ไฟฟ้าเคมี

ไฟฟ้าเคมี

จั ด ทำ โ ด ย
น า ย ณ ภั ท ร ก า ญ จ น ป รี ช า

ม . 6 / 2 เ ล ข ที่ 3 5

เ ล ข อ อ ก ซิ เ ด ชั น

( O X I D A T I O N N U M B E R ห รื อ O X I D A T I O N S T A T E )

เลขออกซิเดชัน ย่อว่า ON. คือค่าประจุไฟฟ้าที่สมมติขึ้นของไอออน
หรืออะตอมของธาตุ โดยคิดจากจำนวนอิเล็กตรอนที่ให้หรือรับหรือใช้ร่วมกับอะตอม
ของธาตุตามเกณฑ์ที่กำหนดขึ้น เลขออกซิเดชันส่วนใหญ่เป็นเลขจำนวนเต็มบวกหรือ
ลบหรือศูนย์ในสารประกอบไอออนิกอะตอมมีการให้และรับอิเล็กตรอนแล้วกลายเป็น
ไอออนบวกและไอออนลบ ดังนั้นเลขออกซิเดชันจึงตรงกับค่าประจุไฟฟ้าที่แท้จริง ซึ่งมี
ค่าเท่ากับประจุไฟฟ้าของไอออนนั้นๆ ในสารประกอบ
โคเวเลนต์ อะตอมของธาตุใช้อิเล็กตรอนร่วมกันไม่ได้มีการให้ และรับอิเล็กตรอนเหมือน
กับในสารประกอบไอออนิก ดังนั้นในกรณีนี้เลขออกซิเดชันเป็นแต่เพียงประจุสมมติ
ส่วนอะตอมของธาตุใดจะมีค่าเลขออกซิเดชันเป็นบวกหรือลบ ให้พิจารณาค่าอิเล็กโทรเน
กาติวิตี อะตอมของธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีสูงกว่าจะมีเลขออกซิเดชันเป็นลบ ส่วน
อะตอมของธาตุที่มีค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีต่ำกว่าจะมีเลขออกซิเดชันเป็นบวก ส่วนจะมีค่า
บวกเท่าไรนั้นพิจารณาได้จากจำนวนเวเลนซ์อิเล็กตรอนที่อะตอมของธาตุนำไปใช้ร่วมกับ
อะตอมของธาตุอื่ น

หลักเกณฑ์การกำหนดค่าออกซิเดชัน

1.เลขออกซิเดชันของธาตุอิสระทุกชนิดไม่ว่าธาตุนั้นหนึ่งโมเลกุลจะประกอบด้วย กี่
อะตอมก็ตามมีค่าเท่ากับศูนย์ เช่น Na, Zn, Cu, He, H 2, N 2, O 2, Cl 2, P 4, S 8
ฯลฯ มีเลขออกซิเดชันเท่ากับศูนย์
2.เลขออกซิเดชันของไฮโดรเจนในสารประกอบโดยทั่วไป (H รวมตัวกับอโลหะ ) เช่น
HCl , H 2O , H 2SO 4 ฯลฯ มีค่าเท่ากับ + 1 แต่ในสารประกอบไฮไดรด์ของโลหะ (H
รวมตัวกับโลหะ ) เช่น NaH , CaH 2 ไฮโดรเจนมีเลขออกซิเดชันเท่ากับ -1
3.เลขออกซิเดชันของออกซิเจนในสารประกอบโดยทั่วไปเท่ากับ -2 แต่ในสารประกอบ
เปอร์ออกไซด์ เช่น H 2O 2 และ BaO 2 ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชันเท่ากับ -1 ใน
สารประกอบซุปเปอร์ออกไซด์ ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชันเท่ากับ -1/2 และใน
สารประกอบ OF 2 เท่านั้น ที่ออกซิเจนมีเลขออกซิเดชันเท่ากับ +2
4.เลขออกซิเดชันของไอออนที่ประกอบด้วยอะตอมชนิดเดียวกันมีค่าเท่ากับประจุที่แท้
จริงของไอออนนั้น เช่น Mg 2+ ไอออน มีเลขออกซิเดชันเท่ากับ +2 ,F - ไอออนมีเลข
ออกซิเดชันเท่ากับ -1 เป็นต้น

