மின்வேதியியல்: மின்கல மின்னழுத்தங்கள், கட்டிலா ஆற்றல், நெர்ன்ஸ்ட் சமன்பாடு

கால்வானிக் மின்கலத்தின் உள்ளே: ஆனோடு, கேத்தோடு, உப்புப் பாலம்

கால்வானிக் (வோல்டா) மின்கலம் தன்னிச்சையான ஆக்சிஜனேற்ற-ஒடுக்க வினையை மின் வேலையாக மாற்றுகிறது. மரபார்ந்த துத்தநாகம்–தாமிர மின்கலத்தில், ஒரு துத்தநாகப் பட்டை Zn²⁺ கரைசலிலும் ஒரு தாமிரப் பட்டை Cu²⁺ கரைசலிலும் உள்ளன. துத்தநாகம் ஆக்சிஜனேற்றம் அடைகிறது, Zn → Zn²⁺ + 2e⁻; எலக்ட்ரான்கள் கம்பி வழியாகத் தாமிரப் பட்டைக்குச் செல்கின்றன; அங்கு Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu.

ஆக்சிஜனேற்றம் எப்போதும் ஆனோடிலும் ஒடுக்கம் கேத்தோடிலும் நிகழ்கின்றன. கால்வானிக் மின்கலத்தில் ஆனோடு கம்பிக்குள் எலக்ட்ரான்களை வெளியிடுவதால் அது எதிர் மின்முனை. பெரும்பாலும் KNO₃ கரைசலால் நிரப்பப்பட்ட உப்புப் பாலம், இரண்டு முகவைகளுக்கு இடையே அயனிகள் நகர அனுமதிக்கிறது; இதனால் எதிலும் நிகர மின்னூட்டம் சேர்வதில்லை. அது இல்லாவிட்டால், மின்னோட்டம் கிட்டத்தட்ட உடனே நின்றுவிடும்.

மின்கலக் குறியீடு ஆனோடை இடப்புறமும் கேத்தோடை வலப்புறமும் பட்டியலிடுகிறது: Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s). ஒற்றைக் கோடு நிலை எல்லையையும் இரட்டைக் கோடு உப்புப் பாலத்தையும் குறிக்கின்றன. ஓர் அரை-வினையில் திண்ம உலோகம் இல்லையெனில், பிளாட்டினம் போன்ற மந்த மின்முனை வெளிமுனையில் எழுதப்படுகிறது.

நிலையான ஒடுக்க மின்னழுத்த அட்டவணையைப் படித்தல்

ஒவ்வோர் அரை-வினைக்கும் ஒரு நிலையான ஒடுக்க மின்னழுத்தம், E°, உண்டு; அது சரியாக 0 V என வழங்கப்பட்ட நிலையான ஹைட்ரஜன் மின்முனைக்கு எதிராக அளவிடப்படுகிறது. நிலையான நிபந்தனைகள்: கரைந்த இனங்களுக்கு 1 M, வாயுக்களுக்கு 1 bar, பெரும்பாலான அட்டவணைகளில் 25 °C. ஒவ்வொரு பதிவும் ஒடுக்கமாக எழுதப்படுகிறது.

E° எவ்வளவு நேர்மமாக உள்ளதோ, ஆக்சிஜனேற்றப்பட்ட வடிவம் அவ்வளவு வலுவாக எலக்ட்ரான்களை இழுக்கிறது. +2.866 V கொண்ட F₂, பின்னிணைப்பு L-இல் உள்ள மிக வலிமையான பொதுவான ஆக்சிஜனேற்றி. −3.04 V கொண்ட Li⁺ ஒடுக்குவதற்கு மிகக் கடினமான அயனி; எனவே லித்தியம் உலோகம் மிக வலிமையான ஒடுக்கி. கீழே பயன்படுத்தப்படும் பின்னிணைப்பு L மதிப்புகள்: Ag⁺/Ag +0.7996 V, Cu²⁺/Cu +0.337 V, Ni²⁺/Ni −0.257 V, Zn²⁺/Zn −0.7618 V.

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டு: துத்தநாகம்–தாமிர மின்கலத்துக்கான E°cell

E°cell = E°cathode − E°anode-ஐப் பயன்படுத்துங்கள்; இரண்டு மதிப்புகளும் ஒடுக்க அட்டவணையில் எழுதியவாறே எடுக்கப்படுகின்றன. தாமிரத்துக்கு அதிக நேர்ம E° உள்ளது; எனவே அது ஒடுக்கப்பட்டு கேத்தோடாகிறது. E°cell = +0.337 V − (−0.7618 V) = +1.099 V; 0.337-க்கு மூன்று தசம இடங்கள் உள்ளதால் மூன்று தசம இடங்களுக்குத் தெரிவிக்கப்படுகிறது.

நேர்ம E°cell என்றால், நிலையான நிபந்தனைகளில் எழுதியவாறு வினை தன்னிச்சையானது. மின்முனைகளைத் தவறான முறையில் தேர்ந்தெடுத்திருந்தால், −1.099 V கிடைத்திருக்கும். தலைகீழ் வினையே தன்னிச்சையானது என்பதை அது சொல்கிறது.

