1. 1
ไฟฟ้า เคมี (ElectroChemistry)
ไฟฟ้า เคมี เป็นการศึกษาเกี่ยวกับปฏิกิริยาเคมีที่ทำาให้เกิด
กระแสไฟฟ้า กระแสไฟฟ้าทำาให้เกิดปฏิกิริยาเคมีหากใช้การ
ถ่ า ยเทอิ เ ล็ ก ตรอนเป็ น เกณฑ์ แ ล้ ว ปฏิ กิ ริ ย าเคมี แ บ่ ง เป็ น 2
ประเภท
1. ปฏิ กิ ริ ย าที่ มี ก ารถ่ า ยเท e- เรี ย กว่ า ปฏิ กิ ริ ย ารี ด อกซ์
(Redox Reaction)
2. ปฏิกิริยาที่ไม่มีการถ่ายเท e- เรียกว่าปฏิกิริยานอนรี
ดอกซ์ (Nonredox Reaction)
ป ฏิ กิ ริ ย า รี ด อ ก ซ์ (Redox Reaction ห รื อ Oxidation-
reduction Reaction)
ปฏิ กิ ริ ย ารี ด อกซ์ หมายถึ ง ปฏิ กิ ริ ย าที่ เ กี่ ย วกั บ การ
ถ่ายเท e-
ตั ว อ ย่ า ง เ มื่ อ นำา แ ผ่ น โ ล ห ะ ท อ ง แ ด ง (Cu) จุ่ ม ล ง ใ น
สารละลายของ AgNO3 พบว่าที่แผ่นโลหะ Cu มีของแข็งสีขาว
ปนเทามาเกาะอยู่ และเมื่อนำามาเคาะจะพบว่าโลหะ Cu เกิดการสึก
กร่อน ส่วนสีของสารละลาย AgNO3 ก็จะเปลี่ยนจากใสไม่มีสีเป็น
สีฟ้า
การเปลี่ยนแปลงที่เกิดขึ้นนี้อธิบายได้ว่าการที่โลหะทองแดง
เกิ ด การสึ ก กร่ อ นเป็ น เพราะโลหะทองแดง(Cu) เกิ ด การเสี ย
อิเล็กตรอนกลายเป็น Cu2+ ซึ่งมีสีฟ้าและเมื่อ Ag+ รับอิเล็กตรอน
เข้ า มาจะกลายเป็ น Ag (โลหะเงิ น ) มาเกาะอยู่ ที่ แ ผ่ น โลหะ
ทองแดง
ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น เขียนในรูปสมการได้ดังนี้
Cu(s) Cu2+(aq) + 2 e-
(ปฏิกิริยาออกซิเดชัน)
Ag+(aq) + e- Ag(s)
(ปฏิกิริยารีดักชัน)
e- ที่ถ่ายเทต้องเท่ากัน สมการเคมีที่เกิดขึ้นที่แท้จริง
ต้องเป็น
Cu(s) Cu2+(aq) + 2 e-
(ปฏิกิริยาออกซิเดชัน)
2Ag+(aq) +2 e- 2Ag(s)
(ปฏิกิริยารีดักชัน)

2. 2
ปฏิกิริย าที่เ กิด ขึ้นในแต่ ล ะสมการเรี ย กว่ าครึ่ ง ปฏิ กิ ริ ย า ซึ่ ง
การเกิดปฏิกิริยาถ่ายเท e- จะเกิดขึ้นได้สมบูรณ์ก็ต่อเมื่อต้องนำา
ครึ่งปฏิกิริยาทั้งสองมารวมกัน เขียนเป็นสมการได้ดังนี้
Cu(s) + Ag+(aq) Cu2+(aq) +
2Ag(s) (ปฏิกิริยารีดอกซ์)
สรุปได้ว่าการเกิดปฏิกิริยารีดอกซ์จะต้องประกอบไปด้วย
1. ส า ร ที่ ใ ห้ e- เ รี ย ก ว่ า ตั ว รี ด ิ ว ซ์ เกิ ด ปฏิ กิ ริ ย า
ออกซิเดชัน (Oxidation Reaction)
2. ส า ร ที่ ร ั บ e- เ รี ย ก ว่ า ตั ว อ อ ก ซิ ไ ด ซ์ เกิ ด
ปฏิกิริยารีดักชัน (Reduction Reaction)
เซลล์ไ ฟฟ้า เคมี
เนื่อ งจากการที่ส ารที่ ให้ e- และสารที่รั บ e- สัมผั สกั น
โดยตรง จะไม่สามารถแสดงกระแสไฟฟ้าที่เกิดขึ้นได้ ดังนั้นหาก
ต้องการให้มีกระแสไฟฟ้าเกิดขึ้นต้องมีการนำาลวดตัวนำาไฟฟ้าต่อ
เชื่อมเข้าไประหว่างขั้วไฟฟ้าของครึ่งเซลล์ที่ให้ e- และครึ่งเซลล์
ที่รับ e- และพร้อมกับโวลต์มิเตอร์ และสะพานเกลือเชื่อมระหว่าง
ครึ่งเซลล์ทั้งสอง
ขั้วไฟฟ้า e- ® e- ® ขั้วไฟฟ้า
เช่น เซลล์
ไฟฟ้า เคมี
e-
e- ขั้ว ขั้ว
Cu สะพานเกลือ
Ag
Cu Ag
Cu Cu2+ + 2 e-
Ag+ + e- Ag
ค รึ่ ง เ ซ ล ล์ Oxidation
Reduction