5.เลขออกซิเดชันของไอออนอะตอมเดี่ยวมีค่าเท่ากับประจุของไอออนนั้น เช่น
– Na+ มีเลขออกซิเดชันเป็น +1
– O2- มีเลขออกซิเดชันเป็น -2

เลขออกซิเดชันของไอออนที่เป็นหมู่อะตอมมีผลรวมของเลขออกซิเดชันเท่ากับประจุ
ของไอออนนั้น เช่น

– SO42- อะตอมของธาตุ S มีเลขออกซิเดชันเป็น +6 และอะตอมของธาตุ O มีเลข
ออกซิเดชันเป็น -2
6.ผลรวมของเลขออกซิเดชันของสารที่เป็นกลางทางไฟฟ้ามีค่าเป็น 0 เช่น

– NaCl อะตอมของธาตุ Na มีเลขออกซิเดชันเป็น +1 และ อะตอมของธาตุ Cl มี
เลขออกซิเดชันเป็น -1 ส่วน

– HNO3 อะตอมของธาตุ H มีเลขออกซิเดชันเป็น +1 อะตอมของธาตุ N มีเลข
ออกซิเดชันเป็น +5 และอะตอมของธาตุ O มีเลขออกซิเดชัน เป็น -2

การหาเลขออกซิเดชัน การหาเลขออกซิเดชันอาจทำได้โดยวิธีดังนี้

1. สมมติเลขออกซิเดชันของธาตุที่ต้องการหา
2. นำค่าเลขออกซิเดชันของธาตุที่ทราบแล้ว และเลขออกซิเดชันของธาตุที่ต้องการหา
เขียนเป็นสมการตามข้อตกลงในข้อ 5 และข้อ 6 แล้วแก้สมการเพื่อหาเลขออกซิเดชัน
ของธาตุ ดังกล่าว
3. สำหรับสารประกอบไอออนิก ที่ประกอบด้วยไอออนเชิงซ้อน และไม่ทราบค่า เลข
ออกซิเดชันของธาตุมากกว่า 1 ธาตุ เมื่อต้องการหาค่าเลขออกซิเดชันของธาตุ ควร
แยกเป็นไอออนบวกและไอออนลบก่อน จึงสมมติค่าเลขออกซิเดชันของธาตุที่ต้องการ
แล้วนำ ค่าเลขออกซิเดชันของธาตุที่ทราบแล้วกับธาตุที่ต้องการทราบไปเขียนสมการ
ตามข้อตกลงในข้อ 5 จากนั้นจึงแก้สมการเพื่อหาเลขออกซิเดชันของธาตุดังกล่าว
ตัวอย่างที่ 1 จงหาเลขออกซิเดชันของ Cr ใน [ Cr(H 2O) 4Cl 2]ClO 4
วิธีทำ H 2O มีเลขออกซิเดชันเท่ากับ 0

Cl - มีเลขออกซิเดชันเท่ากับ - 1
ClO 4 มีเลขออกซิเดชันเท่ากับ - 1
ให้ Cr มีเลขออกซิเดชันเท่ากับ A
A+(0x4)+(-1x2)+(-1)=0

A=+1+2=+3
ดังนั้น Cr มีเลขออกซิเดชันเท่ากับ + 3

ปฏิกิริยารีดอกซ์

ไฟฟ้าเคมี เป็นการศึกษาเกี่ยวกับปฏิกิริยาเคมีที่ทำให้เกิดกระแสไฟฟ้า กระแสไฟฟ้า
ทำให้เกิดปฏิกิริยาเคมีหากใช้การถ่ายเทอิเล็กตรอนเป็นเกณฑ์แล้ว ปฏิกิริยาเคมีแบ่งเป็น
2 ประเภท

1.ปฏิกิริยาที่มีการถ่ายเท e- เรียกว่าปฏิกิริยารีดอกซ์ (Redox Reaction)
2.ปฏิกิริยาที่ไม่มีการถ่ายเทe- เรียกว่าปฏิกิริยานอนรีดอกซ์ (Nonredox Reaction)
ปฏิกิริยารีดอกซ์ (Redox Reaction หรือ Oxidation-reduction Reaction) หมายถึง
ปฏิกิริยาที่มีการให้และรับอิเล็กตรอน ซึ่งประกอบด้วย 2 ครึ่งปฏิกิริยา ดังนี้
1) ปฏิกิริยาออกซิเดชัน (Oxidation reaction) เป็นปฏิกิริยาที่มีการให้อิเล็กตรอน ซึ่ง
สารที่ให้อิเล็กตรอนจะมีเลขออกซิเดชันเพิ่มขึ้น เรียกว่า เกิดออกซิเดชัน

