สรุปเนื้อหาเรื่อง ไฟฟ้าเคมี ฟิตโค้งสุดท้ายก่อนสอบ PAT2

เลขออกซิเดชัน เลขออกซิเดชัน ย่อว่า ON. 

 

 

1. เซลล์กัลวานิก (Galvanic cell) คือ เซลล์ไฟฟ้าเคมีที่เปลี่ยนพลังงานเคมีเป็นพลังงานไฟฟ้า เกิดจากสารเคมีทำปฏิกิริยากันในเซลล์ แล้วเกิดกระแสไฟฟ้า เช่น ถ่านไฟฉาย เซลล์แอลคาไลน์ เซลล์ปรอท เซลล์เงิน แบตเตอรี

 ขั้วไฟฟ้า มี 2 ชนิด

    1.1 ขั้วว่องไว (Active electrode) ได้แก่ ขั้วโลหะทั่วไป เช่น Zn Cu Pb ขั้วพวกนี้บางโอกาสจะมีส่วนร่วมในปฏิกิริยาด้วย

    1.2 ขั้วเฉื่อย (Inert electrode) คือ ขั้วที่ไม่มีส่วนร่วมใดๆ ในการเกิดปฏิกิริยาเคมี เช่น Pt C(แกรไฟต์)

    ในเซลล์ไฟฟ้าปกติ จะประกอบด้วยขั้วไฟฟ้า 2 ขั้วเสมอ ดังนี้

    1. ขั้วแอโนด (Anode) คือ ขั้วที่เกิดออกซิเดชัน

    2. ขั้วแคโทด (Cathode) คือ ขั้วที่เกิดรีดักชัน 

ปฏิกิริยาเคมีไฟฟ้า หรือปฏิกิริยารีดอกซ์

•ปฏิกิริยารีดอกซ์ คือ ปฏิกิริยาเคมี ที่มีการแลกเปลี่ยนอิเล็กตรอนระหว่างสารตั้งต้นทำให้เลขออกซิเดชันมีการเปลี่ยนแปลงไป ซึ่งจะทำให้มีอะตอมของธาตุบางตัวสูญเสียหรือได้รับอิเล็กตรอน จะเรียกปฏิกิริยาที่เกิดการเสียอิเล็กตรอนว่า ปฏิกิริยาออกซิเดชัน (Oxidation) และเรียกปฏิกิริยาที่มีการรับอิเล็กตรอนว่า ปฏิกิริยารีดักชัน (Reduction)  เช่น

MnO₂ (s)+ 2KBr(aq)+ 2H₂SO₄ (aq) ® MnSO₄ (aq)+K₂SO₄(aq)+2H₂O(l) + Br₂ (l)

16.2  การดุลสมการรีดอกซ์

          ปฏิกิริยารีดอกซ์  เป็นปฏิกิริยาที่มีการเปลี่ยนแปลงเลขออกซิเดชัน โดยมีทั้งเลขออกซิเดชันลดลงและเพิ่มขึ้น  หรือเป็นปฏิกิริยาที่มีการให้และรับอิเล็กตรอน (มีการถ่ายโอนอิเล็กตรอน) ดังนั้น  การดุลสมการของปฏิกิริยารีดอกซ์ จึงใช้  2  วิธี  คือ การใช้เลขออกซิเดชันที่เปลี่ยนแปลงไป  และใช้การให้และรับอิเล็กตรอน (หรือ การใช้ครึ่งปฏิกิริยา)

          การดุลสมการทั่วไป เป็นการทำจำนวนอะตอมของธาตุต่าง ๆ  ของสารตั้งต้น เท่ากับจำนวนอะตอมของธาตุต่าง ๆ ของสารผลิตภัณฑ์  หรือทำจำนวนอะตอมของธาตุต่าง ๆ ทางซ้าย และขวาของสมการให้เท่ากัน  สำหรับปฏิกิริยารีดอกซ์ นอกจากจะต้องทำจำนวนอะตอมของธาตุต่าง ๆ ทางซ้ายและขวาให้เท่ากัน ยังต้องทำเลขออกซิเดชันที่เปลี่ยนแปลงไปให้เท่ากัน  หรือต้องทำจำนวนอิเล็กตรอนที่ให้และรับให้เท่ากัน  และถ้าเป็นการดุลสมการไอออนิก ต้องทำจำนวนประจุทางซ้ายและขวาให้เท่ากันอีกด้วย

 

