บทที่ 9 ไฟฟ้าเคมี

1. บททีÉ 9 ไฟฟ้าเคมี
 จุดประสงค์การเรียนรู้ บททÉี 9 ไฟฟ้าเคมี
9.1 ปฏิกิริยารีดอกซ์
 อธิบายการถ่ายโอนอิเล็กตรอนระหว่างโลหะกับโลหะ ไอออนในปฏิกิริยาได้
 อธิบายความหมายปฏิกิริยาออกซิเดชัน ปฏิกิริยารีดักชัน พร้อมเขียนสมการแสดงปฏิกิริยาได้
 อธิบายความหมายของตัวรีดิวซ์และตัวออกซิไดซ์ได้
9.2 การดุลสมการรีดอกซ์
9.2.1 การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้เลขออกซิเดชัน
9.2.2 การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้ครึÉงปฏิกิริยา
 สามารถดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้เลขออกซิเดชันได้
 สามารถดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้ครึÉงปฏิกิริยาได้
9.3 เซลล์ไฟฟ้าเคมี
9.3.1 เซลล์กัลวานิก
การเขียนแผนภาพเซลล์กัลวานิก
ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์และศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึÉงเซลล์
ประเภทของเซลล์กัลวานิก
 อธิบายการเกิดกระแสไฟฟ้าในเซลล์กัลวานิกและบอกได้ว่าขัÊวใดเป็นแคโทดหรือแอโนด
รวมทัÊงบอกหน้าทÉีของสะพานเกลือได้
 เขียนสมการแสดงปฏิกิริยาทÉีเกิดขึÊนทÉีแอโนดหรือแคโทด รวมทัÊงบอกหน้าทÉีสะพานเกลือได้
 เขียนแผนภาพเซลล์กัลวานิกจากสมการรีดอกซ์หรือเขียนสมการรีดอกซ์จากแผนภาพเซลล์ได้
 สามารถบอกได้ว่าสารใดเป็นตัวออกซิไดซ์ สารใดเป็นตัวรีดิวซ์จากแผนภาพเซลล์กัลวานิกได้
 สามารถหาค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์และศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึÉงเซลล์
 สามารถบอกประเภทของเซลล์กัลวานิก
9.3.2 เซลล์อิเล็กโทรไลต์
การแยกสารละลายด้วยกระแสไฟฟ้า
การแยกสารทีÉหลอมเหลวด้วยกระแสไฟฟ้า
การชุบโลหะด้วยกระแสไฟฟ้า
การทำโลหะให้บริสุทธิÍโดยใช้อิเล็กโทรไลต์
 สามารถอธิบายวิธีการแยกสารละลายด้วยกระแสไฟฟ้าได้
 สามารถอธิบายวิธีการสารทีÉหลอมเหลวได้
 สามารถอธิบายวิธีการชุบโลหะด้วยกระแสไฟฟ้าได้
 สามารถอธิบายวิธีการทำโลหะให้บริสุทธิÍโดยใช้อิเล็กโทรไลต์ได้
9.3.3 การผุกร่อนของโลหะและการป้องกัน
9.4 ความก้าวหน้าทางเทคโนโลยีทีÉเกีÉยวข้องกับเซลล์ไฟฟ้าเคมี
9.4.1 แบตเตอรีÉอิเล็กโทรไลต์แข็ง
9.4.2 แบตเตอรีÉอากาศ
9.4.3 การทำอิเล็กโทรไดอะซิสนํÊาทะเล
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 1

2.  ไฟฟ้าเป็นพลังงานทÉีมีความสำคัญต่อการดำรงชีวิตของมนุษย์ ซึÉงปัจจุบันมนุษย์ก็ต้องการใช้พลังงานไฟฟ้าเพิÉมขึÊนด้วย
 ไฟฟ้าเคมี คือ การศึกษาเกีÉยวกับการเปลีÉยนแปลงพลังงานไฟฟ้า กับ พลังงานเคมี
 การศึกษาเรÉืองไฟฟ้าเคมี เป็นการศึกษาความสัมพันธ์เกÉียวกับปฏิกิริยาเคมี ทÉีทำให้เกิดกระแสไฟฟ้า และการผ่านกระแสไฟฟ้า
เข้าไปในสารเคมี เพÉือทำให้เกิดปฏิกิริยาเคมี ปฏิกิริยาทÉีเกิดขึÊน เรียกว่า ปฏิกิริยาไฟฟ้าเคมี
 ในบทนีÊ เราจะศึกษาว่า ปฏิกิริยาเคมีทำให้เกิดกระแสไฟฟ้าได้อย่างไร และในทางกลับกัน กระแสไฟฟ้าทำให้เกิดปฏิกิริยาเคมีได้
อย่างไร มีการเปลÉียนแปลงใดเกิดขึÊนกับระบบ และศึกษาเกÉียวกับประโยชน์ของปฏิกิริยาไฟฟ้าเคมีทÉีเกÉียวข้องกับชีวิตประจำวัน
 Ds
 ปฏิกิริยาทÉีเกิดขึÊนโดยทัวÉไป แบ่งได้หลายแบบขึÊนอยกูั่บเกณฑ์ทÉีนำมาใช้ แต่ถ้ายึดเกณฑ์เกÉียวกับ การโอนอิเล็กตรอน
อาจแบ่งได้ 2 ประเภท คือ
1) ปฏิกิริยานอนรีดอกซ์ (Non Redox reaction)
 หมายถึง ปฏิกิริยาทีÉไม่มีการให้และรับอิเล็กตรอน หรือ ปฏิกิริยาทีÉให้อิเล็กตรอนเพียงอย่างเดียว
หรือ ปฏิกิริยาทีÉรับอิเล็กตรอนเพียงอย่างเดียว
2) ปฏิกิริยารีดอกซ์ (Redox Reaction)
 หมายถึง ปฏิกิริยาทÉีมีทัÊงการให้และรับอิเล็กตรอนเกิดขึÊนพร้อมกัน ซึÉงมีผลให้เลขออกซิเดชันของ
ธาตุต่าง ๆ เปลีÉยนไป ปฏิกิริยารีดอกซ์ แบ่งเป็น2 ปฏิกิริยาย่อยคือ
 ปฏิกิริยาออกซิเดชัน(Oxidation Reaction)
คือ ปฏิกิริยาทÉีสารมีการให้อิเล็กตรอน หรือ ปฏิกิริยาทÉีเลขออกซิเดชันเพิÉมขึÊน
 ปฏิกิริยารีดักชัน (Reduction Reaction)
คือ ปฏิกิริยาทีÉสารมีการรับอิเล็กตรอน หรือ ปฏิกิริยาทีÉเลขออกซิเดชันลดลง
 ปฏิกิริยาออกซิเดชัน และปฏิกิริยารีดักชัน จัดเป็นเพียง ครึÉงปฏิกิริยา
ถ้ารวมครึÉงปฏิกิริยาทัÊงสองเข้าด้วยกัน จะได้ “ปฏิกิริยารีดอกซ์”
ตัวอย่างเช่น
1) Fe2+ + Cr2O7
2- Fe3+ + Cr3+ (เป็น)
2) 2CrO2
- + 3ClO- + 2OH- 2CrO4
2- + 3Cl- + H2O (เป็น)
2) 2K2CrO4 + 2HCl K2Cr2O7 + 2KCl + H2O (ไม่เป็น)
3) 2MnO4
- + 5NO2
- + 6H+ 2 Mn2+ + 5NO3
- + H2O (เป็น)
บททีÉ 9 ไฟฟ้าเคมี
9.1 ปฏิกิริยารีดอกซ์
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 2

3. ตัวอย่าง เมืÉอนำแผ่นโลหะทองแดง (Cu) จุ่มลงในสารละลายของ AgNO3 พบว่า
แผ่นโลหะ Cu มีของแข็งสีขาวปนเทามาเกาะอยู่
และเมืÉอนำมาเคาะจะพบว่าโลหะ Cu เกิดการสึกกร่อน
ส่วนสีของสารละลาย AgNO3 ก็จะเปลีÉยนจากใสไม่มีสีเป็นสีฟ้า
คำอธิบาย การเปลÉียนแปลงทÉีเกิดขึÊนนีÊอธิบายได้ว่าการทÉีโลหะทองแดงเกิดการสึกกร่อนเป็นเพราะ
โลหะทองแดง (Cu) เกิดการเสียอิเล็กตรอนกลายเป็น Cu2+ ซึÉงมีสีฟ้า
และเมืÉอ Ag+ รับอิเล็กตรอนเข้ามาจะกลายเป็น Ag (โลหะเงิน) มาเกาะอยู่ทีÉแผ่นโลหะทองแดง
 ปฏิกิริยาทีÉเกิดขึÊน เขียนในรูปสมการได้ดังนีÊ
Cu(s) Cu2+(aq) + 2 e- (ปฏิกิริยาออกซิเดชัน)
Ag+(aq) + e- Ag(s) (ปฏิกิริยารีดักชัน)
 e- ทÉีถ่ายเทต้องเท่ากัน สมการเคมีทÉีเกิดขึÊนทÉีแท้จริงต้องเป็น
Cu(s) Cu2+(aq) + 2 e- (ปฏิกิริยาออกซิเดชัน)
2Ag+(aq) +2 e- 2Ag(s) (ปฏิกิริยารีดักชัน)
 ปฏิกิริยาทÉีเกิดขึÊนในแต่ละสมการเรียกว่าครึÉงปฏิกิริยา ซึÉงการเกิดปฏิกิริยาถ่ายเท e- จะเกิดขึÊนได้สมบูรณ์
ก็ต่อเมÉือต้องนำครึÉงปฏิกิริยาทัÊงสองมารวมกัน เขียนเป็นสมการได้ดังนีÊ
Cu(s) + 2Ag+(aq) Cu2+(aq) + 2Ag(s) (ปฏิกิริยารีดอกซ์)
สรุปได้ว่าการเกิดปฏิกิริยารีดอกซ์จะต้องประกอบไปด้วย
1. สารทÉีให้ e- แก่สารอÉืนแล้วทำให้เลขออกซิเดชันเพิÉมขึÊน เรียกว่า ตัวรีดิวซ์ เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน (Oxidation Reaction)
2. สารทÉีรับ e- จากสารอÉืนแล้วทำให้เลขออกซิเดชันลดลง เรียกว่า ตัวออกซิไดซ์ เกิดปฏิกิริยารีดักชัน (Reduction Reaction)
ตัวอย่างปฏิกิริยารีดอกซ์
1. Zn (s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu (s)
เลขออกซิเดชันลดลง (ปฏิกิริยารีดักชัน)
2. 2MnO4
- + ŝH2S + ŞH+ 2Mn2+ + ŠH2O(l) + ŝS(s)
เลขออกซิเดชัน +ş -Ś +ř -Ś +ř +Ś +ř -Ś Ř
เลขออกซิเดชันเพิÉมขึÊน (ปฏิกิริยาออกซิเดชัน)
3. Sn2+ + Cu2+ Sn4+ + Cu+
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 3