Zn(s) ® Zn2+(s) + 2e–
Zn เป็นสารที่ให้อิเล็กตรอน เกิดเป็น Zn2+ สารที่ให้อิเล็กตรอนเรียกว่า ตัวรีดิวซ์
(Reducing agent)
2) ปฏิกิริยารีดักชัน (Reduction reaction) เป็นปฏิกิริยาที่มีการรับอิเล็กตรอน ซึ่งสาร
ที่รับอิเล็กตรอนจะมีเลขออกซิเดชันลดลง เรียกว่า เกิดรีดักชัน

Cu2+(s) + 2e– ® Cu(s)
Cu2+ เป็นสารที่รับอิเล็กตรอน เกิดเป็น Cu สารที่รับอิเล็กตรอนเรียกว่า ตัวออกซิไดส์
(Oxidizing agent)
ปฏิกิริยาในออกซิเดชันและรีดักชันเกิดขึ้นพร้อมกันเสมอ Zn ให้อิเล็กตรอนจึงเป็นตัว
รีดิวซ์ และ Cu2+ รับอิเล็กตรอนจึงเป็นตัวออกซิไดส์ หรือกล่าวได้ว่า Cu2+ ถูกรีดิวซ์
และ Zn ถูกออกซิไดส์

ตัวออกซิไดส์และตัวรีดิวซ์

- ตัวออกซิไดส์ หมายถึงสารที่รับอิเล็กตรอน ซึ่งเป็นสารที่ทำให้อะตอมอื่นมีเลข
ออกซิเดชันเพิ่มขึ้น
- ตัวรีดิวซ์หมายถึงสารที่ให้อิเล็กตรอน ซึ่งเป็นสารที่ทำให้อะตอมอื่นมีเลขออกซิเดชันลด
ลง

ข้อสังเกต

1.อโลหะอิสระมักจะเป็นตัวออกซิไดซ์ เพราะอโลหะชอบรักอิเล็กตรอน
2.โลหะอิสระจะเป็นตัวรีดิวซ์ เพราะโลหะเสียอิเล็กตรอนได้ง่าย
3.สารประกอบที่มีธาตุออกซิเจนเป็นองค์ประกอบมากกว่ามักจะเป็นตัวออกซิไดซ์ ส่วน
สารที่มีออกซิเจนน้อยกว่า หรือไม่มีเลยมักจะเป็นตัวรีดิวซ์
4.ไอออนบวกมักจะเป็นตัวออกซิไดซ์ ส่วนไอออนลบมักจะเป็นตัวรีดิวซ์

ตัวอย่าง เมื่อนำแผ่นโลหะทองแดง (Cu) จุ่มลงในสารละลายของ AgNO3 พบว่าที่
แผ่นโลหะ Cu มีของแข็งสีขาวปนเทามาเกาะอยู่ และเมื่อนำมาเคาะจะพบว่าโลหะ Cu เกิด
การสึกกร่อน ส่วนสีของสารละลาย AgNO3 ก็จะเปลี่ยนจากใสไม่มีสีเป็นสีฟ้า
การเปลี่ยนแปลงที่เกิดขึ้นนี้อธิบายได้ว่าการที่โลหะทองแดงเกิด การสึกกร่อนเป็นเพราะ
โลหะทองแดง(Cu) เกิดการเสียอิเล็กตรอนกลายเป็น Cu2+ ซึ่งมีสีฟ้าและเมื่อ Ag+ รับ
อิเล็กตรอนเข้ามาจะกลายเป็น Ag (โลหะเงิน) มาเกาะอยู่ที่แผ่นโลหะทองแดง
ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น เขียนในรูปสมการได้ดังนี้

Cu(s)----> Cu2+(aq) + 2 e- (ปฏิกิริยาออกซิเดชัน)
Ag+(aq) + e------> Ag(s) (ปฏิกิริยารีดักชัน)

e- ที่ถ่ายเทต้องเท่ากัน สมการเคมีที่เกิดขึ้นที่แท้จริงต้องเป็น
Cu(s)------> Cu2+(aq) + 2 e- (ปฏิกิริยาออกซิเดชัน)
2Ag+(aq) +2 e------> 2Ag(s) (ปฏิกิริยารีดักชัน)



ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นในแต่ละสมการเรียกว่าครึ่งปฏิกิริยา ซึ่งการเกิดปฏิกิริยาถ่ายเท e- จะ
เกิดขึ้นได้สมบูรณ์ก็ต่อเมื่อต้องนำครึ่งปฏิกิริยาทั้งสองมารวมกัน เขียนเป็นสมการได้

Cu(s) + Ag+(aq)-----> Cu2+(aq) + 2Ag(s) (ปฏิกิริยารีดอกซ์)



สรุปได้ว่าการเกิดปฏิกิริยารีดอกซ์จะต้องประกอบไปด้วย

1.สารที่ให้ e- เรียกว่าตัวรีดิวซ์ เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน (Oxidation Reaction)
2.สารที่รับ e- เรียกว่าตัวออกซิไดซ์ เกิดปฏิกิริยารีดักชัน (Reduction Reaction)

เซลล์กัลวานิก

ปฏิกิริยารีดอกซ์ที่เกิดขึ้นเมื่อนำแผ่นสังกะสีจุ่มลงในสารละลายของทองแดง หรือตัว
รีดิวซ์จุ่มลงในตัวออกซิไดซ์โดยตรงแล้วในบทนำ ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นทำให้เกิดพลังงานใน
รูปของความร้อน แต่ถ้าแยกตัวรีดิวซ์ออกจากตัวออกซิไดซ์ แล้วเชื่อมต่อวงจรภายนอก
และสะพานเกลือ (salt bridge) อิเล็กตรอนก็จะถูกถ่ายโอนผ่านตัวกลางภายนอกจากขั้ว
ไฟฟ้าที่เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันไปยังขั้วไฟฟ้าที่เกิดปฏิกิริยารีดักชัน จึงทำให้เกิดกระแส
ไฟฟ้าได้ เซลล์ไฟฟ้าที่เกิดจากปฏิกิริยาเคมีนี้เรียกว่าเซลล์กัลวานิก หรือเซลล์โวลตาอิก
(galvanic cell or voltaic cell)

เซลล์กัลวานิกมีหลายประเภท

1.เซลล์ปฐมภูมิ
2.เซลล์ทุติยภูมิ

เซลล์ปฐมภูมิมีหลายชนิด เช่น
1.เซลล์แห้ง (Dry Cell) หรือเซลล์เลอคลังเช (LeClanche Cell)

เซลล์ไฟฟ้าชนิดนี้ถูกเรียกว่า เซลล์แห้ง เพราะไม่ได้ใช้ของเหลวเป็นอิเล็กโทรไลต์ เป็น
เซลล์ที่ใช้ในไฟฉาย หรือใช้ในประโยชน์อื่น ๆ เช่น ในวิทยุ เครื่องคิดเลข ฯลฯ เซลล์แห้ง
กล่องของเซลล์ทำด้วยโลหะสังกะสีซึ่งทำหน้าที่เป็นขั้วแอโนด (ขั้วลบ) ส่วนแท่งคาร์บอน
หรือแกรไฟต์อยู่ตรงกลางทำหน้าที่เป็นขั้วแคโทด (ขั้วบวก) ระหว่างอิเล็กโตรดทั้งสอง
บรรจุด้วยของผสมชื้นของแอมโมเนียมคลอไรด์ (NH4Cl) แมงกานีส (IV) ออกไซด์
(MnO2) ซิงค์คลอไรด์ (ZnCl2) ผงคาร์บอน ตอนบนของเซลล์ผนึกด้วยวัสดุที่สามารถ
รักษาความชื้นภายในเซลล์ให้คงที่ มีปฏิกิริยาเกิดขึ้นดังนี้

ที่ขั้วแอโนด (Zn-ขั้วลบ) Zn ถูกออกซิไดซ์กลายเป็น Zn2+
Zn(s)------> Zn2+(aq) + 2e-

ที่ขั้วแคโทด (C-ขั้วบวก) MnO2จะถูกรีดิวซ์ ไปเป็น Mn2O3
2MnO2(s) + 2NH4++(aq) + 2e- -------> Mn2O3(s) + H2O(l) + 2NH3 (aq)

ดังนั้นปฏิกิริยารวมจึงเป็น
Zn(s) + 2MnO2(s) + 2NH4+(aq)-------------> Zn2+(aq) + Mn2O3(s) +

