Electrochemistryवैद्युतरसायनElectrochemistry

• Electrode potential: the potential difference that develops between a metal (electrode) and the solution of its ions. By IUPAC convention we use reduction potential (Mⁿ⁺ + ne⁻ → M).
• Standard electrode potential (E°): electrode potential when all ions are at 1 M (unit activity), gases at 1 bar, and temperature 298 K.
• Factors affecting electrode potential: nature of the metal and its ions, concentration of ions in solution, temperature (and gas pressure for gas electrodes).
• The potential of a single half-cell cannot be measured alone; it is measured against a reference electrode, the SHE, whose E° is taken as 0.00 V at all temperatures.
• SHE: a platinum foil coated with finely divided platinum (platinum black), dipped in an acid solution with H⁺ at 1 M, with pure H₂ gas at 1 bar bubbled over it. Written as Pt(s) | H₂(g, 1 bar) | H⁺(aq, 1 M). Reaction: H⁺(aq) + e⁻ → ½H₂(g).
• E°cell = E°cathode − E°anode = E°right − E°left (both as reduction potentials).
• Electrochemical series: electrodes arranged in order of their E°. More negative E° → stronger reducing agent, more active metal (Li −3.05 V, the strongest reducing agent). More positive E° → stronger oxidising agent (F₂ +2.87 V, the strongest).
• Values to remember: Zn²⁺/Zn −0.76 V, Fe²⁺/Fe −0.44 V, Cu²⁺/Cu +0.34 V, Ag⁺/Ag +0.80 V, Mg²⁺/Mg −2.36 V. Among Fe, Zn, Ni, Cu the most active (most negative E°) is Zn.
• A metal with lower E° displaces a metal with higher E° from its salt solution: so CuSO₄ cannot be stored in a zinc pot (Zn reduces Cu²⁺).

• इलेक्ट्रोड विभव: धातु (इलेक्ट्रोड) तथा उसके आयनों के विलयन के बीच उत्पन्न विभवांतर। IUPAC परिपाटी में अपचयन विभव लेते हैं (Mⁿ⁺ + ne⁻ → M)।
• मानक इलेक्ट्रोड विभव (E°): जब सभी आयन 1 M (इकाई सक्रियता), गैसें 1 bar तथा ताप 298 K हो, तब का इलेक्ट्रोड विभव।
• इलेक्ट्रोड विभव को प्रभावित करने वाले कारक: धातु तथा उसके आयनों की प्रकृति, विलयन में आयनों की सांद्रता, ताप (गैस इलेक्ट्रोड में गैस का दाब)।
• किसी अकेले अर्ध-सेल का विभव नहीं मापा जा सकता; इसे संदर्भ इलेक्ट्रोड SHE के सापेक्ष मापते हैं, जिसका E° सभी तापों पर 0.00 V माना जाता है।
• SHE: बारीक प्लैटिनम (प्लैटिनम ब्लैक) से लेपित प्लैटिनम पन्नी, जो 1 M H⁺ वाले अम्ल विलयन में डूबी है और जिस पर 1 bar की शुद्ध H₂ गैस प्रवाहित की जाती है। संकेत: Pt(s) | H₂(g, 1 bar) | H⁺(aq, 1 M)। अभिक्रिया: H⁺(aq) + e⁻ → ½H₂(g)।
• E°सेल = E°कैथोड − E°ऐनोड = E°दायाँ − E°बायाँ (दोनों अपचयन विभव)।
• वैद्युतरासायनिक श्रेणी: इलेक्ट्रोडों को E° के क्रम में रखना। अधिक ऋणात्मक E° → प्रबल अपचायक, अधिक सक्रिय धातु (Li −3.05 V, सबसे प्रबल अपचायक)। अधिक धनात्मक E° → प्रबल ऑक्सीकारक (F₂ +2.87 V, सबसे प्रबल)।
• याद रखें: Zn²⁺/Zn −0.76 V, Fe²⁺/Fe −0.44 V, Cu²⁺/Cu +0.34 V, Ag⁺/Ag +0.80 V, Mg²⁺/Mg −2.36 V। Fe, Zn, Ni, Cu में सबसे सक्रिय (सबसे ऋणात्मक E°) Zn है।
• कम E° वाली धातु अधिक E° वाली धातु को उसके लवण विलयन से विस्थापित करती है: इसलिए CuSO₄ को जस्ते के पात्र में नहीं रख सकते (Zn, Cu²⁺ का अपचयन कर देता है)।