3. 3
ขั้ ว ไ ฟ ฟ้ า ล บ (อ า โ น ด )
บวก (คาโทด)
ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น Cu(s) + 2Ag+(aq) Cu2+
(aq) + 2Ag(s)
แผนภาพเซลล์ไ ฟฟ้า เคมี
หากปฏิกิริยารีดอกซ์ที่เกิดขึ้นเป็น A(s) + B+(aq)
+
A (aq) + B(s)
แผนภาพเซลล์ไฟฟ้าเคมี A(s) | A+(aq)
|| B+(aq) | B(s)
ครึ่ง
เซลล์ออกซิเดชัน ครึ่งเซลล์รีดักชัน
หมายเหตุ 1. | | แทนสะพานเกลือ และแต่ละครึ่งเซลล์ให้
ใช้เครื่องหมาย | คั่นระหว่างสารต่าง
สถานะ
2. หากต้ อ งการระบุ ค วามเข้ ม ข้ น ให้ เ ขี ย นไว้ ใ น
วงเล็บแล้ววางหลังสารละลาย
เช่น Cu(s) | Cu2+(aq)(0.1M) | | Ag+
(aq)(0.1M) | Ag(s)
3. หากสารในสถานะเดียวกันมีม ากกว่ า 1 ชนิด
ให้ใช้เครื่องจุลภาค ( , ) คั่น
เช่ น Fe(s) | Fe2+(aq) , Fe3+(aq) | |
Cu2+(aq) | Cu(s)
4. หากมีความดันเกี่ยวข้อง ให้ระบุความดัน
ในวงเล็บ แล้ววางหลังก๊าซนั้น
เช่น Pt(s) | H2(atm) | H+(aq) | | Ag+
(aq) | Ag(s)
ศัก ย์ไ ฟฟ้า มาตรฐาน (E°)
ครึ่งเซลล์มาตรฐานที่ใช้เปรียบเทียบความสามารถในการให้
รับ e- ของครึ่งเซลล์ต่างๆ จะใช้ครึ่ งเซลล์ไฮโดรเจนเขียนแทน
ด้ ว ย Pt(s) | H2(1atm) | H+(1M) และกำา หนดให้ ค่ า ศั ก ย์ ไ ฟฟ้ า
ของไฮโดรเจนที่สภาวะมาตรฐาน(25°C,1atm) มีค่าเท่ากับศูนย์
โวลต

4. 4
Eo H2 = 0.00 Volt
การวัด ค่าศักย์ไฟฟ้ามาตรฐาน ของเซลล์ไฟฟ้ าใดๆ ทำา ได้
โดยการนำาครึ่งเซลล์มาตรฐานไฮโดรเจนต่อกับครึ่งเซลล์ที่สนใจ
และขั้วไฟฟ้าจะต้องจุ่มอยู่ในสารละลายเข้มข้น 1 Molar โดย
E°Cell = E°คาโทด - E°อาโนด
ข้อ ควรทราบเกี่ย วกับ ค่า E°
1. ถ้ามีการกลับสมการ ค่า E° จะเท่าเดิม แต่
เครื่องหมายตรงกันข้าม
2. ถ้ามีการคูณสมการด้วยตัวเลขใดๆ ค่า E° จะ
เท่าเดิม ไม่เปลี่ยนแปลง
3. ค่ า E°reduction ยิ่ ง มาก แสดงว่ า สารนั้ น ยิ่ ง รั บ e-
ได้ดี (แนวโน้มความเป็นตัวออกซิ
ไดซ์มากขึ้น)
ค่ า E°reduction ยิ่ ง ตำ่า แสดงว่ า สารนั้ น ยิ่ ง ให้ e-
ได้ดี (แนวโน้มความเป็นตัวรีดิวซ์
มากขึ้น)
โ ด ย ทั่ ว ไ ป เ มื่ อ ก ล่ า ว ถึ ง E° ห า ก ไ ม่ มี ก า ร ร ะ บุ ว่ า เ ป็ น
E°reduction หรือ E°oxidation ให้ถือว่าเป็น E°reduction
ประโยชน์ข องค่า E°reduction
1. ใช้เปรียบเทียบความสามารถในการเป็ นตั วรี ดิว ซ์ และ
ตัวออกซิไดซ์
Ä สารที่ให้ e- ได้ ดี E° ตำ่า , สารที่ รั บ e- ได้ดี E°
สูง
เ ช่ น Zn2+(aq) + 2 e-
Zn(s) E° = - 0.76 Volt
Ag+(aq) + e- Ag(s)
E° = 0.80 Volt
พิ จ ารณา Eo Zn2+
< Eo Ag+
ตัวรีดิวซ์ : Zn > Ag
ตัวออกซิไดซ์ : Ag+ > Zn2+
2. ใช้คำานวณค่าศักย์ไฟฟ้าของเซลล์และครึ่งเซลล์

5. 5
อาศั ย หลั ก E°Cell = E°คาโนด - E°อา
โนด E°
= E°ขั้วบวก - E°ขั้วลบ
= E°สูง - E°ตำ่า
ประโยชน์ของค่า E°Cell
E°Cell > 0 ปฏิกิริยาเกิดได้
E°Cell < 0 ปฏิกิริยา
เกิดไม่ได้ (เกิดในทิศตรงข้าม)
E°Cell = 0 ปฏิกิริยาเกิดไม่
ได้แน่นอน
ตัว อย่า งการคำา นวณศัก ย์ไ ฟฟ้า ของครึ่ง เซลล์
EX. เมื่ อ นำา ครึ่ ง เซลล์ ข อง Ag | Ag+ ต่ อ กั บ ครึ่ ง เซลล์
ของ Pt | H2 | H+ พบว่าเข็มของโวลต์มิเตอร์เบนหาขั้ว Ag และ
อ่ า น ค่ า ไ ด้ 0.80 Volt ใ ห้ ห า ค่ า E° ข อ ง Ag+ + e-
Ag
วิธ ีท ำา จากการที่เข็มโวลต์เบนเข้าหาขั้ว Ag
แสดงว่า Ag | Ag+ รับ e-
Pt | H2 | H+ ให้ e-
จาก E°Cell = E°คาโทด - E°อาโนด
0.80 = E Ag - Eo H2
o
0.80 = Eo Ag – 0
ดังนั้น Eo Ag = 0.80 Volt
นั่ น หมายความว่ า +
Ag + e- Ag
E° = 0.80 Volt #
ตัว อย่า งการคำา นวณศัก ย์ไ ฟฟ้า ของเซลล์
EX. เมื่ อ นำา ครึ่ ง เซลล์ ข อง Fe | Fe2+ ต่ อ เข้ า กั บ Ni |
Ni2+ ให้หาค่า E°Cell
กำา หนด Fe2+ + 2 e- Fe E°
= - 0.41 Volt
Ni2+ + 2 e- Ni E° =
- 0.23 Volt
วิธ ีท ำา E°Cell = E°สูง - E° ตำ่า = - 0.23 -
( - 0.41)
= 0.18 Volt
#
อิเ ล็ก โตรลิซ ิส (Electrolysis)