          16.2.1  การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้เลขออกซิเดชัน

          การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้วิธีเลขออกซิเดชันที่เปลี่ยนแปลง (The Oxidation Number Change Method)  เป็นการดุลสมการของปฏิกิริยารีดอกซ์ โดยทำเลขออกซิเดชันที่ลดลงเท่ากับเลขออกซิเดชันที่เพิ่มขึ้น  แล้วทำจำนวนอะตอมของธาตุต่าง ๆ ทางซ้ายและทางขวาให้เท่ากัน  แต่ถ้าเป็นสมการไอออนิกต้องทำค่าประจุรวมทางซ้าย  และทางขวาให้เท่ากันด้วย

          หลักทั่วไปของการดุลสมการรีดอกซ์โดยวิธีเลขออกซิเดชันที่เปลี่ยนแปลง ดังนี้

          1. เขียนสมการของปฏิกิริยาที่ยังไม่ดุล  แสดงเลขออกซิเดชันของธาตุที่เปลี่ยนแปลงไป  และ แสดงเลขออกซิเดชันที่เพิ่มขึ้น  และลดลงไว้ข้างล่าง โดยคิดต่อสารตั้งต้นที่เป็นตัวออกซิไดส์หรือตัวรีดิวซ์นั้น  1  โมเลกุล

          2. ทำเลขออกซิเดชันที่เพิ่มขึ้นและลดลงให้เท่ากัน   ด้วยกาคูณไขว้สลับค่าเลขออกซิเดชันที่เพิ่มขึ้นและลดลงนั้น

          3. ทำจำนวนอะตอมของธาตุมี่เปลี่ยนเลขออกซิเดชัน ทั้งซ้ายและทางขวาให้เท่ากัน

          4. ดุลจำนวนอะตอมของธาตุอื่น ๆ  ที่ไม่เปลี่ยนแปลงเลขออกซิเดชันให้เท่ากัน  ถ้ามี  H₂O  ( H  และ O  ไม่เปลี่ยนแปลงเลขออกซิเดชัน)   รวมอยู่ด้วยให้ดุลเป็นอันดับสุดท้าย และในการดุล  H₂O  ให้ทำจำนวนอะตอม  H  ซ้ายและขวาให้เท่ากัน

          5.  สำหรับสมการไอออนิก  เมื่อดุลถึงขั้นที่  3  ให้ดุประจุทั้งทางซ้ายและขวาให้เท่ากันแล้วจึงดุลขั้นที่  4  ต่อ ไป

          6.  สมการที่ดุลแล้ว ต้องทำเลขสัมประสิทธิ์ข้างหน้าของสารทุกชนิดเป็นตัวเลขอย่างต่ำ

 2 การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้ครึ่งปฏิกิริยา

          การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้วิธีการครึ่งปฏิกิริยา (Half  reaction Method)  หรือ วิธีการไอออน – อิเล็กตรอน (Ion-electron Method)  เป็นวิธีที่ดุลสมการด้วยการทำจำนวนอิเล็กตรอนที่ให้และรับให้เท่ากัน สมการที่จะดุลด้วยวิธีนี้ต้องเป็นสมการไอออนิก  ถ้าไม่เป็นสมการไอออนิกต้องเปลี่ยนเป็นสมการไอออนิกก่อน แล้วจึงดุลได้

หลักการดุลสมการโดยใช้วิธีการครึ่งปฎิกิริยา

1. ใช้การเปลี่ยนเลขออกซิเดชันของธาตุ  แบ่งส่วนที่ถูกออกซิไดส์  และถูกรีดิวซ์  เขียนโครงครึ่งปฏิกิริยาไอออนิกสุทธิ  2  โครง  โดยโครงหนึ่งเป็นส่วนที่ถูกออกซิไดส์  และอีกส่วนหนึ่งถูกรีดิวซ์
2. ดุลแต่ละครึ่งปฏิกิริยาที่แยกได้

                   2.1. ดุลอะตอมของธาตุที่ถูกออกซิไดซ์ และที่ถูกรีดิวซ์ ทั้งสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์ ยกเว้น  O  และ  H  ยังไม่ดุล

                   2.2 ดุลธาตุออกซิเจนด้วยการเติมน้ำ (H₂O)  เติม  H₂O  ลงข้าวที่มีออกซิเจนน้อยกว่า

                   2.3 ในปฏิกิริยาที่เป็นกรดเติม  H⁺  ลงในข้างที่มีไฮโดรเจนน้อยกว่าของสมการ เพื่อดุลอะตอมของ  H

                   2.4. เติมจำนวนอิเล็กตรอนลงในข้างที่มีประจุมาก  จำนวนอิเล็กตรอนที่เติมลงไปเท่ากับผลต่างระหว่างประจุรวมทั้ง  2 ข้าง

