विद्युतरासायनिक प्रक्रियाएँ। इलेक्ट्रोड विभव धातुओं के लिए मानक इलेक्ट्रोड विभवों की एक श्रृंखला है। नर्नस्ट समीकरण. मानक इलेक्ट्रोड क्षमता की एक श्रृंखला

26.09.2019

धातुओं में समूह 1 और 2 के एस-तत्व, सभी डी- और एफ-तत्व, साथ ही मुख्य उपसमूहों के कई पी-तत्व शामिल हैं: 3 (बोरॉन को छोड़कर), 4 (जीई, एसएन, पीबी), 5 ( एसबी, बीआई) और आरओ। सबसे विशिष्ट धातु तत्व पीरियड्स की शुरुआत में स्थित होते हैं। पहले हमने इस तथ्य के बारे में बात की थी कि धातुओं में अत्यधिक डेलोकलाइज्ड बॉन्ड होते हैं। यह इस तथ्य के कारण है कि, स्क्रीनिंग प्रभाव के कारण, धातु परमाणुओं में वैलेंस इलेक्ट्रॉन नाभिक की ओर कमजोर आकर्षित होते हैं और उनके लिए पहली आयनीकरण ऊर्जा अपेक्षाकृत कम होती है। हमारे सामान्य तापमान (लगभग 300 K) पर, जो काफी दूर है परम शून्य, तापीय गति की ऊर्जा पूरे धातु में इलेक्ट्रॉनों के मुक्त संचलन के लिए पर्याप्त है।

चूंकि धातुओं में बंधन अत्यधिक स्थानीयकृत होता है और पूरे क्रिस्टल पर फैला होता है, धातुओं में उच्च प्लास्टिसिटी, विद्युत और तापीय चालकता होती है। चांदी और तांबे में सबसे अधिक विद्युत और तापीय चालकता होती है, और पारे में सबसे कम होती है। उत्तरार्द्ध सबसे अधिक गलने योग्य धातु (-38.9 C) भी है। सबसे अधिक दुर्दम्य धातु टंगस्टन (3390 C) है। पिघलने और क्वथनांक में इतना बड़ा अंतर धातुओं में धात्विक बंधन के अलावा एक निश्चित अनुपात की उपस्थिति से समझाया जाता है सहसंयोजी आबंध, विशेष रूप से बड़ी संख्या में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों वाले संक्रमण तत्वों के लिए।

आइए पारा और टंगस्टन के इलेक्ट्रॉनिक विन्यास पर विचार करें।

एचजी - 5डी 10 6एस 2; डब्ल्यू - 5डी 4 6एस 2। पारा परमाणुओं के बीच अंतर-आणविक संपर्क बहुत छोटा होता है, इतना छोटा कि सामान्य तौर पर, उच्च घनत्व पर, परमाणुओं के गुरुत्वाकर्षण के कारण, यह सबसे अधिक गलने योग्य धातु है। चूंकि पारा परमाणु में सभी उपस्तर भरे हुए हैं, सहसंयोजक बंधन का गठन आम तौर पर असंभव है, और धातु बंधन काफी कमजोर है, क्षार धातुओं की तुलना में कमजोर है, जो आम तौर पर सभी धातुओं के बीच सबसे अधिक घुलनशील होते हैं। इसके विपरीत, W परमाणु में एक साथ चार संयोजकता बंधों का निर्माण संभव है। इसके अलावा, धातु बंधन सभी 5d तत्वों में सबसे मजबूत है, और परमाणु स्वयं अपने इलेक्ट्रॉनिक समकक्षों: Mo और Cr से भारी होते हैं। इन कारकों के संयोजन से टंगस्टन की सबसे बड़ी अपवर्तकता होती है।

ऑस्मियम (5d 6 6s 2) का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास ऐसा है कि 5d उपस्तर को पूरा करने से पहले इसमें 4 इलेक्ट्रॉनों की कमी होती है, इसलिए यह पड़ोसी परमाणुओं से इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करने में सबसे अधिक सक्षम है, जो धातु-धातु बंधन को छोटा करने का कारण बनता है। इसलिए, ऑस्मियम का घनत्व सबसे अधिक (22.4 ग्राम/सेमी3) है।

में शुद्ध फ़ॉर्मधातुएँ अपेक्षाकृत दुर्लभ हैं। मूल रूप से, ये रासायनिक रूप से निष्क्रिय धातुएँ हैं (सोना, साथ ही प्लैटिनम समूह की धातुएँ - प्लैटिनम, रोडियम, इरिडियम, ऑस्मियम, आदि)। चाँदी, तांबा, पारा और टिन दोनों मूल अवस्था में और यौगिकों के रूप में पाए जा सकते हैं। शेष धातुएँ अयस्क नामक यौगिकों के रूप में पाई जाती हैं।

धातुओं को उनके यौगिकों से ऑक्साइडों से अपचयित करके प्राप्त किया जाता है। सी, सीओ, सक्रिय धातु, हाइड्रोजन और मीथेन का उपयोग कम करने वाले एजेंटों के रूप में किया जाता है। यदि अयस्क धातु सल्फाइड (ZnS, FeS 2) है, तो इसे पहले ऑक्साइड में परिवर्तित किया जाता है। धातुओं को उनके यौगिकों से अन्य धातुओं द्वारा अपचयित करना मेटालोथर्मी कहलाता है। कुछ धातुओं को इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा उनके लवणों के घोल से निकाला जाता है, उदाहरण के लिए एल्यूमीनियम या सोडियम। धातुओं को उनके यौगिकों से प्राप्त करने की सभी विधियाँ रेडॉक्स प्रक्रियाओं पर आधारित हैं।

रेडॉक्स अर्ध-प्रतिक्रिया में इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण की प्रक्रिया को निम्नलिखित सामान्य समीकरण द्वारा दर्शाया जा सकता है:

इलेक्ट्रॉन संक्रमण की प्रक्रिया ∆G = -nFE के बराबर गिब्स ऊर्जा में परिवर्तन से मेल खाती है, जहां F (फैराडे का स्थिरांक, किसी पदार्थ के एक मोल की कमी या ऑक्सीकरण के लिए आवश्यक बिजली की मात्रा से मेल खाता है) = 96500 C/ mol, n इलेक्ट्रॉनों की संख्या है, E इलेक्ट्रोड क्षमता है, B ऑक्सीकरण एजेंट और कम करने वाले एजेंट के बीच वोल्टेज अंतर है। दूसरी ओर, ∆G = –RTlnK = –nFE; आरटीएलएनके = एनएफई। इसलिए E = RTlnK/nF. चूँकि K = /, और 2.3lnK = logK, पदार्थों की सांद्रता - इलेक्ट्रोड प्रक्रिया में भाग लेने वाले - और तापमान पर इलेक्ट्रोड क्षमता की निर्भरता निम्नलिखित समीकरण द्वारा व्यक्त की जाती है:

ई = ई 0 + लॉग/- नर्नस्ट समीकरण।

मानक तापमान (298 K) पर समीकरण इस प्रकार बनता है:

ई = ई 0 + 0.059एलजी/

ऑक्सीकरण एजेंट की सांद्रता हमेशा अंश में दी जाती है, और क्षमता हमेशा कमी अर्ध-प्रतिक्रिया के लिए दी जाती है: ऑक्सी + ने = लाल।

ऑक्सीकरण एजेंट और एकता के बराबर कम करने वाले एजेंट की संतुलन सांद्रता पर, ई = ई 0 मानक इलेक्ट्रोड क्षमता है: यह सभी पदार्थों की इकाई सांद्रता पर किसी दिए गए इलेक्ट्रोड प्रक्रिया की क्षमता है। चूँकि मानक का निरपेक्ष मान इलेक्ट्रोड क्षमतानिर्धारित नहीं किया जा सकता है, तो अर्ध-प्रतिक्रिया क्षमता को प्रारंभिक बिंदु के रूप में लिया जाता है: 2Н + + 2е = Н 2। हाइड्रोजन धनायन की इकाई सांद्रता पर इस इलेक्ट्रोड प्रक्रिया की क्षमता 0 मानी जाती है। हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड में एक प्लैटिनम प्लेट होती है, जिसे [H + ] = 1 mol/l के साथ सल्फ्यूरिक एसिड के घोल में डुबोया जाता है और 298 K पर 101325 Pa के दबाव में H 2 की धारा से धोया जाता है।

इलेक्ट्रोड क्षमता एक गैल्वेनिक सेल की ईएमएफ है, जिसमें अध्ययन के तहत इलेक्ट्रोड और एक मानक हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड शामिल है। धातुओं को उनके इलेक्ट्रोड विभवों के परिमाण के बढ़ते क्रम में व्यवस्थित करने से, हमें धातुओं के कई मानक इलेक्ट्रोड विभव प्राप्त होते हैं। यह धातुओं के रासायनिक गुणों की विशेषता बताता है। श्रृंखला में प्रत्येक धातु बाद की सभी धातुओं को उनके लवण के घोल से विस्थापित कर देती है। हाइड्रोजन के बायीं ओर की पंक्ति में धातुएँ इसे अम्ल विलयन से विस्थापित करती हैं।

किसी भी रेडॉक्स प्रतिक्रिया की क्षमता की गणना अर्ध-प्रतिक्रिया क्षमता के मूल्यों के आधार पर की जा सकती है।

आइए एक सरल उदाहरण पर विचार करें: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2। इस प्रक्रिया के लिए, दो अर्ध-प्रतिक्रियाएँ होती हैं:

Zn 2+ + 2e = Zn 0 E 0 (Zn 2+ /Zn) = –0.76 B

2H + + 2e = H 2 0 E 0 (2H + /H 2) = 0.00 B

चूँकि दूसरी अर्ध-प्रतिक्रिया की क्षमता पहली की तुलना में अधिक है, दूसरी अर्ध-प्रतिक्रिया बाएँ से दाएँ, यानी हाइड्रोजन अणुओं के निर्माण की ओर आगे बढ़ेगी। पहली अर्ध-प्रतिक्रिया दाएँ से बाएँ की ओर बढ़ेगी, अर्थात जिंक धनायनों के निर्माण की ओर।

