Document

Report
การทดลองที่ 8
เคมีไฟฟ้า (Electrochemistry)
‘LCD-Clock powered
by a tomato battery’
เคมีไฟฟ้า (Electrochemistry)
• ปฏิกิริยาเคมีที่ทาให้ เกิดการเปลี่ยนแปลงทางไฟฟ้า
• เกี่ยวข้ องกับปฏิกิริยาที่มีการให้ -รับ e- จากสารหนึ่งไปยังอีกสารหนึ่ง
เรี ยกว่า ‘ปฏิกิริยารี ดอกซ์ ’
ปฏิกริ ิยาอออกซิเดชัน-รี ดักชัน, รี ดอกซ์
(oxidation-reduction, redox reaction)
• Oxidation – ปฏิกิริยาที่มีการให้ e- (เลขออกซิเดชันเพิ่มขึ ้น)
• Reduction – ปฏิกิริยาที่มีการรับ e- (เลขออกซิเดชันลดลง)
• ตัวออกซิไดส์ (oxidizing agent) – สารที่ทาให้ เกิดออกซิเดชัน
• ตัวรีดวิ ซ์ (reducing agent) - สารที่ทาให้ เกิดรี ดกั ชัน
ตัวออกซิไดส์
เกิด reduction
ถูกรี ดวิ ซ์
ox. no. ลด
ตัวรี ดวิ ซ์
เกิด oxidation
ถูกออกซิไดส์
ox. no. เพิ่ม
2

4
2
Sn (aq)
 2Fe3(aq)
 Sn (aq)
 2Fe(aq)
ox. no.
+2
+3
+4
ตัวออกซิไดส์
ตัวรี ดิวซ์
+2
Fe3+
Sn2+
ครึ่งปฏิกิริยา (half-reaction)
Oxidation:
2
4
Sn (aq)
 Sn (aq)
 2e2
Reduction:

2
2Fe3(aq)
 2e-  Fe(aq)
e- ที่ให้ และรั บต้ องเท่ ากัน
เซลล์ ไฟฟ้า
1. เซลล์ กัลวานิก (Galvanic หรื อ Voltaic cell) (เคมีไฟฟ้า)
oxidation-reduction เกิดได้ เอง และให้ กระแสไฟฟ้า
2. เซลล์ อิเล็กโทรไลต์ (Electrolytic cell) (ไฟฟ้า เคมี)
oxidation-reduction ไม่สามารถเกิดได้ เอง ต้ องผ่านกระแสไฟฟ้า
เรี ยกกระบวนการนี ้ว่า อิเล็กโทรไลซิส (electrolysis)
เซลล์ กัลวานิก
เซลล์ อเิ ล็กโทรไลต์
เซลล์ อิเล็กโทรไลต์ (เกิดเองไม่ ได้ )
(+)
(-)
Na+
Cl-
ปฏิกิริยาที่เกิดขึน้
แอโนด (+):
แคโทด (-):
2Cl-(l)
2Na+(l) + 2e-
Cl2(g) + 2e2Na(l)
ปฏิกริ ิยารวม:
2Na+(l) + 2Cl-(l)
2Na+(l) + Cl2(g) E0cell= -4.07V
E0 red= +1.36V
E0red= -2.71V
เซลล์ กัลวานิก (เกิดเองได้ )
แอโนด (Anode),
เกิด oxidation
แคโทด (Cathode),
เกิด reduction
• มีการไหลของ e- จากแอโนดไปยังแคโทด
• สะพานเกลือ (salt bridge) ทาจาก
สารละลายอิเล็กโทรไลต์ เช่น KCl หรื อ
KNO3 ใช้ เพื่อทาให้ เกิดความเป็ นกลาง
ทางไฟฟ้า
ศักย์ ไฟฟ้ามาตรฐาน (standard potential, E)
• ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ที่สารตังต้
้ นและผลิตภัณฑ์ของปฏิกิริยารี ดอกซ์อยูใ่ นสภาวะ
มาตรฐาน (ความดัน 1 บรรยากาศ/ความเข้ มข้ น 1 M และอุณหภูมิ 25 C)
• ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เกิดจากการรวมกันของสองครึ่งปฏิกิริยา (2 ครึ่งเซลล์)
• ศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์วดั เทียบจาก ศักย์ไฟฟ้าครึ่งปฏิกิริยาของไฮโดรเจน