                   2.5 สำหรับปฏิกิริยาที่เป็นเบสเมื่อดุลถึงขึ้นนี้ถ้าในสมการมี  H⁺  เกิดขึ้นไม่ว่าอยู่ทางข้างซ้ายหรือขวาให้ทำลาย  H⁺  ทั้งหมดด้วยการบวก  OH⁺  เข้าไปในสมการทั้งข้างซ้ายและขวาด้วยจำนวนเท่ากับจำนวน  H⁺  นั้น เพื่อสะเทินกรด   (H⁺ ) ทั้งหมดด้วย  OH^–  จะได้สมการของครึ้งปฏิกิริยาแบบรีดักชันหรือแบบออกซิเดชันที่ดุลแล้ว

3. ทำจำนวนอิเล็กตรอนในสมการของปฏิกิริยาออกซิเดชัน  และรีดักชันให้เท่ากันแล้วนำสมการทั้งหมดมาบวก อิเล็กตรอนหักล้างหมดไป  จะได้สมการของปฏิกิริยารีดอกซ์ที่ดุลแล้วตามต้องการ

          ตรวจนับ จำนวนอะตอมของธาตุแต่ละธาตุเท่ากัน  และประจุรวมข้างซ้าเท่ากับประจุรวมข้างขวาแสดงสมการสุทธิดุล

ศึกษาเกี่ยวกับ      j ปฏิกิริยาเคมีที่ทำให้เกิดกระแสไฟฟ้า     k กระแสไฟฟ้าทำให้เกิดปฏิกิริยาเคมี

            หากใช้การถ่ายเทอิเล็กตรอนเป็นเกณฑ์แล้ว Þ ปฏิกิริยาเคมีแบ่งเป็น 2 ประเภท

            j ปฏิกิริยาที่มีการถ่ายเท e^–   เรียกว่าปฏิกิริยารีดอกซ์     (Redox Reaction)

            k ปฏิกิริยาที่ไม่มีการถ่ายเท e^–     เรียกว่าปฏิกิริยานอนรีดอกซ์    (Nonredox Reaction)

 

 ปฏิกิริยารีดอกซ์ (Redox Reaction หรือ Oxidation-reduction Reaction)

Ä   ปฏิกิริยารีดอกซ์หมายถึงปฏิกิริยาเกี่ยวกับการถ่ายเท e^–

            ตัวอย่าง       เมื่อนำแผ่นโลหะทองแดง (Cu) จุ่มลงในสารละลายของ AgNO₃ พบว่าที่แผ่นโลหะ Cu มีของแข็งสีขาวปนเทามาเกาะอยู่ และเมื่อนำมาเคาะจะพบว่าโลหะ Cu เกิดการสึกกร่อน ส่วนสีของสารละลาย AgNO₃ ก็จะเปลี่ยนจากใสไม่มีสีเป็นสีฟ้า

            การเปลี่ยนแปลงที่เกิดขึ้นนี้อธิบายได้ว่าการที่โลหะทองแดงเกิด การสึกกร่อนเป็นเพราะโลหะทองแดง(Cu) เกิดการเสียอิเล็กตรอนกลายเป็น Cu²⁺ ซึ่งมีสีฟ้าและเมื่อ Ag⁺ รับอิเล็กตรอนเข้ามาจะกลายเป็น Ag (โลหะเงิน)  มาเกาะอยู่ที่แผ่นโลหะทองแดง
            ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น เขียนในรูปสมการได้ดังนี้

                        Cu(s) ® Cu²⁺(aq) + 2 e^–             

                        Ag⁺(aq) + e^– ® Ag(s)             

            Q e^–   ที่ถ่ายเทต้องเท่ากัน      \ สมการเคมีที่เกิดขึ้นที่แท้จริงต้องเป็น

                        Cu(s) ® Cu²⁺(aq) + 2 e^–             

                        2Ag⁺(aq) + 2 e^– ® 2Ag(s)            

            ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในแต่ละสมการเรียกว่าครึ่งปฏิกิริยา ซึ่งการเกิดปฏิกิริยาถ่ายเท e^–  จะเกิดขึ้นได้สมบูรณ์ก็ต่อเมื่อต้องนำครึ่งปฏิกิริยาทั้งสองมารวมกัน เขียนเป็นสมการได้ดังนี้

