वैद्युत रसायन — अध्ययन नोट्स

1. परिचय

वैद्युत रसायन रसायन विज्ञान की वह शाखा है जिसमें विद्युत ऊर्जा और रासायनिक ऊर्जा के बीच परस्पर रूपांतरण का अध्ययन किया जाता है। इसमें वैद्युत-अपघटन, विद्युत अपघटनी सेल, गैल्वैनी (वोल्टाई) सेल, इलेक्ट्रोड विभव, नर्नस्ट समीकरण, फैराडे के नियम, चालकता तथा संक्षारण जैसे महत्वपूर्ण विषय शामिल हैं। वैद्युत रसायन के सिद्धांतों का उपयोग बैटरी, ईंधन सेल, विद्युत लेपन और धातुओं के निष्कर्षण में होता है। इलेक्ट्रोड विभव की अवधारणा यह निर्धारित करती है कि किस अभिक्रिया की दिशा सहज (स्वतः) होगी।

2. वैद्युत-अपघट्य तथा वैद्युत-अवपघट्य (Electrolytes and Non-electrolytes)

• वैद्युत-अपघट्य: वे पदार्थ जो विलयन या गलित अवस्था में विद्युत का चालन करते हैं तथा वियोजित होकर आयन उत्पन्न करते हैं। उदाहरण: NaCl, HCl, NaOH, CuSO₄।
• वैद्युत-अवपघट्य: वे पदार्थ जो विद्युत का चालन नहीं करते। उदाहरण: ग्लूकोस, यूरिया, बेंजीन।

विद्युत चालन का आधार विलयन में आयनों की गति होती है, न कि इलेक्ट्रॉनों की (जैसा धातुओं में होता है)।

3. चालकता तथा मोलर चालकता (Conductivity and Molar Conductivity)

• विशिष्ट चालकता (केवल κ): 1 cm³ विलयन की चालकता। इकाई S cm⁻¹।
• चालकता का व्युत्क्रम प्रतिरोधकता (Resistivity, ρ) है। κ = 1/ρ।

• मोलर चालकता (Λ_m): एक मोल वैद्युत-अपघट्य युक्त विलयन की पूर्ण चालकता। $$\Lambda_m = \frac{\kappa \times 1000}{C}$$ यहाँ C = मोलरता। मोलर चालकता की इकाई S cm² mol⁻¹ होती है।

• तनुता पर प्रभाव: तनुता बढ़ने (C घटने) पर विशिष्ट चालकता (κ) घटती है परंतु मोलर चालकता (Λ_m) बढ़ती है, क्योंकि आयनों के बीच अंतर-आयनीय आकर्षण घटता है।

• सीमांत मोलर चालकता (Λ°_m): अनंत तनुता पर मोलर चालकता। इसे कॉलराउश के नियम से ज्ञात किया जाता है।

कॉलराउश का नियम (Kohlrausch's Law)

अनंत तनुता पर वैद्युत-अपघट्य की सीमांत मोलर चालकता, उसके धनायन तथा ऋणायन की अलग-अलग सीमांत आयनिक चालकताओं के योग के बराबर होती है। $$\Lambda_m^\circ = \lambda_+^\circ + \lambda_-^\circ$$

वियोजन की मात्रा (Degree of Dissociation)

$$\alpha = \frac{\Lambda_m}{\Lambda_m^\circ}$$

दुर्बल वैद्युत-अपघट्य का वियोजन स्थिरांक

$$K_a = \frac{C\alpha^2}{1 - \alpha}$$

4. गैल्वैनी सेल (Galvanic Cell)

गैल्वैनी सेल वह उपकरण है जिसमें रासायनिक ऊर्जा विद्युत ऊर्जा में परिवर्तित होती है। इसमें दो अर्ध-सेल होते हैं:

• ऑक्सीकरण अर्ध-सेल (एनोड): Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
• अपचयन अर्ध-सेल (कैथोड): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

डेनियल सेल: $Zn_{(s)} | Zn^{2+}{(aq)} || Cu^{2+}$} | Cu_{(s)

सेल अभिक्रिया: $Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu$

इलेक्ट्रोड विभव का मान मानक हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड (SHE) के सापेक्ष मापा जाता है। SHE का मानक इलेक्ट्रोड विभव 0.0 V होता है।

5. नर्नस्ट समीकरण (Nernst Equation)

