Chemistry: Electrochemistry Author: Asst.Prof.Woravith Chansuvarn, Ph.D. Faculty of Science and Technology, RMUTP Copyright @ 2022 Website: https://web.rmutp.ac.th/woravith Facebook: https://www.facebook.com/woravith Facebook Page: https://www.facebook.com/chemographics Line: @woravith E-mail: woravith.c@rmutp.ac.th

1. ผู้ช่วยศาสตราจารย์ ดร.วรวิทย์ จันทร์สุวรรณ
เคมีไฟฟ้า
http://web.rmutp.ac.th/woravith
woravith
woravith.c@rmutp.ac.th
Chemographics
EP1 : เคมีไฟฟ้าเบื้องต้น

2. แผนการสอนและประเมินผลการเรียนรู้
• เลขออกซิเดชัน
• สมการรีดอกซ์
• องค์ประกอบของเซลล์เคมีไฟฟ้า
เคมีไฟฟ้า
เบื้องต้น

3. เคมีไฟฟ้า
(Electrochemistry)
การศึกษาที่เกี่ยวกับปฏิกิริยาเคมีที่เกี่ยวข้องกับ
ไฟฟ้า โดยอาศัยการถ่ายโอนอิเล็กตรอนระหว่าง
สารในปฏิกิริยาเคมี
ปฏิกิริยาที่มีการเปลี่ยนแปลงเลข
ออกซิเดชันของสารตั้งต้นเมื่อ
เกิดปฏิกิริยาเคมี
ปฏิกิริยารีดอกซ์
(redox reaction)
ปฏิกิริยาออกซิเดชัน (oxidation)
ปฏิกิริยารีดักชัน (reduction)
ปฏิกิริยาที่มีการให้อิเล็กตรอน
ปฏิกิริยาที่มีการรับอิเล็กตรอน
04

4. ปฏิกิริยาออกซิเดชัน ปฏิกิริยารีดักชัน
ปฏิกิริยารีดอกซ์
ปฏิกิริยาที่มีการให้อิเล็กตรอน ปฏิกิริยาที่มีการรับอิเล็กตรอน
ตัวรีดิวซ์ คือสารที่ทาหน้าที่เป็นตัว
ให้อิเล็กตรอน
ตัวออกซิไดส์ คือสารที่ทาหน้าที่เป็น
ตัวรับอิเล็กตรอน
ตัวรีดิวซ์ มีเลขออกซิเดชันเพิ่มขึ้น ตัวออกซิไดส์ มีเลขออกซิเดชันลดลง
ตัวรีดิวซ์ คือ ตัวถูกออกซิไดส์ ตัวออกซิไดส์ คือ ตัวถูกรีดิวซ์
05

5. Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e-
Ag+(aq) + e- → Ag(s)
Cu(s) + 2Ag+(aq) Cu2+(aq) + 2Ag(s)
0 +2
+2 0
Cu เป็นตัวรีดิวซ์ และ Ag+ เป็นตัวออกซิไดส์ 06
Cu Ag
Ag+
Cu2+
0.460 V
สะพานเกลือ
e- e-
1.0 M Cu(NO3)2 1.0 M AgNO3
NaNO3
Na+
NO3
-
NO3
-
แอโนด แคโทด

6. Zn เป็นตัวรีดิวซ์ H+ เป็นตัวออกซิไดซ์
07

7. จานวนประจุสุทธิ
(net charge) ของแต่ละอะตอม
ในโมเลกุล หรือสูตรเคมี
เลขออกซิเดชัน
หลักการกาหนดเลขออกซิเดชัน
อะตอมอิสระ = 0
1
ไอออนอะตอมเดี่ยว = ประจุไอออน
2
ธาตุหมู่ 1A = +1 และ หมู่ 2A = +2 เสมอ
3
ธาตุหมู่ 7A ส่วนใหญ่ = -1 แต่ F = -1 เสมอ
4
ธาตุ O ส่วนใหญ่ = -2
5
ธาตุ H ส่วนใหญ่ = +1
6
ผลรวมของเลขออกซิเดชันเท่ากับประจุสุทธิ
7
ยกเว้น H2O2, Na2O2 = -1
KO2 = -1/2
ยกเว้น LiAlH4, NaBH4 = -1
โมเลกุลที่เป็นกลาง ผลรวม = 0
โมเลกุลที่ไม่เป็นกลาง ผลรวม = ประจุ
“ธาตุบางธาตุมีเลขออกซิเดชัน
ค่าเดียว แต่มีธาตุหลายธาตุที่มี
เลขออกซิเดชันได้หลายค่า”
08

8. “กาหนดธาตุที่ทราบเลขออกซิเดชันแน่นอนก่อน
แล้วหาเลขออกซิเดชันธาตุองค์ประกอบจากหลัก
ข้อ 7”
แนวทางการกาหนด
เลขออกซิเดชันของธาตุ
ในสูตรเคมี
สูตรเคมี Ox.NO แนวทาง (กฎข้อ 7) Ox.No.
S8
S=0 - S=0
NaCl Na=+1
Cl=x
(+1)+(x) = 0
x= -1
Cl=-1
MnO2
O=-2
Mn=x
(x)+(-2x2) = 0
x=+4
Mn=+4
Na2S Na=+1
S=x
(+1x2)+(x) = 0
x=-2
S=-2
NF3
F=-1
N=x
(x)+(-1x3) = 0
x=+3
N=+3
SO4
2- O=-2
S=x
(x)+(-2x4) = -2
x=(-2)+8 = +6
S=+6
Fe2O3
O=-2
Fe=x
(2x)+(-2x3) = 0
2x=+6 = +12
x = +6/2 = +3
Fe=+3
09

9. สูตรเคมี Ox.NO แนวทาง (กฎข้อ 7) Ox.No.
KMnO4 K=+1
O=-2
Mn=x
(+1)(x)+(-2x4) = 0 Mn=+7
MnO4
-
O=-2
Mn=x
(x)+(-2x4) = -1
x=(-1)+8=+7
Mn=+7
Mn2O5 O=-2
Mn=x
(-2x5)+(2x) = 0
2x=+10
x=+10/2 =+5
Mn=+5
K2CrO4 K=+1
O=-2
Cr=x
(+1x2)+(x)+(-2x4)=0
x=+8-2 = +6
Cr=+6
Cr2O3 O=-2
Cr=x
(2x)+(-2x3)=0
2x=+6
Cr=+3
K2Cr2O7 K=+1
O=-2
Cr=x
(+1x2)(2x)(-2x7)=0
2x=+14-2 = +12
x = +12/2 = +6
Cr=+6
NaHCO3 Na=+1
H=+1
O=-2
C=x
(+1)+(+1)+(x)+(-2x3)=
0
C=+4
สูตรเคมี Ox.NO แนวทาง (กฎข้อ 7) Ox.No.
BF3 B=
BH4
- B=
CO2 C=
C2O4
2- C=
CaCO3 C=
Al2O3 Al=
S3O9 S=
Al2(SO4) S=
NaClO3 Cl=
ClO2 Cl=
Cl2 Cl=
Ba(NO3)2 N=
NO3
- N=
NH3 N=
NH2OH N= 10

10. การดุลสมการรีดอกซ์
การถ่ายโอนอิเล็กตรอนระหว่างตัว
รีดิวซ์และตัวออกซิไดส์ต้องมี
จานวนอิเล็กตรอนที่ตัวออกซิไดซ์
ได้รับเท่ากับจานวนอิเล็กตรอนที่
ตัวรีดิวซ์ให้ไปเสมอ
โดยวิธีเลขออกซิเดชัน
(oxidation method)
โดยวิธีครึ่งปฏิกิริยา
(half reaction method)
อาศัยนาค่าที่เปลี่ยนแปลงไปของเลข
ออกซิเดชันของตัวรีดิวซ์และตัวออกซิไดส์มา
คูณไขว้กัน
อาศัยการดุลครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชันและ
ครึ่งปฏิกิริยารีดักชัน
11

11. แนวทางการดุลสมการรีดอกซ์โดยวิธีเลขออกซิเดชัน
เขียนสมการที่ยังไม่ได้ดุล (ควรเขียนรูปไอออน)
1
แยกสมการเป็นครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชันและรีดักชัน
2
ดุลอะตอมที่ไม่ใช่ H, O ในแต่ละครึ่งปฏิกิริยา
3
▪ สารละลายกรด
1.1) ดุลประจุด้วยการเติม H+ ด้านเดียวกับ e- (ประจุทั้งสอง
ด้านต้องเท่ากัน)
1.2) ดุลจานวนอะตอม O ด้วยการเติม H2O เท่ากับจานวน
อะตอมของ O ที่ขาด
ดุลอะตอม H และ O
4
ทาจานวน e- ทั้งสองปฏิกิริยาให้เท่ากันโดยคูณไขว้
5
รวมครึ่งปฏิกิริยา
6
ตรวจสอบจานวนอะตอมและประจุ
7
▪ กาหนดเลขออกซิเดชันของแต่ละอะตอม
▪ เขียนครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชันและรีดักชัน
▪ เติม e- แต่ละครึ่งปฏิกิริยาตามจานวนเลขออกซิเดชันที่แปลง (โดยต้อง
พิจารณาจานวนอะตอมของธาตุที่มีค่าออกซิเดชันเปลี่ยนแปลงด้วย)
▪ สารละลายเบส
2.1) ดุลประจุด้วยการเติม OH- (ประจุทั้งสองด้านต้อง
เท่ากัน)
2.2) ดุลจานวนอะตอม O ด้วยการเติม H2O เท่ากับจานวน
อะตอมของ O ที่ขาด
12

