CLASS 12 CHEMISTRY · CHAPTER 2 · READ

Electrochemistryवैद्युतरसायनElectrochemistry

From “how does a battery make electricity?” to topper-level Nernst, Kohlrausch and Faraday problems — every NCERT section, table and solved example of Chapter 2, with cells you can build and diagrams you can tap.“बैटरी बिजली कैसे बनाती है?” से टॉपर-स्तर के नर्न्स्ट, कोलराउश और फ़ैराडे प्रश्नों तक — अध्याय 2 का हर NCERT खंड, सारणी और हल किया उदाहरण, खुद बनाने वाले सेल और टैप करने वाले डायग्राम के साथ।“Battery bijli kaise banati hai?” se topper-level Nernst, Kohlrausch aur Faraday questions tak — Chapter 2 ka har NCERT section, table aur solved example, khud banane wale cells aur tap karne wale diagrams ke saath.

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Diagrams in this chapterइस अध्याय के डायग्रामIs chapter ke diagrams

Daniell cell (a galvanic cell)डेनियल सेल (एक गैल्वेनी सेल)Fig 2.1Daniell cell with an opposing external voltageविरोधी बाहरी वोल्टता के साथ डेनियल सेलFig 2.2Writing a cell: Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cuसेल लिखना: Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | CuSLH diagramStandard hydrogen electrode (SHE)मानक हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड (SHE)Fig 2.3Standard electrode potentials — the electrochemical seriesमानक इलेक्ट्रोड विभव — विद्युत-रासायनिक श्रेणीTable 2.1E°cell ↔ ΔrG° ↔ K: one triangleE°cell ↔ ΔrG° ↔ K: एक त्रिभुजSLH diagramConductivity cellsचालकता सेलFig 2.4Measuring the resistance of a solution (Wheatstone bridge)विलयन का प्रतिरोध मापना (व्हीटस्टोन ब्रिज)Fig 2.5Molar conductivity vs √c: strong vs weak electrolyteमोलर चालकता बनाम √c: प्रबल बनाम दुर्बल विद्युत-अपघट्यFig 2.6KCl: Λm against √c (Example 2.6)KCl: Λm बनाम √c (उदाहरण 2.6)Fig 2.7Electrolytic refining of copperकॉपर का विद्युत-अपघटनी शोधनSLH diagramElectrolysis of aqueous NaCl: H₂, Cl₂ and NaOHजलीय NaCl का वैद्युत-अपघटन: H₂, Cl₂ और NaOHSLH diagramDry cell (Leclanché cell) — a primary batteryशुष्क सेल (लेक्लांशे सेल) — प्राथमिक बैटरीFig 2.8Mercury cell (button cell)मर्करी सेल (बटन सेल)Fig 2.9Lead storage battery — a secondary batteryलेड संचायक बैटरी — द्वितीयक बैटरीFig 2.10Rechargeable nickel–cadmium cell (jelly roll)पुनः आवेशनीय निकेल–कैडमियम सेल (जेली रोल)Fig 2.11Hydrogen–oxygen fuel cellहाइड्रोजन–ऑक्सीजन ईंधन सेलFig 2.12Rusting of iron — a tiny electrochemical cellलोहे पर जंग — एक छोटा विद्युत-रासायनिक सेलFig 2.13

3D molecules3D अणु मॉडल3D molecules

Polyacetylene — a conducting polymer (short piece)पॉलीऐसीटिलीन — चालक बहुलक (छोटा भाग)3D modelHydrated Na⁺ and Cl⁻ ions in waterजल में जलयोजित Na⁺ और Cl⁻ आयन3D modelSulphuric acid, H₂SO₄ (lead battery electrolyte)सल्फ़्यूरिक अम्ल, H₂SO₄ (लेड बैटरी का विद्युत-अपघट्य)3D model

Experiments you can do hereयहीं करने वाले प्रयोगYahin karne wale experiments

What is electrochemistry?वैद्युतरसायन क्या है?Electrochemistry kya hai?

Electrochemistry is the study of the production of electricity from the energy released during spontaneous chemical reactions, and the use of electrical energy to bring about non-spontaneous chemical changes. Many metals, sodium hydroxide, chlorine and fluorine are produced electrochemically; batteries and fuel cells turn chemical energy into electrical energy; and electrochemical methods are often more energy-efficient and less polluting. Even the transmission of signals between our brain and the body has an electrochemical origin.वैद्युतरसायन स्वतः होने वाली रासायनिक अभिक्रियाओं में मुक्त ऊर्जा से बिजली बनाने, और विद्युत ऊर्जा से अस्वतः रासायनिक परिवर्तन कराने का अध्ययन है। कई धातुएँ, सोडियम हाइड्रॉक्साइड, क्लोरीन और फ़्लोरीन विद्युत-रासायनिक विधियों से बनते हैं; बैटरी और ईंधन सेल रासायनिक ऊर्जा को विद्युत ऊर्जा में बदलते हैं; और ये विधियाँ अक्सर कम ऊर्जा लेती हैं और कम प्रदूषण करती हैं। मस्तिष्क और शरीर के बीच संकेतों के संचरण का मूल भी विद्युत-रासायनिक है।Electrochemistry spontaneous chemical reactions mein nikli energy se bijli banane, aur electrical energy se non-spontaneous chemical changes karane ki study hai. Kai metals, NaOH, chlorine aur fluorine electrochemical methods se bante hain; batteries aur fuel cells chemical energy ko electrical energy mein badalte hain; aur ye methods aksar kam energy lete hain aur kam pollution karte hain. Brain aur body ke beech signals ka transmission bhi electrochemical hai.अ

2.1Electrochemical Cellsविद्युत-रासायनिक सेलElectrochemical cells

In the Daniell cell, a zinc rod dips in ZnSO₄ solution and a copper rod in CuSO₄ solution; the two solutions are joined by a salt bridge. The redox reaction Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s) supplies electrical energy, and the cell shows a potential of 1.1 V when [Zn²⁺] = [Cu²⁺] = 1 mol dm⁻³. Such a device is a galvanic (voltaic) cell.डेनियल सेल में जिंक की छड़ ZnSO₄ विलयन में और कॉपर की छड़ CuSO₄ विलयन में डूबी रहती है; दोनों विलयन लवण सेतु से जुड़े होते हैं। रेडॉक्स अभिक्रिया Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s) विद्युत ऊर्जा देती है, और [Zn²⁺] = [Cu²⁺] = 1 mol dm⁻³ पर सेल का विभव 1.1 V होता है। ऐसी युक्ति गैल्वेनी सेल है।Daniell cell mein zinc rod ZnSO₄ solution mein aur copper rod CuSO₄ solution mein dubi hoti hai; dono solutions salt bridge se jude hote hain. Redox reaction Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s) electrical energy deti hai, aur [Zn²⁺] = [Cu²⁺] = 1 mol dm⁻³ par cell ka potential 1.1 V hota hai. Aisa device galvanic (voltaic) cell hai.अ

Daniell cell (a galvanic cell)डेनियल सेल (एक गैल्वेनी सेल)Daniell cell (a galvanic cell)NCERT Fig 2.1 · 7 tappable partsOpen

Now apply an external voltage E_ext that opposes the cell. (a) While E_ext < 1.1 V the cell still works normally: electrons flow from Zn to Cu, zinc dissolves and copper deposits. (b) At E_ext = 1.1 V the reaction stops and no current flows. (c) When E_ext > 1.1 V the reaction runs in the opposite direction: electrons flow from Cu to Zn, zinc deposits and copper dissolves. The device now works as an electrolytic cell — it uses electrical energy to carry out a non-spontaneous reaction.अब सेल के विपरीत एक बाहरी वोल्टता E_ext लगाइए। (a) जब तक E_ext < 1.1 V, सेल सामान्य रूप से चलता है: इलेक्ट्रॉन Zn से Cu की ओर, जिंक घुलता है और कॉपर जमता है। (b) E_ext = 1.1 V पर अभिक्रिया रुक जाती है और कोई धारा नहीं बहती। (c) E_ext > 1.1 V पर अभिक्रिया उल्टी दिशा में चलती है: इलेक्ट्रॉन Cu से Zn की ओर, जिंक जमता है और कॉपर घुलता है। अब यह विद्युत-अपघटनी सेल है — विद्युत ऊर्जा से अस्वतः अभिक्रिया कराता है।Ab cell ke opposite ek external voltage E_ext lagaiye. (a) Jab tak E_ext < 1.1 V, cell normal chalta hai: electrons Zn se Cu ki taraf, zinc ghulta hai aur copper jamta hai. (b) E_ext = 1.1 V par reaction ruk jaata hai, koi current nahi. (c) E_ext > 1.1 V par reaction ulti direction mein: electrons Cu se Zn ki taraf, zinc jamta hai aur copper ghulta hai. Ab yeh electrolytic cell hai — electrical energy se non-spontaneous reaction karata hai.अ

Daniell cell with an opposing external voltageविरोधी बाहरी वोल्टता के साथ डेनियल सेलDaniell cell with an opposing external voltageNCERT Fig 2.2 · 3 tappable partsOpen

2.2Galvanic Cellsगैल्वेनी सेलGalvanic cells

A galvanic (voltaic) cell converts the Gibbs energy of a spontaneous redox reaction into electrical work (to run a motor, heater, fan …). The Daniell cell reaction is the sum of two half reactions: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s) (reduction half reaction) and Zn(s) → Zn²⁺ + 2e⁻ (oxidation half reaction). They occur in two separate portions called half-cells or redox couples — the copper electrode is the reduction half-cell, the zinc electrode the oxidation half-cell.गैल्वेनी सेल स्वतः रेडॉक्स अभिक्रिया की गिब्ज़ ऊर्जा को विद्युत कार्य में बदलता है (मोटर, हीटर, पंखा चलाने में)। डेनियल सेल अभिक्रिया दो अर्ध-अभिक्रियाओं का योग है: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s) (अपचयन अर्ध-अभिक्रिया) और Zn(s) → Zn²⁺ + 2e⁻ (ऑक्सीकरण अर्ध-अभिक्रिया)। ये दो अलग भागों में होती हैं जिन्हें अर्ध-सेल या रेडॉक्स युग्म कहते हैं — कॉपर इलेक्ट्रोड अपचयन अर्ध-सेल, जिंक इलेक्ट्रोड ऑक्सीकरण अर्ध-सेल है।galvanic (voltaic) cell spontaneous redox reaction ki Gibbs energy ko electrical work mein badalta hai (motor, heater, fan chalane mein). Daniell cell reaction do half reactions ka sum hai: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s) (reduction half reaction) aur Zn(s) → Zn²⁺ + 2e⁻ (oxidation half reaction). Ye do alag hisson mein hoti hain jinhe half-cells ya redox couples kehte hain — copper electrode reduction half-cell, zinc electrode oxidation half-cell.अ

Each half-cell is a metal electrode dipped in an electrolyte. Outside, the two electrodes are joined by a metal wire through a voltmeter and a switch; inside, the electrolytes are joined by a salt bridge (if both electrodes dip in the same solution, no salt bridge is needed). At every electrode–solution interface, metal ions tend to deposit on the metal (making it positive) while metal atoms tend to go into solution as ions, leaving electrons behind (making it negative). At equilibrium a charge separation exists, and the potential difference between electrode and electrolyte is the electrode potential. When all species of the half-cell are at unit concentration it is the standard electrode potential (E°); by IUPAC convention, standard reduction potentials are now simply called standard electrode potentials.हर अर्ध-सेल किसी विद्युत-अपघट्य में डूबा एक धातु इलेक्ट्रोड है। बाहर दोनों इलेक्ट्रोड वोल्टमीटर और स्विच से होकर धातु के तार से जुड़ते हैं; अंदर विद्युत-अपघट्य लवण सेतु से जुड़ते हैं (दोनों इलेक्ट्रोड एक ही विलयन में हों तो लवण सेतु की ज़रूरत नहीं)। हर इलेक्ट्रोड–विलयन सतह पर धातु आयन धातु पर जमना चाहते हैं (उसे धनात्मक बनाते हुए) और धातु परमाणु आयन बनकर विलयन में जाना चाहते हैं, इलेक्ट्रॉन पीछे छोड़कर (उसे ऋणात्मक बनाते हुए)। साम्य पर आवेश-पृथक्करण होता है, और इलेक्ट्रोड व विद्युत-अपघट्य के बीच विभवांतर इलेक्ट्रोड विभव है। जब अर्ध-सेल की सभी स्पीशीज़ इकाई सांद्रता पर हों तो यह मानक इलेक्ट्रोड विभव है; IUPAC परिपाटी में मानक अपचयन विभव को ही अब मानक इलेक्ट्रोड विभव कहते हैं।Har half-cell kisi electrolyte mein duba metal electrode hai. Bahar dono electrodes voltmeter aur switch se hokar wire se judte hain; andar electrolytes salt bridge se judte hain (dono electrodes ek hi solution mein hon to salt bridge nahi chahiye). Har electrode–solution surface par metal ions metal par jamna chahte hain (use positive banate hue) aur metal atoms ion bankar solution mein jaana chahte hain, electrons peeche chhodkar (use negative banate hue). Equilibrium par charge separation hota hai, aur electrode–electrolyte ke beech ka potential difference electrode potential hai. Jab half-cell ki saari species unit concentration par hon to yeh standard electrode potential (E°) hai; IUPAC convention mein standard reduction potential ko hi ab standard electrode potential kehte hain.अ