नर्नस्ट समीकरण मानक विभव तथा वास्तविक परिस्थितियों में इलेक्ट्रोड विभव के बीच संबंध स्थापित करता है।

सामान्य अर्ध-अभिक्रिया $M^{n+} + ne^- \rightarrow M$ के लिए: $$E = E^\circ - \frac{0.0591}{n}\log\frac{[M]}{[M^{n+}]}$$

डेनियल सेल के लिए: $$E_{cell} = E_{cell}^\circ - \frac{0.0591}{2}\log\frac{[Zn^{2+}]}{[Cu^{2+}]}$$

कक्ष ताप (25°C) पर, $E_{cell}^\circ$ और साम्य स्थिरांक के बीच संबंध: $$\log K_c = \frac{nE_{cell}^\circ}{0.0591}$$

6. वैद्युत-अपघट्य सेल (Electrolytic Cell)

वैद्युत-अपघट्य सेल में विद्युत ऊर्जा द्वारा रासायनिक अभिक्रिया कराई जाती है (असहज अभिक्रिया)। उदाहरण: जल का वैद्युत-अपघटन।

वैद्युत-अपघटन के नियम (फैराडे के नियम):

प्रथम नियम

किसी इलेक्ट्रोड पर मुक्त या जमा होने वाले पदार्थ का द्रव्यमान, प्रवाहित विद्युत की मात्रा (आवेश) के समानुपाती होता है। $$W = ZIt = ZQ$$ यहाँ $Z$ = वैद्युत-रासायनिक तुल्यांक (ECR), $I$ = धारा, $t$ = समय, $Q$ = आवेश।

द्वितीय नियम

समान मात्रा में विद्युत प्रवाहित करने पर विभिन्न पदार्थों के मुक्त होने वाले द्रव्यमान उनके तुल्यांकी द्रव्यमानों के समानुपाती होते हैं। $$\frac{W_1}{E_1} = \frac{W_2}{E_2}$$

फैराडे नियतांक

$$F = 96487 \, \text{C mol}^{-1} \approx 96500 \, \text{C mol}^{-1}$$

एक फैराडे विद्युत 1 ग्राम-तुल्यांक पदार्थ मुक्त करती है। - 1 मोल इलेक्ट्रॉन = 1 F - $1 F = N_A \times e = 6.022 \times 10^{23} \times 1.602 \times 10^{-19} = 96500$ C

7. वैद्युत वाहक बल तथा सेल का विभव

• मानक इलेक्ट्रोड विभव (E°): सभी स्पीशीज़ की सांद्रता 1 M, दाब 1 atm तथा ताप 298 K पर विभव।
• सेल विभव: $E_{cell} = E_{cathode} - E_{anode}$
• यदि $E_{cell}^\circ > 0$ तो अभिक्रिया सहज है।
• मानक अपचयन विभव जितना अधिक धनात्मक, अपचयन उतना ही अधिक सरल।

इलेक्ट्रोड विभव श्रेणी से कुछ मान

$$E^\circ: \quad Zn^{2+}/Zn = -0.76V, \quad Cu^{2+}/Cu = +0.34V, \quad H^+/H_2 = 0.00V, \quad Ag^+/Ag = +0.80V$$

8. बैटरियाँ (Batteries)

प्राथमिक बैटरी (Primary Cell)

जिन्हें पुनः आवेशित नहीं किया जा सकता। उदाहरण: ड्राई सेल (जस्ता-कार्बन)।

ड्राई सेल की अर्ध-अभिक्रियाएँ: - एनोड: $Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$ - कैथोड: $MnO_2 + NH_4^+ + e^- \rightarrow MnO(OH) + NH_3$ - विभव: लगभग 1.5 V

द्वितीयक बैटरी (Secondary Cell)

जिन्हें पुनः आवेशित किया जा सकता है। उदाहरण: लेड संचायक बैटरी।

लेड संचायक बैटरी: - एनोड: $Pb + SO_4^{2-} \rightarrow PbSO_4 + 2e^-$ - कैथोड: $PbO_2 + SO_4^{2-} + 4H^+ + 2e^- \rightarrow PbSO_4 + 2H_2O$ - विभव: लगभग 2 V

ईंधन सेल (Fuel Cell)

