विद्युतरासायनिक विभव समीकरण और उसका अर्थ। गैलवानी क्षमता. विद्युत रासायनिक क्षमता. रक्त में लिपोप्रोटीन का परिवहन: विभिन्न लिपोप्रोटीन की संरचना, संरचना और कार्यों की विशेषताएं। वसा और कोलेस्ट्रॉल के चयापचय में भूमिका. एकाग्रता में परिवर्तन की सीमा

इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री के सामान्य प्रावधान।

इलेक्ट्रोलाइट समाधान.

पानी का इलेक्ट्रोलाइटिक पृथक्करण।

बिजली उत्पन्न करनेवाली सेल। डैनियल-जैकोबी तत्व।

इलेक्ट्रोड क्षमता का उद्भव.

हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड. इलेक्ट्रोड क्षमता का मापन. मानक इलेक्ट्रोड क्षमताएँ।

नर्नस्ट समीकरण.

हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड की इलेक्ट्रोड क्षमता.

विद्युत रसायन प्रणालियों का वर्गीकरण.

रासायनिक शृंखलाएँ.

रेडॉक्स प्रतिक्रियाएं।

इलेक्ट्रोलिसिस।

इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री के सामान्य प्रावधान।

इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री- एक विज्ञान है जो उन प्रक्रियाओं का अध्ययन करता है जो बिजली के कारण होती हैं, या जिस प्रक्रिया में बिजली बनती है, यानी। रासायनिक और विद्युत ऊर्जा का पारस्परिक संक्रमण।

नीचे दी गई प्रतिक्रिया रासायनिक या विद्युत रासायनिक रूप से की जा सकती है।

Fe 3+ +Cu + = Fe 2+ +Cu 2+

रासायनिक प्रतिक्रिया।

1. प्रतिभागियों की सीधी टक्कर से इलेक्ट्रॉन का मार्ग बहुत छोटा हो जाता है।

2. टक्कर प्रतिक्रिया प्रणाली के किसी भी भाग में होती है। इसका तात्पर्य अंतःक्रिया की गैर-दिशात्मकता से है।

3. ऊर्जा प्रभाव को ऊष्मा के रूप में व्यक्त किया जाता है।

विद्युतरासायनिक प्रतिक्रिया.

1. इलेक्ट्रॉन का पथ इलेक्ट्रॉन के आकार की तुलना में बड़ा होना चाहिए। इसका तात्पर्य यह है कि प्रतिक्रिया में भाग लेने वालों को स्थानिक रूप से अलग किया जाना चाहिए।

2. प्रतिक्रिया प्रतिभागियों के बीच सीधे संपर्क को धातु इलेक्ट्रोड के संपर्क से बदल दिया जाता है।

3. प्रतिक्रिया स्थान की आवश्यकता.

4. इलेक्ट्रोड एक उत्प्रेरक है - इससे प्रक्रिया की सक्रियण ऊर्जा में कमी आती है।

विद्युत रासायनिक प्रणाली के घटक:

1. इलेक्ट्रोलाइट्स- वे पदार्थ जिनके पिघलने या घोल से विद्युत धारा प्रवाहित होती है,

2. इलेक्ट्रोड- विद्युत धारा के इलेक्ट्रॉनिक संवाहक,

3. बाहरी सर्किट- इलेक्ट्रोड को जोड़ने वाले धातु कंडक्टर।

इलेक्ट्रोलाइट समाधान.

इलेक्ट्रोलाइटिक पृथक्करण का सिद्धांत.

यह सिद्धांत 1883-1887 में अरहेनियस द्वारा प्रस्तावित किया गया था और बाद में मेंडेलीव और काब्लुकोव के कार्यों में विकसित किया गया था।

इस सिद्धांत के अनुसार, जब एक इलेक्ट्रोलाइट को पानी में घोला जाता है, तो यह विपरीत रूप से आवेशित आयनों में विघटित हो जाता है। धनावेशित आयन कहलाते हैं फैटायनों; इनमें शामिल हैं, उदाहरण के लिए, धातु और हाइड्रोजन आयन (H+)। ऋणावेशित आयन कहलाते हैं ऋणायनइनमें अम्लीय अवशेषों के आयन और हाइड्रॉक्साइड आयन शामिल हैं।