            Cu(s) + Ag⁺(aq) ® Cu²⁺(aq) + 2Ag(s)            ¬   Redox Reaction

            สรุปได้ว่าการเกิดปฏิกิริยารีดอกซ์จะต้องประกอบไปด้วย

           

            j สารที่ให้ e^– เรียกว่าตัวรีดิวซ์     Þ เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน (Oxidation Reaction)

            k สารที่รับ e^– เรียกว่าตัวออกซิไดซ์    Þ เกิดปฏิกิริยารีดักชัน (Reduction Reaction)

 

 เซลล์ไฟฟ้าเคมี

            เนื่องจากการที่สารที่ให้ e^– และสารที่รับ e^– สัมผัสกันโดยตรง จะไม่สามารถแสดงกระแสไฟฟ้าที่เกิดขึ้นได้ ดังนั้นหากต้องการให้มีกระแสไฟฟ้าเกิดขึ้นต้องมีการนำลวดตัวนำไฟฟ้าต่อเชื่อมเข้าไประหว่างขั้วไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ที่ให้ e^– และครึ่งเซลล์ที่รับ e^– และพร้อมกับโวลต์มิเตอร์ และสะพานเกลือเชื่อมระหว่างครึ่งเซลล์ทั้งสอง

เช่น                                                                                                            เซลล์ไฟฟ้าเคมี

            ขั้วไฟฟ้า      e^–   ®                     e^–   ®         ขั้วไฟฟ้า           

             Cu                        สะพานเกลือ                     Ag            

                                                                                               

                                         Cu²⁺      Ag⁺                                                          

             Cu ® Cu²⁺ + 2 e^–                            Ag⁺ + e^– ® Ag       

ครึ่งเซลล์    Oxidation                                 Reduction             

ขั้วไฟฟ้า     ลบ (อาโนด)                               บวก (คาโทด)

 

ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น Cu(s) + 2Ag⁺(aq) ® Cu²⁺(aq) + 2Ag(s)

 

 แผนภาพเซลล์ไฟฟ้าเคมี

            Ä หากปฏิกิริยารีดอกซ์ที่เกิดขึ้นเป็น         A(s) + B⁺(aq)   ®            A⁺(aq) + B(s)

                  แผนภาพเซลล์ไฟฟ้าเคมี   Þ             A(s) | A⁺(aq)         | |           B⁺(aq) | B(s)

 

 

                                                                   ครึ่งเซลล์ออกซิเดชัน                      ครึ่งเซลล์รีดักชัน

 

หมายเหตุ     Þ ¬  | |  แทนสะพานเกลือ และแต่ละครึ่งเซลล์ให้ใช้เครื่องหมาย  |  คั่นระหว่างสารต่างสถานะ

                          |  คั่นระหว่างสารต่างสถานะ

                        k หากต้องการระบุความเข้มข้นให้เขียนไว้ในวงเล็บแล้ววางหลังสารละลาย

                              เช่น            Cu(s) | Cu²⁺(aq)(0.1M)   | |   Ag⁺(aq)(0.1M) | Ag(s)

                        ®  หากสารในสถานะเดียวกันมีมากกว่า 1 ชนิด ให้ใช้เครื่องจุลภาค ( , ) คั่น

                              เช่น            Fe(s) | Fe²⁺(aq) , Fe³⁺(aq)   | |  Cu²⁺(aq) | Cu(s)

                        ¯  หากมีความดันเกี่ยวข้อง ให้ระบุความดันในวงเล็บ แล้ววางหลังก๊าซนั้น

                              เช่น            Pt(s) | H₂(atm) | H⁺(aq)  | |  Ag⁺(aq) | Ag(s)

 ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน (E°)

            ครึ่งเซลล์มาตรฐานที่ใช้เปรียบเทียบความสามารถในการให้รับ e^–  ของครึ่งเซลล์ต่างๆ จะใช้ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนเขียนแทนด้วย Pt(s) | H₂(1atm) | H⁺(1M) และกำหนดให้ค่าศักย์ไฟฟ้าของไฮโดรเจนที่สภาวะมาตรฐาน(25°C,1atm) มีค่าเท่ากับศูนย์โวลต์

                 

                     =    0.00     Volt

 

            การวัดค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน ของเซลล์ไฟฟ้าใดๆ ทำได้โดยการนำครึ่งเซลล์มาตรฐานไฮโดรเจนต่อกับครึ่งเซลล์ที่สนใจ และขั้วไฟฟ้าจะต้องจุ่มอยู่ในสารละลายเข้มข้น 1 Molarโดย

                                                E°_Cell    =    E°_{คาโทด} – E°_{อาโนด}            

 