धातुओं के उत्पादन पर विचार करते समय, हमने इस तथ्य के बारे में बात की कि कई धातुएँ अपने ऑक्साइड से अन्य, अधिक सक्रिय धातुओं द्वारा अपचयित हो जाती हैं। उदाहरण के लिए, मैग्नीशियम कॉपर (II) ऑक्साइड से कॉपर को कम कर सकता है। आइए दो अर्ध-प्रतिक्रियाओं की तुलना करें:

Cu 2+ + 2e = Cu E 0 = +0.34 V

एमजी 2+ + 2ई = एमजी ई 0 = -2.36 वी

पहली अर्ध-प्रतिक्रिया की क्षमता दूसरे की तुलना में अधिक है और यह वह है जो बाएं से दाएं की ओर आगे बढ़ेगी, और दूसरी - दाएं से बाएं ओर।

इस प्रकार, रेडॉक्स प्रतिक्रियाओं की दिशा निर्धारित करने के लिए, ऑक्सीकृत रूप से कम रूप में दो अर्ध-प्रतिक्रियाओं को लिखना और उनकी क्षमता की तुलना करना आवश्यक है। उच्च क्षमता वाली प्रतिक्रिया बाएं से दाएं की ओर बढ़ेगी, और कम क्षमता वाली प्रतिक्रिया दाएं से बाएं ओर आगे बढ़ेगी।

धातुओं की लगभग सभी प्रतिक्रियाएँ रेडॉक्स प्रक्रियाएँ हैं और उनकी दिशा निर्धारित करने के लिए, सबसे पहले, रेडॉक्स प्रक्रिया में प्रत्येक अर्ध-प्रतिक्रिया की क्षमता को ध्यान में रखना आवश्यक है। लेकिन, इसके अलावा, कुछ अपवाद भी हैं। उदाहरण के लिए, सीसा सल्फ्यूरिक एसिड में अघुलनशील है, इस तथ्य के बावजूद कि Pb 2+ /Pb जोड़ी की क्षमता -0.15 V है। तथ्य यह है कि लेड सल्फेट अघुलनशील है और इसका गठन सीसे के आगे ऑक्सीकरण को रोकता है।

व्याख्यान 15.

इलेक्ट्रोलिसिस।

इलेक्ट्रोलाइट्स के घोल और पिघलने में विपरीत रूप से आवेशित आयन (धनायन और आयन) होते हैं निरंतर गति. यदि अक्रिय (ग्रेफाइट) इलेक्ट्रोड को इस तरह के तरल में डुबोया जाता है, उदाहरण के लिए, सोडियम क्लोराइड के पिघलने में (801 0 सी पर पिघला हुआ) और एक निरंतर विद्युत प्रवाह पारित किया जाता है, तो बाहरी विद्युत क्षेत्र के प्रभाव में आयन होंगे इलेक्ट्रोड की ओर बढ़ें, धनायन - कैथोड की ओर, और आयन - एनोड की ओर। सोडियम धनायन, कैथोड तक पहुंचकर, इससे इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करते हैं और धात्विक सोडियम में अपचयित हो जाते हैं:

क्लोराइड आयन एनोड पर ऑक्सीकृत होते हैं:

2Сl – – 2e = सीएल 2 0

परिणामस्वरूप, कैथोड पर धात्विक सोडियम और एनोड पर आणविक क्लोरीन निकलता है। पिघले हुए सोडियम क्लोराइड के इलेक्ट्रोलिसिस के लिए समग्र समीकरण इस प्रकार है।

के: ना + + ई = ना 0 2

ए: 2Сl – – 2e = सीएल 2 0 1

2Na + + 2Сl – इलेक्ट्रोलिसिस ® 2Na 0 + सीएल 2 0

2NaСl = 2Na + सीएल 2

यह प्रतिक्रिया रेडॉक्स है: एनोड पर एक ऑक्सीकरण प्रक्रिया होती है, और कैथोड पर एक कमी प्रक्रिया होती है।

मार्ग के दौरान इलेक्ट्रोड पर होने वाली रेडॉक्स प्रक्रिया विद्युत धारापिघले या इलेक्ट्रोलाइट घोल के माध्यम से इलेक्ट्रोलिसिस कहलाता है।

इलेक्ट्रोलिसिस का सार विद्युत ऊर्जा का उपयोग करके रासायनिक प्रतिक्रियाओं का कार्यान्वयन है। इस मामले में, कैथोड धनायनों को इलेक्ट्रॉन देता है, और एनोड आयनों से इलेक्ट्रॉन स्वीकार करता है। प्रत्यक्ष विद्युत धारा की क्रिया रासायनिक कम करने वाले एजेंटों और ऑक्सीकरण एजेंटों की क्रिया से कहीं अधिक मजबूत होती है। इलेक्ट्रोलिसिस के माध्यम से सबसे पहले फ्लोरीन गैस प्राप्त की गई थी।

हाइड्रोफ्लोरोइक एसिड में पोटेशियम फ्लोराइड के घोल में इलेक्ट्रोलिसिस किया गया। में इस मामले मेंफ्लोरीन को एनोड पर छोड़ा जाता है, और हाइड्रोजन को कैथोड पर छोड़ा जाता है। इलेक्ट्रोलिसिस इलेक्ट्रोलाइटिक स्नान में किया जाता है।

पिघले हुए इलेक्ट्रोलाइट्स के इलेक्ट्रोलिसिस और उनके समाधान के बीच अंतर करना आवश्यक है। में बाद वाला मामलाजल के अणु प्रक्रियाओं में भाग ले सकते हैं। उदाहरण के लिए, अक्रिय (ग्रेफाइट) इलेक्ट्रोड पर सोडियम क्लोराइड के जलीय घोल के इलेक्ट्रोलिसिस के दौरान, सोडियम धनायनों के बजाय कैथोड पर पानी के अणु कम हो जाते हैं।

2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH –

और क्लोराइड आयन एनोड पर ऑक्सीकृत होते हैं:

2Сl – – 2e = सीएल 2 0

परिणामस्वरूप, कैथोड पर हाइड्रोजन निकलता है, एनोड पर क्लोरीन निकलता है, और सोडियम हाइड्रॉक्साइड अणु घोल में जमा हो जाते हैं। सामान्य समीकरणसोडियम क्लोराइड के जलीय घोल के इलेक्ट्रोलिसिस का रूप है:

के: 2एच 2 ओ + 2ई = एच 2 + 2ओएच -

ए: 2Сl – – 2e = सीएल 2 0

2H 2 O + 2Сl – = H 2 + Cl 2 + 2OH –

वैसे, इस प्रकार उद्योग सभी क्षार और कुछ क्षारीय पृथ्वी धातुओं, साथ ही एल्यूमीनियम के हाइड्रॉक्साइड का उत्पादन करता है।

इलेक्ट्रोलाइट्स के पिघलने और जलीय घोल के इलेक्ट्रोलिसिस के बीच क्या अंतर है? इलेक्ट्रोलाइट्स के जलीय घोल के कैथोड पर कमी की प्रक्रिया धातुओं की मानक इलेक्ट्रोड क्षमता के मूल्य पर निर्भर करती है, अर्थात्, वे अक्सर कैथोड पर कम होने वाले धनायन के रूप में कार्य करते हैं। यहां तीन विकल्प हैं:

1. मानक इलेक्ट्रोड क्षमता वाले धातु के धनायन हाइड्रोजन की तुलना में अधिक होते हैं, अर्थात इलेक्ट्रोलिसिस के दौरान शून्य से अधिक कैथोड (तांबा, चांदी, सोना और अन्य) पर पूरी तरह से कम हो जाते हैं।

2. धातु के धनायन बहुत होते हैं छोटा मूल्यकैथोड पर मानक इलेक्ट्रोड क्षमता (लिथियम से एल्यूमीनियम तक) कम नहीं होती है, लेकिन पानी के अणु कम हो जाते हैं।

3. धातु धनायन, जिनकी मानक इलेक्ट्रोड क्षमता हाइड्रोजन की तुलना में कम है, लेकिन एल्यूमीनियम की तुलना में अधिक है, पानी के अणुओं के साथ कैथोड पर इलेक्ट्रोलिसिस के दौरान कम हो जाते हैं।

यदि एक जलीय घोल में कई धातु धनायन एक साथ मौजूद होते हैं, तो इलेक्ट्रोलिसिस के दौरान कैथोड पर उनकी रिहाई संबंधित धातु के मानक इलेक्ट्रोड क्षमता के बीजगणितीय मूल्य के घटते क्रम में होती है। उदाहरण के लिए, कांस्य प्रकार BrAZh या BrAZhMts (तांबा, एल्यूमीनियम, लोहा और मैंगनीज) का विश्लेषण करते समय, आप एक निश्चित वर्तमान मूल्य का चयन कर सकते हैं, तांबे को एक निष्क्रिय इलेक्ट्रोड (उदाहरण के लिए, प्लैटिनम) पर अलग कर सकते हैं, इलेक्ट्रोड को बाहर खींच सकते हैं, इसका वजन कर सकते हैं और तांबे की मात्रा निर्धारित करें फिर एल्यूमीनियम को अलग करें और इसकी सामग्री निर्धारित करें। यह विधि सकारात्मक मानक इलेक्ट्रोड क्षमता वाली धातुओं को अलग करने के लिए अच्छी है।