அதே சோதனை எந்த ஆக்சிஜனேற்ற-ஒடுக்க இணைக்கும் செயல்படுகிறது. Fe³⁺, I⁻-ஐ I₂ ஆக ஆக்சிஜனேற்றுமா? +0.771 V கொண்ட Fe³⁺/Fe²⁺ கேத்தோடாகவும், +0.5355 V கொண்ட I₂/I⁻ ஆனோடாகவும் இருந்தால், E°cell = +0.236 V; எனவே ஆம். Zn²⁺ தாமிர உலோகத்தை ஆக்சிஜனேற்றுமா? E°cell = −0.7618 − 0.337 = −1.099 V; எனவே இல்லை.

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டு: E° ஏன் ஒருபோதும் கெழுவால் பெருக்கப்படுவதில்லை

Ni(s) + 2 Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2 Ag(s)-ஐக் கருதுங்கள். எலக்ட்ரான்களைச் சமநிலைப்படுத்த, வெள்ளி அரை-வினை இருமடங்காக்கப்பட வேண்டும். அதன் E°-ஐயும் இருமடங்காக்கத் தோன்றும், ஆனால் அது தவறு. E° ஒரு செறிவுப் பண்பு: அது ஓரலகு மின்னூட்டத்துக்கான ஆற்றலை அளவிடுகிறது; வினையின் அளவை இருமடங்காக்குவது ஆற்றல், மின்னூட்டம் இரண்டையும் இருமடங்காக்குகிறது.

எனவே 2 என்ற காரணி இல்லாமல், E°cell = +0.7996 V − (−0.257 V) = +1.057 V. வினையின் அளவு வேறிடத்தில், பரிமாறப்படும் எலக்ட்ரான்களின் மோல் எண்ணிக்கையான n வழியாக நுழைகிறது; இங்கு அது 2.

E°cell-ஐ ΔG°, K உடன் இணைத்தல்

ஒரு மின்கலம் செய்யக்கூடிய அதிகபட்ச மின் வேலை −ΔG-க்குச் சமம்; இது ΔG° = −nFE°cell எனத் தருகிறது. இங்கு F ஃபாரடே மாறிலி, ஒரு மோல் எலக்ட்ரான்களுக்கு 96,485 C; ஒரு வோல்ட் பெருக்கல் ஒரு கூலும் ஒரு ஜூல். எனவே நேர்ம E° என்றால் எதிர்ம ΔG°; இரண்டும் நிலையான நிபந்தனைகளில் வினை தன்னிச்சையானது என்று பொருள்படுகின்றன.

ΔG° = −RT ln K என்பதால், மின்கல மின்னழுத்தம் சமநிலை மாறிலியையும் நிர்ணயிக்கிறது. 25 °C-இல் இது log K = nE°cell / 0.0592 V ஆகிறது; இங்கு 0.0592 V என்பது 298.15 K-இல் 2.303RT/F, OpenStax பயன்படுத்துவதுபோல் மூன்று குறிப்பிடத்தக்க இலக்கங்களுக்கு முழுமையாக்கப்பட்டது.

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டு. மேலே உள்ள நிக்கல்–வெள்ளி வினைக்கு, n = 2, E°cell = 1.057 V. ΔG° = −2 × 96,485 C/mol × 1.057 V = −2.04 × 10⁵ J, அதாவது எழுதியவாறு ஒரு மோல் வினைக்கு −204 kJ. log K = 2 × 1.057 / 0.0592 = 35.7; எனவே K ஏறத்தாழ 5 × 10³⁵. வினை கிட்டத்தட்ட முழுமையாக நடக்கிறது. K-ஐ ஒரு குறிப்பிடத்தக்க இலக்கத்துக்குக் கையாளுங்கள்: E°-இல் 0.001 V மாற்றம் log K-ஐ ஏறத்தாழ 0.03 நகர்த்துகிறது.

நிலையற்ற செறிவுகளுக்கான நெர்ன்ஸ்ட் சமன்பாடு

உண்மையான மின்கலங்கள் அரிதாகவே 1 M-இல் இயங்குகின்றன. நெர்ன்ஸ்ட் சமன்பாடு மின்னழுத்தத்தைத் திருத்துகிறது: 25 °C-இல் E = E° − (0.0592 V / n) log Q; இங்கு Q வினை ஈவு. K-இலிருந்து விடப்படுவதுபோலவே, திண்மங்கள் Q-இலிருந்தும் விடப்படுகின்றன.

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டு. ஒரு துத்தநாகம்–தாமிர மின்கலத்தில் [Zn²⁺] = 1.00 M, [Cu²⁺] = 1.0 × 10⁻³ M. Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu-க்கு, Q = [Zn²⁺]/[Cu²⁺] = 1.0 × 10³, n = 2. E = 1.099 − (0.0592/2) × 3.00 = 1.099 − 0.089 = 1.010 V. லீ சாட்லியர் கொள்கை முன்கணிப்பதுபோல், கேத்தோடில் Cu²⁺-ஐக் குறைப்பது மின்னழுத்தத்தைக் குறைக்கிறது.