Standard Hydrogen Electrode (SHE)
H2(g, atm)
E = 0 V
2H+ (aq, 1M) + 2e-
• ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์จะแสดงในรูปครึ่งปฏิกิริยารี ดกั ชัน เรี ยกว่า
ศักย์ ไฟฟ้ารี ดักชันมาตรฐาน (standard reduction potential, Ered)
ศักย์ ไฟฟ้ารีดักชันมาตรฐานที่ 25 C
• E เป็ นค่าเฉพาะปฏิกิริยาตามที่
เขียน
• ค่า E เป็ นบวกมากแสดงว่าปฏิกิริยา
รี ดกั ชันนันเกิ
้ ดได้ ง่าย
• ครึ่งปฏิกิริยาเหล่านี ้ผันกลับได้
• สาหรับปฏิกิริยาย้ อนกลับ ให้ กลับ
เครื่ องหมายหน้ าค่า E
• เมื่อคูณสัมประสิทธิ์ในปฏิกิริยาด้ วย
ตัวเลขใดๆ ค่า E ไม่เปลี่ยน
ศักย์ ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์ , Ecell
ตัวอย่ าง
E , V
ครึ่งปฏิกริ ิยา
I2 + 2e– ⇌ 2I–
Cl2 + 2e– ⇌ 2Cl–
+0.536
+1.360
• เมื่อรวมศักย์ไฟฟ้ าของครึ่งเซลล์เข้ าด้ วยกัน ถ้ า
E เซลล์ เป็ นบวก
E เซลล์ เป็ นลบ
ปฏิกริ ิยานัน้ เกิดขึน้ ได้ เอง
ปฏิกริ ิยานัน้ เกิดขึน้ ไม่ ได้ เอง
• พิจารณา Ered ข้ างบน
Ered ของ Cl2 มีค่ามากกว่ า จึงเกิด reduction และ I- เกิด oxidation
2I-(aq)
I2(s) + 2eE = -0.53 V
Cl2(g) + 2e2Cl-(aq)
E = 1.36 V
Cl2(g) + 2I-(aq)
2Cl-(aq) + I2(s)
Ecell = Ecathode - Eanode
E = 0.83 V
สมการของเนินสต์ (Nernst’s equation)
• ค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ ณ สภาวะใด ๆ
aA + bB + ne-
cC + dD
C D
0.059
E  Eο 
log
n
Aa Bb
c
d
E = ศักย์ไฟฟ้าของขัวไฟฟ
้ ้ าหรื อเซลล์ที่ไม่ใช่สภาวะมาตรฐาน
E = ศักย์ไฟฟ้าของขัวไฟฟ
้ ้ าหรื อเซลล์ที่สภาวะมาตรฐาน
n = จานวนอิเล็กตรอนที่ถ่ายเท
***Ecell ขึน้ กับความเข้ มข้ นของสาร
เซลล์ ความเข้ มข้ น (concentration cell)
• เซลล์กลั วานิกที่เกิดจากสารละลายชนิดเดียวกัน แต่ ความเข้ มข้ นต่ างกัน
V
e-
e-
Salt bridge
(anode) Cu
Cu (cathode)
SO42Cu2+
0.1 M CuSO4
anode : Cu(s, 1 M)
cathode: Cu2+ (aq, 10 M) + 2e-
Cu2+ (aq, 10M)
- e- ไหลจากความเข้ มข้ นน้ อยไปมาก
- ความเข้ มข้ นมาก เกิด reduction
- ความเข้ มข้ นน้ อยเกิด oxidation
SO42Cu2+
10 M CuSO4
ในคูมื
วย
่ อผิด แกไขด
้
้
Cu2+(aq, 0.01 M) + 2eCu(s)
E = -0.28 V
E = 0.37 V
Cu2+ (aq, 0.01 M)
E = 0.09 V
การทดลองวันนี้
ตอนที่ 1 ศึกษาปฏิกิริยารี ดอกซ์
ตอนที่ 2 ศึกษาปฏิกิริยาอิเล็กโทรไลซิสของสารละลาย CuSO4
ตอนที่ 3 สร้ างเซลล์ กัลวานิก: เซลล์ ไฟฟ้าเคมี & เซลล์ ความเข้ มข้ น
ตอนที่ 4 สร้ างแบตเตอรี่ จากเหรี ยญ (เพิ่มเติม)
- นิสิตต่างทาการทดลองของตนเอง
- โวลต์มิเตอร์ มี 1 เครื่ องต่อนิสิต 2 คน ดังนัน้ นิสิตวางแผนการทดลองสลับการใช้ เครื่ อง
