16.3 เซลล์ไฟฟ้าเคมี
16.3.1
ประเภทและส่วนประกอบของเซลล์ไฟฟ้าเคมี
เซลล์ไฟฟ้าเคมี
(Electrochemical)
คือ
เครื่องมือหรืออุปกรณ์ทางเคมีที่เกิดจากการเปลี่ยนแปลงพลังงานเ
คมีเป็นไฟฟ้า หรือไฟฟ้าเป็นเคมี
เซลล์ไฟฟ้าเคมีแบ่งออกเป็น 2 ประเภท
1.
เซลล์กัลวานิก
(Galvanic
cell)
คือ
เซลล์ไฟฟ้าเคมีที่เปลี่ยนพลังงานเคมีเป็นพลังงานไฟฟ้า
เกิดจากสารเคมีทาปฏิกิริยากันในเซลล์
แล้วเกิดกระแสไฟฟ้า
เช่น ถ่านไฟฉาย เซลล์อัลคาไลน์ เซลล์ปรอท เซลล์เงิน
แบตเตอรี่
2.
เซลล์อิเล็กโตรไลต์ (Electrolytic
cell)
คือ
เซลล์ไฟฟ้าเคมีที่เปลี่ยนพลังงานไฟฟ้าเป็นพลังงานเคมี
เกิดจากการผ่านกระแสไฟฟ้าลงไปในสารเคมีที่อยู่ในเซลล์
แล้วทาให้เกิดปฏิกิริยาเคมี เช่น การแยกนาด้วยกระแสไฟฟ้า
การชุบโลหะด้วยไฟฟ้า
ส่วนประกอบของเซลล์ไฟฟ้าเคมี
1. ขัวไฟฟ้า ซึ่งมี 2 ชนิด
ก.
ขัวโลหะทั่วไป
ขัวว่องไว
เช่น
คือ
(Active
Zn
electrode)
,
Cu
ได้แก่
,
Pb
ขัวพวกนีบางโอกาสจะเข้าไปมีส่วนร่วมในการเกิดปฏิกิริยาด้วย
ข.
ขัวเฉื่อย
(Inert
electrode)
ขัวที่ไม่มีส่วนร่วมใด ๆ ในการเกิดปฏิกิริยาเคมี เช่น
(แกร์ไฟต์)
Pt
คือ
,
C
สาหรับในเซลล์ไฟ้าหนึ่ง
ๆ
จะต้องประกอบไปด้วยขัวไฟฟ้า 2 ขัวเสมอคือ
ขัวแอโนด (Anode) คือ ขัวที่เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
ขัวแคโทด (Cathode) คือ ขัวที่เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
2. อิเล็กโทรไลต์ (Electrolyte)
อิเล็กโทรไลต์
คือ
สารที่สถานะเป็นของเหลว
นาไฟฟ้าได้
เพราะมีไอออนบวกและลบเคลื่อนที่ไปมา
อิเล็กโทรไลต์มี 2 ชนิดคือ
ก. สารประกอบไอออนิกหลอมเหลว เช่น NaCl (s)
 Na+ (l) + Cl- (l)
ข.
สารละลายอิเล็กโทรไลต์
เช่น
สารละลายกรด
เบส และเกลือ
สารละลายกรด
2O
HCl (g) H


 H+ (aq) + Cl- (aq)
สารละลายเบส
2O
NaOH (s) H


 Na+ (aq) + OH- (aq)
สารละลายเกลือ
2O
NaCl (s) H


 Na+ (aq) + Cl- (aq)
16.3.2 เซลล์กัลวานิกหรือเซลล์วอลตาอิก (Voltaic
cell)
เซลล์กัลวานิก
(Galvanic
cell)
คือ
เซลล์ไฟฟ้าเคมีชนิดหนึ่งที่เปลี่ยนพลังงานเคมีเป็นพลังงานไฟฟ้า
โดยทั่วไปเซลล์กัลวานิกมักจะประกอบด้วยครึ่งเซลล์
2
ครึ่งเซลล์มาต่อเข้าด้วยกัน
และเชื่อมวงจรภายในให้ครบวงจรโดยใช้สะพานไอออนต่อไว้ระห
ว่างสารละลายในแต่ละครึ่งเซลล์
รูปที่ 16.6 แสดงอิเล็กตรอนไหลในเซลล์จากขัวแอโนด (-)
ไปยังขัวแคโทด (+)
อิเล็กตรอนเกิดจากปฏิกิริยาออกซิเดชันที่ขัวแคโทด
และอิเล็กตรอนไหลเข้าหาขัวแคโทดเกิดปฏิกิริยารีดักชัน
ครึ่งเซลล์
(Half
cell)
คือ
ระบบที่มีสารจุ่มอยู่ในไอออนของสารนัน
ถ้าสารที่จุ่มเป็นโลหะก็ใช้โลหะนันเป็นขัว
เช่น
Zn
จุ่มใน
Zn2+ Zn ทาหน้าที่เป็นขัวไฟฟ้า
รูปที่ 16.7 แสดงครึ่งเซลล์สังกะสี และครึ่งเซลล์ทองแดง
แต่ถ้าสารที่จุ่มเป็นก๊าซหรือไอออนของสารในรูปสารละลาย
จะต้องใช้ขัวเฉื่อย เช่น Pt หรือ ขัว C (แกร์ไฟต์) เป็นขัวแทน
เช่น
ก๊าซ H2 (g) จุ่มใน H+ (aq) โดยมี Pt เป็นขัว
รูปที่ 16.8 แสดงครึ่งเซลล์ก๊าซไฮโดรเจน
ก๊าซ Cl2 จุ่มใน Cl- (aq) โดยมี Pt เป็นขัว
รูปที่ 16.9 แสดงครึ่งเซลล์คลอรีน
Fe2+ (aq) จุ่มในสาระลาย Fe3+ (aq) โดยมี Pt เป็นขัว
รูปที่ 16.10 แสดงครึ่งเซลล์เหล็กไอออน
สะพานไอออน (Salt bridge)
สะพานไอออน
(Salt
bridge)
คือ
ตัวเชื่อมต่อวงจรภายในของแต่ละครึ่งเซลล์เข้าด้วยกันให้ครบวงจ
ร ไอออนในแต่ละครึ่งเซลล์สามารถไหลผ่านสะพานไอออนนีได้
สะพานไอออนเป็นตัวกันไม่ให้สารละลายในครึ่งเซลล์ทังสองผสม
กัน
การสร้างสะพานไอออน
การสร้างสะพานไอออนสามารถทาได้โดยบรรจุสารระลายอิ่ม
ตัวของเกลือ
KNO3
ปนวุ้นที่ร้อนลงในหลอดแก้วรูปตัวยูให้เต็มพอดี
(ระวังอย่าให้มีฟองอากาศแทรกอยู่ในสารละลายผสมเพราะจะทาใ
ห้สะพานไอออนมีประสิทธิภาพลดลงได้
)
เมื่อเย็นลงสารละลายที่ปนวุ้นนีจะแข็งตัวในหลอดแก้ว
แต่ละปลายอุดด้วยใยแก้ว
ซึ่งนาไปใส่วางค่อมให้ปลายหลอดแก้วแต่ละปลายจุ่มอยู่ในสารละ
ลายของแต่ละครึ่งเซลล์ หลักจากเสร็จต้องทาความสะอาดด้วยนา
แล้วแช่ไว้ในสารละลายอิ่มตัวของ
KNO3
ในนาสะพานไอออนดังกล่าวสามารถนาไปใช้ซากันหลายครังได้
รูปที่ 16.11 แสดงสะพานไอออน
ในการปฏิบัติการเคมี
เราทาสะพานไอออนง่าย
ด้วยกระดาษกรองกว้างประมาณ
ชุบสารละลายอิ่มตัว
KNO3
1
cm
ยาว
ๆ
ๆ
ให้เปียกหมดทังแผ่น
นาไปใช้แทนสะพานไอออนได้
สมบัติของสารที่ใช้ทาสะพานไอออน
1.
เป็นสารประกอบไอออนิกที่ละลายนาแตกเป็นไอออนได้ดี
มีปริมาณไอออนเกิดขึนมาก
2.
ไอออนต้องไม่ทาปฏิกิริยาเคมีกับสารใด
ๆ
ในสารละลายของครึ่งเซลล์ทังสอง
3.
ไอออนบวกและไอออนลบที่แตกตัวได้จากสารต้องมีความสามารถ
ในการเคลื่อนที่เร็วใกล้เคียงกัน
4. สารที่ใช้ทาสะพานไอออน มีหลายชนิด เช่น KNO3 KCl
NH4Cl
5. ต้องเป็นสารละลายอิ่มตัว ประกอบด้วยไอออนมาก
หน้าที่ของสารที่ใช้ทาสะพานไอออน
1. ทาให้ครบวงจรไฟฟ้า เพราะเชื่อมทังสองเซลล์เข้าด้วยกัน
2.
รักษาสมดุลระหว่างไอออนบวก
และไอออนลบ
ของสารละลายอิเล็กโตรไลต์แต่ละครึ่งเซลล์ตลอดเวลาที่มีการถ่าย
โอนอิเล็กตรอนเกิดขึนในเซลล์กัลวานิก
โดยไอออนบวกและไอออนลบจะเคลื่อนที่จากสะพานไอออนลงสู่ส
ารละลายในแต่ละครึ่งเซลล์
เพื่อทาให้ประจุในแต่ละครึ่งเซลล์สมดุล
เช่น
ขณะที่เซลล์มีการถ่ายโอนอิเล็กตรอน
สารละลายในครึ่งเซลล์หนึ่งจะเกิดการสะสมการสะสมประจุบวก
คือ
มีปริมาณไอออนบวกมากกว่าไอออนลบ
เพื่อรักษาสมดุลและสะพานไอออนจะขับไอออนลบลงสู่สารละลาย
ในครึ่งเซลล์นัน
การรักษาสมดุลของประจุ
ที่เกิดจากไอออนของสารละลายอิเล็กโตรไลต์อีกวิธีหนึ่ง
ในแต่ละครึ่งเซลล์
ด้วยการระบายไอออน
ที่ทาให้เกิดการสะสมประจุผ่านสะพานไอออนลงสู่สารละลายอีกครึ่
งเซลล์หนึ่ง
เพื่อทาให้ประจุในสารละลายแต่ละครึ่งเซลล์สมดุล
เช่น
เซลล์กัลวานิก
ครึ่งเซลล์ที่เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันสารละลายในครึ่งเซลล์จะเกิด
การสะสมประจุบวก
เนื่องจากมีปริมาณไอออนบวกมากกว่าปริมาณไอออนลบเพื่อรักษ
าสมดุลประจุ จึงระบายไอออนบวก ขึนสู่สะพานไอออนไป
รูปที่ 16.12
แสดงการรักษาสมดุลของประจุที่เกิดจากไอออนของสารละลายอิเ
ล็กโตรไลต์ในแต่ละครึ่งเซลล์
เซลล์กัลวานิกกับสะพานไอออน
เซลล์กัลวานิกที่เกิดจากครึ่งเซลล์สังกะสี
กับครึ่งเซลล์ทองแดง
ถ้าไม่มีสะพานไอออนเชื่อมต่อระหว่างสารละลายในแต่ละครึ่งเซล
ล์ เซลล์จะไม่ทางาน ซึ่งจะอธิบายได้ดังนี
รูปที่ 16.13 เซลล์กัลวานิกที่ไม่มีสะพานไอออน
เซลล์กัลวานิกที่ไม่มีสะพานไอออนต่ออยู่
จะพบว่า
ที่คนึ่งเซลล์สังกะสี
ขัวสังกะสีสังกะสีอะตอมมีแนวโน้มเอียงในการให้อิเล็กตรอน
เกิดเป็นไอออนบวก
(Zn2+)
สาหรับครึ่งเซลล์ทองแดง
ลงในสารละลาย
ทองแดงไอออน
(Cu2+
)
รับอิเล็กตรอนเป็นโลหะทองแดงเกาะที่ขัวทองแดง
ทาให้ปริมาณทองแดงไอออนในสารละลายลดลง
ดังนัน
สารละลายในครึ่งเซลลืสังกะสีเกิดการสะสมประจุบวกมากขึน
ทังนีเนื่องจากเกิดสังกะสีไอออน
ที่ขัวเป็นไอออนบวกมากขึน
(Zn2+)
และประจุบวกของ
Zn2+
มีปริมาณมากขึนจะไปดึงดูดอิเล็กตรอนที่เกิดจากอะตอมของสังกะ
สีที่ขัวโลหะสังกะสีให้หลุดออก และแรงดึงดูดของประจุบวกของ
Zn2+
ในสารละลายนีมากกว่า
ทาให้อิเล็กตรอนไหลออกสู่วงจรภายนอก จาก Zn ไปยัง Cu
ไม่ได้
เซลล์จึงไม่ทางาน
ไม่เกิดกระแสไฟฟ้าขึน
แต่ถ้าเซลล์กัลวานิกนีมีสะพานไอออนต่อเชื่อมระหว่างสารละลายใ
นครึ่งเซลล์ทังสองจะพบว่า
ไอออนของสารในสะพานไออนจะเคลื่อนที่ลงสู่สารละลายในเซลล์
เพื่อดุลประจุ
เช่น
เคลื่อนไอออนลบในสะพานไอออนลงไปดุลประจุบวกที่เกิดจากสัง
กะสี
ไอออนในครึ่งเซลล์สังกะสี
และเคลื่อนไอออนบวกในสะพานไอออนลงไปดุลประจุที่เกิดจากไ
อออนลบในครึ่งเซลล์ทองแดง
ทาให้เกิดกระแสอิเล็กตรอนไหลในวงจรจากขัวสังกะสีไปยังขัวทอ
งแดง แสดงว่าเซลล์กัลวานิกนีทางานได้
สาหรับเซลล์กัลวานิกบางชนิดไม่มีสะพานไอออนเชื่อมต่อระห
ว่างสารละลายในแต่ละครึ่งเซลล์เพื่อดุลประจุ
แต่ใช้แผ่นรูพรุนบาง
ๆ
(Prous
คั่นอยู่ระหว่างสารละลายในครึ่งเซลล์ทัง
disk)
2
ทาหน้าที่ดุลประจุป้องกันไม่ให้ครึ่งเซลล์เกิดการสะสมประจุ
โดยไอออนที่ทาให้เกิดการสะสมประจุในสารละลายของครึ่งเซลล์
หนึ่งจะเคลื่อนที่ผ่านรูเล็กของแผ่นรูพรุนบาง
ๆ
ไปยังสารละลายอีกครึ่งเซลล์หนึ่งได้
รูปที่ 16.14 เซลล์กัลวานิกชนิดที่ใช้แผ่นรูพรุนบาง ๆ
ครึ่งเซลล์สังกะสี
เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน Zn (s)  Zn2+ (aq) + 2e; Zn2+ เพิ่มขึนทาให้เกิดการสะสมประจุบวกของ Zn2+
ครึ่งเซลล์ทองแดง
เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
;
Cu2+
ลดลง แต่
Cu2+ (aq) + 2e-  Cu (s)
SO42-
เท่าเดิมเป็นผลให้
SO42-
มากกว่าเกิดการสะสมประจุลบของ SO42ดังนัน
Zn2+
จะเคลื่อนที่ผ่านแผ่นรูพรุนบาง
ไปยังสารละลายของครึ่งเซลล์ทองแดง
และ
ๆ
SO42-
จะเคลื่อนที่ผ่านแผ่นรูพรุนบาง
ๆ
จากสารละลายในครึ่งเซลล์ทองแดงไปยังสารละลายในครึ่งเซลล์สั
งกะสี ทาให้เกิดการดุลประจุขึน
ตัวอย่างเซลล์กัลวานิก
1.