6. 6
ป ฏิ กิ ริ ย า ใ ด ที่ เ กิ ด ขึ้ น ไ ม่ ไ ด้ เ ช่ น Cu(s) + Zn+(aq)
Cu2+(aq) + Zn(s) หากต้ อ งการทำา ให้ เ กิ ด ปฏิ กิ ริ ย าก็ ส ามารถ
ทำา ได้โดยผ่านพลังงานไฟฟ้าจากภายนอก ซึ่งปฏิกิริย าที่ได้จาก
การแยกสลายด้ ว ยด้ ว ยไฟฟ้ า นี้ มี ชื่ อ เรี ย กว่ า อิ เ ล็ ก โตรลิ ซิ ส
(Electrolysis)
ส่วนประกอบที่สำาคัญของ Electrolytic Cell
1. แหล่งพลังงานไฟฟ้าจากภายนอก
2. ขั้วไฟฟ้า
3. สารละลายอิเล็กโตรไลท์
ลักษณะการเกิดปฏิกิริยาเป็นดังนี้
สารที่ ใ ห้ e- แก่ ขั้ ว บวก เกิ ด ปฏิ กิ ริ ย า Oxidation
ขั้วอาโนด -
สารที่ รั บ e- จากขั้ ว ลบ เกิ ด ปฏิ กิ ริ ย า Reduction
ขั้วคาโทด +
การดุล สมการรีด อกซ์
ต้องผ่านขั้นตอนการหาเลขออกซิเดชัน
1.โดยเลขออกซิเดชันจะหมายถึงตัวเลขแสดงค่าประจุไฟฟ้า
ที่แท้จริงหรือประจุไฟฟ้าสมมติของธาตุ
เกณฑ์การกำาหนดค่าเลขออกซิเดชัน (O.N.)
1. ธาตุอิสระ (ไม่รวมตัวกับธาตุอื่น มีค่า O.N. = ศูนย์)
เช่น Mg , O2 , O3 , S8 , P4
2. ธาตุหมู่ 1 ในสารประกอบ มีค่า O.N. = 1
เช่น LiNo3 , NaCl , KclO3
3. ธาตุหมู่ 2 ในสารประกอบ มีค่า O.N. = 2
เช่น MgCl2 , CaCO3 , BeCl2
4. ธาตุไฮโดรเจน ในสารประกอบ มีค่า O.N. = 1
เช่น HCl , NH3 , H2O
ยกเว้น ในสารประกอบของโลหะ เช่น NaH ,
AlH3 H มี O.N. = -1
5. ธาตุออกซิเจน ในสารประกอบ มีค่า O.N. = - 2
เช่น H2O , CO2 , C2O
ยกเว้น H2O2 , Na2 O , NaO2 , OF O มี
O.N. = -2
6. ผลรวมของ O.N. ในสารประกอบมีค่าเป็นศูนย์

7. 7
เช่น KmnO4 , MnO2 , Na2C2O4
7. ผลรวมของ O.N. ในไอออนเท่ากับจำานวนประจุ
เช่น MnO4- , Cr2O72-, Fe(CN)63-
Note ไ อ อ อ น ที่ ค ว ร จำา SO42- , CN- , CO32- , NO3-
ไอออนที่มี O.N. เท่ากับจำานวนประจุ
ตัว อย่า งการหาเลขออกซิเ ดชัน ของธาตุ
Mn2O7 2Mn + 7O = 0
Na3PO4 3Na + P + 4O = 0
2Mn + 7(-2) = 0
3(1) + P + 4(-2) = 0
2Mn = 14
3+P–8 = 0
Mn = +7 #
P = +5 #
MnSO4 Mn + SO4 = 0
2-
C2O 4 2C + 4O = -2
Mn + (-2) = 0
2C + 4(-2) = -2
Mn = +2 #
2C = 6
C
= +3 #
ขั้น ตอนการดุล สมการรีด อกซ์
1. หาธาตุที่มี O.N. เปลี่ยนไป ต่อ 1 อะตอมของธาตุ
2. นำาเลข O.N. ที่เปลี่ยนไปมาคูณไขว้ (เพื่อให้จำานวน
e- ที่ถ่ายเทเท่ากัน)
3. ดุลอะตอมของธาตุ (H กับ O ทำาทีหลัง)
4. ถ้าทอนได้ให้ทอนเป็นอัตราส่วนอย่างตำ่าด้วย
ตัวอย่างการดุลสมการรีดอกซ์
EX. FeCl3 + SnCl2 FeCl2 +
SnCl4
1. หาเลข O.N. ที่เปลี่ยนไป ต่อ 1 อะตอมของธาตุ

8. 8
FeCl3 + SnCl2 FeCl2 + SnCl4
+3 +2 +2
+4
รับ 1 e-
เสีย 2 e-
2. คูณไขว้จำานวน e- ให้ถ่ายเทเท่ากัน
2FeCl3 + SnCl2 FeCl2 + SnCl4
3. ดุลสมการ
2FeCl3 + SnCl2 2FeCl2 +
SnCl4
EX. KMnO4+ KNO2 + H2SO4
MnSO4 + H2O + KNO3 + K2SO4
1. หาเลข O.N. ที่เปลี่ยนไป ต่อ 1 อะตอมของธาตุ
KMnO4 + KNO2 + H2SO4 MnSO4
+ H2O + KNO3 + K2SO4
+7 +3 +2
+5
รับ 5 e-
เสีย 2 e-
2. คูณไขว้จำานวน e- ให้ถ่ายเทเท่ากัน
2KMnO4 + 5KNO2 + H2SO4 MnSO4
+ H2O + KNO3 + K2SO4
3. ดุลสมการ
2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4
2MnSO4 + 3H2O + 5KNO3 + K2SO4
การดุล สมการรีด อกซ์แ บบครึ่ง ปฏิก ิร ิย า
ทำาตามขั้นตอนดังนี้
1. ในสารละลายกรด
EX. Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+
วิธ ีท ำา 1. แยกครึ่งปฏิกิริยา
2+
Fe Fe3+ Cr2O72-
Cr3+

9. 9
2. ดุลอะตอม
Fe2+ Fe3+ Cr2O72-
2Cr3+
เติ ม H2O ด้ า นขาดออกซิ เ จน
เท่ากับจำานวนที่ขาดออกซิเจน
Cr2O72- 2Cr3+ +
7H2O
เติ ม H+ ด้ า นขาดไฮโดรเจน
เท่ากับจำานวนที่ขาดไฮโดรเจน
Cr2O72-- + 14H+
2Cr3+ + 7H2O
3. ดุลประจุ (โดยการเติม e- )
จาก Fe2+ Fe3+ + e-
จำานวนประจุเท่ากันคือ 2
Cr2O72- + 14H+ + 6 e- 2Cr3+ + 7H2O
จำานวนประจุเท่ากันคือ 6
4. ทำา การถ่ า ยเท e- ให้ เ ท่ า กั น (โดยการคู ณ ไขว้
จำานวน e- )
6Fe2+ 6Fe3+ + 6 e-
Cr2O72- + 14H+ + 6 e- 2Cr3+ + 7H2O
5. รวมสมการ
6Fe + Cr2O72- + 14H+
2+
6Fe3+
+ 2Cr3+ + 7H2O
2. ในสารละลายเบส
EX. I- + MnO4- ® I2 + MnO2
วิธ ีท ำา แยกครึ่งปฏิกิริยา
I-
I2 ดุ ล อ ะ ต อ ม
-
MnO4 MnO2
2I -
I2 ดุ ล ป ร ะ จุ