                  ข้อควรทราบเกี่ยวกับค่า E°

            ¬  ถ้ามีการกลับสมการ                           Þ      ค่า E° จะเท่าเดิม แต่เครื่องหมายตรงกันข้าม

            k ถ้ามีการคูณสมการด้วยตัวเลขใดๆ         Þ      ค่า E° จะเท่าเดิม ไม่เปลี่ยนแปลง

            ®  ค่า E°_reduction ยิ่งมาก   แสดงว่าสารนั้นยิ่งรับ e^–   ได้ดี  (แนวโน้มความเป็นตัวออกซิไดซ์มากขึ้น)

                  ค่า E°_reduction ยิ่งต่ำ     แสดงว่าสารนั้นยิ่งให้ e^–   ได้ดี  (แนวโน้มความเป็นตัวรีดิวซ์มากขึ้น)

Þ โดยทั่วไปเมื่อกล่าวถึง E° หากไม่มีการระบุว่าเป็น E°_reduction หรือ E°_oxidation ให้ถือว่าเป็น E°_reduction

 

ประโยชน์ของค่า E°_reduction

            ¬  ใช้เปรียบเทียบความสามารถในการเป็นตัวรีดิวซ์และตัวออกซิไดซ์

                  Ä สารที่ให้ e^–   ได้ดี E° ต่ำ , สารที่รับ e^–   ได้ดี E° สูง

                  เช่น            Þ       Zn²⁺(aq) + 2 e^– ®       Zn(s)                E°  =    – 0.76   Volt

                                          Ag⁺(aq) + e^–           ®       Ag(s)          E°  =    0.80     Volt

                                          พิจารณา      Þ             <          

                  \  ตัวรีดิวซ์       :     Zn  >    Ag 

                        ตัวออกซิไดซ์      :     Ag⁺ >    Zn²⁺    

 

            k ใช้คำนวณค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์และครึ่งเซลล์

                  อาศัยหลัก    Þ       E°_Cell    =    E°_{คาโนด} – E°_{อาโนด}             Ü DE°

                                                             =   E°_{ขั้วบวก} – E°_{ขั้วลบ}

                                                             =   E°_สูง – E°_ต่ำ

 

                  ประโยชน์ของค่า E°_Cell

                                                E°_Cell    >    0          Þ       ปฏิกิริยาเกิดได้   

                                                E°_Cell    <    0          Þ       ปฏิกิริยาเกิดไม่ได้  (เกิดในทิศตรงข้าม)

                                                E°_Cell    =    0          Þ       ปฏิกิริยาเกิดไม่ได้แน่นอน

 

 

 

 ตัวอย่างการคำนวณศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์

1. เมื่อนำครึ่งเซลล์ของ Ag | Ag⁺ ต่อกับครึ่งเซลล์ของ Pt | H₂ | H⁺ พบว่าเข็มของโวลต์มิเตอร์เบนหาขั้ว Ag
               และอ่านค่าได้ 0.80 Volt ให้หาค่า E° ของ Ag⁺ + e^–  ®  Ag

ทำ        จากการที่เข็มโวลต์เบนเข้าหาขั้ว Ag

            แสดงว่า       Ag | Ag⁺      รับ e^–   

                              Pt | H₂ | H⁺  ให้ e^–   

            จาก       E°_Cell    =    E°_{คาโทด} – E°_{อาโนด}

                        0.80     =    –

                        0.80     =    – 0

            \           =    0.80     Volt

            นั่นหมายความว่า Þ       Ag⁺ + e^–  ®  Ag          E° =    0.80 Volt                            #

 

ตัวอย่างการคำนวณศักย์ไฟฟ้าของเซลล์

1. เมื่อนำครึ่งเซลล์ของ Fe | Fe²⁺ ต่อเข้ากับ Ni | Ni²⁺ ให้หาค่า E°_Cell

            กำหนด        Fe²⁺ + 2 e^– ® Fe        E°  =    – 0.41   Volt

                              Ni²⁺ + 2 e^–  ® Ni         E°  =    – 0.23   Volt

ทำ        E°Cell  =    E°สูง – E° ต่ำ     =    – 0.23 –  ( – 0.41)

                                                      =    0.18     Volt                                                            #

 

1. ให้พิจารณาว่าปฏิกิริยา     2Al(s) + 3Sn⁴⁺(aq)  ®  2Al³⁺ + 3Sn²⁺ เกิดขึ้นได้หรือไม่

            กำหนด        Sn⁴⁺ + 2 e^– ®       Sn2+          E°  =    – 0.14   Volt

                              Al³⁺ + 3 e^–   ®       Al               E°  =    – 1.66   Volt

ทำ        วิธี 1      วิเคราะห์จากค่า E°

                        Ä   >                    \  Al ให้ e^–  และ Sn⁴⁺ รับ e^–

                        \  ปฏิกิริยาที่โจทย์ให้จึงเกิดขึ้นได้                                                                        #