เซลล์ดาเนียลล์
เป็นเซลล์กัลวานิกชนิดหนึ่งที่ประกอบด้วยครึ่งเซลล์สังกะสี
(Zn(s)/Zn2+(aq) ต่อกับครึ่งเซลล์ทองแดง (Cu (s) / Cu2+ (aq))
ให้ครบวงจรดังรูปที่ 16.15
รูปที่ 16.15 แสดงเซลล์กัลวานิกชนิดหนึ่งที่โลหะ Zn
ถูกออกซิไดส์เป็น Zn2+ ที่ขัวแอโนด
และ Cu2+ ถูกรีดิวซ์เป็นโลหะ Cu ที่แคโทด
ปฏิกิริยารีดอกซ์ Cu2+(aq) + Zn (s)  Cu(s) + Zn2+ (aq)
เมื่อต่อครึ่งเซลล์ทองแดงและครึ่งเซลล์สังกะสีเข้าด้วยกัน
โดยเชื่อมต่อด้วยสะพานไอออนในสารละลายแต่ละครึ่งเซลล์ให้คร
บวงจรแล้ว
ต่อโวลต์มิเตอร์กับวงจรภายนอก
จะพบว่าเข็มโวลต์มิเตอร์จะเบนจากขัว
อ่านศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ได้เท่ากับ
Zn
ไปยัง
1.10
Cu
โวลต์
และสักครู่หนึ่งพบว่าขัวโลหะ Zn สึกกร่อนไปส่วนขัวโลหะ Cu
มีคราบสีนาตาลแดงมาเกาะ
สารละลายสีนาเงินจางลง
การเปลี่ยนแปลงที่เกิดขึนนีอธิบายได้ว่า
1.
การที่เข็มโวลต์มิเตอร์เบนจากขัว
Zn
ไปยังขัว
Cu
แสดงว่าเกิดการถ่ายโอนอิเล็กตรอนจากขัว
Zn
ไปยังขัว
Cu
โดยมี Zn ให้อิเล็กตรอนส่วน Cu2+ รับอิเล็กตรอน
2.
Zn
ให้อิเล็กตรอนเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันที่ขัวแอโนด
(ขัว Zn) ดังสมการ
Zn (s)  Zn2+ (aq) + 2eZn สึกกร่อนเกิด Zn2+ ลงในสารละลายปริมาณมากขึน
ทาให้เกิดการสะสมประจุบวก
สะพานไอออนจะเคลื่อนไอออนลบ
(NO3- ) ลงในสารละลายเพื่อดุลประจุ
3. อิเล็กตรอนที่เคลื่อนที่จากชัว Zn มายังขัว Cu Cu2+
ในครึ่งเซลล์ทองแดงจะไปรับอิเล็กตรอนเป็นโลหะ
Cu
ทาให้มีมวลเพิ่มขึน
Cu
)ดังสมการ
เกิดปฏิกิริยารีดักชันที่แคโทด (ขัว
Cu2+ (aq) + 2e-  Cu (s)
เนื่องจาก Cu2+ รับอิเล็กตรอนเป็นโลหะ Cu
ในสารละลายมีปริมาณลดลง
และไอออนบวก
ซึ่งเดิมมีไอออนลบ
(Cu2+
)
(SO42-)
สมดุลกันอยู่
เป็นผลให้เกิดการสะสมประจุลบ
สะพานไอออนจะเคลื่อนไอออนบวก
, Cu2+
(SO42-)
(K+ )
ลงในสารละลาย
เพื่อรักษาสมดุลของประจุ
จึงทาให้อิเล็กตรอนไหลในวงจรได้ตลอด
4.
เมื่อรวมปฏิกิริยาในแต่ละครึ่งเซลล์ที่เกิดขึนเข้าด้วยกัน
จะได้ปฏิกิริยารีดอกซ์ดังสมการสุทธิดังนี
Cu2+ (aq) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+ (aq)
5.
ขัว
Zn
เป็นขัวที่อเิ ล็กตรอนไหลออก
ซึ่งเป็นขัวที่เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
และเรียกว่าขัวนีว่า
ขัวแอโนด หรือทาหน้าที่เป็นขัวลบให้อิเล็กตรอน
6.
ขัว
Cu
เป็นขัวที่อิเล็กตรอนไหลเข้า
ซึ่งเป็นขัวที่เกิดปฏิกิริยารีดักชัน และเรียกว่าขัวนีว่า ขัวแคโทด
หรือทาหน้าที่เป็นขัวบวกรับอิเล็กตรอน
เซลล์กัลวานิกนีประกอบด้วยครึ่งเซลล์ทองแดงและครึ่งเซลล์สั
งกะสี มีชื่อเรียกเฉพาะว่า เซลล์ดาเนียลส์
(Daniel
cell)
ซึงอาจจะใช้ภาชนะพรุน
หรือแผ่นพรุนขันสารละลายในแต่ละครึ่งเซลล์ทังสองแทนสะพาน
ไอออนดังรูป 16.16
รูปที่ 16.16 เซลล์ดาเนียลส์โดยไม่ใช้สะพานไอออน
แต่ใช้เป็นภาชนะพรุนหรือแผ่นรูพรุนแทน
2.
เซลล์ทองแดง
-
เงิน
เป็นเซลล์กัลวานิกชนิดหนึ่งที่ประกอบด้วยครึ่งเซลล์ทองแดง
(Cu(s) / Cu2+ (aq) ) ต่อกับครึ่งเซลล์เงิน (Ag (s) / Ag+ (aq)
ดังรูป 16.17
รูปที่ 16.17 เซลล์ทองแดง-เงิน
เมื่อต่อครึ่งเซลล์ทังสองเข้าด้วยกัน
โดยเชื่อมด้วยสะพานไอออนในสารละลายแต่ละครึ่งเซลล์
จะพบว่าเข็มของโวลต์มิเตอร์เบนจากขัวทองแดงไปขัวเงิน
อ่านศักย์ไฟฟ้าของเซลล์
ได้เท่ากับ
0.46
โวลต์
และสักครู่พบว่าโลหะทองแดงสึกกร่อน
ส่วนขัวโลหะเงินมีสารสีเทาดามาเกาะ สารละลายสีนาเงินเข้มขึน
การเปลี่ยนแปลงที่เกิดขึนอธิบายได้ว่า
1.
การที่เข็มโวลต์มิเตอร์เบนจากขัวทองแดงไปยังขัวเงินแสดงว่า
เกิดการถ่ายโอนอิเล็กตรอนจากขัวทองแดงไปยังขังเงิน
โดยมี
Cu ให้อิเล็กตรอนส่วน Ag+ รับอิเล็กตรอน
2. ปฏิกิริยาที่เกิดขึน
ขัวทองแดงเป็นแอโนด (ขัวลบ) เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
Cu(s)  Cu2+ (aq) + 2eขัวเงิน เป็นขัวแคโทด (ขัวบวก) เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
2Ag+ (aq) + e-  Ag (s)
ปฏิกิริยาสุทธิ
Cu (s) + 2Ag+ (aq)  Cu2+ (aq) + 2Ag (s)
ลักษณะสาคัญของเซลล์กัลวานิก
1.
กระแสไฟฟ้าที่เกิดขึนเป็นกระแสตรง
คือ
กระแสอิเล็กตรอน
2.
อิเล็กตรอนจะไหลจากครึ่งเซลล์ที่ศักย์ไฟฟ้าต่าไปสู่ครึ่งเซลล์ที่มีศั
กย์ไฟฟ้าสูง
3.
เซลล์กัลวานิกต่างชนิดกัน
จะมีค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ต่างกัน
และจะมีค่ามากหรือน้อยขึนอยู่กับครึ่งเซลล์ที่นามาต่อกัน
4. เซลล์กัลวานิกที่มีขัวว่องไวในครึ่งเซลล์ที่แอโนด (ขัวลบ)
โลหะนันจะสึกกร่อนมวลลดลง
ให้อิเล็กตรอนเกิดเป็นไอออนบวก
เพราะเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
ส่วนขัวแคโทด
(ขัวบวก)
จะมีมวลมากขึนเพราะเกิดปฏิกิริยารีดักชัน (รับอิเล็กตรอน)
5.
ปฏิกิริยาเคมีที่เกิดขึนในเซลล์กัลวานิกมีการถ่ายโอนอิเล็กตรอน
เป็นปฏิกิริยารีดอกซ์
6. เมื่อเกิดอิเล็กตรอนไหลนาน ๆ ในวงจรของเซลล์กัลวานิก
จะเกิดการสะสมประจุในครึ่งเซลล์กล่าวคือ
ครึ่งเซลล์แอโนดที่เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันจะเกิดการสะสมประจุบ
วก
และครึ่งเซลล์แคโทด
เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
จะเกิดการสะสมประจุลบ
ทังนีเนื่องจากสะพานไอออนไม่สามารถรักษาภาวะสมดุลของประจุ
ไว้ได้ทัน
ทาให้อิเล็กตรอนไหลในวงจรลดลง
เป็นผลให้ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ลดลงด้วย
และเมื่อแต่ละครึ่งเซลล์สะสมประจุจนถึงขีดหนึ่งจะไม่มีอิเล็กตรอน
ไหลออกนอกวงจร
ขณะนันเข็มโวลต์มิเตอร์จะชีที่เลขศูนย์
ทังนีเพราะขณะนันเกิดภาวะสมดุลเคมีขึนในแต่ละครึ่งเซลล์นัน
16.3.3 แผนภาพของเซลล์ไฟฟ้าเคมี (Cell
Diagram)
แผนภาพเซลล์ไฟฟ้าเคมี
กลุ่มสัญลักษณ์ที่แสดงเซลล์กัลวานิกหนึ่ง
ซึ่งบอกให้ทราบถึงชนิดของครึ่งเซลล์
องค์ประกอบของแต่ละครึ่งเซลล์ และขัวไฟฟ้าของเซลล์
คือ
ๆ
หลักการเขียนแผนภาพของเซลล์ไฟฟ้าเคมี
มีวิธีการเขียนดังนี
1.
เขียนครึ่งเซลล์ออกซิเดชันทางซ้าย
และครึ่งเซลล์รีดักชันทางขวา
โดยในครึ่งเซลล์ออกซิเดชันให้เขียนสารที่ทาหน้าที่เป็นขัวไฟฟ้า
ก่อนแล้วจึงตามด้วย
สารละลายไอออนของขัวไฟฟ้านัน
ส่วนในครึ่งเซลล์รีดักชันให้เขียนสารที่ทาหน้าขัวไฟฟ้าไว้ด้านขว
าสุดดังแผนภาพ
2.
ถ้าสารต่างสถานะกันก็ให้คั่นด้วยเครื่องหมาย /
และถ้าสถานะเดียวกันก็ใช้เครื่องหมาย ,
3.
สะพานไอออนให้เขียนไว้ตรงกลางระหว่างเซลล์ทังสอง
แทนด้วยเครื่องหมาย //
4.
จะเขียนความเข้มข้นของสารละลาย
หรือความดันของก๊าซได้โดยใส่ไว้ในวงเล็บตามหลังไอออนนัน
แผนภาพของเซลล์ไฟฟ้าเคมี
ครึ่งเซลล์ออกซิเดชัน
ครึ่งเซลล์รีดักชัน
//
ขัวแคโทด
ขัว
/
ไอออนในสารละลาย / ขัว
ขัวแอ
โนด
ไอออนในสารละลาย
//
สะพานไอ
ออน
ตัวอย่างแผนภาพของเซลล์กัลวานิกบางชนิด
Zn(s) / Zn2+ (aq) // Cu2+ (aq) / Cu (s)
Cu (s) / Cu2+ (aq) // Ag+ (aq) / Ag (s)
Pt (s) / H2 (g , 1 atm) / H+ (aq) // Cu2+ (aq) / Cu (s)
Sn (s) / Sn2+ (aq , 1 mol/dm3 ) // Zn2+ (aq , 1 mol/dm3 )
/ Zn (s)
Pt (s) / Sn2+ (aq) , Sn4+ (aq) // Fe2+ (aq) , Fe3+ (aq) / Pt
(s)
ตัวอย่าง กาหนดแผนภาพเซลล์กัลวานิกเป็น
A(s) / A+ (aq) // B2+ (aq) / B (s)
จงตอบคาถามต่อไปนี
ก. จงระบุขัวแอโนดและแคโทด
ข. บอกสารที่เป็นตัวออกซิไดซ์ และสารที่เป็นตัวรีดิวซ์
ค. เขียนสมการ แสดงปฏิกิริยาที่เกิดขึนในครึ่งเซล์รีดักชั่น
ง.
แสดงปฏิกิริยาที่เกิดขึนในครึ่งเซลล์ออกซิเดชั่น
เขียนสมการ
ง. เขียนสมการแสดงปฏิกิริยารีดอกซ์ที่เกิดขึน
วิธีทา
ก.