อะตอมของ Mn ดุลแล้ว
2I- I2 + 2 e- ∴
ดุล
O โดยเติม H2O ด้านขาด O เท่ากับ
จำานวนที่ขาด O2
4-
MnO4 MnO2 + 2H2O
เติม H+ ด้านขาด H เท่ากับจำานวนที่ขาด H

10. 10
MnO44- MnO2 + 2H2O

สารละลายเบสห้ามมีกรด ดังนั้นต้องเติม OH- ทั้ง 2
ด้าน
MnO4- + 4H+ + 4OH- MnO2 + 2H2O +
-
4OH

H+ + OH- H2O ดังนั้นจะได้ สมการ
เป็น
MnO4- + 4H2O MnO2 + 2H2O +
4OH -
หักล้าง H2O
-
MnO4 + 2H2O MnO2 + 4OH-
ดุลประจุ
MnO4- + 2H2O +3 e- MnO2 + 4OH-
ทำา e- ที่ถ่ายเทให้เท่ากัน (โดยคูณไขว้จำานวน e- )
Oxidation 2I- I2 + 2 e-
(1)
Reduction MnO4- + 2H2O + 3 e-
MnO2 + 4OH- (2)
(1)x3 จะได้ 6I-
3I2 + 6 e-
(2)x2 จะได้ 2MnO4- + 4H2O + 6 e-
2MnO2 + 8OH-
รวมสมการ 6I- + 2MnO4- + 4H2O 3I2 +
-
2MnO2 + 8OH
ประโยชน์ข องเซลล์ก ัล วานิก
เซลล์กัลวานิก อาจแบ่งออกได้เป็น 2 ลักษณะ คือ
1. เซลล์ป ฐมภูม ิ< Primary Cell>

11. 11
เป็น เซลล์ท ี่เ มื่อ ใช้แ ล้ว ไม่อ าจทำา ให้ก ลับ ไปสู่ส ภาพเดิม ได้อ ีก โดย
ใช้ศ ัก ย์ไ ฟฟ้า ภาพนอก เซลล์ช นิด นี้
ได้แก่ ดาเนียลเซลล์ เซลล์แห้ง และอื่นๆ
1.1 เซลล์แห้งหรือถ่านไฟฉาย
เซลล์แห้งหรือบางทีเรียกว่าเซลล์เลอคลัง เซลล์ (leclanche
cell) เป็นเซลล์ที่ใช้ในไฟฉาย ซึ่งมีลักษณะตามรูปที่ 1. กล่องของ
เซลล์ทำาด้วยโลหะสังกะสีซึ่งทำาหน้าที่เป็นขั้วลบ ส่วนแท่งคาร์บอน
หรือแกไฟต์ทำาหน้าที่เป็นขั้วบวก ภายในกล่องระหว่างสองอิเล็ก
โตรดบรรจุด้วยของผสมของแอมโมเนียมคลอไรด์, แมงกานีส (IV)
ออกไซด์, ซิงค์ (II) คลอไรด์, ผงคาร์บอนกับของแข็งอื่นที่ไม่มีส่วน
ในการทำาปฏิกิริยาและทำาให้ชุ่มด้วยนำ้า ระหว่างของผสมเหล่านี้
กับกล่องสังกะสีกั้นด้วยกระดาษพรุน ตอนบนของเซลล์ผนึกด้วย
วัสดุที่สามารถรักษาความชื้นภายในเซลล์ให้คงที่ เมื่อเซลล์ทำา
หน้าที่จ่ายไฟฟ้า Zn จะละลายเป็น Zn2+เป็นเหตุให้กล่องสังกะสี
เป็นขั้วลบ ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นจึงเป็นปฏิกิริยาออกซิเดชัน
Zn(s) ------------> Zn2+(aq) + 2e-
ที่ขั้วบวก แมงกานีส(IV) ออกไซด์ก็จะถูกรีดิวซ์
ซึ่งมีปฏิกิริยาครึ่งเซลล์เป็นดังนี้
2MnO2(s) + 8NH4+(aq) + 2e---->2Mn3+(aq)-4H2O + 8NH3<(aq)
เพราะฉะนั้นปฏิกิริยาสุทธิที่ได้จากปฏิกิริยาครึ่งเซลล์ทั้งสอง จึง
เป็น
Zn(s) +2MnO2(s) + 8NH+4(aq)-------->Zn2+(aq) + 2Mn3+(aq) +
8NH3(aq) +4H2O
ถ้ามีการจ่ายกระแสไฟฟ้ามากก็จะทำาให้เกิด NH3 ขึ้น ซึ่งจะ
เข้าทำาปฏิกิริยากับ Zn 2+
เกิดเป็นไอออนเชิงซ้อน เป็นต้นว่า
[Zn(NH3)4] และ [ Zn(NH3)4 ]2+ และ [ Zn(NH3)2(H2O)2]2+ เซลล์
2+
แห้งดังกล่าวจะให้ศักย์ไฟฟ้าประมาณ 1.5 โวลต์ การเกิดไอออน
เชิงซ้อนช่วยรักษาความเข้มข้นของ Zn2+ ไม่ให้สูงขึ้น จึงทำาให้
ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์เกือบคงที่เป็นเวลานานพอสมควร