2NH3(aq) + H2O(l)

2.เซลล์แอลคาไลน์ (Alkaline Cell)
เซลล์แอลคาไลน์มีส่วนประกอบของเซลล์เหมือนกับเซลล์เลอคลังเช แต่มีสิ่งที่แตก

ต่างกันคือเซลล์แอลคาไลน์ใช้ เบสซึ่งได้แก่โพแตสเซียมไฮดรอกไซด์ (KOH ) เป็นอิเล็ก
โทรไลต์แทนแอมโมเนียมคลอไรด์ (NH 4Cl) และเนื่องจากใช้สารละลายเบสนี่เองเซลล์
ชนิดนี้จึงถูกเรียกว่า เซลล์แอลคาไลน์ ที่ขั้วแอโนด (Zn -ขั้วลบ) Zn ถูกออกซิไดซ์

Zn(s) + 2OH-(aq) ------> ZnO(s) + H2O(l) + 2e-
ที่ขั้วแคโทด (C -ขั้วบวก) MnO2 จะถูกรีดิวซ์ ไปเป็น Mn2O3

2MnO2(s) + H2O(l) + 2e -------> Mn 2O 3(s) + 2OH -(aq)
สมการรวม Zn (s ) + 2MnO 2(s)------> ZnO(s) + Mn 2O 3(s) เซลล์นี้จะให้ศักย์
ไฟฟ้าประมาณ 1.5 โวลต์ แต่ให้กระแสไฟฟ้าได้มากกว่าและนานกว่าเซลล์แห้ง เพราะ
OH - ที่เกิดขึ้นที่ขั้วคาร์บอนสามารถนำกลับไปใช้ที่ขั้วสังกะสีได้
3. เซลล์ปรอท (Mercury Cell)

มีหลักการเช่นเดียวกับเซลล์แอลคาไลน์ แต่ใช้เมอร์คิวรี (II ) ออกไซด์ (HgO ) แทน
แมงกานีส (IV ) ออกไซด์ (MnO 2) เป็นเซลล์ที่มีขนาดเล็กใช้กันมากในเครื่องฟังเสียง
สำหรับคนหูพิการ หรือใช้ในอุปกรณ์อื่น เช่น นาฬิกาข้อมือ เครื่องคิดเลข เซลล์นี้จะให้
ศักย์ไฟฟ้าประมาณ 1.3 โวลต์ ให้กระแสไฟฟ้าต่ำ แต่สามารถให้ค่าศักย์ไฟฟ้าคงที่ตลอด
อายุการใช้งาน มีปฏิกิริยาเคมีดังนี้
ที่ขั้วแอโนด Zn (s ) + 2OH -(aq)------> ZnO(s) + H 2O(l) + 2e -
ที่ขั้วแคโทด HgO (s ) + H 2O(l) + 2e -------> Hg(l) + 2OH -(aq)
ปฏิกิริยารวม Zn (s ) + HgO (s )------> ZnO(s) + Hg(l)

ส่วนประกอบของเซลล์ปรอท

เซลล์ทุติยภูมิมีหลายชนิด เช่น
1.แบตเตอรี่สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่ว ( Lead Storage Battery) แบตเตอรี่คือเซลล์ไฟฟ้า
หลาย ๆ เซลล์ต่อกันเป็นอนุกรม
2.เซลล์นิกเกิล-แคดเมียม หรือเซลล์นิแคด (Nickel-Cadmium Cell)
ที่ขั้วแอโนด: Cd(s) + 2OH -(aq)------>Cd(OH) 2(s) + 2e -
ที่ขั้วแคโทด: NiO 2(s) + 2H 2O(l) + 2e ------->Ni(OH) 2(s) + 2OH -(aq)
ปฏิกิริยารวม: Cd(s) + NiO 2(s) +2H 2O(l)------> Cd(OH) 2(s) + Ni(OH) 2(s)
3. เซลล์ลิเทียมไอออน ( Lithium Ion Cell)
เซลล์ลิเทียมอาจให้ศักย์ไฟฟ้าสูงถึง 3 โวลต์ เป็นเซลล์ที่ใช้อิเล็กโทรไลต์เป็นของแข็ง
ได้แก่สารพอลิเมอร์ที่ยอมให้ไอออนผ่านแต่ไม่ยอมให้อิเล็กตรอนผ่าน