            วิธี 2      จาก       E°_Cell    =    E°_สูง – E°_ต่ำ

                                                =    – 0.14 – ( – 1.66)     Volt

                                                =    0.82                 Volt

            จากค่า E°_Cell เป็นบวก แสดงว่าปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นได้ก็ต่อเมื่อ Sn⁴⁺ ต้องรับ e^–  และ Al ต้องให้ e^–

                    ซึ่งสอดคล้องกับสมการที่โจทย์ให้        \  ปฏิกิริยาที่โจทย์ให้จึงเกิดขึ้นได้                  #

 

 สมการของเนินส์

            การคำนวณค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์หรือศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ที่ไม่ใช่สภาวะมาตรฐาน ให้คำนวณหาค่าศักย์ไฟฟ้า (E) ผ่านสมการของเนินส์

1.    ศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์

                        aA + n e^–          bB

                  E    =    E°- log( )

 

2.    ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์

                        aA + bB                 cC + dD

 

 

                  E_Cell      =    E°_Cell – log             อย่าลืม     =    K_eq

 

1. ให้หาค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์    Zn | Zn²⁺(0.01M)

            กำหนด        Zn²⁺(aq) + 2 e^–  ®      Zn(s)                      E°  =    – 0.763 Volt

ทำ        จาก             E    =    E°- og ()

                                    =    – 0.763 – log ()                    =    – 0.822 Volt                        #

1. ให้หาค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์จากปฏิกิริยา     Co(s) + Ni²⁺(aq)           Co²⁺(aq) + Ni(s)    

             E°_Cell = 0.03 Volt

            เมื่อ [Co²⁺] = 0.1M  และ  [Ni²⁺] = 1M

ทำ                    E_cell       =    E°_Cell –  log ()

 

                                    =    0.03 –  og ()             =    0.03 + 0.03            Volt

 

            \        E_Cell            =    0.06                 Volt                                                #

 

1. ให้หาค่า K_eq ของปฏิกิริยา       Pb²⁺(aq) + Ni(s)               Pb(s) + Ni²⁺(aq)       E_Cell = 0.15 Volt

            กำหนด        Pb²⁺ + 2 e^–  ®      Pb        E°  =    – 0.763 Volt

                              Ni²⁺ + 2 e^–  ® Ni         E°  =    – 0.25   Volt

 

ทำ        จาก       E_Cell            =    E°_Cell – logK_eq                              ¬

            หา E°_Cell

                        Q        E_Cell            =    E°_สูง – E°_ต่ำ           =    – 0.13 – ( – 0.25)     Þ       0.12     Volt

            แทนค่าใน ¬     0.15     =    0.12 –  logK_eq

                              0.15 – 0.12 =    – 0.0245 logK_eq

                              logK_eq         =    –            =          – 1

                        \        K_eq       =    0.1                                                             #

 

 อิเล็กโตรลิซิส (Electrolysis)

            Ä ปฏิกิริยาใดที่เกิดขึ้นไม่ได้ เช่น Cu(s) + Zn²⁺(aq) ® Cu²⁺(aq) + Zn(s) หากต้องการทำให้เกิดปฏิกิริยาก็สามารถทำได้โดยผ่านพลังงานไฟฟ้าจากภายนอก ซึ่งปฏิกิริยาที่ได้จากการแยกสลายด้วยด้วยไฟฟ้านี้มีชื่อเรียกว่าอิเล็กโตรลิซิส (Electrolysis)

            ส่วนประกอบที่สำคัญของ Elctrolytic Cell

1. แหล่งพลังงานไฟฟ้าจากภายนอก
2. ขั้วไฟฟ้า
3. สารละลายอิเล็กโตรไลท์

            ลักษณะการเกิดปฏิกิริยาเป็นดังนี้

            สารที่ให้ e^–  แก่ขั้วบวก     เกิดปฏิกิริยา Oxidation    ® ขั้วอาโนด

            สารที่รับ e^–  จากขั้วลบ      เกิดปฏิกิริยา  Reduction  ® ขั้วคาโทด

 

           

 การดุลสมการรีดอกซ์

            ต้องผ่านขั้นตอนการหาเลขออกซิเดชัน

            Ä โดยเลขออกซิเดชันจะหมายถึงตัวเลขแสดงค่าประจุไฟฟ้าที่แท้จริงหรือประจุไฟฟ้าสมมติของธาตุ

 เกณฑ์การกำหนดค่าเลขออกซิเดชัน (O.N.)