12. 12
รูปที่1. ส่วนประกอบของเซลล์
แห้ง
1.2 เซลล์สำาหรับวัตถุประสงค์พิเศษ
สำาหรับเซลล์วัตถุประสงค์พิเศษ ที่จะกล่าวถึง ได้แก่ เซลล์รู
บิน-มาลลอรี่(Rubin-Mallory cell) หรือบางทีเรียกเซลล์
เมอร์คิวรี(Mercury cell) ซึ่งมีขนาดเล็กและใช้กันมากในเครื่องฟัง
เสียงสำาหรับคนหูพิการ หรือประโยชน์อื่นๆ เซลล์นี้ใช้กล่องสังกะสี
เป็นขั้วลบ แท่งคาร์บอน(แกรไฟต์ เป็นขั้วบวก คล้ายกับของเซลล์
แห้ง แต่ใช้อิเล็กโตรไลต์เป็นของผสมที่ชุ่มและเหนียวของ
เมอร์คิวรี (II) ออกไซด์ โซเดียมหรือโพแทสเซียมไฮ ดรอกไซด์
เซลล์นี้จะให้ศักย์ไฟฟ้าประมาณ 1.3 โวลต์ และมีปฏิกิริยาเคมีดังนี้
ขั้วลบ :Zn(s) + 2OH-(aq)----------->Zn(OH)2(s) +
2e-
ขั้วบวก :HgO(s) + 2H2O + 2e- --------->Hg(l) +
2OH-(aq)
ปฏิกิริยาสุทธิ : Zn(s) + HgO(s) + 2H2O ------>Zn(OH)2(s)
+ Hg(l)
1.3 ดาเนียลเซลล์ (Daniel Cell)
จากภาพ อิเล็กโตรดทองแดงประกอบด้วยโลหะ
ทองแดงบรรจุอยู่ในสารละลายอิ่มตัวของคอปเปอร์(||) ซัลเฟต (A)
ส่วนล่างของเซลล์มีผลึกของคอปเปอร์ซัลเฟตเพื่อให้สารละลายอิ่ม
ตัว สารอิเล็กโตรดสังกะสีประกอบด้วย โลหะสังกะสี( B ) ลอยอยู่
ในสารละลายสังกะสีซัลเฟตที่เจือจางไกล้ๆส่วนบนของเซลล์ เหนือ
สารละลายคอปเปอร์ซัลเฟตซึ่งมีความหนาแน่นมากกว่า เมื่อโลหะ
สังกะสีและทองแดงเชื่อมต่อกันด้วยลวด อิเล็กตรอนจะไหลผ่าน
เส้นลวดจากสังกะสีซึ่งถูกออกซิไดซ์ง่ายกว่าไปยังทองแดงซึ่งออก
ซิไดซ์ยากกว่า สังกะสีจะถูกออกซไดซ์กลายเป็น Zn2+ ใน

13. 13
สารละลาย ในขณะเดียวกัน Cu2+ จะถูกรีดิวซ์เป็นทองแดง ดัง
สมการ แอโนด : Zn------------->Zn2+ + 2e-
แคโทด : Cu2+ + 2e-------------->Cu
ปฏิกิริยาสุทธิ Zn + Cu2+---------------->Zn2+ + Cu
ถ้าความเข้มข้นของ Zn2+ เพิ่มขึ้น ปฏิกิริยาที่ขั้วบวก ( anode ) จะ
เลื่อนไปทางซ้าย เป็นผลให้ศักย์ไฟฟ้าของเซลล์ลดลง
เซลล์ที่ใช้หลักการเดียวกับดาเนียลเซลล์ แต่ใช้แคดเมียมและนิ
เกิลแทนสังกะสีและทองแดงใช้กันมากในแบตเตอรี่ เพราะมีอายุ
การใช้งานที่นานกว่า
2. เซลล์ท ุต ิย ภูม ิSecondary Galvanic Cell
เป็นเซลล์ที่สารซึ่งเป็นส่วนประกอบของเซลล์สามารถทำากลับ
ให้อยู่ในสภาพเดิมได้อีกโดยให้กระแสไฟฟ้าไหลผ่านในทิศทาง
ตรงกันข้ามกับการจ่ายไฟ (Discharge) วิธีการนี้เป็นการให้ประจุ
ใหม่แก่เซลล์ เซลล์ชนิดนี้ได้แก่ แบตเตอรี่ตะกั่ว และแบตเตอรี่แบบ
เอดิสันเป็นต้น
2.1 แบตเตอรี่สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่ว (lead storage battery)
แบตเตอรี่สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่วจะ ประกอบด้วยอิเล็กโตรส
องอันซึ่งเป็นแผ่นตะกั่ว และแผ่นเลด(IV) ออกไซด์ มีกรดซัลฟุริก
เจือจางเป็นอิเล็กโตรไลต์ เมื่อมีการจ่ายไฟฟ้า แผ่นตะกั่วจะถูกออก
ซิไดส์เป็นเลด (II) ไอออน และทำาหน้าที่เป็นขั้วลบ ดังรูป 2
Pb(s) --------->Pb2+(aq) + 2e-
เลด(II) ไอออนจะรวมตัวกับชัลเฟตไอออนเป็นเลด(II) ซัลเฟต
Pb2+(aq) + SO2-4(aq)------->PbSO4(s) รูปที่2 ส่วนประกอบ
ของแบตเตอรี่สะสมไฟฟ้าแบบตะกั่ว
เมื่อรวมสมการทั้งสองเข้าด้วยกัน ก็จะเป็นปฏิกิริยาครึ่งเซลล์ที่มี
การเกิดออกซิเดชัน
Pb(s) + SO2-4(aq) ------------>PbSO4(s) +2e-
อิเล็กตรอนจะเคลื่อนที่จากขั้วลบตามเส้นลวดไปยังอิเล็กโตรดอีก
อันหนึ่งที่เป็นเลด(IV) ออกไซด์ ซึ่งมีไฮโดรเจนไอออนจากอิเล็ก
โตรไลต์และจะถูกรีดิวซืดังสมการ
PbO2(s) +4H+(aq) +2e---------->Pb2+(aq) + 2H2O
และ Pb2+ จะรวมตัวกับ SO2-4 ที่มีในสารละลาย
Pb2+(aq) + SO2-4(aq)------------>PbSO4 (s)
ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นที่เลด (IV) ออกไซด์จึงเป็นปฏิกิริยาครึ่งเซลล์ที่มี
การเกิดรีดักชัน