12. เขียนสมการที่ยังไม่ได้ดุล (ถ้าเขียนรูปไอออนได้จะดี)
1
แยกสมการเป็นครึ่งปฏิกิริยา และเติม e-
2
ดุลอะตอมที่ไม่ใช่ H, O ในแต่ละครึ่งปฏิกิริยา
3
ดุลอะตอม H และ O
4
ทาจานวน e- ทั้งสองปฏิกิริยาให้เท่ากันโดยคูณไขว้
5
รวมครึ่งปฏิกิริยา
6
ตรวจสอบจานวนอะตอมและประจุ
7
ตัวอย่าง MnO4
- + I- → MnO2 + IO3
- (เบส)
MnO4
- + I- → MnO2 + IO3
-
+7 -2 -1 +4 -2 +5 -2
Ox: I- → IO3
- + 6e-
Red: MnO4
- + 3e- → MnO2
สารละลายเบส
2.1) ดุลประจุด้วยการเติม OH- (ประจุทั้งสองด้านต้อง
เท่ากัน)
2.2) ดุลจานวนอะตอม O ด้วยการเติม H2O เท่ากับจานวน
อะตอมของ O ที่ขาด
I- + 6OH- → IO3
- + 6e-
MnO4
- + 3e- → MnO2 + 4OH-
I- + 6OH- → IO3
- + 6e- + 3H2O
MnO4
- + 3e- + 2H2O → MnO2 + 4OH-
I- + 6OH- → IO3
- + 6e- + 3H2O
2MnO4
- + 6e- + 4H2O → 2MnO2 + 8OH-
I- + 2MnO4
- + H2O → 2MnO2 + 2OH- + IO3
-
13
+6
-3

13. แนวทางการดุลสมการรีดอกซ์โดยวิธีครึ่งปฏิกิริยา
เขียนสมการในรูปสมการไอออน
1
แยกสมการเป็นครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชันและรีดักชัน
2
ดุลอะตอมที่ไม่ใช่ H, O ในแต่ละครึ่งปฏิกิริยา
3
ดุลอะตอม H และ O
4
ดุลประจุ โดยเติม e- แต่ละครึ่งปฏิกิริยา
5
ทาจานวน e- ทั้งสองปฏิกิริยาให้เท่ากันโดยคูณไขว้
6
รวมครึ่งปฏิกิริยา
7
ตรวจสอบจานวนอะตอมและประจุ
8
14
▪ กาหนดเลขออกซิเดชันของแต่ละอะตอม
▪ เขียนครึ่งปฏิกิริยาออกซิเดชันและรีดักชัน
▪ สารละลายกรด
1.1) ดุลจานวนอะตอม O ด้วยการเติม H2O
ข้างที่ขาด O ให้เติม H2O เท่ากับจานวนอะตอมของ O ที่ขาด
1.2) ดุลจานวนอะตอม H ด้วยการเติม H+
ข้างใดขาด H ให้เติม H+ เท่ากับจานวนอะตอมของ H ที่ขาด
▪ สารละลายเบส
1.3) เติม OH- ทั้งสองด้าน โดยจานวน OH- ที่เติมเท่ากับ
จานวน H+
รวม H+ กับ OH- ในด้านเดียวกันเข้าด้วยกันเป็น H2O

14. เขียนสมการในรูปสมการไอออน
1
แยกสมการเป็นครึ่งปฏิกิริยา
2
ดุลอะตอมที่ไม่ใช่ H, O ในแต่ละครึ่งปฏิกิริยา
3
ดุลอะตอม H และ O
4
ดุลประจุ โดยเติม e- แต่ละครึ่งปฏิกิริยา
5
ทาจานวน e- ทั้งสองปฏิกิริยาให้เท่ากันโดยคูณไขว้
6
รวมครึ่งปฏิกิริยา
7
ตรวจสอบจานวนอะตอมและประจุ
8
ตัวอย่าง Fe2+ + Cr2O7
2-
→ Fe3+ + Cr3+ (สารละลายกรด)
15
Fe2+ + Cr2O7
2-
→ Fe3+ + Cr3+
Ox: Fe2+ → Fe3+
Red: Cr2O7
2-
→ Cr3+
Ox: Fe2+ → Fe3+
Red: Cr2O7
2-
→ 2Cr3+
▪ สารละลายกรด
1.1) ดุลจานวนอะตอม O ด้วยการเติม H2O
- ข้างที่ขาด O ให้เติม H2O เท่ากับจานวนอะตอมของ O ที่ขาด
1.2) ดุลจานวนอะตอม H ด้วยการเติม H+
- ข้างใดขาด H ให้เติม H+ เท่ากับจานวนอะตอมของ H ที่ขาด
Ox: Fe2+ → Fe3+
Red: Cr2O7
2-
+ 14H+ → 2Cr3+ + 7H2O
Ox: Fe2+ → Fe3+ + e-
Red: Cr2O7
2-
+ 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O
Ox: 6Fe2+ → 6Fe3+ + 6e-
Red: Cr2O7
2-
+ 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O
6Fe2+ + Cr2O7
2-
+ 14H+ → 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O

15. MnO4
- + S2O3
2-
→ MnO2 + SO4
- (เบส)
Fe2O3 + CO → Fe + CO2 (กรด)
16

16. เซลล์เคมี (Chemical cell)
เซลล์เคมีไฟฟ้า
อุปกรณ์ที่ต่อครบวงจรเพื่อ
แสดงให้เห็นว่าภายในเซลล์
มีการให้และรับอิเล็กตรอน
Electrochemical cell
“
“
เซลล์เคมีไฟฟ้าที่เปลี่ยนพลังงานเคมีให้เป็น
พลังงานไฟฟ้า กระแสไฟฟ้าเกิดจากการทา
ปฏิกิริยาสารภายในเซลล์
• เซลล์กัลวานิก (Galvanic)
• เซลล์ความเข้มข้น (Concentration)
เซลล์อิเล็กโทรไลต์
(Electrolytic cell)
เซลล์ไฟฟ้าที่เปลี่ยนพลังงานไฟฟ้าเป็น
พลังงานเคมี ซึ่งต้องผ่านกระแสไฟฟ้า
ภายนอกเข้าไปในเซลล์เพื่อทาให้
เกิดปฏิกิริยาเคมี
17

17. เซลล์กัลวานิก
▪ เซลล์เคมีไฟฟ้าที่ประกอบด้วยตัว
ออกซิไดซ์และตัวรีดิวซ์ เชื่อมต่อครึ่ง
เซลล์ด้วยสะพานเกลือ (salt bridge)
▪ มีขั้วไฟฟ้า 2 ขั้วจุ่มในสารละลาย
อิเล็กโทรไลต์
▪ ขั้วแอโนด (anode) ขั้วไฟฟ้าที่
เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
▪ ขั้วแคโทด (cathode) ขั้วไฟฟ้าที่
เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
▪ อิเล็กตรอนถ่ายโอนจากขั้วแอโนดไปยัง
ขั้วแคโทด เกิดกระแสไฟฟ้าผ่านโวลต์
มิเตอร์
Zn Cu
Cu2+
Zn2+
+1.10 V
สะพานเกลือ
e- e-
Na2(SO4)
18

18. https://www.youtube.com/watch?v=V7fS1QofMqI

19. ครึ่งเซลล์ ออกซิเดชัน รีดักชัน
ขั้วไฟฟ้า แอโนด แคโทด
ครึ่งปฏิกิริยา Zn(s) → Zn2+
+ 2e-
Cu2+
+ 2e-
→ Cu(s)
ปฏิกิริยารีดอกซ์ Zn(s) + Cu2+
→ Zn2+
+ Cu(s)
แผนภาพเซลล์เคมีไฟฟ้า Zn(s)  Zn2+
(aq)  Cu2+
(aq)  Cu(s)
Zn Cu
Cu2+
Zn2+
+1.10 V
สะพานเกลือ
e- e-
Na2(SO4)
19