In a galvanic cell the half-cell where oxidation takes place is the anode — it has a negative potential with respect to the solution. The half-cell where reduction takes place is the cathode — it has a positive potential. When the switch is on, electrons flow from the negative electrode to the positive electrode, and current flows the opposite way. The potential difference between the two electrodes is the cell potential (in volts); it is the difference between the electrode (reduction) potentials of cathode and anode, and it is called the emf (cell potential) of the cell when no current is drawn.गैल्वेनी सेल में जिस अर्ध-सेल में ऑक्सीकरण होता है वह ऐनोड है — विलयन के सापेक्ष इसका विभव ऋणात्मक होता है। जिस अर्ध-सेल में अपचयन होता है वह कैथोड है — इसका विभव धनात्मक होता है। स्विच ऑन करते ही इलेक्ट्रॉन ऋण इलेक्ट्रोड से धन इलेक्ट्रोड की ओर बहते हैं और धारा उल्टी दिशा में। दोनों इलेक्ट्रोडों के बीच विभवांतर सेल विभव (वोल्ट में) है; यह कैथोड और ऐनोड के इलेक्ट्रोड (अपचयन) विभवों का अंतर है, और कोई धारा न ली जाए तो इसे सेल का विद्युत वाहक बल (emf) कहते हैं।Galvanic cell mein jis half-cell mein oxidation hota hai woh anode hai — solution ke respect mein iska potential negative hota hai. Jis half-cell mein reduction hota hai woh cathode hai — iska potential positive. Switch on karte hi electrons negative se positive electrode ki taraf, aur current ulti taraf. Dono electrodes ke beech ka potential difference cell potential (volt mein) hai; yeh cathode aur anode ke reduction potentials ka difference hai, aur jab current na liya jaaye to ise cell ka emf (cell potential) kehte hain.अ

Writing a cell: Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cuसेल लिखना: Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | CuCell likhna: Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu10 tappable partsOpen

2.2.1Measurement of Electrode Potentialइलेक्ट्रोड विभव का मापनElectrode potential ka measurement

The potential of a single half-cell cannot be measured; only the difference between two half-cells (the emf) can. So one electrode is chosen as the reference and given zero potential: the standard hydrogen electrode (SHE), written Pt(s) | H₂(g) | H⁺(aq), for the reaction H⁺(aq) + e⁻ → ½H₂(g). It is a platinum electrode coated with platinum black, dipped in an acidic solution with pure hydrogen gas bubbling through it; the concentration of both forms of hydrogen is kept at unity — H₂ at 1 bar and H⁺ at 1 M. Its potential is taken as zero at all temperatures.अकेले अर्ध-सेल का विभव मापा नहीं जा सकता; केवल दो अर्ध-सेलों का अंतर (emf) मापा जा सकता है। इसलिए एक इलेक्ट्रोड को संदर्भ मानकर शून्य विभव दिया गया: मानक हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड, Pt(s) | H₂(g) | H⁺(aq), अभिक्रिया H⁺(aq) + e⁻ → ½H₂(g)। यह प्लैटिनम ब्लैक से लेपित प्लैटिनम इलेक्ट्रोड है, जो अम्लीय विलयन में डूबा है और जिसमें शुद्ध हाइड्रोजन गैस प्रवाहित की जाती है; हाइड्रोजन के दोनों रूपों की सांद्रता इकाई रखी जाती है — H₂ 1 bar और H⁺ 1 M। हर ताप पर इसका विभव शून्य माना जाता है।Akele half-cell ka potential measure nahi ho sakta; sirf do half-cells ka difference (emf) measure hota hai. Isliye ek electrode ko reference maankar zero potential diya gaya: standard hydrogen electrode (SHE), Pt(s) | H₂(g) | H⁺(aq), reaction H⁺(aq) + e⁻ → ½H₂(g). Yeh platinum black coated platinum electrode hai, acidic solution mein duba, jismein pure hydrogen gas bubble hoti hai; hydrogen ke dono forms ki concentration unity — H₂ 1 bar aur H⁺ 1 M. Har temperature par iska potential zero maana jaata hai.अ

Standard hydrogen electrode (SHE)मानक हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड (SHE)Standard hydrogen electrode (SHE)NCERT Fig 2.3 · 5 tappable partsOpen

To measure an unknown half-cell, build a cell with the SHE as the anode (left) and the other half-cell as the cathode (right): E°_cell = E°_R − E°_L = E°_R − 0 = E°_R. The cell Pt(s) | H₂(g, 1 bar) | H⁺(aq, 1 M) || Cu²⁺(aq, 1 M) | Cu has emf 0.34 V, so E°(Cu²⁺/Cu) = +0.34 V. The cell Pt(s) | H₂(g, 1 bar) | H⁺(aq, 1 M) || Zn²⁺(aq, 1 M) | Zn has emf −0.76 V, so E°(Zn²⁺/Zn) = −0.76 V.अज्ञात अर्ध-सेल मापने के लिए SHE को ऐनोड (बाएँ) और दूसरे अर्ध-सेल को कैथोड (दाएँ) रखकर सेल बनाइए: E°_cell = E°_R − E°_L = E°_R − 0 = E°_R। सेल Pt(s) | H₂(g, 1 bar) | H⁺(aq, 1 M) || Cu²⁺(aq, 1 M) | Cu का emf 0.34 V है, अतः E°(Cu²⁺/Cu) = +0.34 V। सेल Pt(s) | H₂(g, 1 bar) | H⁺(aq, 1 M) || Zn²⁺(aq, 1 M) | Zn का emf −0.76 V है, अतः E°(Zn²⁺/Zn) = −0.76 V।Unknown half-cell measure karne ke liye SHE ko anode (left) aur doosre half-cell ko cathode (right) rakhkar cell banaiye: E°_cell = E°_R − E°_L = E°_R − 0 = E°_R. Cell Pt(s) | H₂(g, 1 bar) | H⁺(aq, 1 M) || Cu²⁺(aq, 1 M) | Cu ka emf 0.34 V hai, to E°(Cu²⁺/Cu) = +0.34 V. Cell Pt(s) | H₂(g, 1 bar) | H⁺(aq, 1 M) || Zn²⁺(aq, 1 M) | Zn ka emf −0.76 V hai, to E°(Zn²⁺/Zn) = −0.76 V.अ

What the sign means. Positive E° (copper): Cu²⁺ ions are reduced more easily than H⁺; H⁺ cannot oxidise Cu, so copper does not dissolve in HCl (in nitric acid it is oxidised by the nitrate ion, not by H⁺). Negative E° (zinc): H⁺ ions can oxidise zinc — zinc reduces H⁺ and dissolves in dilute acid giving H₂. For the Daniell cell: E°_cell = E°_R − E°_L = 0.34 V − (−0.76 V) = 1.10 V.चिह्न का अर्थ। धनात्मक E° (कॉपर): Cu²⁺ आयन H⁺ से अधिक आसानी से अपचित होते हैं; H⁺ कॉपर को ऑक्सीकृत नहीं कर सकता, इसलिए कॉपर HCl में नहीं घुलता (नाइट्रिक अम्ल में यह नाइट्रेट आयन से ऑक्सीकृत होता है, H⁺ से नहीं)। ऋणात्मक E° (जिंक): H⁺ आयन जिंक को ऑक्सीकृत कर सकते हैं — जिंक H⁺ को अपचित करके तनु अम्ल में H₂ देते हुए घुलता है। डेनियल सेल के लिए: E°_cell = 0.34 V − (−0.76 V) = 1.10 V।Sign ka matlab. Positive E° (copper): Cu²⁺ ions H⁺ se zyada aasani se reduce hote hain; H⁺ copper ko oxidise nahi kar sakta, isliye copper HCl mein nahi ghulta (nitric acid mein nitrate ion se oxidise hota hai, H⁺ se nahi). Negative E° (zinc): H⁺ ions zinc ko oxidise kar sakte hain — zinc dilute acid mein H₂ dete hue ghulta hai. Daniell cell ke liye: E°_cell = 0.34 V − (−0.76 V) = 1.10 V.अ

Inert electrodes. Sometimes platinum or gold is used as an inert electrode: it does not take part in the reaction but provides a surface for oxidation or reduction and conducts electrons. Examples: hydrogen electrode Pt(s) | H₂(g) | H⁺(aq), half-cell reaction H⁺(aq) + e⁻ → ½H₂(g); bromine electrode Pt(s) | Br₂(aq) | Br⁻(aq), half-cell reaction ½Br₂(aq) + e⁻ → Br⁻(aq).अक्रिय इलेक्ट्रोड। कभी-कभी प्लैटिनम या सोना अक्रिय इलेक्ट्रोड के रूप में लिया जाता है: यह अभिक्रिया में भाग नहीं लेता, केवल ऑक्सीकरण या अपचयन के लिए सतह देता है और इलेक्ट्रॉनों का चालन करता है। उदाहरण: हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड Pt(s) | H₂(g) | H⁺(aq), अर्ध-सेल अभिक्रिया H⁺(aq) + e⁻ → ½H₂(g); ब्रोमीन इलेक्ट्रोड Pt(s) | Br₂(aq) | Br⁻(aq), अभिक्रिया ½Br₂(aq) + e⁻ → Br⁻(aq)।Inert electrodes. Kabhi-kabhi platinum ya gold inert electrode ki tarah lete hain: yeh reaction mein hissa nahi leta, sirf oxidation/reduction ke liye surface deta hai aur electrons conduct karta hai. Example: hydrogen electrode Pt(s) | H₂(g) | H⁺(aq), reaction H⁺(aq) + e⁻ → ½H₂(g); bromine electrode Pt(s) | Br₂(aq) | Br⁻(aq), reaction ½Br₂(aq) + e⁻ → Br⁻(aq).अ

Reading Table 2.1. If E° > 0, the reduced form is more stable than hydrogen gas; if E° < 0, hydrogen gas is more stable than the reduced form. Fluorine has the highest E° (+2.87 V): F₂ has the maximum tendency to be reduced, so F₂ is the strongest oxidising agent and F⁻ the weakest reducing agent. Lithium has the lowest E° (−3.05 V): Li⁺ is the weakest oxidising agent and Li metal the most powerful reducing agent in aqueous solution. Going from top to bottom of the table, E° decreases — the oxidising power of the species on the left decreases and the reducing power of the species on the right increases.सारणी 2.1 पढ़ना। E° > 0 हो तो अपचित रूप हाइड्रोजन गैस से अधिक स्थायी है; E° < 0 हो तो हाइड्रोजन गैस अपचित रूप से अधिक स्थायी है। फ़्लोरीन का E° सबसे अधिक (+2.87 V): F₂ की अपचित होने की प्रवृत्ति अधिकतम, अतः F₂ प्रबलतम ऑक्सीकारक और F⁻ दुर्बलतम अपचायक। लीथियम का E° सबसे कम (−3.05 V): Li⁺ दुर्बलतम ऑक्सीकारक और Li धातु जलीय विलयन में प्रबलतम अपचायक। सारणी में ऊपर से नीचे E° घटता है — बाईं ओर की स्पीशीज़ की ऑक्सीकारक क्षमता घटती और दाईं ओर की अपचायक क्षमता बढ़ती है।Table 2.1 padhna. E° > 0 to reduced form hydrogen gas se zyada stable; E° < 0 to hydrogen gas zyada stable. Fluorine ka E° sabse zyada (+2.87 V): F₂ ki reduce hone ki tendency maximum, to F₂ strongest oxidising agent aur F⁻ weakest reducing agent. Lithium ka E° sabse kam (−3.05 V): Li⁺ weakest oxidising agent aur Li metal aqueous solution mein sabse powerful reducing agent. Table mein upar se neeche E° ghatta hai — left ki species ki oxidising power ghatti aur right ki reducing power badhti hai.अ

Standard electrode potentials — the electrochemical seriesमानक इलेक्ट्रोड विभव — विद्युत-रासायनिक श्रेणीStandard electrode potentials — the electrochemical seriesNCERT Table 2.1 · 12 tappable partsOpen

Electrochemical cells are widely used to find the pH of solutions, solubility products, equilibrium constants and other thermodynamic properties, and for potentiometric titrations.विद्युत-रासायनिक सेल विलयनों का pH, विलेयता गुणनफल, साम्य स्थिरांक और अन्य ऊष्मागतिक गुण ज्ञात करने तथा विभवमितीय अनुमापनों में बहुत काम आते हैं।Electrochemical cells se solutions ka pH, solubility product, equilibrium constant aur doosri thermodynamic properties nikaali jaati hain, aur potentiometric titrations hote hain.अ