4. แบบฝึกหัดทีÉ 1 เรืÉอง ปฏิกิริยารีดอกซ์
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 4
1. จงพิจารณาว่าปฏิกิริยาใดเป็นปฏิกิริยารีดอกซ์
1.1) 2HCl (aq) + Na2CO3 (aq) 2NaCl + H2O (l) + CO2 (g) ………………...
1.2) 2HCl (aq) + Na2S2O3 (aq) 2NaCl + SO2 (l) + H2O (l) + S (s) …………………
1.3) HCO3
- (aq) + OH- (aq) H2O (l) + CO3
2- (aq) …………………
1.4) N2H4 (aq) + O2 (g) N2 (g) + 2H2O (l) …………………
1.5) Cr2O7
2- (aq) + 2OH- (aq) 2CrO4
2- (aq) + H2O (l) …………………
2. จงเขียนสมการแสดงครึÉงปฏิกิริยาออกซิเดชันและครึÉงปฏิกิริยารีดักชันของปฏิกิริยารีดอกซ์ทีÉกำหนดให้
พร้อมทัÊงระบุตัวออกซิไดซ์และตัวรีดิวซ์
ตัวอย่าง Cu(s) + 2Ag+(aq) Cu2+(aq) + 2Ag(s)
ครึÉงปฏิกิริยาออกซิเดชัน
Cu(s) Cu2+(aq) + 2e- (aq) ตัวรีดิวซ์ คือ Cu
ครึÉงปฏิกิริยารีดักชัน
2Ag+(aq) + 2e- 2Ag(s) ตัวออกซิไดซ์ คือ Ag+
2.1) 2Al(s) + 6H+(aq) 2Al3+(aq) + 3H2(g)
2.2) Mg(s) + Cl2 (aq) Mg2+(aq) + 2Cl-(aq)
2.3) Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu (s)
3. เมÉือทดลองจ่มุลวดโครเมียมลงในสารละลายกรดไฮโดรคลอริกเจือจาง พบว่า สารละลายเปลÉียนจากไม่มีสีเป็นสีฟ้า
และมีแก๊สเกิดขÊึน จงเขียนสมการแสดงครÉึงปฏิกิริยาและปฏิกิริยารีดอกซ์ พร้อมทัÊงระบุตัวออกซิไดส์และตัวรีดิวซ์

5. 9.2 การดุลสมการรีดอกซ์
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 5
 ต้องผ่านขัÊนตอนการหาเลขออกซิเดชัน โดยเลขออกซิเดชัน จะหมายถึง ตัวเลขแสดงค่าประจุไฟฟ้าทÉีแท้จริง
หรือประจุไฟฟ้าสมมติของธาตุ
 เกณฑ์การกำหนดค่าเลขออกซิเดชัน (O.N.)
1) ธาตุอิสระ (ไม่รวมตัวกับธาตุอืÉน มีค่า O.N. = ศูนย์)
เช่น Mg , O2 , O3 , S8 , P4
2) ธาตุหมู่ 1 ในสารประกอบ มีค่า O.N. = +1 (ธาตุหมู่ řA คือ Li Na K Rb Cs Fr)
เช่น LiNo3 , NaCl , KclO3
1) ธาตุหมู่ 2 ในสารประกอบ มีค่า O.N. = +2 (ธาตุหมู่ ŚA คือ Be Mg Ca Sr Ba Ra )
เช่น MgCl2 , CaCO3 , BeCl2
2) ธาตุไฮโดรเจน ในสารประกอบ มีค่า O.N. = +1
เช่น HCl , NH3 , H2O
ยกเว้น ในสารประกอบของโลหะ เช่น NaH , AlH3 H มี O.N. = -1
3) ธาตุออกซิเจน ในสารประกอบ มีค่า O.N. = -2
เช่น H2O , CO2 , C2O
ยกเว้น H2O2 , Na2 O , NaO2 , OF
4) ผลรวมของ O.N. ในสารประกอบมีค่าเป็นศูนย์
เช่น KmnO4 , MnO2 , Na2C2O4
5) ผลรวมของ O.N. ในไอออนเท่ากับจำนวนประจุ
เช่น MnO4- , Cr2O7
2-, Fe(CN)3-
6
 ไอออนทีÉควรจำ SO4
2- , CN- , CO3
2- , NO3
- ไอออนทีÉมี O.N. เท่ากับจำนวนประจุ
 ตัวอย่างการหาเลขออกซิเดชันของธาตุ
1) Mn2O7 (หา Mn) 2) Na3PO4 (หา P)
2Mn + 7(-2) = 0 3(1) + P + 4(-2) = 0
2Mn = 14 3 + P – 8 = 0
Mn = +7 # P = +5 #
3) MnO4- (หา Mn) 4) C2O4
2- (หา C)
Mn + (-2) = -4 2C + 4(-2) = -2
Mn - 2 = -4 + 2 = -2 # 2C - 8 = -2
C = 3 #
5) HPO4 (หา P) 6) MnO4
- (หา Mn)
1 + P + Ŝ(-Ś) = 0 Mn + 4(-2) = -1
1 + P - 8 = 0 Mn - 8 = -1
P = +7 # Mn = -1 + 8 = +7 #

6. ลำดับแนวคิดสำคัญของการดุลสมการรีดอกซ์
การเขียนสมการแสดงปฏิกิริยาทีÉถูกต้อง จะต้องเป็นสมการทÉีดุลแล้ว
คือ จำนวนอะตอมของแต่ละธาตุ และผลรวมของประจุไฟฟ้าของสารตัÊงต้นและผลิตภัณฑ์ต้องเท่ากัน
การดุลสมการรีดอกซ์มีความซับซ้อนมาก ต้องใช้วิธีดุลสมการอย่างเป็นระบบ แบ่งเป็น Ś วิธี คือ
การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้เลขออกซิเดชัน และ การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้ครึÉงปฏิกิริยา
1) ดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้เลขออกซิเดชัน
หลักการสำคัญ คือ หาเลขออกซิเดชันทีÉ
เปลÉียนแปลง แล้วทำให้เลขออกซิเดชันของ
ธาตุหรือไอออนทÉีเพิÉมขึÊนและลดลงให้
เท่ากัน จากนัÊนดุลจำนวนอะตอมของธาตุอÉืน
ทีÉเลขออกซิเดชันไม่เปลีÉยนแปลง ตรวจสอบ
จำนวนอะตอมของธาตุและประจุไฟฟ้าให้
เท่ากัน
2) ดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้ครึÉงปฏิกิริยา
หลักการสำคัญ คือ แยกปฏิกิริยารีดอกซ์
ออกเป็นครึÉงปฏิกิริยาออกซิเดชันและครึÉง
ปฏิกิริยารีดักชัน แล้วดุลทัÊงจำนวนอะตอม
และประจุในแต่ละครึÉงปฏิกิริยา
ทำจำนวนอิเล็กตรอนทÉีให้และรับให้เท่ากัน
แล้วรวมสองครึÉงปฏิกิริยาเข้าด้วยกัน
ตรวจสอบจำนวนอะตอมและประจุไฟฟ้า
สมการรีดอกซ์ทÉีดุลแล้ว จะต้องดุลทัÊงจำนวนอะตอมของธาตุทุกธาตุในสมการ
และต้องดุลจำนวนประจุไฟฟ้าในปฏิกิริยาเคมีให้เท่ากัน
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 6

7. การดุลสมการรีดอกซ์
มี Ś วิธี
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 7
การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้เลขออกซิเดชัน การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้ครึÉงปฏิกิริยา
ř) หาเลขออกซิเดชันของธาตุในสมการ
Ś) ทำเลขออกซิเดชันของธาตุทÉีเพิÉมขึÊนและลดลง
ให้เท่ากัน โดยการคูณไขว้
ř) หาเลขออกซิเดชันของธาตุในสมการ
Ś) เขียนแยกเป็น Ś ครึÉงปฏิกิริยา คือ
ครึÉงปฏิกิริยาออกซิชัน และ ครึÉงปฏิกิริยารีดักชัน
ś) ดุลจำนวนอะตอมของธาตุทีÉเลขออกซิเดชัน
เปลีÉยนแปลงให้เท่ากัน
Ŝ) ดุลจำนวนอะตอมของธาตุอืÉน (ทีÉไม่ใช่ O และ H)
ŝ) ดุลจำนวนอะตอมของ O และ H
Ş) ตรวจสอบความถูกต้อง
โดยนับจำนวนอะตอม และจำนวนประจุไฟฟ้า
ทางซ้ายมือและขวามือของสมการให้เท่ากัน
ś) ดุลจำนวนอะตอมของธาตุอืÉน (ทีÉไม่ใช่ O และ H)
ของแต่ละครึÉงปฏิกิริยา
Ŝ) ดุลจำนวนอะตอมของ O (โดยเติม H2O)
ของแต่ละครึÉงปฏิกิริยา
ŝ) ดุลจำนวนอะตอมของ H (โดยเติม H+)
ของแต่ละครึÉงปฏิกิริยา
Ş) ดุลจำนวนประจุไฟฟ้า (โดยเติม e-)
ของแต่ละครึÉงปฏิกิริยา
ş) ทำจำนวน e- ของทัÊง Ś ครึÉงปฏิกิริยาให้เท่ากัน
Š) รวมทัÊง Ś ครึÉงปฏิกิริยา
และตัดสารทีÉเหมือนกันออก
š) ตรวจสอบความถูกต้อง
โดยนับจำนวนอะตอม และจำนวนประจุไฟฟ้า
ทางซ้ายมือและขวามือของสมการให้เท่ากัน