सभी इलेक्ट्रोडों को अघुलनशील (निष्क्रिय) में विभाजित किया गया है - कार्बन, ग्रेफाइट, प्लैटिनम, इरिडियम। घुलनशील - तांबा, चांदी, जस्ता, कैडमियम, निकल और अन्य। घुलनशील इलेक्ट्रोड की अवधारणा एनोड के लिए महत्वपूर्ण है, क्योंकि यह वह है जो इलेक्ट्रोलिसिस के दौरान घुलने में सक्षम है। अघुलनशील एनोड पर, इलेक्ट्रोलिसिस प्रक्रिया के दौरान, आयनों या पानी के अणुओं का ऑक्सीकरण होता है। इस मामले में, ऑक्सीजन मुक्त एसिड के आयन काफी आसानी से ऑक्सीकृत हो जाते हैं। यदि समाधान में ऑक्सीजन युक्त एसिड के आयन मौजूद हैं, तो पानी के अणु एनोड पर ऑक्सीकृत हो जाते हैं, प्रतिक्रिया के अनुसार ऑक्सीजन छोड़ते हैं:

2H 2 O – 4e = O 2 + 4H +

इलेक्ट्रोलिसिस के दौरान, घुलनशील एनोड स्वयं ऑक्सीकरण करता है, बाहरी विद्युत सर्किट में इलेक्ट्रॉनों को दान करता है और समाधान में गुजरता है:

ए: मी Û मी एन+ + ने -

आइए पिघलाव और इलेक्ट्रोलाइट समाधानों के इलेक्ट्रोलिसिस के उदाहरण देखें।

इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री - रसायन विज्ञान की एक शाखा जो संभावित अंतर की घटना और रासायनिक ऊर्जा को विद्युत ऊर्जा (गैल्वेनिक कोशिकाओं) में बदलने की प्रक्रियाओं का अध्ययन करती है, साथ ही विद्युत ऊर्जा (इलेक्ट्रोलिसिस) के व्यय के कारण रासायनिक प्रतिक्रियाओं के कार्यान्वयन का भी अध्ययन करती है। ये दोनों प्रक्रियाएँ, जिनकी प्रकृति समान है, आधुनिक तकनीक में व्यापक रूप से उपयोग की जाती हैं।

गैल्वेनिक कोशिकाओं का उपयोग मशीनों, रेडियो इंजीनियरिंग उपकरणों और नियंत्रण उपकरणों के लिए स्वायत्त और छोटे आकार के ऊर्जा स्रोतों के रूप में किया जाता है। इलेक्ट्रोलिसिस का उपयोग करके, विभिन्न पदार्थ प्राप्त किए जाते हैं, सतहों का उपचार किया जाता है, और वांछित आकार के उत्पाद बनाए जाते हैं।

इलेक्ट्रोकेमिकल प्रक्रियाएं हमेशा मनुष्यों को लाभ नहीं पहुंचाती हैं, और कभी-कभी बहुत नुकसान पहुंचाती हैं, जिससे धातु संरचनाओं का क्षरण और विनाश बढ़ जाता है। विद्युत रासायनिक प्रक्रियाओं का कुशलतापूर्वक उपयोग करने और अवांछनीय घटनाओं से निपटने के लिए, उनका अध्ययन किया जाना चाहिए और उन्हें विनियमित करने में सक्षम होना चाहिए।

इलेक्ट्रोकेमिकल घटना के घटित होने का कारण इलेक्ट्रॉनों का स्थानांतरण या इलेक्ट्रोकेमिकल प्रक्रियाओं में भाग लेने वाले पदार्थों के परमाणुओं की ऑक्सीकरण अवस्था में बदलाव है, यानी विषम प्रणालियों में होने वाली रेडॉक्स प्रतिक्रियाएं। रेडॉक्स प्रतिक्रियाओं में, इलेक्ट्रॉनों को सीधे कम करने वाले एजेंट से ऑक्सीकरण एजेंट में स्थानांतरित किया जाता है। यदि ऑक्सीकरण और कमी की प्रक्रियाओं को स्थानिक रूप से अलग किया जाता है, और इलेक्ट्रॉनों को धातु कंडक्टर के साथ निर्देशित किया जाता है, तो ऐसी प्रणाली एक गैल्वेनिक सेल का प्रतिनिधित्व करेगी। गैल्वेनिक सेल में विद्युत धारा की घटना एवं प्रवाह का कारण विभवान्तर है।

इलेक्ट्रोड क्षमता. इलेक्ट्रोड क्षमता को मापना

यदि आप किसी धातु की प्लेट लेते हैं और उसे पानी में डालते हैं, तो ध्रुवीय पानी के अणुओं के प्रभाव में सतह परत के आयन निकल जाते हैं और तरल में हाइड्रेट हो जाते हैं। इस संक्रमण के परिणामस्वरूप, तरल सकारात्मक रूप से चार्ज होता है और धातु नकारात्मक रूप से, क्योंकि उस पर इलेक्ट्रॉनों की अधिकता दिखाई देती है। तरल में धातु आयनों का संचय धातु के विघटन को रोकना शुरू कर देता है। एक गतिशील संतुलन स्थापित हो जाता है

मी 0 + एमएच 2 ओ = मी एन + × एम एच 2 ओ + ने -

संतुलन की स्थिति धातु की गतिविधि और घोल में उसके आयनों की सांद्रता दोनों पर निर्भर करती है। हाइड्रोजन तक वोल्टेज श्रृंखला में सक्रिय धातुओं के मामले में, ध्रुवीय पानी के अणुओं के साथ बातचीत सतह से सकारात्मक धातु आयनों के अलग होने और हाइड्रेटेड आयनों के समाधान में संक्रमण के साथ समाप्त होती है (छवि बी)। धातु ऋणावेशित हो जाती है। प्रक्रिया ऑक्सीकरण है. जैसे-जैसे सतह के पास आयनों की सांद्रता बढ़ती है, विपरीत प्रक्रिया संभव हो जाती है - आयनों की कमी। समाधान में धनायनों और सतह पर अतिरिक्त इलेक्ट्रॉनों के बीच इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण एक विद्युत दोहरी परत बनाता है। इससे धातु और तरल के बीच इंटरफेस पर एक निश्चित संभावित अंतर या संभावित उछाल दिखाई देता है। किसी धातु और उसके आसपास के जलीय वातावरण के बीच उत्पन्न होने वाले संभावित अंतर को कहा जाता है इलेक्ट्रोड क्षमता. जब किसी धातु को उस धातु के नमक के घोल में डुबोया जाता है, तो संतुलन बदल जाता है। विलयन में किसी धातु के आयनों की सांद्रता बढ़ाने से विलयन से धातु में आयनों के संक्रमण की प्रक्रिया आसान हो जाती है। वे धातुएँ जिनके आयनों में घोल में जाने की महत्वपूर्ण क्षमता होती है, ऐसे घोल में सकारात्मक रूप से चार्ज होंगे, लेकिन शुद्ध पानी की तुलना में कुछ हद तक।

निष्क्रिय धातुओं के लिए, घोल में धातु आयनों की संतुलन सांद्रता बहुत कम होती है। यदि ऐसी धातु को इस धातु के नमक के घोल में डुबोया जाता है, तो धातु से घोल में आयनों के संक्रमण की तुलना में सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयन धातु पर तेजी से निकलते हैं। धातु की सतह को धनात्मक आवेश प्राप्त होगा, और नमक आयनों की अधिकता के कारण घोल को ऋणात्मक आवेश प्राप्त होगा। और इस मामले में, धातु-समाधान इंटरफ़ेस पर एक इलेक्ट्रिक डबल परत दिखाई देती है, इसलिए एक निश्चित संभावित अंतर (छवि सी)। विचाराधीन मामले में, इलेक्ट्रोड क्षमता सकारात्मक है।

चावल। धातु से विलयन में आयन के संक्रमण की प्रक्रिया:

ए - संतुलन; बी - विघटन; सी – निक्षेपण

प्रत्येक इलेक्ट्रोड की क्षमता धातु की प्रकृति, घोल में उसके आयनों की सांद्रता और तापमान पर निर्भर करती है। यदि किसी धातु को उसके नमक के घोल में डुबाया जाता है जिसमें प्रति 1 डीएम 3 (जिसकी गतिविधि 1 है) में एक मोल धातु आयन होता है, तो इलेक्ट्रोड क्षमता 25 डिग्री सेल्सियस के तापमान और 1 के दबाव पर एक स्थिर मूल्य होगी। ए.टी.एम. इस क्षमता को कहा जाता है मानक इलेक्ट्रोड क्षमता (ई ओ).

धनात्मक आवेश वाले धातु आयन, विलयन में प्रवेश करते हैं और धातु-समाधान इंटरफ़ेस के संभावित क्षेत्र में चलते हैं, ऊर्जा खर्च करते हैं। इस ऊर्जा की भरपाई सतह पर आयनों की उच्च सांद्रता से घोल में कम सांद्रता तक इज़ोटेर्मल विस्तार के कार्य द्वारा की जाती है। सकारात्मक आयन सतह परत में सांद्रण तक जमा हो जाते हैं साथ हे, और फिर समाधान में जाएं, जहां मुक्त आयनों की सांद्रता साथ. विद्युत क्षेत्र EnF का कार्य विस्तार RTln(с o /с) के इज़ोटेर्मल कार्य के बराबर है। कार्य की दोनों अभिव्यक्तियों को समान करके, हम क्षमता का परिमाण प्राप्त कर सकते हैं

एन एफ = आरटीएलएन(एस ओ /एस), -ई = आरटीएलएन(एस/एस ओ)/एनएफ,

जहां ई धातु क्षमता है, वी; आर - सार्वभौमिक गैस स्थिरांक, जे/मोल के; टी - तापमान, के; एन - आयन चार्ज; एफ - फैराडे संख्या; सी - मुक्त आयनों की सांद्रता;

सी ओ - सतह परत में आयनों की सांद्रता।

संभावित मूल्य को सीधे मापना संभव नहीं है, क्योंकि प्रयोगात्मक रूप से संभावित मूल्य निर्धारित करना असंभव है। इलेक्ट्रोड क्षमता का मान किसी अन्य इलेक्ट्रोड के मूल्य के सापेक्ष अनुभवजन्य रूप से निर्धारित किया जाता है, जिसकी क्षमता पारंपरिक रूप से शून्य मानी जाती है। ऐसा एक मानक या संदर्भ इलेक्ट्रोड है सामान्य हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड (एन.वी.ई.) . हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड की संरचना चित्र में दिखाई गई है। इसमें इलेक्ट्रोलाइटिक रूप से जमा प्लैटिनम से लेपित एक प्लैटिनम प्लेट होती है। इलेक्ट्रोड को सल्फ्यूरिक एसिड (हाइड्रोजन आयनों की गतिविधि 1 mol/dm3 है) के 1 M घोल में डुबोया जाता है और 101 kPa और T = 298 K के दबाव में हाइड्रोजन गैस की धारा से धोया जाता है। जब प्लैटिनम को संतृप्त किया जाता है हाइड्रोजन, धातु की सतह पर संतुलन स्थापित होता है, समग्र प्रक्रिया समीकरण द्वारा व्यक्त की जाती है

2Н + +2е ↔ Н 2 .