• Electrode potential: metal (electrode) aur uske ions ke solution ke beech banne wala potential difference. IUPAC convention mein reduction potential lete hain (Mⁿ⁺ + ne⁻ → M).
• Standard electrode potential (E°): jab sab ions 1 M (unit activity), gases 1 bar aur temperature 298 K ho, tab ka electrode potential.
• Electrode potential ko affect karne wale factors: metal aur uske ions ki nature, solution mein ions ka concentration, temperature (gas electrode mein gas ka pressure).
• Akele half-cell ka potential nahi naap sakte; ise reference electrode SHE ke saapeksh naapte hain, jiska E° har temperature par 0.00 V maana jaata hai.
• SHE: platinum black se coated platinum foil, jo 1 M H⁺ wale acid solution mein dooba hai aur jispar 1 bar ki pure H₂ gas bubble ki jaati hai. Likhte hain: Pt(s) | H₂(g, 1 bar) | H⁺(aq, 1 M). Reaction: H⁺(aq) + e⁻ → ½H₂(g).
• E°cell = E°cathode − E°anode = E°right − E°left (dono reduction potential).
• Electrochemical series: electrodes ko E° ke order mein rakhna. Zyada negative E° → strong reducing agent, zyada active metal (Li −3.05 V, sabse strong reducing agent). Zyada positive E° → strong oxidising agent (F₂ +2.87 V, sabse strong).
• Yaad rakhiye: Zn²⁺/Zn −0.76 V, Fe²⁺/Fe −0.44 V, Cu²⁺/Cu +0.34 V, Ag⁺/Ag +0.80 V, Mg²⁺/Mg −2.36 V. Fe, Zn, Ni, Cu mein sabse active (sabse negative E°) Zn hai.
• Kam E° wali metal zyada E° wali metal ko uske salt solution se hata deti hai: isliye CuSO₄ ko zinc ke bartan mein nahi rakh sakte (Zn, Cu²⁺ ko reduce kar deta hai).

💡 Never change the sign of E° when you use it as the anode value; the formula E°cathode − E°anode already takes care of it.ऐनोड का E° रखते समय उसका चिह्न स्वयं न बदलें; सूत्र E°कैथोड − E°ऐनोड यह कार्य कर देता है।Anode ka E° rakhte waqt uska sign khud mat badaliye; formula E°cathode − E°anode yeh kaam kar deta hai.

• Nernst equation gives the electrode potential (or cell EMF) at any concentration.
• For an electrode Mⁿ⁺(aq) + ne⁻ → M(s): E = E° − (RT/nF) ln(1/[Mⁿ⁺]).
• At 298 K, using R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹ and F = 96487 C mol⁻¹: E = E° − (0.059/n) log(1/[Mⁿ⁺]).
• For a cell reaction aA + bB → cC + dD: Ecell = E°cell − (0.059/n) log Q, where Q = [C]ᶜ[D]ᵈ/([A]ᵃ[B]ᵇ). Pure solids and liquids are not written in Q.
• Daniell cell: Ecell = E°cell − (0.059/2) log([Zn²⁺]/[Cu²⁺]).
• n = number of electrons transferred in the balanced cell reaction (take it from the balanced equation, e.g. Cu + 2Ag⁺ → Cu²⁺ + 2Ag has n = 2).
• Use (application): to find EMF at non-standard concentrations, to find unknown ion concentration or pH, and to find the equilibrium constant (at equilibrium Ecell = 0, so E°cell = (0.059/n) log Kc).

• नर्न्स्ट समीकरण किसी भी सांद्रता पर इलेक्ट्रोड विभव (या सेल EMF) देता है।
• इलेक्ट्रोड Mⁿ⁺(aq) + ne⁻ → M(s) के लिए: E = E° − (RT/nF) ln(1/[Mⁿ⁺])।
• 298 K पर, R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹ तथा F = 96487 C mol⁻¹ लेकर: E = E° − (0.059/n) log(1/[Mⁿ⁺])।
• सेल अभिक्रिया aA + bB → cC + dD के लिए: Eसेल = E°सेल − (0.059/n) log Q, जहाँ Q = [C]ᶜ[D]ᵈ/([A]ᵃ[B]ᵇ)। शुद्ध ठोस व द्रव Q में नहीं लिखते।
• डेनियल सेल: Eसेल = E°सेल − (0.059/2) log([Zn²⁺]/[Cu²⁺])।
• n = संतुलित सेल अभिक्रिया में स्थानांतरित इलेक्ट्रॉन (संतुलित समीकरण से लें, जैसे Cu + 2Ag⁺ → Cu²⁺ + 2Ag में n = 2)।
• उपयोग: अमानक सांद्रता पर EMF ज्ञात करना, अज्ञात आयन सांद्रता या pH ज्ञात करना, तथा साम्य स्थिरांक ज्ञात करना (साम्य पर Eसेल = 0, अतः E°सेल = (0.059/n) log Kc)।