8. 9.2.1 การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้เลขออกซิเดชัน
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 8
 สมการเคมีทีÉสมบูรณ์จะต้องเป็นสมการทีÉดุลแล้ว ในการดุลสมการโดยทัวÉไป ต้องทำจำนวนอะตอมของธาตุหนึÉง ๆ ให้เท่ากัน
ทัÊงก่อนและหลังปฏิกิริยา สำหรับปฏิกิริยารีดอกซ์ การดุลสมการจะต้องทำให้จำนวนอิเล็กตรอนทÉีถ่ายโอนในปฏิกิริยาออกซิเดชัน
และรีดักชันให้เท่ากัน ทำจำนวนอะตอมและจำนวนประจุรวมทางซ้ายและขวาของสมการให้เท่ากันด้วย
 ขัÊนตอนการดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้เลขออกซิเดชัน
1) หาเลขออกซิเดชันทÉีเพิÉมขึÊนและลดลงของธาตุในสมการ
2) ทำเลขออกซิเดชันของธาตุทÉีเพิÉมขึÊนและลดลงให้เท่ากนั โดยการคูณไขว้
3) ดุลจำนวนอะตอมของธาตุทีÉเลขออกซิเดชัน เปลีÉยนแปลงให้เท่ากัน
4) ดุลจำนวนอะตอมของธาตุอืÉน (ทีÉไม่ใช่ O และ H)
5) ดุลจำนวนอะตอมของ O และ H
6) ตรวจสอบความถูกต้อง โดยนับจำนวนอะตอม และจำนวน ประจุไฟฟ้า ทางซ้ายมือและขวามือ
ตัวอย่างทีÉ ř จงดุลสมการ Cu(s) + HNO3 (aq) Cu(NO3)2 (aq) + H2O(l) + NO2(g)
ขัÊนตอนการดุลสมการ แสดงวิธีการดุลสมการ
1) หาเลขออกซิเดชันของธาตุในสมการ เพิÉม Ś
ลด ř
Cu(s) + HNO3 (aq) Cu(NO3)2 (aq) + H2O(l) + NO2(g)
Ř +5 +2 +4
 Cu เลขออกซิเดชันเพิÉมขึÊน Ś (ปฏิกิริยาออกซิเดชัน)
 N เลขออกซิเดชันลดลง ř (ปฏิกิริยารีดักชัน)
2) ทำเลขออกซิเดชันของธาตุทÉีเพิÉมขึÊน
และลดลงให้เท่ากัน โดยการคูณไขว้
Cu(s) + 2HNO3 (aq) Cu(NO3)2 (aq) + H2O(l) + NO2(g)
2 1 หมายเหตุ : เลข ř ไม่นิยมเขียนไว้ข้างหน้า
3) ดุลจำนวนอะตอมของธาตุทีÉเลข
ออกซิเดชัน เปลีÉยนแปลงให้เท่ากัน
Cu(s) + 2HNO3 (aq) Cu(NO3)2 (aq) + H2O(l) + 2NO2(g)
เติม Ś หน้า NO2
4) ดุลจำนวนอะตอมของธาตุอืÉน
(ทีÉไม่ใช่ O และ H)
Cu(s) + 4HNO3 (aq) Cu(NO3)2 (aq) + H2O(l) + 2NO2(g)
เติม Ŝ หน้า HNO3 เพÉือให้ N = 4 ทัÊงซ้ายและขวาของสมการ
5) ดุลจำนวนอะตอมของ O และ H Cu(s) + 4HNO3 (aq) Cu(NO3)2 (aq) + 2H2O(l) + 2NO2(g)
เติม Ś หน้า H2O เพÉือให้ O = 12 และ H = 4 ทัÊงซ้ายและขวาของสมการ
6) ตรวจสอบความถูกต้อง
โดยนับจำนวนอะตอม และจำนวน
ประจุไฟฟ้า ทางซ้ายมือและขวามือ
ของสมการให้เท่ากัน
Cu(s) + 4HNO3 (aq) Cu(NO3)2 (aq) + 2H2O(l) + 2NO2(g)
จำนวนอะตอม Cu = 1 , N = 4 , H = 4 , O = 12
จำนวนประจุ เป็น Ř
จำนวนอะตอมทุกธาตุ และจำนวนประจุของสมการ เท่ากัน ทัÊงซ้ายและขวาของสมการ
ตอบ Cu(s) + 4HNO3 (aq) Cu(NO3)2 (aq) + 2H2O(l) + 2NO2(g)

9. ตัวอย่างทีÉ Ś จงดุลสมการ NH3(g) + O2(g) NO(g) + H2O(l)
ขัÊนตอนการดุลสมการ แสดงวิธีการดุลสมการ
1) หาเลขออกซิเดชันของธาตุในสมการ เพิÉม ŝ
ลด Ś
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 9
NH3(g) + O2(g) NO(g) + H2O(l)
-ś 0 +2 -2
 N เลขออกซิเดชันเพิÉมขึÊน ŝ (ปฏิกิริยาออกซิเดชัน)
 O เลขออกซิเดชันลดลง Ś (มี Ś อะตอม จึงคูณ Ś = 4) (ปฏิกิริยารีดักชัน)
2) ทำเลขออกซิเดชันของธาตุทÉีเพิÉมขึÊน
และลดลงให้เท่ากัน โดยการคูณไขว้
4NH3(g) + 5O2(g) NO(g) + H2O(l)
5 4
3) ดุลจำนวนอะตอมของธาตุทีÉเลข
ออกซิเดชัน เปลีÉยนแปลงให้เท่ากัน
4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + H2O(l)
เติม Ŝ หน้า NO
4) ดุลจำนวนอะตอมของธาตุอืÉน
(ทีÉไม่ใช่ O และ H)
4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + H2O(l)
N = 4 แล้วทัÊงซ้ายและขวาของสมการ
5) ดุลจำนวนอะตอมของ O และ H 4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(l)
เติม Ş หน้า H2O เพÉือให้ O = 10 และ H = 12 ทัÊงซ้ายและขวาของสมการ
6) ตรวจสอบความถูกต้อง
โดยนับจำนวนอะตอม และจำนวน
ประจุไฟฟ้า ทางซ้ายมือและขวามือ
ของสมการให้เท่ากัน
4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(l)
จำนวนอะตอม N = 4 , H = 12 , O = 10
จำนวนประจุ เป็น Ř
จำนวนอะตอมทุกธาตุ และจำนวนประจุของสมการ เท่ากัน ทัÊงซ้ายและขวาของสมการ
ตอบ 4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(l)

10. ตัวอย่างทีÉ ś จงดุลสมการ Cd(s) + NO3
-(aq) + H+(aq) Cd2+(aq) + NO(g) + H2O(l)
-(aq) + 8H+(aq) 3Cd2+(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)
ตอบ 3Cd(s) + 2NO3
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 10

11. ตัวอย่างทีÉ Ŝ จงดุลสมการ Al(s) + Zn2+(aq) Al3+(aq) + Zn (s)
ตอบ 2Al(s) + 3Zn2+(aq) 2Al3+(aq) + 3Zn (s)
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 11

12. * ตัวอย่างทีÉ ŝ จงดุลสมการ Cr2O7
2- (aq) + H+(aq) + H2S (aq) Cr3+(aq) + H2O (l) + S (s)
2- (aq) + 8H+(aq) + 3H2S (aq) 2Cr3+(aq) + 7H2O (l) + 3S (s)
ตอบ Cr2O7
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 12

13. โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 13
* ตัวอย่างทีÉ Ş จงดุลสมการ Zn (s) + KMnO4(aq) + H2SO4(aq) ZnSO4 (aq) + MnSO4 (aq) + K2SO4(aq) + H2O (l)
ตอบ 5Zn (s) + 2KMnO4(aq) + 8H2SO4(aq) 5ZnSO4 (aq) + 2MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 8H2O (l)

14. 9.2.2 การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้ครึÉงปฏิกิริยา
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 14
 การดุลสมการรีดอกซ์โดยใช้ครึÉงปฏิกิริยาเป็นวิธีการดุลสมการอีกวิธีหนึÉง มีแนวคิดและวิธีการ คือ หาเลขออกซิเดชันที
ÉเปลยÉีนแปลง แล้วแยกเขียนสมการออกเป็น Ś ครึÉงปฏิกิริยา คือ ครึÉงปฏิกิริยาออกซิเดชันและครึÉงปฏิกิริยารีดักชัน
จากนัÊนดุลแต่ละครึÉงปฏิกิริยา แล้วนำ Ś ครึÉงปฏิกิริยามารวมกัน โดยตัดสิÉงทเหีÉมือนกันออกทัÊง Ś ด้านให้เท่ากัน
แล้วตรวจสอบจำนวนอะตอมและจำนวนประจุไฟฟ้าของสารตัÊงต้นและผลิตภัณฑ์
การดุลสมการโดยใช้วิธีครึÉงปฏิกิริยา มีขัÊนตอนดังนีÊ
 ขัÊนตอนการดุลสมการโดยใช้ครÉึงปฏิกิริยา
1) หาเลขออกซิเดชันทีเพิÉÉมขึÊนและลดลงของธาตุในสมการ
2) เขียนแยกเป็น Ś ครึÉงปฏิกิริยา คือ ครึÉงปฏิกิริยาออกซิชัน และ ครึÉงปฏิกิริยารีดักชัน
3) ดุลจำนวนอะตอมของธาตุอน Éื(ทไม่Éีใช่ O และ H) ของแต่ละครึÉงปฏิกิริยา
4) ดุลจำนวนอะตอมของ O (โดยเติม H2O) ของแต่ละครึÉงปฏิกิริยา
5) ดุลจำนวนอะตอมของ H (โดยเติม H+) ของแต่ละครึÉงปฏิกิริยา
6) ดุลจำนวนประจุไฟฟ้า (โดยเติม e-) ของแต่ละครึÉงปฏิกิริยา
7) ทำจำนวน e- ของทัÊง Ś ครึÉงปฏิกิริยาให้เท่ากัน
8) รวมทัÊง Ś ครึÉงปฏิกิริยา และตัดสารทเหีÉมือนกันออก
9) ตรวจสอบความถูกต้อง โดยนับจำนวนอะตอม และจำนวนประจุไฟฟ้า ทางซ้ายมือและขวามือของสมการให้เท่ากัน
ตัวอย่างทีÉ ř จงดุลสมการ NH3(g) + O2(g) NO(g) + H2O(l)
ขัÊนตอนการดุลสมการ แสดงวิธีการดุลสมการ
ř) หาเลขออกซิเดชัน
เพิม Éŝ
ของธาตุในสมการ
ลด Ś
NH3(g) + O2(g) NO(g) + H2O(l)
-ś 0 +2 - 2
 N เลขออกซิเดชันเพิÉมขึÊน ŝ (ปฏิกิริยาออกซิเดชัน)
 O เลขออกซิเดชันลดลง Ś (ปฏิกิริยารีดักชัน)
Ś) เขียนแยกเป็น Ś ครึÉงปฏิกิริยา ครึÉงปฏิกิริยาออกซิเดชัน NH3(g) NO(g)
ครึÉงปฏิกิริยารีดักชัน O2(g) H2O(l)
ś) ดุลจำนวนอะตอมของธาตุอืÉน
(ทีÉไม่ใช่ O และ H)
ของแต่ละครึÉงปฏิกิริยา
ครึÉงปฏิกิริยาออกซิเดชัน NH3(g) NO(g) (N เท่ากันแล้ว)
ครึÉงปฏิกิริยารีดักชัน O2(g) H2O(l)
Ŝ) ดุลจำนวนอะตอมของ O
(โดยเติม H2O)
ของแต่ละครึÉงปฏิกิริยา
ครึÉงปฏิกิริยาออกซิเดชัน NH3(g) + H2O (l) NO(g)
ครึÉงปฏิกิริยารีดักชัน O2(g) 2H2O(l)
ŝ) ดุลจำนวนอะตอมของ H
(โดยเติม H+)
ของแต่ละครึÉงปฏิกิริยา
ครึÉงปฏิกิริยาออกซิเดชัน NH3(g) + H2O (l) NO(g) + 5H+ (aq)
ครึÉงปฏิกิริยารีดักชัน O2(g) + 4H+ (aq) 2H2O(l)