செறிவு மின்கலத்தின் இரு பக்கங்களிலும் ஒரே அரை-வினை உள்ளது; எனவே E° = 0; செறிவுகள் வேறுபடுவதால் மட்டுமே அது இயங்குகிறது. 0.0010 M, 1.0 M Cu²⁺-இல் உள்ள தாமிர மின்முனைகளுக்கு, E = −(0.0592/2) log(0.0010/1.0) = +0.089 V. நீர்த்த பக்கமே ஆனோடு, ஏனெனில் அங்கு நிகழும் ஆக்சிஜனேற்றம் அதிக Cu²⁺-ஐ உருவாக்கி வேறுபாட்டைச் சமன் செய்கிறது. E பூஜ்யத்தை அடையும்போது, Q, K-க்குச் சமமாகிறது; மின்கலம் செயலிழக்கிறது.

மின்னாற்பகுப்பும் ஃபாரடே விதியும்

மின்னாற்பகுப்புக் கலம், உலோக முலாம் பூசுதல் அல்லது நீரைப் பிரித்தல் போன்ற தன்னிச்சையற்ற வினையை நிகழ்த்த வெளி மின்வழங்கியைப் பயன்படுத்துகிறது. ஆக்சிஜனேற்றம் நிகழும் இடம் இன்னும் ஆனோடுதான், ஆனால் அது இப்போது நேர் மின்முனை. விளைபொருளின் அளவு கடக்கும் மின்னூட்டத்தை மட்டுமே சார்ந்தது: மின்னூட்டம் Q = மின்னோட்டம் I × நேரம் t, எலக்ட்ரான்களின் மோல்கள் = Q / F.

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டு. 2.50 A மின்னோட்டம் CuSO₄ கரைசல் வழியாக 30.0 min பாய்கிறது. Q = 2.50 A × 1800 s = 4500 C. எலக்ட்ரான்களின் மோல்கள் = 4500 / 96,485 = 0.0466 mol. ஒவ்வொரு Cu²⁺-க்கும் 2 எலக்ட்ரான்கள் தேவை; எனவே 0.0233 mol Cu படிகிறது; 63.55 g/mol-இல் இது 1.48 g.

நேரத்தைக் கண்டறியக் கணக்கீட்டைப் பின்னோக்கி நடத்துங்கள். 1.00 g வெள்ளியை முலாம் பூச (Ag⁺ + e⁻ → Ag) 1.00 / 107.87 = 0.00927 mol எலக்ட்ரான்கள் தேவை; இது 894 C. 0.500 A-இல் அதற்கு 1789 s, ஏறத்தாழ 29.8 நிமிடங்கள் ஆகும்.

மின்கலக் கணக்குகளில் குறி, கணக்கு வைப்புப் பிழைகள்

மின்வேதியியலில் பெரும்பாலான தவறுகள் குறிப் பிழைகள். ஒவ்வோர் அரை-வினையையும் எழுதி, அதை ஆக்சிஜனேற்றம் அல்லது ஒடுக்கம் எனக் குறியிட்டு, அதன் பிறகே கணக்கைச் செய்யுங்கள்.

• ஆனோடு மின்னழுத்தத்தின் குறியைப் புரட்டி, பின்னர் அதைக் கழிக்கவும் செய்தல்; இது தலைகீழாக்கலை இருமுறை எண்ணுகிறது.
• எலக்ட்ரான்களைச் சமநிலைப்படுத்தப் பயன்படுத்திய கெழுவால் E°-ஐப் பெருக்குதல்.
• எந்த மின்முனை நேர் என்பதைக் குழப்புதல். கால்வானிக் மின்கலத்தில் கேத்தோடு நேர்; ஆனால் மின்னாற்பகுப்புக் கலத்தில் ஆனோடு நேர்.
• ΔG° = −nFE°-இலோ நெர்ன்ஸ்ட் சமன்பாட்டிலோ தவறான n-ஐப் பயன்படுத்துதல். n என்பது சமநிலைப்படுத்தப்பட்ட ஒட்டுமொத்த வினையில் பரிமாறப்படும் எலக்ட்ரான்களின் மோல்கள்.
• விடை கிலோஜூல்களில் தேவைப்படும்போது ΔG°-ஐ ஜூல்களிலேயே விடுதல், அல்லது அதன் தலைகீழ்.
• நெர்ன்ஸ்ட் சமன்பாட்டில் Q-ஐத் தலைகீழாக எழுதுதல். எந்த வினை ஈவிலும் உள்ளதுபோல், விளைபொருட்கள் மேலே.
• Q = It-இல் விநாடிகளுக்குப் பதிலாக நிமிடங்களைப் பயன்படுத்துதல்.