20. เขียนขั้วแอโนดไว้ทางซ้าย
คั่นด้วยขีดหนึ่งขีด () ตามด้วยไอออนใน
สารละลาย
Zn(s)  Zn2+
(aq, 1 M)  Cu2+
(aq, 1 M)  Cu(s)
ครึ่งเซลล์ออกซิเดชัน ครึ่งเซลล์รีดักชัน
สะพานเกลื
อ
ความเข้มข้นสารละลาย เขียนในวงเล็บเดียวกับสถานะสารละลาย
เขียนไอออนในสารละลายซ้าย
คั่นด้วยขีดหนึ่งขีด () ตามด้วยขั้วแคโทด
กรณีมีไอออนในสารละลายมากกว่า 1 ชนิด เขียนไอออนทั้งสองคั่นด้วยเครื่องหมายจุลภาค (,)
กรณีมีความดันแก๊ส เขียนความดันในวงเล็บหลังแก๊ส
ครึ่งเซลล์ที่ประกอบด้วยขั้วโลหะกับแก๊ส เขียนขีดคั่น () ระหว่างขั้วโลหะกับแก๊ส
Pt(s)  H2(g,1 atm)  H+(aq)  ….
Fe(s)  Fe2+(aq),Fe3+(aq)  Cu2+(aq)  Cu(s)
…  H2(g,1 atm)  Pt(s)
//การเขี
ย
นแผนภาพเซลล์
เ
คมี
ไ
ฟฟ้
า
20

21. ขั้วไฟฟ้า Electrode
ขั้วที่ว่องไวต่อปฏิกิริยา
(active electrode)
ขั้วที่ไม่ว่องไวต่อปฏิกิริยา
(inert electrode)
ขั้วไฟฟ้าที่มีส่วนในการเกิด
ปฏิกิริยาออกซิเดชันหรือรีดักชัน
ขั้วไฟฟ้าที่ทาหน้าที่เพียงให้อิเล็กตรอน
ไหลผ่านเท่านั้น โดยไม่มีส่วนร่วมใดๆ
ในการเกิดปฏิกิริยาเคมีกับไอออนใน
สารละลาย
ขั้วโลหะ Zn จุ่มในสารละลายเกลือ
ของสังกะสี
Zn(s)  Zn2+(aq)
Red: Zn2+ + 2e- → Zn(s)
Ox: Zn(s) → Zn2+ + 2e-
ขั้ว Pt จุ่มในสารสารละลายที่
ประกอบด้วย Fe3+ และ Fe2+
Pt(s)  Fe3+, Fe2+
21

22. ขั้วไฟฟ้าไฮโดรเจนมาตรฐาน (Standard Hydrogen Electrode, SHE)
ขั้วแก๊สที่ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนประกอบด้วย
- ขั้วโลหะเฉื่อย : Pt
- สารละลาย HCl (1.0 mol/L)
- แก๊สไฮโดรเจน (H2)
โดยผ่าน H2 ในสารละลาย HCl
ลวดทองแดง
อุณหภูมิ 25C
HCl 1.0 mol/L
ขั้ว Pt
แก๊ส H2
1 atm
ภายใต้สภาวะมาตรฐาน (1 atm, 25C)
ค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ไฮโดรเจน เท่ากับ
0.000 V
ใช้สัญลักษณ์ E0 แทนศักย์ขั้วไฟฟ้ามาตรฐาน
2H+
(aq,1 M) + 2e-
→ H2(g,1 atm) E0 = 0.000 V
การเตรียม SHE ค่อนข้างยุ่งยาก จึงนิยมใช้
ขั้วไฟฟ้าคาโลเมลอิ่มตัว (saturated calomel electrode; SCE)
ขั้วไฟฟ้าซิลเวอร์-ซิลเวอร์คลอไรด์ (Ag/AgCl) 22

23. แท่งโลหะซิลเวอร์
แท่งโลหะซิลเวอร์
เคลือบด้วย AgCl
KCl (sat.)
ลวด Pt
Hg, Hg2Cl2
และ KCl(sat.)
KCl (sat.)
ไฟเบอร์พรุน
E0 = 0.241
วัดศักย์ไฟฟ้าเทียบกับขั้วไฟฟ้าไฮโดรเจนมาตรฐานที่ 25C
E0 = 0.222 V
ขั้วไฟฟ้าคาโลเมลอิ่มตัว (SCE) ขั้วไฟฟ้าซิลเวอร์-ซิลเวอร์คลอไรด์ (Ag/AgCl)
23

24. ▪ แรงเคลื่อนไฟฟ้า (emf) ที่เกิดขึ้นใน
เซลล์กัลวานิก เนื่องจากการถ่ายโอน
อิเล็กตรอนระหว่างครึ่งเซลล์
ออกซิเดชันและรีดักชัน
▪ เป็นค่าความต่างศักย์ของขั้วไฟฟ้าทั้ง
สองเซลล์ออกซิเดชันและรีดักชัน
▪ อิเล็กตรอนไหลจากขั้วแอโนดไปยังขั้ว
แคโทด เนื่องจากพลังงานศักย์ของ
ขั้วแอโนดมีค่าสูงกว่าขั้วแคโทด
▪ ค่า emf ของเซลล์เขียนแทนด้วย E0
cell
ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เคมีไฟฟ้า
(Cell Potential)
ขั้วไฟฟ้าจุ่มอยู่ในสารละลายที่ความ
เข้มข้นของไอออนเท่ากับ 1 mol/L ที่
อุณหภูมิ 25๐C (ถ้าสารมีสถานะเป็นแก๊ส
กาหนดไห้ความดันเท่ากับ 1 atm)
E0
cell คือ ค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ที่อยู่ใน
ภาวะมาตรฐาน
การคานวณหาศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์
E0
cell = E0
cathode – E0
anode
24

25. ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์เคมีไฟฟ้า
Zn
Pt
Zn2+
(1.0 M)
0.762 V
สะพานเกลือ
e-
e-
H2,1 atm
H+
(1.0 M)
NO3
-
NO3
-
การหาค่าศักย์ไฟฟ้าของขั้วไฟฟ้าใด ๆ ทาได้โดยนาขั้วไฟฟ้านั้นต่อกับ SHE
0.762 = 0.00 – E0
Zn/Zn2+
E0
cell = E0
cathode – E0
anode
E0
Zn/Zn2+ = -0.762 V
0.339 = E0
Cu/Cu2+ - 0.00
E0
cell = E0
cathode – E0
anode
E0
Cu/Cu2+ = 0.339 V
Zn(s)Zn2+(aq,1 M)  H2(g,1 atm)H+(aq,1 M)Pt(s) Pt(s)H2(g,1 atm)H+(aq,1 M)  Cu2+(aq,1 M)Cu(s)
Cu
Pt
Cu2+
(1.0 M)
0.339 V
สะพานเกลือ
e-
e-
H2,1 atm
H+
(1.0 M)
NO3
-
NO3
-
+
25

26. ค่าที่แสดงความสามารถในการรับอิเล็กตรอนของครึ่งเซลล์ โดยเทียบกับ SHE
เขียนแทนด้วย E0
red หรือ E0
ค่าศักย์ไฟฟ้ารีดักชันมาตรฐาน (E0
red)
Cu2+ + 2e- Cu
Zn2+ + 2e- Zn
▪ ค่า E0 เป็นค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของปฏิกิริยารีดักชัน
(E0
red)
▪ เมื่อกลับทิศทางของปฏิกิริยาเป็นปฏิกิริยาออกซิเดชัน ค่า
E0 จะมีเครื่องหมายตรงข้าม
▪ ค่า E0 ไม่เปลี่ยน เมื่อเลขสัมประสิทธิ์จานวนโมลในสมการ
เปลี่ยน
▪ ค่า E0 เป็นบวกมาก เป็นตัวออกซิไดซ์ดีกว่า H+
▪ ค่า E0 เป็นลบมาก เป็นตัวรีดิวซ์ดีกว่า H+
▪ ปฏิกิริยาที่มีค่า E0
cell เป็นบวก แสดงว่าปฏิกิริยารีดอกซ์
ที่เกิดขึ้นได้เอง
▪ ปฏิกิริยาที่มีค่า E0
cell เป็นลบ แสดงว่าปฏิกิริยาเกิดเอง
ไม่ได้ (เกิดได้เองในทิศทางตรงข้าม)
26

27. ศักย์ไฟฟ้ารีดักชันมาตรฐาน (E0) ที่ 25C
▪ E0 มีค่าสูงขึ้น ความสามารถในการออกซิไดส์
มีมากขึ้น (เกิดรีดักชันดี)
▪ E0 มีค่าลดลง ความสามารถในการรีดิวซ์มี
มากขึ้น (เกิดออกซิเดชันดี)
▪ ถ้ากลับสมการ ค่า E0 จะเท่าเดิม แต่
เครื่องหมายตรงกันข้าม
▪ ค่า E0 ยิ่งมาก แสดงว่าสารนั้นยิ่งรับ
อิเล็กตรอนได้ดีกว่า H+
▪ ค่า E0 ยิ่งต่า แสดงว่าสารนั้นยิ่งให้
อิเล็กตรอนได้ดี
▪ หากไม่ได้ระบุว่าเป็น E0
red หรือ E0
ox ให้ถือว่า
เป็น E0
red
View E0
red
27