15. Ş) ดุลจำนวนประจุไฟฟ้า
(โดยเติม e-)
ของแต่ละครึÉงปฏิกิริยา
ครึÉงปฏิกิริยาออกซิเดชัน NH3(g) + H2O (l) NO(g) + 5H+ (aq) + 5e- (aq)
จำนวนประจุ เป็น Ř เท่ากันทัÊงซ้ายและขวาของสมการ
ครึÉงปฏิกิริยารีดักชัน O2(g) + 4H+ (aq) + 4e- (aq) 2H2O(l)
จำนวนประจุ เป็น Ř เท่ากันทัÊงซ้ายและขวาของสมการ
ş) ทำจำนวน e- ของทัÊง Ś ครึÉง
ปฏิกิริยาให้เท่ากัน
ครึÉงปฏิกิริยาออกซิเดชัน ( x 4 ) จะได้
4NH3(g) + 4H2O (l) 4NO(g) + 20H+ (aq) + 20e- (aq)
ครึÉงปฏิกิริยารีดักชัน ( x 5) จะได้
5O2(g) + 20H+ (aq) + 20e- (aq) 10H2O(l)
Š) รวมทัÊง Ś ครึÉงปฏิกิริยา
และตัดสารทีÉเหมือนกันออก
4NH3(g) + 4H2O (l) + 5O2(g) + 20H+ (aq) + 20e- (aq)
4NO(g) + 20H+ (aq) + 20e- (aq) + 10H2O(l)
จะได้ 4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(l)
š) ตรวจสอบความถูกต้อง โดย
นับจำนวนอะตอม และจำนวน
ประจุไฟฟ้า ทางซ้ายมือและ
ขวามือของสมการให้เท่ากัน
4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(l)
จำนวนอะตอม N = 4 , O = 10 , H = 12 เท่ากันทัÊงซ้ายและขวาของสมการ
จำนวนประจุ Ř เท่ากันทัÊงซ้ายและขวาของสมการ
ตอบ 4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(l)
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 15

16. ตัวอย่างทีÉ Ś จงดุลสมการ Mn2+(aq) + PbO2(s) + H+(aq) MnO4
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 16
-(aq) + Pb2+(aq) + H2O(l)
ขัÊนตอนการดุลสมการ แสดงวิธีการดุลสมการ
ř) หาเลขออกซิเดชัน
เพิม Éŝ
ของธาตุในสมการ
ลด Ś
Mn2+(aq) + PbO2(s) + H+(aq) MnO4
-(aq) + Pb2+(aq) + H2O(l)
+2 +4 +7 +2
 Mn เลขออกซิเดชันเพิÉมขึÊน ŝ (ปฏิกิริยาออกซิเดชัน)
 Pb เลขออกซิเดชันลดลง Ś (ปฏิกิริยารีดักชัน)
Ś) เขียนแยกเป็น Ś ครึÉงปฏิกิริยา ปฏิกิริยาออกซิเดชัน Mn2+(aq) MnO4
-(aq)
ปฏิกิริยารีดักชัน PbO2 (s) Pb2+ (aq)
ś) ดุลจำนวนอะตอมของธาตุอืÉน
(ทีÉไม่ใช่ O และ H)
ของแต่ละครึÉงปฏิกิริยา
ปฏิกิริยาออกซิเดชัน Mn2+(aq) MnO4
-(aq)
ปฏิกิริยารีดักชัน PbO2 (s) Pb2+ (aq)
Ŝ) ดุลจำนวนอะตอมของ O
(โดยเติม H2O)
ของแต่ละครึÉงปฏิกิริยา
ปฏิกิริยาออกซิเดชัน Mn2+(aq) + 4H2O (l) MnO4
-(aq)
ปฏิกิริยารีดักชัน PbO2 (s) Pb2+ (aq) + 2H2O (l)
ŝ) ดุลจำนวนอะตอมของ H
(โดยเติม H+)
ของแต่ละครึÉงปฏิกิริยา
ปฏิกิริยาออกซิเดชัน Mn2+(aq) + 4H2O (l) MnO4
-(aq) + 8H+
ปฏิกิริยารีดักชัน PbO2 (s) + 4H+ Pb2+ (aq) + 2H2O (l)
Ş) ดุลจำนวนประจุไฟฟ้า
(โดยเติม e-)
ของแต่ละครึÉงปฏิกิริยา
ปฏิกิริยาออกซิเดชัน Mn2+(aq) + 4H2O (l) MnO4
-(aq) + 8H+ + 5e-
ปฏิกิริยารีดักชัน PbO2 (s) + 4H+ + 2e- Pb2+ (aq) + 2H2O (l)
ş) ทำจำนวน e- ของทัÊง Ś ครึÉง
ปฏิกิริยาให้เท่ากัน
ปฏิกิริยาออกซิเดชัน ( x 2 ) จะได้
2Mn2+(aq) + 8H2O (l) 2MnO4
-(aq) + 16H+ + 10e-
ปฏิกิริยารีดักชัน ( x 5 ) จะได้
5PbO2 (s) + 20H+ + 10e- 5 Pb2+ (aq) + 10H2O (l)
Š) รวมทัÊง Ś ครึÉงปฏิกิริยา
และตัดสารทีÉเหมือนกันออก
2Mn2+(aq) + 8H2O (l) + 5PbO2 (s) + 20H+ + 10e-
2MnO4
-(aq) + 16H+ + 10e- + 5 Pb2+ (aq) + 10H2O (l)
จะได้ 2Mn2+(aq) + 5PbO2 (s) + 4H+ (aq) 2MnO4
-(aq) + 5 Pb2+ (aq) + 2H2O (l)
š) ตรวจสอบความถูกต้อง โดย
นับจำนวนอะตอม และจำนวน
ประจุไฟฟ้า ทางซ้ายมือและ
ขวามือของสมการให้เท่ากัน
2Mn2+(aq) + 5PbO2 (s) + 4H+ (aq) 2MnO4
-(aq) + 5 Pb2+ (aq) + 2H2O (l)
จำนวนอะตอม Mn = 2 , Pb = 5 , O = 10 , H = 4 เท่ากันทัÊงซ้ายและขวาของสมการ
จำนวนประจุ +Š เท่ากันทัÊงซ้ายและขวาของสมการ
ตอบ 2Mn2+(aq) + 5PbO2 (s) + 4H+ (aq) 2MnO4
-(aq) + 5 Pb2+ (aq) + 2H2O (l)

17. ตัวอย่างทีÉ 3 จงดุลสมการ Cd(s) + NO3
-(aq) + H+(aq) Cd2+(aq) + NO(g) + H2O(l)
-(aq) + 8H+(aq) 3Cd2+(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)
ตอบ 3Cd(s) + 2NO3
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 17

18. ตัวอย่างทีÉ 4 จงดุลสมการ Cr2O7
2- (aq) + H+(aq) + H2S (aq) Cr3+(aq) + H2O (l) + S (s)
2- (aq) + 8H+(aq) + 3H2S (aq) 2Cr3+(aq) + 7H2O (l) + 3S (s)
ตอบ Cr2O7
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 18

19. แบบฝึกหัดทีÉ 2 เรืÉอง การดุลสมการรีดอกซ์
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 19
คำสัÉง จงดุลสมการรีดอกซ์ต่อไปนีÊโดยใช้เลขออกซิเดชัน และใช้ครึÉงปฏิกิริยา
1. PbO2 (aq) + Sb (s) + NaOH (aq) PbO (s) + NaSbO2 (s) + H2O (l)
2. CO (g) + NO (g) CO2 (g) + N2 (g)
3. MnO2 (s) + Fe2+ (aq) + H+ (aq) Mn2+ (aq) + Fe3+ (aq) + H2O (l)
4. KI (s) + H2SO4 (aq) K2SO4 (s) + I2 (g) + H2S (g) + H2O (l)

20. โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 20

21. โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 21

22. โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 22

23. 9.3 เซลล์ไฟฟ้าเคมี
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 23
 นักเรียนทราบมาแล้วว่า ปฏิกิริยารีดอกซ์นัÊนเกÉียวข้องกับการถ่ายโอนอิเล็กตรอน คือ เมÉือเกิดปฏิกิริยาเคมี
แล้ว จะมีการถ่ายโอนอิเล็กตรอนจากสารหนึÉงไปยังสารหนึÉงได้
 จากหลักเกณฑ์นีÊ นักวิทยาศาสตร์ได้ดัดแปลงอุปกรณ์ขึÊน โดยถ้าให้อิเล็กตรอนทÉีมีการถ่ายเทอยู่นัÊนเคลอÉืนทÉี
ผ่านตัวนำไปสู่ภายนอกได้ จะทำให้เกิดกระแสไฟฟ้าขึÊน
 จากหลักเกณฑ์ดังกล่าว จึงทำให้มีเซลล์ไฟฟ้าเคมีเกิดขึÊน
 เซลล์ไฟฟ้าเคมี (Electrochemical cell) คือ
 เครÉืองมือหรืออุปกรณ์ทางเคมีทÉีเกิดจากการเปลÉียนพลังงานเคมีเป็นพลังงานไฟฟ้า หรือพลังงานไฟฟ้า
เป็นพลังงานเคมี
 ปฏิกิริยาทÉีเกิดขึÊนในเซลล์ไฟฟ้าเคมีจะเป็นปฏิกิริยารีดอกซ์
 เซลล์ไฟฟ้าเคมีแบ่งออกเป็น 2 ประเภท คือ เซลล์กัลวานิก และเซลล์อิเล็กโทรไลต์ รายละเอียดดังนีÊ
1) เซลล์กัลวานิก (Galvanic cell) หรือเซลล์โวลตาอิก (Voltaic cell)
เป็นเซลล์ไฟฟ้าเคมีทÉีเปลÉียนพลังงานเคมี เป็นพลังงานไฟฟ้า
เกิดจากสารเคมีทÉีทำปฏิกิริยากันในเซลล์ แล้วเกิดกระแสไฟฟ้า
เช่น ถ่านไฟฉาย เซลล์แอลคาไลน์ เซลล์ปรอท เซลล์เงิน
ลักษณะโดยทัวÉไป จะประกอบด้วย สองครึÉงเซลล์เชÉือมกันด้วยสะพานไอออน ดังรูป