2.3Nernst Equationनर्न्स्ट समीकरणNernst equation

So far all concentrations were unity. When they are not, the electrode potential changes. Nernst showed that for the electrode reaction Mⁿ⁺(aq) + ne⁻ → M(s), the electrode potential at any concentration, measured against the SHE, is E(Mⁿ⁺/M) = E°(Mⁿ⁺/M) − (RT/nF) ln ([M]/[Mⁿ⁺]). The concentration of solid M is taken as unity, so E(Mⁿ⁺/M) = E°(Mⁿ⁺/M) − (RT/nF) ln (1/[Mⁿ⁺]). Here R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹, F = 96487 C mol⁻¹ (Faraday constant), T in kelvin.अब तक सभी सांद्रताएँ इकाई थीं। जब ऐसा न हो, तो इलेक्ट्रोड विभव बदल जाता है। नर्न्स्ट ने दिखाया कि इलेक्ट्रोड अभिक्रिया Mⁿ⁺(aq) + ne⁻ → M(s) के लिए किसी भी सांद्रता पर SHE के सापेक्ष विभव E(Mⁿ⁺/M) = E°(Mⁿ⁺/M) − (RT/nF) ln ([M]/[Mⁿ⁺]) है। ठोस M की सांद्रता इकाई ली जाती है, अतः E(Mⁿ⁺/M) = E°(Mⁿ⁺/M) − (RT/nF) ln (1/[Mⁿ⁺])। यहाँ R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹, F = 96487 C mol⁻¹ (फ़ैराडे स्थिरांक), T केल्विन में।Ab tak saari concentrations unity thi. Jab aisa na ho, to electrode potential badal jaata hai. Nernst ne dikhaya ki electrode reaction Mⁿ⁺(aq) + ne⁻ → M(s) ke liye kisi bhi concentration par SHE ke respect mein potential E(Mⁿ⁺/M) = E°(Mⁿ⁺/M) − (RT/nF) ln ([M]/[Mⁿ⁺]) hai. Solid M ki concentration unity li jaati hai, to E(Mⁿ⁺/M) = E°(Mⁿ⁺/M) − (RT/nF) ln (1/[Mⁿ⁺]). Yahan R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹, F = 96487 C mol⁻¹, T kelvin mein.अ

For the Daniell cell, write Nernst for both electrodes and subtract (cathode − anode): E_cell = E°_cell − (RT/2F) ln ([Zn²⁺]/[Cu²⁺]). So E_cell depends on both ions: it increases when [Cu²⁺] increases and when [Zn²⁺] decreases. Converting ln to log₁₀ (ln x = 2.303 log x) and putting R, F and T = 298 K gives the handy form below.डेनियल सेल के लिए दोनों इलेक्ट्रोडों का नर्न्स्ट समीकरण लिखकर घटाइए (कैथोड − ऐनोड): E_cell = E°_cell − (RT/2F) ln ([Zn²⁺]/[Cu²⁺])। अतः E_cell दोनों आयनों पर निर्भर है: [Cu²⁺] बढ़ने और [Zn²⁺] घटने पर यह बढ़ता है। ln को log₁₀ में बदलकर (ln x = 2.303 log x) और R, F, T = 298 K रखकर नीचे का आसान रूप मिलता है।Daniell cell ke liye dono electrodes ka Nernst likhkar ghataiye (cathode − anode): E_cell = E°_cell − (RT/2F) ln ([Zn²⁺]/[Cu²⁺]). To E_cell dono ions par depend karta hai: [Cu²⁺] badhne aur [Zn²⁺] ghatne par yeh badhta hai. ln ko log₁₀ mein badalkar (ln x = 2.303 log x) aur R, F, T = 298 K rakhkar neeche ka aasaan form milta hai.अ

Use the same n for both electrodes. For Ni(s) | Ni²⁺(aq) || Ag⁺(aq) | Ag, the cell reaction is Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s), n = 2, and E_cell = E°_cell − (RT/2F) ln ([Ni²⁺]/[Ag⁺]²). In general, for aA + bB → cC + dD with n electrons: E_cell = E°_cell − (RT/nF) ln Q, where Q = [C]^c[D]^d ÷ [A]^a[B]^b.दोनों इलेक्ट्रोडों के लिए एक ही n लीजिए। Ni(s) | Ni²⁺(aq) || Ag⁺(aq) | Ag के लिए सेल अभिक्रिया Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s), n = 2, और E_cell = E°_cell − (RT/2F) ln ([Ni²⁺]/[Ag⁺]²)। सामान्यतः aA + bB → cC + dD (n इलेक्ट्रॉन) के लिए: E_cell = E°_cell − (RT/nF) ln Q, जहाँ Q = [C]^c[D]^d ÷ [A]^a[B]^b।Dono electrodes ke liye same n lijiye. Ni(s) | Ni²⁺(aq) || Ag⁺(aq) | Ag ke liye reaction Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s), n = 2, aur E_cell = E°_cell − (RT/2F) ln ([Ni²⁺]/[Ag⁺]²). General: aA + bB → cC + dD (n electrons) ke liye E_cell = E°_cell − (RT/nF) ln Q, jahan Q = [C]^c[D]^d ÷ [A]^a[B]^b.अ

2.3.1Equilibrium Constant from Nernst Equationनर्न्स्ट समीकरण से साम्य स्थिरांकNernst equation se equilibrium constant

Close the circuit of a Daniell cell and let it run. [Zn²⁺] keeps rising, [Cu²⁺] keeps falling and the voltmeter reading keeps dropping. After some time the concentrations stop changing and the voltmeter reads zero — equilibrium has been reached. Now E_cell = 0, so E°_cell = (2.303RT/2F) log ([Zn²⁺]/[Cu²⁺]), and at equilibrium [Zn²⁺]/[Cu²⁺] = K_c. At 298 K: E°_cell = (0.059 V/2) log K_c = 1.1 V → log K_c = (1.1 V × 2)/0.059 V = 37.288 → K_c = 2 × 10³⁷. Such a huge K means the reaction goes practically to completion.डेनियल सेल का परिपथ बंद करके चलने दीजिए। [Zn²⁺] बढ़ता रहता है, [Cu²⁺] घटता रहता है और वोल्टमीटर का पाठ गिरता रहता है। कुछ समय बाद सांद्रताएँ बदलना बंद कर देती हैं और वोल्टमीटर शून्य पढ़ता है — साम्य आ गया। अब E_cell = 0, अतः E°_cell = (2.303RT/2F) log ([Zn²⁺]/[Cu²⁺]), और साम्य पर [Zn²⁺]/[Cu²⁺] = K_c। 298 K पर: E°_cell = (0.059 V/2) log K_c = 1.1 V → log K_c = (1.1 × 2)/0.059 = 37.288 → K_c = 2 × 10³⁷। इतना बड़ा K बताता है कि अभिक्रिया लगभग पूरी हो जाती है।Daniell cell ka circuit band karke chalne dijiye. [Zn²⁺] badhta rehta hai, [Cu²⁺] ghatta rehta hai aur voltmeter reading girti rehti hai. Kuch der baad concentrations badalna band kar deti hain aur voltmeter zero padhta hai — equilibrium aa gaya. Ab E_cell = 0, to E°_cell = (2.303RT/2F) log ([Zn²⁺]/[Cu²⁺]), aur equilibrium par [Zn²⁺]/[Cu²⁺] = K_c. 298 K par: E°_cell = (0.059 V/2) log K_c = 1.1 V → log K_c = (1.1 × 2)/0.059 = 37.288 → K_c = 2 × 10³⁷. Itna bada K matlab reaction lagbhag poora ho jaata hai.अ

2.3.2Electrochemical Cell and Gibbs Energy of the Reactionविद्युत-रासायनिक सेल और अभिक्रिया की गिब्ज़ ऊर्जाCell aur reaction ki Gibbs energy

Electrical work = potential × charge passed. For maximum work the charge must pass reversibly, and the reversible work done by a galvanic cell equals the decrease in its Gibbs energy. If the emf is E and nF is the charge passed, then Δ_rG = −nFE_cell. E_cell is an intensive property but Δ_rG is extensive — it depends on n. For Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s), Δ_rG = −2FE_cell; for 2Zn(s) + 2Cu²⁺(aq) → 2Zn²⁺(aq) + 2Cu(s), Δ_rG = −4FE_cell. With all concentrations unity, Δ_rG° = −nFE°_cell, and from Δ_rG° we get K by Δ_rG° = −RT ln K.विद्युत कार्य = विभव × प्रवाहित आवेश। अधिकतम कार्य के लिए आवेश उत्क्रमणीय रूप से प्रवाहित होना चाहिए, और गैल्वेनी सेल का उत्क्रमणीय कार्य उसकी गिब्ज़ ऊर्जा में कमी के बराबर है। emf E और प्रवाहित आवेश nF हो तो Δ_rG = −nFE_cell। E_cell गहन (intensive) गुण है पर Δ_rG विस्तीर्ण (extensive) — यह n पर निर्भर है। Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s) के लिए Δ_rG = −2FE_cell; 2Zn(s) + 2Cu²⁺(aq) → 2Zn²⁺(aq) + 2Cu(s) के लिए Δ_rG = −4FE_cell। सभी सांद्रताएँ इकाई हों तो Δ_rG° = −nFE°_cell, और Δ_rG° से K: Δ_rG° = −RT ln K।Electrical work = potential × charge. Maximum work ke liye charge reversibly pass hona chahiye, aur galvanic cell ka reversible work uski Gibbs energy ki kami ke barabar hai. emf E aur charge nF ho to Δ_rG = −nFE_cell. E_cell intensive hai par Δ_rG extensive — n par depend karta hai. Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s) ke liye Δ_rG = −2FE_cell; 2Zn + 2Cu²⁺ → 2Zn²⁺ + 2Cu ke liye Δ_rG = −4FE_cell. Saari concentrations unity hon to Δ_rG° = −nFE°_cell, aur Δ_rG° se K: Δ_rG° = −RT ln K.अ

E°cell ↔ ΔrG° ↔ K: one triangleE°cell ↔ ΔrG° ↔ K: एक त्रिभुजE°cell ↔ ΔrG° ↔ K: ek triangle7 tappable partsOpen

2.4Conductance of Electrolytic Solutionsविद्युत-अपघटनी विलयनों का चालकत्वElectrolytic solutions ka conductance

Resistance R (unit ohm, Ω = kg m² s⁻³ A⁻²) is measured with a Wheatstone bridge. R is directly proportional to length l and inversely proportional to area of cross-section A: R = ρ l/A. The constant ρ (rho) is the resistivity (IUPAC prefers this to “specific resistance”) — the resistance of a piece 1 m long with 1 m² cross-section. Unit Ω m; 1 Ω m = 100 Ω cm.प्रतिरोध R (मात्रक ओम, Ω = kg m² s⁻³ A⁻²) व्हीटस्टोन ब्रिज से मापा जाता है। R लंबाई l के अनुक्रमानुपाती और अनुप्रस्थ काट क्षेत्रफल A के व्युत्क्रमानुपाती है: R = ρ l/A। स्थिरांक ρ (रो) प्रतिरोधकता है (IUPAC इसे “विशिष्ट प्रतिरोध” से बेहतर मानता है) — 1 m लंबे, 1 m² काट वाले टुकड़े का प्रतिरोध। मात्रक Ω m; 1 Ω m = 100 Ω cm।Resistance R (unit ohm, Ω = kg m² s⁻³ A⁻²) Wheatstone bridge se naapa jaata hai. R length l ke directly aur area A ke inversely proportional hai: R = ρ l/A. Constant ρ (rho) resistivity hai (IUPAC ise “specific resistance” se better maanta hai) — 1 m lambe, 1 m² area wale piece ka resistance. Unit Ω m; 1 Ω m = 100 Ω cm.अ

The inverse of resistance is conductance, G = 1/R = A/(ρl) = κ A/l, unit siemens (S = Ω⁻¹, also called mho). The inverse of resistivity is the conductivity (κ) (IUPAC prefers this to “specific conductance”), κ (kappa), unit S m⁻¹, often S cm⁻¹; 1 S cm⁻¹ = 100 S m⁻¹. The conductivity of a material is its conductance when it is 1 m long with 1 m² cross-section.प्रतिरोध का व्युत्क्रम चालकत्व है, G = 1/R = A/(ρl) = κ A/l, मात्रक सीमेंस (S = Ω⁻¹, जिसे म्हो भी कहते हैं)। प्रतिरोधकता का व्युत्क्रम चालकता है (IUPAC इसे “विशिष्ट चालकत्व” से बेहतर मानता है), κ (कप्पा), मात्रक S m⁻¹, अक्सर S cm⁻¹; 1 S cm⁻¹ = 100 S m⁻¹। पदार्थ की चालकता उसका चालकत्व है जब वह 1 m लंबा और 1 m² काट वाला हो।Resistance ka ulta conductance hai, G = 1/R = A/(ρl) = κ A/l, unit siemens (S = Ω⁻¹, mho bhi kehte hain). Resistivity ka ulta conductivity (κ) hai (IUPAC “specific conductance” ki jagah yahi kehta hai), κ (kappa), unit S m⁻¹, aksar S cm⁻¹; 1 S cm⁻¹ = 100 S m⁻¹. Material ki conductivity uska conductance hai jab woh 1 m lamba aur 1 m² area wala ho.अ