ขัวแอโนด A (s)
ขัวแคโทด B (s)
ข.
A เป็นตัวรีดิวซ์
B2+ เป็นตัวออกซิไดซ์
ค. ครึ่งเซลล์ A เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันดังนี
2A (s)  2A+ (aq) + 2eครึ่งเซลล์ B เกิดปฏิกิริยารีดักชัน ดังนี
B2+ (aq) + 2e-  B (s)
ง. สมการแสดงปฏิกิริยารีดอกซ์ที่เกิดขึนเป็นดังนี
2A (s) + B2+ (aq)  2A+ (aq) + B (s)
ตัวอย่าง ปฏิกิริยาที่เกิดขึนในเซลล์กัลวานิกเป็นดังนี
3Mg (s) + 2Cr3+ (aq)  2A+ (aq) + 2Cr (s)
จงตอบคาถามต่อไปนี
ก. เขียนแผนภาพของเซลล์กัลวานิกนี
ข. บอกขัวบวกและขัวลบ
ค. เขียนสมกาารของปฏิกิริยาออกซิเดชันและรีดักชัน
วิธีทา
ก.
0
0
3Mg (s) + 2Cr3+ (aq)  2A+ (aq) + 2Cr (s)
Mg
เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
เพราะมีเลขออกซิเดชันเพิ่มขึน
Cr3+
เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
เพราะมีเลขออกซิเดชันลดลง
เขียนแผนภาพของเซลล์กัลวานิกได้ดังนี
Mg (s) / Mg2+ (aq) // Cr3+ (aq) / Cr (s)
ข. ขัวบวก เป็นขัวที่เกิดปฏิกิริยารีดักชัน หรือรับอิเล็กตรอน
คือ ขัว Cr
ขันลบ
เป็นขัวที่เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
หรือให้อิเล็กตรอน คือ ขัว Mg
ค. ปฏิกิริยาออกซิเดชัน ; 3Mg (s)  3Mg2+ (aq) + 6e-
ปฏิกิริยารีดักชัน ;
2Cr3+ (aq) + 6e-

2Cr (s)
ตัวอย่าง ปฏิกิริยาที่เกิดขึนในเซลล์กัลวานิกคือ
ก. 2Al (s) + 3Sn4+ (aq)  2Al3+ (aq) + 3Sn2+ (aq)
ข. Zn (s) + 2H+ (aq)  Zn2+ (aq) + H2 (g)
จงเขียนแผนภาพของเซลล์ไฟฟ้าเคมีนี
วิธีทา
ก.
2Al(s) + 4+
3Sn
(aq)
3+(aq)
2+(aq)
2Al + 3Sn
ิ นั
ใหe้ - ออกซเดช
รับe- รีดักชนั
ครึ่งเซลล์อะลูมิเนียม เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน มีโลหะ Al
เกี่ยวข้องในปฏิกิริยา
แสดงว่า Al เป็นขัวแอโนด
ครึ่งเซลล์ดีบุกไอออน เกิดปฏิกิริยารีดักชัน ไม่มีโลหะ Sn
เกี่ยวข้องในปฏิกิริยา
มีแต่ไอออนของดีบุกเท่านัน
นั่นคือ
ต้องใช้ขัวเฉื่อยเป็นขัวแคโทด เช่น Pt
แผนภาพเซลล์ไฟฟ้าเคมีคือ
Al (s) / Al3+ (aq) // Sn2+ (aq) , Sn4+ (aq) / Pt (s)
ข.
Zn(s) + +2H
(aq)
2+(aq)
Zn +2(g)
H
ิ นั
ใหe้ - ออกซเดช
รับe- รีดักชนั
ครึ่งเซลล์สังกะสี เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน มีโลหะ Zn
เกี่ยวข้องในปฏิกิริยา แสดงว่าใช้ Zn เป็นขัวแอโนด
ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจน
เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
ไม่มีโลหะเกี่ยวข้องกับปฏิกิริยา มีเฉพาะก๊าซ
H2
และ
H+
เท่านัน แสดงว่า ต้องใช้ขัวเฉื่อยเป็นขัวแคโทด เช่น Pt
แผนภาพเซลล์ไฟฟ้าเคมี คือ
Zn (s) / Zn2+ (aq) / / H+ (aq) / H2 (g) / Pt (s)
ตัวอย่าง
เซลล์กัลวานิกที่ประกอบด้วยครึ่งเซลล์โบรมีนและครึ่งเซลล์ต่อกัน
ดังรูป
จงตอบคาถามต่อไปนี
ก. ระบุขัวแอโนดและขัวแคโทด
ข. เขียนสมการแสดงปฏิกิริยาออกซิเดชันและรีดักชัน
ค. เขียนสมการแสดงปฏิกิริยารีดอกซ์
ง. เขียนแผนภาพของเซลล์ไฟฟ้าเคมี
วิธีทา
ก. ขัวแอโนด คือ Pt ในครึ่งเซลล์โบรมีน
ขัวแคโทด คือ Pt ในครึ่งเซลล์คลอรีน
ข. ปฏิกิริยาออกซิเดชัน คือ 2Br- (aq)  Br2 (l) + 2eปฏิกิริยารีดักชัน คือ Cl2 (g) + 2e-  2Cl- (g)
ค. ปฏิกิริยารีดอกซ์ คือ Cl2 (g) + 2Br- (aq)  2Cl- (aq)
+ Br2 (l)
ง. แผนภาพเซลล์ไฟฟ้าเคมี คือ
Pt (s) / Br2 (l) / Br- (aq) / / Cl- (aq) / Cl2 (g) / Pt (s)
ตัวอย่าง
เซลล์กัลวานิกที่ประกอบด้วยครึ่งเซลล์
Pt (s) / Fe2+
(aq) , Fe3+ (aq) และครึ่งเซลล์ Zn (s) / Zn2+ (aq) ต่อกันดังรูป
จงตอบคาถามต่อไปนี
ก. ระบุขัวลบและขัวบวกของเซลล์
ข. เขียนสมการแสดงปฏิกิริยาออกซิเดชัน และรีดักชัน
ค. เขียนสมการแสดงปฏิกิริยารีดอกซ์
ง. เขียนแผนภาพของเซลล์ไฟฟ้าเคมี
วิธีทา
ก.
ขัวลบคือขัวที่เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน คือ
ในครึ่งเซลล์ Zn (s) / Zn2+ (aq)
ขัว
Zn
ขัวบวก คือ ขัวที่เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
คือ ขัว
Pt
ในครึ่งเซลล์ Pt (s) / Fe2+ (aq), Fe3+ (aq)
ข. ปฏิกิริยาออกซิเดชัน คือ Zn (s)  Zn2+(aq) + 2 eปฏิกิริยารีดักชัน คือ 2Fe3+ (aq) + 2e-  2Fe2+
(aq)
ค. ปฏิกิริยารีดอกซ์
Zn (s) + 2Fe3+ (aq)

Zn2+(aq) + 2Fe2+ (aq)
ง. แผนภาพของเซลล์ไฟฟ้าเคมี คือ
Zn (s) / Zn2+ (aq) / / Fe2+ (aq) , Fe3+ (aq) / Pt (s)
16.3.4 เซลล์ความเข้มข้น
เซลล์ความเข้มข้น เป็นเซลล์กัลวานิกชนิดหนึ่งที่ประกอบด้วย
ครึ่งเซลล์ชนิดเดียวกันต่อเข้าด้วยกันด้วยสะพานไอออน
โดยสารละลายในแต่ละครึ่งเซลล์มีความเข้มข้นต่างกัน
หมายเหตุ
ศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ขึนอยู่กับ
ชนิดของครึ่งเซลล์
อุณหภูมิ
และความเข้มข้นของสารละลายในครึ่งเซลล์
กล่าวคือ
ครึ่งเซลล์ชนิดเดียวกัน
ความเข้มข้นในสารละลายต่างกันจะมีศักย์ไฟฟ้าของ
ครึ่งเซลล์ต่างกัน
และศักย์ไฟฟ้าในครึ่งเซลล์จะเปลี่ยนแปลงตามความเ
ข้มข้น
เช่น
ในครึ่งเซลล์ใดสารละลายมีความเข้มข้นมากจะมีศักย์
ไฟฟ้ามาก
และสารละลายมีความเข้มข้นน้อย
เซลล์
คศ
วามเข้
มข้านน้ทองแดง
จะมี
ักย์ไฟฟ้
อย
เมื่อนาครึ่งเซลล์
ต่อกับครึ่งเซลล์
Cu
(s)
Cu (s) / Cu2+ (aq, 1 mol/dm3 )
/
Cu2+
(aq,
0.1
mol/dm3
)
ให้ครบวงจรดังรูป 16.18
รูปที่ 16.18 เซลล์ความเข้มข้นทองแดง
เมื่อนาครึ่งเซลล์ทังสอง
มาต่อให้ครบวงจร
เข็มโวลต์มิเตอร์เบนจากครึ่งเซลล์ Cu (s) / Cu2+ (aq, 0.1
mol/dm3 ) ซึ่งมีศักย์ไฟฟ้าครึ่งเซลล์ต่ากว่าไปยังครึ่งเซลล์ Cu (s)
/ Cu2+ (aq, 1 mol/dm3 ) ซึ่งมีศักย์ไฟฟ้าครึ่งเซลล์สูงกว่า
แสดงว่า
อิเล็กตรอนไหลจากขัวในครึ่งเซลล์ที่มีความเข้มข้นน้อยไปสูงขัวใ
นครึ่งเซลล์ที่มีความเข้มข้นมาก ซึ่งสามารถอธิบายได้ดังนี
Cu (s) ในครึ่งเซลล์ Cu (s) / Cu2+ (aq, 0.1 mol/dm3 )
ให้อิเล็กตรอนเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันเป็นขัวแอโนด
(s)1
ส่วน Cu
ในครึ่งเซลล์ Cu (s) / Cu2+ (aq, 1 mol/dm3 )
รับอิเล็กตรอนเกิดปฏิกิริยารีดักชันเป็นขัวแคโทด
สมการของปฏิกิริยาเกิดขึนดังนี
แคโทด (รีดักชัน)
Cu (s)
;
Cu2+ (aq, 1 mol/dm3 ) + 2e- 
E = +0.33 V
แอโนด (ออกซิเดชัน) ; Cu (s)  Cu2+ (aq, 0.1 mol/dm3 )
+ 2e-
E = -0.307 V
ปฏิกิริยารีดอกซ์ คือ
;
Cu2+ (aq, 1 mol/dm3 ) 
Cu2+ (aq, 0.1 mol/dm3 ) Ecell = 0.030 V
เมื่อกระแสอิเล็กตรอนไหลในเซลล์ความเข้มข้นสักครู่หนึ่งจะ
พบว่าครึ่งเซลล์
Cu
(s)
/
Cu2+
(aq,
0.1
mol/dm3
)
ความเข้มข้นของ Cu2+ เพิ่มข้น ส่วนครึ่งเซลล์ Cu (s) / Cu2+
(aq,
1
mol/dm3
)
จะมีความเข้มข้นของ
Cu2+
ลดลงจนกระทั่งเท่ากัน
อิเล็กตรอนจะหยุดไหลขณะที่ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เป็นศูนย์
จากเซลล์ความเข้มข้นข้างต้นนีเขียนแผนภาพของเซลล์ดังนี
Cu (s) / Cu2+ (aq, 0.1 mol/dm3 ) / / Cu2+ (aq, 1
mol/dm3 ) / Cu (s)
ลักษณะสาคัญของเซลล์ความเข้มข้น
1.
อิเล็กตรอนจะไหลจากครึ่งเซลล์ที่มีความเข้มข้นน้อยไปสู่ครึ่งเซลล์
ที่มีความเข้มข้นมาก
2.
ขัวในครึ่งเซลล์ที่มีความเข้มข้นน้อย
เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันเป็นขัวแอโนด
ส่วนขัวในอีกครึ่งเซลล์ที่มีความเข้มข้นมากเกิดปฏิกิริยารีดักชัน
(เป็นขัวแคโทด)
3.
เซลล์ความเข้มข้นที่สารละลายในครึ่งเซลล์มีความเข้มข้นต่างกันยิ่
งมาก ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ก็ยิ่งมีค่ามาก
แบบทดสอบที่ 16.5
1. ปฏิกิริยาที่เกิดขึนในเซลล์กัลวานิกเป็นดังนี
X2 (g) + Y2 (g)  2X - (aq) + 2Y+ (g)
จงตอบคาถามต่อไปนี
ก. จงระบุขัวแอโนดและแคโทด
ข. สารใดเป็นตัวออกซิไดส์ และตัวรีดิวซ์
ค. จงเขียนปฏิกิริยาออกซิเดชัน และรีดักชัน
ง. เขียนแผนภาพของเซลล์กัลวานิกนี
2. แผนภาพเซลล์กัลวานิก 2 เซลล์ เป็นดังนี
X (s) / X+ (aq) / / Y3+ (aq) / Y (s)
W (s) / W+2 (aq) / / X+ (aq) / X (s)
เมื่อนาครึ่งเซลล์ Y (s) / Y3+ (aq) มาต่อกับครึ่งเซลล์ W (s)
/ W+2 (aq) เป็นเซลล์กัลวานิกที่มีแผนภาพเซลล์เป็นอย่างไร ?