24. 2) เซลล์อิเล็กโทรไลต์ (Electrolytic cell)
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 24
คือเซลล์ไฟฟ้าเคมี ทÉีเปลÉียนจากพลังงานไฟฟ้าเป็นพลังงานเคมี
เกิดจากการผ่านกระแสไฟฟ้าลงไปในสารเคมีทÉีมีอยู่ในเซลล์ แล้วทำให้เกิดปฏิกิริยาเคมี
เช่น เซลล์สะสมไฟฟ้าแบบตะกัวÉ หรือแบตเตอรÉี
ลักษณะโดยทัวÉไป จะประกอบด้วยภาชนะทÉีบรรจุสารละลายอิเล็กโทรไลต์ มีขัÊวไฟฟ้า 2 ขัÊว
จุ่มอยู่ใน สารละลาย และปลายขัÊวไฟฟ้าทัÊง 2 ต่อเข้ากับเครÉืองกำเนิดไฟฟ้ากระแสตรง ดังรูป

25.  ส่วนประกอบของเซลล์ไฟฟ้าเคมีทีÉสำคัญ มี 3 ชนิด ได้แก่
1) ขัÊวไฟฟ้า (Electrod) มี 2 ขัÊว ได้แก่
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 25
1.1) ขัÊวทÉีว่องไว (Active electrode) เป็นขัÊวทÉีบางโอกาสจะเข้าไปมีส่วนร่วมในการเกิดปฏิกิริยาด้วย
เช่น Zn , Cu , Pb
1.2) ขัÊวเฉÉือย (Inert electrode) เป็นขัÊวทÉีไม่มีส่วนร่วมใด ๆ ในการเกิดปฏิกิริยาเคมี
เช่น Pt , C (แกรไฟต์)
2) อิเล็กโทรไลต์ (Electrolyte) คือ สารทีÉมีสถานะเป็นของเหลว หรือสารละลาย นำไฟฟ้าได้ เพราะมี
ไอออนเคลอÉืนทไÉีปมา แบ่งเป็น 2 ชนิด คือ
2.1) สารประกอบไอออนิกทีÉหลอมเหลว เช่น
NaCl (s) Na+ (l) + Cl- (l)
KCl (s) K+ (l) + Cl- (l)
2.2) สารละลายอิเล็กโทรไลต์ เช่น สารละลายกรด เบส เกลือ
สารละลายกรด HCl (aq) + H2O (l) H+ (aq) + Cl- (aq)
สารละลายเบส NaOH (aq) + H2O (l) Na+ (aq) + 2OH- (aq)
สารละลายเกลือ NaCl (s) + H2O (l) Na+ (aq) + Cl- (aq)
3) แหล่งกำเนิดไฟฟ้า ในเซลล์ไฟฟ้าชนิดอิเล็กโทรไลต์ ต้องปล่อยกระแสไฟฟ้าเข้าไปเพืÉอให้เกิดปฏิกิริยา
เคมี แหล่งกำเนิดไฟฟ้าทีใช้เป็นกระแสตรง ส่วนใหญ่ใช้แบตเตอรÉี
 ลักษณะทีÉสำคัญของเซลล์ไฟฟ้าเคมี
1) ปฏิกิริยาเคมีทีÉเกีÉยวข้อง เป็นปฏิกิริยารีดอกซ์ และกระแสไฟฟ้าตรง
2) โดยทัวÉไป เซลล์ไฟฟ้า จะประกอบด้วยขัÊวไฟฟ้า 2 ขัÊว จุ่มลงในสารละลายอิเล็กโทรไลต์บางชนิด และ
อาจมีสะพานไอออนอยู่ด้วย
3) แต่ละชนิดจะมีรายละเอียดแตกต่างกัน
 จากทีÉนักเรียนได้ทราบแล้วว่า เซลล์ไฟฟ้าเคมีแบ่งเป็น 2 ชนิด ได้แก่ เซลล์กัลวานิก และเซลล์อิเล็กโทรไลต์
ซึÉงนักเรียนจะได้ศึกษารายละเอียดของแต่ละชนิดดังนีÊ

26. 9.3.1 เซลล์กัลวานิก
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 26
 ในชีวิตประจำวัน เราใช้เซลล์กัลวานิกกับอุปกรณ์ไฟฟ้าหลายชนิด เช่น ไฟฉาย วิทยุ นาฬิกา โทรศัพทธ์มือถือ
เครืÉองคอมพิวเตอร์ เป็นต้น
 เราทราบหรือไม่ว่า เซลล์ทÉีกล่าวมาแล้วนีÊ มีส่วนประกอบเบืÊองต้น ให้พลังงานไฟฟ้าได้อย่างไร
 ส่วนประกอบของเซลล์กัลวานิก
1) ครÉึงเซลล์ (half cell) หมายถึง ระบบทÉีประกอบด้วย แท่งโลหะจุ่มอยใู่นสารละลายไอออนของโลหะนัÊน
แบ่งตามชนิดของขัÊวไฟฟ้า (ขัÊวว่องไว ขัÊวเฉÉือย และขัÊวแกส๊) ดังนีÊ
 ครÉึงเซลล์ทÉีมีขัÊวว่องไวในการเกิดปฏิกิริยา (ส่วนใหญ่เป็นขัÊวไฟฟ้าทÉีทำจากโลหะ) เช่น
 โลหะ Zn จุ่มในสารละลายทีÉมี Zn2+
 โลหะ Cu จุ่มในสารละลายทีÉมี Cu2+
 ครÉึงเซลล์ทÉีมีขัÊวเฉÉือยในการเกิดปฏิกิริยา
 ใช้ขัÊวไฟฟ้าทÉีทำจากโลหะหรืออโลหะบางชนิด เช่น โลหะแพลทินัม (Pt) และแกรไฟต์ (C)
 ขัÊวไฟฟ้าชนิดนีÊ ไม่มีส่วนเกÉียวข้องกับการเกิดปฏิกิริยาใด ไม่มีการผุกร่อน เพราะทำหน้าทÉีเป็นตัวถ่ายโอน
อิเล็กตรอนให้เคลืÉอนทีÉครบวงจร
 เช่น ครึÉงเซลล์ทÉีมี Fe2+ (aq) และ Fe3+ (aq) ต้องใช้ Pt เป็นขัÊวไฟฟ้า

27.  ครÉึงเซลล์ทÉีมีขัÊวไฟฟ้าเป็นแก๊ส
 ครึÉงเซลล์นีÊจะประกอบด้วยโลหะ Pt หรือ แกรไฟต์ จุ่มอยใู่นสารละลายอิเล็กโทรไลต์ โดยมีแก๊สผ่านเข้าไปใน
สารละลายนัÊนตลอดเวลา
 ปฏิกิริยาจะเกิดขึÊนทÉีแผ่น Pt การทÉีต้องมีแผ่น Pt อยดู่้วย เพราะแกส๊ทำหน้าทÉีเป็นขัÊวไฟฟ้าไม่ได้
 เมÉือใช้แก๊สใดผ่านเข้าไปในขัÊวไฟฟ้านัÊน สารละลายอิเล็กโทรไลต์ทÉีใช้ต้องเป็นสารละลายทÉีมีไอออนของแก๊สนัÊน
เช่น ขัÊวไฟฟ้าแก๊สไฮโดรเจน (H2) ก็ต้องผ่านแก๊สไฮโดรเจนเข้าไปในขัÊวไฟฟ้าทÉีมีโลหะ Pt หรือ C
จุ่มอยู่ในสารละลายทีÉมี H+
(สารละลายกรด) ในสารละลาย
2) สะพานไอออน (salt bridge)
 เป็นตัวเชÉือมวงจรไฟฟ้าแต่ละครึÉงเซลล์เข้าด้วยกัน
 ถ้าไม่มีสะพานไอออน จะไม่มีกระแสไฟฟ้าไหลในวงจร เนืÉองจากวงจรไฟฟ้าไม่ครบ
 นอกจากนีÊ สะพานไอออนยังทำหน้าทÉีรักษาสมดุลระหว่างไอออนบวกและไอออนลบ
 สารทÉีใช้ทำสะพานไอออน คือ สารละลายอิÉมตัวของเกลือต่าง ๆ เช่น NH4NO3 , KCl , KNO3 , NH4Cl
เกลือทÉีใช้ทำสะพานไอออนนีÊ ต้องไม่มีไอออนทÉีไปทำปฏิกิริยากับสารละลายในแต่ละครึÉงเซลล์ด้วย
3) เครืÉองมือวัดความต่างศักย์ไฟฟ้า (Voltmeter)
 เป็นเครÉืองมือวัดว่า ทัÊง 2 ครึÉงเซลล์ มีศักย์ไฟฟ้า
ต่างกันกีÉโวลต์
 ในกรณีทีÉความต่างศักย์มาก ๆ
อาจใช้หลอดไฟวัดความสว่างก็ได้
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 27

28.  การสร้างเซลล์กัลวานิก
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 28
 ลักษณะทัวÉ ๆ ไป ของเซลล์กัลวานิกจะประกอบด้วย 2 ครึÉงเซลล์
 แต่ละครึÉงเซลล์ ขัÊวไฟฟ้าจุ่มอยใู่นสารละลายอิเล็กโทรไลต์ ทÉีมีไอออนของโลหะทÉีเป็นขัÊวจุ่มอยู่
 ทÉีปลายขัÊวทัÊงสอง ต่อเข้ากับโวลต์มิเตอร์ สำหรับวัดความต่างศักย์
 เชÉือมครึÉงเซลล์ทัÊง 2 ด้วยสะพานไอออน ดังรูป
 คำอธิบายจากรูปทีÉเกีÉยวกับเซลล์กัลวานิก
1) ครึÉงเซลล์ทใÉีห้อิเล็กตรอน เรียกว่า ครÉึงเซลล์ออกซิเดชัน ขัÊวไฟฟ้าในครึÉงเซลล์ออกซิเดชัน เรียกว่า แอโนด (ขัÊวลบ)
2) ครึÉงเซลล์ทรÉีับอิเล็กตรอน เรียกว่า ครÉึงเซลล์รีดักชัน ขัÊวไฟฟ้าในครึÉงเซลล์รีดักชัน เรียกว่า แคโนด (ขัÊวบวก)
3) ครึÉงเซลล์ A คือ ครึÉงเซลล์ออกซิเดชัน ดังนัÊนโลหะ A จึงเป็นขัÊวแอโนด แสดงปฏิกิริยาดังนีÊ
A (s) A2+ (aq) + 2e-
4) ครึÉงเซลล์ B คือ ครึÉงเซลล์รีดักชัน ดังนัÊนโลหะ B จึงเป็นขัÊวแคโนด แสดงปฏิกิริยาดังนีÊ
B2+ (aq) + 2e- B (s)
5) การเคลÉือนทÉีของอิเล็กตรอนจะออกจากแอโนด (ขัÊวลบ) ผ่านลวดตัวนำไปยังแคโทด (ขัÊวบวก)
ซึÉงตรงข้ามกับการไหลของกระแสไฟฟ้า จะไหลจากแคโทด (ขัÊวบวก) ไปยังแอโนด (ขัÊวลบ)
6) เข็มของมิเตอร์เบนไปทาง B แสดงว่า อิเล็กตรอนเคลÉือนทÉีจากขัÊว A ไปยังขัÊว B