Conductivity varies enormously with the nature of the material, and also with temperature and pressure. Conductors: metals and alloys (very large κ); some non-metals like carbon-black, graphite and some organic polymers also conduct electronically. Insulators: glass, ceramics (very low κ). Semiconductors: silicon, doped silicon, gallium arsenide (in between) — important electronic materials. Superconductors have zero resistivity (infinite conductivity); earlier only metals and alloys at 0–15 K were known, but now some ceramics and mixed oxides are superconducting at temperatures as high as 150 K.चालकता पदार्थ की प्रकृति के साथ बहुत बदलती है, और ताप व दाब पर भी निर्भर है। चालक: धातुएँ और मिश्रधातुएँ (बहुत बड़ी κ); कुछ अधातुएँ जैसे कार्बन-ब्लैक, ग्रेफ़ाइट और कुछ कार्बनिक बहुलक भी इलेक्ट्रॉनिक चालन करते हैं। विद्युतरोधी: काँच, सिरेमिक (बहुत कम κ)। अर्धचालक: सिलिकॉन, अपमिश्रित सिलिकॉन, गैलियम आर्सेनाइड (बीच में) — महत्वपूर्ण इलेक्ट्रॉनिक पदार्थ। अतिचालक की प्रतिरोधकता शून्य (चालकता अनंत) होती है; पहले केवल 0–15 K पर धातुएँ व मिश्रधातुएँ ज्ञात थीं, अब कुछ सिरेमिक और मिश्रित ऑक्साइड 150 K तक अतिचालक हैं।Conductivity material ki nature ke saath bahut badalti hai, aur temperature-pressure par bhi depend karti hai. Conductors: metals aur alloys (bahut badi κ); kuch non-metals jaise carbon-black, graphite aur kuch organic polymers bhi electronic conduction karte hain. Insulators: glass, ceramics (bahut kam κ). Semiconductors: silicon, doped silicon, gallium arsenide (beech mein) — important electronic materials. Superconductors ki resistivity zero (conductivity infinite); pehle sirf 0–15 K par metals/alloys known the, ab kuch ceramics aur mixed oxides 150 K tak superconducting hain.अ

Conduction through metals is metallic or electronic conductance, due to the movement of electrons. It depends on (i) the nature and structure of the metal, (ii) the number of valence electrons per atom, (iii) temperature — it decreases as temperature rises. Electrons enter at one end and leave at the other, so the metal’s composition does not change.धातुओं से चालन धात्विक या इलेक्ट्रॉनिक चालकत्व है, जो इलेक्ट्रॉनों की गति से होता है। यह निर्भर है (i) धातु की प्रकृति और संरचना, (ii) प्रति परमाणु संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या, (iii) ताप पर — ताप बढ़ने पर यह घटता है। इलेक्ट्रॉन एक सिरे से घुसकर दूसरे से निकलते हैं, इसलिए धातु का संघटन नहीं बदलता।Metals se conduction metallic ya electronic conductance hai, electrons ki movement se. Yeh depend karta hai (i) metal ki nature aur structure, (ii) per atom valence electrons ki sankhya, (iii) temperature par — temperature badhne par yeh ghatta hai. Electrons ek sire se ghuskar doosre se nikalte hain, isliye metal ka composition nahi badalta.अ

Even very pure water contains a little H⁺ and OH⁻ (~10⁻⁷ M), giving it a very low conductivity (3.5 × 10⁻⁵ S m⁻¹). Dissolved electrolytes furnish their own ions and raise the conductivity. Conduction by ions in solution is electrolytic or ionic conductance. It depends on: (i) the nature of the electrolyte, (ii) the size of the ions and their solvation, (iii) the nature of the solvent and its viscosity, (iv) the concentration of the electrolyte, (v) temperature — it increases as temperature rises. Passing DC through an ionic solution for long changes its composition by electrochemical reactions.बहुत शुद्ध पानी में भी थोड़े H⁺ और OH⁻ (~10⁻⁷ M) होते हैं, जिससे इसकी चालकता बहुत कम (3.5 × 10⁻⁵ S m⁻¹) होती है। घुले विद्युत-अपघट्य अपने आयन देकर चालकता बढ़ाते हैं। विलयन में आयनों द्वारा चालन विद्युत-अपघटनी या आयनिक चालकत्व है। यह निर्भर है: (i) विद्युत-अपघट्य की प्रकृति, (ii) आयनों का आकार और उनका विलायकन, (iii) विलायक की प्रकृति और श्यानता, (iv) विद्युत-अपघट्य की सांद्रता, (v) ताप — ताप बढ़ने पर यह बढ़ता है। आयनिक विलयन में देर तक DC प्रवाहित करने से विद्युत-रासायनिक अभिक्रियाओं द्वारा उसका संघटन बदल जाता है।Bahut pure paani mein bhi thode H⁺ aur OH⁻ (~10⁻⁷ M) hote hain, isliye uski conductivity bahut kam (3.5 × 10⁻⁵ S m⁻¹) hai. Ghule electrolytes apne ions dekar conductivity badhate hain. Solution mein ions dwara conduction electrolytic ya ionic conductance hai. Yeh depend karta hai: (i) electrolyte ki nature, (ii) ions ka size aur solvation, (iii) solvent ki nature aur viscosity, (iv) concentration, (v) temperature — temperature badhne par yeh badhta hai. Ionic solution mein der tak DC dene se electrochemical reactions se uska composition badal jaata hai.अ

2.4.1Measurement of the Conductivity of Ionic Solutionsआयनिक विलयनों की चालकता का मापनIonic solutions ki conductivity ka measurement

A Wheatstone bridge measures an unknown resistance, but a solution brings two problems: (1) DC changes the composition of the solution — solved by using an AC source; (2) a solution cannot be clamped to the bridge like a wire — solved by a specially designed vessel, the conductivity cell. It has two platinum electrodes coated with platinum black (finely divided Pt deposited electrochemically), of cross-section area A, a distance l apart. The solution between them is a column of length l and area A, so R = ρ l/A = l/(κA).व्हीटस्टोन ब्रिज अज्ञात प्रतिरोध मापता है, पर विलयन के साथ दो समस्याएँ हैं: (1) DC विलयन का संघटन बदल देता है — हल: AC स्रोत; (2) विलयन को तार की तरह ब्रिज से नहीं जोड़ सकते — हल: विशेष पात्र, चालकता सेल। इसमें प्लैटिनम ब्लैक से लेपित दो प्लैटिनम इलेक्ट्रोड होते हैं (विद्युत-रासायनिक रूप से जमा बारीक Pt), अनुप्रस्थ काट A, आपसी दूरी l। उनके बीच विलयन l लंबाई और A क्षेत्रफल का स्तंभ है, अतः R = ρ l/A = l/(κA)।Wheatstone bridge unknown resistance naapta hai, par solution ke saath do problems hain: (1) DC solution ka composition badal deta hai — hal: AC source; (2) solution ko wire ki tarah bridge se nahi jod sakte — hal: special vessel, conductivity cell. Ismein platinum black coated do Pt electrodes hote hain (electrochemically jama fine Pt), area A, doori l. Unke beech solution l lambai aur A area ka column hai, to R = ρ l/A = l/(κA).अ

Conductivity cellsचालकता सेलConductivity cellsNCERT Fig 2.4 · 5 tappable partsOpen

l/A is the cell constant (G*), G* (dimension length⁻¹). Measuring l and A directly is inconvenient and unreliable, so G* is found by measuring the resistance of the cell filled with a solution of known conductivity — usually KCl (Table 2.3): G* = l/A = R κ. The resistance is measured with the bridge of Fig 2.5: resistances R₃ and R₄, a variable resistance R₁ and the cell (unknown R₂), fed by an oscillator O (AC of audio frequency, 550 to 5000 cycles per second), with a detector P (headphone or electronic device). At balance (no current through P): R₂ = R₁R₄/R₃. Today, inexpensive conductivity meters read conductance or resistance directly. Then κ = G*/R.l/A सेल स्थिरांक, G* है (विमा लंबाई⁻¹)। l और A को सीधे मापना असुविधाजनक और अविश्वसनीय है, इसलिए ज्ञात चालकता वाले विलयन — प्रायः KCl (सारणी 2.3) — से भरे सेल का प्रतिरोध मापकर G* निकालते हैं: G* = l/A = R κ। प्रतिरोध चित्र 2.5 के ब्रिज से मापा जाता है: प्रतिरोध R₃ और R₄, परिवर्ती प्रतिरोध R₁ और सेल (अज्ञात R₂), जिसे दोलित्र O (श्रव्य आवृत्ति का AC, 550 से 5000 चक्र प्रति सेकंड) से ऊर्जा मिलती है, और संसूचक P (हेडफ़ोन या इलेक्ट्रॉनिक युक्ति)। संतुलन पर (P में धारा शून्य): R₂ = R₁R₄/R₃। आजकल सस्ते चालकता मीटर सीधे चालकत्व या प्रतिरोध पढ़ते हैं। फिर κ = G*/R।l/A cell constant (G*), G* hai (dimension length⁻¹). l aur A ko seedhe naapna inconvenient aur unreliable hai, isliye known conductivity wale solution — aksar KCl (Table 2.3) — se bhare cell ka resistance naapkar G* nikaalte hain: G* = l/A = R κ. Resistance Fig 2.5 ke bridge se naapte hain: resistances R₃ aur R₄, variable resistance R₁ aur cell (unknown R₂), oscillator O (audio frequency AC, 550 se 5000 cycles per second) se, aur detector P (headphone ya electronic device). Balance par (P mein current zero): R₂ = R₁R₄/R₃. Aajkal saste conductivity meters seedhe conductance ya resistance padhte hain. Phir κ = G*/R.अ

Measuring the resistance of a solution (Wheatstone bridge)विलयन का प्रतिरोध मापना (व्हीटस्टोन ब्रिज)Measuring the resistance of a solution (Wheatstone bridge)NCERT Fig 2.5 · 7 tappable partsOpen

Conductivities of different electrolytes differ because of the charge and size of their ions, the concentration of ions and how easily the ions move under a potential gradient. So a more meaningful quantity is defined — the molar conductivity (Λm), Λm = κ/c. With κ in S m⁻¹ and c in mol m⁻³, Λm is in S m² mol⁻¹. Since 1 mol m⁻³ = 1000 (L/m³) × molarity (mol L⁻¹): Λm (S m² mol⁻¹) = κ (S m⁻¹) ÷ [1000 L m⁻³ × molarity (mol L⁻¹)]. With κ in S cm⁻¹: Λm (S cm² mol⁻¹) = κ (S cm⁻¹) × 1000 (cm³/L) ÷ molarity (mol/L). 1 S m² mol⁻¹ = 10⁴ S cm² mol⁻¹.विभिन्न विद्युत-अपघट्यों की चालकता उनके आयनों के आवेश और आकार, आयनों की सांद्रता और विभव-प्रवणता में आयनों की गतिशीलता के कारण अलग होती है। इसलिए अधिक सार्थक राशि परिभाषित की गई — मोलर चालकता, Λm = κ/c। κ को S m⁻¹ और c को mol m⁻³ में लें तो Λm का मात्रक S m² mol⁻¹। चूँकि 1 mol m⁻³ = 1000 (L/m³) × मोलरता (mol L⁻¹)। κ को S cm⁻¹ में लें तो: Λm (S cm² mol⁻¹) = κ (S cm⁻¹) × 1000 (cm³/L) ÷ मोलरता (mol/L)। 1 S m² mol⁻¹ = 10⁴ S cm² mol⁻¹।Alag electrolytes ki conductivity unke ions ke charge aur size, ions ki concentration aur potential gradient mein ions kitni aasani se chalte hain — in sab se alag hoti hai. Isliye zyada meaningful quantity define ki gayi — molar conductivity (Λm), Λm = κ/c. κ S m⁻¹ aur c mol m⁻³ mein ho to Λm ka unit S m² mol⁻¹. Kyunki 1 mol m⁻³ = 1000 (L/m³) × molarity (mol L⁻¹). κ S cm⁻¹ mein ho to: Λm (S cm² mol⁻¹) = κ (S cm⁻¹) × 1000 (cm³/L) ÷ molarity (mol/L). 1 S m² mol⁻¹ = 10⁴ S cm² mol⁻¹.अ

2.4.2Variation of Conductivity and Molar Conductivity with Concentrationसांद्रता के साथ चालकता और मोलर चालकता में परिवर्तनConcentration ke saath κ aur Λm ka badalna

Conductivity always decreases on dilution, for both weak and strong electrolytes, because the number of ions per unit volume that carry the current decreases. (κ is the conductance of a unit volume of solution between electrodes of unit area kept unit distance apart: G = κA/l = κ when A and l are both 1.)तनुकरण पर चालकता हमेशा घटती है, प्रबल और दुर्बल दोनों विद्युत-अपघट्यों में, क्योंकि प्रति इकाई आयतन धारा ले जाने वाले आयनों की संख्या घट जाती है। (κ इकाई क्षेत्रफल के, इकाई दूरी पर रखे इलेक्ट्रोडों के बीच इकाई आयतन विलयन का चालकत्व है: A और l दोनों 1 हों तो G = κA/l = κ।)Dilution par conductivity hamesha ghatti hai, strong aur weak dono electrolytes mein, kyunki per unit volume current le jaane wale ions kam ho jaate hain. (κ unit area ke, unit doori par rakhe electrodes ke beech unit volume solution ka conductance hai: A aur l dono 1 hon to G = κA/l = κ.)अ

Molar conductivity increases on dilution. Λm is the conductance of the volume V of solution that contains one mole of electrolyte, kept between electrodes a unit distance apart with area large enough to hold it: with l = 1 and A = V, Λm = κV. On dilution V (the volume holding 1 mol) increases, and this more than compensates for the fall in κ. When concentration approaches zero, Λm is called the limiting molar conductivity, Λ°m. Λm varies differently for strong and weak electrolytes (Fig 2.6).तनुकरण पर मोलर चालकता बढ़ती है। Λm उस आयतन V का चालकत्व है जिसमें एक मोल विद्युत-अपघट्य हो, इकाई दूरी पर रखे और इतने बड़े क्षेत्रफल वाले इलेक्ट्रोडों के बीच कि वह आयतन समा जाए: l = 1 और A = V से Λm = κV। तनुकरण पर V (1 mol वाला आयतन) बढ़ता है, और यह κ की कमी से अधिक भरपाई कर देता है। सांद्रता शून्य की ओर जाने पर Λm को सीमांत मोलर चालकता Λ°m कहते हैं। प्रबल और दुर्बल विद्युत-अपघट्यों में Λm अलग ढंग से बदलती है (चित्र 2.6)।Dilution par molar conductivity badhti hai. Λm us volume V ka conductance hai jismein ek mole electrolyte ho, unit doori par rakhe aur itne bade area wale electrodes ke beech ki woh volume sama jaaye: l = 1 aur A = V se Λm = κV. Dilution par V (1 mol wala volume) badhta hai, aur yeh κ ki kami se zyada bharpaai kar deta hai. Concentration zero ki taraf jaane par Λm ko limiting molar conductivity Λ°m kehte hain. Strong aur weak electrolytes mein Λm alag tarah badalti hai (Fig 2.6).अ

