ไฟฟ้าเคมี

64 %
36 %
Information about ไฟฟ้าเคมี
Science

Published on September 27, 2014

Author: sararatlynn

Source: slideshare.net

Description

ไฟฟ้าเคมี

สมการเคมี แบ่งตามการเปลี่ยนแปลงเลขออกซิเดชัน มี 2 รูปแบบ 1. ปฏิกิริยานอนรีดอกซ์(Non Redox Reaction) หมายถึง ปฏิกิริยาเคมีที่ไม่มีการเปลี่ยนแปลงเลขออกซิเดชันของธาตุ 2. ปฏิกิริยารีดอกซ์(Redox Reaction) หมายถึง ปฏิกิริยาเคมีที่ มีการเปลี่ยนแปลงเลขออกซิเดชันของธาตุ

ข้อสังเกตเกี่ยวกับปฏิกิริยารีดอกซ์และนอนรีดอกซ์ ปฏิกิริยาที่เป็นรีดอกซ์แน่นอน ปฏิกิริยาที่มีธาตุอิสระปรากฏอยู่ในสมการ เช่น 2H2(g) + O2 (g) 2 H2 O( l ) ปรากฏที่ไอออนของธาตุชนิดเดียวที่มีประจุเปลี่ยนไป เช่น Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq) Sn4+(aq) ) + 2Fe2+(aq) ปฎิกิริยาถ่ายเทอะตอมของธาตุ เช่น CO (g) + NO2 (g) CO (g) + NO (g) ปฏิกิริยาที่ไม่เป็นรีดอกซ์ การละลายน้า หรือการแตกตัวในน้า ของกรดเบสและเกลือ ปฏิกิริยาสะเทินระหว่างกรดกับเบส ปฎิกิริยาการวมตัวสารประกอบไอออนิกเกิดตะกอน

ปฏิกิริยารีดอกซ์(Redox Reaction) มาจากคา ว่า Reduction และ Oxidation 1. Reduction คือ ปฏิกิริยาการรับอิเล็กตรอน B + e B− 2. Oxidation คือ ปฏิกิริยาการให้อิเล็กตรอน A A+ + e หมายเหตุ ปฏิกิริยารีดักชันและออกซิเดชันเกิดขึ้นพร้อมกัน แต่เกิดขึ้นกับคนละธาตุ จึงต้องเขียนแยกเป็นสองปฏิกิริยา

ปฎิกิริยารีดอกช์ ตัวรีดิวซ์หรือ ตัวถูกออกซิไดซ์ หมายถึง ตัวจ่ายอิเล็กตรอน (เลข ออกซิเดชัน +1) ตัวออกซิไดซ์ หรือ ตัวถูกรีดิวซ์หมายถึง ตัวรับอิเล็กตรอน (เลข ออกซิเดชัน-1) ตัวอย่าง : สมการเคมี Ni + 2Ag+ Ni2+ + 3Ag ตัวรีดิวซ์คือ Ni ให้อิเล็กตรอน เลขออกซิเดชันเพิ่มขึ้นจาก 0 เป็น +2 ตัวออกซิไดซ์ คือ Ag+ รับอิเล็กตรอน เลขออกซิเดชันลดลงจาก +1 เป็น 0

การดุลสมการรีดอกซ์ หลักการ 1. หาเลขออกซิเดชันของธาตุหรือไอออนเพื่อใช้กา หนดครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชัน และ ครึ่งปฏิกิริยารีดักชัน แยกสมการรีดอกซ์ออกเป็นครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชันและครึ่ง ปฏิกิริยารีดักชัน พร้อมทั้งแสดงอิเล็กตรอนที่ให้หรือรับ 2. ดุลจา นวนประจุของครึ่งปฏิกิริยา ในสารละลายที่เป็นกรด การดุลประจุจะเติม H+ ลงทางด้านที่ขาดประจุบวก ในสารละลายที่เป็นกรด การดุลประจุจะเติม OH− ลงทางด้านที่ขาดประจุลบ 3. ดุลจา นวนอะตอมทางด้านซ้ายและขวาของครึ่งปฏิกิริยาให้ดุล การดุล อะตอมH และO ให้เติม H2O ลงทางด้านที่ขาด H และO 4. ทา จา นวนอิเล็กตรอนของแต่ละครึ่งปฏิกิริยาให้เท่ากันโดยการคูณด้วยตัวเลขที่ เหมาะสม 5. รวมสองครึ่งปฏิกิริยาเข้าด้วยกัน แล้วตัดจา นวนอิเล็กตรอนและโมเลกุลของ H2O ออกทั้งสองด้านด้วยจา นวนที่เท่ากัน 6. ตรวจสอบจา นวนอะตอมของแต่ละธาตุและผลรวมประจุไฟฟ้าให้เท่ากันทั้งสอง ด้านของสมการ