28. 28
ประโยชน์ของค่า E0
▪ ใช้เปรียบเทียบการเป็นตัวรีดิวซ์ (ทาหน้าที่ให้อิเล็กตรอน)
และตัวออกซิไดส์ (ทาหน้าที่รับอิเล็กตรอน)
▪ ใช้คานวณค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์และครึ่งเซลล์
▪ ค่า E0
cell ใช้ทานายการเกิดได้เองของ
ปฏิกิริยา
• สารที่มี E0 ต่ากว่าเป็นตัวรีดิวซ์ได้ดีกว่าสารที่มี E0 สูงกว่า
• สารที่มี E0 สูงกว่าเป็นตัวออกซิไดส์ได้ดีกว่าสารที่มี E0 ต่ากว่า
E0
cell = E0
cathode – E0
anode
E0
cell > 0 ปฏิกิริยาเกิดได้เอง
E0
cell < 0 ปฏิกิริยาเกิดเองไม่ได้
E0
cell = 0 ไม่เกิดปฏิกิริยาสุทธิ ระบบอยู่ในสภาวะสมดุล
Ag+ มี E0 = 0.7993 V
Zn2+ มี E0 = -0.762 V
Zn เป็นตัวรีดิวซ์ที่ดีกว่า Ag
Ag เป็นตัวออกซิไดส์ที่ดีกว่า Zn

29. 29
จงหาค่า E0
cell เมื่อนาครึ่งเซลล์ของ
แผนภาพเซลล์เคมีไฟฟ้า
Zn(s)Zn2+(aq, 1.0 M)  Cu2+(aq, 1.0 M)Cu(s)
E0
cell = 0.339 – (-0.762)
= 0.339 + 0.762
= 1.10 V
E0
cell = E0
cathode – E0
anode
จงหาค่า E0
cell เมื่อนาครึ่งเซลล์ของ
FeFe2+ ต่อเข้ากับ NiNi2+
E E
Cu2+ + 2e- Cu(s) E0=0.339 V
Zn2+ + 2e- Zn(s) E0=-0.762 V
Ni2+ + 2e- Ni(s) E0=-0.236 V
Fe2+ + 2e- Fe(s) E0=-0.44 V
E0
cell = (-0.236) – (-0.44)
= -0.236 + 0.44
= 0.20 V
E0
cell = E0
cathode – E0
anode

30. 30
Walther Hermann Nernst
Noble Price in Chemistry, 1920
aAox + ne- bAred
E = ศักย์ไฟฟ้าของขั้วไฟฟ้า (V)
E0 = ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน (V)
R = ค่าคงที่ของแก๊ส (8.314 J K-1mol-1)
T = อุณหภูมิสัมบูรณ์ (K)
n = จานวนอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องในปฏิกิริยา
F = เลขฟาราเดย์ (96,493 คูลอมบ์)
ที่อุณหภูมิ 25C (298 K)
สมการเนินสต์
E = E0
+ ln
RT
nF
[Aox]a
[Ared]b E = E0
+ log
0.0592
n
[Aox]a
[Ared]b

31. 31
3+
0
2+
0.0592 [Fe ]
= + log
1 [Fe ]
E E
Fe3+ + e- → Fe2+
2+
0 0.0592 [Cu ]
= + log
2 [Cu]
E E
Cu2+ + 2e- → Cu
Cr2O7
2-+ 14H+ +6e- → 2Cr3+ +7H2O
2- + 14
0 2 7
3+ 2
0.0592 [Cr O ][H ]
= + log
6 [Cr ]
E E
ศักย์ไฟฟ้าจะขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของตัวออกซิไดส์ ตัวรีดิวซ์
และผลิตภัณฑ์ และ ค่า pH ของสารละลาย

32. • จงคานวณหาศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ ที่ 25C
• Fe(s)Fe2+(0.300 mol/L)  Sn2+(0.500 mol/L)Sn(s)
จากแผนภาพเซลล์ไฟฟ้า เขียนปฏิกิริยารีดอกซ์
Fe(s) + Sn2+ Fe2++ Sn(s)
Fe2++ 2e- → Fe(s) E0= -0.44 V
Sn2+ + 2e- → Sn(s) E0= -0.136 V
เนื่องจากความเข้มข้นของสารละลายไม่เท่ากับ 1.00 mol/L
ต้องหาศักย์ไฟฟ้าของแต่ละขั้วจากสมการเนินสต์
32

33. • ศักย์ไฟฟ้าที่ขั้วแอโนด
Fe
2+
0 0.0592 [Fe ]
= + log
2 [Fe]
E E
0.0592
= -0.440 + log(0.300)
2
1
= -0.445 V
ศักย์ไฟฟ้าที่ขั้วแคโทด
2+
0
Sn
0.0592 [Sn ]
= + log
2 [Sn]
E E
0.0592
= - 0.136+ log(0.500)
2
= -0.145 V
ความต่างศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เคมีไฟฟ้านี้
Ecell = Ecathode – Eanode
= -0.145 – (-0.445)
= 0.310 V
E = E0
+ log
0.0592
n
[Aox]a
[Ared]b
1
33

34. จากแผนภาพเซลล์เคมีไฟฟ้า จงคานวณหาศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ ที่ 25C
Pb(s)PbSO4(s),Na2SO4(0.300 M)  Cr2O7
2-(0.160 M),Cr3+(0.270 M), H+(0.400 M)Pt(s)
เขียนปฏิกิริยารีดอกซ์
Pb(s) + SO4
2- + Cr2O7
2- + H+ PbSO4(s) + Cr3++ H2O
ดุลสมการรีดอกซ์
3Pb(s) + 3SO4
2- + Cr2O7
2- + 14H+
3PbSO4(s) + 2Cr3++ 7H2O
2- 3 2- + 14
0 4 2 7
Cell 3+ 2
0.0592 [SO ] [CrO ][H ]
= + log
6 [Cr ]
E E
สมการเนินสต์
2- 3 2- + 14
0 0 4 2 7
cathode anode 3+ 2
0.0592 [SO ] [CrO ][H ]
= ( - ) + log
6 [Cr ]
E E
3 14
2
0.0592 (0.300) (0.160)(0.400)
= (1.36-(-0.355)) + log
6 (0.270)
= 1.65 V 34

35. ผู้ช่วยศาสตราจารย์ ดร.วรวิทย์ จันทร์สุวรรณ
เคมีไฟฟ้า
http://web.rmutp.ac.th/woravith
woravith
woravith.c@rmutp.ac.th
Chemographics
EP2 : เซลล์เคมีไฟฟ้า

36. แผนการสอนและประเมินผลการเรียนรู้
▪ เซลล์กัลวานิก
▪ เซลล์อิเล็กโทรไลต์
▪ ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เคมีไฟฟ้า
▪ ศักย์ไฟฟ้ารีดักชันมาตรฐาน
▪ สมการเนินสต์
เซลล์เคมีไฟฟ้า

37. เซลล์เคมี (Chemical cell)
เซลล์เคมีไฟฟ้า
อุปกรณ์ที่ต่อครบวงจรเพื่อ
แสดงให้เห็นว่าภายในเซลล์
มีการให้และรับอิเล็กตรอน
Electrochemical cell
“
“
เซลล์เคมีไฟฟ้าที่เปลี่ยนพลังงานเคมีให้เป็น
พลังงานไฟฟ้า กระแสไฟฟ้าเกิดจากการทา
ปฏิกิริยาสารภายในเซลล์
• เซลล์กัลวานิก (Galvanic)
• เซลล์ความเข้มข้น (Concentration)
เซลล์อิเล็กโทรไลต์
(Electrolytic cell)
เซลล์ไฟฟ้าที่เปลี่ยนพลังงานไฟฟ้าเป็น
พลังงานเคมี ซึ่งต้องผ่านกระแสไฟฟ้า
ภายนอกเข้าไปในเซลล์เพื่อทาให้
เกิดปฏิกิริยาเคมี
03

38. เซลล์กัลวานิก
▪ เซลล์เคมีไฟฟ้าที่ประกอบด้วยตัว
ออกซิไดซ์และตัวรีดิวซ์ เชื่อมต่อครึ่ง
เซลล์ด้วยสะพานเกลือ (salt bridge)
▪ มีขั้วไฟฟ้า 2 ขั้วจุ่มในสารละลาย
อิเล็กโทรไลต์
▪ ขั้วแอโนด (anode) ขั้วไฟฟ้าที่
เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน
▪ ขั้วแคโทด (cathode) ขั้วไฟฟ้าที่
เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
▪ อิเล็กตรอนถ่ายโอนจากขั้วแอโนดไปยัง
ขั้วแคโทด เกิดกระแสไฟฟ้าผ่านโวลต์
มิเตอร์
Zn Cu
Cu2+
Zn2+
+1.10 V
สะพานเกลือ
e- e-
Na2(SO4)
04

39. ครึ่งเซลล์ ออกซิเดชัน รีดักชัน
ขั้วไฟฟ้า แอโนด แคโทด
ครึ่งปฏิกิริยา Zn(s) → Zn2+
+ 2e-
Cu2+
+ 2e-
→ Cu(s)
ปฏิกิริยารีดอกซ์ Zn(s) + Cu2+
→ Zn2+
+ Cu(s)
แผนภาพเซลล์เคมีไฟฟ้า Zn(s)  Zn2+
(aq)  Cu2+
(aq)  Cu(s)
Zn Cu
Cu2+
Zn2+
+1.10 V
สะพานเกลือ
e- e-
Na2(SO4)
05