Molar conductivity vs √c: strong vs weak electrolyteमोलर चालकता बनाम √c: प्रबल बनाम दुर्बल विद्युत-अपघट्यMolar conductivity vs √c: strong vs weak electrolyteNCERT Fig 2.6 · 4 tappable partsOpen

Strong electrolytes. Λm increases slowly with dilution and follows Λm = Λ°m − A c^½. A plot of Λm against c^½ is a straight line with intercept Λ°m and slope −A. For a given solvent and temperature, A depends on the type of electrolyte — the charges on its cation and anion. NaCl, CaCl₂ and MgSO₄ are 1-1, 2-1 and 2-2 electrolytes; all electrolytes of one type have the same A.प्रबल विद्युत-अपघट्य। तनुकरण पर Λm धीरे बढ़ती है और Λm = Λ°m − A c^½ का पालन करती है। Λm बनाम c^½ का आलेख सरल रेखा है जिसका अंतःखंड Λ°m और ढलान −A है। किसी विलायक और ताप पर A विद्युत-अपघट्य के प्रकार — धनायन और ऋणायन के आवेशों — पर निर्भर है। NaCl, CaCl₂ और MgSO₄ क्रमशः 1-1, 2-1 और 2-2 विद्युत-अपघट्य हैं; एक प्रकार के सभी विद्युत-अपघट्यों का A समान होता है।Strong electrolytes. Dilution par Λm dheere badhti hai aur Λm = Λ°m − A c^½ follow karti hai. Λm vs c^½ ka graph straight line hai, intercept Λ°m aur slope −A. Kisi solvent aur temperature par A electrolyte ke type — cation aur anion ke charges — par depend karta hai. NaCl, CaCl₂ aur MgSO₄ kramashah 1-1, 2-1 aur 2-2 electrolytes hain; ek type ke sabhi electrolytes ka A same hota hai.अ

KCl: Λm against √c (Example 2.6)KCl: Λm बनाम √c (उदाहरण 2.6)KCl: Λm vs √c (Example 2.6)NCERT Fig 2.7 · 4 tappable partsOpen

Kohlrausch’s observation. For any anion X, the difference Λ°m(KX) − Λ°m(NaX) is nearly constant: Λ°m(KCl) − Λ°m(NaCl) = Λ°m(KBr) − Λ°m(NaBr) = Λ°m(KI) − Λ°m(NaI) ≃ 23.4 S cm² mol⁻¹. Similarly Λ°m(NaBr) − Λ°m(NaCl) = Λ°m(KBr) − Λ°m(KCl) ≃ 1.8 S cm² mol⁻¹. So each ion must contribute a fixed amount of its own.कोलराउश का प्रेक्षण। किसी भी ऋणायन X के लिए Λ°m(KX) − Λ°m(NaX) लगभग स्थिर है: Λ°m(KCl) − Λ°m(NaCl) = Λ°m(KBr) − Λ°m(NaBr) = Λ°m(KI) − Λ°m(NaI) ≃ 23.4 S cm² mol⁻¹। इसी तरह Λ°m(NaBr) − Λ°m(NaCl) = Λ°m(KBr) − Λ°m(KCl) ≃ 1.8 S cm² mol⁻¹। अतः हर आयन अपना एक निश्चित योगदान देता है।Kohlrausch ka observation. Kisi bhi anion X ke liye Λ°m(KX) − Λ°m(NaX) lagbhag constant hai: Λ°m(KCl) − Λ°m(NaCl) = Λ°m(KBr) − Λ°m(NaBr) = Λ°m(KI) − Λ°m(NaI) ≃ 23.4 S cm² mol⁻¹. Isi tarah Λ°m(NaBr) − Λ°m(NaCl) = Λ°m(KBr) − Λ°m(KCl) ≃ 1.8 S cm² mol⁻¹. Matlab har ion apna ek fixed contribution deta hai.अ

Weak electrolytes such as acetic acid have a low degree of dissociation at higher concentrations. On dilution, the degree of dissociation increases, and with it the number of ions in the volume containing 1 mol — so Λm rises steeply on dilution, especially at low concentrations (Fig 2.6). Therefore Λ°m cannot be found by extrapolating to zero concentration: at infinite dilution the electrolyte is fully dissociated (α = 1), but there κ is too low to measure accurately. Λ°m of a weak electrolyte is obtained from Kohlrausch’s law (Example 2.8).दुर्बल विद्युत-अपघट्य जैसे ऐसीटिक अम्ल का अधिक सांद्रता पर वियोजन कम होता है। तनुकरण पर वियोजन की मात्रा बढ़ती है, और साथ में 1 mol वाले आयतन में आयनों की संख्या — इसलिए तनुकरण पर Λm तेज़ी से बढ़ती है, विशेषकर कम सांद्रता पर (चित्र 2.6)। अतः Λ°m को शून्य सांद्रता तक बहिर्वेशन से नहीं निकाल सकते: अनंत तनुता पर विद्युत-अपघट्य पूर्ण वियोजित है (α = 1), पर वहाँ κ इतनी कम है कि सही मापी नहीं जा सकती। दुर्बल विद्युत-अपघट्य की Λ°m कोलराउश नियम से निकाली जाती है (उदाहरण 2.8)।Weak electrolytes jaise acetic acid ka zyada concentration par dissociation kam hota hai. Dilution par degree of dissociation badhti hai, aur saath mein 1 mol wale volume mein ions ki sankhya — isliye dilution par Λm tezi se badhti hai, khaaskar kam concentration par (Fig 2.6). Isliye Λ°m ko zero concentration tak extrapolate karke nahi nikaal sakte: infinite dilution par electrolyte poora dissociate hota hai (α = 1), par wahan κ itni kam hai ki sahi naap nahi sakte. Weak electrolyte ki Λ°m Kohlrausch law se nikaalte hain (Example 2.8).अ

For a weak electrolyte at concentration c with degree of dissociation α, α ≈ Λm/Λ°m, and the dissociation constant is K_a = cα²/(1 − α) = cΛm² ÷ [Λ°m(Λ°m − Λm)].सांद्रता c और वियोजन की मात्रा α वाले दुर्बल विद्युत-अपघट्य के लिए α ≈ Λm/Λ°m, और वियोजन स्थिरांक K_a = cα²/(1 − α) = cΛm² ÷ [Λ°m(Λ°m − Λm)]।Concentration c aur degree of dissociation α wale weak electrolyte ke liye α ≈ Λm/Λ°m, aur dissociation constant K_a = cα²/(1 − α) = cΛm² ÷ [Λ°m(Λ°m − Λm)].अ

Applications of Kohlrausch’s law: (1) calculate Λ°m of any electrolyte from the λ° of its ions; (2) for weak electrolytes, find the dissociation constant once Λ°m and Λm at concentration c are known.कोलराउश नियम के अनुप्रयोग: (1) आयनों के λ° से किसी भी विद्युत-अपघट्य की Λ°m ज्ञात करना; (2) दुर्बल विद्युत-अपघट्यों के लिए Λ°m और सांद्रता c पर Λm ज्ञात हो तो वियोजन स्थिरांक निकालना।Kohlrausch law ke applications: (1) ions ke λ° se kisi bhi electrolyte ki Λ°m nikaalna; (2) weak electrolytes ke liye Λ°m aur concentration c par Λm pata ho to dissociation constant nikaalna.अ

2.5Electrolytic Cells and Electrolysisविद्युत-अपघटनी सेल और विद्युत-अपघटनElectrolytic cells aur electrolysis

In an electrolytic cell an external voltage drives a chemical reaction. The simplest one: two copper strips in aqueous CuSO₄ with a DC voltage applied. At the cathode (negatively charged) Cu²⁺ ions are discharged: Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s), and copper is deposited. At the anode copper dissolves: Cu(s) → Cu²⁺(aq) + 2e⁻. This is the basis of the electrolytic refining of copper: impure copper is made the anode, it dissolves as current passes, and pure copper deposits on the cathode.विद्युत-अपघटनी सेल में बाहरी वोल्टता रासायनिक अभिक्रिया कराती है। सबसे सरल: जलीय CuSO₄ में दो कॉपर पट्टियाँ और उन पर DC वोल्टता। कैथोड (ऋणावेशित) पर Cu²⁺ आयन विसर्जित होते हैं: Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s), और कॉपर जमता है। ऐनोड पर कॉपर घुलता है: Cu(s) → Cu²⁺(aq) + 2e⁻। यही कॉपर के विद्युत-अपघटनी शोधन का आधार है: अशुद्ध कॉपर को ऐनोड बनाते हैं, धारा से वह घुलता है और कैथोड पर शुद्ध कॉपर जमता है।electrolytic cell mein external voltage chemical reaction karata hai. Sabse simple: aqueous CuSO₄ mein do copper strips aur un par DC voltage. Cathode (negative) par Cu²⁺ ions discharge hote hain: Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s), aur copper jamta hai. Anode par copper ghulta hai: Cu(s) → Cu²⁺(aq) + 2e⁻. Yahi copper ki electrolytic refining ka base hai: impure copper ko anode banate hain, current se woh ghulta hai aur cathode par pure copper jamta hai.अ

Electrolytic refining of copperकॉपर का विद्युत-अपघटनी शोधनCopper ki electrolytic refining6 tappable partsOpen

Metals such as Na, Mg and Al are produced on a large scale by electrochemical reduction of their cations, because no suitable chemical reducing agents are available. Sodium and magnesium come from the electrolysis of their fused chlorides; aluminium from the electrolysis of aluminium oxide in the presence of cryolite.Na, Mg और Al जैसी धातुएँ उनके धनायनों के विद्युत-रासायनिक अपचयन से बड़े पैमाने पर बनती हैं, क्योंकि उपयुक्त रासायनिक अपचायक उपलब्ध नहीं हैं। सोडियम और मैग्नीशियम उनके गलित क्लोराइडों के विद्युत-अपघटन से; ऐलुमिनियम क्रायोलाइट की उपस्थिति में ऐलुमिनियम ऑक्साइड के विद्युत-अपघटन से।Na, Mg aur Al jaise metals unke cations ke electrochemical reduction se bade paimaane par bante hain, kyunki suitable chemical reducing agents nahi hain. Sodium aur magnesium unke fused chlorides ke electrolysis se; aluminium cryolite ki maujoodgi mein aluminium oxide ke electrolysis se.अ

Quantitative aspects of electrolysis — Faraday’s lawsविद्युत-अपघटन के मात्रात्मक पहलू — फ़ैराडे के नियमElectrolysis ke quantitative aspects — Faraday ke laws

Michael Faraday first described the quantitative side of electrolysis and published his two laws in 1833–34. First law: the amount of chemical reaction at any electrode during electrolysis is proportional to the quantity of electricity passed through the electrolyte (solution or melt). Second law: the amounts of different substances liberated by the same quantity of electricity are proportional to their chemical equivalent weights (atomic mass of metal ÷ number of electrons needed to reduce the cation).माइकल फ़ैराडे ने सबसे पहले विद्युत-अपघटन का मात्रात्मक पक्ष बताया और 1833–34 में दो नियम प्रकाशित किए। पहला नियम: विद्युत-अपघटन में किसी इलेक्ट्रोड पर होने वाली रासायनिक अभिक्रिया की मात्रा विद्युत-अपघट्य (विलयन या गलित) से प्रवाहित विद्युत की मात्रा के अनुक्रमानुपाती होती है। दूसरा नियम: समान विद्युत मात्रा से मुक्त विभिन्न पदार्थों की मात्राएँ उनके रासायनिक तुल्यांकी भारों के अनुक्रमानुपाती होती हैं (धातु का परमाणु द्रव्यमान ÷ धनायन को अपचित करने में लगे इलेक्ट्रॉन)।Michael Faraday ne sabse pehle electrolysis ka quantitative side bataya aur 1833–34 mein do laws publish kiye. First law: electrolysis mein kisi electrode par hone wali chemical reaction ki matra electrolyte (solution ya melt) se guzri electricity ki matra ke proportional hoti hai. Second law: same electricity se nikle alag-alag substances ki matra unke chemical equivalent weights ke proportional hoti hai (metal ka atomic mass ÷ cation ko reduce karne mein lage electrons).अ