1.    ธาตุอิสระ (ไม่รวมตัวกับธาตุอื่น มีค่า O.N. = ศูนย์)

                  เช่น            Mg , O₂ , O₃ , S₈ , Cl₂ , P₄

2.    ธาตุหมู่ 1 ในสารประกอบ มีค่า O.N. = 1

                  เช่น            LiNo₃ , NaCl , KClO₃

3.    ธาตุหมู่ 2 ในสารประกอบ มีค่า O.N. = 2

                  เช่น            MgCl₂ , CaCO₃ , BeCl₂

4.    ธาตุไฮโดรเจน ในสารประกอบ มีค่า O.N. = 1

                  เช่น            HCl , NH₃ , H₂O           

                  ยกเว้น   ในสารประกอบของโลหะ เช่น NaH , AlH₃     Þ  H มี O.N. = -1

5.    ธาตุออกซิเจน ในสารประกอบ มีค่า O.N. = – 2

                  เช่น            H₂O , CO₂ , Cl₂O         

                  ยกเว้น   H₂O₂ , Na₂O , NaO₂ , OF    Þ O มี O.N. ¹ -2

6.    ผลรวมของ O.N. ในสารประกอบมีค่าเป็นศูนย์

                  เช่น            KMnO₄ , MnO₂ , Na₂C₂O₄

7.    ผลรวมของ O.N. ในไอออนเท่ากับจำนวนประจุ

                  เช่น            MnO₄^– , Cr₂O₇^2- , Fe(CN)₆^3-

Note     Þ ไอออนที่ควรจำ   SO₄^2- , CN^– , NO₃^– , CO₃^2-    Þ ไอออนที่มี O.N. เท่ากับจำนวนประจุ

 

 ตัวอย่างการหาเลขออกซิเดชันของธาตุ

Mn₂O₇  Þ 2Mn + 7O         =    0                            Na₃PO₄            Þ 3Na + P + 4O        =      0

                   2Mn + 7(-2)      =    0                                                          3(1) + P + 4(-2)      =      0

                   2Mn                  =   14                                                          3 + P – 8                =      0

                   Mn                    =  +7       #                                                         P                    =    +5   #

MnSO₄  Þ Mn + SO₄         =    0                            C₂O₄^2-              Þ 2C + 4O                =     -2

                   Mn + (-2)          =    0                                                           2C + 4(-2)             =      -2

                   Mn                    =  +2       #                                                  2C                         =      6

                                                                                                                C                        =     +3   #

 

 

 ขั้นตอนการดุลสมการรีดอกซ์

 

1. หาธาตุที่มี O.N. เปลี่ยนไป ต่อ 1 อะตอมของธาตุ
2. นำเลข O.N. ที่เปลี่ยนไปมาคูณไขว้ (เพื่อให้จำนวน e^–   ที่ถ่ายเทเท่ากัน)
3. ดุลอะตอมของธาตุ (H กับ O ทำทีหลัง)
4. ถ้าทอนได้ให้ทอนเป็นอัตราส่วนอย่างต่ำด้วย

 

 

 ตัวอย่างการดุลสมการรีดอกซ์

 

1. FeCl₃ + SnCl₂   ® FeCl₂ + SnCl₄

 

1. หาเลข O.N. ที่เปลี่ยนไป ต่อ 1 อะตอมของธาตุ

 

                    FeCl₃        +   SnCl₂             ®      FeCl₂       +    SnCl₄

 

                      +3               +2                          +2               +4

                                                  รับ 1 e^–

                                                               เสีย 2 e^–

 

2. คูณไขว้จำนวน e^–  ให้ถ่ายเทเท่ากัน

           

                  2FeCl₃ + SnCl₂ ®   FeCl₂ + SnCl₄

                       

 

3. ดุลสมการ

                  2FeCl₃ + SnCl₂ ®   2FeCl₂ + SnCl₄                       #

 

 

1. KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄  ®  MnSO₄ + H₂O + KNO₃ + K₂SO₄
2. หาเลข O.N. ที่เปลี่ยนไป ต่อ 1 อะตอมของธาตุ

                   KMnO₄     +    KNO₂       +   H₂SO₄   ® MnSO₄      +     H₂O     +    KNO₃       +   K₂SO₄

                      +7               +3                                   +2                                      +5

                                                      รับ 5 e^–

                                                                            เสีย 2 e^–

 

2. คูณไขว้จำนวน e^–  ให้ถ่ายเทเท่ากัน

                  2KMnO₄ + 5KNO₂ + H₂SO₄  ®  MnSO₄ + H₂O + KNO₃ + K₂SO₄

                       