ध्रुवीय विलायक अणुओं के प्रभाव में पदार्थ के अणुओं के आयनों में विघटित होने की प्रक्रिया को कहा जाता है, और जब वे पिघलते हैं तो इसे कहा जाता है इलेक्ट्रोलाइटिक पृथक्करण. केवल वे अणु जिनके रासायनिक बंधन में आयनिकता की पर्याप्त उच्च डिग्री होती है, आयनों में विघटित हो सकते हैं।

अणुओं का वह अंश जो आयनों में टूट जाता है, कहलाता है पृथक्करण की डिग्रीऔर आमतौर पर इसे  से दर्शाया जाता है।

कहाँ एन- क्षयित अणुओं की संख्या, एन- अणुओं की कुल संख्या

 - इलेक्ट्रोलाइट्स की मात्रात्मक विशेषताएं:

 >30% - मजबूत इलेक्ट्रोलाइट्स;

3%<  >30% - मध्यम शक्ति इलेक्ट्रोलाइट्स:

 <3% - слабые электролиты.

मजबूत इलेक्ट्रोलाइट्स में एसिड शामिल हैं: एचसीएलओ 4, एचसीएल, एचएनओ 3, एचबीआर, एच 2 एसओ 4; क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुओं के हाइड्रॉक्साइड, आयनिक क्रिस्टल जाली वाले कई लवण, पानी में अत्यधिक घुलनशील।

मध्यम शक्ति के इलेक्ट्रोलाइट्स के लिए - एसिड: एचएफ, एच 3 पीओ 4, एच 2 एसओ 3; खराब घुलनशील धातु हाइड्रॉक्साइड, विभिन्न लवण।

कमजोर इलेक्ट्रोलाइट्स एसिड होते हैं: एच 2 सीओ 3, एच 2 एस, एचसीएन; अधिकांश कार्बनिक अम्ल, डी-तत्वों के हाइड्रॉक्साइड, पानी में थोड़ा घुलनशील लवण।

विभिन्न इलेक्ट्रोलाइट्स के पृथक्करण की डिग्री संबंधित तालिकाओं में दी गई हैं।

इलेक्ट्रोलाइट्स की दूसरी मात्रात्मक विशेषता है पृथक्करण निरंतर. संबंध को डीऔर  बाइनरी इलेक्ट्रोलाइट के उदाहरण का उपयोग करके इस पर विचार किया जा सकता है। बाइनरी इलेक्ट्रोलाइटएक इलेक्ट्रोलाइट है जिसमें एक एकल आवेशित आयन और एक धनायन होता है।

साथ- समाधान की कुल एकाग्रता;

साथ ए- असंबद्ध अणुओं की सांद्रता;

साथ+ - धनायनों की सांद्रता;

साथ– - आयनों की सांद्रता.

, कहाँ साथ + = सी- = साथ ; सी ए = (1- )साथ

- ओस्टवाल्ड का तनुकरण का नियम।

पृथक्करण की डिग्री  इलेक्ट्रोलाइट सांद्रता, तापमान और दबाव पर निर्भर करता है।

पृथक्करण निरंतर क डीतापमान और दबाव पर निर्भर करता है.

पृथक्करण की उनकी क्षमता के आधार पर, इलेक्ट्रोलाइट्स के 4 वर्ग हैं:

1. मैदान OH - और मुख्य अवशेष बनाने के लिए अलग हो जाते हैं। पृथक्करण चरणबद्ध और उलटा होता है।

पहले चरण में पृथक्करण.

दूसरे चरण तक

2. अम्ल H+ और एक एसिड अवशेष बनाने के लिए चरणबद्ध और उलटा ढंग से अलग करें।

पहला चरण;

- दूसरा चरण.