• Nernst equation kisi bhi concentration par electrode potential (ya cell EMF) deta hai.
• Electrode Mⁿ⁺(aq) + ne⁻ → M(s) ke liye: E = E° − (RT/nF) ln(1/[Mⁿ⁺]).
• 298 K par, R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹ aur F = 96487 C mol⁻¹ lekar: E = E° − (0.059/n) log(1/[Mⁿ⁺]).
• Cell reaction aA + bB → cC + dD ke liye: Ecell = E°cell − (0.059/n) log Q, jahan Q = [C]ᶜ[D]ᵈ/([A]ᵃ[B]ᵇ). Pure solids aur liquids Q mein nahi likhte.
• Daniell cell: Ecell = E°cell − (0.059/2) log([Zn²⁺]/[Cu²⁺]).
• n = balanced cell reaction mein transfer hue electrons (balanced equation se lijiye, jaise Cu + 2Ag⁺ → Cu²⁺ + 2Ag mein n = 2).
• Use: non-standard concentration par EMF nikalna, unknown ion concentration ya pH nikalna, aur equilibrium constant nikalna (equilibrium par Ecell = 0, to E°cell = (0.059/n) log Kc).

💡 Q always has the PRODUCT ions on top and reactant ions below, each raised to its coefficient; write the balanced cell reaction first.Q में ऊपर उत्पाद आयन तथा नीचे अभिकारक आयन, प्रत्येक अपने गुणांक की घात के साथ; पहले संतुलित सेल अभिक्रिया लिखें।Q mein upar PRODUCT ions aur neeche reactant ions, har ek apne coefficient ki power ke saath; pehle balanced cell reaction likhiye.

• Resistance R = ρ(l/A). ρ = resistivity (specific resistance), unit Ω m (SI) or Ω cm.
• Conductance G = 1/R, unit siemens (S) = Ω⁻¹.
• Conductivity κ (kappa, specific conductance) = 1/ρ. It is the conductance of a solution of 1 m length and 1 m² area (or 1 cm cube). Unit: S m⁻¹ (SI) or S cm⁻¹; 1 S cm⁻¹ = 100 S m⁻¹.
• Cell constant G* = l/A (distance between electrodes ÷ area). Unit m⁻¹ or cm⁻¹. κ = G*/R, so G* = κ × R. It is found using a KCl solution of known κ.
• Molar conductivity Λm = κ/c: the conductivity of a volume of solution containing 1 mol of electrolyte. With κ in S cm⁻¹ and c in mol L⁻¹: Λm = κ × 1000/c, unit S cm² mol⁻¹. In SI: S m² mol⁻¹ (1 S m² mol⁻¹ = 10⁴ S cm² mol⁻¹).
• Conductivity is measured with a conductivity cell and AC (alternating current) Wheatstone bridge, to avoid electrolysis at the electrodes.
• MCQ fact: SI unit of resistivity ρ is Ω m; unit of cell constant is m⁻¹.

• प्रतिरोध R = ρ(l/A)। ρ = प्रतिरोधकता (विशिष्ट प्रतिरोध), मात्रक Ω m (SI) या Ω cm।
• चालकत्व G = 1/R, मात्रक सीमेन्स (S) = Ω⁻¹।
• चालकता κ (कापा, विशिष्ट चालकत्व) = 1/ρ। यह 1 m लंबाई तथा 1 m² क्षेत्रफल (या 1 cm घन) वाले विलयन का चालकत्व है। मात्रक: S m⁻¹ (SI) या S cm⁻¹; 1 S cm⁻¹ = 100 S m⁻¹।
• सेल स्थिरांक G* = l/A (इलेक्ट्रोडों के बीच की दूरी ÷ क्षेत्रफल)। मात्रक m⁻¹ या cm⁻¹। κ = G*/R, अतः G* = κ × R। इसे ज्ञात κ वाले KCl विलयन से निकालते हैं।
• मोलर चालकता Λm = κ/c: 1 mol विद्युत-अपघट्य वाले विलयन के आयतन की चालकता। κ (S cm⁻¹) तथा c (mol L⁻¹) में: Λm = κ × 1000/c, मात्रक S cm² mol⁻¹। SI में: S m² mol⁻¹ (1 S m² mol⁻¹ = 10⁴ S cm² mol⁻¹)।
• चालकता चालकता-सेल तथा प्रत्यावर्ती धारा (AC) व्हीटस्टोन सेतु से मापते हैं, ताकि इलेक्ट्रोडों पर वैद्युत अपघटन न हो।
• MCQ तथ्य: प्रतिरोधकता ρ का SI मात्रक Ω m; सेल स्थिरांक का मात्रक m⁻¹।