3.    ดุลสมการ

                  2KMnO₄ + 5KNO₂ + 3H₂SO₄  ®  2MnSO₄ + 3H₂O + 5KNO₃ + K₂SO₄            #

 

 

 การดุลสมการรีดอกซ์แบบครึ่งปฏิกิริยา   

ทำตามขั้นตอนดังนี้

¬  ในสารละลายกรด

1. Fe²⁺ + Cr₂O₇^2-  ®  Fe³⁺ + Cr³⁺

 

ทำ        1. แยกครึ่งปฏิกิริยา

                  Fe²⁺  ®  Fe³⁺                         Cr₂O₇^2-  ® Cr³⁺

2.  ดุลอะตอม

                  Fe²⁺  ®  Fe³⁺                         Cr₂O₇^2-  ® 2Cr³⁺

                                                                  เติม H₂O ด้านขาดออกซิเจนเท่ากับจำนวนที่ขาดออกซิเจน

                                                                  Cr₂O₇^2-  ® 2Cr³⁺ + 7H₂O

                                                                  เติม H⁺ ด้านขาดไฮโดรเจนเท่ากับจำนวนที่ขาดไฮโดรเจน

                                                                  Cr₂O₇^2-  + 14H⁺  ® 2Cr³⁺ + 7H₂O

3.  ดุลประจุ (โดยการเติม e^– )

                  จาก       Fe²⁺  ®  Fe³⁺ + e^–                                                จำนวนประจุเท่ากันคือ 2

                              Cr₂O₇^2-  + 14H⁺ + 6 e^–  ® 2Cr³⁺ + 7H₂O               จำนวนประจุเท่ากันคือ 6

4.  ทำการถ่ายเท e^– ให้เท่ากัน (โดยการคูณไขว้จำนวน e^– )

                              6Fe²⁺  ®  6Fe³⁺ + 6 e^–

                              Cr₂O₇^2-  + 14H⁺ + 6 e^–  ® 2Cr³⁺ + 7H₂O  

5.  รวมสมการ

                       6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2-  + 14H⁺  ® 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺ + 7H₂O                               #

 

k  ในสารละลายเบส

1. I^– + MnO₄^–  ®  I₂ + MnO₂

 

ทำ        แยกครึ่งปฏิกิริยา

                  I^–  ®  I₂                      ดุลอะตอม               MnO₄^–  ®  MnO₂

                  2I^–  ®  I₂                  ดุลประจุ                     Q    อะตอมของ Mn ดุลแล้ว

                  2I^–  ®  I₂ + 2 e^–                              \ ดุล O โดยเติม H₂O ด้านขาด Oเท่ากับจำนวนที่ขาด O

 

                                    MnO₄^–  ®  MnO₂ + 2H₂O

                                    เติม H⁺ ด้านขาด H เท่ากับจำนวนที่ขาด H

                                    MnO₄^–  + 4H⁺  ®  MnO₂ + 2H₂O

 

                                    Q  สารละลายเบสห้ามมีกรด ดังนั้นต้องเติม OH^– ทั้ง 2 ด้าน

                                    MnO₄^–  + 4H⁺ + 4OH^–  ®  MnO₂ + 2H₂O + 4OH^‑

                                    Q  H⁺ + OH^–  ®  H₂O      ดังนั้นจะได้สมการเป็น

                                    MnO₄^–  + 4H₂O  ®  MnO₂ + 2H₂O + 4OH^‑            หักล้าง H₂O

                                    MnO₄^–  + 2H₂O  ®  MnO₂  + 4OH^‑                          ดุลประจุ

                                    MnO₄^–  + 2H₂O +3 e^– ®  MnO₂  + 4OH^‑                                             

            ทำ e^–   ที่ถ่ายเทให้เท่ากัน (โดยคูณไขว้จำนวน e^– )

            Oxidation   Þ       2I^–  ®  I₂ + 2 e^–

            Reduction  Þ       MnO₄^–  + 2H₂O + 3 e^– ®  MnO₂  + 4OH^‑

            จะได้                       6I^–  ®  3I₂ + 6 e^–

                                          2MnO₄^–  + 4H₂O + 6 e^– ®  2MnO₂  + 8OH^‑

       รวมสมการ      6I^– + 2MnO₄^–  + 4H₂O ®  3I₂ + 2MnO₂  + 8OH^‑                                               #

ขอบคุณข้อมูล  https://kienakrab.tripod.com/cgi-bin/10_files/100_ch13.htm