และเขียนสมการที่เกิดขึนด้วย
3. เซลล์กัลวานิกที่เกิดจากครึ่งเซลล์ Pt (s) / A2 (g) / A - (aq)
กับครึ่งเซลล์ Pt (s) / M+ (aq) / M 3+ (aq) ดังรูป
จงตอบคาถามต่อไปนี
ก. บอกขัวแอโนด และขัวแคโทด
ข. เขียนสมการของปฏิกิริยาออกซิเดชัน และรีดักชัน
ค. เขียนสมการของปฏิกิริยารีดอกซ์
ง. เขียนแผนภาพของเซลล์กัลวานิก
4. กาหนดแผนภาพของเซลล์กัลวานิกต่อไปนี
Zn (s) / Zn2+ (aq , 0.01 mol / dm3 ) / / Zn2+ (aq , 0.1 mol
/ dm3 ) / Zn (s)
จงเขียนรูปและแสดงส่วนประกอบต่าง ๆ ของเซลล์กัลวานิกนี
และบอกชื่อประเภทของเซลล์กัลวานิกนีด้วย
พร้อมทังเขียนสมการแสดงปฏิกิริยาที่เกิดขึนในแต่ละครึ่งเซลล์นี
เฉลยแบบทดสอบที่ 16.5
1.แนวคิด
X2(g)
-(aq)
2X + +(aq)
2Y
+ 2(g)
Y
ON ลดรีดักชนั
ิ นั
ON เพิม่ ออกซเดช
ก. ขัวแอโนดคือ Pt ในครึ่งเซลล์ Pt (s) / Y2 (g) / Y+ (aq)
ขัวแคโทด คือ Pt ในครึ่งเซลล์
Pt (s) / X2 (g) / X
-
(aq)
ข. ตัวออกซิไดส์ X2 และตัวรีดิวซ์ Y2
ค. ปฏิกิริยาออกซิเดชัน คือ Y2 (g)  2Y+ (aq) + 2eปฏิกิริยารีดักชัน คือ X2 (g) + 2e-  2X - (aq)
ง. แผนภาพของเซลล์คือ
Pt (s) / Y2 (g) / Y+ (aq) / / X - (aq) / X2 (g) / Pt (s)
2.เฉลย
X (s) / X+ (aq) / / Y3+ (aq) / Y (s)
-
จากแผนภาพเซลล์แสดงว่า ศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์
X (s) / X+ (aq) น้อยกว่าครึ่งเซลล์
- ปฏิกิริยารีดอกซ์คือ
Y(s) / Y3+ (aq)
3X (s) + Y3+ (aq)  3X+
(aq) + Y (s)
แสดงว่า Y3+ รับอิเล็กตรอนได้ดีกว่า X+
W (s) / W+2 (aq) / / X+ (aq) / X (s)
- จากแผนภาพเซลล์แสดงว่า ศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์
W (s) / W+2 (aq) น้อยกว่าครึ่งเซลล์
X (s) / X+ (aq)
- ปฏิกิริยารีดอกซ์คือ
W (s) + 2X+ (aq)  W2+
(aq) + 2X (s)
แสดงว่า X+ รับอิเล็กตรอนได้ดีกว่า W2+
เมื่อเรียงลาดับความสามารถในการชิงอิเล็กตรอนจากมากไป
น้อย จะได้ดังนี
Y3+ > X + > W2+
เซลล์กัลวานิกที่ประกอบด้วยครึ่งเซลล์
Y (s) / Y3+ (aq)
กับครึ่งเซลล์ W (s) / W2+ (aq)
แผนภาพเซลล์คือ
ปฏิกิริยารีดอกซ์คือ
W (s) / W2+ (aq) / / Y3+ (aq) / Y (s)
2Y3+ (aq) + 3W (s)  2Y (s) +
3W2+ (aq)
3.เฉลย
ก. ขัวแอโนด คือ Pt ในครึ่งเซลล์ Pt (s) / A2 (g) / A- (aq)
ขัวแคโทด คือ Pt ในครึ่งเซลล์ Pt (s) / M+ (aq) , M3+
(aq)
ข. ปฏิกิริยาออกซิเดชัน คือ 2A- (aq)  A2 (g) + 2eปฏิกิริยารีดักชัน คือ
M3+ (aq) + 2e-

M+
(aq)
ค. ปฏิกิริยารีดอกซ์
2A- (aq) + M3+ (aq)  A2 (g) +
M+ (aq)
ง. แผนภาพเซลล์
(aq) , M3+ (aq) / Pt (s)
4.เฉลย
Pt (s) / A2 (g) / A - (aq) / / M+
แผนภาพของเซลล์กัลวานิก
Zn (s) / Zn2+ (aq , 0.01 mol / dm3 ) / / Zn2+ (aq , 0.1
mol / dm3 ) / Zn (s)
รูปของเซลล์กัลวานิก
ปฏิกิริยารีดักชัน คือ
Zn2+ (aq , 0.1 mol / dm3 ) + 2e-
 Zn (s)
ปฏิกิริยาออกซิเดชัน
Zn (s) 
Zn2+ (aq , 0.01 mol /
dm3 ) + 2eเซลล์กัลวานิกนีเป็นเซลล์ความเข้มข้น
16.3.5 ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์
กระแสอิเล็กตรอน
ที่เกิดจากเซลล์ไฟฟ้าเคมี
เกิดจากแรงผลักอิเล็กตรอนออกจากขัวแอโนด
ผ่านวงจรภายนอกไปยังขัวแคโทด
เมื่อกระแสไฟฟ้าไหลผ่านจุดสองจุดที่มีศักย์ไฟฟ้าต่างกัน
กระแสไฟฟ้าจะไหลจากศักย์ไฟฟ้าสูงไปสู่ศักย์ไฟฟ้าต่า
ซึ่งมีทิศทางการไหลสวนทางกับการไหลของอิเล็กตรอน
ความต่างศักย์จะวัดเป็นหน่วยโวลต์
เช่น
แบตเตอรีมีความต่างศักย์ 6 โวลต์ (V)
ศักย์ไฟฟ้าระหว่างขัวของเซลล์ไฟฟ้าเคมี
ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์
เรียกว่า
(E
cell
)
ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ขันอยู่กับความเข้มข้นของไอออนในเซลล์
อุณหภูมิ
และความดันย่อยของก๊าซที่เกี่ยวข้องกับปฏิกิริยาของเซลล์
ถ้าศักย์ไฟฟ้าระหว่างขัวของเซลล์ไฟฟ้าเคมี (เซลล์กัลวานิก)
หาได้จากการใช้แต่ละครึ่งเซลล์ที่มีความเข้มข้นของไอออนมนเซ
ลล์เท่ากับ
1
ความดันย่อยของก๊าซที่เกี่ยวข้องเท่ากับ
และทาที่อุณหภูมิ
ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์นีเรียกว่า
25
โมลต่อลิตร
1
บรรยากาศ
องศาสเซลเซียส
ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์มาตรฐาน
( E 0cell )
การอธิบายศักย์ไฟฟ้าของเซลล์
พลังงานที่เกิดขึนจากปฏิกิริยารีดอกซ์
ด้วยการเคลื่อนอิเล็กตรอนผ่านวงจรภายนอกจากขัวหนึ่งไปยังอีก
ขัวหนึ่งของเซลล์ไฟฟ้าเคมี
ทาให้เกิดศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ขึน
และพลังงานนีจะมากหรือน้อยขึนกับกาลังจากแรงผลักอิเล็กตรอน
ออกจากขัวแอโนดและแรงดึงดูดอิเล็กตรอนเข้าขัวแคโทด
ในปฏิกิริยารีดอกซ์ถ้าเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันให้อิเล็กตรอนอย่าง
รวดเร็ว และเกิดปฏิกิริยารีดักชัน รับอิเล็กตรอนง่ายและรวดเร็ว
ก็จะพบว่าเกิดการถ่ายโอนอิเล็กตรอนอย่างรุนแรง
ปฏิกิริยารีดอกซ์นีก็จะเกิดพลังงานปริมาณมาก
ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ก็จะมากขึนด้วย
(กาลังในการผลักและดูดอิเล็กตรอนของปฏิกิริยาในเซลล์ถูกวัดใ
นรูปศักย์ไฟฟ้าของเซลล์
(E)
เรียกอีกอย่างหนึ่งว่า
แรงเคลื่อนไฟฟ้า )
16.3.6 ศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์
เมื่อนาครึ่งเซลล์ Zn (s) / Zn2+ (aq) , ครึ่งเซลล์
Cu2+
(aq)
และครึ่งเซลล์
Mg
(s)
/
Cu (s) /
Mg2+
(aq)
มาต่อเป็นเซลล์กัลวานิกแบบต่าง
และต่อกับแกลวานอมิเตอร์เข้าไปในวงจร
และอ่านค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ได้ดังตารางดังนี
เซลล์
ที่
เซลล์กัลวานิก
1
Zn(s)/Zn2+
(aq)
2
Cu (s) / Cu2+ (aq)
ต่อกับ
ๆ
ขัวของแกลวา
นอมิเตอร์เบนเ
ข้า
ศักย์ไฟฟ้า
ของเซลล์
Cu
1.1
Cu
2.72
Cu (s) / Cu2+ (aq) ต่อกับ
Mg (s) / Mg2+ (aq)
จากการทดลองจะเห็นได้ว่าเมื่อใช้ครึ่งเซลล์ต่างกัน
ค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์จะไม่เท่ากัน
(V)
แสดงว่าค่าศักย์ไฟฟ้าของแต่ละครึ่งเซลล์มีค่าไม่เท่ากัน
การวัดค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์
เพื่อหาค่าศักย์ไฟฟ้า
จะกระทาโดยตรงไม่ได้
เนื่องจากครึ่งเซลล์ไม่ครบวงจร
แต่ถ้านาครึ่งเซลล์
2
ครึ่งเซลล์มาต่อกันให้ครบวงจรไฟฟ้าก็จะได้ค่าศักย์ไฟฟ้าของเซล
ล์
ซึ่งก็ยังไม่สามารถทราบได้ว่าแต่ละครึ่งเซลล์มีค่าศักย์ไฟฟ้าเท่าใด
ดังนันในทางปฏิบัติ
จึงหาค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ได้โดยการเปรียบเทียบ กล่าวคือ
ต้องกาหนดให้ครึ่งเซลล์ใดครึ่งเซลล์หนึ่งเป็นครึ่งเซลล์มาตรฐานซึ่
งทราบค่าศักย์ไฟฟ้าแน่นอน
แล้วจึงนาไปต่อกับครึ่งเซลล์อื่นที่ต้องการหาค่าศักย์ไฟฟ้า
(รายละเอียดได้กล่าวไว้ในหัวข้อ
การหาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ แล้ว)
การใช้ครึ่งเซลล์มาตรฐานแตกต่างกัน
ก็จะทาให้ได้ค่าศักย์ไฟฟ้าที่แตกต่างกันไปด้วย
ดังนัน
เพื่อไม่ให้เกิดความสับสนนักเคมีจึงได้กาหนดให้ใช้เซลล์ไฮโดรเจ
นมาตรฐานเป็นสากลในการเปรียบเทียบ
ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน
(Standard
Hydrogen Electrode)
ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน (Standard Hydrogen
Electrode
,
SHE)
เป็นครึ่งเซลล์มาตรฐานสากลที่ใช้เปรียบเทียบหาค่าศักย์ไฟฟ้าขอ
งครึ่งเซลล์ที่ต้องการ
ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐานประกอบด้วยขัวไฟฟ้าที่ทาด้วยแพล
ทินัมแบลก (Platinum back) จุ่มในสารละลายกรด HCl เข้มข้น
1
โมล/ลิตร
มีก๊าซ
H2
ผ่านลงในสารละลายตลอดเวลา
ก๊าซที่ใช้นีมีความดัน
1
บรรยากาศ
(atm)
และแพลทินัมแบลกที่ใช้เป็นขัวไฟฟ้าต้องทาให้มีพืนที่ผิวมาก
มีรูพรุน
เพื่อให้เกิดปฏิกิริยาได้รวดเร็วขึน
และรักษาสมดุลระหว่าง H2 และ H+ ในสารละลายดังสมการ
(อุณหภูมิ 25 0C)
2H+
Pt
(aq , 1 mol / dm3 ) + 2e-
H2 (g , 1 atm)
รูป 16.19 ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน
เนื่องจากครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐานใช้เป็นสากลในการเป
รียบเทียบ จึงกาหนดค่า ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ (E0 )
เท่ากับ 0.00 โวลต์ และเขียนแผนภาพของครึ่งเซลล์เป็น Pt (s)
/
H2
(1
atm)
/
H+
(
1
mol
/
dm3
)
ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน
อาจจะเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
หรือรีดักชัน
ทังนีขึนอยู่กับครึ่งเซลล์ที่นามาต่อด้วยปฏิกิริยาที่เกิดขึน
และค่าศักย์ไฟฟ้าแสดงได้ดังนี
ครึ่งปฏิกิริยาไฮโดรเจนมาต ศักย์ไฟฟ้าครึ่งเซลล์มาตรฐาน
รฐาน
ออกซิเดชัน H2 (g) 
0.00 โวลต์
2H+ (aq) + 2e-
0.00 โวลต์
รีดักชัน
2H+ + 2e-
 H2
ก. ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์
เมื่อนาครึ่งเซลล์ที่ต้องการทราบค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์มา
ต่อเข้ากับครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน ค่าศักย์ไฟฟ้าที่หาได้นัน
จะเรียกว่า
ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์
(กาหนดสัญลักษณ์
คือ
E
)
0
ถ้าทดลองโดยใช้ครึ่งเซลล์ที่ประกอบด้วยสารละลายเข้มข้น
1
โมลต่อลิตร
1
และถ้ามีก๊าซเกี่ยวข้องด้วยต้องมีความดัน
บรรยากาศ (atm) ที่อุณหภูมิ 25 องศาเซลเซียส
ข. การหาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์
(E 0 )
การหาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ในทางปฏิบัติสาม
ารถทาได้ดังนี
1.
นาครึ่งเซลล์ที่ต้องการหาค่า
E
0
นันมาต่อเป็นเซลล์กัลวานิกกับครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐานให้คร
บวงจรโดยมีโวลต์มิเตอร์ต่ออยู่ด้วย
แล้วอ่านค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์
2.
สังเกตการเบนของเข็มโวลต์มิเตอร์
ขัวที่เข็มเบนออกจะเป็นขัวที่เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
ซึ่งเรียกว่าขัวแอโนด
(ขัวลบ)
และขัวที่เข็มเบนเข้าหา
จะเป็นขัวที่เกิดปฏิกิริยารีดักชัน (ขัวบวก) ซึ่งเรียกว่าขัวแคโทด)
3. กาหนดให้ค่าครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐานมีค่า E
0
= 0.00 โวลต์
4.
นาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์ที่อ่านได้
มาคานวณหาศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ได้จากสูตร
= ศักย์ไฟฟ้าสูง - ศักย์ไฟฟ้าต่า
E 0cell
หรือ
E 0cell
เมื่อ
= E 0cathode - E 0anode
=
E 0cell
ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์ที่อ่านได้จากโวลต์มิเตอร์
=
E 0cathode
ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ที่เกิดปฏิกิริยารีดักชัน (ขัวบวก)
=
E 0anode
ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ที่เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
(ขัวลบ)
แอโนด
แคโทด
รูปที่ 16.20
ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์สามารถหาได้จากผลต่างระหว่างศั
กย์ไฟฟ้ามาตรฐาน
ของครึ่งเซลล์ที่แอโนดและแคโทด
ตัวอย่างการหาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเ
ซลล์
ครึ่งเซลล์สังกะสีต่อกับครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน
รูปที่ 16.21
การหาศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์สังกะสีโดยการต่อกับครึ่งเซลล์ไฮโ
ดรเจนมาตรฐาน
เมื่อต่อครึ่งเซลล์สังกะสีมาตรฐานกับครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตร
ฐาน
โดยมีโวลต์มิเตอร์ต่ออยู่ด้วยเป็นเซลล์กัลวานิก
พบว่าเข็มของโวลต์มิเตอร์เบนจากขัว
ที่ผ่านด้วย
H2
(g)
ให้อิเล็กตรอนเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
Pt (H2)
รับอิเล็กตรอน
Zn
ไปยังขัว
Pt
แสดงว่า
ขัว
Zn
เป็นขัวแอโนด
และขัว
เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
เป็นขัวแคโทด
และอ่านค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์ได้เท่ากับ 0.763 โวลต์
เนื่องจากใช้ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐานเป็นสากลในการเป
รียบเทียบหาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์สังกะสี จึงให้
= 0.00 โวลต์
E0 
H
จากสูตร
= E 0cathode - E 0anode
E 0cell
แทนค่า
0.763
E0
Zn2 
=
=
0.00
-
E0
Zn2 
-0.763 โวลต์
และศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์สังกะสีเท่ากับ
โวลต์
-0.763
ค่านีเรียกว่า ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์รีดักชัน
( E 0Zn2 ) นันคือ
Zn2+ (aq) + 2e-
 Zn (s)
E0
Zn2 
=
-
0.763 โวลต์
แผนภาพของเซลล์สังกะสี-ไฮโดรเจนมาตรฐานคือ
Zn (s) / Zn2+ (1 mol / dm3 ) / / H+ ( 1 mol /dm3 ) /
H2 (g , 1 atm ) / Pt (s)
หมายเหตุ ค่า E0 ที่คานวณได้จากสูตร E 0cell
= E 0cathode - E 0anode เป็นค่า E0 แบบรีดักชัน
ไม่ว่าจะเป็นครึ่งเซลล์ที่แคโทดหรือครึ่งเซลล์แอโน
ด คือ
เป็นศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์มาตรฐานรีดักชัน
เป็นค่า E0
เซลล์ทองแดงกับครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน
รูปที่ 16.22
แสดงครึ่งเซลล์ทองแดงมาตรฐานกับครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐา
น
เมื่อต่อครึ่งเซลล์ทองแดงกับครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน
โดยมีโวลต์มิเตอร์ต่ออยู่ด้วยเป็นเซลล์กัลวานิก
พบว่า
เข็มของโวลต์มิเตอร์เบนจากขัว
แสดงว่าขัว Pt (H2)
เป็นขัวแอโนด
Pt (H2)
ไปยังขัว
Cu
ให้อิเล็กตรอนเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
และขัว Cu รับอิเล็กตรอน เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
เป็นขัวแคโทด
และอ่านค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์ได้
เท่ากับ 0.337 โวลต์
เนื่องจากใช้ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐานในการเปรียบเทียบ
หาค่า E 0Cu 2 จึงให้
E0 
H
= 0.00 โวลต์
จากสูตร
E 0cell
= E 0cathode - E 0anode
แทนค่า
0.337
E0
Cu 2 
=
=
E0
Cu 2 
- 0.00
+0.337 โวลต์
และศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์สังกะสีเท่ากับ +0.337
โวลต์
ค่านีเรียกว่า ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์รีดักชัน
( E 0Cu 2 ) นันคือ
Cu2+ (aq) + 2e-
 Cu (s)
E0
Cu 2 
=
+0.34 โวลต์
แผนภาพของเซลล์สังกะสี-ไฮโดรเจนมาตรฐานคือ
Pt (s) / H2 (g , 1 atm ) / H+ ( 1 mol /dm3 ) / / Cu2+
(1 mol / dm3 ) / Cu (s)
การหาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ด้วยวิธีเดียวกันนี
สามารถจะหาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ต่าง
ๆ
ได้ดังตารางที่ 16.5 ดังนี
ตารางที่ 16.5 แสดงค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ (E0 )
ต่าง ๆที่ 25 0C
ลักษณะสาคัญของค่า E0 ของครึ่งเซลล์
1. ค่ า
E0 ข อ ง ค รึ่ ง เ ซ ล ล์ ใ น ต า ร า ง ที่
16.5
เ ป็ น ค่ า ศั ก ย์ ไ ฟ ฟ้ า ม า ต ร ฐ า น ข อ ง ค รึ่ ง เ ซ ล ล์ รี ดั ก ชั น
ซึ่ ง แ ส ด ง ถึ ง ค ว า ม ส า ม า ร ถ ใ น ก า ร รั บ อิ เล็ ก ต ร อ น ข อ ง ส า ร
โดยหาได้จากการเปรียบเทียบกับครึ่งเซลล์ไฮดดรเจนมาตรฐาน
เนื่องจากค่า
=
E0 
H
ของครึ่งเซลล์ใดมีค่าน้อยกว่า
แสดงว่า
0.00 โวลต์ ดังนันถ้า E0
0.00
โวลต์
คือมีค่าติดลบ
สารครึ่งเซลล์นันจะรับอิเล็กตรอนได้สู้
ในครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐานไม่ได้
ของครึ่งเซลล์ใดมีค่ามากกว่า
0.00
และถ้า
โวลต์
H+
E0
คือมีค่าเป็นบวก
แสดงว่า สารในครึ่งเซลล์นันสามารถรับอิเล็กตรอนได้ดีกว่า
H+
ในครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน
2. ค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ มี 2 แบบ คือ
2.1
ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์รีดักชัน
(Standard
Reduction
Potential)
สัญลักษณ์คือ
E 0r
เป็นค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ที่แสดงถึงความสามารถใ
นการรับอิเล็กตรอน
ซึ่งเขียนด้วยสมการของปฏิกิริยารีดักชัน
ดังนี
Mn+ (aq) + ne-  M (s)
2.2
(Standard
E 0r
ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ออกซิเดชัน
Oxidation
Potential)
สัญลักษณ์คือ
E 0O
เป็นค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์ที่แสดงถึงความสามารถใ
นการให้อิเล็กตรอน
ซึ่งเขียนด้วยสมการของปฏิกิริยาออกซิเดชันดังนี
M(s)

Mn+ (aq) + ne-
E 0O
*
ครึ่งเซลล์ใด ๆ ที่ไม่ได้กาหนดสมการของปฏิกิริยา
แต่กาหนดค่า E0 อย่างเดียว ค่า E0 ที่กาหนดให้นันหมายถึง
E 0r เพราะค่า E 0r เป็นค่าที่ใช้เป็นหน่วย SI
3. หลักเกณฑ์คณิตศาสตร์กับค่า E0 ของครึ่งเซลล์
การใช้หลักเกณฑ์คณิตศาสตร์
กับค่า
E0
โดยไม่ต้องคานึงถึงประเภทของค่า E0
3.1 คูณหรือหารตัวเลขใด ๆ เข้าไปในสมการเคมี ค่า
E0 คงที่ไม่เปลี่ยนแปลง เพราะค่า E0 เป็นค่ามาตรฐานที่ 25 0C
1 atm และสารละลายเข้มข้น 1 mol/dm3
3.2
สมการของปฏิกิริยาเขียนกลับข้างกัน
ก็ต้องเปลี่ยนเครื่องหมายเป็นตรงข้ามด้วย
ค่า
E0
(จากบวกลบ
,
จากลบ บวก) ดังนี
Cu2+ (aq) + 2e-
 Cu(s)
=
E0
Cu 2 
+0.34 โวลต์
ถ้า
Cu (s)  Cu2+ (aq) + 2e-
E0
Cu 2 
= -0.34 โวลต์
3.3 ถ้าสมการของปฏิกิริยาบวกกัน ค่า E0 ต้องบวกกัน
และถ้านาสมการของปฏิกิริยามาลบกันค่า
E0
ต้องลบกันด้วย
ดังนี
สมการของปฏิกิริยาบวกกัน
(1) , Cu2+ (aq) + 2e+0.34 โวลต์
 Cu(s)
E 10
=
(2) , Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e-
E 02 = -0.763
โวลต์
(1) + (2) ; Cu2+ (aq)
E 0รวม
+ Zn (s) Cu(s)+ Zn2+ (aq)
= (+0.34) + (0.76) = +1.1 V
สมการลบกัน
(3)
Cu2+ (aq) + 2e-
 Cu(s)
E 30
=
+0.34 โวลต์
(4)
Mg2+ (aq) + 2e-  Mg (s)
E 04 = -
2.38 โวลต์
(3)-(4) ; Cu2+ (aq)
E 0รวม
- Mg2+ (aq) Cu(s)
- Mg (s)
= (+0.34)- (-2.38)
หรือ เขียนใหม่ได้ว่า ; Cu2+ (aq)+ Mg (s) Cu(s)+ Mg2+
(aq) E 0รวม = 2.72 โวลต์
4.
ความแรงของตัวออกซิไดซ์และตัวรีดิวซ์ของธาตุและไอออนของ
ธาตุกับค่า E0
4.1
ธาตุอโลหะหรือไอออนบวกของโลหะที่มีค่า
E0
มาก
จะเป็นตัวออกซิไดส์ที่แรง
และตรงกันข้าม
ไอออนลบของอโลหะ หรือ ธาตุโลหะนันก็จะเป็นตัวรีดิวซ์ที่อ่อน
เช่น
Cl2 มีค่า E0 = +1.36 V (มีค่ามาก) แสดงว่า Cl2
เป็นตัวออกซิไดส์ที่แรง
จะเป็นตัวรีดิวซ์ที่อ่อน
แต่ในทางตรงข้าม
Cl-
Ag+ มีค่า E0 = +0.80 V (มีค่ามาก) แสดงว่า Ag+
เป็นตัวออกซิไดส์ที่แรง
แต่ในทางตรงข้าม
Ag
จะเป็นตัวรีดิวซ์ที่อ่อน
4.2
ธาตุอโลหะหรือไอออนบวกของโลหะที่มีค่า
E0
น้อย
จะเป็นตัวออกซิไดส์ที่อ่อน
และตรงกันข้าม
ไอออนลบของอโลหะ หรือ ธาตุโลหะนันก็จะเป็นตัวรีดิวซ์ที่แรง
เช่น
S8 มีค่า E0 = -0.48 V (มีค่าน้อย) แสดงว่า S8
เป็นตัวออกซิไดส์ที่อ่อน
แต่ในทางตรงข้าม
S2-
จะเป็นตัวรีดิวซ์ที่แรง
Na+ มีค่า E0 = -2.71 V (มีค่าน้อย) แสดงว่า Na+
เป็นตัวออกซิไดส์ที่อ่อน
แต่ในทางตรงข้าม
Na
จะได้ว่าครึ่งเซลล์ใดที่มีค่า
E0
จะเป็นตัวรีดิวซ์ที่แรง
5.
เซลล์กัลวานิกใด
สูงกว่า
ๆ
จะรับอิเล็กตรอน
เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
ขัวในครึ่งเซลล์นันจะเป็นขัวแคโทด
(ขัวบวก)
และครึ่งเซลล์ใดที่มีค่า
E0
ต่ากว่าจะให้อิเล็กตรอนเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
ขัวในครึ่งเซลล์นันจะเป็นแอโนด (ขัวลบ)
6.
ศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ขึนอยู่กับอุณหภูมิ
ความเข้มข้นของสารละลายในครึ่งเซลล์
และขึนอยู่กับชนิดของครึ่งเซลล์
เช่น
ศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์เปลี่ยนตาม(แปรผันตรง)กับความเข้มข้น
ของสารละลายครึ่งเซลล์นัน
แต่แปรผกผันกันกับอุณหภูมิของครึ่งเซลล์นัน ๆ
7.
กล่าวคือ
E0
ของครึ่งเซลล์ไม่ขึนอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยา
ครึ่งเซลล์ที่มีค่า
E0
อัตราการเกิดปฏิกิริยาอาจจะเร็วหรือช้าก็ได้
มากหรือน้อย
ค. การนาค่า E0 ของครึ่งเซลล์ไปใช้
1.
ใช้ค่า
E0
บอกความแรงของตัวออกซิไดส์และความแรงของตัวรีดิวซ์
ตัวอย่าง สารในข้อใดต่อไปนีเป็นตัวออกซิไดส์ที่แรงที่สุด
ก. H2O2 ในกรด
ข. H2O2 ในกรด
ค.
MnO4- ในกรด
ง. MnO4- ในเบส
จ. CrO42- ในกรด
(ใช้ค่า E0 ของสารที่ต้องการในตารางที่ 16.5)
วิธีทา
จากตารางค่า
E0
ของสารต่าง
ๆ
เขียนสมการของปฏิกิริยารีดักชันของครึ่งเซลล์ได้ดังนี
ก. H2O2 + 2H+ + 2e-
H2O
E0
= +1.776 V
ข. H2O2 + 2eE0 = +0.88
2OH-
2OH-
V
ค. MnO4- + 8H+ +5e-
Mn2+ + 4H2O
E0 = +1.491 V
ง. MnO4- + 2H2O + 3e-
Mn2+ +
4OH- E0 = +0.588 V
จ. CrO42- + 8H+ + 3e4H2O
Cr3+ +
E0 = +1.195 V
เนื่องจากค่า
E0
ของ
H2O2
ในข้อ
ก.
ดังนัน H2O2 ในกรดจึงเป็นตัวออกซิไดส์ที่แรงที่สุด
มีค่ามากที่สุด
2.