यदि इस धातु के नमक के 1M घोल में डुबोई गई धातु की एक प्लेट एक बाहरी कंडक्टर द्वारा एक मानक हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड से जुड़ी होती है, और समाधान एक इलेक्ट्रोलाइटिक कुंजी से जुड़े होते हैं, तो हमें एक गैल्वेनिक सेल (चित्र 32) प्राप्त होता है। इस गैल्वेनिक सेल की इलेक्ट्रोमोटिव बल की मात्रा होगी किसी दिए गए धातु की मानक इलेक्ट्रोड क्षमता (ई हे ).

मानक इलेक्ट्रोड क्षमता मापने की योजना

हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड के सापेक्ष

जिंक सल्फेट के 1 एम घोल में जिंक को इलेक्ट्रोड के रूप में लेते हुए और इसे हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड से जोड़ने पर, हमें एक गैल्वेनिक सेल प्राप्त होता है, जिसका सर्किट इस प्रकार लिखा जाएगा:

(-) Zn/Zn 2+ // 2H + /H 2, Pt (+)।

आरेख में, एक रेखा इलेक्ट्रोड और समाधान के बीच इंटरफ़ेस को इंगित करती है, दो रेखाएं समाधान के बीच इंटरफ़ेस को इंगित करती हैं। एनोड बाईं ओर लिखा है, कैथोड दाईं ओर। ऐसे तत्व में, प्रतिक्रिया Zn o + 2H + = Zn 2+ + H 2 होती है, और इलेक्ट्रॉन जस्ता से हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड तक बाहरी सर्किट से गुजरते हैं। जिंक इलेक्ट्रोड के लिए मानक इलेक्ट्रोड क्षमता (-0.76 V)।

एक तांबे की प्लेट को इलेक्ट्रोड के रूप में लेते हुए, निर्दिष्ट शर्तों के तहत एक मानक हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड के साथ संयोजन में, हम एक गैल्वेनिक सेल प्राप्त करते हैं

(-) पीटी, एच 2 /2एच + //सीयू 2+ /सीयू (+)।

इस स्थिति में, प्रतिक्रिया होती है: Cu 2+ + H 2 = Cu o + 2H +। इलेक्ट्रॉन बाहरी सर्किट के माध्यम से हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड से कॉपर इलेक्ट्रोड तक चलते हैं। कॉपर इलेक्ट्रोड की मानक इलेक्ट्रोड क्षमता (+0.34 V)।

इलेक्ट्रोकेमिकल सिस्टम

सामान्य विशेषताएँ

इलेक्ट्रोड क्षमता. इलेक्ट्रोड क्षमता मापना

मी 0 + एमएच 2 ओ = मी एन + × एम एच 2 ओ + ने -

चावल। धातु से विलयन में आयन के संक्रमण की प्रक्रिया:

ए - संतुलन; बी - विघटन; सी – निक्षेपण

एन एफ = आरटीएलएन(एस ओ /एस), -ई = आरटीएलएन(एस/एस ओ)/एनएफ,

सी ओ - सतह परत में आयनों की सांद्रता।

2Н + +2е ↔ Н 2 .

मानक इलेक्ट्रोड क्षमता मापने की योजना

हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड के सापेक्ष

(-) Zn/Zn 2+ // 2H + /H 2, Pt (+)।

(-) पीटी, एच 2 /2एच + //सीयू 2+ /सीयू (+)।

मानक इलेक्ट्रोड क्षमता (वोल्टेज) की एक श्रृंखला। नर्नस्ट समीकरण

धातुओं को उनकी मानक इलेक्ट्रोड क्षमता के बढ़ते क्रम में व्यवस्थित करने से, निकोलाई निकोलाइविच बेकेटोव (1827-1911) के वोल्टेज की एक श्रृंखला, या मानक इलेक्ट्रोड क्षमता की एक श्रृंखला प्राप्त होती है। कई तकनीकी रूप से महत्वपूर्ण धातुओं के लिए मानक इलेक्ट्रोड क्षमता के संख्यात्मक मान तालिका में दिए गए हैं।

धातु तनाव रेंज

कई तनाव धातुओं के कुछ गुणों की विशेषता बताते हैं:

1. किसी धातु की इलेक्ट्रोड क्षमता जितनी कम होती है, वह रासायनिक रूप से उतना ही अधिक सक्रिय होता है, उसका ऑक्सीकरण करना उतना ही आसान होता है और उसके आयनों से पुनर्प्राप्त करना उतना ही कठिन होता है। प्रकृति में सक्रिय धातुएँ केवल यौगिकों Na, K, ... के रूप में मौजूद होती हैं, प्रकृति में यौगिकों के रूप में और Cu, Ag, Hg की मुक्त अवस्था में पाई जाती हैं; औ, पं - केवल मुक्त अवस्था में;

2. जिन धातुओं में मैग्नीशियम की तुलना में अधिक नकारात्मक इलेक्ट्रोड क्षमता होती है, वे पानी से हाइड्रोजन को विस्थापित करते हैं;

3. धातुएँ जो हाइड्रोजन से पहले वोल्टेज श्रृंखला में हैं, तनु एसिड के समाधान से हाइड्रोजन को विस्थापित करती हैं (जिनके आयन ऑक्सीकरण गुण प्रदर्शित नहीं करते हैं);

4. श्रृंखला की प्रत्येक धातु जो पानी में विघटित नहीं होती है, उन धातुओं को विस्थापित करती है जिनमें इलेक्ट्रोड क्षमता के अधिक सकारात्मक मूल्य उनके लवण के समाधान से होते हैं;

5. इलेक्ट्रोड विभव के मान में धातुएँ जितनी अधिक भिन्न होंगी, ईएमएफ मान उतना ही अधिक होगा। उनसे एक गैल्वेनिक सेल का निर्माण किया जाएगा।

धातु की प्रकृति, विलयन और तापमान में उसके आयनों की गतिविधि पर इलेक्ट्रोड क्षमता (ई) की निर्भरता नर्नस्ट समीकरण द्वारा व्यक्त की जाती है

ई मी = ई ओ मी + आरटीएलएन(ए मी एन +)/एनएफ,

जहां E o Me धातु की मानक इलेक्ट्रोड क्षमता है, और Men + घोल में धातु आयनों की गतिविधि है। 25 डिग्री सेल्सियस के मानक तापमान पर, पतला समाधान के लिए, गतिविधि (ए) को एकाग्रता (सी) के साथ प्रतिस्थापित करना, दशमलव के साथ प्राकृतिक लघुगणक और आर, टी और एफ के मूल्यों को प्रतिस्थापित करना, हम प्राप्त करते हैं

ई मी = ई ओ मी + (0.059/एन)लॉग।

उदाहरण के लिए, इसके नमक के घोल में रखे गए जिंक इलेक्ट्रोड के लिए, हाइड्रेटेड आयनों Zn 2+ × mH 2 O की सांद्रता आइए, इसे संक्षेप में Zn 2+ कहें

ई Zn = E o Zn + (0.059/n) लॉग[ Zn 2+ ]।

यदि = 1 mol/dm 3, तो E Zn = E o Zn.

गैल्वेनिक सेल, उनका इलेक्ट्रोमोटिव बल

दो धातुएँ अपने लवणों के विलयन में डूबी हुई, एक चालक से जुड़कर, एक गैल्वेनिक सेल बनाती हैं। पहली गैल्वेनिक सेल का आविष्कार अलेक्जेंडर वोल्ट ने 1800 में किया था। सेल में सल्फ्यूरिक एसिड के घोल में भिगोए कपड़े से अलग की गई तांबे और जस्ता की प्लेटें शामिल थीं। जब बड़ी संख्या में प्लेटें श्रृंखला में जुड़ी होती हैं, तो वोल्टा तत्व में एक महत्वपूर्ण इलेक्ट्रोमोटिव बल (ईएमएफ) होता है।

गैल्वेनिक सेल में विद्युत धारा की घटना ली गई धातुओं की इलेक्ट्रोड क्षमता में अंतर के कारण होती है और इलेक्ट्रोड में होने वाले रासायनिक परिवर्तनों के साथ होती है। आइए कॉपर-जिंक सेल (जे. डैनियल - बी. एस. जैकोबी) के उदाहरण का उपयोग करके गैल्वेनिक सेल के संचालन पर विचार करें।

कॉपर-जिंक डैनियल-जैकोबी गैल्वेनिक सेल का आरेख

जिंक सल्फेट (c = 1 mol/dm 3) के घोल में डुबोए गए जिंक इलेक्ट्रोड पर, जिंक ऑक्सीकरण (जिंक विघटन) Zn o - 2e = Zn 2+ होता है। इलेक्ट्रॉन बाह्य परिपथ में प्रवेश करते हैं। Zn इलेक्ट्रॉनों का एक स्रोत है। इलेक्ट्रॉनों का स्रोत नकारात्मक इलेक्ट्रोड - एनोड माना जाता है। कॉपर सल्फेट घोल (c = 1 mol/dm 3) में डुबोए गए कॉपर इलेक्ट्रोड पर, धातु आयन कम हो जाते हैं। तांबे के परमाणु इलेक्ट्रोड Cu 2+ + 2e = Cu o पर जमा होते हैं। कॉपर इलेक्ट्रोड सकारात्मक है. यह कैथोड है. उसी समय, कुछ SO 4 2- आयन नमक पुल से होकर ZnSO 4 घोल वाले बर्तन में चले जाते हैं . एनोड और कैथोड पर होने वाली प्रक्रियाओं के समीकरणों को जोड़ने पर, हमें कुल समीकरण प्राप्त होता है

बोरिस सेमेनोविच जैकोबी (मोरित्ज़ हरमन) (1801-1874)

या आणविक रूप में

यह धातु-समाधान इंटरफ़ेस पर होने वाली एक सामान्य रेडॉक्स प्रतिक्रिया है। गैल्वेनिक सेल की विद्युत ऊर्जा एक रासायनिक प्रतिक्रिया के माध्यम से प्राप्त की जाती है। विचारित गैल्वेनिक सेल को एक संक्षिप्त विद्युत रासायनिक सर्किट के रूप में लिखा जा सकता है

(-) Zn/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu (+).