Faraday used a coulometer (a standard electrolytic cell) to find the charge from the mass of silver or copper deposited; today we have constant-current sources and Q = I t (Q in coulombs, I in amperes, t in seconds). The charge needed depends on the stoichiometry of the electrode reaction. For Ag⁺(aq) + e⁻ → Ag(s), one mole of electrons reduces one mole of Ag⁺. Charge on one electron = 1.6021 × 10⁻¹⁹ C, so the charge on one mole of electrons = N_A × 1.6021 × 10⁻¹⁹ C = 6.02 × 10²³ mol⁻¹ × 1.6021 × 10⁻¹⁹ C = 96487 C mol⁻¹ — one faraday (F), F (≈ 96500 C mol⁻¹ for approximate work). For Mg²⁺(l) + 2e⁻ → Mg(s) one mole needs 2F; for Al³⁺(l) + 3e⁻ → Al(s) one mole needs 3F. In commercial production of metals currents as high as 50,000 A are used — about 0.518 F per second.फ़ैराडे ने जमा हुई सिल्वर या कॉपर के द्रव्यमान से आवेश जानने के लिए कूलॉमीटर (एक मानक विद्युत-अपघटनी सेल) का उपयोग किया; आज स्थिर धारा स्रोत हैं और Q = I t (Q कूलॉम, I ऐम्पियर, t सेकंड)। आवश्यक आवेश इलेक्ट्रोड अभिक्रिया की रससमीकरणमिति पर निर्भर है। Ag⁺(aq) + e⁻ → Ag(s) में एक मोल इलेक्ट्रॉन एक मोल Ag⁺ को अपचित करता है। एक इलेक्ट्रॉन का आवेश = 1.6021 × 10⁻¹⁹ C, अतः एक मोल इलेक्ट्रॉनों का आवेश = 6.02 × 10²³ × 1.6021 × 10⁻¹⁹ C = 96487 C mol⁻¹ — एक फ़ैराडे, F (लगभग गणना में ≈ 96500)। Mg²⁺(l) + 2e⁻ → Mg(s) में एक मोल के लिए 2F; Al³⁺(l) + 3e⁻ → Al(s) में 3F। धातुओं के व्यापारिक उत्पादन में 50,000 A तक धारा — लगभग 0.518 F प्रति सेकंड।Faraday ne jama hui silver ya copper ke mass se charge jaanne ke liye coulometer (standard electrolytic cell) use kiya; aaj constant current sources hain aur Q = I t (Q coulomb, I ampere, t second). Kitna charge chahiye yeh electrode reaction ki stoichiometry par depend karta hai. Ag⁺(aq) + e⁻ → Ag(s) mein ek mole electrons ek mole Ag⁺ ko reduce karta hai. Ek electron ka charge = 1.6021 × 10⁻¹⁹ C, to ek mole electrons ka charge = 6.02 × 10²³ × 1.6021 × 10⁻¹⁹ C = 96487 C mol⁻¹ — ek faraday (F), F (approx ≈ 96500). Mg²⁺(l) + 2e⁻ → Mg(s) mein ek mole ke liye 2F; Al³⁺(l) + 3e⁻ → Al(s) mein 3F. Metals ke commercial production mein 50,000 A tak current — lagbhag 0.518 F per second.अ

2.5.1Products of Electrolysisविद्युत-अपघटन के उत्पादElectrolysis ke products

The products depend on the nature of the material being electrolysed and the type of electrodes. An inert electrode (Pt or gold) does not take part in the reaction — it is only a source or sink of electrons; a reactive electrode takes part. The products also depend on the oxidising and reducing species present and their electrode potentials. Some processes, though feasible, are kinetically so slow that an extra potential — the overpotential — must be applied, which makes them more difficult.उत्पाद विद्युत-अपघटित पदार्थ की प्रकृति और इलेक्ट्रोड के प्रकार पर निर्भर हैं। अक्रिय इलेक्ट्रोड (Pt या सोना) अभिक्रिया में भाग नहीं लेता — केवल इलेक्ट्रॉनों का स्रोत या अवशोषक है; सक्रिय इलेक्ट्रोड भाग लेता है। उत्पाद मौजूद ऑक्सीकारक/अपचायक स्पीशीज़ और उनके इलेक्ट्रोड विभवों पर भी निर्भर हैं। कुछ प्रक्रम संभव होते हुए भी गतिक रूप से इतने धीमे हैं कि अतिरिक्त विभव — अधिविभव — लगाना पड़ता है, जिससे वे कठिन हो जाते हैं।Products electrolyse hone wale material ki nature aur electrodes ke type par depend karte hain. Inert electrode (Pt ya gold) reaction mein hissa nahi leta — sirf electrons ka source ya sink hai; reactive electrode hissa leta hai. Products maujood oxidising/reducing species aur unke electrode potentials par bhi depend karte hain. Kuch processes possible hote hue bhi kinetically itne slow hain ki extra potential — overpotential — lagana padta hai, jisse woh mushkil ho jaate hain.अ

Molten NaCl: only Na⁺ and Cl⁻ are present. Cathode: Na⁺ + e⁻ → Na; anode: Cl⁻ → ½Cl₂ + e⁻. Products: sodium metal and chlorine gas.गलित NaCl: केवल Na⁺ और Cl⁻ मौजूद। कैथोड: Na⁺ + e⁻ → Na; ऐनोड: Cl⁻ → ½Cl₂ + e⁻। उत्पाद: सोडियम धातु और क्लोरीन गैस।Molten NaCl: sirf Na⁺ aur Cl⁻. Cathode: Na⁺ + e⁻ → Na; anode: Cl⁻ → ½Cl₂ + e⁻. Products: sodium metal aur chlorine gas.अ

Aqueous NaCl: besides Na⁺ and Cl⁻ we also have H⁺, OH⁻ and H₂O. At the cathode the competition is Na⁺(aq) + e⁻ → Na(s), E° = −2.71 V versus H⁺(aq) + e⁻ → ½H₂(g), E° = 0.00 V. The reaction with the higher E° wins, so H₂ forms; since H⁺ comes from H₂O → H⁺ + OH⁻, the net cathode reaction is H₂O(l) + e⁻ → ½H₂(g) + OH⁻. At the anode the competition is Cl⁻(aq) → ½Cl₂(g) + e⁻, E° = 1.36 V versus 2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻, E° = 1.23 V. The reaction with the lower E° should win (water), but because of the overpotential of oxygen, Cl⁻ is oxidised and Cl₂ forms. Net: NaCl(aq) + H₂O(l) → Na⁺(aq) + OH⁻(aq) + ½H₂(g) + ½Cl₂(g). Products: NaOH, Cl₂ and H₂. (For real solutions, E° values are replaced by Nernst electrode potentials to include concentration.)जलीय NaCl: Na⁺ और Cl⁻ के अलावा H⁺, OH⁻ और H₂O भी हैं। कैथोड पर स्पर्धा: Na⁺(aq) + e⁻ → Na(s), E° = −2.71 V बनाम H⁺(aq) + e⁻ → ½H₂(g), E° = 0.00 V। अधिक E° वाली अभिक्रिया होती है, अतः H₂ बनती है; H⁺ पानी से (H₂O → H⁺ + OH⁻) आता है, इसलिए कुल कैथोड अभिक्रिया H₂O(l) + e⁻ → ½H₂(g) + OH⁻। ऐनोड पर स्पर्धा: Cl⁻(aq) → ½Cl₂(g) + e⁻, E° = 1.36 V बनाम 2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻, E° = 1.23 V। कम E° वाली (पानी) होनी चाहिए, पर ऑक्सीजन के अधिविभव के कारण Cl⁻ ऑक्सीकृत होकर Cl₂ बनती है। कुल: NaCl(aq) + H₂O(l) → Na⁺(aq) + OH⁻(aq) + ½H₂(g) + ½Cl₂(g)। उत्पाद: NaOH, Cl₂ और H₂। (वास्तविक विलयनों में सांद्रता के लिए E° की जगह नर्न्स्ट विभव लेते हैं।)Aqueous NaCl: Na⁺ aur Cl⁻ ke alawa H⁺, OH⁻ aur H₂O bhi hain. Cathode par competition: Na⁺(aq) + e⁻ → Na(s), E° = −2.71 V vs H⁺(aq) + e⁻ → ½H₂(g), E° = 0.00 V. Zyada E° wali reaction hoti hai, to H₂ banti hai; H⁺ paani se aata hai (H₂O → H⁺ + OH⁻), isliye net cathode reaction H₂O(l) + e⁻ → ½H₂(g) + OH⁻. Anode par competition: Cl⁻(aq) → ½Cl₂(g) + e⁻, E° = 1.36 V vs 2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻, E° = 1.23 V. Kam E° wali (paani) honi chahiye, par oxygen ke overpotential ki wajah se Cl⁻ oxidise hokar Cl₂ banti hai. Net: NaCl(aq) + H₂O(l) → Na⁺(aq) + OH⁻(aq) + ½H₂(g) + ½Cl₂(g). Products: NaOH, Cl₂ aur H₂. (Real solutions mein concentration ke liye E° ki jagah Nernst potentials lete hain.)अ

Electrolysis of aqueous NaCl: H₂, Cl₂ and NaOHजलीय NaCl का वैद्युत-अपघटन: H₂, Cl₂ और NaOHElectrolysis of aqueous NaCl: H₂, Cl₂ and NaOH6 tappable partsOpen

Sulphuric acid: at the anode, 2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻ (E° = +1.23 V) competes with 2SO₄²⁻(aq) → S₂O₈²⁻(aq) + 2e⁻ (E° = 1.96 V). In dilute H₂SO₄ oxygen is formed; at higher concentrations of H₂SO₄ the second reaction (peroxodisulphate) is preferred.सल्फ़्यूरिक अम्ल: ऐनोड पर 2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻ (E° = +1.23 V) और 2SO₄²⁻(aq) → S₂O₈²⁻(aq) + 2e⁻ (E° = 1.96 V) में स्पर्धा। तनु H₂SO₄ में ऑक्सीजन बनती है; H₂SO₄ की अधिक सांद्रता पर दूसरी अभिक्रिया (परॉक्सोडाइसल्फ़ेट) होती है।Sulphuric acid: anode par 2H₂O(l) → O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻ (E° = +1.23 V) aur 2SO₄²⁻(aq) → S₂O₈²⁻(aq) + 2e⁻ (E° = 1.96 V) mein competition. Dilute H₂SO₄ mein oxygen banti hai; zyada concentration par doosri reaction (peroxodisulphate) hoti hai.अ

2.6BatteriesबैटरियाँBatteries

Any battery (one cell, or several cells in series) used as a source of electrical energy is basically a galvanic cell. To be practical it should be reasonably light, compact, and its voltage should not vary appreciably during use. There are two main types: primary and secondary.विद्युत ऊर्जा के स्रोत के रूप में प्रयुक्त कोई भी बैटरी (एक सेल, या श्रेणी में कई सेल) मूलतः गैल्वेनी सेल है। व्यावहारिक होने के लिए यह काफ़ी हल्की, सुगठित हो और उपयोग में इसकी वोल्टता बहुत न बदले। दो मुख्य प्रकार: प्राथमिक और द्वितीयक।Bijli ke source ki tarah use hone wali koi bhi battery (ek cell, ya series mein kai cells) basically galvanic cell hai. Practical hone ke liye yeh kaafi halki, compact ho aur use mein iska voltage zyada na badle. Do main types: primary aur secondary.अ

2.6.1Primary Batteriesप्राथमिक बैटरियाँPrimary batteries

In a primary battery the reaction occurs only once; after use the battery becomes dead and cannot be reused. The most familiar example is the dry cell (Leclanché cell) used in transistors and clocks: a zinc container acts as the anode; the cathode is a carbon (graphite) rod surrounded by powdered MnO₂ and carbon; the space between the electrodes is filled with a moist paste of NH₄Cl and ZnCl₂. Approximate electrode reactions — anode: Zn(s) → Zn²⁺ + 2e⁻; cathode: MnO₂ + NH₄⁺ + e⁻ → MnO(OH) + NH₃. Manganese is reduced from +4 to +3. The NH₃ formed complexes Zn²⁺ as [Zn(NH₃)₄]²⁺. Potential: nearly 1.5 V.प्राथमिक बैटरी में अभिक्रिया केवल एक बार होती है; उपयोग के बाद बैटरी मृत हो जाती है और फिर काम नहीं आती। सबसे परिचित उदाहरण ट्रांज़िस्टर और घड़ियों का शुष्क सेल (लेक्लांशे सेल) है: जिंक का पात्र ही ऐनोड है; कैथोड चूर्णित MnO₂ और कार्बन से घिरी कार्बन (ग्रेफ़ाइट) छड़ है; इलेक्ट्रोडों के बीच NH₄Cl और ZnCl₂ का नम पेस्ट भरा होता है। लगभग अभिक्रियाएँ — ऐनोड: Zn(s) → Zn²⁺ + 2e⁻; कैथोड: MnO₂ + NH₄⁺ + e⁻ → MnO(OH) + NH₃। मैंगनीज़ +4 से +3 में अपचित होता है। बनी NH₃, Zn²⁺ से [Zn(NH₃)₄]²⁺ संकुल बनाती है। विभव: लगभग 1.5 V।Primary battery mein reaction sirf ek baar hota hai; use ke baad battery dead ho jaati hai aur dobara kaam nahi aati. Sabse familiar example transistors aur clocks ka dry cell (Leclanché cell) hai: zinc container hi anode hai; cathode powdered MnO₂ aur carbon se ghiri carbon (graphite) rod hai; electrodes ke beech NH₄Cl aur ZnCl₂ ka moist paste bhara hota hai. Approx reactions — anode: Zn(s) → Zn²⁺ + 2e⁻; cathode: MnO₂ + NH₄⁺ + e⁻ → MnO(OH) + NH₃. Manganese +4 se +3 mein reduce hota hai. Bani NH₃, Zn²⁺ se [Zn(NH₃)₄]²⁺ complex banati hai. Potential: lagbhag 1.5 V.अ