40. เขียนขั้วแอโนดไว้ทางซ้าย
คั่นด้วยขีดหนึ่งขีด () ตามด้วยไอออนใน
สารละลาย
Zn(s)  Zn2+
(aq, 1 M)  Cu2+
(aq, 1 M)  Cu(s)
ครึ่งเซลล์ออกซิเดชัน ครึ่งเซลล์รีดักชัน
สะพานเกลื
อ
ความเข้มข้นสารละลาย เขียนในวงเล็บเดียวกับสถานะสารละลาย
เขียนไอออนในสารละลายซ้าย
คั่นด้วยขีดหนึ่งขีด () ตามด้วยขั้วแคโทด
กรณีมีไอออนในสารละลายมากกว่า 1 ชนิด เขียนไอออนทั้งสองคั่นด้วยเครื่องหมายจุลภาค (,)
กรณีมีความดันแก๊ส เขียนความดันในวงเล็บหลังแก๊ส
ครึ่งเซลล์ที่ประกอบด้วยขั้วโลหะกับแก๊ส เขียนขีดคั่น () ระหว่างขั้วโลหะกับแก๊ส
Pt(s)  H2(g,1 atm)  H+(aq)  ….
Fe(s)  Fe2+(aq),Fe3+(aq)  Cu2+(aq)  Cu(s)
…  H2(g,1 atm)  Pt(s)
//การเขี
ย
นแผนภาพเซลล์
เ
คมี
ไ
ฟฟ้
า
06

41. ขั้วไฟฟ้า Electrode
ขั้วที่ว่องไวต่อปฏิกิริยา
(active electrode)
ขั้วที่ไม่ว่องไวต่อปฏิกิริยา
(inert electrode)
ขั้วไฟฟ้าที่มีส่วนในการเกิด
ปฏิกิริยาออกซิเดชันหรือรีดักชัน
ขั้วไฟฟ้าที่ทาหน้าที่เพียงให้อิเล็กตรอน
ไหลผ่านเท่านั้น โดยไม่มีส่วนร่วมใดๆ
ในการเกิดปฏิกิริยาเคมีกับไอออนใน
สารละลาย
ขั้วโลหะ Zn จุ่มในสารละลายเกลือ
ของสังกะสี
Zn(s)  Zn2+(aq)
Red: Zn2+ + 2e- → Zn(s)
Ox: Zn(s) → Zn2+ + 2e-
ขั้ว Pt จุ่มในสารสารละลายที่
ประกอบด้วย Fe3+ และ Fe2+
Pt(s)  Fe3+, Fe2+
07

42. ขั้วไฟฟ้าไฮโดรเจนมาตรฐาน (Standard Hydrogen Electrode, SHE)
ขั้วแก๊สที่ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนประกอบด้วย
- ขั้วโลหะเฉื่อย : Pt
- สารละลาย HCl (1.0 mol/L)
- แก๊สไฮโดรเจน (H2)
โดยผ่าน H2 ในสารละลาย HCl
ลวดทองแดง
อุณหภูมิ 25C
HCl 1.0 mol/L
ขั้ว Pt
แก๊ส H2
1 atm
ภายใต้สภาวะมาตรฐาน (1 atm, 25C)
ค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ไฮโดรเจน เท่ากับ
0.000 V
ใช้สัญลักษณ์ E0 แทนศักย์ขั้วไฟฟ้ามาตรฐาน
2H+
(aq,1 M) + 2e-
→ H2(g,1 atm) E0 = 0.000 V
การเตรียม SHE ค่อนข้างยุ่งยาก จึงนิยมใช้
ขั้วไฟฟ้าคาโลเมลอิ่มตัว (saturated calomel electrode; SCE)
ขั้วไฟฟ้าซิลเวอร์-ซิลเวอร์คลอไรด์ (Ag/AgCl) 08

43. แท่งโลหะซิลเวอร์
แท่งโลหะซิลเวอร์
เคลือบด้วย AgCl
KCl (sat.)
ลวด Pt
Hg, Hg2Cl2
และ KCl(sat.)
KCl (sat.)
ไฟเบอร์พรุน
E0 = 0.241
วัดศักย์ไฟฟ้าเทียบกับขั้วไฟฟ้าไฮโดรเจนมาตรฐานที่ 25C
E0 = 0.222 V
ขั้วไฟฟ้าคาโลเมลอิ่มตัว (SCE) ขั้วไฟฟ้าซิลเวอร์-ซิลเวอร์คลอไรด์ (Ag/AgCl)
09

44. ▪ แรงเคลื่อนไฟฟ้า (emf) ที่เกิดขึ้นใน
เซลล์กัลวานิก เนื่องจากการถ่ายโอน
อิเล็กตรอนระหว่างครึ่งเซลล์
ออกซิเดชันและรีดักชัน
▪ เป็นค่าความต่างศักย์ของขั้วไฟฟ้าทั้ง
สองเซลล์ออกซิเดชันและรีดักชัน
▪ อิเล็กตรอนไหลจากขั้วแอโนดไปยังขั้ว
แคโทด เนื่องจากพลังงานศักย์ของ
ขั้วแอโนดมีค่าสูงกว่าขั้วแคโทด
▪ ค่า emf ของเซลล์เขียนแทนด้วย E0
cell
ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เคมีไฟฟ้า
(Cell Potential)
ขั้วไฟฟ้าจุ่มอยู่ในสารละลายที่ความ
เข้มข้นของไอออนเท่ากับ 1 mol/L ที่
อุณหภูมิ 25๐C (ถ้าสารมีสถานะเป็นแก๊ส
กาหนดไห้ความดันเท่ากับ 1 atm)
E0
cell คือ ค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ที่อยู่ใน
ภาวะมาตรฐาน
การคานวณหาศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์
E0
cell = E0
cathode – E0
anode
10

45. ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึ่งเซลล์เคมีไฟฟ้า
Zn
Pt
Zn2+
(1.0 M)
0.762 V
สะพานเกลือ
e-
e-
H2,1 atm
H+
(1.0 M)
NO3
-
NO3
-
การหาค่าศักย์ไฟฟ้าของขั้วไฟฟ้าใด ๆ ทาได้โดยนาขั้วไฟฟ้านั้นต่อกับ SHE
0.762 = 0.00 – E0
Zn/Zn2+
E0
cell = E0
cathode – E0
anode
E0
Zn/Zn2+ = -0.762 V
0.339 = E0
Cu/Cu2+ - 0.00
E0
cell = E0
cathode – E0
anode
E0
Cu/Cu2+ = 0.339 V
Zn(s)Zn2+(aq,1 M)  H2(g,1 atm)H+(aq,1 M)Pt(s) Pt(s)H2(g,1 atm)H+(aq,1 M)  Cu2+(aq,1 M)Cu(s)
Cu
Pt
Cu2+
(1.0 M)
0.339 V
สะพานเกลือ
e-
e-
H2,1 atm
H+
(1.0 M)
NO3
-
NO3
-
+
11

46. ค่าที่แสดงความสามารถในการรับอิเล็กตรอนของครึ่งเซลล์ โดยเทียบกับ SHE
เขียนแทนด้วย E0
red หรือ E0
ค่าศักย์ไฟฟ้ารีดักชันมาตรฐาน (E0
red)
Cu2+ + 2e- Cu
Zn2+ + 2e- Zn
▪ ค่า E0 เป็นค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของปฏิกิริยารีดักชัน
(E0
red)
▪ เมื่อกลับทิศทางของปฏิกิริยาเป็นปฏิกิริยาออกซิเดชัน ค่า
E0 จะมีเครื่องหมายตรงข้าม
▪ ค่า E0 ไม่เปลี่ยน เมื่อเลขสัมประสิทธิ์จานวนโมลในสมการ
เปลี่ยน
▪ ค่า E0 เป็นบวกมาก เป็นตัวออกซิไดซ์ดีกว่า H+
▪ ค่า E0 เป็นลบมาก เป็นตัวรีดิวซ์ดีกว่า H+
▪ ปฏิกิริยาที่มีค่า E0
cell เป็นบวก แสดงว่าปฏิกิริยารีดอกซ์
ที่เกิดขึ้นได้เอง
▪ ปฏิกิริยาที่มีค่า E0
cell เป็นลบ แสดงว่าปฏิกิริยาเกิดเอง
ไม่ได้ (เกิดได้เองในทิศทางตรงข้าม)
12

47. ศักย์ไฟฟ้ารีดักชันมาตรฐาน (E0) ที่ 25C
▪ E0 มีค่าสูงขึ้น ความสามารถในการออกซิไดส์
มีมากขึ้น (เกิดรีดักชันดี)
▪ E0 มีค่าลดลง ความสามารถในการรีดิวซ์มี
มากขึ้น (เกิดออกซิเดชันดี)
▪ ถ้ากลับสมการ ค่า E0 จะเท่าเดิม แต่
เครื่องหมายตรงกันข้าม
▪ ค่า E0 ยิ่งมาก แสดงว่าสารนั้นยิ่งรับ
อิเล็กตรอนได้ดีกว่า H+
▪ ค่า E0 ยิ่งต่า แสดงว่าสารนั้นยิ่งให้
อิเล็กตรอนได้ดี
▪ หากไม่ได้ระบุว่าเป็น E0
red หรือ E0
ox ให้ถือว่า
เป็น E0
red
View E0
red
13