3. पृथक्करण एम्फोलाइट्सस्थितियों के आधार पर एक बुनियादी या अम्लीय तंत्र के माध्यम से होता है।

4. लवणमजबूत इलेक्ट्रोलाइट्स हैं. उनका पृथक्करण अपरिवर्तनीय है; कनेक्शन का प्रकार - आयनिक।

इलेक्ट्रोलाइटिक पृथक्करण की क्षमता न केवल इलेक्ट्रोलाइट पर निर्भर करती है, बल्कि विलायक पर भी निर्भर करती है।

कूलम्ब के नियम के अनुसार, स्थिरवैद्युत आकर्षण ( एफ) दो विपरीत आवेश (q 1 और q 2), जिनके बीच की दूरी r है:

 माध्यम का ढांकता हुआ स्थिरांक है, अर्थात, माध्यम का ढांकता हुआ स्थिरांक जितना अधिक होगा, कण एक दूसरे के साथ जितने कमजोर होंगे, अणुओं के आयनीकरण की संभावना उतनी ही अधिक होगी। इसलिए, उच्च ढांकता हुआ स्थिरांक वाले सॉल्वैंट्स में मजबूत आयनीकरण गुण होते हैं। पानी का उच्च ढांकता हुआ स्थिरांक इसके उच्च आयनीकरण प्रभाव का एकमात्र कारण नहीं है। पानी के अणुओं की द्विध्रुवीय प्रकृति, जिसमें एकाकी इलेक्ट्रॉन जोड़े होते हैं, दाता-स्वीकर्ता संपर्क के कारण हाइड्रेटेड आयन बनाने की इसकी महत्वपूर्ण क्षमता निर्धारित करती है, और इस मामले में जारी आयन हाइड्रेशन ऊर्जा इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण की ताकतों पर काबू पाने के लिए आवश्यक ऊर्जा की भरपाई करती है। पदार्थ के क्रिस्टल जालक में आयन। कम ढांकता हुआ स्थिरांक वाले सॉल्वैंट्स में, आयन एक दूसरे के प्रति काफी दृढ़ता से आकर्षित होते रहते हैं, आयन जोड़े के रूप में शेष रहते हैं।

व्याख्यान 15

1. इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री की अवधारणा. परमाणुओं में आवेशित कण होते हैं - नाभिक (+) और इलेक्ट्रॉन (-), लेकिन सामान्य तौर पर वे विद्युत रूप से तटस्थ होते हैं। विद्युत आवेशों की उपस्थिति ध्यान देने योग्य नहीं हो सकती है। लेकिन कभी-कभी हमें विद्युतीकरण का सामना करना पड़ता है। हम अपने बालों में कंघी करते हैं, लेकिन हमारे सिर के बाल उड़ रहे हैं। कपड़े शरीर से चिपक जाते हैं, और आप बिजली के डिस्चार्ज की कर्कश ध्वनि भी सुन सकते हैं। इससे एक सार्वभौमिक घटना का पता चलता है - चरण सीमाओं पर विद्युत आवेशों का उद्भव। संपर्क करने वाली सतहें कभी-कभी अनायास, कभी-कभी कार्य के व्यय के साथ (घर्षण द्वारा विद्युतीकरण का मामला) विपरीत विद्युत आवेश प्राप्त कर लेती हैं। स्पष्ट उदाहरणों के अलावा, बैटरियों में विद्युत धारा का कारण सतही आवेश होते हैं; थर्मोलेमेंट्स का संचालन; तंत्रिका कोशिकाओं की झिल्लियों पर आवेश तंत्रिका आवेगों के संचालन को सुनिश्चित करते हैं; नैनोकणों पर आवेश बिखरी हुई प्रणालियों को स्थिर करते हैं, आदि। बिजली नाम एम्बर की विद्युतीकरण करने की क्षमता से उत्पन्न हुआ (ग्रीक में hlektro - एम्बर।)

भौतिक रसायन विज्ञान की वह शाखा जो रासायनिक और विद्युत घटनाओं के बीच संबंधों का अध्ययन करती है, कहलाती है इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री. इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री की मुख्य समस्याएं रासायनिक प्रतिक्रियाओं के दौरान विद्युत घटनाओं की घटना और बिजली के संपर्क में आने पर रासायनिक प्रतिक्रियाओं की घटना हैं।

इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री के संस्थापक दो इतालवी डॉक्टर माने जाते हैं, लुइगी गैलवानी (1737-1798, बोलोग्ना) और एलेसेंड्रो वोल्टा (1745-1827)। जड़ तक गैल्वेनोबीएमई में 15 लेख हैं।