ตัวอย่าง จงดุลสมการรีดอกซ์ต่อไปนี้โดยใช้ครึ่งปฏิกิริยา MnO4 - (aq)+H2S(aq) + H+(aq) Mn2+(aq) + H2O(l)+S(s) ขั้นท1ี่หาเลขออกซิเดชันของธาตุหรือไอออนในปฏิกิริยาเพื่อใช้กา หนดครึ่ง ปฏิกิริยา MnO4 - (aq)+H2S(aq) + H+(aq) Mn2+(aq) + H2O(l)+S(s) หาเลขออกซิเดชัน +7 -2 +2 0 ขั้นที่ 2 แยกสมการออกเป็นครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชันและครึ่งปฏิกิริยารีดักชัน HS(aq) S(s) ออกซิเดชัน 2MnO- (aq) Mn2+(aq) รีดักชัน 4

ขั้นที่3 ดุลจา นวนอะตอมของละธาตุและผลรวมประจุไฟฟ้าแต่ละครึ่งปฏิกิริยา ครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชัน H2S(aq) S(s) + 2H+(aq) - ดุลจา นวนประจุไฟฟ้า ทางด้านซ้ายมีประจุ 0 ด้านขวามีประจุเป็น 2+ จึงเติม 2e- ทาง ด้านขวา ดังนี้ H2S(aq) S(s) + 2H+(aq) + 2e- ครึ่งปฏิกิริยารีดักชัน MnO4 - (aq) Mn2+(aq) + 4H2O(l) - ดุลจา นวนอะตอม H ทางด้านขวามี8 อะตอม จึงเติม 8H+ ทางด้านซ้าย ดังนี้ MnO- (aq) + 8H+ (aq) Mn2+(aq) + 4HO(l) 4 2- ดุลจา นวนประจุไฟฟ้าทางด้านขวามีประจุ2+ ส่วนทางด้านซ้ายมีประจุ7+ จึงเติม 5e- ทางด้านซ้ายเพื่อทา ให้มีประจุไฟฟ้าเป็น 2+ เท่ากัน ดังนี้ MnO- (aq) + 8H+(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4HO(l) 4 2

ขั้นที่4 ทา จา นวนอิเล็กตรอนในแต่ละ ครึ่งปฏิกิริยาให้เท่ากัน โดยคูณด้วยตัว เลขที่เหมาะสม ครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชัน 5{H2S (aq) S(s) + 2H+(aq) + 2e-} 5H2S (aq) 5S(s) + 10H+(aq) + 10e- ครึ่งปฏิกิริยารีดักชัน 2{MnO4 - (aq) + 8H+ (aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H2O (l)} 2 MnO4 -(aq)+ 16H+(aq) + 10e- 2Mn2+ (aq) + 8H2O(l)

ขั้นที่5 รวมสองครึ่งปฏิกิริยาเข้าด้วยกัน จะได้ปฏิกิริยารีดอกซเ์ป็นดังนี้ 5HS(aq) 5S(s) + 10H+(aq) + 10e 22MnO-(aq) + 16H+(aq) + 10e- 2Mn2+(aq) + 8HO(l) 4 22MnO4 - (aq) + 5H2S (aq) + 16H+(aq) 2Mn 2+ (aq) + 5S(s) + 10H+(aq) + 8H2O (l) ตัดH+ ออกทั้งสองด้านด้วยจา นวนที่เท่ากัน ได้ดังนี้ 2MnO4 -(aq) + 5H2S(aq) + 6H+(aq) 2Mn 2+ (aq) + 5S(s) + 8H2O(l)