ใช้ค่า
E0
อธิบายส่วนประกอบต่าง
ๆ
ของเซลล์กัลวานิกพร้อมทังเขียนแผนภาพของเซลล์กัลวานิกได้
ตัวอย่าง
เซลล์กัลวานิกเซลล์หนึ่งประกอบด้วยครึ่งเซลล์อะลูมิเนียมมาตรฐา
นกับครึ่งเซลล์เหล็กมาตรฐาน จงตอบคาถามต่อไปนี
ก. ขัวใดเป็นขัวแอโนดและแคโทด ตามลาดับ
ข. เขียนสมการที่เกิดขึนในแต่ละครึ่งเซลล์
ค. เขียนสมการของปฏิกิริยารีดอกซ์
ง. เขียนแผนภาพเซลล์
(ใช้ค่า E0 ของครึ่งเซลล์ในตารางที่ 16.5)
วิธีทา
ข้อมูลจากตารางเป็นดังนี
Al3+ (aq) + 3e-
Al (s)
E0 = -
1.706 V
Fe2+ (aq) + 2e-
Fe (s)
E0 = -
0.409 V
ก.
เนื่องจากค่า
E 0Fe2 >
E 0Al3
แสดงว่า
ดังนัน
Al
ครึ่งเซลล์อะลูมิเนียมมาตรฐาน
ให้อิเล็กตรอนเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
จึงเป็นขัวแอโนด
และครึ่งเซลล์เหล็กมาตรฐานรับอิเล็กตรอนเกิดปฏิกิริยารีดักชัน
ดังนัน Fe จึงเป็นขัวแคโทด
ข. ปฏิกิริยาออกซิเดชัน
Al (s)  Al3+ (aq) + 3e-
ปฏิกิริยารีดักชัน
Fe2+ (aq) + 2e-  Fe (s)
ค. ปฏิกิริยารีดอกซ์
2Al (s)
2Al3+ (aq) + 3Fe (s)
ง. แผนภาพเซลล์กัลวานิกนีคือ
+ 3Fe2+ (aq)

Al (s) / Al3+ (aq) / / Fe2+ (aq) / Fe (s)
3. ใช้ค่า E0 คานวณหาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์
( E 0cell ) หรือแรงเคลื่อนไฟฟ้าของเซลล์หรือโวลเตจของเซลล์
ตัวอย่าง
จงคานวณหาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์กัลวานิก
ที่ประกอบด้วยครึ่งเซลล์มาตรฐาน
Zn
(s)
/
Zn2+
(aq)
ต่อกับครึ่งเซลล์มาตรฐาน Ag (s) / Ag+ (aq)
(ใช้ค่า E0 ของครึ่งเซลล์ที่ต้องการในตารางที่ 16.5)
วิธีทาที่
1
ใช้สูตรคานวณ
ค่า
E0
ที่จะแทนในสูตรต้องเป็นค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์รีดัก
ชัน(ดังปรากฏในตารางที่
16.5
)
ทังหมด
ไม่ว่าครึ่งเซลล์นันจะเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันหรือรีดักชัน
จากตารางจะได้ว่า
E 0Ag = +0.80 V
และ E 0Zn2 = -
0.76 V
ค่า
E0  >
Ag
E0
Zn2 
แสดงว่าขัวสังกะสีเป็นขัวแอโนด
และขัวเงินเป็นขัวแคโทด
จากสูตร
E 0cell
= E 0cathode - E 0anode
แทนค่า
E 0cell
= (+0.80) - (-0.76)
=
1.56 V
เพราะฉะนันศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์ = 1.56 V
วิธีทาที่ 2 ใช้วิธีคณิตศาสตร์ (ไม่ต้องคานึงถึงประเภทของ E0 )
หลัก 1.ทาจานวนอิเล็กตรอนในสมการของปฏิกิริยาเท่ากัน
2.นาสมการมาบวกหรือลบกันเพื่อให้อิเล็กตรอนหมดไป
ค่า E0 ของครึ่งเซลล์ก็บวกหรือลบกันด้วย ผลลัพธ์ของค่า E0
สุทธิก็คือ E 0cell
Zn2+ (aq) + 2e-  Zn (s)
E 10 = -0.76 V
……….. (1)
Ag+ (aq) + e-  Ag (s)
E 02 =
+0.80
V ……….. (2)
(2) x 2;
2Ag+ (aq) + 2e-  2Ag (s)
E 02 =
+0.80 V ……….. (3)
(3) - (1) ;
2Ag+ (aq) - Zn2+ (aq) 2Ag(s) - Zn(s)
E 0รวม = (+0.80)- (-0.76)
2Ag (aq) + Zn (s)  2Ag (s) + Zn2+ (aq)
E 0cell = 1.56 V
4. ใช้ค่า E0 ทานายทิศทางของปฏิกิริยารีดอกซ์
หลักทั่วไปสามารถใช้ค่า
E0
ทานายทิศทางของปฏิกิริยารีดอกซ์ ได้ดังนี
1.
ถ้า
E 0cell
มีเครื่องหมายเป็นบวก
หรือมีค่ามากกว่าศูนย์
แสดงว่าปฏิกิริยารีดอกซ์นันสามารถเกิดขึนได้ตามสมการที่เขียน
หรือสมการนันเกิดขึนได้เอง
2. ถ้า E 0cell มีเครื่องหมายเป็นลบ หรือมีค่าน้อยกว่าศูนย์
แสดงว่าปฏิกิริยารีดอกซ์นันไม่สามารถเกิดขึนได้ตามสมการที่เขีย
น หรือสมการนันเกิดขึนในทิศทางย้อนกลับ
3.
ถ้า
E 0cell
=
แสดงว่าปฏิกิริยารีดอกซ์ที่เกิดขันขณะนันเข้าสู่ภาวะสมดุล
0
ตัวอย่าง กาหนด E 0Ni2 = -0.25 V , E 0Zn2 = -0.76 และ E 0Cu 2 =
+0.34 V
ปฏิกิริยารีดอกซ์
Zn (s) + Ni2+  Zn2+ (aq) + Ni
(s)
หาค่า E 0cell ได้ดังนี
จากสูตร
E 0cell
=
E 0cell
= (-0.25) - (-0.76)
E0
Ni2 
(แคโทด) -
E0
Zn2 
( แอโนด)
แทนค่า
=
+0.51
V
เนื่องจากค่า
E 0cell
>
0
แสดงว่าปฏิกิริยารีดอกซ์นีเกิดขึนได้เอง
ปฏิกิริยา Cu (s) + Ni2+ (aq)  Cu2+ (aq) + Ni (s)
หาค่า E 0cell ได้ดังนี
จากสูตร
E 0cell
=
E 0cell
= (-0.25) - (+0.34)
E0
Ni2 
(แคโทด) -
E0
Cu 2 
( แอโนด)
แทนค่า
เนื่องจากค่า
E 0cell
=
-0.59 V
<
แสดงว่าปฏิกิริยารีดอกซ์นีเกิดขึนเองตามสมการที่เขียนไม่ได้
แต่สามารถเกิดขึนได้ในทิศทางย้อนกลับคือ
Cu2+ (aq) + Ni (s)  Cu (s) + Ni2+ (aq)
0
คาอธิบายเพิ่มเติม
(Ni2+
(aq)
:
)
ถ้าจุ่มโลหะสังกะสีลงในสารละลาย
จะเกิดปฏิกิริยา
พบว่าเกิดโลหะนิกเกิล
และถ้าจุ่มโลหะทองแดงลงในสารละลาย
จะไม่เกิดปฏิกิริยา
NiCl2 (Ni2+ (aq) )
(ไม่พบการเปลี่ยนแปลงใด
แต่ถ้าจุ่มโลหะนิกเกิลลงในสารละลาย
NiCl2
CuCl2
ๆ
เกิดขึน)
จะเกิดปฏิกิริยา
คือเกิดโลหะทองแดง และได้สารละลายสีเขียวของ Ni2+ (aq)
5. ใช้ค่า E0 หาค่า E0 ของครึ่งเซลล์อื่น ๆ
ตัวอย่าง เซลล์ไฟฟ้าเคมีชนิดหนึ่งเกิดปฏิกิริยาดังนี
Fe3+ (aq) + Cu2+ (aq)  Cu2+ (aq) + Fe2+ (aq)
E 0cell = +0.62 V
จงตอบคาถามต่อไปนี
ก. เขียนรูปสมการเซลล์ไฟฟ้าเคมีนีและ
(1)
ระบุรายชื่อเกลือของ
Cu
และ
Fe
ที่เหมาะสมสาหรับปฏิกิริยานี
(2)
ชนิดของขัวที่ใช้ควรทาจากอะไร
และขัวใดเป็นขัวแอโนด และแคโทดตามลาดับ
(3)เขียนทิศทางการไหลของอิเล็กตรอน
ข. สารใดเป็นตัวออกซิไดส์ และตัวรีดิวซ์
ค. เขียนแผนภาพแสดงเซลล์ไฟฟ้าเคมีนี
ง. ถ้า Fe3+ (aq) + e-  Fe2+ (aq)
E 0cell
=
Cu2+ (aq) + e-

+0.77 V
จงหาค่า E0 ของสมการ
Cu+ (aq)
วิธีทา
ก.
จากสมการของปฏิกิริยาที่กาหนดให้นี
ไม่มีโลหะรวมอยู่ด้วยในปฏิกิริยา
มีแต่ไอออนของโลหะต่าง
ๆ
แสดงว่าทุกครึ่งเซลล์ใช้ขัวเฉื่อยทังหมด เช่น Pt
เซลล์ไฟฟ้าเคมีนีมีค่า
>
E 0cell
0
แสดงว่า
ปฏิกิริยาเกิดขึนตามสมการที่เขียนเป็นเซลล์กัลวานิก
ดังนันรูปแสดงเซลล์ไฟฟ้าเขียนได้ดังนี
1. สารละลายเกลือของ Cu คือ CuCl2 , Cu2Cl2 เป็นต้น
ส่วนสารละลายเกลือของ Fe คือ FeCl2 , FeCl3
2.
ขัว
P
อิเล็กตรอนไหลออก เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
เป็นขัวแอโนด
และขัว
Q
เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
เป็นขัวแคโทด
อิเล็กตรอนไหลเข้า
สารที่ใช้เป็นขัวเฉื่อย เช่น
Pt หรือ แกร์ไฟต์
3. อิเล็กตรอนไหลจากขัว P ไปยังขัว Q
เคลื่อนเข้าหาขัว
เคลื่อนออกจากขัว
P
P
ไปให้อิเล็กตรอน ส่วน
สาหรับ
Fe3+
, Cu+ (aq)
Cu2+ (aq)
เคลื่อนเข้าหาขัว
Q
ไปรับอิเล็กตรอน เกิด Fe2+ และ Fe2+ (aq) เคลื่อนออกจากขัว
Q
ข. Fe3+ เป็นตัวออกซิไดส์ Cu+ เป็นตัวรีดิวซ์
ค. แผนภาพของเซลล์คือ Pt (s) / Cu+ (aq) / / Fe3+ (aq) /
Fe2+ (aq) / Pt (s)
ง. จากสูตร
E 0cell
=
E 0cathode - E 0anode
แทนค่า
E 0cell
=
+0.62
E0
Cu 
แสดงว่า
E 0 3
Fe
=
=
- E 0Cu 
+0.77
-
E0
Cu 
+0.15 V
Cu2+ (aq) + e-  Cu+ (aq)
E0 =
+0.15 V
แบบทดสอบที่ 16.6
1.รูปแสดงเซลล์กัลวานิก ประกอบด้วยขัว Ni มาตรฐาน และขัว
M มาตรฐาน ปฏิกิริยาครึ่งเซลล์ Ni (s) / Ni2+ (aq) ดังนี
Ni2+ (aq) + 2e-  Ni (s)
E0
=
-
0.246 V
จากการวัดค่า E 0cell และชนิด M (s) ที่ใช้ ดังตารางข้างล่าง
จงหาค่า E0 ของ
M2+(aq)
+
2e-
M

(s)
ถ้าเซลล์กัลวานิกทุกเซลล์เข็มโวลต์มิเตอร์เบนเข้าหาขัว Ni
ข้อ
M
E 0cell (V)
ก
ข
ค
Cr
+0.664
Co
+0.31
Cd
+1.57
2.เซลล์ไฟฟ้าเคมี 2 เซลล์ เกิดปฏิกิริยาดังสมการ
V2+ + VO2+ + 2H+  2V3+ + H2O
E 0cell
=
0.616 V
V3+ + Ag+
E 0cell
+ H 2O
 VO2+
+ 2H+ + Ag
= 0.439 V
กาหนด E 0Ag = +0.80 V จงคานวณหาค่า E0 ของ V3+
+ e  V2+
3.จงทานายว่าปฏิกิริยารีดอกซ์ใดต่อไปนีสามารถเกิดได้ตามสมกา
รที่เขียนนี
ก. Sn(s) + Zn2+ (aq)  Sn2+ (aq) + Zn (s)
ข. 2Fe3+ (aq) + 2I- (aq)  2Fe2+ (aq) + I2 (aq)
ค. 4NO3- (aq) + 4H+ (aq)  3O2 (g) + 4NO (g) +
2H2O (l)
เฉลยแบบทดสอบที่ 16.6
1.เฉลย
แนวคิด
เซลล์กัลวานิกทุกเซลล์ที่สร้างขึนเบนเข้าหาขัว
Ni
แสดงว่า ครึ่งเซลล์ M เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันและครึ่งเซลล์ Ni
เกิดปฏิกิริยารีดักชัน ขัว M เป็นแอโนด และขัว Ni เป็นแคโทด
ก.
เซลล์กัลวานิกที่เกิดจากครึ่งเซลล์โครเมียม
กับครึ่งเซลล์นิกเกิล
จากสูตร
=
E 0cell
E 0cathode - E 0anode
แทนค่า
+0.664
E0
Cr 2 
=
(-0.246)
=
- E 0Cr 2
-0.91 V
ข.
เซลล์กัลวานิกที่เกิดจากครึ่งเซลล์โคบอลต์กับครึ่งเซลล์นิกเกิล
จากสูตร
=
E 0cell
E 0cathode - E 0anode
แทนค่า
+0.31
E0
Co 2 
=
=
(-0.246)
-0.556
- E 0Co 2
V
ค.
