เซลล์อิเล็กโตรไลต์  (Electrolytic cell)

เป็นเซลล์ไฟฟ้าเคมีที่มีการเปลี่ยนรูปพลังงานตรงข้ามกับเซลล์กัลวานิก  คือกัลวานิกเป็นการเปลี่ยนแปลงพลังงานเคมีเป็นพลังงานไฟฟ้า คือสารเคมีสามารถเกิดปฏิกิริยากันได้เองแล้วปล่อยพลังงานไฟฟ้าออกมา  แต่สำหรับเซลล์อิเล็กโตรไลต์แล้วสารเคมีทำปฏิกิริยารีดอกซ์กันเองไม่ได้  จนกว่าจะได้รับพลังงานไฟฟ้าที่มีความต่างศักย์เหมาะสม จึงจะทำให้สารเคมีเกิดปฏิกิริยารีดอกซ์กันได้  จึงเป็นการเปลี่ยนรูปพลังงานจากพลังงานไฟฟ้าเป็นพลังงานเคมี  เซลล์อิเล็กโตรไลต์จึงประกอบด้วย  2  ส่วน  คือ  ส่วนที่เป็นแหล่งจ่ายไฟฟ้า (วงจรภายใน) กับส่วนของสารเคมีที่ทำปฏิกิริยากันเองไม่ได้ (วงจรภายนอก) ถ้าย้อนกลับไปดูเซลล์สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่ว ขั้นตอนของการประจุไฟจัดเป็นเซลล์อิเล็กโตรไลต์  ขั้นตอนการจ่ายไฟเป็นเซลล์กัลวานิก
  หลักการของเซลล์อิเล็กโตรไลต์มีการนำไปใช้ในกระบวนการต่าง ๆ ได้หลากหลาย โดยสังเขปมีดังนี้        หลักการของเซลล์อิเล็กโตรไลต์มีการนำไปใช้ในกระบวนการต่าง ๆ ได้หลากหลาย โดยสังเขปมีดังนี้

1.  การแยกน้ำด้วยไฟฟ้า (Electrolysis of water)

                 น้ำเกิดจากปฏิกิริยารีดอกซ์ระหว่าง  H₂  กับ  O₂ ซึ่งเกิดขึ้นได้เอง  เป็นปฏิกิริยาของเซลล์กัลวานิกชนิดเซลล์เชื้อเพลิง  ดังสมการ

2H₂  +  O₂ →  2H₂O

                แต่  H₂O  ไม่สามารถสลายตัวให้กลับมาเป็น  2H₂  และ   O₂  อย่างเดิมด้วยตัวเองได้จนกว่าจะได้รับพลังงานไฟฟ้าที่เหมาะสมจึงจะเกิดปฏิกิริยาได้  จึงเป็นรูปแบบของเซลล์อิเล็กโตรไลต์ 

                การเรียกชื่อของขั้วไฟฟ้าของเซลล์อิเล็กโตรไลต์มีข้อกำหนดว่า  ให้เรียกขั้วของสารเคมีที่เกิดปฏิกิริยาเองไม่ได้ที่ต่อกับขั้วบวกของแหล่งจ่ายไฟว่าแอโนด  (บางคนเรียกผิดคือเรียกว่าขั้วบวกคือแอโนด  ทำให้สับสนเมื่อเปรียบเทียบกับเซลล์กับว่านิก  เพราะแอโนดของเซลล์กัลวานิกคือขั้วลบ) โดยที่แอโนดไม่ว่าจะเป็นของเซลล์กัลวานิกหรือของเซลล์อิเล็กโตรไลต์ จะเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันเสมอ  ขณะเดียวกันให้เรียกขั้วของสารเคมีที่เกิดปฏิกิริยาเองไม่ได้  ที่ต่อกับขั้วลบของแหล่งจ่ายไฟว่าแคโทด  โดยที่แคโทดไม่ว่าจะเป็นของเซลล์กัลวานิกหรือของเซลล์อิเล็กโตรไลต์  จะเกิดปฏิกิริยารีดักชันเสมอ

            ฉะนั้นแอโนดและแคโทดจะมีอย่างละ  2  แห่ง  โดยเป็นของแหล่งจ่ายไฟกับของสารเคมีที่เกิดปฏิกิริยาเองไม่ได้  เมื่อปล่อยกระแสไฟฟ้า  ปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นดังนี้

                        ที่แอโนด  ;  H₂O  →  +  2H⁺  +  2e^- 

            เขียนเพื่อแสดงค่า  E^o  จะเป็นดังนี้ ;    +  2H⁺  +  2e^-   → H₂O    ;   E^o  =  +1.23 V