Dry cell (Leclanché cell) — a primary batteryशुष्क सेल (लेक्लांशे सेल) — प्राथमिक बैटरीDry cell (Leclanché cell) — a primary batteryNCERT Fig 2.8 · 5 tappable partsOpen

The mercury cell, for low-current devices like hearing aids and watches, has zinc–mercury amalgam as anode, a paste of HgO and carbon as cathode, and a paste of KOH and ZnO as electrolyte. Anode: Zn(Hg) + 2OH⁻ → ZnO(s) + H₂O + 2e⁻. Cathode: HgO + H₂O + 2e⁻ → Hg(l) + 2OH⁻. Overall: Zn(Hg) + HgO(s) → ZnO(s) + Hg(l). The reducing agent is zinc and the oxidising agent is mercury(II) oxide. The potential is about 1.35 V and stays constant throughout its life, because the overall reaction involves no ion in solution whose concentration could change.श्रवण-यंत्र और घड़ियों जैसी कम धारा वाली युक्तियों के लिए मर्करी सेल में जिंक–मर्करी अमलगम ऐनोड, HgO और कार्बन का पेस्ट कैथोड, और KOH व ZnO का पेस्ट विद्युत-अपघट्य है। ऐनोड: Zn(Hg) + 2OH⁻ → ZnO(s) + H₂O + 2e⁻। कैथोड: HgO + H₂O + 2e⁻ → Hg(l) + 2OH⁻। कुल: Zn(Hg) + HgO(s) → ZnO(s) + Hg(l)। अपचायक जिंक, ऑक्सीकारक मर्करी(II) ऑक्साइड। विभव लगभग 1.35 V और पूरे जीवनकाल स्थिर रहता है, क्योंकि कुल अभिक्रिया में विलयन का कोई आयन नहीं जिसकी सांद्रता बदल सके।Hearing aids aur watches jaise kam current wale devices ke liye mercury cell mein zinc–mercury amalgam anode, HgO aur carbon ka paste cathode, aur KOH va ZnO ka paste electrolyte hai. Anode: Zn(Hg) + 2OH⁻ → ZnO(s) + H₂O + 2e⁻. Cathode: HgO + H₂O + 2e⁻ → Hg(l) + 2OH⁻. Overall: Zn(Hg) + HgO(s) → ZnO(s) + Hg(l). Reducing agent zinc, oxidising agent mercury(II) oxide. Potential lagbhag 1.35 V aur poori life constant rehta hai, kyunki overall reaction mein solution ka koi ion nahi jiski concentration badal sake.अ

Mercury cell (button cell)मर्करी सेल (बटन सेल)Mercury cell (button cell)NCERT Fig 2.9 · 6 tappable partsOpen

2.6.2Secondary Batteriesद्वितीयक बैटरियाँSecondary batteries

A secondary cell can be recharged after use by passing current through it in the opposite direction; a good one survives a large number of discharge–charge cycles. The most important is the lead storage battery, used in automobiles and inverters: a lead anode and a grid of lead packed with lead dioxide (PbO₂) as cathode, in 38% sulphuric acid as electrolyte. In use (discharge) — anode: Pb(s) + SO₄²⁻(aq) → PbSO₄(s) + 2e⁻; cathode: PbO₂(s) + SO₄²⁻(aq) + 4H⁺(aq) + 2e⁻ → PbSO₄(s) + 2H₂O(l); overall: Pb(s) + PbO₂(s) + 2H₂SO₄(aq) → 2PbSO₄(s) + 2H₂O(l). On charging the reaction is reversed: PbSO₄ on the anode and cathode turns back into Pb and PbO₂.द्वितीयक सेल को उपयोग के बाद उल्टी दिशा में धारा प्रवाहित करके फिर से आवेशित किया जा सकता है; अच्छा सेल बहुत से निरावेशन–आवेशन चक्र झेलता है। सबसे महत्वपूर्ण लेड संचायक बैटरी है, जो वाहनों और इन्वर्टरों में लगती है: लेड ऐनोड और लेड डाइऑक्साइड (PbO₂) भरी लेड की जाली कैथोड, 38% सल्फ़्यूरिक अम्ल विद्युत-अपघट्य। उपयोग (निरावेशन) में — ऐनोड: Pb(s) + SO₄²⁻(aq) → PbSO₄(s) + 2e⁻; कैथोड: PbO₂(s) + SO₄²⁻(aq) + 4H⁺(aq) + 2e⁻ → PbSO₄(s) + 2H₂O(l); कुल: Pb(s) + PbO₂(s) + 2H₂SO₄(aq) → 2PbSO₄(s) + 2H₂O(l)। आवेशन पर अभिक्रिया उलट जाती है: ऐनोड और कैथोड पर PbSO₄ फिर Pb और PbO₂ बन जाता है।Secondary cell ko use ke baad ulti direction mein current dekar recharge kiya ja sakta hai; achha cell bahut saare discharge–charge cycles jhelta hai. Sabse important lead storage battery hai, jo gaadiyon aur inverters mein lagti hai: lead anode aur lead dioxide (PbO₂) bhari lead ki grid cathode, 38% sulphuric acid electrolyte. Use (discharge) mein — anode: Pb(s) + SO₄²⁻(aq) → PbSO₄(s) + 2e⁻; cathode: PbO₂(s) + SO₄²⁻(aq) + 4H⁺(aq) + 2e⁻ → PbSO₄(s) + 2H₂O(l); overall: Pb(s) + PbO₂(s) + 2H₂SO₄(aq) → 2PbSO₄(s) + 2H₂O(l). Charging par reaction ulta ho jaata hai: anode aur cathode par PbSO₄ phir Pb aur PbO₂ ban jaata hai.अ

Lead storage battery — a secondary batteryलेड संचायक बैटरी — द्वितीयक बैटरीLead storage battery — a secondary batteryNCERT Fig 2.10 · 3 tappable partsOpen

Another important secondary cell is the nickel–cadmium cell: longer life than the lead storage cell but more expensive to make. Overall reaction during discharge: Cd(s) + 2Ni(OH)₃(s) → CdO(s) + 2Ni(OH)₂(s) + H₂O(l). Its plates are wound in a “jelly roll”, separated by a layer soaked in moist NaOH or KOH.एक अन्य महत्वपूर्ण द्वितीयक सेल निकेल–कैडमियम सेल है: लेड संचायक सेल से लंबा जीवन पर बनाने में महँगा। निरावेशन की कुल अभिक्रिया: Cd(s) + 2Ni(OH)₃(s) → CdO(s) + 2Ni(OH)₂(s) + H₂O(l)। इसकी प्लेटें “जेली रोल” की तरह लिपटी होती हैं, नम NaOH या KOH से भीगी परत से अलग।Ek aur important secondary cell nickel–cadmium cell hai: lead storage cell se lambi life par banane mein mehenga. Discharge ki overall reaction: Cd(s) + 2Ni(OH)₃(s) → CdO(s) + 2Ni(OH)₂(s) + H₂O(l). Iski plates “jelly roll” ki tarah lipti hoti hain, moist NaOH ya KOH se bheegi layer se alag.अ

Rechargeable nickel–cadmium cell (jelly roll)पुनः आवेशनीय निकेल–कैडमियम सेल (जेली रोल)Rechargeable nickel–cadmium cell (jelly roll)NCERT Fig 2.11 · 4 tappable partsOpen

2.7Fuel Cellsईंधन सेलFuel cells

Thermal power plants are not very efficient and are a major source of pollution: the heat of combustion of coal, gas or oil first turns water into high-pressure steam, which then runs a turbine. A galvanic cell converts chemical energy directly into electricity and is highly efficient. Cells in which reactants are fed continuously to the electrodes and products removed continuously, designed to convert the energy of combustion of fuels like hydrogen, methane, methanol directly into electrical energy, are fuel cells.तापीय विद्युत संयंत्र बहुत दक्ष नहीं हैं और प्रदूषण का बड़ा स्रोत हैं: कोयला, गैस या तेल की दहन-ऊष्मा पहले पानी को उच्च दाब भाप में बदलती है, जो फिर टर्बाइन चलाती है। गैल्वेनी सेल रासायनिक ऊर्जा को सीधे बिजली में बदलता है और बहुत दक्ष है। जिन सेलों में अभिकारक इलेक्ट्रोडों को लगातार दिए जाते हैं और उत्पाद लगातार हटाए जाते हैं, और जो हाइड्रोजन, मेथेन, मेथेनॉल जैसे ईंधनों की दहन ऊर्जा को सीधे विद्युत ऊर्जा में बदलते हैं, वे ईंधन सेल हैं।Thermal power plants zyada efficient nahi hain aur pollution ka bada source hain: coal, gas ya oil ki combustion heat pehle paani ko high pressure steam banati hai, jo phir turbine chalati hai. Galvanic cell chemical energy ko seedhe bijli mein badalta hai aur bahut efficient hai. Jin cells mein reactants electrodes ko lagaataar diye jaate hain aur products lagaataar hataaye jaate hain, aur jo hydrogen, methane, methanol jaise fuels ki combustion energy ko seedhe electrical energy mein badalte hain, woh fuel cells hain.अ

The most successful one uses hydrogen + oxygen → water; it powered the Apollo space programme, and the water vapour produced was condensed and added to the astronauts’ drinking water. H₂ and O₂ are bubbled through porous carbon electrodes into concentrated aqueous NaOH; catalysts like finely divided Pt or Pd in the electrodes speed up the electrode reactions. Cathode: O₂(g) + 2H₂O(l) + 4e⁻ → 4OH⁻(aq). Anode: 2H₂(g) + 4OH⁻(aq) → 4H₂O(l) + 4e⁻. Overall: 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l). The cell runs as long as the reactants are supplied. Efficiency ≈ 70% versus ≈ 40% for thermal plants. Fuel cells are pollution free and have been tried in automobiles on an experimental basis.सबसे सफल ईंधन सेल हाइड्रोजन + ऑक्सीजन → पानी का है; इसने अपोलो अंतरिक्ष कार्यक्रम को बिजली दी, और बनी जलवाष्प को संघनित कर अंतरिक्ष यात्रियों के पीने के पानी में मिलाया गया। H₂ और O₂ को सरंध्र कार्बन इलेक्ट्रोडों से होकर सांद्र जलीय NaOH में प्रवाहित किया जाता है; इलेक्ट्रोडों में बारीक Pt या Pd उत्प्रेरक अभिक्रियाओं को तेज़ करते हैं। कैथोड: O₂(g) + 2H₂O(l) + 4e⁻ → 4OH⁻(aq)। ऐनोड: 2H₂(g) + 4OH⁻(aq) → 4H₂O(l) + 4e⁻। कुल: 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l)। जब तक अभिकारक मिलते रहें, सेल चलता है। दक्षता ≈ 70%, तापीय संयंत्र ≈ 40%। ईंधन सेल प्रदूषण-रहित हैं और प्रयोग के तौर पर वाहनों में आज़माए गए हैं।Sabse successful fuel cell hydrogen + oxygen → paani ka hai; isne Apollo space programme ko bijli di, aur bani water vapour ko condense karke astronauts ke peene ke paani mein milaya gaya. H₂ aur O₂ ko porous carbon electrodes se hokar concentrated aqueous NaOH mein bubble karte hain; electrodes mein fine Pt ya Pd catalysts reactions tez karte hain. Cathode: O₂(g) + 2H₂O(l) + 4e⁻ → 4OH⁻(aq). Anode: 2H₂(g) + 4OH⁻(aq) → 4H₂O(l) + 4e⁻. Overall: 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l). Jab tak reactants milte rahein, cell chalta hai. Efficiency ≈ 70%, thermal plants ≈ 40%. Fuel cells pollution free hain aur experimental taur par gaadiyon mein try kiye gaye hain.अ

Hydrogen–oxygen fuel cellहाइड्रोजन–ऑक्सीजन ईंधन सेलHydrogen–oxygen fuel cellNCERT Fig 2.12 · 7 tappable partsOpen

2.8Corrosionसंक्षारणCorrosion

Corrosion slowly coats metal surfaces with oxides or other salts of the metal: rusting of iron, tarnishing of silver, green coating on copper and bronze. It damages buildings, bridges, ships and everything made of metal, especially iron — we lose crores of rupees every year. In corrosion a metal is oxidised by loss of electrons to oxygen, forming oxides. Rusting of iron needs water and air; its chemistry is complex but it is essentially an electrochemical phenomenon.संक्षारण धातुओं की सतह को धीरे-धीरे धातु के ऑक्साइडों या अन्य लवणों से ढक देता है: लोहे पर जंग, चाँदी का काला पड़ना, कॉपर और काँसे पर हरी परत। यह इमारतों, पुलों, जहाज़ों और धातु की हर वस्तु, विशेषकर लोहे को हानि पहुँचाता है — हर वर्ष करोड़ों रुपये का नुकसान होता है। संक्षारण में धातु ऑक्सीजन को इलेक्ट्रॉन देकर ऑक्सीकृत होती है और ऑक्साइड बनते हैं। लोहे पर जंग के लिए पानी और वायु दोनों चाहिए; इसका रसायन जटिल है पर मूलतः यह विद्युत-रासायनिक परिघटना है।Corrosion metal surfaces ko dheere-dheere metal ke oxides ya doosre salts se dhak deta hai: lohe par jung, chaandi ka kaala padna, copper aur bronze par hari parat. Yeh buildings, bridges, ships aur har metal ki cheez, khaaskar lohe ko nuksaan pahunchata hai — har saal crores rupaye ka nuksaan hota hai. Corrosion mein metal oxygen ko electrons dekar oxidise hoti hai aur oxides bante hain. Lohe ki jung ke liye paani aur hawa dono chahiye; iski chemistry complex hai par basically yeh electrochemical phenomenon hai.अ