เซลล์กัลวานิกที่เกิดจากครึ่งเซลล์แคดเมียมกับครึ่งเซลล์นิกเกิล
จากสูตร
E 0cell
=
E 0cathode - E 0anode
แทนค่า
+0.157
=
(-0.246)
- E 0Cd 2
E0
Cd 2 
=
-0.403
V
2.แนวคิด
สมการแสดงปฏิกิริยาของเซลล์ 2 เซลล์
(1) V2+ + VO2+ + 2H+  2V3+ + H2O
E 0cell = 0.616 V
(2) V3+ + Ag+
+ H 2O
 VO2+
+ 2H+ + Ag
= 0.439 V
E 0cell
(1) + (2) ; V2+ + VO2+ + 2H+ + V3+ + Ag+ + H2O 2V3+
+ H2O + VO2+ + 2H+ + Ag
=
E 0รวม
(0.616)+(0.439) V
จะได้
V2+ + Ag+ 
2V3+ + Ag
E 0รวม
1.055 V
จากสูตร
E 0cell
=
E 0cathode - E 0anode
แทนค่า
+1.055
E 0 3
V
=
แสดงว่า V3+ + e
=
(+0.80)
-0.255
V
 V2+
3.เฉลย
ก. จากสูตร
E 0cell
=
- E 0V3
E 0cathode - E 0anode
E0 = -0.255 V
=
แทนค่า
=
E 0cell
=
E 0cell
(-0.76)
-0.6236
- (-0.1364)
V
เนื่องจากค่า E 0cell < 0 แสดงว่าปฏิกิริยานีไม่เกิดตามที่เขียน
ข. จากสูตร
=
E 0cell
E 0cathode - E 0anode
แทนค่า
=
E 0cell
=
E 0cell
(+0.770)
+0.2362
- (+0.5388)
V
เนื่องจากค่า E 0cell > 0 แสดงว่าปฏิกิริยานีเกิดตามที่เขียน
ค. E 0cell
=
-0.269
V
เนื่องจากค่า E 0cell < 0 แสดงว่าปฏิกิริยานีไม่เกิดตามที่เขียน
สมการของ Nernst
ดังที่ได้กล่าวแล้วว่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์
หรือศักย์ไฟฟ้าของเซลล์
ขึนอยู่กับความเข้มข้นของสารละลาย
ซึ่งสามารถคานวณ และแสดงให้เห็นได้ตามสมการของ
Nernst
ดังนี
E
เมื่อ
=
E0 -
0.0592
log Q
n
E0
= ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน ที่ 25 0C 1 atm
E
= ศักย์ไฟฟ้าที่สภาวะใด ๆ
n
= จานวนโมลอิเล็กตรอนที่ให้และรับในปฏิกิริยา
Q
=
ค่าที่หาได้จากความเข้มข้นของสารต่าง ๆ
ในระบบขณะใดขณะหนึ่ง ซึ่งหาได้ดังนี
จากสมการทั่วไปดังนี
aA + bB  cC + dD
d
[C]c[D]
Q =
a b
[A]
[B]
จะได้ว่า
E
ตัวอย่าง
E0
=
-
d
0.0592 [C]c[D]
log a b
n
[A][B]
จงคานวณหาค่า
E
ของขัว
Fe2+ /Fe3+
เมื่อความเข้มข้น Fe3+ เป็น 5 เท่าของความเข้มข้นของ Fe2+
กาหนด Fe3+ + e-  Fe2+
, E0 = +0.771 V
วิธีทา
จากสูตร
E
เนื่องจาก
=
E0
0.0592 [Fe2 ]
log 3
n
[Fe ]
-
[Fe3+] = 5[Fe2+]
แทนค่า ;
E
=
+0.771 -
E
=
+0.771 -
E
=
+0.771 - 0.0592 (-0.699)
=
ตัวอย่าง
0.0592 [Fe2 ]
log 2
1
5[Fe ]
0.0592 1
log
1
5
+0.811 V
จงคานวณหาศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ที่
25
0C
ที่มีแผนภาพของเซลล์ดังนี
Cd / Cd2+ (2.00 mol/dm3) / / Pb2+ (0.001 mol/dm3 ) /
Pb (s)
สมการของปฏิกิริยาของเซลล์และค่าศักย์ไฟฟ้ามาตราฐานขอ
งเซลล์เป็นดังนี
Cd (s) + Pb2+ (aq)  Cd2+ (aq) + Pb (s)
E 0cell
= 0.277 V
วิธีทา
จากสูตร
E
เนื่องจาก
=
E0 -
0.0592 [Cd2 ]
log 3
n
[Pb ]
[Fe3+] = 5[Fe2+]
แทนค่า ;
E
=
+0.277 -
E
=
+0.771 -
E
=
+0.179 V
0.0592 2.00
log
1
0.001
0.0592
x 3.301
1
16.3.7 เซลล์อิเล็กโตรไลต์ (Electrolytic
cell)
เซลล์อิเล็กโตรไลต์
คือ
เซลล์ไฟฟ้าเคมีชนิดหนึ่งที่ใช้พลังงานไฟฟ้าทาให้เกิดปฏิกิริยาเคมี
กล่าวคือ
เมื่อผ่านกะแสไฟฟ้าเข้าไปในเซลล์
จะทาให้เกิดปฏิกิริยารีดอกซ์ขึนในเซลล์นัน
เซลล์ประเภทนีจะมีค่า
E 0cell
<
0
(เครื่องหมายติดลบ)
และภายในเซลล์อิเล็กโทรไลต์จะมีสารอิเล็กโทรไลต์
ซึ่งสารนีสามารถจะแตกตัวเป็นไอออนบวก
และไอออนลบ
และทาให้เกิดนาไฟฟ้าได้
ส่วนประกอบของเซลล์อิเล็กโทรไลต์
1.
ขัวไฟฟ้า
(Electrode)
เป็นโลหะหรือแกร์ไฟต์ที่นาไฟฟ้าได้
โดยทั่วไปมักจะใช้ขัวเฉื่อยในเซลล์หนึ่ง
จาแนกขัวตามเกณฑ์ต่าง ๆ ดังนี
การจาขัวตามสมการการเกิดปฏิกิริยาเคมี
ก.
ๆ
ขัวแอโนด
(Anode)
เป็นขัวที่เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
ข.
ขัวแคโทด
(Cathode)
เป็นขัวที่เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
การจาแนกขัวตามการต่อเข้ากับแหล่งกาเนิดไฟฟ้า
ก.
ขัวบวก
เป็นขัวที่ต่อเข้ากับขัวบวกของแหล่งกาเนิดไฟฟ้า
[
ซึ่งขัวนีจะเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
กล่าวคือไอออนลบในสารละลายจะให้
/
จ่ายอิเล็กตรอนแก่ขัวไฟฟ้าบวก) ]
ข.
ขัวลบ
เป็นขัวที่ต่อเข้ากับขัวลบของแหล่งกาเนิดไฟฟ้า
[
ซึ่งขัวนีจะเกิดปฏิกิริยารีดักชันเกิดขึน
กล่าวคือ
ไอออนบวกในสารละลายจะมารับอิเล็กตรอนที่ขัวนี ]
2.
สารอิเล็กโตรไลต์
คือ
สารที่มีสถานะเป็นของเหลวประกอบด้วยไอออนที่เคลื่อนที่
และนาไฟฟ้าได้ เช่น
ก. สารประกอบไอออนิกที่หลอมเหลว เช่น NaCl (s)


Na+ (l) + Cl- (l)
ข.
เบส เกลือ
สารละลายอิเล็กโตรไลต์
เช่น
สารละลายกรด
HNO3 (aq)  H+ (aq) + NO3- (aq)
รูปที่ 16.25
เกลือที่หลอมเหลวประกอบด้วยไอออนบวกและไอออนลบเคลื่อนที่
นาไฟฟ้า ขณะที่ผ่านกระแสไฟฟ้าชนิด DC (กระแสตรง) ลงไป
ไอออนบวกจะเคลื่อนที่เข้าหาขัวลบ (แคโทด) เพื่อรับอิเล็กตรอน
ถูกรีดิวซ์ ส่วนไอออนลบ จะเคลื่อนที่เข้าหาขัวบวก
เพื่อให้อิเล็กตรอน ถูกออกซิไดซ์
กระบวนการอิเล็กโทรลิซิส (Electrolysis)
อิเล็กโทรลิซิส
(Electrolysis)
คือ
กระบวนการแยกสารอิเล็กโตรไลต์โดยการผ่านไฟฟ้ากระแสตรงล
งไปในสารละลายอิเล็กโตรไลต์
แล้วทาให้เกิดปฏิกิริยาเคมีเกิดขึนที่ขัวบวก
และขัวลบของเซลล์อิเล็กโทรไลต์นัน
ลักษณะสาคัญของอิเล็กโทรลิซิส
1.
กระแสไฟฟ้าที่ใช้ผ่านลงไปในเซลล์
ต้องเป็นไฟฟ้ากระแสตรง (D.C.) คือ กระแสอิเล็กตรอน
2. ปฏิกิริยาเคมีที่เกิดขึน เป็นปฏิกิริยารีดอกซ์
3.
ขัวไฟฟ้าที่ใช้ในเซลล์นีนิยมใช้ขัวเฉื่อย
เพราะถ้าใช้ขัวว่องไว
ขัวอาจจะมีส่วนร่วมในการเกิดปฏิกิริยาเคมีก็ได้
ประโยชน์ของกระบวนการอิเล็กโทรลิซิส
ก.
สาหรับการแยกสารประกออบไอออนิกหลอมเหลวด้วยไฟฟ้า
สารประกอบไอออนิก
เช่น
เกลือ
NaCl
เมื่อเกลือนีถูกทาให้หลอมเหลว
จะเกิดเป็นไอออนบวก
และไอออนลบเกิดขึน
ซึ่งเมื่อผ่านกระแสไฟฟ้าลงไปในสารประกอบไอออนิกที่หลอมเหล
วนี
จะทาให้
ไอออนบวกเคลื่อนที่เข้าหาขัวลบ
เพื่อเข้าไปรับอิเล็กตรอนหรือเกิดปฏิกิริยารีดักชัน ส่วนไอออนลบ
จะเคลื่อนที่เข้าหาขัวบวก
เพื่อจ่ายอิเล็กตรอน
หรือเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
ข. การแยกสารละลายอิเล็กโตรไลต์ด้วยไฟฟ้า
ในสารละลายอิเล็กโตรไลต์จะประกอบด้วยตัวถูกละลายชนิด
ต่าง
ๆ
ที่เป็นสารอิเล็กโทรไลต์
และ
นา
ซึ่งทาหน้าที่เป็นตัวทาละลาย
จะมี
ไอออนบวกคือ
เช่น สารละลายของ NaCl (aq)
Na+ (aq) และไอออนลบ คือ Cl- (aq)
ซึ่งไอออนทังสองถูกนาล้อมรอบอยู่
มีนาล้อมรอบ)
ได้แก่
นา
( aq
=
aqueous
ดังนันในสารละลายนีจึงมีองค์ประกอบ
(ตัวทาละลาย)
,
Na+ (aq)
และ
3
ชนิด
Cl- (aq)
(ตัวถูกละลาย)
กระบวนการแยกสารละลายอิเล็กโตรไลต์ด้วยไฟฟ้า(อิเล็กโท
รลิซิส)
ที่เกิดขึนคือ
นาและไอออนลบของตัวถูกละลายจะเคลื่อนที่เข้าหาขัวบวก
(Anode)
เพื่อไปให้อิเล็กตรอน
เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
ซึ่งสารใดจะเป็นตัวให้อิเล็กตรอนหรือเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
ก็ให้พิจารณาจากค่า
E0
โดยถ้ามีค่า
E0
สารนันจะเป็นตัวเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
เกิดการให้อิเล็กตรอนที่ขัวบวกนันได้ดีกว่า
ที่เหลือก็ไม่เกิดปฏิกิริยาใด ๆ
ส่วนนาและไอออนบวกของตัวถูกละลาย
จะเคลื่อนที่เข้าหาขัวบวก
(Cathode)
เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
ต่า
คือ
เพื่อไปรับอิเล็กตรอน
ในทานองเดียวกัน
สารใดจะสามารถรับอิเล็กตรอนได้ก็ให้พิจารณาจากค่า
E0
โดยถ้ามีค่า E0 สูงกว่าสารนันก็จะสามารถรับอิเล็กตรอนได้ดีกว่า
สารที่เหลือก็จะไม่เกิดปฏิกิริยา
ตัวอย่างอิเล็กโทรลิซิส
1. การแยกเกลือ NaCl หลอมเหลวด้วยไฟฟ้า
รูปที่ 16.26 อิเล็กโทรลิซิสโซเดียมคลอไรด์ที่หลอมเหลว
ปฏิกิริยาที่เกิดขึนเป็นดังนี
ขัวไฟฟ้าบวก (แอโนด) ; 2Cl- (l)  Cl2(g) + 2eE0 = -1.36 V
ขัวลบ (แคโทด) ; 2Na+ (l) + 2e-  2Na (s)
E0
= -2.71 V
ปฏิกิริยารีดอกซ์ ; 2Na+ + 2Cl- (l)  2Na (s) + Cl2 (g)
E 0cell = -4.07 V
ดังนันผลิตภัณฑ์ที่เกิดขึนคือ
ที่ขัวแอโนด เกิด Cl2
ที่ขัวแคโทด เกิด Na (s)
ในอุตสาหกรรมเตรียมโซเดียม
ก็ใช้วิธีการอิเล็กโทรลิซิสโซเดียมคลอไรด์หลอมเหลว
โดยใช้เซลล์อิเล็กโตรไลต์ที่สร้างขึนเฉพาะ
cell ดังรูป 16.27
เรียกว่า
Downs
รูปที่ 16.27 Downs Cell ใช้สาหรับอิเล็กโทรลิซิส NaCl