48. 14
ประโยชน์ของค่า E0
▪ ใช้เปรียบเทียบการเป็นตัวรีดิวซ์ (ทาหน้าที่ให้อิเล็กตรอน)
และตัวออกซิไดส์ (ทาหน้าที่รับอิเล็กตรอน)
▪ ใช้คานวณค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์และครึ่งเซลล์
▪ ค่า E0
cell ใช้ทานายการเกิดได้เองของ
ปฏิกิริยา
• สารที่มี E0 ต่ากว่าเป็นตัวรีดิวซ์ได้ดีกว่าสารที่มี E0 สูงกว่า
• สารที่มี E0 สูงกว่าเป็นตัวออกซิไดส์ได้ดีกว่าสารที่มี E0 ต่ากว่า
E0
cell = E0
cathode – E0
anode
E0
cell > 0 ปฏิกิริยาเกิดได้เอง
E0
cell < 0 ปฏิกิริยาเกิดเองไม่ได้
E0
cell = 0 ไม่เกิดปฏิกิริยาสุทธิ ระบบอยู่ในสภาวะสมดุล
Ag+ มี E0 = 0.7993 V
Zn2+ มี E0 = -0.762 V
Zn เป็นตัวรีดิวซ์ที่ดีกว่า Ag
Ag เป็นตัวออกซิไดส์ที่ดีกว่า Zn

49. 15
จงหาค่า E0
cell เมื่อนาครึ่งเซลล์ของ
แผนภาพเซลล์เคมีไฟฟ้า
Zn(s)Zn2+(aq, 1.0 M)  Cu2+(aq, 1.0 M)Cu(s)
E0
cell = 0.339 – (-0.762)
= 0.339 + 0.762
= 1.10 V
E0
cell = E0
cathode – E0
anode
จงหาค่า E0
cell เมื่อนาครึ่งเซลล์ของ
FeFe2+ ต่อเข้ากับ NiNi2+
E E
Cu2+ + 2e- Cu(s) E0=0.339 V
Zn2+ + 2e- Zn(s) E0=-0.762 V
Ni2+ + 2e- Ni(s) E0=-0.236 V
Fe2+ + 2e- Fe(s) E0=-0.44 V
E0
cell = (-0.236) – (-0.44)
= -0.236 + 0.44
= 0.20 V
E0
cell = E0
cathode – E0
anode

50. 16
Walther Hermann Nernst
Noble Price in Chemistry, 1920
aAox + ne- bAred
E = ศักย์ไฟฟ้าของขั้วไฟฟ้า (V)
E0 = ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน (V)
R = ค่าคงที่ของแก๊ส (8.314 J K-1mol-1)
T = อุณหภูมิสัมบูรณ์ (K)
n = จานวนอิเล็กตรอนที่เกี่ยวข้องในปฏิกิริยา
F = เลขฟาราเดย์ (96,493 คูลอมบ์)
ที่อุณหภูมิ 25C (298 K)
สมการเนินสต์
E = E0
+ ln
RT
nF
[Aox]a
[Ared]b E = E0
+ log
0.0592
n
[Aox]a
[Ared]b

51. 17
3+
0
2+
0.0592 [Fe ]
= + log
1 [Fe ]
E E
Fe3+ + e- → Fe2+
2+
0 0.0592 [Cu ]
= + log
2 [Cu]
E E
Cu2+ + 2e- → Cu
Cr2O7
2-+ 14H+ +6e- → 2Cr3+ +7H2O
2- + 14
0 2 7
3+ 2
0.0592 [Cr O ][H ]
= + log
6 [Cr ]
E E
ศักย์ไฟฟ้าจะขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของตัวออกซิไดส์ ตัวรีดิวซ์
และผลิตภัณฑ์ และ ค่า pH ของสารละลาย

52. • จงคานวณหาศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ ที่ 25C
• Fe(s)Fe2+(0.300 mol/L)  Sn2+(0.500 mol/L)Sn(s)
จากแผนภาพเซลล์ไฟฟ้า เขียนปฏิกิริยารีดอกซ์
Fe(s) + Sn2+ Fe2++ Sn(s)
Fe2++ 2e- → Fe(s) E0= -0.44 V
Sn2+ + 2e- → Sn(s) E0= -0.136 V
เนื่องจากความเข้มข้นของสารละลายไม่เท่ากับ 1.00 mol/L
ต้องหาศักย์ไฟฟ้าของแต่ละขั้วจากสมการเนินสต์
18

53. • ศักย์ไฟฟ้าที่ขั้วแอโนด
Fe
2+
0 0.0592 [Fe ]
= + log
2 [Fe]
E E
0.0592
= -0.440 + log(0.300)
2
1
= -0.445 V
ศักย์ไฟฟ้าที่ขั้วแคโทด
2+
0
Sn
0.0592 [Sn ]
= + log
2 [Sn]
E E
0.0592
= - 0.136+ log(0.500)
2
= -0.145 V
ความต่างศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เคมีไฟฟ้านี้
Ecell = Ecathode – Eanode
= -0.145 – (-0.445)
= 0.310 V
E = E0
+ log
0.0592
n
[Aox]a
[Ared]b
1
19

54. จากแผนภาพเซลล์เคมีไฟฟ้า จงคานวณหาศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ ที่ 25C
Pb(s)PbSO4(s),Na2SO4(0.300 M)  Cr2O7
2-(0.160 M),Cr3+(0.270 M), H+(0.400 M)Pt(s)
เขียนปฏิกิริยารีดอกซ์
Pb(s) + SO4
2- + Cr2O7
2- + H+ PbSO4(s) + Cr3++ H2O
ดุลสมการรีดอกซ์
3Pb(s) + 3SO4
2- + Cr2O7
2- + 14H+
3PbSO4(s) + 2Cr3++ 7H2O
2- 3 2- + 14
0 4 2 7
Cell 3+ 2
0.0592 [SO ] [CrO ][H ]
= + log
6 [Cr ]
E E
สมการเนินสต์
2- 3 2- + 14
0 0 4 2 7
cathode anode 3+ 2
0.0592 [SO ] [CrO ][H ]
= ( - ) + log
6 [Cr ]
E E
3 14
2
0.0592 (0.300) (0.160)(0.400)
= (1.36-(-0.355)) + log
6 (0.270)
= 1.65 V 20

55. ผู้ช่วยศาสตราจารย์ ดร.วรวิทย์ จันทร์สุวรรณ
เคมีไฟฟ้า
http://web.rmutp.ac.th/woravith
woravith
woravith.c@rmutp.ac.th
Chemographics
EP3 : เคมีไฟฟ้าในชีวิตประจาวัน

56. แผนการสอนและประเมินผลการเรียนรู้
▪ การประยุกต์ใช้เซลล์กัลวานิก
▪ การประยุกต์ใช้เซลล์อิเล็กโทรไลต์
▪ การผุกร่อนและการป้องกันการผุกร่อน
เคมีไฟฟ้า
ในชีวิตประจาวัน

57. การประยุกต์ใช้เซลล์กัลวานิก
▪ Primary battery (Disposable)
▪ Secondary battery (Rechargeable)

58. Leclanché dry cell
Primary
Battery
(Non-
rechargeable)
Lithium–iodine battery
Button battery
แท่งแกรไฟต์ซึ่งอยู่ใจกลางทาหน้าที่เป็นขั้วแคโทด
สังกะสีเป็นขั้วแอโนด ภายในประกอบด้วย NH4Cl,
ZnCl2, MnO2) และแป้งเปียกเป็นอิเล็กโทรไลต์

59. #Leclanché dry cell (Dry cell)
Georges Leclanché
(ค.ศ.1866)
French chemist
ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น
ขั้วแอโนด
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
ขั้วแคโทด
2MnO2(s) + 2NH4
+(aq) + 2e- → Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)
ปฏิกิริยารวม
2MnO2(s)+2NH4Cl(aq)+Zn(s)⟶Mn2O3(s)+Zn(NH3)2Cl2(s)+H2O(l)
หลังจากจ่ายกระแสไฟฟ้าจะมี NH3 เกิดขึ้นจากปฏิกิริยาและทาปฏิกิริยา
กับ Zn2+ กลายเป็นสารประกอบเชิงซ้อน Zn(NH3)4 และ
[Zn(NH3)2(H2O)2]2+ ซึ่งมีข้อดีคือทาให้ Zn2+ ในเซลล์เปลี่ยนแปลงความ
เข้มข้นน้อยมากจนเกือบคงที่ ทาให้แรงเคลื่อนไฟฟ้าที่ได้จากเซลล์นี้
(ประมาณ 1.5 โวลต์) ค่อนข้างคงที่