การทดลอง
ตอนที่ 1 ปฏิกิริยารีดอกซ์ (redox reaction)
มีองค์ประกอบของ Fe
1) หยด 1 M CuSO4 ลงในถาดหลุม
พลาสติก (หลุมขวาสุด) นาเข็มหมุด ลง
จุ่ม ทิ ้งไว้ 30 นาที
2) นาเข็มหมุดออก สังเกตการ
เปลี่ยนแปลง เขียนปฏิกิริยาที่เกิดขึ ้น
พร้ อมอธิบายเหตุผลประกอบ
เข็มหมุด
ขัดปลายเข็มหมุดก่อนใช้
ทิ้งไว้ 30 นาที
1 M CuSO4
การทดลอง
ตอนที่ 2 อิเล็กโทรไลซิสของสารละลาย CuSO4
หยด 1 M CuSO4 ลงในหลุม 3 หลุม :
- จุ่มเข็มในหลุมที่ 1 เป็ นเวลา ½ นาที,
- จุ่มเข็มหลุมที่ 2 นาน 1 นาที
- จุ่มเข็มหลุมที่ 3 นาน 1½ นาที
ขัว้ ลบ – สายสีดา
ขัว้ บวก - สายสีแดง
 +
ถ่านไฟฉาย 9V
เข็มหมุด
1 M CuSO4
½ นาที
- นำขัว้ ลบทัง้ สำมหลุมมำ
เปรียบเทียบกัน (ปริมำณ
ทองแดงทีเ่ กิดขึน
้ ทีข
่ ว้ั ลบ) :
เขียนปฏิกริ ย
ิ ำทีเ่ กิดขึน
้ และ
เปรียบเทียบ สี ของสำรละลำย
CuSO4
ขัดปลายเข็มหมุดก่อนใช้
1 M CuSO4
1 นาที
1 M CuSO4
1 ½ นาที
การทดลอง
ตอนที่ 3 เซลล์ กัลวานิก (Galvanic cell)
3.1 เซลล์ ไฟฟ้าเคมี
Voltmeter
+
สร้ างเซลล์ไฟฟ้าเคมีดงั ภาพ
อ่านค่า Ecell จากโวลต์มิเตอร์
-เขียนปฏิกิริยาที่เกิดขึ ้นที่แอโนด แคโทด
และปฏิกิริยารวมของเซลล์ไฟฟ้า
- เปรี ยบเทียบ Ecell ที่วดั ได้ กบั Ecell และ
อธิบายเหตุผลของความแตกต่าง
Cu
?V
Salt bridge
(1M KNO3)
-
Fe
1M CuSO4
1M FeSO4
Salt bridge –ตัดกระดาษกรอง
หยด 1 M KNO3 จนชุ่ม นาไปวางดังภาพให้
สัมผัสกับสารละลายทัง้ สอง (อย่ าให้ แห้ ง)
3.2 เซลล์ ความเข้ มข้ น
สร้ างเซลล์ความเข้ มข้ นดังภาพ
วัด voltage อ่านค่าเมื่อมีค่าคงที่ จับ
เวลาจนกระทัง่ voltage อ่านค่าใกล้
ศูนย์ ระหว่างนันอย่
้ าปล่อยให้ salt
bridge แห้ ง
อธิบายว่า voltage ที่อ่านได้ เกิดจาก
สาเหตุใด และเมื่อเวลาผ่านไปเหตุใดความ
ต่างศักย์ไฟฟ้าจึงมีค่าใกล้ ศนู ย์ หรื อไม่มี
กระแสไฟฟ้าไหล
+
voltmet
er
?V
-
จับเวลาจนกระทังศั
่ กย์ไฟฟ้ าเข้าใกล้ 0
Salt bridge
Cu (1M KNO3) Cu
3M CuSO4
1M CuSO4
3.2 เซลล์ ความเข้ มข้ น (ดัดแปลงการทดลอง)
(ขายาว)
3
***ใช้ หลอด LED แทนโวลต์ มิเตอร์ ขายาว – ขัว้ บวก
ขาสัน้ - ขัว้ ลบ
(ขาสัน้ )
1
- จับเวลาเมื่อหลอดไฟติดจนกระทัง่ ไม่เห็นแสงไฟ (อาจใช้ เวลานาน ควรต่อเซลล์ไว้ แล้ วทาการทดลอง
ตอนอื่น)
***ข้ อควรระวัง***
รอยต่อระหว่างปากคีบกับขาหลอดอาจร้ อน ควรระมัดระวังเมื่อจับ
การทดลองเพิ่มเติม
แบตเตอรีเหรียญสตางค์
อ่านค่าความต่างศักย์ (mV) กระแสไฟฟ้ า (mA) ระบุขวั ้ แอโนด แคโทด
ทาการทดลอง
อย่ างมีความสุข
การทดลอง
ตอนที่ 1 ปฏิกิริยารีดอกซ์ (redox reaction)
เข็มหมุด
1 M CuSO4
• เกิดลักษณะของผงทองแดงมำเกำะรอบ ๆ เข็มหมุด