गैल्वेनोकॉस्टिक्स

बिजली से धातु चढ़ाने की क्रिया

गैल्वेनोट्रोपिज्म, आदि।

गैल्वेनिक सेल नाम गैल्वेनी उपनाम से आया है।

इलेक्ट्रोकेमिकल प्रणाली एक विषम प्रणाली है जिसमें विद्युत प्रवाह एक सहज प्रतिक्रिया (गैल्वेनिक सेल) के कारण उत्पन्न होता है या एक गैर-सहज प्रतिक्रिया विद्युत कार्य (इलेक्ट्रोलाइज़र) के व्यय के कारण होती है। सिस्टम की दोहरी क्रिया संभव है: आवेशित अवस्था में यह वर्तमान स्रोत के रूप में कार्य करता है, और चार्जिंग प्रक्रिया के दौरान इलेक्ट्रोलाइज़र के रूप में कार्य करता है। इस उपकरण को बैटरी कहा जाता है। यह बात सभी जिज्ञासु लोग जानते हैं।

एक विद्युत रासायनिक प्रतिक्रिया चरण सीमा के पार आवेशों के स्थानांतरण के साथ होने वाली प्रतिक्रिया है।

2. सतही क्षमता की विविधताएँ. संपर्क चरणों की प्रकृति के आधार पर, कई प्रकार की सतह क्षमताएं प्रतिष्ठित होती हैं।

- संपर्क क्षमता दो धातुओं के बीच इंटरफेस पर होती है। जिंक और तांबे के बीच संपर्क के मामले में, जिंक, जो अधिक आसानी से इलेक्ट्रॉन छोड़ता है, सकारात्मक रूप से चार्ज होता है, और तांबा नकारात्मक रूप से चार्ज होता है। अतिरिक्त चार्ज धातु इंटरफ़ेस के साथ केंद्रित होते हैं, जिससे एक विद्युत दोहरी परत बनती है।

यदि ऐसी बाईमेटल को एसिड में डुबोया जाता है, तो H + आयनों को कम करने वाले इलेक्ट्रॉन तांबे की सतह को छोड़ देते हैं, और साथ ही धातु की सतह से जिंक आयन घोल में चले जाते हैं:

- प्रसार क्षमता दो तरल इलेक्ट्रोलाइट्स के बीच इंटरफेस पर होती है। ये अलग-अलग सांद्रता वाले एक ही पदार्थ के घोल, या अलग-अलग पदार्थों के घोल, या एक घोल और एक विलायक हो सकते हैं। जाहिर है, ऐसी सीमा अस्थिर है। आयन प्रसार होता है, जिससे संभावित अंतर उत्पन्न होता है। आइए मान लें कि सिस्टम में 1 mol/l की समान सांद्रता वाले पोटेशियम क्लोराइड और हाइड्रोजन क्लोराइड के घोल शामिल हैं। HCl घोल में K + आयनों का प्रसार होता है और KCl घोल में H + आयनों का प्रतिप्रसार होता है। हाइड्रोजन आयनों का प्रसार उच्च दर से होता है (दिशा एक लंबे तीर द्वारा दिखाई जाती है), जिसके परिणामस्वरूप KCl घोल के किनारे पर धनात्मक आवेश की अधिकता होती है, और समाधान के किनारे पर ऋणात्मक आवेश होता है। एसिड समाधान. एक संभावित उछाल φ अंतर होता है।

- झिल्ली क्षमता विभिन्न प्रकृति के आयनों के प्रति चयनात्मक पारगम्यता की विशेषता वाली झिल्ली पर होती है। आइए हम अलग-अलग सांद्रता वाले क्लोराइड के घोल की कल्पना करें, जो एक झिल्ली से अलग होता है जो क्लोरीन आयनों को गुजरने की अनुमति देता है, लेकिन सोडियम आयनों को गुजरने की अनुमति नहीं देता है। तब सीएल-आयनों की एक निश्चित मात्रा उच्च सांद्रता वाले घोल से कम सांद्रता वाले घोल में चली जाएगी। शेष अतिरिक्त Na + आयन, सीएल-आयनों को आकर्षित करते हैं और झिल्ली के पार परिवहन को रोकते हैं। संतुलन अवस्था के अनुरूप एक निश्चित संभावित छलांग स्थापित की जाती है।