ขั้นที่6 ตรวจสอบจา นวนอะตอมของแต่ละธาตุและผลรวมประจุไฟฟ้าทั้งสอง ด้านของสมการ 2MnO4 - (aq)+ 5H2S (aq) +6H+(aq) 2Mn 2+ (aq)+ 5S(s)+ 8H2O (l) ประจุไฟฟ้า 2(1-) 0 6(1+) 2(+2) 0 0 ผลประจุไฟฟ้า 4+ 4+ สมการนี้จา นวนอะตอมของแต่ละธาตุและผลรวมประจุไฟฟ้าทั้งสองด้าน เท่ากัน แสดงว่าสมการรีดอกซ์นี้ดุลแล้ว

เซลล์ไฟฟ้าเคมี แบ่งออกเป็น 2 ประเภท ได้แก่ 1. เซลล์กัลป์วานิก หรือเซลล์โวลตามิก 2. เซลล์อิเล็กโทรไลต์ เซลล์กัลวานิก หมายถึง เซลล์ที่เปลี่ยนพลังงานเคมีเป้นพลังงานไฟฟ้า สามารถเกิดขึ้นได้เอง และมีค่า EO เป็นบวกเสมอ ส่วนประกอบ • ขั้วไฟฟ้า ประกอบด้วยแท่งโลหะ จุ่มอยู่ในโลหะที่ไอออนของโลหะนั้นละลายอยู่ ขั้วแอโนด ขั้วที่เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ขั้วแคโทด ขั้วที่เกิดปฏิกิริยารีดักชัน • อิเล็กโทรไลต์คือ ของเหลวที่นาไฟฟ้าได้ • สะพานเกลือ ใช้เป็นตัวเชื่อมต่อวงจรภายในของแต่ละครึ่งเซลล์เข้าด้วยกันให้ครบวงจร

เซลล์กัลวานิก

ขั้วไฟฟ้า (Electrode) มี 2 ประเภท ขั้วว่องไว ได้แก่ ขั้วโลหะทั่วไป เช่น Zn , Cu บางโอกาสจะเข้าไปมีส่วน ร่วมในการเกิดปฏิกิริยาด้วย ขั้วเฉื่อย คือขั้วที่ไม่มีส่วนร่วมใดๆ ในการเกิดปฏิกิริยา เช่น Pt , C หน้าที่ของสะพานเกลือ ทา ให้ครบวงจรไฟฟ้า รักษาสมดุลระหว่างไอออนบวกและไอออนลบ

แผนภาพเซลล์กัลวานิก การเขียนแผนภาพของเซลล์กัลวานิกมีหลักดังนี้ 1. ll แทนสะพานไออน 2. ( ) บอกความเข้มข้นหรือสถานะของสารละลาย 3. l แบ่งสถานะ 4. , บอกสารที่มีสถานะเดียวกันแต่ต่างไออนกัน 5. ด้านแคโทดอยู่ขวามือเสมอ 6. ด้านแอโนดอยู่ซ้ายมือเสมอ 7. ให้สารละลายอยู่ติดสะพานไอออน

ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์และศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานครึ่งเซลล์ 0 หมายถึง ศักย์ไฟฟ้าระหว่างขั้วของเซลล์ ศักย์ไฟฟ้าเซลล์มาตรฐาน E푐푒푙푙 0 - Eแอโนด (Eแคโทด 0 ) ที่ภาวะมาตรฐาน คือ 25 Cสารละลายในครึ่งเซลล์ เข้มข้น 1M ความดัน 1 atm ศักย์ไฟฟ้าครึ่งเซลล์มาตรฐาน E0 มี 2 ชนิด 0 หมายถึง ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของปฏิกิริยารีดักชัน 1. E푟 0 หมายถึง ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของปฏิกิริยาออกซิเดชัน 2. E표

ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน (SHE) กา หนดให้ก๊าซ H2 มีค่า E0 เท่ากับ 0.00 V เพื่อใช้เป็นตัวเปรียบเทียบค่า E0 กับธาตุ อื่นๆ (เป็นค่ามาตรฐาน) ดังนั้น ถ้า E0 ของครึ่งเซลล์เป็น + แสดงว่าชิง 푒− ได้ดีกว่า H2 ถ้า E0 ของครึ่งเซลล์เป็น - แสดงว่าชิง 푒− ได้น้อยกว่า H2 การหาศักย์ไฟฟ้าเซลล์มาตรฐาน หาได้จากสมการ E푐푒푙푙 0 - E푟 แอโนด 0 = E푟 แคโทด 0 ค่า E0 ต้องอยู่ในรูปรีดักชันเสมอ

การหาค่า 퐄ퟎ โดยใช้ความสัมพันธ์ของสมการ หลักการ 1. ถ้ากลับสมการค่า E0 จะเปลี่ยนเครื่องหมายเป็นตรงกันข้าม 2. ถ้าเอาเลขใดคูณเข้าไปในสมการ จะไม่มีผลต่อค่า E0 3. ถ้าเอาสมการมาบวกกัน ค่า E0 จะต้องเอามาบวกกันด้วย 4. ถ้าเอาสมการมาลบกัน ค่า E0 จะต้องเอามาลบกันด้วย ความสาคัญของศักย์รีดักชันมาตรฐาน, E0 บอกให้ทราบแนวโน้มของขั้วอิเล็กโตรดที่จะรับหรือให้อิเล็กตรอน 0 E เป็นลบมาก ให้อิเล็กตรอนได้ง่ายกว่า E 0 เป็นบวกมาก รับอิเล็กตรอนได้ดี

เซลล์อิเล็กโทรไลต์ หมายถึง เซลล์ไฟฟ้าเคมีที่เกิดขึ้นเองไม่ได้ ต้องผ่านกระแสไฟฟ้าเข้าไปใน เซลล์ จึงเกิดปฏิกิริยาเคมีได้โดย E0 เป็นลบเสมอ 푐푒푙푙 ส่วนประกอบของเซลล์อิเล็กโทรไลต์ ○ ขั้วไฟฟ้า (Electrode) ขั้วแอโนด เป็นขั้วที่เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ขั้วแคโนด เป็นขั้วที่เกิดปฏิกิริยารีดักชัน ○ สารอิเล็กโทรไลต์แบ่งออกเป็น 2 ประเภท สารประกอบไอออนิกหลอมเหลว (ไม่มีน้า เข้าไปเกี่ยวข้องในการ เกิดปฏิกิริยา) สารละลายอิเล็กโทรไลต์(จะมีน้า เข้าไปเกี่ยวข้องในการเกิดปฏิกิริยา) เช่น สารละลาย กรด เบส เกลือ

ขั้นตอนการพิจารณาเลือกปฏิกิริยาเซลล์อิเล็กโทรไลต์ 1. กรณีแท่งโลหะจุ่มลงในสารประกอบไอออนิกเหลว : ไม่พิจารณาน้า ไอออนที่มีค่า E0 ต่า กว่าเป็นแคโทด (ขั้วลบ) เกิดปฏิกิริยารีดักชัน ไอออนที่มีค่า E0 สูงกว่าเป็นแอโนด (ขั้วบวก) เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน 2. กรณีแท่งโลหะจุ่มลงในสารละลายประกอบไอออนิก : พิจารณาน้า ด้วย E0 ของ H2O เวลาพิจารณาขั้วแคโทด ; (2H2O + 2푒− H2+ 2OH−) ; E0 = -0.83V E0 ของ H2O เวลาพิจารณาขั้วแคโทด ; (1/2O2 + 2H+ + 2푒− H2O) ; E0 = +1.23V