• แสดงให้เห็นวำเกิ
้ เพรำะฉะนั้น
่ ดโลหะทองแดงขึน
ทองแดงจึงน่ำจะเป็ นตัวอ๊อกซิไดซ ์
Cu2+ + 2e-  Cu
E0 = 0.34 V (Reduction)
Fe  Fe2+ + 2e-
E0 = 0.44 V (Oxidation)
Cu2+ + Fe  Cu + Fe2+
Ecell = 0.78 V
การทดลอง
ตอนที่ 2 อิเล็กโทรไลซิสของสารละลาย CuSO4
Cathode
Anode
Cu2+ + 2e-  Cu
2H2O  O2 + 4H+ + 4e-
• เกิดลักษณะของโลหะทองแดงเกิดขึน
้ ทีข
่ น
ึ้ แคโทด และมีฟองก๊ำซทีแ
่ อโนด
•
ตำมทฤษฏีน้น
ั ปริมำณทองแดงทีเ่ กิดขึน
้ ตองแปรผั
นตำมเวลำ
้
Note : จะเห็นไดว
ิ ำไดโดยตรงกั
บสำรละลำย
้ ำเข็
่ มหมุดเหล็กสำมำรถเกิดปฏิกริ ย
้
Cu2+
Cu2+ + Fe  Cu + Fe2+ เพรำะฉะนั้นควรใช้วัสดุอยำงอื
น
่ แทนเช่นแทง
่
แกรไฟต ์
การทดลอง
ตอนที่ 3 เซลล์ กัลวานิก (Galvanic cell)
ขัว้ สีแดง
ขัว้ สีดา
Cu2+ + 2e-  Cu
E0 = 0.34 V (Reduction)
Fe  Fe2+ + 2e-
E0 = 0.44 V (Oxidation)
Cu2+ + Fe  Cu + Fe2+
Ecell = 0.78 V
เปรียบเทียบคำ่ Ecell ทีไ่ ดจำกเครื
อ
่ งกับคำ่ Ecell ทีค
่ ำนวณจำก
้
E0
-ควำมเขมข
Cu2+ กับ Fe3+ ไมเท
้ นของ
้
่ ำกั
่ บ 1M
0
- อุณหภูมข
ิ ณะทำกำรทดลองไมเท
่ ำกั
่ บ 25 C
- มีควำมตำนทำนในวงจนไฟฟ
้
้ำ
- สำรละลำยทัง้ สองชนิดอำจมีส่ิ งเจือปน
การทดลอง
ตอนที่ 3 เซลล์ กัลวานิก (Galvanic cell)
Cell reaction
Cu2+ (3M)  Cu2+ (1M)
3
1
Ecell  E
0
cell
Ecell  0 
[Cu 2 ]dil
0.059

log
2
[Cu 2 ]conc
0.059
1
log  14 mV
2
3
ซึ่งถำเวลำผ
ำนไปค
ำ่ Voltage จะเขำสู
ิ ำของเซลล ์
้
่
้ ่ ศูนย ์ เนื่องจำกปฏิกริ ย
เกิดขึน
้ ในทิศทำงทีท
่ ำให้ควำมเขมข
Cu2+ ทัง้ สองเซลลมี
้ น
้
์ ควำมเขมข
้ น
้
เทำกั
่ น จนเขำสู
้ ่ ภำวะสมดุล
เซลล์ อิเล็กโทรไลต์ (เกิดเองไม่ ได้ )
(+)
(-)
Na+
Cl-
ปฏิกิริยาที่เกิดขึน้
แอโนด (+):
แคโทด (-):
2Cl-(l)
2Na+(l) + 2e-
Cl2(g) + 2e2Na(l)
ปฏิกริ ิยารวม:
2Na+(l) + 2Cl-(l)
2Na+(l) + Cl2(g)
เซลล์ กัลวานิก (เกิดเองได้ )
แอโนด (Anode),
เกิด oxidation
แคโทด (Cathode),
เกิด reduction
• มีการไหลของ e- จากแอโนดไปยังแคโทด
• สะพานเกลือ (salt bridge) ทาจาก
สารละลายอิเล็กโทรไลต์ เช่น KCl หรื อ
KNO3 ใช้ เพื่อทาให้ เกิดความเป็ นกลาง
ทางไฟฟ้า
การทดลอง
ตอนที่ 3 เซลล์ กัลวานิก (Galvanic cell)
3.2 เซลล์ ความเข้ มข้ น (ดัดแปลงการทดลอง)
(ขายาว)
3
***ใช้ หลอด LED แทนโวลต์ มิเตอร์ ขายาว – ขัว้ บวก
ขาสัน้ - ขัว้ ลบ
(ขาสัน้ )
1
- จับเวลาเมื่อหลอดไฟติดจนกระทัง่ ไม่เห็นแสงไฟ (อาจใช้ เวลานาน ควรต่อเซลล์ไว้ แล้ วทาการทดลอง
ตอนอื่น)
***ข้ อควรระวัง***
รอยต่อระหว่างปากคีบกับขาหลอดอาจร้ อน ควรระมัดระวังเมื่อจับ

similar documents