14. 14
PbO2(s) + 4H+(aq) + SO2-4(aq) + 2e-
------------>PbSO4(s) + 2H2O
การจ่ายไฟฟ้าที่เกิดขึ้นจากทั้งสองอิเล็กโตรดอาจสรุปได้ดังนี้
ขั้วลบ : Pb(s) + SO2-4(aq)-------->PbSO4(s) +
2e-
ขั้วบวก : PbO2(s) + 4H+(aq) + SO2-4(aq) +
2e------------>PbSO4(s) + 2H2O
ปฏิกิริยาสุทธิ : Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(aq) + 2SO2-
4(aq)----->2PbSO4(s) +2H2O
ปฏิกิริยาของเชลล์ข้างบนเป็นแบบผันกลับได้ เพราะฉะนั้น
ถ้าต้องการให้ผันกลับก็จำาเป็นจะต้องมีการอัดไฟฟ้า โดยการต่อ
ขั้วบวกของเซลล์กับขั้วบวกของเครื่องอัดไฟฟ้าและขั้วลบกับ
ขั้วลบของเครื่องอัดไฟฟ้า ปฏิกิริยาสุทธิข้างบนก็จะเปลี่ยนทิศทาง
เป็นจากขวาไปซ้าย ในลักษณะนี้เลด(II) ซัลเฟตที่ขั้วลบก็จะ
เปลี่ยนเป็นตะกั่ว ส่วนอีกขั้วหนึ่ง เลด(II) ซัลเฟตจะเปลี่ยนเป็นเลด
(IV) ออกไซด์ ตามปฏิกิริยาของแบตเตอรี่สะสมแบบตะกั่วจะเห็น
ว่าในขณะที่มีการจ่ายไฟฟ้า ความเข้มข้นของกรดจะลดลงเรื่อยๆ
ตามปกติตอนที่มีศักย์ ไฟฟ้าเต็มที่จะมีความถ่วงจำาเพาะ ประมาณ
1.25 ถึง 1.30 แล้วแต่อุณหภูมิในขณะนั้นๆ ถ้าหากเมื่อใดมี
ความถ่วงจำาเพาะตำ่ากว่า 1.20 ที่อุณหภูมิของห้องก็ควรจะมีการอัด
ไฟฟ้าได้ แต่ละเซลล์ของแบตเตอรี่จะมีศักย์ไฟฟ้าประมาณ 2
โวลต์ เพราะฉะนั้นถ้ารถยนต์ใช้แบตเตอรี่ 12 โวลต์ก็จะต้อง
ประกอบด้วย 6 เซลล์

15. 15
2.ภาพประกอบของแบตเตอรี่สะสม
ไฟฟ้าแบบตะกั่ว
2.2 แบตเตอรี่สะสมไฟฟ้าแบบเอดิสัน (Edison storage battery)
แบตเตอรี่แบบนี้ประกอบแผ่นเหล็กกล้า บรรจุผงเหล็ก
ละเอียดส่วนนี้ทำาหน้าที่เป็นขั้วลบ สำาหรับขั้วบวกเป็นแผ่น
เหล็กกล้าบรรจุด้วยนิเกิล(IV) ออกไซด์ไฮเดรต ส่วนอิเล็กโตรไลต์
เป็นสารละลายที่มีโพแทสเซียมไฮดรอกไซด์ 21% ผสมลิเที่ยมไฮ
ดรอกไซด์เล็กน้อย เมื่อมีการจ่ายไฟฟ้า ปฏิกิริยาครึ่งเซลล์เกิดขึ้น
ดังนี้
ขั้วลบ : Fe(s) + 2OH-(aq)
----------->Fe(OH)2(s) + 2e-
ขั้วบวก : NiO2(s) + 2H2O + 2e- ---------->Ni(OH)2(s)
+ 2OH-(aq)
ปฏิกิริยาสุทธิ : Fe(s) + NiO2(s) + 2H2O-----------
>Fe(OH)2(s) + Ni(OH)2(S)
เมื่อมีการอัดไฟฟ้า ปฏิกิริยาจะเปลี่ยนทิศทางจากขวาไป
ซ้าย ศักย์ไฟฟ้าของแต่ละเซลล์ของแบตเตอรี่แบบเอดิสัน มีค่า
ประมาณ 1.4 โวลต์
ถ้าใช้ผงแคดเมียมมาแทนผงเหล็กจะเป็นแบตเตอรี่สะสม
ไฟฟ้าแบบนิกเกิล-แคดเมียม ซึ่งมีศักย์ไฟฟ้าประมาณ 1.3 โวลต์
และมีปฏิกิริยาครึ่งเซลล์ พอสรุปได้ดังนี้
ขั้วลบ : Cd(s) + 2OH-(aq)
----------->Cd(OH)2(s) + 2e-
ขั้วบวก: NiO2(s) + 2H2O + 2e-
----------->Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq)
ปฏิกิริยาสุทธิ : Cd(s) + NiO2(s) + 2H2O
---------->Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)
แบตเตอรี่ทั้งสองแบบที่กล่าวถึงในหัวข้อที่ 2. มีข้อดีคือ สามารถ
เก็บไว้นานๆได้โดยไม่เสื่อมคุณภาพ ให้ศักย์ไฟฟ้าค่อนข้างคงที่
ใช้กับอุปกรณ์วัดแสงในการถ่ายรูป เครื่องคิดเลข และอื่นๆ

16. 16
ประโยชน์ของเซลล์อิเล็กโทรไลต์
การชุบ
หลักการทั่วไปสำาหรับการชุบโลหะด้วยไฟฟ้า
1.ใช้โลหะที่จะชุบเป็นแคโทด
2.จะชุบด้วยโลหะใดใช้โลหะนั้นเป็นแอโนด
3.สารละลายอิเล็กโทรไลต์ ต้องมีไอออนของโลหะที่เป็นแอโนด
4.ใช้ไฟฟ้ากระแสตรง และควบคุมศักดิ์ไฟฟ้าของเซลล์ให้เหมาะ
สม
เช่นการชุบช้อนสังกะสีด้วยเงิน กระทำาดังแผนภาพ
การทำา โลหะให้บ ริส ุท ธิ์
การทำาโลหะให้บริสุทธิ์ด้วยกระบวนการอิเล็กโทรลิซิส ใช้หลัก
การเดียวกับกับการชุบด้วยไฟฟ้า โดยใช้โลหะที่บริสุทธิ์เป็น
แคโทด โลหะที่ไม่บริสุทธิ์เป็นแอโนด และใช้สารละลายที่มี
ไอออนของโลหะดังกล่าวเป็นอิเล็กโทรไลต์ เช่นการทำาทองแดง
ให้บริสุทธิ์
โดยทั่วๆไปจะได้ทองแดงจากการถลุงแร่ ซึ่งจะมีความ
บริสุทธิ์ไม่เกิน 99% ที่เหลือจะเป็นพวกสิ่งเจือปนต่าง ๆ เช่น Fe
Ag Au Pt และ Zn ถ้าใช้กระบวนการอิเล็กโทรลิซิสเข้าช่วย จะ
ได้ทองแดงที่มีความบริสุทธิ์ถึง 99.95% ในอุตสาหกรรมจะสร้าง
เซลล์ดังนี้
การผุก ร่อ นของโลหะและการ
ป้อ งกัน
การผุกร่อนของโลหะที่พบบ่อยในชีวิตประจำาวันได้แก่
เหล็กเป็นสนิม (สนิมเหล็กเป็นออกไซด์ของเหล็ก Fe2O3.xH2O) ซึ่ง
เกิดจากสาเหตุหลายประการ ตัวอย่างเช่น การที่อะตอมของโลหะ
ที่ถูกออกซิไดส์แล้วรวมตัวกับออกซิเจนในอากาศเกิดเป็นออกไซด์
ของโลหะนั้น เช่น สนิมเหล็ก(Fe2O3) สนิมทองแดง (CuO) หรือ
สนิมอลูมิเนียม(Al2O3) การเกิดสนิมมีกระบวนการซับซ้อนมากและ
มีลักษณะเฉพาะตัวดังนี้
1. การผุกร่อนของโลหะ คือปฏิกิริยาเคมีที่เกิดระหว่างโลหะกับ
ภาวะแวดล้อม
2. ภาวะแวดล้อมที่ทำาให้ผุกร่อน คือ ความชื้น และ