ตารางเปรียบเทียบระหว่างเซลล์กัลวานิกและเซลล์อิเล็กโทรไลต์ เซลล์กัลวานิก เซลล์อิเล็กโทรไลต์ 1. จากปฏิกิริยาเคมีเป็นพลังงานไฟฟ้า 1. จากพลังงานไฟฟ้าเป็นปฏิกิริยาเคมี 2. เป็นปฏิกิริยาที่สามารถเกิดขึ้นได้เอง 2. เป็นปฏิกิริยาที่ไม่สามารถเกิดขึ้นได้เอง ต้องใช้ พลังงานไฟฟ้าทา ให้เกิดปฏิกิริยา 3. ค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เป็นบวกเสมอ 3. ค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เป็นลบ 4. ขั้วแอโนดเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันเป็นขั้วลบ ขั้วแคโทดเกิดปฏิกิริยารีดักชันเป็นขั้วบวก 4. ขั้วแอโนดเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันเป็นขั้วบวก ขั้วแคโทดเกิดปฏิกิริยารีดักชันเป็นขั้วลบ

ประโยชน์ของเซลล์กัลวานิก เซลล์กัลป์วานิก แบ่งเป็น 2 ชนิด 1. เซลล์ปฐมภูมิ เป็นเซลล์ที่ปฏิกิริยาภายในเซลล์เกิดขึ้นอย่างสมบูรณ์ ปฏิกิริยาไม่ สามารถย้อนกลับได้ จึงไม่สามารถนา มาใช้ใหม่หรืออัดไฟได้อีก ได้แก่ ○ ถ่านไฟฉาย หรือเซลล์แห้ง หรือเซลล์เลอคลังเช ○ เซลล์อัลคาไลน์ ○ เซลล์ปรอท ○ เซลล์เงิน 2. เซลล์ทุติยภูมิ เป็นเซลล์กัลป์วานิกที่ปฏิกิริยาภายในเซลล์เกิดขึ้นอย่างสมบูรณ์ ปฏิกิริยาสามารถย้อนกลับได้ จึงนา ไปอัดไฟฟ้าเพื่อนา กลับมาใช้ใหม่ได้ ได้แก่ ○ เซลล์สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่ว ○ เซลล์นิกเกิล – แคดเมียม หรือเซลล์นิแคด

เซลล์สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่ว

ประโยชน์ของเซลล์อิเล็กโทรไลต์ 1. การชุบโลหะด้วยไฟฟ้า หลักการชุบโลหะ 1. สิ่งที่นา มาชุบต้องอยู่ด้านแคโทดเสมอ 2. โลหะที่ชุบต้องอยู่ด้านแอโนดเสมอ 3. กระแสไฟฟ้าที่ใช้ต้องเป้นกระแสตรง 4. สารละลายที่ใช้ต้องเป็นชนิดเดียวกับแอโนด (โลหะที่ใช้ชุบ) 5. ความเข้มข้นของสารละลายจะไม่เปลี่ยนแปลง 2. การทา โลหะให้บริสุทธ์ิด้วยไฟฟ้า หลักการ 1. ด้านแอโนดเป็นโลหะที่ไม่บริสุทธ์ิที่มีโลหะที่ต้องการให้บริสุทธ์ิอยู่ด้วย 2. ด้านแคโทดต้องเป็นโลหะชนิดเดียวกับดลหะที่ต้องการทา ให้บริสุทธ์ิ 3. โลหะไม่บริสุทธ์ิต้องมีสารเจือปนอื่นๆ ที่มีความสามารถในการรีดิวซ์หรือออกซิไดซ์ แตกต่างจากโลหะที่ต้องการทา ให้บริสุทธ์ิมากพอควร