• Resistance R = ρ(l/A). ρ = resistivity (specific resistance), unit Ω m (SI) ya Ω cm.
• Conductance G = 1/R, unit siemens (S) = Ω⁻¹.
• Conductivity κ (kappa, specific conductance) = 1/ρ. Yeh 1 m lambai aur 1 m² area (ya 1 cm cube) wale solution ka conductance hai. Unit: S m⁻¹ (SI) ya S cm⁻¹; 1 S cm⁻¹ = 100 S m⁻¹.
• Cell constant G* = l/A (electrodes ke beech doori ÷ area). Unit m⁻¹ ya cm⁻¹. κ = G*/R, to G* = κ × R. Ise known κ wale KCl solution se nikalte hain.
• Molar conductivity Λm = κ/c: 1 mol electrolyte wale solution ke volume ki conductivity. κ (S cm⁻¹) aur c (mol L⁻¹) mein: Λm = κ × 1000/c, unit S cm² mol⁻¹. SI mein: S m² mol⁻¹ (1 S m² mol⁻¹ = 10⁴ S cm² mol⁻¹).
• Conductivity ko conductivity cell aur AC (alternating current) Wheatstone bridge se naapte hain, taaki electrodes par electrolysis na ho.
• MCQ fact: resistivity ρ ka SI unit Ω m; cell constant ka unit m⁻¹.

💡 Keep units together: S cm⁻¹ with ×1000/c(mol L⁻¹) gives S cm² mol⁻¹; S m⁻¹ with c in mol m⁻³ gives S m² mol⁻¹.मात्रक साथ रखें: S cm⁻¹ के साथ ×1000/c(mol L⁻¹) से S cm² mol⁻¹; S m⁻¹ तथा c (mol m⁻³) से S m² mol⁻¹।Units saath rakhiye: S cm⁻¹ ke saath ×1000/c(mol L⁻¹) se S cm² mol⁻¹; S m⁻¹ aur c (mol m⁻³) se S m² mol⁻¹.

• Statement: the limiting molar conductivity (Λ°m, at infinite dilution) of an electrolyte equals the sum of the limiting molar conductivities of its cation and anion, each multiplied by the number of ions in one formula unit.
• Λ°m = ν₊λ°₊ + ν₋λ°₋. Example: Λ°m(CaCl₂) = λ°(Ca²⁺) + 2λ°(Cl⁻).
• Application 1: Λ°m of a weak electrolyte (cannot be found by extrapolation): Λ°m(CH₃COOH) = Λ°m(CH₃COONa) + Λ°m(HCl) − Λ°m(NaCl).
• Application 2: degree of dissociation of a weak electrolyte: α = Λm/Λ°m.
• Application 3: dissociation constant of a weak acid: Ka = cα²/(1 − α).
• Similarly Λ°m(NH₄OH) = Λ°m(NH₄Cl) + Λ°m(NaOH) − Λ°m(NaCl).

• कथन: किसी विद्युत-अपघट्य की सीमांत मोलर चालकता (Λ°m, अनंत तनुता पर) उसके धनायन तथा ऋणायन की सीमांत मोलर चालकताओं के योग के बराबर होती है, प्रत्येक को एक सूत्र इकाई में आयनों की संख्या से गुणा करके।
• Λ°m = ν₊λ°₊ + ν₋λ°₋। उदाहरण: Λ°m(CaCl₂) = λ°(Ca²⁺) + 2λ°(Cl⁻)।
• अनुप्रयोग 1: दुर्बल विद्युत-अपघट्य का Λ°m (बहिर्वेशन से नहीं मिलता): Λ°m(CH₃COOH) = Λ°m(CH₃COONa) + Λ°m(HCl) − Λ°m(NaCl)।
• अनुप्रयोग 2: दुर्बल विद्युत-अपघट्य की वियोजन मात्रा: α = Λm/Λ°m।
• अनुप्रयोग 3: दुर्बल अम्ल का वियोजन स्थिरांक: Ka = cα²/(1 − α)।
• इसी प्रकार Λ°m(NH₄OH) = Λ°m(NH₄Cl) + Λ°m(NaOH) − Λ°m(NaCl)।