            ที่แคโทด   ;     2H₂O  +  2e^-  →  H₂  +  2OH^-      ;   E^o  =  -0.83  V

            ปฏิกิริยารวม  ;  H₂O  +  2H₂O  +  2e^-   →   +  2H⁺  +  2e^-  +  H₂  +  2OH^-     

                                  H₂O  è  H₂  + 

            ***  การแยกน้ำด้วยไฟฟ้า  จะได้   H₂  :  O₂  =  2:1   โดยจำนวนโมล  หรือโดยปริมาตรที่อุณหภูมิและความดันเดียวกัน

            ***  ควรจำค่า  E^o  ของน้ำทั้งออกซิเดชันและรีดักชั้นเอาไว้  จะมีประโยชน์สำหรับการพิจารณาว่าเมื่อทำอิเล็กโตรไลซีสสารละลายต่าง ๆ จะเกิดปฏิกิริยาอย่างไร

                          (คลิ้กชมการแยกน้ำด้วยไฟฟ้า) 

                      

2. การแยกสารไอออนิกขณะหลอมเหลว (Electrolysis of molten ionic compound)

ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นเป็นดังนี้

            แคโทด ;  Na⁺(g) + e^-  → Na(g)   

            แอโนด ; 2Cl^-(g)  → Cl₂(g)+ 2e^- 

          ถ้าขั้วไฟฟ้าไม่ทำด้วยวัตถุเฉื่อย ขั้วไฟฟ้าก็อาจเกิดปฏิกิริยาเสียเอง เช่น ถ้าใช้สังกะสี  (Zn)  เป็นขั้วไฟฟ้า  เปรียบเทียบค่า  E^o กันได้ดังนี้

               Zn2+  + 2e-     →          Zn                - 0.76 V

               Cl2 + 2e-     →           2Cl-               +1.36 V

               จะเห็นได้ว่า Zn เป็นดัวรีดิวซ์ที่ดีกว่า Cl- ฉะนั้น Zn จึงเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันได้ง่ายกว่า Cl-   ฉะนั้นที่แอโนดเราจะไม่ได้แก๊สคลอรีน  แต่จะได้ Zn2+ แทน  และแผ่นสังกะสีก็จะค่อย ๆ กร่อนลงไปเรื่อย ๆ  ที่แคโทดจะไม่มีปัญหาอะไรเพราะเป็นเพียงทางผ่านของอิเล็กตรอน
3.การแยกสารละลายของสารไอออนิกในน้ำโดยใช้กระแสไฟฟ้า (Electrolysis of ionic compounds solution)
          การแยกน้ำบริสุทธิ์ด้วยกระแสไฟฟ้า  จะได้ก๊าซ  O2  ที่แอโนด  ขณะเดียวกันจะได้ก๊าซ  H2  ที่แคโทด  แต่เมื่อมีสารไอออนิกละลายอยู่ในน้ำ  ไอออนที่เกิดจากการละลายของสารไอออนิกก็อาจเกิดปฏิกิริยารีดอกซ์เป็นคู่แข่งกับโมเลกุลของน้ำได้  ต้องเปรียบเทียบกันที่ค่า   Eo
            ค่า  Eo  ของน้ำมี  2  ค่า  ดังนี้
            2H2O  +  2e-  → H2  +  2OH-   ;   Eo  =  -0.83  V  (ปฏิกิริยานี้เกิดที่แคโทด)
             +   2H++2e- → H2O       ;   Eo =  +1.23 V  (ปฏิกิริยานี้เกิดที่แอโนด)
            เมื่อมีสารไอออนิกละลายอยู่ในน้ำ  เช่น  CuSO4  ในสารละลายก็จะมี  Cu2+  กับ  SO42-  ละลายอยู่ด้วย  เมื่อนำไปทำอิเล็กโตรไลซีส  Cu2+  ก็เป็นคู่แข่งกับ  H2O  ในการเกิดปฏิกิริยารีดักชันที่แคโทด  ขณะเดียวกัน  SO42-  ก็จะเป็นคู่แข่งกับ  H2O  ในการเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันที่แอโนด
            ความสามารถในการเกิดปฏิกิริยารีดักชันของอนุภาคต่าง ๆ เมื่อเปรียบเทียบกับ  H2O  ให้ดูค่า Eo  รีดักชันของน้ำเป็นหลักคือ  -0.83  V  ถ้าอนุภาคใดมีค่า  Eo  มากกว่า  -0.83  V  อนุภาคนั้นจะเกิดปฏิกิริยารีดักชันได้ดีกว่าน้ำ
            ความสามารถในการเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันของอนุภาคต่าง ๆ เมื่อเปรียบเทียบกับ  H2O  ให้ดูค่า Eo  ออกซิเดชันของน้ำเป็นหลักคือ  +1.23  V  ถ้าอนุภาคใดมีค่า  Eo  น้อยกว่า  +1.23  V  อนุภาคนั้นจะเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันได้ดีกว่าน้ำ
            พิจารณาสารละลาย  CuSO4  ในน้ำ

Size : 15.79 KBs Upload : 2012-10-29 15:04:55

Comment(s) Current Page(s) 1/0 << 1 >>

Vote this Content ? 0 Vote(s) Create by : K-Me Status : ผู้ใช้ทั่วไป วิทยาศาสตร์