- इलेक्ट्रोड क्षमता धातु (पहली तरह का कंडक्टर) और इलेक्ट्रोलाइट (दूसरी तरह का कंडक्टर) के बीच इंटरफेस पर उत्पन्न होती है। इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री में इलेक्ट्रोड क्षमता का सबसे बड़ा महत्व है, क्योंकि रासायनिक वर्तमान स्रोतों का संचालन इसी घटना पर आधारित है। धातु और इलेक्ट्रोलाइट से युक्त प्रणाली को इलेक्ट्रोड कहा जाता है। आगे हम कई प्रकार के इलेक्ट्रोड के बारे में बात करेंगे। अब, एक उदाहरण के रूप में, एक धातु आयन इलेक्ट्रोड (पहली तरह का इलेक्ट्रोड) Cu/Cu 2+ पर विचार करें। तांबे की धातु की एक प्लेट को तांबे के नमक के घोल में डुबोया जाता है, उदाहरण के लिए CuSO4। इलेक्ट्रोड को परंपरागत रूप से प्रतीक Cu के साथ लिखा जाता है | Cu 2+, जहां ऊर्ध्वाधर रेखा का अर्थ धातु और इलेक्ट्रोलाइट के बीच का इंटरफ़ेस है।

धातु में तांबे के आयनों की सांद्रता और, तदनुसार, उनकी रासायनिक क्षमता समाधान की तुलना में अधिक है। इसलिए, Cu 2+ आयनों की एक निश्चित संख्या धातु की सतह से इलेक्ट्रोलाइट में गुजरती है। धातु पर इलेक्ट्रॉनों की अधिकता बनी रहती है। इलेक्ट्रोलाइट की ओर से, धनात्मक आवेश वाले आयन धातु की सतह की ओर आकर्षित होते हैं। एक इलेक्ट्रिक डबल लेयर (ईडीएल) दिखाई देती है। समाधान में आयनों की गति के परिणामस्वरूप, प्रसार परत में होने के कारण, एक निश्चित संख्या में आयन सतह से हटा दिए जाते हैं। विद्युत दोहरी परत में संभावित उछाल का संतुलन मूल्य स्थापित किया गया है। इस संभावित उछाल j को इलेक्ट्रोड क्षमता कहा जाता है।

आइए विचार करें कि इलेक्ट्रोड क्षमता का मूल्य किस पर निर्भर करता है। डीईएल में आवेशों को अलग करने का अर्थ है विद्युत कार्य का व्यय, और धातु से आयनों के रूप में पदार्थ कणों का समाधान में स्थानांतरण एक सहज रासायनिक प्रक्रिया है जो विद्युत प्रतिरोध पर काबू पाती है। संतुलन की स्थिति में

डब्ल्यू एल = -डब्ल्यू रसायन

आइए इस समीकरण को धातु आयनों Me z+ के एक मोल के लिए रूपांतरित करें (हमारे उदाहरण में यह Cu 2+ है):

कहाँ एफ– फैराडे स्थिरांक 96485.3383 C mol-1 (नवीनतम आंकड़ों के अनुसार)। भौतिक दृष्टि से, यह प्राथमिक आवेशों के 1 मोल का आवेश है। धातु आयन गतिविधि ए(मुझे जेड+) पर्याप्त रूप से पतला समाधान के मामले में एकाग्रता द्वारा प्रतिस्थापित किया जा सकता है साथ(मुझे जेड+). लिखित अभिव्यक्ति को विभाजित करके जेडएफहम इलेक्ट्रोड क्षमता की गणना के लिए समीकरण प्राप्त करते हैं:

पर ए(मी जेड +) = 1; जे = जे ओ = डीजी°/जेडएफ। हम प्रतिस्थापन करते हैं:

इस समीकरण को नर्नस्ट समीकरण कहा जाता है। इस समीकरण के अनुसार, इलेक्ट्रोड क्षमता इलेक्ट्रोलाइट आयनों की गतिविधि (एकाग्रता) पर निर्भर करती है ए(मुझे जेड+), तापमान ई और मी/मी प्रणाली की प्रकृति जेड+, जो मानक इलेक्ट्रोड क्षमता जे ओ के मूल्य में निहित है।