गैल्वेनिक सेल के संचालन के लिए एक आवश्यक शर्त संभावित अंतर है, इसे कहा जाता है गैल्वेनिक सेल का इलेक्ट्रोमोटिव बल (ईएमएफ) . ई.एम.एफ. किसी भी कार्यशील गैल्वेनिक तत्व का सकारात्मक मान होता है। ईएमएफ की गणना करने के लिए. गैल्वेनिक सेल, कम सकारात्मक क्षमता के मूल्य को अधिक सकारात्मक क्षमता के मूल्य से घटाना आवश्यक है। तो ई.एम.एफ. मानक परिस्थितियों में कॉपर-जिंक गैल्वेनिक सेल (t = 25 o C, c = 1 mol/dm 3, P = 1 atm) कॉपर (कैथोड) और जिंक (एनोड) की मानक इलेक्ट्रोड क्षमता के बीच अंतर के बराबर है, कि है

ई.एम.एफ. = ई ओ सी यू 2+ / सीयू - ई ओ जेएन 2+ / जेएन = +0.34 वी – (-0.76 वी) = +1.10 वी.

जब जिंक के साथ जोड़ा जाता है, तो Cu 2+ आयन कम हो जाता है।

ऑपरेशन के लिए आवश्यक इलेक्ट्रोड क्षमता में अंतर विभिन्न सांद्रता के समान समाधान और समान इलेक्ट्रोड का उपयोग करके बनाया जा सकता है। ऐसे गैल्वेनिक सेल को कहा जाता है एकाग्रता , और यह समाधान की सांद्रता को बराबर करके काम करता है। एक उदाहरण दो हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड से बना एक सेल होगा

पीटी, एच 2 / एच 2 एसओ 4 (एस`) // एच 2 एसओ 4 (एस``) / एच 2, पीटी,

जहाँ c` = `; सी`` = ``।

यदि p = 101 kPa, s`< с``, то его э.д.с. при 25 о С определяется уравнением

ई = 0.059एलजी(एस``/एस`)।

с` = 1 mol-ion/dm 3 ईएमएफ पर। तत्व का निर्धारण दूसरे घोल में हाइड्रोजन आयनों की सांद्रता से होता है, अर्थात E = 0.059lgс`` = -0.059 pH।

हाइड्रोजन आयनों की सांद्रता का निर्धारण और, परिणामस्वरूप, ईएमएफ को मापकर माध्यम का पीएच। संबंधित गैल्वेनिक तत्व को पोटेंशियोमेट्री कहा जाता है।

बैटरियों

बैटरियों पुन: प्रयोज्य और प्रतिवर्ती क्रिया की गैल्वेनिक कोशिकाएँ कहलाती हैं। वे डिस्चार्ज के दौरान संचित रासायनिक ऊर्जा को विद्युत ऊर्जा में और विद्युत ऊर्जा को रासायनिक ऊर्जा में परिवर्तित करने में सक्षम हैं, जिससे चार्जिंग के दौरान एक रिजर्व बनता है। चूंकि ई.एम.एफ. बैटरियां छोटी होती हैं; ऑपरेशन के दौरान वे आमतौर पर बैटरियों से जुड़ी होती हैं।

लेड एसिड बैटरी . लेड-एसिड बैटरी में दो छिद्रित लेड प्लेट होते हैं, जिनमें से एक (नकारात्मक) में चार्ज करने के बाद एक भराव होता है - स्पंजी सक्रिय लेड, और दूसरे (पॉजिटिव) में - लेड डाइऑक्साइड। दोनों प्लेटों को 25-30% सल्फ्यूरिक एसिड घोल में डुबोया जाता है (चित्र 35)। बैटरी सर्किट

(-) पीबी/ पी-पी एच 2 एसओ 4 / पीबीओ 2 / पीबी(+) .

चार्ज करने से पहले, कार्बनिक बाइंडर के अलावा, लेड ऑक्साइड पीबीओ युक्त एक पेस्ट को लेड इलेक्ट्रोड के छिद्रों में डाला जाता है। सल्फ्यूरिक एसिड के साथ लेड ऑक्साइड की परस्पर क्रिया के परिणामस्वरूप, इलेक्ट्रोड प्लेटों के छिद्रों में लेड सल्फेट बनता है

पीबीओ + एच 2 एसओ 4 = पीबीएसओ 4 + एच 2 ओ .

बैटरियों को विद्युत धारा प्रवाहित करके चार्ज किया जाता है

निर्वहन प्रक्रिया

कुल मिलाकर, बैटरी को चार्ज और डिस्चार्ज करते समय होने वाली प्रक्रियाओं को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है:

बैटरी चार्ज करते समय इलेक्ट्रोलाइट (सल्फ्यूरिक एसिड) का घनत्व बढ़ जाता है और डिस्चार्ज करते समय कम हो जाता है। इलेक्ट्रोलाइट का घनत्व बैटरी के डिस्चार्ज की डिग्री निर्धारित करता है। ई.एम.एफ. लीड बैटरी 2.1 V.

लाभलेड-एसिड बैटरी - उच्च विद्युत क्षमता, स्थिर संचालन, बड़ी संख्या में चक्र (डिस्चार्ज-चार्ज)। कमियां - बड़ा द्रव्यमानऔर, परिणामस्वरूप, कम विशिष्ट क्षमता, चार्जिंग के दौरान हाइड्रोजन का विकास, और एक केंद्रित सल्फ्यूरिक एसिड समाधान की उपस्थिति में गैर-जकड़न। इस संबंध में क्षारीय बैटरियां बेहतर हैं।

क्षारीय बैटरियां. इनमें टी. एडिसन कैडमियम-निकल और आयरन-निकल बैटरी शामिल हैं।

एडिसन बैटरी और लीड बैटरी सर्किट

थॉमस एडिसन(1847-1931)

वे एक-दूसरे के समान हैं। अंतर नकारात्मक इलेक्ट्रोड प्लेटों की सामग्री में निहित है। पहले मामले में वे कैडमियम हैं, दूसरे में वे लोहा हैं। इलेक्ट्रोलाइट एक KOH समाधान है ω = 20% . महानतम व्यवहारिक महत्वनिकल-कैडमियम बैटरी हैं। कैडमियम-निकल बैटरी आरेख

(-) सीडी / केओएच समाधान / नी 2 ओ 3 / नी (+)।

कैडमियम-निकल बैटरी का संचालन Ni 3+ से युक्त रेडॉक्स प्रतिक्रिया पर आधारित है

ई.एम.एफ. एक चार्ज निकेल-कैडमियम बैटरी का 1.4 V है।

तालिका एडिसन बैटरी और लीड बैटरी की विशेषताओं को दर्शाती है।

चावल। 128. किसी धातु की सामान्य क्षमता को मापने के लिए उपकरण

गैल्वेनिक कोशिकाओं में करंट की घटना की व्याख्या करने वाले कई सिद्धांत हैं। उनमें से सबसे सरल नर्नस्ट (1888) द्वारा सामने रखा गया था और बाद में सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयनों और मुक्त इलेक्ट्रॉनों से धातुओं की संरचना के बारे में विचारों के आधार पर शिक्षाविद् एल.वी. पिसरज़ेव्स्की द्वारा विस्तार से विकसित किया गया था।

लेव व्लादिमीरोविच पिसारज़ेव्स्की का जन्म 1874 में हुआ था। चिसीनाउ. नोवोरोस्सिय्स्क विश्वविद्यालय (ओडेसा) के प्राकृतिक विज्ञान संकाय से स्नातक होने के बाद, पिसारज़ेव्स्की को प्रोफेसर की उपाधि की तैयारी के लिए उनके साथ छोड़ दिया गया था। 1902 में उन्होंने अपने मास्टर की थीसिस का बचाव किया और 1913 में वे येकातेरिनोस्लाव माइनिंग इंस्टीट्यूट (डेन्रोपेट्रोव्स्क) में प्रोफेसर चुने गए। 1930 से, पिसारज़ेव्स्की यूएसएसआर एकेडमी ऑफ साइंसेज के पूर्ण सदस्य थे।

एक प्रमुख वैज्ञानिक और प्रतिभाशाली शिक्षक, पिसारज़ेव्स्की ने रासायनिक प्रक्रियाओं के अध्ययन और व्याख्या के लिए साहसपूर्वक भौतिकी की उपलब्धियों का उपयोग किया। उनके सबसे महत्वपूर्ण कार्य पेरोक्साइड और पेरासिड के अध्ययन, समाधान के सिद्धांत के विकास, रसायन विज्ञान में इलेक्ट्रॉनिक सिद्धांत के अनुप्रयोग और गैल्वेनिक कोशिकाओं में करंट की घटना के सिद्धांत के विकास के लिए समर्पित थे।