• Statement: kisi electrolyte ki limiting molar conductivity (Λ°m, infinite dilution par) uske cation aur anion ki limiting molar conductivities ke jod ke barabar hoti hai, har ek ko ek formula unit mein ions ki sankhya se guna karke.
• Λ°m = ν₊λ°₊ + ν₋λ°₋. Example: Λ°m(CaCl₂) = λ°(Ca²⁺) + 2λ°(Cl⁻).
• Application 1: weak electrolyte ka Λ°m (extrapolation se nahi milta): Λ°m(CH₃COOH) = Λ°m(CH₃COONa) + Λ°m(HCl) − Λ°m(NaCl).
• Application 2: weak electrolyte ki degree of dissociation: α = Λm/Λ°m.
• Application 3: weak acid ka dissociation constant: Ka = cα²/(1 − α).
• Isi tarah Λ°m(NH₄OH) = Λ°m(NH₄Cl) + Λ°m(NaOH) − Λ°m(NaCl).

• Electrical work done by a cell = nFEcell, so ΔrG = −nFEcell; in standard state ΔrG° = −nFE°cell.
• F = 96487 C mol⁻¹ (about 96500), the charge on 1 mol of electrons.
• Positive E°cell → negative ΔrG° → the reaction is spontaneous.
• ΔrG° = −RT ln K = −2.303 RT log K.
• At 298 K: E°cell = (0.059/n) log Kc, so log Kc = nE°cell/0.059.
• ΔrG° comes in J mol⁻¹; divide by 1000 for kJ mol⁻¹.

• सेल द्वारा किया गया वैद्युत कार्य = nFEसेल, अतः ΔrG = −nFEसेल; मानक अवस्था में ΔrG° = −nFE°सेल।
• F = 96487 C mol⁻¹ (लगभग 96500), 1 mol इलेक्ट्रॉनों पर आवेश।
• धनात्मक E°सेल → ऋणात्मक ΔrG° → अभिक्रिया स्वतः प्रवर्तित।
• ΔrG° = −RT ln K = −2.303 RT log K।
• 298 K पर: E°सेल = (0.059/n) log Kc, अतः log Kc = nE°सेल/0.059।
• ΔrG° J mol⁻¹ में आता है; kJ mol⁻¹ के लिए 1000 से भाग दें।

• Cell dwara kiya gaya electrical work = nFEcell, to ΔrG = −nFEcell; standard state mein ΔrG° = −nFE°cell.
• F = 96487 C mol⁻¹ (lagbhag 96500), 1 mol electrons par charge.
• Positive E°cell → negative ΔrG° → reaction spontaneous.
• ΔrG° = −RT ln K = −2.303 RT log K.
• 298 K par: E°cell = (0.059/n) log Kc, to log Kc = nE°cell/0.059.
• ΔrG° J mol⁻¹ mein aata hai; kJ mol⁻¹ ke liye 1000 se divide kijiye.

• Conductivity (κ) DECREASES on dilution: the number of ions per unit volume (per cm³) carrying current falls.
• Molar conductivity (Λm) INCREASES on dilution: Λm = κV, and the volume V containing 1 mol increases more than κ falls.
• When concentration approaches zero, Λm reaches its limiting value Λ°m (limiting molar conductivity).
• Strong electrolytes (e.g. KCl): Λm increases slowly with dilution; the graph of Λm vs √c is a straight line: Λm = Λ°m − A√c (A depends on the type of electrolyte). Λ°m is found by extrapolating the line to c = 0.
• Weak electrolytes (e.g. CH₃COOH): Λm increases steeply at low concentration because the degree of dissociation increases sharply on dilution. The curve cannot be extrapolated, so Λ°m is found using Kohlrausch's law.
• MCQ fact: on increasing dilution, specific conductance (κ) decreases.