29.  ปฏิกิริยาเคมีในเซลล์กัลวานิก
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 29
เราทราบมาแล้วว่า ลักษณะทัวÉ ๆ ไปของเซลล์กัลวานิกประกอบด้วย 2 ครึÉงเซลล์ แต่ละครึÉงเซลล์จะมีขัÊวไฟฟ้าจุ่มอยใู่น
สารละลายอิเล็กโทรไลต์ ขัÊวไฟฟ้าจะต่อเข้ากับมิเตอร์สำหรับวัดความต่างศักย์ และครึÉงเซลล์ทัÊงสองจะเชืÉอมต่อกันด้วย
สะพานไอออน เมÉือครบวงจร จะเกิดปฏิกิริยาเคมี แล้วเปลÉียนเป็นพลังงานไฟฟ้า
ต่อไปนีÊ เราจะศึกษาว่า เมÉือนำครึÉงเซลล์ต่าง ๆ มาต่อกันเป็นเซลล์กัลวานิก จะเกิดปฏิกิริยาถ่ายโอนอิเล็กตรอนอย่างไร
จะศึกษาเมÉือนำครึÉงเซลล์ Zn (s) Zn2+ (aq) มาต่อกับครึÉงเซลล์ Cu (s) Cu2+ (aq)

30. เมืÉอต่อครึÉงเซลล์ Zn กับครึÉงเซลล์ Cu เข้าด้วยกัน โดยเชืÉอมด้วยสะพานไอออน และต่อเข้ากับโวลต์มิเตอร์
จะทำให้เซลล์ครบวงจร จะพบว่า
1) เข็มโวลต์มิเตอร์จะเบนจากขัÊว Zn ไปยังขัÊว Cu อ่านค่าความต่างศักย์ได้ 1.10 โวลต์
 แสดงว่า เกิดการถ่ายโอนอิเล็กตรอนจากขัÊว Zn ไปยังขัÊว Cu
 โดยมี Zn เป็นฝ่ายให้อิเล็กตรอน และ Cu2+ เป็นฝ่ายรับอิเล็กตรอน
2) Zn ให้อิเล็กตรอน เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ทÉีขัÊวแอโนด แสดงปฏิกิริยา ดังนีÊ
Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e- ………………………….…….(1)
Zn เมืÉอให้อิเล็กตรอน จะเกิดการผุกร่อน กลายเป็น Zn2+
สารละลายจะมีปริมาณ Zn2+ เพิÉมขึÊน ทำให้เกิดการสะสมประจุบวกมากขึÊน
สะพานไอออนจะปรับสมดุล โดยการเคลืÉอนไอออนลบจากสะพานไอออน (NO3
- )
ลงไปในสารละลาย
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 30

31. โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 31
3) Cu2+ ในสารละลายครึÉงเซลล์ทองแดง จะไปรับอิเล็กตรอน (ทÉีเคลÉือนจากขัÊว Zn มายังขัÊว Cu) จะกลายเป็น
โลหะ Cu มาเกาะทÉีแผ่นทองแดง เกิดปฏิกิริยารีดักชันทÉีขัÊวแคโทด แสดงสมการได้ดังนีÊ
Cu2+ (aq) + 2e- Cu (s) ……………………………….(2)
เมืÉอ Cu2+ รับอิเล็กตรอน กลายเป็นโลหะ Cu
ปริมาณ Cu2+ ในสารละลายจะลดลง ทำให้มีไอออนลบมากกว่า
สะพานไอออนจะปรับสมดุล โดยการเคลืÉอนไอออนบวก (K+) ลงในสารละลาย
เพÉือรักษาดุลประ ทำให้อิเล็กตรอนไหลในวงจรได้ตลอด
4) เมÉือรวมปฏิกิริยาในแต่ละครึÉงเซลล์เข้าด้วยกัน จะได้ปฏิกิริยารีดอกซ์ ดังนีÊ
Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e- …………(1) ปฏิกิริยาออกซิเดชัน
Cu2+ (aq) + 2e- Cu (s) ………….(2) ปฏิกิริยารีดักชัน
Zn (s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu (s) …………….…ปฏิกิริยารีดอกซ์
5) ขัÊว Zn เป็นขัÊวทÉีอิเล็กตรอนไหลออก จึงเป็นขัÊวลบ เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน และเป็นขัÊวแอโนด
6) ขัÊว Cu เป็นขัÊวทÉีอิเล็กตรอนไหลเข้า จึงเป็น ขัÊวบวก เกิดปฏิกิริยารีดักชัน และเป็นขัÊวแคโทด
7) การเคลÉือนทÉีของอิเล็กตรอน จะไหลออกจากแอโนด ผ่านลวดตัวนำ ไปยังแคโทด ซึÉงตรงกันข้ามกับ
การไหลของกระแสไฟฟ้า ซึÉงไหลจากแคโทด (ขัÊวบวก) ไปยัง แอโนด (ขัÊวลบ)
ต่อไปนีÊนักเรียนจะได้ศึกษาการเขียนแผนภาพของเซลล์ ^__^

32.  การเขียนแผนภาพเซลล์กัลวานิก
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 32
ในการศึกษาเรืÉองเซลล์กัลวานิก ต้องอาศัยรูปภาพของเซลล์ประกอบการอธิบาย ทำให้เสียเวลา และไม่สะดวก
เพÉือความสะดวกและประหยัดเวลาในการพิจารณาเกÉียวกับเซลล์ไฟฟ้าเคมีในเรÉืองของขัÊวไฟฟ้าและปฏิกิริยาเคมี
ทÉีเกิดขึÊนในแต่ละเซลล์
นักเคมีจึงได้ตกลงกำหนดแผนภาพเซลล์ โดยใช้สัญลักษณ์ต่าง ๆ ทÉีสามารถแสดงส่วนประกอบของเซลล์และ
ปฏิกิริยาทÉีเกิดขึÊนได้
ดังนัÊน แผนภาพเซลล์ หมายถึง สัญลักษณ์ต่าง ๆ ทÉีแสดงส่วนประกอบและปฏิกิริยาของเซลล์กัลวานิก
โดยมีข้อกำหนดเกÉียวกับการเขียนแผนภาพเซลล์ ดังนีÊ
หลักการเขียนแผนภาพเซลล์ไฟฟ้าเคมี มีดังนีÊ
1) เขียนครึÉงเซลล์ออกซิเดชันไว้ทางซ้าย โดยเขียนขัÊวไฟฟ้าไว้ซ้ายสุด คันÉด้วยขีด ตามด้วยไอออนใน
สารละลาย เช่น A (s) A2+ (aq)
2) เขียนครึÉงเซลล์รีดักชันไว้ทางขวามือ โดยเขียนไอออนในสารละลายก่อน คันÉด้วยขีด ตามด้วยขัÊวไฟฟ้า
เช่น B2+ (aq) B (s)
3) เขียนเส้นคู่ขนาน แทนสะพานไอออน กัÊนระหว่างครึÉงเซลล์ทัÊงสอง
4) ถ้าทราบความเข้มข้นของสารละลาย หรือทราบสถานะของสาร ให้เขียนไว้ในวงเล็บ
ตามหลังด้วยไอออนของสารนัÊน ๆ เช่น
A (s) A2+ (aq , 0.1 mol/dm3) B2+ (aq , 0.1 mol/dm3) B (s)
,
5) สำหรับครึÉงเซลล์ทÉีประกอบด้วยขัÊวไฟฟ้าแก๊ส ให้ระบุความดันของแก๊ส และเขียนเส้น เดÉียว
คันÉระหว่างโลหะกับแก๊ส และระหว่างแก๊สกับไอออนในสารละลาย เช่น
Pt (s) H2 (g , 1 atm) H+ (aq , 0.1 mol/dm3) Cu2+ (aq) Cu (s)
Zn (s) Zn2+ (aq , 0.1 mol/dm3) H+ (aq , 0.1 mol/dm3) H2 (g , 1 atm) Pt (s)
6) สำหรับครึÉงเซลล์ทÉีมีไอออนในสารละลายมากกว่า 1 ชนิด เช่น Fe2+ (aq) , Fe3+ (aq) ให้ใช้เครÉืองหมาย
จุลภาค ( , ) คันÉระหว่างไอออนทัÊงสอง เช่น
Pt (s) Fe2+ (aq) , Fe3+ (aq) Cu2+ (aq) Cu (s)
จากหลักการดังกล่าว เมืÉอนำ 2 ครึÉงเซลล์มาต่อกัน สามารถนำมาเขียนแผนภาพเซลล์กัลวานิกได้
หรือ จากแผนภาพเซลล์กัลวานิกทีÉกำหนดให้ ก็สามารถแยกเขียน ครึÉงปฏิกิริยาออกซิเดชันและ
ครึÉงปฏิกิริยารีดักชัน และปฏิกิริยารีดอกซ์ได้

33. โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 33

34. โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 34

35. โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 35
ตัวอย่างทีÉ 1 จากแผนภาพเซลล์ทÉีกำหนดให้ Pt (s) H2 (g , 1 atm) H+ (aq , 1 M) Ag+ (aq) As (s)
แสดงรายละเอียดได้ดังนีÊ
ครึÉงเซลล์ทีÉเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ครึÉงเซลล์ทีÉเกิดปฏิกิริยารีดักชัน
ขัÊวแอโนด คือ Pt ขัÊวแคโทด คือ Ag
ออกซิเดชัน ; H2 (g) 2H+ (aq) + 2e- รีดักชัน ; 2Ag+ (aq) + 2e- 2Ag (s)
ปฏิกิริยารีดอกซ์ H2 (g) + 2Ag+ (aq) 2H+ (aq) + 2Ag (s)
ทิศทางการไหลของอิเล็กตรอน จาก Pt (s) ไปยัง Ag (ขัÊวแอโนด (-) ไปยังขัÊวแคโทด (+))
ตัวออกซิไดซ์ คือ Ag+ (aq) ตัวรีดิวซ์ คือ H2 (g)
จำนวนอิเล็กตรอนในปฏิกิริยาของเซลล์ เท่ากับ 2
ตัวอย่างทÉี 2 จากปฏิกิริยารีดอกซ์ต่อไปนีÊ 2Co3+ (aq) + Mn (s) 2Co2+ (aq) + Mn2+ (aq)
แสดงรายละเอียดได้ดังนีÊ
ครึÉงเซลล์ทีÉเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ครึÉงเซลล์ทีÉเกิดปฏิกิริยารีดักชัน
ขัÊวแอโนด คือ Mn ขัÊวแคโทด คือ Pt
ออกซิเดชัน ; Mn (s) Mn2+ (aq) + 2e- รีดักชัน ; 2Co3+ (aq) + 2e- 2Co2+ (s)
ปฏิกิริยารีดอกซ์ 2Co3+ (aq) + Mn (s) 2Co2+ (aq) + Mn2+ (aq)
ทิศทางการไหลของอิเล็กตรอน จาก Mn ไปยัง Pt (ขัÊวแอโนด (-) ไปยังขัÊวแคโทด (+))
ตัวออกซิไดซ์ คือ Co3+ (aq) ตัวรีดิวซ์ คือ Mn (s)