गैल्वेनिक सेल में करंट का उत्पादन निम्नानुसार होता है। यदि आप किसी धातु को पानी में डुबोते हैं, तो उसके आयन ध्रुवीय पानी के अणुओं से अनुभव होने वाले आकर्षण के प्रभाव में विलयन में जाने लगते हैं। परिणामस्वरूप, जिस धातु मेंअतिरिक्त इलेक्ट्रॉन रह जाते हैं और ऋणात्मक रूप से आवेशित हो जाते हैं, जबकि विलयन धनात्मक रूप से आवेशित हो जाता है। हालाँकि, जैसा कि अनुभव से पता चलता है, धातु द्वारा घोल में भेजे जाने वाले आयनों की संख्या बहुत कम है। आयनों के निकलते ही धातु पर जो ऋणात्मक आवेश दिखाई देता है, वह धातु छोड़ चुके आयनों को वापस आकर्षित करना शुरू कर देता है, जिससे जल्द ही संतुलन की स्थिति उत्पन्न हो जाती है, जिसमें प्रति इकाई समय में जितने आयन धातु छोड़ते हैं, वे उसमें वापस आ जाते हैं:

धातु⇄धातु आयन

(मिश्रण में)

जो आयन विलयन में चले गए हैं, वे विलयन के पूरे द्रव्यमान में समान रूप से वितरित नहीं होते हैं, लेकिन नकारात्मक रूप से आवेशित धातु के आकर्षण के कारण, वे इसकी सतह के पास स्थित होते हैं, जिससे तथाकथित विद्युत दोहरी परत बनती है (चित्र 127) . परिणामस्वरूप, ए निश्चित अंतरसम्भावनाएँ

लेव व्लादिमीरोविच पिसारज़ेव्स्की (1874-1938)

आइए अब मान लें कि जिस पानी में धातु को डुबोया जाता है उसमें हम उसी धातु का एक निश्चित मात्रा में नमक मिलाते हैं। विलयन में धातु आयनों की सांद्रता में वृद्धि के कारण, उनके और धातु के बीच संतुलन गड़बड़ा जाएगा और कुछ आयन वापस धातु में चले जाएंगे। इसलिए, अपने नमक के घोल में

धातु को इससे कम आयन भेजना चाहिए साफ पानी, और जितना कम होगा, घोल में आयनों की सांद्रता उतनी ही अधिक होगी। यदि नमक की सघनता काफी अधिक है, तो आयन धातु से विलयन में बिल्कुल भी नहीं जा पाएंगे, इसलिए न तो धातु और न ही विलयन चार्ज होगा।

अंत में, यदि घोल में धातु आयनों की सांद्रता पर्याप्त रूप से अधिक है और धातु की गतिविधि अपेक्षाकृत कम है, तो धातु न केवल आयनों को घोल में भेजती है, बल्कि, इसके विपरीत, कुछ आयन घोल से निकल जाते हैं धातु को. इस मामले में, धातु और घोल के बीच एक संभावित अंतर भी उत्पन्न होता है, लेकिन अब नमक के नकारात्मक आयनों की अधिकता के कारण घोल नकारात्मक रूप से चार्ज हो जाता है, और धातु सकारात्मक रूप से चार्ज हो जाती है। व्यवहार में, स्थिति यह है कि कुछ (अधिक सक्रिय) हमेशा अपने लवणों के घोल में नकारात्मक रूप से चार्ज होते हैं, जबकि अन्य (कम सक्रिय) सकारात्मक रूप से चार्ज होते हैं।

यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि सभी मामलों में, जब किसी धातु को उसके नमक के घोल में डुबोया जाता है, तो घोल में गुजरने वाले या घोल से निकलने वाले आयनों की मात्रा इतनी कम होती है कि इसे रासायनिक रूप से पता नहीं लगाया जा सकता है। हालाँकि, उनका चार्ज मापने योग्य संभावित अंतर पैदा करने के लिए काफी बड़ा है।

ऊपर उल्लिखित सिद्धांत गैल्वेनिक कोशिकाओं की क्रिया के तंत्र को बहुत सरलता से समझाता है। उदाहरण के लिए, तांबा-जस्ता तत्व पर विचार करें। इस तत्व में, ZnSO 4 घोल में डूबी जिंक प्लेट पर एक निश्चित नकारात्मक चार्ज दिखाई देता है, और CuSO 4 घोल में डूबे तांबे पर एक सकारात्मक चार्ज दिखाई देता है। यदि वे एक कंडक्टर द्वारा एक दूसरे से जुड़े नहीं हैं, तो इन आवेशों की उपस्थिति, जैसा कि हमने ऊपर देखा, समाधान में जस्ता आयनों के आगे के संक्रमण और समाधान से तांबे आयनों की रिहाई दोनों को तुरंत रोक देना चाहिए। लेकिन यदि आप दोनों प्लेटों को एक तार से जोड़ते हैं, तो जस्ता पर जमा इलेक्ट्रॉन लगातार तांबे की प्लेट में प्रवाहित होंगे, जहां वे गायब हैं। इस प्रकार, अधिक से अधिक मात्रा में Zn आयनों को घोल में भेजना संभव हो जाता है, जबकि तांबे की प्लेट पर Cu आयनों को धात्विक तांबे के रूप में डिस्चार्ज और जारी किया जाता है। यह प्रक्रिया तब तक जारी रहती है जब तक कि सारा तांबा नमक घुल न जाए या उपयोग में न आ जाए।

चावल। 127. इलेक्ट्रिक डबल लेयर

गैल्वेनिक कोशिकाओं में, सेल के संचालन के दौरान आयनों को घोल में भेजने वाले इलेक्ट्रोड को एनोड कहा जाता है, और जिस इलेक्ट्रोड पर सकारात्मक आयनों को डिस्चार्ज किया जाता है उसे कैथोड कहा जाता है।

एक गैल्वेनिक सेल का निर्माण किन्हीं दो धातुओं को उनके लवणों के घोल में डुबाकर किया जा सकता है। इस मामले में, यह बिल्कुल भी आवश्यक नहीं है कि एक धातु नकारात्मक रूप से चार्ज हो और दूसरा सकारात्मक रूप से। एक आवेशित पिंड से दूसरे में इलेक्ट्रॉनों के प्रवाह के लिए एकमात्र शर्त उनके बीच संभावित अंतर का अस्तित्व है। लेकिन उत्तरार्द्ध उत्पन्न होना ही चाहिए, चाहे हम कुछ भी हों लिया गया, क्योंकि इलेक्ट्रॉनों को अलग करने और आयनों में बदलने की क्षमता सभी धातुओं के लिए अलग-अलग होती है। यदि, उदाहरण के लिए, एक गैल्वेनिक सेल जस्ता और लोहे से बना है जो उनके लवणों के सामान्य घोल में डूबे हुए हैं, तो, हालांकि दोनों धातुओं को घोल में नकारात्मक रूप से चार्ज किया जाता है, फिर भी उनके बीच एक निश्चित संभावित अंतर उत्पन्न होगा। जब धातुएं किसी चालक से जुड़ी होती हैं, तो अधिक सक्रिय धातु के रूप में जिंक से इलेक्ट्रॉन लोहे की ओर प्रवाहित होंगे; घुल जाएगा और - घोल से मुक्त हो जाएगा। तत्व में होने वाली प्रतिक्रिया को समीकरण द्वारा व्यक्त किया जाता है

Zn + Fe = Fe + Zn

किसी धातु और उसके नमक के घोल के बीच उत्पन्न होने वाले संभावित अंतर को धातु की इलेक्ट्रोड क्षमता कहा जाता है और यह इलेक्ट्रॉनों को दान करने की क्षमता के माप के रूप में काम कर सकता है या, जो समान है, प्रतिक्रियाओं के दौरान इसकी रासायनिक गतिविधि के माप के रूप में काम कर सकता है। समाधान. इसलिए, सभी धातुओं की क्षमता को उनके आयनों की समान सांद्रता पर मापकर, हम धातुओं की गतिविधि को मात्रात्मक रूप से चिह्नित कर सकते हैं।

दुर्भाग्य से, इन मात्राओं का प्रत्यक्ष माप बहुत कठिन है और सटीक परिणाम नहीं देता है। यह इस तथ्य से पहले से ही स्पष्ट है कि, उदाहरण के लिए, किसी धातु कंडक्टर को घोल में डुबाए बिना वोल्टमीटर को घोल से जोड़ना असंभव है। लेकिन फिर कंडक्टर और समाधान के बीच एक संभावित अंतर उत्पन्न होता है, जिससे वोल्टमीटर द्वारा दिखाया गया वोल्टेज दो संभावित अंतरों पर निर्भर करेगा: हमारे लिए रुचि की धातु और उसके नमक के समाधान के बीच संभावित अंतर, और के बीच संभावित अंतर धातु कंडक्टर और एक ही समाधान.