17. 17
ออกซิเจน(H2O, O2) หรือ H2O กับอากาศ
3. ปฏิกิริยาเคมีที่เกิดในการผุกร่อน เป็นปฏิกิริยารีดอกซ์
3.1 โลหะที่เกิดปฏิกิริยา Oxidation (ให้อิเล็กตรอน)
3.2 ภาวะแวดล้อมเป็นฝ่ายรับอิเล็กตรอน เกิดปฏิกิริยา Reduction
4. สมการแสดงปฏิกิริยาการผุกร่อน (เกิดจากการทดลอง)
โลหะ + ภาวะแวดล้อม -----> Ion ของโลหะ + เบส
Fe (s) + H2O (l) + O2 (g) -----> Fe2+ (aq) + OH- (aq)
Fe2+ ทดสอบโดยใช้สารละลาย K3Fe(CN)6 จะได้สีนำ้าเงิน ถ้า
สีนำ้าเงินเข้ม แสดงว่ามี Fe2+ มาก ถ้าจางมี Fe2+ น้อย
เบส(OH-) ทดสอบโดยสารละลายฟินอล์ฟทาลีน ได้สีชมพู
5. ในการ Balance สมการ
เมื่อเหล็กสัมผัสกับอากาศและความชื้น อะตอมของเหล็กจะเกิด
ปฏิกิริยาออกซิเดชันดังสมการ
Fe (s) ------> Fe2+ (aq) + 2e …………………………….….
(1) (Oxidation)
นำ้าและออกซิเจนรับอิเล็กตรอนจากเหล็ก ดังสมการ
2H2O (l) + O2 (g) + 4e ------> 4OH- (aq)
…………………..(2) (Reduction)
(1) * 2 + (2) ; 2Fe + 2H2O + O2 -------> 2Fe2+ + 4OH- (Redox)
การป้อ งกัน สนิม เหล็ก
1. ทาสี ทานำ้ามัน การรมดำา และการเคลือบพลาสติก เป็นการ
ป้องกันการถูกกับ O2 และความชื้น ซึ่งเป็นการป้องกันการเกิดสนิม
ของโลหะได้และเป็นวิธีที่สะดวกและให้ผลดีในการป้องกันสนิม
2. โลหะบางชนิดมีสมบัติพิเศษ กล่าวคือเมื่อทำาปฏิกิริยากับ
ออกซิเจนจะเกิดเป็นออกไซด์ของโลหะเคลือบอยู่บนผิวของโลหะ
นั้นและไม่เกิดการผุกร่อนอีกต่อไป โลหะที่มีสมบัติดังกล่าวได้แก่
อลูมิเนียม ดีบุก และสังกะสี การชุบ หรือเคลือบโดยโลหะที่ Oxide
ของโลหะนั้นคงตัว สลายตัวยาก จะเป็นผิวบางๆ คลุมผิวโลหะอีกที
ได้แก่ Cr (โครเมียม) และอลูมิเนียม(Al) เป็นต้น ดังนั้น
Cr2O3.Al2O3 สลายตัวยาก เรียกชื่อว่าวิธี อะโนไดซ์ (Anodize)
หมายเหตุ เหล็กกล้าไม่เกิดสนิม (stainless steel) เป็น Fe ผสม
Cr
3. การผุกร่อนของโลหะมีปฏิกิริยาเกิดขึ้นเช่นเดียวกับ
แอโนดในเซลล์อิเล็กโทรไลต์ ดังนั้นถ้าไม่ต้องการให้เกิดการผุ
กร่อนจึงต้องให้โลหะนั้นมีสภาวะเป็นแคโทดหรือคล้ายกับแคโทด
โดยใช้โลหะที่เสีย e- ง่ายกว่าเหล็กไปอยู่กับเหล็ก ได้แก่ Fe ชุบ Zn