आइए हम तुलना के लिए जिंक प्लेट को जिंक सल्फेट के घोल में डुबाकर प्राप्त एक अन्य इलेक्ट्रोड लें, जिसे प्रतीक Zn|Zn 2+ द्वारा दर्शाया गया है:

जस्ता तांबे की तुलना में अधिक सक्रिय धातु है। बड़ी संख्या में Zn 2+ आयन धातु की सतह से इलेक्ट्रोलाइट में चले जाते हैं, और इलेक्ट्रॉनों की अधिक मात्रा धातु पर बनी रहती है (अन्य सभी चीजें समान होती हैं)। नतीजा यह निकलता है

जे ओ (जेडएन 2+)< j о (Cu 2+)

आप जानते हैं कि गतिविधि श्रृंखला में, धातुओं को मानक इलेक्ट्रोड क्षमता बढ़ाने के क्रम में व्यवस्थित किया जाता है।

3. गैल्वेनिक सेल

आइए दो इलेक्ट्रोडों - तांबा और जस्ता से बनी एक प्रणाली पर विचार करें। इलेक्ट्रोलाइट्स पोटेशियम क्लोराइड घोल से भरी एक घुमावदार ट्यूब से जुड़े होते हैं। आयन ऐसे पुल से गुजर सकते हैं। K+ और Cl-आयनों की गतिशीलता लगभग समान है, और इस प्रकार प्रसार क्षमता न्यूनतम हो जाती है। धातुओं को तांबे के तार से जोड़ा जाता है। यदि आवश्यक हो तो धातुओं के बीच संपर्क खोला जा सकता है। परिपथ में वोल्टमीटर भी लगाया जा सकता है। यह प्रणाली गैल्वेनिक सेल, या रासायनिक वर्तमान स्रोत का एक उदाहरण है। गैल्वेनिक सेल में इलेक्ट्रोड को कहा जाता है अर्ध-तत्व.

जब धातुओं के बीच संपर्क खुला होता है, तो धातु-इलेक्ट्रोलाइट इंटरफेस पर इलेक्ट्रोड क्षमता के संतुलन मान स्थापित होते हैं। सिस्टम में कोई रासायनिक प्रक्रिया नहीं होती है, लेकिन इलेक्ट्रोड के बीच संभावित अंतर होता है

Δφ = jо (Cu 2+) – jо (Zn 2+)

जब संपर्क बंद हो जाता है, तो इलेक्ट्रॉन जिंक प्लेट से, जहां उनकी सतह की सांद्रता अधिक होती है और क्षमता कम होती है, तांबे की प्लेट की ओर बढ़ना शुरू कर देते हैं। तांबे पर क्षमता कम हो जाती है, और जस्ता पर यह बढ़ जाती है। संतुलन बिगड़ गया है. तांबे की सतह पर, इलेक्ट्रॉन विद्युत दोहरी परत में आयनों के साथ प्रतिक्रिया करके परमाणु बनाते हैं:

Cu 2+ + 2e – = Cu

तांबे की क्षमता फिर से संतुलन के करीब पहुंच रही है। जस्ता की सतह पर, इलेक्ट्रॉनों की कमी की भरपाई आयनों के विद्युत दोहरी परत में और उससे इलेक्ट्रोलाइट में संक्रमण द्वारा की जाती है:

Zn = Zn 2+ + 2e –

जिंक की संभावना फिर से संतुलन के करीब पहुंच रही है। इलेक्ट्रोड पर प्रक्रियाएं उनके बीच संभावित अंतर बनाए रखती हैं, और इलेक्ट्रॉनों का प्रवाह नहीं रुकता है। परिपथ में विद्युत धारा प्रवाहित होती है। तांबे के अर्ध-सेल में, तांबा धातु की सतह पर जमा हो जाता है और घोल में Cu 2+ आयनों की सांद्रता कम हो जाती है। जिंक अर्ध-सेल में, धातु का द्रव्यमान कम हो जाता है, और साथ ही घोल में Zn 2+ आयनों की सांद्रता बढ़ जाती है। गैल्वेनिक सेल तब तक काम करता है जब तक कंडक्टर बंद रहता है, और जब तक प्रारंभिक घटक - जस्ता धातु और तांबा नमक - का उपयोग नहीं किया जाता है। इलेक्ट्रोड पर होने वाली प्रतिक्रियाओं को जोड़कर, हम गैल्वेनिक सेल में समग्र प्रतिक्रिया समीकरण प्राप्त करते हैं:

Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu, Δ r एच= -218.7 केजे; Δr जी= -212.6 केजे

यदि यही प्रतिक्रिया सामान्य परिस्थितियों में जिंक और कॉपर सल्फेट के बीच की जाए तो सारी ऊर्जा 218.7 kJ के बराबर ऊष्मा के रूप में निकलती है। गैल्वेनिक सेल में प्रतिक्रिया से 212.6 kJ का विद्युत कार्य उत्पन्न होता है, जिससे केवल 6.1 kJ ऊष्मा बचती है।

गैल्वेनिक सेल में इलेक्ट्रोड के बीच संभावित अंतर एक मापनीय मात्रा कहलाती है वैद्युतवाहक बल, ईएमएफ। यह एक सकारात्मक मान है:

इलेक्ट्रोड की क्षमता और तत्व की ईएमएफ सिस्टम के आकार पर निर्भर नहीं करती है, बल्कि केवल सामग्री और स्थितियों पर निर्भर करती है। इसलिए, वर्तमान स्रोतों के उद्देश्य के आधार पर अलग-अलग आकार होते हैं, जैसा कि हम व्यावसायिक रूप से उपलब्ध बैटरियों में देखते हैं। व्यावहारिक और वैज्ञानिक माप के लिए इलेक्ट्रोड को सूक्ष्म आकार दिया जा सकता है, जिससे उन्हें झिल्ली क्षमता को मापने के लिए सेल में डाला जा सकता है।

मानक अवस्था में माने गए गैल्वेनिक सेल का EMF = 1.1 V है।

ईएमएफ = |j o (Cu 2+ /Cu) - j o (Zn 2+ /Zn)| = 1.1 वी.

गैल्वेनिक सर्किट के लिए निम्नलिखित पारंपरिक संकेतन का उपयोग किया जाता है:

कैथोड

एनोड

-Zn| Zn 2+ || Cu 2+ | Cu+

एनोड एक इलेक्ट्रोड है जिस पर ऑक्सीकरण होता है।

कैथोड वह इलेक्ट्रोड है जिस पर कमी होती है।

इलेक्ट्रोड के बीच संभावित अंतर को वोल्टमीटर से मापा जाता है, लेकिन किसी व्यक्तिगत इलेक्ट्रोड की इलेक्ट्रोड क्षमता को प्रयोगात्मक रूप से निर्धारित नहीं किया जा सकता है। इसलिए, पारंपरिक रूप से चयनित इलेक्ट्रोड की क्षमता शून्य के रूप में ली जाती है, और अन्य सभी इलेक्ट्रोड की क्षमता इसके सापेक्ष व्यक्त की जाती है। एक मानक हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड को शून्य इलेक्ट्रोड के रूप में लिया गया था। इसमें एक प्लैटिनम प्लेट होती है जिसे प्लैटिनम ब्लैक से लेपित किया जाता है और एक एसिड समाधान में डुबोया जाता है, जिसमें हाइड्रोजन को 101.3 kPa के दबाव में प्रवाहित किया जाता है। इलेक्ट्रोड इस प्रकार लिखा गया है:

परिपाटी के अनुसार, jº(Pt, H 2 | एच+) = 0 वी.

यदि अध्ययन के तहत गैल्वेनिक सेल में हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड कैथोड निकलता है, तो इस तत्व में दूसरा इलेक्ट्रोड एनोड है, और इसकी क्षमता नकारात्मक है। विपरीत स्थिति में, जब हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड एनोड बन जाता है, तो दूसरे इलेक्ट्रोड में सकारात्मक क्षमता (कैथोड) होती है। धातु गतिविधियों की श्रृंखला में, हाइड्रोजन नकारात्मक और सकारात्मक मानक क्षमता वाले धातुओं के बीच स्थित है। हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड के सापेक्ष व्यक्त मानक इलेक्ट्रोड क्षमताएं तालिकाओं में दी गई हैं। हम क्षमता का पता लगाने और कॉपर-जिंक गैल्वेनिक सेल की ईएमएफ की गणना करने के लिए तालिका का उपयोग कर सकते हैं:

j o (Cu 2+ /Cu) = +0.34 V; j o (Zn 2+ /Zn) = –0.76 V; ईएमएफ = 0.34 वी - (-0.76 वी) = 1.1 वी।