เซลล์อิเล็กโทรไลต์

เซลล์อิเล็กโทรไลต์ หมายถึง เซลล์ไฟฟ้าเคมีที่ทำหน้าที่เปลี่ยนพลังงานไฟฟ้าเป็น
ปฏิกิริยาเคมี หรือเป็นระบบที่เกิดกระบวนการอิเล็กโทรลิซีส อิเล็กโทรลิซีส
(Electrolysis) หมายถึงกระบวนการแยกสลายสารเคมีด้วยกระแสไฟฟ้า ซึ่งทำได้โดย
ผ่านกระแสไฟฟ้าลงในสารละลายอิเล็กโทรไลต์ หรือสารอิเล็กโทรไลต์ที่หลอมเหลว แล้ว
สารอิเล็กโทรไลต์เกิดการแยกสลายได้สารใหม่เกิดขึ้นที่ขั้วแอโนดและขั้วแคโทด
ส่วนประกอบของเซลล์อิเล็กโทรไลต์ เซลล์อิเล็กโทรไลต์ประกอบด้วยขั้วไฟฟ้าสองขั้ว จุ่ม
อยู่ในสารละลายอิเล็กโทรไลต์หรืออิเล็กโทรไลต์ที่หลอมเหลว ขั้วไฟฟ้าทั้งสองต่อกับขั้ว
บวกและขั้วลบของแบตเตอรี่ในเซลล์อิเล็กโทรไลต์ ขั้วไฟฟ้าที่ต่อกับขั้วบวกของ
แบตเตอรี่ เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน เรียกขั้วไฟฟ้านี้ว่าแอโนด และเป็นขั้วบวก ส่วนขั้ว
ไฟฟ้าที่ต่อกับขั้วลบของแบตเตอรี่เกิดปฏิกิริยารีดักชัน เรียกขั้วไฟฟ้านี้ว่าแคโทด
และเป็นขั้วลบ
ขั้วไฟฟ้า (Electrode) คือแผ่นตัวนำที่จุ่มในสารละลายอิเล็กโทรไลต์ แล้าต่อกับเซลล์
ไฟฟ้าหรือแบตเตอรี่ แบ่งเป็นแอโนด และ แคโทด
สารละลายอิเล็กโทรไลต์ คือสารละลายที่นำไฟฟ้าได้ เพราะมี Iron (+) + Iron(-)
Iron (+) วิ่งไปรับอิเล็กตรอนที่ขั้วลบ เกิดปฏิกิริยารีดักชัน จึงเรีบกขั้วลบว่า แคโทด และ
เรียกไอออนบวกว่า แคตไอออน (cathion)
Iron (-) วิ่งไปให้ e- ที่ขั้วบวกเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน เรียกว่า แอโนด และเรียก Iron (-)
ว่า แอนไอออน (Anion)
ดังนั้น ที่Anode มี Anion คือ ไอออนลบ และที่ Cathode มี Cathion คือ Ion บวก
Anode (oxidation) ตรงกับขั้วบวก Cathode (Reduction) ตรงกับขั้วลบ

การแยกสารละลายด้วยไฟฟ้า

การแยกสารละลาย CuSO4 ด้วยแสไฟฟ้า
สารละลาย CuSO4เป็นอิเล็กโทรไลต์ ประกอบด้วย Cu2+และ มี H2O เป็นตัวทำ
ละลายซึ่งอยู่ในรูปโมเลกุลที่เป็นกลางทางไฟฟ้า เมื่อผ่านกระแสไฟฟ้าจากแบตเตอรี
เข้าไปในอุปกรณ์แยกสารละลายด้วยกระแสไฟฟ้า มีปฏิกิริยาเกิดขึ้นดังนี้
แคโทด (ขั้วที่ต่ออยู่กับขั้วลบของแบตเตอรี)
ทั้ง Cu2+และ H2O มีโอกาสรับอิเล็กตรอนจากแบตเตอรี แต่ค่า EO ของสองครึ่ง
ปฏิกิริยาเป็นดังนี้

Cu2+(aq) + 2e–------> Cu(s) EO = +0.34 V

2H2O(l) + 2e–------> H2(g) + 2OH–(aq) EO = –0.83 V

จากค่า EO แสดงว่า Cu2+ในสารละลายรับอิเล็กตรอนได้ดีกว่า H2O ดังนั้น Cu2+
จึงเกิดปฏิกิริยารีดักชันได้โลหะ Cu
แอโนด (ขั้วที่ต่ออยู่กับขั้วบวกของแบตเตอรี)
ในสารละลายมี และ H2O ที่มีโอกาสให้อิเล็กตรอนหรือเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน แต่ค่า
EO ของสองครึ่งปฏิกิริยาเป็นดังนี้