संबंधित लवणों के घोल में डूबे दो अलग-अलग धातु इलेक्ट्रोडों के बीच संभावित अंतर (इलेक्ट्रॉन वोल्टेज अंतर) को मापना बहुत आसान है, यानी यह पता लगाना कि एक धातु की क्षमता दूसरी धातु की क्षमता से कितनी अधिक या कम है। . यदि हम इस तरह से सभी धातुओं की सापेक्ष क्षमता को मापते हैं, उनमें से किसी एक की क्षमता के साथ उनकी क्षमता की तुलना करते हैं, तो परिणामी संख्याएं धातुओं की गतिविधि को उनकी क्षमता के पूर्ण मूल्यों के समान सटीक रूप से चिह्नित करेंगी।

तथाकथित सामान्य हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड को मानक इलेक्ट्रोड के रूप में अपनाया जाता है, जिसकी क्षमता के साथ अन्य धातुओं की क्षमता की तुलना की जाती है। उत्तरार्द्ध में एक प्लैटिनम प्लेट होती है जिसे प्लैटिनम की एक ढीली परत के साथ लेपित किया जाता है और सल्फ्यूरिक एसिड के दो-सामान्य समाधान में डुबोया जाता है। घोल में लगातार दबाव डाला जाता है फिलहाल 1 मेंशुद्ध हाइड्रोजन, जो प्लैटिनम के संपर्क में आने पर काफी होता है बड़ी मात्रा मेंइसके द्वारा अवशोषित कर लिया जाता है. हाइड्रोजन से संतृप्त प्लैटिनम प्लेट ऐसा व्यवहार करती है मानो वह हाइड्रोजन से बनी हो। जब यह सल्फ्यूरिक एसिड के घोल के संपर्क में आता है, तो एक निश्चित संभावित अंतर उत्पन्न होता है (हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड की क्षमता), जिसे सापेक्ष क्षमता को मापते समय पारंपरिक रूप से शून्य के रूप में स्वीकार किया जाता है।

1 ग्राम धातु आयन प्रति लीटर वाले नमक के घोल में डुबोई गई धातु और एक सामान्य हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड के बीच संभावित अंतर को धातु की सामान्य क्षमता कहा जाता है।

सामान्य विभवों को मापने के लिए आमतौर पर चित्र में दिखाए गए उपकरणों के समान उपकरणों का उपयोग किया जाता है। 128. मूलतः, ऐसा उपकरण एक गैल्वेनिक सेल है, जिसका एक इलेक्ट्रोड परीक्षण की जा रही धातु है, और दूसरा हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड है। चूँकि हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड की क्षमता शून्य मानी जाती है, ऐसे तत्व के ध्रुवों पर संभावित अंतर या उसके इलेक्ट्रोमोटिव बल को मापकर, हम सीधे धातु की सामान्य क्षमता का पता लगाते हैं।

तालिका में 27 सबसे महत्वपूर्ण धातुओं की सामान्य क्षमता को दर्शाता है। जब धातु की क्षमता हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड की क्षमता से कम होती है, तो उन्हें ऋण चिह्न के साथ लिया जाता है, और जब धातु की क्षमता इससे अधिक होती है, तो उन्हें प्लस चिह्न के साथ लिया जाता है।

यदि आप धातुओं को उनके इलेक्ट्रोड के घटते वोल्टेज मान के अनुसार व्यवस्थित करते हैं, यानी, घटती नकारात्मक सामान्य क्षमता (और बढ़ती सकारात्मक क्षमता) के अनुसार, तो आपको वोल्टेज की समान श्रृंखला मिलेगी।

तालिका 27

धातुओं की सामान्य क्षमताएँ

धातु	आयन	वोल्ट में विभव	धातु	आयन	वोल्ट में विभव
को	को	- 2,92	नी	नी	- 0,23
एसए	एसए	- 2,84	एस.एन.	एस.एन.	- 0,14
ना	ना	- 2,713	पंजाब	पंजाब	- 0,126
मिलीग्राम	मिलीग्राम	- 2,38	एन 2	एच	0,000
अल	अल	- 1,66	घन	घन	+ 0,34
एम.एन.	एम.एन.	- 1,05	एचजी	एचजी 2	+ 0,798
Zn	Zn	- 0,763	एजी	एजी	+ 0,799
फ़े	फ़े	- 0,44	ए.यू.	ए.यू.	+ 1,42

धातुओं की सामान्य क्षमता को जानकर, अपने लवणों के घोल में डूबी दो धातुओं से बने किसी भी तत्व के इलेक्ट्रोमोटिव बल को निर्धारित करना आसान है। ऐसा करने के लिए, आपको केवल ली गई धातुओं की सामान्य क्षमता में अंतर ढूंढना होगा।

इलेक्ट्रोमोटिव बल का मान सकारात्मक हो, इसके लिए छोटी क्षमता को हमेशा बड़ी क्षमता से घटा दिया जाता है। उदाहरण के लिए, तांबे-जस्ता तत्व का इलेक्ट्रोमोटिव बल है:

ई. डी.एस. = 0.34 - (-0.763) = 1.103

यह स्पष्ट है कि इसका ऐसा मूल्य होगा यदि संबंधित समाधानों में Zn और Cu आयनों की सांद्रता 1 ग्राम प्रति 1 लीटर के बराबर हो। अन्य सांद्रता के लिए, धातु की क्षमता और इसलिए इलेक्ट्रोमोटिव बलों की गणना नर्नस्ट द्वारा प्राप्त सूत्र का उपयोग करके की जा सकती है:

सभी विद्युतरासायनिक प्रक्रियाएंदो विरोधी समूहों में विभाजित किया जा सकता है: इलेक्ट्रोलिसिस प्रक्रियाएं, जिसमें रासायनिक प्रतिक्रियाएं बिजली के बाहरी स्रोत के प्रभाव में होती हैं, और कुछ रासायनिक प्रतिक्रियाओं के परिणामस्वरूप इलेक्ट्रोमोटिव बल और विद्युत प्रवाह के उद्भव की प्रक्रियाएं।

प्रक्रियाओं के पहले समूह में, विद्युत ऊर्जा को रासायनिक ऊर्जा में परिवर्तित किया जाता है, दूसरे में, इसके विपरीत, रासायनिक ऊर्जा को विद्युत ऊर्जा में परिवर्तित किया जाता है।

दोनों प्रकार की प्रक्रियाओं के उदाहरणों में बैटरियों में होने वाली प्रक्रियाएँ शामिल हैं। इसलिए, जब विद्युत ऊर्जा जनरेटर की लीड बैटरी संचालित होती है, तो निम्नलिखित प्रतिक्रिया होती है:

Pb + PbO 2 + 4H + + 2SO 4 2- → PbSO 4 + 2H 2 O.

इस प्रतिक्रिया के परिणामस्वरूप ऊर्जा निकलती है, जो बिजली में बदल जाती है। जब बैटरी को डिस्चार्ज किया जाता है, तो उसमें विपरीत दिशा में विद्युत धारा प्रवाहित करके उसे चार्ज किया जाता है।

रासायनिक प्रतिक्रिया विपरीत दिशा में भी होती है:

2РbSO 4 + 2Н 2 O → Рb + РbO 2 + 4Н + + 2SO 4 2-।

इस मामले में, विद्युत ऊर्जा रासायनिक ऊर्जा में बदल गई। बैटरी में अब ऊर्जा भंडार है और उसे फिर से डिस्चार्ज किया जा सकता है।

सभी विद्युतरासायनिक प्रतिक्रियाएँ तब होती हैं जब किसी परिपथ में विद्युत धारा प्रवाहित होती है। इस सर्कल में आवश्यक रूप से श्रृंखला में जुड़े धातु कंडक्टर और एक इलेक्ट्रोलाइट समाधान (या पिघला हुआ) होता है। धातु के कंडक्टरों में, जैसा कि हम जानते हैं, करंट इलेक्ट्रॉनों द्वारा और इलेक्ट्रोलाइट्स के घोल में आयनों द्वारा प्रवाहित होता है। सर्किट में वर्तमान प्रवाह की निरंतरता केवल तभी सुनिश्चित की जाती है जब इलेक्ट्रोड पर प्रक्रियाएं होती हैं, अर्थात। धातु-इलेक्ट्रोलाइट सीमा पर, एक इलेक्ट्रोड पर, इलेक्ट्रॉन प्राप्त करने की प्रक्रिया होती है - कमी, दूसरे इलेक्ट्रोड पर - इलेक्ट्रॉन जारी करने की प्रक्रिया, यानी। ऑक्सीकरण.

विशेषता विद्युतरासायनिक प्रक्रियाएंपारंपरिक रासायनिक पदार्थों के विपरीत, ऑक्सीकरण और कमी प्रक्रियाओं का स्थानिक पृथक्करण होता है। इन प्रक्रियाओं में से, जो एक दूसरे के बिना नहीं हो सकतीं, और समग्र रूप से समाहित होती हैं रासायनिक प्रक्रियाएक विद्युत रासायनिक प्रणाली में.

यदि आप किसी धातु की प्लेट (इलेक्ट्रोड) को इलेक्ट्रोलाइट घोल में डुबोते हैं, तो प्लेट और घोल के बीच एक संभावित अंतर उत्पन्न होता है, जिसे इलेक्ट्रोड क्षमता कहा जाता है।

आइए इसके घटित होने के कारणों पर विचार करें। धातु क्रिस्टल जाली के नोड्स में केवल सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयन होते हैं। ध्रुवीय विलायक अणुओं के साथ उनकी बातचीत के कारण, वे क्रिस्टल से अलग हो जाते हैं और समाधान में चले जाते हैं। इस संक्रमण के परिणामस्वरूप, धातु की प्लेट में इलेक्ट्रॉनों की अधिकता रह जाती है, जिससे यह ऋणात्मक आवेश प्राप्त कर लेती है। इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण समाधान में प्रवेश करने वाले सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयन सीधे धातु इलेक्ट्रोड की सतह पर रहते हैं। एक विद्युत दोहरी परत बनती है। इलेक्ट्रोड और समाधान के बीच एक संभावित छलांग होती है, जिसे इलेक्ट्रोड क्षमता कहा जाता है।

धातु से विलयन में आयनों के संक्रमण के साथ-साथ विपरीत प्रक्रिया भी होती है। धातु से विलयन V 1 में आयनों के संक्रमण की दर, विलयन से धातु V 2 (V 2 ˃ V 1) में आयनों के विपरीत संक्रमण की दर से अधिक हो सकती है।

गति में इस अंतर के परिणामस्वरूप धातु में सकारात्मक आयनों की संख्या में कमी होगी और समाधान में उनकी वृद्धि होगी। धातु इलेक्ट्रोड ऋणात्मक आवेश प्राप्त कर लेता है और विलयन धनात्मक आवेश प्राप्त कर लेता है।

अंतर V 1 ‒V 2 जितना अधिक होगा, धातु इलेक्ट्रोड का चार्ज उतना ही अधिक नकारात्मक होगा। बदले में, वी 2 का मान समाधान में धातु आयनों की सामग्री पर निर्भर करता है; उनकी बड़ी सांद्रता के अनुरूप हैं उच्च गतिवि 2. नतीजतन, समाधान में आयनों की बढ़ती सांद्रता के साथ, धातु इलेक्ट्रोड का नकारात्मक चार्ज कम हो जाता है।

यदि, इसके विपरीत, धातु आयनों के विलयन में संक्रमण की दर विपरीत प्रक्रिया की दर से कम है (V 1)< V 2), то на металлическом электроде будет избыток положительных ионов, а в растворе ‒ их нехватка. В таком случае электрод вступит положительный заряд, а раствор ‒ негативного.