आइए हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड के उदाहरण का उपयोग करके गैल्वेनिक क्षमता की घटना के तंत्र पर अधिक विस्तार से विचार करें। हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड पहली तरह के इलेक्ट्रोड से संबंधित है। हाइड्रोजन इलेक्ट्रोडप्लैटिनाइज्ड प्लैटिनम को HC1 जैसे एसिड घोल में डुबोया जाता है, और हाइड्रोजन गैस की धारा के साथ उड़ाया जाता है। इलेक्ट्रोड पर एक प्रतिक्रिया होती है

जहां H+ q जलीय घोल में घुलनशील प्रोटॉन (यानी हाइड्रोनियम आयन H e O +) को दर्शाता है, और e(Pt) प्लैटिनम में शेष इलेक्ट्रॉन है। ऐसे इलेक्ट्रोड पर, एक हाइड्रोजन अणु विलयन में एक हाइड्रोनियम आयन और प्लैटिनम में एक चालन इलेक्ट्रॉन बनाने के लिए अलग हो जाता है। इस मामले में, धातु प्लैटिनम को नकारात्मक रूप से चार्ज किया जाता है, और समाधान - सकारात्मक रूप से। परिणामस्वरूप, प्लैटिनम और समाधान के बीच एक विद्युत संभावित अंतर उत्पन्न होता है। एक दोहरी परत दिखाई देती है, जिसमें ऋणात्मक और धनात्मक आवेश होते हैं, जो एक सपाट विद्युत संधारित्र की याद दिलाते हैं। हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड धनायन के संबंध में प्रतिवर्ती है।

दी गई पृथक्करण प्रतिक्रिया के लिए संतुलन पर विचार करते समय, यह ध्यान रखना आवश्यक है कि परिणामी H + धनायन, प्लैटिनम को छोड़कर, विद्युत बलों के विरुद्ध कार्य करता है। यह कार्य विलयन की तापीय ऊर्जा के कारण होता है। यह संग्रहित विद्युत ऊर्जा के बराबर है। इसलिए, जलीय प्रोटॉन की रासायनिक क्षमता, p(H ^ q), साधारण योग p°(Hgq) + R71ntf(Hg q) के बराबर नहीं होगी, क्योंकि समाधान में प्लैटिनम से भिन्न विद्युत क्षमता होती है। प्रोटॉन स्थानांतरण की प्रक्रिया में विद्युत क्षेत्र बलों के विरुद्ध कार्य को ध्यान में रखते हुए, हमें p(H* a) प्राप्त होता है

जहां सीपी(पीटी) प्लैटिनम इलेक्ट्रोड की विद्युत क्षमता है; (पी) समाधान की विद्युत क्षमता है; डी(एचएम - समाधान में हाइड्रोजन धनायनों की गतिविधि; एफ-फैराडे संख्या (एफ= 96485 सी/मोल); मूल्य श्री (आर)- f(P0 प्लैटिनम-समाधान सीमा D^f पर गैल्वेनिक क्षमता है। फैराडे संख्या उत्पन्न हुई क्योंकि रासायनिक क्षमता की गणना आमतौर पर प्रति मोल की जाती है, न कि प्रति इलेक्ट्रॉन। विद्युत क्षेत्र बलों P[f(/>) के विरुद्ध कार्य करें - - f(P0] समाधान की तापीय ऊर्जा के कारण पूरा होता है। यह वह कार्य है जो इलेक्ट्रोड की चार्जिंग सुनिश्चित करता है, जिसका निर्वहन, बाहरी सर्किट बंद होने पर, विद्युत ऊर्जा के उत्पादन के साथ होता है।

p(H + q) प्रकार की एक मात्रा कहलाती है विद्युत रासायनिक क्षमता.संतुलन में प्रतिक्रिया (16.1) के बाएँ और दाएँ पक्षों में पदार्थों की रासायनिक क्षमता को बराबर करने पर, हम प्राप्त करते हैं

जहां पी)