S2O82-(aq) + e–(aq)------>SO42- EO = +2.01 V

O2(g) + 2H+(aq) + 2e–------> H2O(l) EO = +1.23 V

เมื่อเขียนสมการใหม่เป็นปฏิกิริยาออกซิเดชันเพื่อให้สอดคล้องกับปฏิกิริยาที่จะเกิดขึ้น
ที่แอโนด ค่าศักย์ไฟฟ้าของครึ่งเซลล์จะมีเครื่องหมายตรงข้ามกับ EO

เซลล์ปฐมภูมิ

เป็นเซลล์ไฟฟ้าที่เมื่อเกิดปฏิกิริยาเคมีภายในเซลล์เกิดขึ้นอย่างสมบูรณ์แล้วไม่สามารถ
นำกลับมาใช้ใหม่ได้ เช่น ถ่านไฟฉาย เซลล์แอลคาไลน์ เซลล์ปรอท เซลล์เงิน เป็นต้น
เซลล์ไฟฟาประเภทนี้เมื่อสร้างเสร็จสามารถนำมาใช้ได้เลย

ถ่านไฟฉายหรือเซลล์แห้ง

ปฏิกิริยาที่เกิด
1. Anode (Oxidation)

Zn --> Zn2+ + 2e-
2. Cathode (Reduction)

2MnO2 + 2NH4 + + 2e ----> Mn2O3 + H2O + 2NH3
ปฏิกิริยารวม (Redox) โดย (1) + (2) ทำให้ e- หมดไป

Zn + 2MnO2 + 2NH4+ ---> Zn2+ + Mn2O3 + H2O + 2NH3
Zn2+รวมกับNH2เกิดสารประกอบเชิงซ้อน [Zn(NH3)4]2+ และ
[Zn(NH3)2(H2O)]2+] เพื่อรักษาความเข้มข้นของ Zn2+ & NH3 เซลล์ชนิดนี้มีแรง
เคลื่อนประมาณ 1.5 Volts
เซลล์อัลคาไลน์ มีส่วนประกอบและหลักการเหมือนกับถ่านไฟฉายแต่ใช้ด่าง KOH เป็น
อิเล็กโทรไลต์แทน NH4Cl
ปฏิกิริยาที่เกิด
1. Anode (Oxidation)

Zn + 2OH- --> ZnO + H2O + 2e-
2. Cathode (Reduction)

2MnO2 + H2O + + 2e- ---> Mn2O3 + 2OH-
ปฏิกิริยารวม (Redox) โดย (1) + (2) ทำให้ e- หมดไป

Zn + 2MnO2 ---> ZnO + Mn2O3+ 2OH-

ปฏิกิริยารวม (Redox) โดย (1) + (2) ทำให้ e- หมดไป
Zn + 2MnO2

--->

ZnO + Mn2O3

เซลล์อัลคาไลน์มีศักย์ไฟฟ้าเท่ากับเซลล์แห้งแต่ใช้ได้นานกว่า เพราะน้ำและไฮดรอก
ไวด์ (OH-) ที่เกิดขึ้นในปฏิกิริยาหมุนเวียนกลับไปเป็นสารตั้งต้นของปฏิกิริยาได้อีก
จึงทำให้ศักย์คงที่ตลอดการใช้งานและใช้ได้นานกว่า
เซลล์ปรอท มีหลักการเหมือนกับเซลล์อัลคาไลน์ แต่ใช้เมอร์คิวรี (II) ออกไซด์ (
HgO) แทนแมงกานีส (IV) ออกไซด์ (MnO2)
ปฏิกิริยาที่เกิด
1. Anode (Oxidation)