การชุบโลหะด้วยไฟฟ้า

การทา โลหะให้บริสุทธ์ิด้วยไฟฟ้า

การผุกร่อนของโลหะและการป้ องกัน หมายถึง กระบวนการของปฏิกิริยารีดอกซ์ที่เกิดจากดลหะถูกออกซิไดซ์เป็น สารประกอบในภาวะแวดล้อมต่างๆ กัน เช่น การเกิดสนิมในเหล็ก โลหะเงินเกิดความ หมอง เป็นต้น สิ่งที่ทา ให้เกิดการผุกร่อนนี้คือ O2 และ ความชื้น การป้องกันการผุกร่อน ทาสีหรือทาวาสลินเป็นการป้องกัน O2 และ ความชื้น เป็นวิธีที่สะดวกและให้ผลดีในการ ป้องกันสนิม ทา วิธีแคโทดิก วิธีป้องกันการสึกกร่อน โดยทา ให้โลหะนั้นมีสภาวะเป็นแคโทด โดย ○ ต่อดลหะที่มีศักย์ไฟฟ้าต่า กว่า ○ ต่อกับขั้วลบของถ่านไฟฉาย ทา วิธีอะโนไดซ์คือผ่านกระแสไฟฟ้าลงในสารละลายกรด แล้วให้ด้านแอโนดเกิดการ ออกซิไดซ์ แต่ไม่นิยมใช้กับเหล็กเนื่องจากว่า ออกซิไดซ์ของเหล็กคือสนิม จะทา ให้เหล็ก เกิดสนิมนั่นเอง ทา วิธีรมดา คือการนา โลหะที่ต้องการลงรมดา มาต้มกับสารละลายดา (NaOH + NaNO2) ต้มจนมีโลหะสีดา มาเคลือบที่ผิว

1. นางสาวสรารัตน์ บัวลอย 56191420102 2. นางสาวสุภัสสร สมัครสมาน 56191420104 3. นางสาวณัฐสิวรรณ มีพรหมดี 56191420108 4. นายธนา การุณ 56191420109 5. นางสาวรัตนา กล้าจริง 56191420115 6. นายสุรสิทธ์ิแพงวงษ์56191420133 7. นางสาวอรพรรณ ผลวัฒน์56191420136 8. นางสาวสุดาพร ปัตถวัลย์56191420137 โปรแกรมวิชา ชีววิทยา ระดับ ค.บ. 5/1

Add a comment

Related presentations

How organisms adapt and survive in different environment.

Aplicación de ANOVA de una vía, modelo efectos fijos, en el problema de una empres...

Teori pemetaan

Teori pemetaan

November 10, 2014

learning how to mapping

Libros: Dra. Elisa Bertha Velázquez Rodríguez

Materi pelatihan gis

Materi pelatihan gis

November 10, 2014

learning GIS

In this talk we describe how the Fourth Paradigm for Data-Intensive Research is pr...

Related pages

ไฟฟ้าเคมี - วิกิพีเดีย

ไฟฟ้าเคมี (อังกฤษ: Electrochemistry) เป็นศาสตร์ของปฏิกิริยาที่ผิว ...
Read more

ormchem classic : ไฟฟ้าเคมี ตอน01 - YouTube

ติวเข้ม PAT 2 ไฟฟ้าเคมี - Duration: 1:36:50. Tutor free online 22,158 views. 1:36:50 04. ...
Read more

Electrochemistry ไฟฟ้าเคมี - YouTube

ติวเข้ม PAT 2 ไฟฟ้าเคมี - Duration: 1:36:50. Tutor free online 22,109 views. 1:36:50
Read more

ไฟฟ้าเคมี :: เอกสารประกอบการสอนอิเล็กทรอนิกส์

Electrochemistry
Read more

ไฟฟ้าเคมี (Electro Chemistry)

บทที่ 13 ไฟฟ้าเคมี (ElectroChemistry) Þ ศึกษาเกี่ยวกับ j ปฏิกิริยา ...
Read more

ไฟฟ้าเคมี - nakhamwit.ac.th

ปฏิกิริยาเคมีไฟฟ้า หรือปฏิกิริยารีดอกซ์ ...
Read more

ไฟฟ้าเคมี (Electrochemistry)

ไฟฟ้าเคมี (Electrochemistry)
Read more

เซลล์ไฟฟ้าเคมี - il.mahidol.ac.th

เซลล์ไฟฟ้าเคมี แบ่งออกเป็น 2 ประเภทคือ 1.
Read more

เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Example) - MindMeister

เซลล์ไฟฟ้าเคมี, เซลล์กัลวานิก, ศักย์ไฟฟ้าครึ่งเซลล์ ...
Read more

eDLTV :: e-Learning ของการศึกษาทางไกลผ่านดาวเทียม ...

สไลด์ ปฏิกิริยาไฟฟ้าเคมี ใบความรู้ ...
Read more