60. ▪ The electrolyte is an acidic water-based paste
containing MnO2, NH4Cl, ZnCl2, graphite, and
starch.
▪ inexpensive to manufacture, the cell is not
very efficient in producing electrical energy
and has a limited shelf life.
#ถ่านไฟฉายชนิดสังกะสีคาร์บอน

61. #ถ่านไฟฉายแอลคาไลน์
▪ พัฒนามาจาก Leclanché dry cell
▪ Zn เป็นขั้วแอโนด และ MnO2 เป็นแคโทด
▪ ผสมเบส (KOH) เพิ่มเข้าไปเป็นสารอิเล็กโทรไลต์
ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น
ขั้วแอโนด
Zn(s) + 2OH-(aq) → ZnO(s) + H2O(l) + 2e-
ขั้วแคโทด
2MnO2(s) + H2O(l) + 2e- → Mn2O3(s) + 2OH-(aq)
ปฏิกิริยารวม
2MnO2(s) + Zn(s) → Mn2O3(s) + ZnO(s)
แรงเคลื่อนไฟฟ้าที่ได้จากถ่านไฟฉายชนิดนี้มีค่าคงที่ประมาณ 1.5
โวลต์ และให้กระแสไฟฟ้าที่มากกว่าและยาวนานกว่าถ่านไฟฉาย
ชนิดสังกะสีคาร์บอน เพราะที่ขั้วแคโทดเกิด OH- ซึ่งสามารถนา
กลับมาทาปฏิกิริยาใหม่ที่ขั้วแอโนด

62. #Button battery
▪ ขั้วแอโนดทาจากโลหะสังกะสี (zinc–mercury amalgam)
▪ ขั้วแคโทดทาจากเมอร์คิวรีออกไซด์ (HgO) หรือ ซิลเวอร์ออกไซด์ (Ag2O)
▪ ผสมสารละลายเบสและสังกะสีออกไซด์ (ZnO) เป็นสารอิเล็กโทรไลต์
ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น
ขั้วแอโนด
Zn(s) + 2OH-(aq) → ZnO(s) + H2O(l) + 2e-
ขั้วแคโทด
HgO(s) + H2O(l) + 2e- → Hg(l) + 2OH-(aq)

63. #Lithium–iodine battery
▪ consists of two cells separated by a
metallic nickel mesh that collects
charge from the anodes
▪ The anode is lithium metal, and the
cathode is a solid complex of I2
▪ The electrolyte is a layer of solid LiI
that allows Li+ ions to diffuse from the
cathode to the anode
▪ To produces only a relatively small
current, it is highly reliable and long-
lived.

64. Secondary
Battery
(Rechargeable)
เซลล์สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่ว
(แบเตอรี่รถยนต์)
Nickel–Cadmium (NiCad) Battery
Fuel Cell

65. #เซลล์สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่ว
▪ ประกอบด้วยเซลล์กัลป์วานิกหลายเซลล์ (ปกติจะมี 6 เซลล์
ต่ออนุกรมกัน) แต่ละเซลล์มีค่าศักย์ไฟฟ้าประมาณ 2 โวลต์
ทาให้ได้แบตเตอรี่ขนาด 12 โวลต์
▪ แผ่นตะกั่ว (Pb) ทาหน้าที่เป็นขั้วแอโนด
▪ แผ่นตะกั่วออกไซด์ (PbO2) ทาหน้าที่เป็นขั้วแคโทด
▪ ขั้วแอนโนดและแคโทดวางสลับกันแบบอนุกรม
▪ สารอิเล็กโทรไลต์ คือ H2SO4
ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นเป็นชนิดผันกลับได้ดังนี้
ขั้วแอโนด Pb(s) + SO4
2-(aq) → PbSO4(s) + 2e-
ขั้วแคโทด PbO2(s) + 4H+(aq) + SO4
2-(aq) + 2e- → PbSO4(s) + 2H2O(l)
ปฏิกิริยารวม Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(aq) + SO4
2-(aq) → PbSO4(s) + 2H2O(l)

66. Malekshah, et al., (2018). Thermal analysis of a cell of lead-acid battery subjected by non-uniform
heat flux during natural convection. Thermal Science and Engineering Progress. 5, 217-236.

67. ปฏิกิริยาการประจุไฟ
ขั้วแอโนด (Pb)
Pb(s) → Pb2+(aq) + 2e-
Pb2+(aq) + 2H2O(l) → PbO2(s) + 4H+(aq) + 2e-
รวมแอโนด Pb(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + 4H+(aq) + 4e-
ขั้วแคโทด (PbO2)
4H+(aq) + 4e- → 2H2(g)
ปฏิกิริยารวม
Pb(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + 2H2(g)
ปฏิกิริยาการจ่ายไฟฟ้า
ขั้วแอโนด (Pb)
Pb(s) + SO4
2-(aq) → PbSO4(s) + 2e-
ขั้วแคโทด (PbO2)
PbO2(s) + 4H+(aq) + SO4
2-(aq) + 2e- → PbSO4(s) + 2H2O(l)
ปฏิกิริยารวม
Pb(s)+PbO2(s)+2SO4
2-(aq)+4H+(aq) → 2PbSO4(s)+2H2O(l)
เมื่อจ่ายไฟหมดจะเกิด PbSO4 ขึ้นทั้งที่ขั้วแคโทดและแอโนด
ขณะจ่ายไฟนี้มีการใช้กรดซัลฟิวริกทาให้ความเข้มข้นของกรดลดลง
เรื่อย ๆ
ต้องประจุไฟใหม่เพื่อให้ได้ PbO2 และ Pb กลับมา
ปฏิกิริยาการประจุไฟครั้งที่สอง
ขั้วแอโนด (PbSO4)
PbSO4(s) + 2e- → Pb(s) + SO4
2-(aq)
ขั้วแคโทด (PbO2)
PbSO4(s) + 2H2O(l) → PbO2(s) + SO4
2-(aq) + 4H+(aq) + 2e-
ปฏิกิริยารวม
2PbSO4(s)+2H2O(l) → PbO2(s)+Pb(s)+2SO4
2-(aq)+4H+(aq)

68. #Nickel–Cadmium (NiCad) Battery
▪ โลหะแคดเมียม (Cd) เป็นขั้วแอโนด
▪ สารประกอบนิกเกิล (NiO(OH)) บนโลหะนิกเกิลเป็นขั้วแคโทด
▪ KOH เป็นสารอิเล็กโทรไลต์
▪ ให้ศักย์ไฟฟ้าคงที่ประมาณ 1.4 โวลต์
ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นเป็นชนิดผันกลับได้ดังนี้
ขั้วแอโนด
Cd(s) + 2OH-(aq) → Cd(OH)2(s) + 2e-
ขั้วแคโทด
2NiO(OH)(s) + 2H2O(l) + 2e- → 2Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq)
ปฏิกิริยารวม
Cd(s) + 2NiO(OH)(s) + 2H2O(l) → Cd(OH)2(s) + 2Ni(OH)2(s) E0=1.4 V

69. #Fuel Cell
เซลล์เชื้อเพลิงใช้แก๊ส H2 และ O2 เป็นสารตั้งต้นในการ
ทาปฏิกิริยา โดยให้แก๊สทั้งสองเข้าไปทาปฏิกิริยาอย่าง
ต่อเนื่อง (H2 เข้าทางด้านแอโนด ส่วน O2 เข้าทางด้าน
แคโทด) ขั้วไฟฟ้าทาจากคาร์บอนที่มีความพรุนผสมโลหะ
นิกเกิล และใช้ KOH เป็นสารละลายอิเล็กโทรไลต์
ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นเป็นดังนี้
ขั้วแอโนด 2H2(g) + 4OH-(aq) → 4H2O(l) + 4e-
ขั้วแคโทด O2(g) + 2H2O(l) + 4e- → 4OH-(aq)
ปฏิกิริยารวม 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)

70. การประยุกต์ใช้เซลล์อิเล็กโทรไลต์
เซลล์เคมี เซลล์อิเล็กโทรไลต์
เปลี่ยนพลังงานเคมีเป็นพลังงานไฟฟ้า เปลี่ยนพลังงานไฟฟ้าเป็นพลังงานเคมี
ขั้วแอโนดเป็นขั้วลบ เกิดปฏิกิริยา
ออกซิเดชัน
ขั้วแอโนดเป็นขั้วบวก เกิดปฏิกิริยา
ออกซิเดชัน
ขั้วแคโทดเป็นขั้วบวก เกิดปฏิกิริยา
รีดักชัน
ขั้วแคโทดจะเป็นขั้วลบเกิดปฏิกิริยา
รีดักชัน
ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์มีค่าบวก ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์มีค่าลบ
▪ การแยกสลายน้าด้วยไฟฟ้า
▪ การทาโลหะให้บริสุทธิ์
▪ การชุบโลหะ
▪ แยกสารละลายด้วยกระแสไฟฟ้า