Rusting as a tiny cell. At one spot on the iron, oxidation occurs and that spot acts as the anode: 2Fe(s) → 2Fe²⁺ + 4e⁻, E°(Fe²⁺/Fe) = −0.44 V. The electrons travel through the metal to another spot where they reduce oxygen in the presence of H⁺ (believed to come from H₂CO₃, formed when CO₂ from air dissolves in water, or from other acidic oxides) — this spot is the cathode: O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻ → 2H₂O(l), E° = 1.23 V. Overall: 2Fe(s) + O₂(g) + 4H⁺(aq) → 2Fe²⁺(aq) + 2H₂O(l), E°_cell = 1.67 V. Fe²⁺ is further oxidised by atmospheric oxygen to Fe³⁺, which comes out as rust, hydrated ferric oxide Fe₂O₃·xH₂O, producing more H⁺: 2Fe²⁺(aq) + 2H₂O(l) + ½O₂(g) → Fe₂O₃(s) + 4H⁺(aq).जंग — एक छोटा सेल। लोहे के किसी स्थान पर ऑक्सीकरण होता है और वह स्थान ऐनोड बनता है: 2Fe(s) → 2Fe²⁺ + 4e⁻, E°(Fe²⁺/Fe) = −0.44 V। इलेक्ट्रॉन धातु से होकर दूसरे स्थान पर जाते हैं जहाँ वे H⁺ की उपस्थिति में ऑक्सीजन को अपचित करते हैं (H⁺ संभवतः H₂CO₃ से — वायु की CO₂ पानी में घुलकर — या अन्य अम्लीय ऑक्साइडों से) — यह स्थान कैथोड है: O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻ → 2H₂O(l), E° = 1.23 V। कुल: 2Fe(s) + O₂(g) + 4H⁺(aq) → 2Fe²⁺(aq) + 2H₂O(l), E°_cell = 1.67 V। Fe²⁺ वायुमंडलीय ऑक्सीजन से Fe³⁺ में ऑक्सीकृत होकर जंग, जलयोजित फ़ेरिक ऑक्साइड Fe₂O₃·xH₂O के रूप में निकलता है, और H⁺ फिर बनते हैं: 2Fe²⁺(aq) + 2H₂O(l) + ½O₂(g) → Fe₂O₃(s) + 4H⁺(aq)।Jung — ek chhota cell. Lohe ke kisi spot par oxidation hota hai aur woh spot anode banta hai: 2Fe(s) → 2Fe²⁺ + 4e⁻, E°(Fe²⁺/Fe) = −0.44 V. Electrons metal se hokar doosre spot par jaate hain jahan woh H⁺ ki maujoodgi mein oxygen ko reduce karte hain (H⁺ shayad H₂CO₃ se — hawa ki CO₂ paani mein ghulkar — ya doosre acidic oxides se) — yeh spot cathode hai: O₂(g) + 4H⁺(aq) + 4e⁻ → 2H₂O(l), E° = 1.23 V. Overall: 2Fe(s) + O₂(g) + 4H⁺(aq) → 2Fe²⁺(aq) + 2H₂O(l), E°_cell = 1.67 V. Fe²⁺ atmospheric oxygen se Fe³⁺ banta hai aur rust, hydrated ferric oxide Fe₂O₃·xH₂O ke roop mein nikalta hai, aur H⁺ phir bante hain: 2Fe²⁺(aq) + 2H₂O(l) + ½O₂(g) → Fe₂O₃(s) + 4H⁺(aq).अ

Rusting of iron — a tiny electrochemical cellलोहे पर जंग — एक छोटा विद्युत-रासायनिक सेलRusting of iron — a tiny electrochemical cellNCERT Fig 2.13 · 7 tappable partsOpen

Prevention saves money and prevents accidents such as a bridge collapse or failure of a key component. (1) Keep the surface from contact with the atmosphere — cover it with paint or some chemicals (e.g. bisphenol). (2) Cover the surface with other metals (Sn, Zn, etc.) that are inert or react to save the object. (3) Electrochemical method: provide a sacrificial electrode of another metal (like Mg, Zn) which corrodes itself but saves the object.रोकथाम पैसा बचाती है और पुल गिरने या किसी मुख्य पुर्ज़े के विफल होने जैसी दुर्घटनाएँ रोकती है। (1) सतह को वायुमंडल के संपर्क से बचाइए — पेंट या कुछ रसायनों (जैसे बिस्फ़ीनॉल) से ढककर। (2) सतह को अन्य धातुओं (Sn, Zn आदि) से ढकिए जो अक्रिय हों या स्वयं अभिक्रिया करके वस्तु को बचाएँ। (3) विद्युत-रासायनिक विधि: किसी अन्य धातु (जैसे Mg, Zn) का बलिदानी इलेक्ट्रोड लगाइए जो स्वयं संक्षारित होकर वस्तु को बचाता है।Prevention paisa bachata hai aur bridge girne ya kisi key part ke fail hone jaisi accidents rokta hai. (1) Surface ko atmosphere ke contact se bachaiye — paint ya kuch chemicals (jaise bisphenol) se dhakkar. (2) Surface ko doosri metals (Sn, Zn aadi) se dhakiye jo inert hon ya khud react karke object ko bachaayein. (3) Electrochemical method: kisi doosri metal (jaise Mg, Zn) ka sacrificial electrode lagaiye jo khud corrode hokar object ko bachata hai.अ

Formula sheetसूत्र पत्रकFormula sheet

Quick revisionझटपट दोहरावQuick revision

• Galvanic cell: chemical → electrical energy (spontaneous). Electrolytic cell: electrical → chemical (non-spontaneous). Daniell cell = 1.1 V; with E_ext > 1.1 V it becomes electrolytic.गैल्वेनी सेल: रासायनिक → विद्युत ऊर्जा (स्वतः)। विद्युत-अपघटनी सेल: विद्युत → रासायनिक (अस्वतः)। डेनियल सेल = 1.1 V; E_ext > 1.1 V पर यह विद्युत-अपघटनी बन जाता है।Galvanic cell: chemical → electrical (spontaneous). Electrolytic cell: electrical → chemical (non-spontaneous). Daniell cell = 1.1 V; E_ext > 1.1 V par electrolytic ban jaata hai.अ
• Anode = oxidation (− in galvanic); cathode = reduction (+ in galvanic). Electrons flow anode → cathode in the outer wire. Cell notation: anode | anode ion || cathode ion | cathode.ऐनोड = ऑक्सीकरण (गैल्वेनी में −); कैथोड = अपचयन (गैल्वेनी में +)। बाहरी तार में इलेक्ट्रॉन ऐनोड → कैथोड। सेल संकेतन: ऐनोड | ऐनोड आयन || कैथोड आयन | कैथोड।Anode = oxidation (galvanic mein −); cathode = reduction (galvanic mein +). Outer wire mein electrons anode → cathode. Cell notation: anode | anode ion || cathode ion | cathode.अ
• SHE: Pt (platinum black), H₂ 1 bar, H⁺ 1 M, E° = 0 at all temperatures. Higher E° = stronger oxidising agent (F₂, +2.87 V); lower E° = stronger reducing agent (Li, −3.05 V).SHE: Pt (प्लैटिनम ब्लैक), H₂ 1 bar, H⁺ 1 M, हर ताप पर E° = 0। अधिक E° = प्रबल ऑक्सीकारक (F₂, +2.87 V); कम E° = प्रबल अपचायक (Li, −3.05 V)।SHE: Pt (platinum black), H₂ 1 bar, H⁺ 1 M, har temperature par E° = 0. Zyada E° = strong oxidising agent (F₂, +2.87 V); kam E° = strong reducing agent (Li, −3.05 V).अ
• Nernst: E = E° − (0.059/n) log Q. At equilibrium E = 0 → log K = nE°/0.059. Δ_rG° = −nFE°. E° > 0 ⇔ ΔG° < 0 ⇔ K > 1.नर्न्स्ट: E = E° − (0.059/n) log Q। साम्य पर E = 0 → log K = nE°/0.059। Δ_rG° = −nFE°। E° > 0 ⇔ ΔG° < 0 ⇔ K > 1।Nernst: E = E° − (0.059/n) log Q. Equilibrium par E = 0 → log K = nE°/0.059. Δ_rG° = −nFE°. E° > 0 ⇔ ΔG° < 0 ⇔ K > 1.अ
• κ falls on dilution; Λm rises on dilution. Strong electrolyte: slow, linear in √c (extrapolate to get Λ°m). Weak electrolyte: steep rise; Λ°m only via Kohlrausch’s law.तनुकरण पर κ घटती है; Λm बढ़ती है। प्रबल विद्युत-अपघट्य: धीमी, √c में रैखिक (बहिर्वेशन से Λ°m)। दुर्बल: तेज़ वृद्धि; Λ°m केवल कोलराउश नियम से।Dilution par κ ghatti hai; Λm badhti hai. Strong electrolyte: dheere, √c mein linear (extrapolate karke Λ°m). Weak: tez badhat; Λ°m sirf Kohlrausch law se.अ
• Conductivity is measured with AC (DC changes the solution) using a conductivity cell (platinised Pt) and a Wheatstone bridge; G* from KCl of known κ.चालकता AC से (DC विलयन बदल देता है), चालकता सेल (प्लैटिनीकृत Pt) और व्हीटस्टोन ब्रिज से मापी जाती है; G* ज्ञात κ वाले KCl से।Conductivity AC se (DC solution badal deta hai), conductivity cell (platinised Pt) aur Wheatstone bridge se naapi jaati hai; G* known κ wale KCl se.अ
• Faraday: m ∝ Q (first law); same Q → masses ∝ equivalent weights (second law). 1 F = 96487 C = charge of 1 mol e⁻.फ़ैराडे: m ∝ Q (पहला नियम); समान Q → द्रव्यमान ∝ तुल्यांकी भार (दूसरा नियम)। 1 F = 96487 C = 1 mol e⁻ का आवेश।Faraday: m ∝ Q (first law); same Q → masses ∝ equivalent weights (second law). 1 F = 96487 C = 1 mol e⁻ ka charge.अ
• Molten NaCl → Na + Cl₂. Aqueous NaCl → H₂ (cathode), Cl₂ (anode, due to O₂ overpotential), NaOH. Dilute H₂SO₄ → O₂ at anode; concentrated → S₂O₈²⁻.गलित NaCl → Na + Cl₂। जलीय NaCl → H₂ (कैथोड), Cl₂ (ऐनोड, O₂ अधिविभव से), NaOH। तनु H₂SO₄ → ऐनोड पर O₂; सांद्र → S₂O₈²⁻।Molten NaCl → Na + Cl₂. Aqueous NaCl → H₂ (cathode), Cl₂ (anode, O₂ overpotential se), NaOH. Dilute H₂SO₄ → anode par O₂; concentrated → S₂O₈²⁻.अ
• Dry cell ≈ 1.5 V (Zn anode, graphite + MnO₂ cathode, NH₄Cl/ZnCl₂). Mercury cell ≈ 1.35 V, constant. Lead battery: Pb / PbO₂ / 38% H₂SO₄, rechargeable. Ni–Cd: longer life, costlier.शुष्क सेल ≈ 1.5 V (Zn ऐनोड, ग्रेफ़ाइट + MnO₂ कैथोड, NH₄Cl/ZnCl₂)। मर्करी सेल ≈ 1.35 V, स्थिर। लेड बैटरी: Pb / PbO₂ / 38% H₂SO₄, पुनः आवेशनीय। Ni–Cd: लंबा जीवन, महँगा।Dry cell ≈ 1.5 V (Zn anode, graphite + MnO₂ cathode, NH₄Cl/ZnCl₂). Mercury cell ≈ 1.35 V, constant. Lead battery: Pb / PbO₂ / 38% H₂SO₄, rechargeable. Ni–Cd: lambi life, mehenga.अ
• H₂–O₂ fuel cell: porous C electrodes + Pt/Pd, conc. NaOH, product water, ≈ 70% efficient (thermal ≈ 40%). Rusting: Fe anode, O₂ + H⁺ cathode, E° = 1.67 V; prevent by paint, Zn/Sn coating, sacrificial Mg/Zn.H₂–O₂ ईंधन सेल: सरंध्र C इलेक्ट्रोड + Pt/Pd, सांद्र NaOH, उत्पाद पानी, ≈ 70% दक्ष (तापीय ≈ 40%)। जंग: Fe ऐनोड, O₂ + H⁺ कैथोड, E° = 1.67 V; रोकथाम: पेंट, Zn/Sn परत, बलिदानी Mg/Zn।H₂–O₂ fuel cell: porous C electrodes + Pt/Pd, conc. NaOH, product paani, ≈ 70% efficient (thermal ≈ 40%). Jung: Fe anode, O₂ + H⁺ cathode, E° = 1.67 V; rokne ke liye paint, Zn/Sn coating, sacrificial Mg/Zn.अ

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