Zn + 2OH- --> ZnO + H2O + 2e-

2. Cathode (Reduction)

HgO + H2O + + 2e- ---> Hg + 2OH-

ปฏิกิริยารวม (Redox) โดย (1) + (2) ทำให้ e- หมดไป
Zn + HgO ---> ZnO + Hg

เซลล์ปรอทให้ศักย์ไฟฟ้าประมาณ 1.3 Volts ให้กระแสไฟฟ้าต่ำ แต่มีข้อดีที่สามารถ
ให้ศักย์ไฟฟ้าเกือบคงที่ตลอดอายุการใช้งาน นิยมใช้กันมากในเครื่องฟังเสียงสำหรับ
คนหูพิการ
เซลล์เงิน มีส่วนประกอบเช่นเดียบกับเซลล์ปรอท แต่ใช้ซิลเวอร์ออกไวด์ ( Ag2O)
แทนเมอร์คิวรี (II) ออกไซด์ ( HgO)
ปฏิกิริยาที่เกิด
1. Anode (Oxidation)

Zn + 2OH- --> ZnO + H2O + 2e-

2. Cathode (Reduction)

Ag2O + H2O + + 2e- ---> 2Ag + 2OH-

ปฏิกิริยารวม (Redox) โดย (1) + (2) ทำให้ e- หมดไป
Zn + Ag2O ---> ZnO + 2Ag

เซลล์เงินให้ศักย์ไฟฟ้าประมาณ 1.5 Volts มีขนาดเล็กและมีอายุการใช้งานได้นาน
มากแต่มีราคาแพง จึงใช้กับอุปกรณ์หรือเครื่องใช้ไฟฟ้าบางชนิด เช่น เครื่องคิดเลข
นาฬิกา

เซลล์ไฟฟ้าเคมี

เนื่องจากการที่สารที่ให้ e– และสารที่รับ e– สัมผัสกันโดยตรง จะไม่สามารถแสดง

กระแสไฟฟ้าที่เกิดขึ้นได้ ดังนั้นหากต้องการให้มีกระแสไฟฟ้าเกิดขึ้นต้องมีการนำลวด

ตัวนำไฟฟ้าต่อเชื่อมเข้าไประหว่างขั้วไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ที่ให้ 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

Þ ¬ แทนสะพานเกลือ และแต่ละครึ่งเซลล์ให้ใช้เครื่องหมาย , คั่นระหว่างสารต่าง
สถานะ , คั่นระหว่างสารต่างสถานะ
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– ของครึ่งเซลล์

ต่างๆ จะใช้ครึ่งเซลล์ไฮโดรเจนเขียนแทนด้วย Pt(s) | H2(1atm) | H+(1M) และ

กำหนดให้ค่าศักย์ไฟฟ้าของไฮโดรเจนที่สภาวะมาตรฐาน(25°C,1atm) มีค่าเท่ากับศูนย์

โวลต์ = 0.00 Volt

การวัดค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน ของเซลล์ไฟฟ้าใดๆ ทำได้โดยการนำครึ่งเซลล์

มาตรฐานไฮโดรเจนต่อกับครึ่งเซลล์ที่สนใจ และขั้วไฟฟ้าจะต้องจุ่มอยู่ในสารละลายเข้ม

ข้น 1 Molarโดย

E°Cell = E°คาโทด – E°อาโนด

ข้อควรทราบเกี่ยวกับค่า E°

¬ ถ้ามีการกลับสมการ Þ ค่า E° จะเท่าเดิม แต่

เครื่องหมายตรงกันข้าม

k ถ้ามีการคูณสมการด้วยตัวเลขใดๆ Þ ค่า E° จะเท่าเดิม ไม่

เปลี่ยนแปลง

® ค่า E°reduction ยิ่งมาก แสดงว่าสารนั้นยิ่งรับ e– ได้ดี (แนวโน้มความ

เป็นตัวออกซิไดซ์มากขึ้น)

ค่า E°reduction ยิ่งต่ำ แสดงว่าสารนั้นยิ่งให้ e– ได้ดี (แนวโน้มความ

เป็นตัวรีดิวซ์มากขึ้น)

Þ โดยทั่วไปเมื่อกล่าวถึง E° หากไม่มีการระบุว่าเป็น E°reduction หรือ E°oxidation

ให้ถือว่าเป็น E°reduction

ประโยชน์ของค่า E°reduction

¬ ใช้เปรียบเทียบความสามารถในการเป็นตัวรีดิวซ์และตัวออกซิไดซ์ Ä สารที่ให้ e– ได้

ดี E° ต่ำ , สารที่รับ e– ได้ดี E° สูง

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 (เกิดในทิศ

ตรงข้าม)

E°Cell = 0 Þ ปฏิกิริยาเกิดไม่ได้แน่นอน