18. 18
สำาหรับมุงหลังคา การฝังถุง Mg ตามท่อ หรือการผูก Mg ตามโครง
เรือ จะทำาให้ Fe ผุช้าลง เนื่องจาก Zn & Mg เสีย e ง่ายกว่า Fe จะ
เสีย e แทน Fe เรียกชื่อวิธี แคโธดิก (Cathodic)
4. การป้องกันการผุกร่อนของโลหะในระบบหล่อเย็นแบบปิด
เครื่องยนต์ที่ใช้ในรถยนต์หรือเครื่องมือผลิตกระแสไฟฟ้าจะ
ใช้ระบบหล่อเย็นแบบปิดเพื่อรักษาอุณหภูมิของเครื่องยนต์ไม่ให้
สูงมากเกินไป สารหล่อเย็นที่ใช้คือนำ้าซึ่งมีออกซิเจนละลายอยู่ ถ้า
เครื่องยนต์มีโลหะผสมของอลูมิเนียม ออกซิเจนที่ละลายอยู่ในนำ้า
จะถูกใช้ในการสร้างฟิล์มอลูมิเนียมออกไซด์ และฟิล์มนี้จะป้องกัน
การผุกร่อนเครื่องยนต์ได้ แต่ถ้าเครื่องยนต์มีส่วนประกอบที่เป็น
โลหะผสมของเหล็ก ส่วนประกอบของเครื่องยนต์ที่สัมผัสกับนำ้าจะ
เกิดการผุกร่อนได้ เนื่องจากออกไซด์ของเหล็กไม่มีสมบัติในการ
เป็นสารเคลือบผิว จึงต้องเติมสารยับยั้งการกัดกร่อนซึ่งประกอบ
ด้วยสารประกอบของไนไตรต์โบแรกซ์ สารนี้จะทำาให้นำ้าในระบบ
หล่อเย็นมี pH สูงกว่า 8.5 และทำาให้โลหที่เป็นส่วนประกอบของ
เครื่องยนต์เกิดปฏิกิริยาออกซิเดชันได้ยาก การผุกร่อนของโลหะ
จึงลดลง นอกจากนี้การใช้ระบบปิดมีผลดีอีกประการหนึ่งคือ
เป็นการจำากัดปริมาณของออกซอเจนที่ละลายลงไปในนำ้าจึงทำาให้
การผุกร่อนของโลหะลดลง
ความก้าวหน้าทางเทคโนโลยีที่เกี่ยวข้องกับเซลล์ไฟฟ้า
เคมี
1. การทำา อิเ ล็ก โทรไดอะลิซ ิส นำ้า ทะเล
อิเล็กโทรไดอะลิซิสเป็นเซลล์อิเล็กโทรไลต์ที่ใช้แยกไอออน
ออกจากสารละลายโดยให้ไอออนเคลื่อนที่ผ่านเยื่อบางๆ ไปยังขั้ว
ไฟฟ้าที่มีประจุตรงกันข้ามซึ่งอยู่ริมทั้งสองด้านทำาให้สารละลาย
ส่วนกลางมีความเข้มข้นไอออนลดลงจึงนำาหลักการนี้ไปแยก
ไอออนของโซเดียมและคลอไรด์ไอออนออกจากนำ้าทะเลเพื่อผลิต
นำ้าจืดจากทะเลได้
2. เซลล์เ ชื้อ เพลิง (fuel cell)
อีกวิธหนึ่งที่ใช้เปลี่ยนพลังงานเคมีเป็นพลังงานไฟฟ้าได้แก่
ี
เซลล์เชื้อเพลิง ซึ่งมีได้หลายแบบ ขึนกับว่าจะใช้สารอะไรเป็นเชื้อ
้
เพลิง เช่น ออกซิเจน(จากอากาศ) และนำ้ามันเชื้อเพลิง (fossil fuel)
หรือไฮโดรเจนและไฮดราซีน (hydrazine,N2H4) แต่เชื้อเพลิงที่ใช้
กันมากได้แก่ H2 และ O2 ซึ่งใช้กันในยานอวกาศ เพราะเชื้อเพลิง
ที่ใช้ยิงจรวดเป็นเชื้อเพลิงชนิดเดียวกัน เซลล์เชื้อเพลิง H2 - O2

19. 19
แสดงในรูป ซึ่งแบ่งได้เป็นสามห้อง คือห้องทางซ้ายเป็นทางเข้า
ของ H2 และห้องทางขวาซึ่งเป็นทางเข้าของ O2 และห้องที่มี
ตำาแหน่งอยู่กลางบรรจุอิเล็กโตรไลต์ซึ่งเป็นสารละลายเบส ห้องทั้ง
สามแยกออกจากกันด้วยขั้วไฟฟ้าที่มีลักษณะพรุน (porous
electrode) ที่ทำาด้วยวัตถุตัวนำา เช่น คาร์บอนผสมด้วยแพลตินัมเล็ก
น้อย เพื่อทำาหน้าที่เป็นตัวเร่ง เมื่อป้อน H2 และ O2 เข้าทางห้องทาง
ซ้ายและทางขวาพร้อมกัน แก๊สทั้งสองจะแพร่ผ่านไปยังขั้วไฟฟ้า
และทำาปฏิกิริยากับอิเล็กโตรไลต์ในห้องกลาง ออกซิเจนถูกรีดิวซ์ที่
คาโทดเกิดเป็น OH- ดังนี้
คาโทด O2(g)+2H2O(I)+4e- ------------------>4OH-(aq)
อิออน OH-จะซึมผ่านไปยังแอโนด และทำาปฏิกิริยากับ H2 ดังนี้
H2(g)+2OH-(aq)------------------>2H2O(I)+2e-
ปฏิกิริยาสุทธิของเซลล์คือ การเปลี่ยน H2 (g)และ O2(g) เป็นนำ้า
นั่นเอง
2H2(g)+O2(g) ------------------> 2H2O(I)
โดยปกติจะใช้อุณหภูมิสูงพอ เพื่อนำ้าที่ได้สามารถระเหยออกจาก
เซลล์ และควบแน่นเป็นนำ้าดื่มสำาหรับมนุษย์อวกาศ ถ้านำาเชื้อเพลิง
หลายๆเซลล์มาต่อเข้าด้วยกัน จะสามารถผลิตกระแสไฟฟ้าได้
หลายๆกิโลวัตต์ เซลล์เชื้อเพลิงมีข้อดีหลายประการเมื่อเปรียบ
เทียบกับเซลล์แห้งหรือเซลล์สะสมตะกั่ว เช่นสามารถป้อนเชื้อเพลิง
ตลอดเวลา จึงได้เกิดพลังงานขึ้นอย่างไม่มีที่สิ้นสุดและมี
ประสิทธิภาพสูงกว่า นอกจากนี้แล้ว เซลล์เชื้อเพลิงสามารถ
เปลี่ยนพลังงานเคมีเป็นพลังงานไฟฟ้าได้โดยตรง โดยไม่มีผลิตผล
พลอยได้ที่ไม่พึงปรารถนาอย่างอื่น (การผลิตกระแสไฟฟ้าที่ใช้
กันในปัจจุบันทั่วไปต้องใช้เชื้อเพลิงในการต้มนำ้าให้ได้ไอเพื่อนำา
ไปหมุนกังหันที่ต่อ) และยังมีประสิทธิภาพสูงกว่า (เซลล์เชื้อเพลิง
อาจมีประสิทธิภาพมากกว่า 80% เปรียบเทียบกับเครื่องกำาเนิด
ไฟฟ้ากังหันไอนำ้า ซึ่งทั่วไปสูงเพียงประมาณ 40% เท่านั้น)เซลล์
เชื้อเพลิงจึงอาจเป็นแหล่งพลังงานที่สำาคัญในอนาคต

20. 20
3.ภาพของเซลล์เชื้อเพลิง