ईंधन सेल में हाइड्रोजन-ऑक्सीजन से विद्युत उत्पन्न होती है और उत्पाद केवल जल होता है। - एनोड: $2H_2 + 4OH^- \rightarrow 4H_2O + 4e^-$ - कैथोड: $O_2 + 2H_2O + 4e^- \rightarrow 4OH^-$

9. संक्षारण (Corrosion)

धातु का वायुमंडलीय क्रियाओं द्वारा धीरे-धीरे नष्ट होना संक्षारण कहलाता है। लोहे का संक्षारण 'जंग लगना' कहलाता है।

जंग लगने की अभिक्रिया: - एनोड: $Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2e^-$ - कैथोड: $O_2 + 4H^+ + 4e^- \rightarrow 2H_2O$ - अंतिम उत्पाद: $Fe_2O_3 \cdot xH_2O$ (लाल-भूरा जंग)

रोकथाम के उपाय: 1. जंग हटाने के लिए पेंट लगाना। 2. विद्युत लेपन (गैल्वेनाइजेशन) — जस्ते की परत चढ़ाना। 3. तड़ित रोधक (कैथोडिक संरक्षण) — अधिक क्रियाशील धातु को एनोड बनाना। 4. मिश्रधातु बनाना (जैसे स्टेनलेस स्टील)।

त्वरित पुनरावृत्ति तालिकाएँ

तालिका 1: महत्वपूर्ण सूत्र

तालिका 2: सेलों की तुलना

तालिका 3: चालकता व्यवहार

माइंड मैप

महत्वपूर्ण आरेख (SVG)

आरेख 1: डेनियल सेल

आरेख 2: वैद्युत-अपघट्य सेल तथा जल का अपघटन

सामान्य गलतियाँ

1. एनोड को धनात्मक और कैथोड को ऋणात्मक लिखना — गैल्वैनी सेल में एनोड ऋणात्मक होता है; वैद्युत-अपघट्य सेल में एनोड धनात्मक होता है।
2. मोलर चालकता की इकाई S cm² mol⁻¹ होती है, कुछ छात्र इसे S cm⁻¹ लिख देते हैं।
3. तनुता बढ़ने पर κ घटती है और Λ_m बढ़ता है — इसके विपरीत समझना सामान्य त्रुटि है।
4. नर्नस्ट समीकरण में 0.0591 का उपयोग किसी भी ताप पर नहीं किया जा सकता; यह मान केवल 298 K के लिए है।
5. फैराडे प्रथम नियम में W = ZIt लिखते समय समय को सेकंड में रखना भूल जाना।
6. SHE के इलेक्ट्रोड विभव को 1 V लिखना — वह 0.0 V है।
7. सेल विभव के सूत्र में $E_{cell} = E_{cathode} - E_{anode}$ को उल्टा करना — यह अपचयन विभवों का अंतर है।

परीक्षा युक्तियाँ

1. मानक इलेक्ट्रोड विभव श्रेणी में दो तत्व दिए हों तो धनात्मक E° वाला अपचयित होगा (कैथोड) और ऋणात्मक E° वाला ऑक्सीकृत (एनोड)।
2. ΔG° = -nFE°cell संबंध को याद रखें; ΔG° ऋणात्मक होने पर अभिक्रिया सहज है।
3. विद्युत धारा तथा समय से आवेश Q = It की गणना करें, फिर W = ZQ लगाएँ।
4. मोलर चालकता और वियोजन की मात्रा के प्रश्नों में Λ°m का मान ज्ञात करने के लिए कॉलराउश नियम लगाएँ।
5. लेड संचायक बैटरी के डिस्चार्ज तथा चार्ज में अभिक्रियाएँ उल्टी होती हैं — यह तथ्य परीक्षा में अक्सर पूछा जाता है।
6. संक्षारण के प्रश्न में जंग का सूत्र Fe₂O₃·xH₂O और रंग (लाल-भूरा) याद रखें।

निष्कर्ष

वैद्युत रसायन अध्याय में विद्युत और रासायनिक ऊर्जा के पारस्परिक रूपांतरण, चालकता, इलेक्ट्रोड विभव, नर्नस्ट समीकरण, फैराडे के नियम, बैटरियाँ और संक्षारण का अध्ययन किया गया। यह अध्याय औद्योगिक रसायन, बैटरी प्रौद्योगिकी तथा विद्युत लेपन के लिए आधारभूत है। सूत्रों को सही इकाइयों के साथ लागू करके उच्च अंक प्राप्त किए जा सकते हैं।