36. แบบฝึกหัดทีÉ 3 เรืÉอง การเขียนแผนภาพเซลล์กัลวานิก
1) จากรูปเซลล์กัลป์วานิกทีÉกำหนดให้ จงตอบคำถามต่อไปนีÊ
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 36
ครึÉงเซลล์ทีÉเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ครึÉงเซลล์ทีÉเกิดปฏิกิริยารีดักชัน
ขัÊวแอโนด คือ…………………………….…………….. ขัÊวแคโทด คือ………………………………………….
ตัวออกซิไดซ์ คือ………………………………………. ตัวรีดิวซ์ คือ…………………………………………..
ปฏิกิริยาออกซิเดชัน คือ………………………………… ปฏิกิริยารีดักชัน คือ…………………………………….
ปฏิกิริยารีดอกซ์ คือ………………………………………………………………………………………………………….
ทิศทางการไหลของอิเล็กตรอน คือ ………………………………………………………………………………………….
แผนภาพเซลล์ คือ……………………………………………………………………………………………………………
2) กำหนดสมการให้ จงแสดงแผนภาพของเซลล์
สมการรีดอกซ์ แผนภาพของเซลล์
Mg (s) + Sn2+ (aq) Mg2+ (aq) + Sn (s)
2Cr (s) + 3Pb2+ (aq) 2Cr3+(aq) + 3Pb (s)
3Zn (s) + 2Cr3+ (aq) 3Zn2+ (aq) + 2Cr (s)
Zn (s) + 2H+ (aq) Zn2+ (aq) + H2 (s)
H2 (g) + Cu2+ (aq) 2H+ (aq) + Cu(s)
3) จากแผนภาพเซลล์ จงแสดงสมการรีดอกซ์
แผนภาพเซลล์ แสดงสมการรีดอกซ์
Mg (s) Mg2+ (aq) Sn2+ (aq) Sn (s) Mg (s) + Sn2+ (aq) Mg2+ (aq) + Sn (s)
Zn (s) Zn2+ (aq) Ni (s) Ni2+ (aq)
Mg (s) Mg2+ (aq) Fe3+ (aq) Fe2+(aq) Pt (s)
Pt (s) H+ (aq) H2 (g , 1 atm) Cr3+ (aq) Cr (s)
Pb (s) Pb2+ (aq) Ag+ (aq) Ag (s)

37.  ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์และศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึÉงเซลล์
ลำดับแนวความคิด เรืÉองศักย์ไฟฟ้าของเซลล์
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 37

38.  ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์และศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึÉงเซลล์
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 38
 ครึÉงเซลล์ส่วนใหญ่จะประกอบด้วยโลหะจุ่มอยใู่นสารละลายทÉีมีไอออนของโลหะนัÊน ๆ
เช่น Cu จุ่มอยู่ในสารละลายทีÉมี Cu2+
 ครึÉงเซลล์แต่ละชนิดจะมีศักย์ไฟฟ้าประจำตัว เรียกว่า ศักย์ไฟฟ้าของครÉึงเซลล์
 ครึÉงเซลล์ต่างชนิดกัน จะมีค่าศักย์ไฟฟ้าของครึÉงเซลล์ไม่เท่ากัน ขึÊนอยกูั่บ ความสามารถในการให้และรับอิเล็กตรอนของ
ไอออนในครึÉงเซลล์นัÊน ครึÉงเซลล์ทÉีมีไอออนรับอิเล็กตรอนได้ดีกว่า จะมีศักย์ไฟฟ้าสูงกว่า
 เมÉือต่อครึÉงเซลล์ต่างชนิดกัน เข้าด้วยกัน จะอ่านค่าศักย์ได้จากมิเตอร์ ศักย์ไฟฟ้าทÉีเกิดขึÊน เรียกว่า ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์
นิยมใช้หน่วยเป็น โวลต์ (volt , v)
 ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึÉงเซลล์
ในทางปฏิบัติ การหาค่าศักย์ไฟฟ้าของครึÉงเซลล์ ทำได้โดยการเปรียบเทียบ คือ
 ต้องกำหนดว่า ครึÉงเซลล์ใดครึÉงเซลล์หนึÉง เป็น ครÉึงเซลล์มาตรฐาน (สำหรับใช้ในการเปรียบเทียบ)
 โดยครึÉงเซลล์มาตรฐาน คือ ครึÉงเซลล์ทีÉประกอบด้วยสารละลายเข้มข้น 1 mol/dm3 ถ้ามีแก๊สเกีÉยวข้องด้วย
ต้องมีความดัน 1 atm ทีÉอุณหภูมิ 25 °C ค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน = 0.00 โวลต์ เขียนสัญลักษณ์ย่อเป็น E°
 ครึÉงเซลล์มาตรฐานทÉีจะใช้เปรียบเทียบจะเป็นครึÉงเซลล์ใดก็ได้ เช่น ครึÉงเซลล์ Cu (s) Cu2+ (aq) ,
ครึÉงเซลล์ Pb (s) Pb2+ (aq) เป็นต้น
 เมÉือใช้ครึÉงเซลล์ใด เป็นมาตรฐานจะต้องเตรียมให้อยใู่นสภาวะ ดังนีÊ
สภาวะมาตรฐานทีÉกำหนดให้เป็นสภาวะเปรียบเทียบ ดังนีÊ
1) สารละลายในครึÉงเซลล์ จะต้องมีความเข้มข้น 1 mol/dm3 และความเข้มข้นนีÊจะต้องคงทÉี
2) ถ้าเป็นแก๊ส จะใช้ความดัน 1 บรรยากาศ และต้องมีค่าคงทีÉตลอดไป
3) ต้องใช้อุณหภูมิขณะทดลองคงทีÉ คือ เท่ากับ 25°C
4) ต้องกำหนดค่าศักย์ไฟฟ้าของครึÉงเซลล์มาตรฐาน = 0.00 โวลต์
ครึÉงเซลล์ทีÉใช้เป็นครึÉงเซลล์มาตรฐานเปรียบเทียบ จะใช้ครึÉงเซลล์ใดก็ได้
แต่ต้องจัดให้อยู่ในสภาวะมาตรฐานตามทกÉีำหนดให้ดังกล่าวแล้ว

39. โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 39
 ตัวอย่างทÉี 1 สมมติกำหนดให้ครึÉงเซลล์ Pb (s) Pb2+ (aq) ใช้เปรียบเทียบ
เมÉือใช้ครึÉงเซลล์ Pb (s) Pb2+ (aq) เป็นครึÉงเซลล์มาตรฐานสำหรับเปรียบเทียบหาค่าศักย์ไฟฟ้า
ของครึÉงเซลล์ M (s) M2+ (aq) นำมาต่อเป็นเซลล์กัลวานิก ดังรูป
จากรูป สามารถอธิบายได้ว่า
เข็มของโวลต์มิเตอร์ จะเบนเข้าหาขัÊว M และอ่านค่าศักย์ไฟฟ้าได้ 0.03 โวลต์ แสดงว่า มีอิเล็กตรอน
เคลÉือนทÉีจากขัÊว Pb ไปยังขัÊว M (ขัÊวแอโนด ไปยัง ขัÊวแคโทด))
ดังนัÊน ครึÉงเซลล์ Pb (s) Pb2+ (aq) เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน และครึÉงเซลล์ M (s) M2+ (aq)
เกิดปฏิกิริยารีดักชัน
โดยมี Pb เป็นขัÊวแอโนด (ขัÊวลบ) และ M เป็นขัÊวแคโทด (ขัÊวบวก)
ความต่างศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ = ศักย์ไฟฟ้าแคโทด - ศักย์ไฟฟ้าแอโนด
หรือ E°
cell = E°
cathode - E°
anode
ดังนัÊน 0.03 V = ศักย์ไฟฟ้าขัÊว M - ศักย์ไฟฟ้าขัÊว Pb
0.03 V = ศักย์ไฟฟ้าขัÊว M - 0.00 V
ศักย์ไฟฟ้า M = + 0.03 V
จากการเปรียบเทียบกับครึÉงเซลล์มาตรฐาน จะเห็นว่า ศักย์ไฟฟ้าทÉีวัดได้ จะมีค่าเท่ากับศักย์ไฟฟ้า
ของครึÉงเซลล์นัÊนๆ
ถ้าเข็มมิเตอร์จะเบนเข้าหาครึÉงเซลล์ทÉีนำมาต่อศักย์ไฟฟ้า ครึÉงเซลล์นัÊนจะเป็นบวก
แต่ถ้าอิเล็กตรอนเคลÉือนทÉีเข้าหาครึÉงเซลล์มาตรฐาน ค่าศักย์ไฟฟ้าครึÉงเซลล์นัÊนจะเป็นลบ