दोनों मामलों में, संभावित अंतर, जो आवेशों के असमान वितरण के परिणामस्वरूप उत्पन्न होता है, धीमी प्रक्रिया को तेज करता है और तेजी से धीमा कर देता है। परिणामस्वरूप, एक क्षण ऐसा आएगा जब दोनों प्रक्रियाओं की दरें बराबर हो जाएंगी। एक संतुलन होगा जो गतिशील होगा। धातु से विलयन और वापसी तक आयनों का संक्रमण हर समय और संतुलन की स्थिति में होगा। संतुलन में इन प्रक्रियाओं की दरें समान होंगी (V 1p = V 2p)। इलेक्ट्रोड विभव की वह मात्रा जिसे संतुलन में रखा जाता है, संतुलन इलेक्ट्रोड विभव कहलाती है।

किसी धातु और विलयन के बीच उत्पन्न होने वाली क्षमता, यदि धातु को ऐसे विलयन में डुबोया जाए जिसमें इस धातु के आयनों की सांद्रता एक ग्राम आयन के बराबर हो, सामान्य या मानक इलेक्ट्रोड क्षमता कहलाती है।

यदि हम विभिन्न धातुओं के लिए इलेक्ट्रोड प्रतिक्रियाओं की सामान्य क्षमता रखते हैं ताकि उनके बीजगणितीय मान लगातार बढ़ें, तो हम प्रसिद्ध प्राप्त करते हैं सामान्य पाठ्यक्रमतनावों की रसायन शास्त्र श्रृंखला। इस पंक्ति में सभी तत्वों को उनके विद्युत रासायनिक गुणों के आधार पर रखा गया है, जिनका सीधा संबंध है रासायनिक गुण. इस प्रकार, तांबे में स्थित सभी धातुएं (यानी, अधिक नकारात्मक क्षमता के साथ) अपेक्षाकृत आसानी से ऑक्सीकृत हो जाती हैं, और तांबे के बाद स्थित सभी धातुएं काफी कठिनाई से ऑक्सीकृत हो जाती हैं।

K, Na, Ca, Mg, A1, Mn, Zn, Fe,

Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.

श्रृंखला का प्रत्येक सदस्य, अधिक सक्रिय होने के कारण, तनावों की श्रृंखला में उसके दाईं ओर खड़े श्रृंखला के किसी भी सदस्य को कनेक्शन से विस्थापित कर सकता है।

आइए गैल्वेनिक सेल की क्रिया के तंत्र पर विचार करें, जिसका आरेख चित्र में प्रस्तुत किया गया है। तत्व में जिंक सल्फेट के घोल में डूबी एक जिंक प्लेट और कॉपर सल्फेट के घोल में डूबी तांबे की प्लेट होती है।

चावल। कॉपर-जिंक गैल्वेनिक सेल का आरेख

दोनों समाधान वाले बर्तन हैं, जिन्हें अर्ध-सेल कहा जाता है, जो गैल्वेनिक सेल बनाने के लिए इलेक्ट्रोलाइटिक स्विच द्वारा एक-दूसरे से जुड़े होते हैं। यह कुंजी (इलेक्ट्रोलाइट से भरी एक ग्लास ट्यूब) आयनों को एक बर्तन (आधे सेल) से दूसरे में जाने की अनुमति देती है। जिंक सल्फेट और कॉपर सल्फेट के घोल एक साथ नहीं मिलते हैं।

यदि विद्युत परिपथ खुला है, तो धातु की प्लेटों या घोल में कोई परिवर्तन नहीं होता है, लेकिन जब वृत्त बंद हो जाता है, तो वृत्त के माध्यम से धारा प्रवाहित होगी। ऐसे स्थान से इलेक्ट्रॉन जहां ऋणात्मक आवेश घनत्व अधिक होता है (अर्थात जिंक प्लेट) कम ऋणात्मक आवेश घनत्व वाले स्थान या धनात्मक आवेश वाले स्थान (अर्थात तांबे की प्लेट) की ओर चले जाते हैं। इलेक्ट्रॉनों की गति के कारण, धातु-समाधान इंटरफ़ेस पर संतुलन बाधित हो जाएगा। जिंक प्लेट में नकारात्मक आवेशों की अधिकता कम हो जाएगी, आकर्षक बल तदनुसार कम हो जाएंगे, और विद्युत डबल परत से कुछ जिंक आयन समाधान की कुल मात्रा में चले जाएंगे। इससे Zn 2+ आयनों के विलयन से धातु में संक्रमण की दर में कमी आएगी। अंतर V 1 ‒V 2 (जो संतुलन अवस्था में शून्य है) बढ़ जाएगा, और जिंक आयनों की एक नई मात्रा धातु से घोल में चली जाएगी। इससे जिंक प्लेट में इलेक्ट्रॉनों की अधिकता दिखाई देगी, जो तुरंत तांबे की प्लेट में चली जाएगी, और फिर से सब कुछ लगातार दोहराया जाएगा। परिणामस्वरूप, जिंक घुल जाता है और वृत्त में विद्युत धारा लगातार प्रवाहित होती रहती है।

यह स्पष्ट है कि जिंक प्लेट से तांबे की प्लेट तक इलेक्ट्रॉनों की निरंतर गति तभी संभव है जब वे तांबे की प्लेट पर समाहित हो जाएं। तांबे की प्लेट में अतिरिक्त इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति से दोहरी परत की पुनर्व्यवस्था हो जाएगी। नकारात्मक SO 4 2- आयन प्रतिकर्षित करेंगे, और सकारात्मक तांबे के आयन जो घोल में हैं, इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति के कारण होने वाले इलेक्ट्रोस्टैटिक आकर्षण के कारण विद्युत दोहरी परत में प्रवेश करेंगे। आयनों के धातु V2 में संक्रमण की दर बढ़ जाएगी। Cu 2+ आयन तांबे की प्लेट के क्रिस्टल जाली में प्रवेश करते हैं, इलेक्ट्रॉन जोड़ते हैं। यह तांबे की प्लेट पर इलेक्ट्रॉन आत्मसात की प्रक्रिया है जो समग्र रूप से प्रक्रिया की निरंतरता सुनिश्चित करेगी।

ईएमएफ ई का परिमाण इलेक्ट्रोड पर इलेक्ट्रोड क्षमता ई 1 और ई 2 के बीच अंतर के बराबर है: ई = ई 1 - ई 2।

इलेक्ट्रोड पर होने वाली प्रक्रियाओं को एक आरेख द्वारा दर्शाया जा सकता है: चेहरे पर एक जिंक प्लेट होती है - इलेक्ट्रोलाइट Zn - 2e - = Zn 2+, चेहरे पर एक तांबे की प्लेट इलेक्ट्रोलाइट Cu 2+ + 2e - = Cu होती है .

जैसा कि हम देख सकते हैं, जिंक ऑक्सीकरण और तांबे की कमी की प्रक्रियाएं अंतरिक्ष में अलग-अलग होती हैं; आम तौर पर रासायनिक प्रतिक्रिया, जो तांबे-जस्ता तत्व में होता है, को आयनिक रूप में इस प्रकार लिखा जा सकता है:

Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu.

वही तस्वीर उस स्थिति में देखी जाएगी जब दोनों प्लेटें समाधान के सापेक्ष नकारात्मक रूप से चार्ज होंगी। आइए तांबे की दो प्लेटों को कॉपर सल्फेट के तनु घोल में डुबोएं। इन विलयनों में कॉपर आयनों की सांद्रता C 1 और C 2 (C 2 > C 1) है। आइए मान लें कि दोनों प्लेटें विलयन के सापेक्ष ऋणात्मक रूप से आवेशित हैं। लेकिन समाधान सांद्रता C 1 वाले बर्तन में प्लेट A को इस तथ्य के कारण अधिक नकारात्मक रूप से चार्ज किया जाएगा कि इस बर्तन में तांबे के आयनों की सांद्रता दूसरे बर्तन की तुलना में कम है, और तदनुसार Cu 2+ आयनों के प्रवेश की दर क्रिस्टल जाली कम होगी. यदि आप वृत्त को बंद कर देते हैं, तो इलेक्ट्रॉन प्लेट ए से, जहां उनका घनत्व अधिक है, प्लेट बी की ओर चले जाएंगे। इलेक्ट्रोलाइट के साथ प्लेट ए के किनारे पर, प्रक्रिया Cu° ‒ 2е - = Cu 2+ होती है। इलेक्ट्रोलाइट Cu 2+ + 2е - + Cu° के साथ प्लेट B का किनारा।

जैसा कि पहले ही उल्लेख किया गया है, दोनों प्लेटें समाधान के सापेक्ष नकारात्मक रूप से चार्ज होती हैं। लेकिन प्लेट ए प्लेट बी के सापेक्ष नकारात्मक रूप से चार्ज होती है और इसलिए गैल्वेनिक सेल में नकारात्मक इलेक्ट्रोड के रूप में कार्य करती है, और प्लेट बी सकारात्मक इलेक्ट्रोड के रूप में कार्य करती है।

ईएमएफ का परिमाण, इलेक्ट्रोड क्षमता में अंतर के बराबर, जितना अधिक होगा, समाधानों में आयन सांद्रता में अंतर उतना ही अधिक होगा।

नर्नस्ट समीकरण- इलेक्ट्रोकेमिकल समीकरण में शामिल पदार्थों की गतिविधियों और रेडॉक्स जोड़े की मानक इलेक्ट्रोड क्षमता के साथ सिस्टम की रेडॉक्स क्षमता को जोड़ने वाला एक समीकरण।

इलेक्ट्रोड क्षमता, - मानक इलेक्ट्रोड क्षमता, वोल्ट में मापा जाता है;