หลอมเหลวเพื่อผลิตโลหะโซเดียม
และก๊าซคลอรีนในอุตสาหกรรม
2. การแยกสารละลายโซเดียมซัลเฟตด้วยไฟฟ้า
รูปที่ 16.28 อิเล็กโทรลิซิสสารละลายโซเดียมซัลเฟต
ปฏิกิริยาที่เกิดขึนอธิบายได้ดังนี
ที่ขัวแอโนด
(ขัวบวก)
โมเลกุลของนาและ
S2O82-
เคลื่อนที่เข้าไปให้อิเล็กตรอน
สารใดจะสามารถให้ได้พิจารณาจากค่า
E0 ดังนี
S2O82- (aq) + 2e-  2SO42- (aq)
V
…………… (1)
E0 = +2.01
O2 (g) + 4H+ (aq) + 4e-  2H2O (l)
+1.23 V
E0
=
…………… (2)
จากการพิจารณาค่า E0 พบว่า E0 ของปฏิกิริยาในสมการ
(2) ต่ากว่าปฏิกิริยาในสมการ (1) แสดงว่า เกิดสารตามสมการที่
(2)
ได้ง่ายกว่าเกิดสารในสมการที่
(1)
ดังนันปฏิกิริยาที่เกิดขึนที่ขัวบวก หรือขัวแอโนดคือ
2H2O (l)
1.23 V

O2 (g) + 4H+ (aq) + 4e-
E0 = -
…………… (3)
ที่ขัวแคโทด (ขัวลบ)
โมเลกุลของนาและ Na+ เคลื่อนที่เข้าไปรับอิเล็กตรอน
สารใดจะสามารถรับอิเล็กตรอนได้พิจารณาจากค่า
Na+ (aq) + e-  Na (s)
V
V
E0 ดังนี
E0 =
-2.71
2H2O (l) + 2e-  H2 (g) + 2OH- (aq) E0 =
-0.83
…………… (4)
…………… (5)
จากการพิจารณาค่า E0 พบว่า E0 ของปฏิกิริยาในสมการ
(5) สูงกว่าปฏิกิริยาในสมการ (4) แสดงว่า เกิดสารตามสมการที่
(5)
ได้ง่ายกว่าเกิดสารในสมการที่
(4)
ดังนันปฏิกิริยาที่เกิดขึนที่ขัวบวก หรือขัวแอโนดคือ
2H2O (l) + 2e-  H2 (g) + 2OH- (aq) E0 =
V
-0.83
…………… (6)
(5) x 2 ; 4H2O (l) + 4e-  2H2 (g) + 4OH- (aq)
= -0.83 V
…………… (6)
E0
นาสมการที่ (3) + (6) จะได้
4H2O (l) + 2H2O (l)  2H2 (g) + O2 (g) + 4OH(aq) + 4H+ (aq)
6H2O (l)  2H2 (g) + O2 (g) + 4H2O (l)
E 0รวม = (-
0.83)+(-1.23) = -2.06 V
2H2O (l)  2H2 (g) + O2 (g)
E 0รวม =
-2.06
V
เพราะฉะนันผลิตภัณฑ์ที่เกิดขึนเป็นดังนี
ที่ขัวแคโทด เกิด ก๊าซไฮโดรเจน
ที่ขัวแอโนด เกิดก๊าซออกซิเจน
3. การแยกสารละลายโซเดียมคลอไรด์ด้วยไฟฟ้า
รูปที่ 16.29 อิเล็กโทรลิซิสสารละลายโซเดียมคลอไรด์
ที่ขัวแคโทด (ขัวลบ)
โมเลกุลของนาและ
Na+(aq)
เคลื่อนที่เข้าไปรับอิเล็กตรอน
สารใดจะสามารถรับอิเล็กตรอนได้พิจารณาจากค่า
Na+ (aq) + e-  Na (s)
V
V
E0 ดังนี
E0 =
-2.71
2H2O (l) + 2e-  H2 (g) + 2OH- (aq) E0 =
-0.83
…………… (1)
…………… (2)
จากการพิจารณาค่า E0 พบว่า E0 ของปฏิกิริยาในสมการ
(2) สูงกว่าปฏิกิริยาในสมการ (1) แสดงว่า เกิดสารตามสมการที่
(2)
ได้ง่ายกว่าเกิดสารในสมการที่
(1)
ดังนันปฏิกิริยาที่เกิดขึนที่ขัวบวก หรือขัวแอโนดคือ
2H2O (l) + 2e-  H2 (g) + 2OH- (aq) E0 =
V
-0.83
…………… (3)
ที่ขัวแอโนด (ขัวบวก)
โมเลกุลของนาและ
Cl- (aq)
เคลื่อนที่เข้าไปให้อิเล็กตรอน
สารใดจะสามารถให้ได้พิจารณาจากค่า
Cl2 (g) + 2e-  2ClV
E0 ดังนี
E0 = +1.36
…………… (4)
O2 (g) + 4H+ (aq) + 4e-  2H2O (l)
+1.23 V
…………… (5)
E0
=
จากการพิจารณาค่า
E0
พบว่า
ของปฏิกิริยาในสมการทังสองใกล้เคียงกัน แสดงว่า
E0
Cl-
และ
H2O ถูกออกซิไดส์ได้เกือบเท่ากัน ดังนันความเข้มข้นของ Clจึงเป็นปัจจัยสาคัญที่มีผลต่อการเกิดสารผลิตภัณฑ์
ถ้าความเข้มข้นของ
Cl-
กล่าวคือ
มากจะพบว่าเกิดก๊าซ
Cl2
และถ้าความเข้มข้นของ Cl- น้อยมากก็จะพบว่าเกิด O2 จากนา
ในปฏิกิริยาที่ 5 แต่ถ้าความเข้มข้นของ Cl- ปานกลางจะพบว่า
Cl-
ถูกออกซิไดส์เกิด
Cl2
เพราะ
มีความว่องไวในการถูกออกซิไดส์ได้ดีกว่า
ClH2O
ดังนันปฏิกิริยาท่เกิดได้คือ
2Cl- (aq)
V

2Cl2 (g) + 2e-
E0 =
-1.36
…………… (6)
รวมสมการที่ (3) + (6) จะได้
2H2O (l) + 2Cl- (aq)  2H2(g) + 2OH- (aq) + Cl2 (g)
E 0รวม =
= -2.19 V
(-0.83)+(-1.36)
ตารางที่ 16.6
การเปรียบเทียบเซลล์กัลวานิกและเซลล์อิเล็กโทรไลต์
เซลล์กัลวานิก
เซลล์อิเล็กโทรไลต์
1. เป็นเซลล์ไฟฟ้าเคมีที่เป 1. เป็นเซลล์ไฟฟ้าเคมีที่เปลี่ยนพลัง
ลียนพลังงานเคมีให้เป็น
งานไฟฟ้าให้เป็นพลังงานเคมี
พลังงานไฟฟ้า
2. ขัวแอโนด
2. ขัวแอโนด
เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน 3. ขัวแคโทด เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
3. ขัวแคโทด
4. ขัวลบ
เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
เป็นขัวที่ต้อเข้ากับขัวลบของแห
4. ขัวลบ
ล่งกาเนิดไฟฟ้า
เป็นขัวที่อิเล็กตรอนไหล 5. ขัวบวกเป็นขัวที่ต่อกับขัวบวกขอ
ออก
งแหล่งกาเนิดไฟฟ้า
5. ขัวบวก
6. ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เป็นลบ
เป็นขัวที่อิเล็กตรอนไหล 7. ปฏิกิริยาเคมีเกิดขึนได้ต้องใช้กร
เข้า
ะแสไฟฟ้า (ไฟฟ้ากระแสตรง)
6. ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เป็
นบวก
7. ปฏิกิริยาเกิดขึนได้เอง
16.3.8 กฏฟาราเดย์ของการอิเล็กโทรลิซิส
ในปี
ค.ศ.
1832
-
1833
ได้ศีกษาการอิเล็กโทรลิซิสสรุปได้ดังนี
ไมเคิล
ฟาราเดย์
“ปริมาณสารที่ใช้ไปหรือเกิดขึนที่ขัวไฟฟ้าหนึ่ง
ๆ
ในเซลล์อิเล็กโทรไลต์จะแปรผันตรงกับปริมาณไฟฟ้าที่ผ่านลงไปใ
นเซลล์นัน”
จากการทดลองสรุปได้ว่า 1 อิเล็กตรอนรีดิวซ์ ซิวเวอร์ 1
ซิวเวอร์ไอออน
และ 2 อิเล็กตรอนรีดิวซ์ 1 คอปเปอร์ (II)
ไอออน ดังนี
Ag+ + e  Ag
Cu2+ + 2e-  Cu
ดังนันถ้าอิเล็กตรอน
อิเล็กตรอนรีดิวซ์
1
Ag+
โมล
ได้จานวน
หรือ
6.02 x 1023
6.02 x 1023
ไอออน
หรือหนักเท่ากับ 107.868 กรัม หรือคิดเป็น 1 โมล
และถ้าอิเล็กตรอน
1
โมล
หรือ
6.02 x 1023
อิเล็กตรอนรีดิวซ์ Cu2+ ได้จานวน 1/2 x 6.02 x 1023 ไอออน
หรือหนักเท่ากับ 1/2x 63.5 กรัม หรือคิดเป็น 1/2โมล
รูปที่
16.30
ปริมาณของธาตุต่าง ๆ
ที่ถูกแยกออกมาจากสารละลายที่ขัวแคโทด
โดยใช้ไฟฟ้า 1 ฟาราเดย์ ( 19,485 คูลอมบ์ ( C ) หรือ 1
โมลอิเล็กตรอน)
1
ฟาราเดย์
=
6.02 x 1023
อิเล็กตรอน
=
1
โมลอิเล็กตรอน
=
1
19,485 คูลอมบ์ ( C )
คูลอมบ์
=
ปริมาณไฟฟ้า
1
แอมแปร์ (A)
ไหลผ่านในเวลา 1 วินาที (s)
1 แอมแปร์ (A) =
1 คูลอมบ์ ต่อ 1 วินาที
สูตรที่ใช้คานวณ
ปริมาณไฟฟ้า (Q)
=
กระไฟฟ้า (I) x
เวลา (t)
ตัวอย่าง
จงคานวณมวลของทองแดง
ที่เกิดขึนจากปฏิกิริยารีดักชันของ
ด้วยการผ่านกระแสไฟฟ้า
Cu2+
(Cu)
ที่ขัวแคโทด
1.6
แอมแปร์
ในการอิเล็กโทรลิซิสสารละลาย CuSO4 เป็นเวลา 1 ชั่วโมง
มวลอะตอมของ Cu เท่ากับ 63.5
วิธีทา
1.หาปริมาณไฟฟ้า
แทนค่า
เพราะฉะนัน
2.หาปริมาณฟาราเดย์
สูตร
Q = It
Q = 1.6 x (1x 60 x 60)
Q = 5760 คูลอมบ์
ปริมาณไฟฟ้า
96485
คูลอมบ์
ปริมาณไฟฟ้า
5760 คูลอมบ์
=
1
ฟาราเดย์
1x5760
=
96485
=
0.0597 ฟาราเดย์
แต่ไฟฟ้า
1
ฟาราเดย์
มีจานวน
=
1 โมลอิเล็กตรอน
ไฟฟ้า 0.0597 ฟาราเดย์
มีจานวน
=
1x0.0597
โมลอิเล็กตรอน
1
=
0.0597
โมลอิเล็กตรอน
3.หาจานวนโมลของ Cu ที่ขัวแคโทด
ที่ขัวแคโทด
Cu2+ + 2e-  Cu
จากสมการอิเล็กตรอน 2 โมลอิเล็กตรอน เกิด Cu
=
1 โมล
อิเล็กตรอน
0.0597 โมลอิเล็กตรอนเกิด
Cu =
1x0.0597
= 0.02985 โมล
2
4.หามวลของ Cu
Cu
1
โมล หนัก = 63.5 g
Cu
0.0285 โมล หนัก
1.8954 g
แบบทดสอบที่ 16.7
=
63.5x0.02985
=
1
ใช้ค่า E0 จากตารางที่ 16.5
1.จงบอกสารผลิตภัณฑ์หลักที่เกิดจากการอิเล็กโทรลิซิสของสารล
ะลายต่อไปนี
ก. โซเดียมไอโอไดด์ NaI
ข. กรดไฮโดรคลอริก HCl
ค. ซิงค์ซัลเฟต ZnSO4
ง. เลด (II) ไนเตรต Pb (NO3)2
2.
สารผลิตภัณฑ์ใดที่มีโอกาสเกิดขึนมากที่สุดจากการอิเล็กโทรลิซิส
สารละลายผสมระหว่าง CuSO4 , ZnSO4 โดยใช้ขัวไฟฟ้าเฉื่อย
3. ข้อความใดเกิดขึนจากการอิเล็กโทรลิซิสสารละลาย MgCl2
ก. เกิดโลหะ Mg ขึนที่ขัวแอโนด
ข. Mg2+ ถูกออกซิไดซ์ที่แคโทด
ค. ก๊าซ Cl2 เกิดขึนที่แอโนดโดยการออกซิเดชันของ Clง. Cl- เคลื่อนที่เข้าหาแคโทด
เฉลยแบบทดสอบที่ 16.7
1.เฉลย
ข้อ
สารละลาย
ขัวแอโนด(ขัวบวก ขัวแคโทด (ขัวลบ)
)
ก
ข
ค
NaI
I2
H2
HCl
Cl2
H2
ง
ZnSO4
O2
Zn
Pb(NO3)2
O2
Pb
2.เฉลย
ที่ขัวแคโทด (ขัวลบ) ปฏิกิริยาที่เกิดขึนได้คือ
Cu2+ (aq) + 2e-  Cu(s)
เพราะมีค่า
สูงที่สุด
ที่ขัวแอโนด (ขัวบวก) ปฏิกิริยาที่เกิดขึนได้คือ
2H2O (l)  O2 (g) + 4H+ (aq) + 4e3.เฉลย
ที่แคโทดเกิดปฏิกิริยา ; 2H2O (l) + 2e-  H2 (g)
ที่แอโนดเกิดปฏิกิริยา ;
2Cl- (aq)  Cl2 (g) + 2e-
ก. ผิด ที่แอโนดเกิดก๊าซ Cl2
ข. ผิดที่แคโทด H2O ถูกรีดิวซ์ เกิด H2
ค. ถูก แอโนด Cl- เกิดออกซิเดชันได้ Cl2
ง. ผิด Cl- เคลื่อนที่เข้าหาแอโนด (ขัวบวก)
********************************
E0