71. กระบวนการอิเล็กโทรไลซิส (electrolysis)
เป็นกระบวนการแยกสารอิเล็กโตรไลต์โดยการ
ผ่านไฟฟ้ากระแสตรงลงไปในสารละลายอิเล็ก
โตรไลต์ แล้วทาให้เกิดปฏิกิริยาเคมีเกิดขึ้นที่
ขั้วบวกและขั้วลบของเซลล์อิเล็กโทรไลต์นั้น
# การแยกสลายน้าด้วยไฟฟ้า
ขั้วไฟฟ้าที่ใช้ในการจ่ายกระแสไฟฟ้าให้แก่สารละลายกรด
ซัลฟิวริกเจือจางอาจใช้แกรไฟต์หรือโลหะ Pt, Ag, Au
(โลหะที่ไม่ชอบเสียอิเล็กตรอน) ที่แอโนดซึ่งต่อกับขั้วบวก
ของแบตเตอรี่จะเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ส่วนที่แคโทด
ซึ่งต่อกับขั้วลบของแบตเตอรี่จะเกิดปฏิกิริยารีดักชัน
ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นคือ 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) น้าจะ
แยกสลายเป็น H2 และ O2

72. # การทาโลหะให้บริสุทธิ์
การทาทองแดงให้บริสุทธิ์มากขึ้น
▪ โลหะทองแดงที่ไม่บริสุทธิ์์ให้เป็นขั้วแอโนด (ขั้วบวก)
▪ โลหะทองแดงที่บริสุทธิ์์ให้เป็นขั้วแคโทด (ขั้วลบ)
▪ ขั้วทั้งสองจุ่มในสารละลายทองแดง
ขั้วแอโนด (ขั้วบวก)
Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e-
Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e-
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
ขั้วแคโทด (ขั้วลบ)
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)
โลหะ Ag, Au, Pt จะตกตะกอนเพราะมี E0 มากกว่า Cu

73. ▪ การเคลือบผิววัสดุด้วยชั้นบาง ๆ ของโลหะ
ด้วยการใช้ไฟฟ้า
▪ วิธีในการตกแต่งผิวหรือกระบวนทาผิว
สาเร็จ (surface finishing) ที่นิยมใช้กัน
มาก โดยโลหะที่ใช้เคลือบส่วนใหญ่จะเป็น
โลหะทอง เงินโครเมียม ทองแดง นิกเกิล
ดีบุก สังกะสี และโรเดียม
# การชุบโลหะด้วยไฟฟ้า
กระบวนการของการเกิดปฏิกิริยาทางเคมีที่อาศัยการ
ไหลของกระแสไฟฟ้าระหว่างขั้วไฟฟ้าสองขั้ว โดยผ่าน
สารละลายซึ่งมีส่วนผสมของเกลือของโลหะที่ต้องการ
เคลือบ ซึ่งปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นที่ขั้วบวกจะเป็นปฏิกิริยา
ออกซิเดชัน

74. ▪ ช้อนจะต่อกับขั้วลบของแบตเตอรี่ (แคโทด) จุ่มอยู่ใน
สารละลายซิลเวอร์ไนเทรต
▪ ขั้วบวกของแบตเตอรี่จะต่อกับขั้วซิลเวอร์ (แอโนด) ซึ่งจุ่มอยู่
ในสารละลายเดียวกัน
▪ ขั้วแอโนดจะเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ไอออน Ag+ จะละลาย
ออกมาและจะถูกดึงมาหาช้อนที่เป็นขั้วลบ เมื่อรวมกับ
อิเล็กตรอนจะกลายเป็นโลหะเงินใหม่เคลือบบาง ๆ ทั่วทั้งผิว
ของช้อน
▪ ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น
ขั้วแอโนด Ag(s) → Ag+(aq) + e-
ขั้วแคโทด Ag+(aq) + e- → Ag(s)
การชุบโลหะด้วยไฟฟ้าของช้อนด้วยเงิน

75. การผุกร่อนและการป้องกันการผุกร่อน
การกัดกร่อน (corrosion) คือการสูญเสียเนื้อโลหะ อันเนื่องมาจากโลหะเกิดปฏิกิริยากับสิ่งแวดล้อม
(น้า อากาศ ความชื้น) ซึ่งส่วนใหญ่การผุกร่อนของโลหะเป็นจากปฏิกิริยาออกซิเดชัน
โลหะเกือบทุกชนิดสามารถเกิดออกซิเดชันได้
ในอากาศที่อุณหภูมิห้อง
▪ การเกิดสนิมเหล็ก (iron rust)
▪ โลหะเงินเกิดความหมอง (tarnished
silver)
▪ การเกิดสารสีเขียว (green patina)
เคลือบบนโลหะทองแดง ทองเหลือง
ทองบรอนซ์

76. #การเกิดสนิมเหล็ก
เป็นกระบวนการทางเคมีไฟฟ้าตามธรรมชาติ
ปฏิกิริยาการเกิดสนิมเหล็กเกิดขึ้นต้องมีปัจจัย
ของแก๊สออกซิเจนและน้า (ความชื้น) เป็น
องค์ประกอบรวมอยู่ด้วย
ที่พื้นผิวส่วนหนึ่งของเหล็กเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน (Fe เป็นแอโนด)
Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e-
ออกซิเจนถูกรีดิวซ์ที่ผิวอีกส่วนหนึ่งของเหล็กซึ่งทาหน้าที่เป็นแคโทด เมื่อมีน้าอยู่ด้วย ดังสมการ
O2(g) + 2H2O(l) + 4e- → 4OH-(aq)
ปฏิกิริยารวม 2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l) → 2Fe2+(aq) + 4OH-(aq)
เกิดปฏิกิริยาต่อเนื่อง Fe2+(aq) และ OH-(aq) เกิดปฏิกิริยาได้ Fe(OH)2(s)
Fe2+(aq) + 2OH-(aq) → Fe(OH)2(s)
โดย Fe(OH)2(s) ที่เกิดขึ้นทาปฏิกิริยากับน้าและออกซิเจนในอากาศได้เป็น Fe(OH)3
4Fe(OH)2(s) + O2(g) + 2H2O(l) → Fe(OH)3
โดยที่ Fe(OH)3 ที่เกิดขึ้นนี้จะเปลี่ยนเป็น Fe2O3 ที่มีน้าอยู่ในผลึกอยู่ในโมเลกุล โดยมีสูตรทั่วไป คือ Fe2O3nH2O(s) ที่เรียกว่าสนิมเหล็ก
4Fe(OH)2(aq) + O2(g) → 2Fe2O32H2O(s) + H2O(l)

77. #การป้องกันการผุกร่อน
▪ การเคลือบผิวโลหะ (coat)
▪ การชุบเคลือบผิวเหล็กด้วย
โลหะ (electroplating)
▪ การทาเป็นโลหะผสม โดยการนาโลหะตั้งแต่ 2
ชนิดขึ้นไปมาหลอมรวมกัน ทาให้ทนต่อการกัด
กร่อน เช่น อัลลอยด์ (alloy)
▪ การรมดา (blackening) เป็นกระบวนการการ
ป้องกันการผุกร่อนของโลหะทางเคมีโดยใช้
สารเคมีและความร้อนจากภายนอก เพื่อทาให้
เกิดออกไซด์สีดาติดแน่นอยู่บนผิวชิ้นงานโลหะ
โดยสีดาที่เกิดขึ้นจะมีความเข้มของสีที่แตกต่าง
กันไป
▪ วิธีการทางเคมีไฟฟ้า
o วิธีแคโทดิก (cathodic protection)
o วิธีแอโนดิก (anodic protection)

78. วิธีแคโทดิกเป็นการป้องกันการกัดกร่อนโดยนา
โลหะที่มีค่า E0 ต่า (ตัวรีดิวซ์ที่ดีกว่า) ไปเชื่อมต่อไว้
ใกล้ ๆ กับโลหะที่ไม่ต้องการให้เกิดสนิม โลหะที่มีค่า
E0 ต่าจะเป็นแอโนด และโลหะที่มีค่า E0 สูงจะเป็น
แคโทด วิธีแคโทดิกเป็นการทาให้โครงสร้างที่
ต้องการป้องกันเป็นแคโทด โดยใช้วัสดุตัวอื่นซึ่ง
ทาหน้าที่เป็นแอโนดต่อเข้ากับโลหะที่ต้องการ
ป้องกัน เพื่อให้ผุกร่อนแทน
Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s) E0= -0.44 V
Mg2+(aq) + 2e- → Mg(g) E0= -2.360 V

79. วิธีแอโนดิก หรือเรียกว่า วิธีแอโนไดซ์ (anodizing protection) เป็นการใช้กระแสไฟฟ้า
จากภายนอกทาให้โลหะที่ต้องการป้องกันการผุกร่อนสร้างชั้นฟิล์มในรูปโลหะออกไซด์ที่ผิว
ของโลหะ แต่วิธีนี้ซึ่งจะใช้ได้กับโลหะเพียงบางชนิด ที่มีค่า E0 น้อยกว่า Fe เช่น
▪ Al (E0=-1.66 V)
▪ โครเมียม (E0=-0.74 V)
▪ ดีบุก (E0=-0.141 V)
▪ Zn (E0=-0.76 V)