากปฏิกิริยาที่กำหนดให้ต่อไปนี้ 2Cr(s) + 3Fe2+(aq)  2Cr3+(aq) + 3Fe (s) Cr(s)|Cr3+ (aq) ||Fe2+(aq) |Fe(s)

26. แบบฝึกหัดที่ 9.3 ข้อ 3 เมื่อจุ่มโลหะทองแดงลงในสารละลาย AgNO3 0.1 mol/dm3ปรากกว่าเกิดผลึกสีเงินเกาะที่แผ่นทองแดงและสารละลายเปลี่ยนจากไม่มีสีเป็นสีฟ้าอ่อน ก. จงเขียนสมการแสดงปฏิกิริยารีดอกซ์ที่เกิดขึ้น ข. จงเขียนแผนภาพเซลล์กัลวานิก ปฏิกิริยาที่ขั้วแอโนดและแคโทด Cu(s) + 2e- Cu2+ (aq) Ag+(aq) + e- 2 2 Ag (s) 2 ปฏิกิริยารีดอกซ์ที่เกิดขึ้นคือ Cu (s)+2Ag+(aq) Cu2+(aq)+Ag (s)

27. แบบฝึกหัดที่ 9.3 ข้อ 3 เมื่อจุ่มโลหะทองแดงลงในสารละลาย AgNO3 0.1 mol/dm3ปรากกว่าเกิดผลึกสีเงินเกาะที่แผ่นทองแดงและสารละลายเปลี่ยนจากไม่มีสีเป็นสีฟ้าอ่อน ก. จงเขียนสมการแสดงปฏิกิริยารีดอกซ์ที่เกิดขึ้น ข. จงเขียนแผนภาพเซลล์กัลวานิก ปฏิกิริยาที่ขั้วแอโนดและแคโทด ที่ขั้วแอโนด Cu(s) + 2e- Cu2+ (aq) ที่ขั้วแคโทด Ag (s) Ag+(aq) + e- แผนภาพเซลล์ Cu(s)|Cu2+ (aq)||Ag+(aq)|Ag(s)

28. Salt bridge Zn Cu SO42- Cu2+ SO42- Zn2+ I I e- e- ขั้ว ลบ ขั้ว บวก ขั้ว anode ขั้วcathode Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) Zn(s)  Zn2+(aq)+ 2e- Zn(s) / Zn2+(aq) // Cu2+(aq) / Cu(s) กระแสไฟฟ้า ไหลจากที่ที่มีศักย์ไฟฟ้าสูงกว่า ไปยังที่ที่ศักย์ไฟฟ้าต่ำกว่า ศักย์ไฟฟ้าของขั้วไฟฟ้า (Electrode potential , E ) Ecathode > Eanode Ecell = Ecathode – Eanode

29. ความต่างศักย์ระหว่างแอโนดและแคโทดเรียกว่าความต่างศักย์ระหว่างแอโนดและแคโทดเรียกว่า • cell voltage • electromotive force (emf) • cell potential Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s) Ecathode – Eanode = Ecell E Cu/Cu2+– E Zn/Zn2+= 1.10 V ครึ่งปฏิกิริยารีดักชัน E(V) Cu2+(s) + 2e- Cu(s) ไม่ทราบ Zn2+(s) + 2e- Zn(s) ไม่ทราบ

30. ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน (Standard reduction potential : E0 ) เป็นศักย์ไฟฟ้าที่เกิดขึ้นจากปฏิกิริยารีดักชันที่ขั้วอิเล็กโทรด ที่ ความเข้มข้นของสารเป็น 1 M และความดันแก๊สเป็น 1 atm Standard Hydrogen Electrode (SHE) 2H+ (1M) + 2e-  H2(g,1 atm) E0 = 0.00 V

31. 0 0 E 0 = Ecathode - Eanode cell E 0 = 0.76 V E0 = EH /H - EZn /Zn cell cell 0 0 + 2+ 2 0 0.76 V = 0 - Ezn /Zn 2+ 0 EZn /Zn = -0.76 V 2+ Zn2+ (1M) + 2e-  Zn(s) E0 = -0.76 V Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)

32. 0 0 0 Ecell = ECu /Cu – EH /H 2+ + 2 0.34 = ECu /Cu - 0 0 2+ 0 ECu /Cu = +0.34 V 2+ 0 0 E 0 = Ecathode - Eanode cell E0 = 0.34 V cell Cu2+ (1M) + 2e-  Cu(s) E0 = +0.34 V Pt (s) | H2 (1 atm) | H+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)

33. ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน • E0เป็นค่าเฉพาะปฏิกิริยาตามที่เขียน • ค่า E0 เป็นเป็นบวกมากแสดงว่าปฏิกิริยารีดักชันนั้นเกิดได้ง่าย • ครึ่งปฏิกิริยาเหล่านี้ผันกลับได้ • สำหรับปฏิกิริยาย้อนกลับ ให้กลับเครื่องหมายหน้าค่า E0 • เมื่อคูณสัมประสิทธิ์ในปฏิกิริยาด้วยตัวเลขใดๆ ค่า E0 ไม่เปลี่ยน

34. การนำค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน(E0)ไปใช้ประโยชน์การนำค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน(E0)ไปใช้ประโยชน์ 1. ใช้เปรียบเทียบความสามารถในการเป็นตัวรีดิวซ์ หรือตัวออกซิไดซ์ ค่า E0 ตัวออกซิไดซ์ Ag+(aq) + e-  Ag(s) E0 = +0.80 V Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) E0 = +0.34 V 2H+(aq) + 2e-  H2 (g) E0 = 0.00 V Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) E0 = -0.76 V ตัวรีดิวซ์

35. การนำค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน(E0)ไปใช้ประโยชน์การนำค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน(E0)ไปใช้ประโยชน์ 2. ใช้คำนวณหาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์ (E0cell) นำครึ่งเซลล์ Ag(s)/Ag+(aq,1M) ต่อกับครึ่งเซลล์ Zn(s)/Zn2+(aq, 1 M) ตัวอย่าง ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์นี้มีค่าเท่าไร แนวคิด ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ Ag(s)/Ag+(aq)สูงกว่าZn(s)/Zn 2+(aq) ครึ่งเซลล์ Ag(s)/Ag+(aq)เป็นครึ่งเซลล์รีดักชันAg ทำหน้าที่เป็น ขั้วแคโทด E0cell = E0cathode – E0anode E0cell = E Ag/Ag+- E Zn/Zn 2+ = 0.80 V - (-0.76 V) = 1.56 V ตอบ E0cell = 1.56 V

36. การนำค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน(E0)ไปใช้ประโยชน์การนำค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน(E0)ไปใช้ประโยชน์ 3. ใช้ทำนายว่าปฏิกิริยารีดอกซ์ที่เขียนแสดงไว้เกิดได้จริงหรือไม่ และทิศทางของปฏิกิริยาดำเนินไปทางใด ตัวอย่างที่ 1 เมื่อจุ่มโลหะZn ลงในสารละลายกรดHCl จะมีเกิดฟองแก๊ส H2 ปฏิกิริยาออกซิเดชัน : Zn (s)  Zn2+(aq) + 2e- Zn เป็นขั้วแคโทด แนวคิด ปฏิกิริยารีดักชัน : 2H+ (aq) + 2e- H2 (g) H 2 เป็นขั้วแอโนด E0cell = E0cathode – E0anode E0cell = E H2 /H+- E Zn/Zn 2+ = 0.00V- (-0.76 V) = 0.76V ค่า E0cellมีค่าเป็นบวก แสดงว่าปฏิกิริยาที่เขียนไว้เกิดได้จริง

37. การนำค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน(E0)ไปใช้ประโยชน์การนำค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน(E0)ไปใช้ประโยชน์ 3. ใช้ทำนายว่าปฏิกิริยารีดอกซ์ที่เขียนแสดงไว้เกิดได้จริงหรือไม่ และทิศทางของปฏิกิริยาดำเนินไปทางใด ตัวอย่างที่ 2 เมื่อจุ่มโลหะ Cu ลงในสารละลายกรดHCl จะมีเกิดฟองแก๊ส H2 หรือไม่ ถ้าปฏิกิริยาออกซิเดชัน : Cu (s)  Cu2+(aq) + 2e- Cu เป็นขั้วแคโทด แนวคิด ปฏิกิริยารีดักชัน : 2H+ (aq) + 2e- H2 (g) H 2 เป็นขั้วแอโนด E0cell = E0cathode – E0anode E0cell = E H2 /H+- E Cu/Cu 2+ = 0.00V- (+0.34 V) = -0.34V ค่า E0cellมีค่าเป็นลบ แสดงว่าปฏิกิริยาที่เขียนไว้ไม่เกิดขึ้น นั่นคือเมื่อจุ่มโลหะCu ลงในสารลายกรด HCl จะไม่เกิดแก๊ส H2 ปฏิกิริยาที่เกิดได้จริง จะมีทิศทางตรงข้ามกับที่ได้เขียนแสดงไว้

38. ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน : E0 • บอกให้ทราบแนวโน้มของขั้วอิเล็กโตรดที่ • จะรับหรือให้อิเล็กตรอน  E0เป็นบวกมาก รับอิเล็กตรอนได้ดี • เป็นตัวออกซิไดซ์ที่แรงมาก แต่เป็น • ตัวรีดิวซ์ที่ไม่ดี  E0เป็นลบมาก รับอิเล็กตรอนได้ยาก ให้อิเล็กตรอนได้ง่ายกว่า • เป็นตัวออกซิไดซ์ที่ไม่ดี แต่เป็นตัว • รีดิวซ์ที่แรง

39. แรงเคลื่อนไฟฟ้าของเซลล์, Ecell Ecell = Ecathode - Eanode ที่สภาวะมาตรฐาน E0cell = E0cathode - E0anode เครื่องหมายของ Ecell เป็นบวก ปฏิกิริยาเกิดเองได้ เป็นลบ ปฏิกิริยาเกิดเองไม่ได้

40. E = E0– RT ln Q nF aA + bB cC + dD สมการของเนินส์ท (Nernst Equation) ปฏิกิริยา Ecellศักย์ขั้วไฟฟ้าของเซลล์ E0cellศักย์ขั้วไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์ R ค่าคงที่ของแก๊ส, 8.314 J K-1 mol-1 T อุณหภูมิหน่วยเคลวิน (K) n จำนวน e-ที่เข้าร่วมในปฏิกิริยา F ค่าคงที่ของ Faraday  96500 C

41. E0 = RTln [C]c [D]d E0 = RT2.203 log [C]c [D]d [A]a [B]b [A]a [B]b nF nF aA + bB cC + dD

42. Ecellศักย์ขั้วไฟฟ้าของเซลล์ Ecellศักย์ขั้วไฟฟ้าของเซลล์ E0cellศักย์ขั้วไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์ R ค่าคงที่ของแก๊ส, 8.314 J K-1 mol-1 T อุณหภูมิหน่วยเคลวิน (K) n จำนวน e-ที่เข้าร่วมในปฏิกิริยา F ค่าคงที่ของ Faraday  96500 C (2.303RT)/F = 0.059 0.059 n [C]c[D]d] – log Ecell = E0cell [A]a[B]b

43. 0 = E0– RT ln [C]c [D]d [A]a [B]b nF E0 = RT ln [C]c [D]d [A]a [B]b nF E0 = RT ln k nF ที่สภาวะสมดุล

44. Cd2+ + 2e- Cd E = E0 - 0.0592 log [Cd] n [Cd2+] E = -0.403 - 0.0592 log 1 2 0.015 ตัวอย่าง จงหาศักย์ครึ่งเซลล์ของ Cd/Cd2+(0.015 M) กำหนดให้ E0Cd = -0.403 V E = -0.457 V

45. E0 = 0.0592 log k Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu E0cell= +1.10 V n 1.10 = 0.0592 log k 2 ตัวอย่างจงคำนวณค่าคงที่สมดุลที่25๐ c ของปฏิกิริยา จาก k = 2 x 1037

46. Voltmeter Salt bridge Cd Cd anode cathode Cd2+ Cd2+ ? เซลล์ความเข้มข้น (Concentration cell) ขั้วไฟฟ้าที่จุ่มในสารละลายเจือจาง  anode ขั้วไฟฟ้าที่จุ่มในสารละลายเข้มข้น  cathode

47. V Salt bridge Cu Cu SO42- SO42- Cu2+ Cu2+ 0.1 M CuSO4 1 M CuSO4 เซลล์ความเข้มข้น (Concentration cell)

48. Cu Cu2+ (0.1 M) + 2e Cu2+ (1.0 M) + 2e Cu รวม Cu2+ (1.0 M)Cu2+ (0.1 M) E = DE0– RT ln c1 c2 nF E = – RT ln c1 c2 nF Cu/CuSO4 (0.1M) // CuSO4 (1.0 M)/Cu Anode Cathode

49. E = -2.303 RT log c1 c2 nF E = – RT ln c1 c2 nF หรือ

50. เซลล์กัลวานิก • เซลล์กัลวานิกแบบปฐมภูมิ • (primary galvanic cell) • เซลล์กัลวานิกแบบทุติยภูมิ • (secondary galvanic cell) - ปฏิกิริยาไม่ผันกลับ - ปฏิกิริยาผันกลับได้