40.  ศักย์ไฟฟ้าครึÉงเซลล์ไฮโดรเจน
 การใช้ครึÉงเซลล์ทÉีมีขัÊวไฟฟ้าเป็นโลหะเป็นมาตรฐาน ทำให้มีข้อบกพร่อง คือ
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 40
ไม่สามารถควบคุมครึÉงเซลล์ให้อยสู่ภาวะมาตรฐานได้ตลอดเวลา
เนÉืองจาก เมÉือเกิดปฏิกิริยา จะทำให้ขัÊวไฟฟ้าเกิดการผุกร่อน หรือมีโลหะมาเกาะ ทำให้ควบคุมความบริสุทธิÍได้ยาก
และทำให้ความเข้มข้นของสารละลายอิเล็กโทรไลต์ไม่เท่ากับ 1 mol/dm3
 ด้วยเหตุผลดังกล่าว นักเคมีจึงได้กำหนดครึÉงเซลล์มาตรฐานสากล ทÉีมีคุณสมบัติ คือ
ขัÊวไฟฟ้าไม่มีการผุกร่อน และสามารถควบคุมให้สภาวะของครึÉงเซลล์อยใู่นมาตรฐานได้
จึงกำหนด ครึÉงเซลล์มาตรฐานเพÉือใช้ในการเปรียบเทียบ คือ ครึÉงเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน
 ครึÉงเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน
 ลักษณะสำคัญของครึÉงเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน
ประกอบด้วยแผ่นแพลทินัมแบล็ค (Platinum black , Pt ) จุ่มอยู่ในสารละลายกรด HCl เข้มข้น 1 mol/dm3
ทีÉมีแก๊สไฮโดรเจน (H2) ทีÉมีความดัน 1 บรรยากาศ อุณหภูมิ 25 °C
ผ่านลงไปบนผิวของแพลทินัมแบล็คตลอดเวลา
แพลทินัมแบล็ค ทÉีเป็นขัÊวไฟฟ้า เป็นรูพรุนทำให้มีพืÊนทÉีผิวสัมผัสมาก
จะทำหน้าทÉีคล้ายเป็นตัวเร่งปฏิกิริยา และรักษาสมดุลระหว่างแก๊ส H2 และ H+ ตลอดเวลา
ดังสมการ 2H+ (aq , 1 mol/dm3) + 2e - H2 (g , 1 atm) E° = 0.00 V
การหาศักย์ไฟฟ้าของครึÉงเซลล์ ทำได้ดังนีÊ
1) นำครึÉงเซลล์ทÉีต้องการค่า E° มาต่อเป็นเซลล์กัลวานิก กับ ครึÉงเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน
แล้วอ่านค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์
2) สังเกตการเบนของเข็มโวลต์มิเตอร์
 ถ้าเข็มเบนไปทางขัÊวใด แสดงว่าขัÊวนัÊนเป็นขัÊวบวก (แคโทด)
ส่วนเข็มทÉีเบนออกจะเป็นขัÊวลบ (แอโนด) ………………….. (แอโนด (-) ไป แคโทด (+))
3) กำหนดให้ค่าศักย์ไฟฟ้าของครึÉงเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน = 0.00 โวลต์
4) คำนวณหาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึÉงเซลล์ ด้วยสูตร
ความต่างศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ = ศักย์ไฟฟ้าแคโทด - ศักย์ไฟฟ้าแอโนด
หรือ E°
cell = E°
cathode - E°
anode

41.  ตัวอย่างทีÉ 1 เมืÉอต้องการหาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึÉงเซลล์ Zn (s) Zn2+ (aq) ทำได้ดังนีÊ
แนวคิด ทำได้โดยนำครึÉงเซลล์ Zn (s) Zn2+ (aq) มาต่อกับครึÉงเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน ดังรูป
ครึÉงเซลล์ Zn (s) Zn2+ (aq) ครึÉงเซลล์ Pt (s) H2 (1 atm) H+ (1.0 mol / dm3)
 เมÉือต่อครÉึงเซลล์สังกะสี กับ ครÉึงเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน โดยมีโวลต์มิเตอร์ต่ออยู่ พบว่า
เข็มของโวลต์มิเตอร์เบนจากขัÊว Zn ไปยังขัÊว Pt (ทÉีผ่านด้วย H2)
แสดงว่าขัÊว Zn ให้อิเล็กตรอน (ปฏิกิริยาออกซิเดชัน) เป็นขัÊวแอโนด
และขัÊว Pt (H2) รับอิเล็กตรอน (ปฏิกิริยารีดักชัน) เป็นขัÊวแคโทด
ดังสมการ
Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e- ; ออกซิเดชัน
2H+ (aq) + 2e- H2 (g) ; รีดักชัน
อ่านค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์ได้จากโวลต์มิเตอร์ = 0.76 โวลต์
ดังนัÊน หาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์สังกะสี (ขัÊวแอโนด) ได้ ดังนีÊ
ความต่างศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ = ศักย์ไฟฟ้าแคโทด - ศักย์ไฟฟ้าแอโนด
E°
cell = E°
cathode - E°
anode
แทนค่า 0.76 V = 0.00 V - E°
anode
E°
anode = - 0.76 V
ตอบ ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึÉงเซลล์สังกะสี = - 0.76 โวลต์
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 41

42.  ตัวอย่างทีÉ 2 เมืÉอต้องการหาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึÉงเซลล์ Cu (s) Cu2+ (aq) ทำได้ดังนีÊ
แนวคิด ทำได้โดยนำครึÉงเซลล์ Cu (s) Cu2+ (aq) มาต่อกับครึÉงเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน ดังรูป
ครึÉงเซลล์ Pt (s) H2 (1 atm) H+ (1.0 mol / dm3) ครึÉงเซลล์ Cu (s) Zn2+ (aq)
 เมÉือต่อครÉึงเซลล์สังกะสี กับ ครÉึงเซลล์ไฮโดรเจนมาตรฐาน โดยมีโวลต์มิเตอร์ต่ออยู่ พบว่า
เข็มของโวลต์มิเตอร์ เบนจากขัÊว Pt (H2) ไปยังขัÊว Cu
แสดงว่าขัÊว Pt (H2) ให้อิเล็กตรอน (ปฏิกิริยาออกซิเดชัน) เป็นขัÊวแอโนด
และ ขัÊว Cu รับอิเล็กตรอน (ปฏิกิริยารีดักชัน) เป็นขัÊวแคโทด
ดังสมการ
H2 (g) 2H+ (aq) + 2e- ; ออกซิเดชัน
Cu (aq) + 2e- Cu (s) ; รีดักชัน
อ่านค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของเซลล์ได้จากโวลต์มิเตอร์ = 0.34 โวลต์
หาค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึÉงเซลล์ทองแดง (ขัÊวแคโทด) ดังนีÊ
ความต่างศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ = ศักย์ไฟฟ้าแคโทด - ศักย์ไฟฟ้าแอโนด
E°
cell = E°
cathode - E°
anode
แทนค่า 0.34 V = E°
cathode - 0.00 V
E°
cathode = + 0.34 V
ตอบ ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึÉงเซลล์สังกะสี = + 0.34 โวลต์
หมายเหตุ : ค่า E° ใช้เป็นค่าเปรียบเทียบความสามารถในการให้และรับอิเล็กตรอนของไอออนต่าง ๆ ได้
ถ้าค่า E° มากกว่า แสดงว่ามีความสามารถในการรับอิเล็กตรอนได้ดีกว่า
และเกิดปฏิกิริยารีดักชันได้ดีกว่า และเป็นตัวออกซิไดซ์ทีÉดีกว่า
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 42

43.  เนืÉองจากศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของแต่ละครึÉงเซลล์ เป็นค่าคงทีÉเฉพาะสำหรับครÉึงเซลล์ชนิดนัÊน
 ดังนัÊนการกำหนดค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครÉึงเซลล์ จึงต้องระบุด้วยว่า เป็นค่าศักย์ไฟฟ้าของปฏิกิริยารีดักชัน หรือปฏิกิริยา
ออกซิเดชัน แต่มาตรฐานสากลกำหนดให้ใช้ปฏิกิริยาครึÉงเซลล์รีดักชันเป็นครึÉงเซลล์มาตรฐาน ดังแสดงในตาราง
ตารางแสดง ค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึÉงเซลล์รีดักชันทีÉ 298 K
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 43

44.  ประโยชน์ของศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานครึÉงเซลล์
โดย อรณี หัสเสม : เรียบเรียง 44
 เราทราบค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึÉงเซลล์ เมÉือนำไปเปรียบเทียบกับครึÉงเซลล์ไฮโดรเจน และยังทำให้ทราบว่า
 อิเล็กตรอนจะไหลจากขัÊวทÉีมี ศักย์ไฟฟ้าตํÉา ไปยัง ศักย์ทÉีมีขัÊวไฟฟ้าสูง
 แสดงว่า ครึÉงเซลล์ทÉีรับอิเล็กตรอน (รีดักชัน) จะมีศักย์ไฟฟ้าสูงกว่า ครึÉงเซลล์ทÉีให้อิเล็กตรอน (ออกซิเดชัน)
 หรือขัÊวทÉีรับอิเล็กตรอน (ขัÊวแคโทด) จะมีศักย์ไฟฟ้าสูงกว่า ขัÊวทÉีให้อิเล็กตรอน (ขัÊวแอโนด)
ดังนัÊน ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ = ศักย์ไฟฟ้าของแคโทด - ค่าศักย์ไฟฟ้าของแอโนด
E°
cell = E°
cathode - E°
anode
 เมÉือทราบค่า Eo ของครึÉงเซลล์ต่าง ๆ สามารถนำค่า Eo มาใช้ประโยชน์ได้อย่างมากมาย เช่น
ใช้หาความสามารถในการให้และรับอิเล็กตรอน
ใช้หาความสามารถในการเป็นตัวออกซิไดซ์ และตัวรีดิวซ์
 การพิจารณาเกีÉยวกับประโยชน์ และลักษณะทีÉสำคัญของค่า Eo มีดังนีÊ
1. ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึÉงเซลล์ แบ่งเป็น Ś ชนิด คือ
1.1) ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึÉงเซลล์รีดักชัน (ความสามารถในการรับอิเล็กตรอน)
ใช้เปรียบเทียบความสามารถในการรับอิเล็กตรอน
 ครึÉงเซลล์รีดักชันทÉีมีค่า Eo มากกว่า จะมีความสามารถในการรับอิเล็กตรอนได้ดีกว่า
Cu2+ (aq) + 2e- Cu (s) ; Eo = +0.34 V
Zn2+ (aq) + 2e- Zn (s) ; E o = - 0.76 V
 จะเห็นได้ว่า ครึÉงเซลล์รีดักชัน Cu (s) Cu2+ (aq) มีค่า E o มากกว่า จึงมีความสามารถในการรับ
อิเล็กตรอนได้ดีกว่าครึÉงเซลล์ Zn (s) Zn2+ (aq)
1.2) ศักย์ไฟฟ้ามาตรฐานของครึÉงเซลล์ออกซิเดชัน (ความสามารถในการให้อิเล็กตรอน
ใช้เปรียบเทียบความสามารถในการให้อิเล็กตรอน
 ครึÉงเซลล์ออกซิเดชันทÉีมีค่า Eo มากกว่า จะมีความสามารถในการให้อิเล็กตรอนได้ดีกว่า
Cu (s) Cu2+ (aq) + 2e- ; Eo = - 0.34 V
Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e- ; E o = + 0.76 V
 จะเห็นได้ว่า ครึÉงเซลล์ออกซิเดชัน Zn (s) Zn2+ (aq) มีค่า E o มากกว่า จึงมีความสามารถในการให้
อิเล็กตรอนได้ดีกว่าครึÉงเซลล์ Cu (s) Cu2+ (aq)
หมายเหตุ
ถ้าครึÉงเซลล์ใด ๆ ไม่กำหนดสมการของปฏิกิริยา แต่กำหนดให้เฉพาะค่า E o เพียงอย่างเดียว
ค่า E o ทÉีกำหนดให้นีÊ หมายถึงค่า E o ในครึÉงเซลล์แบบรีดักชัน
เพราะค่า E o แบบรีดักชันเป็นค่าทีÉใช้เป็นหน่วยในระบบ SI