• तनुता बढ़ाने पर चालकता (κ) घटती है: धारा ले जाने वाले आयनों की प्रति इकाई आयतन (प्रति cm³) संख्या घटती है।
• तनुता बढ़ाने पर मोलर चालकता (Λm) बढ़ती है: Λm = κV, तथा 1 mol वाले आयतन V की वृद्धि κ की कमी से अधिक होती है।
• सांद्रता शून्य की ओर जाने पर Λm अपने सीमांत मान Λ°m (सीमांत मोलर चालकता) पर पहुँचती है।
• प्रबल विद्युत-अपघट्य (जैसे KCl): तनुता से Λm धीरे-धीरे बढ़ती है; Λm बनाम √c का आलेख सरल रेखा: Λm = Λ°m − A√c (A विद्युत-अपघट्य के प्रकार पर निर्भर)। रेखा को c = 0 तक बढ़ाकर (बहिर्वेशन) Λ°m प्राप्त करते हैं।
• दुर्बल विद्युत-अपघट्य (जैसे CH₃COOH): कम सांद्रता पर Λm तेजी से बढ़ती है क्योंकि तनुता पर वियोजन की मात्रा तेजी से बढ़ती है। वक्र का बहिर्वेशन नहीं हो सकता, अतः Λ°m कोलराउश नियम से निकालते हैं।
• MCQ तथ्य: तनुता बढ़ाने पर विशिष्ट चालकत्व (κ) घटता है।

• Dilution badhane par conductivity (κ) GHATTI hai: current le jaane wale ions ki per unit volume (per cm³) sankhya kam ho jaati hai.
• Dilution badhane par molar conductivity (Λm) BADHTI hai: Λm = κV, aur 1 mol wale volume V ki badhat κ ki kami se zyada hoti hai.
• Concentration zero ki taraf jaane par Λm apni limiting value Λ°m (limiting molar conductivity) tak pahunchti hai.
• Strong electrolytes (jaise KCl): dilution se Λm dheere badhti hai; Λm vs √c ka graph seedhi line: Λm = Λ°m − A√c (A electrolyte ke type par depend). Line ko c = 0 tak badhakar (extrapolation) Λ°m milta hai.
• Weak electrolytes (jaise CH₃COOH): kam concentration par Λm tezi se badhti hai kyunki dilution par degree of dissociation tezi se badhti hai. Curve ka extrapolation nahi ho sakta, isliye Λ°m Kohlrausch ke niyam se nikalte hain.
• MCQ fact: dilution badhane par specific conductance (κ) ghatta hai.

• Galvanic (voltaic) cell: converts the chemical energy of a spontaneous redox reaction into electrical energy. Example: Daniell cell, Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s), E° = 1.1 V.
• Anode: oxidation, negative terminal, written on the left. Cathode: reduction, positive terminal, written on the right.
• Cell notation: Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s). Single line = phase boundary, double line = salt bridge.
• Salt bridge: an inverted U-tube with an inert electrolyte (KCl or KNO₃) in agar-agar gel. It completes the circuit and keeps both solutions electrically neutral. If it is removed, the current stops and the voltage drops to zero.
• Electrolytic cell: uses electrical energy to carry out a non-spontaneous reaction (electrolysis). Here the anode is positive and the cathode is negative.
• If an external opposing potential greater than 1.1 V is applied to a Daniell cell, the reaction reverses and it works as an electrolytic cell.

• गैल्वैनी (वोल्टीय) सेल: स्वतः प्रवर्तित रेडॉक्स अभिक्रिया की रासायनिक ऊर्जा को वैद्युत ऊर्जा में बदलता है। उदाहरण: डेनियल सेल, Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s), E° = 1.1 V।
• ऐनोड: ऑक्सीकरण, ऋण टर्मिनल, बायीं ओर लिखा जाता है। कैथोड: अपचयन, धन टर्मिनल, दायीं ओर।
• सेल संकेतन: Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s)। एक रेखा = प्रावस्था सीमा, दोहरी रेखा = लवण सेतु।
• लवण सेतु: उल्टी U-नली जिसमें ऐगार-ऐगार जेल में अक्रिय विद्युत-अपघट्य (KCl या KNO₃) भरा होता है। यह परिपथ पूरा करता है तथा दोनों विलयनों को वैद्युत उदासीन रखता है। इसे हटाने पर धारा रुक जाती है और वोल्टता शून्य हो जाती है।
• वैद्युत-अपघटनी सेल: वैद्युत ऊर्जा से स्वतः अप्रवर्तित अभिक्रिया (वैद्युत अपघटन) कराता है। इसमें ऐनोड धन तथा कैथोड ऋण होता है।
• डेनियल सेल पर 1.1 V से अधिक बाह्य विरोधी विभव लगाने पर अभिक्रिया उलट जाती है और वह वैद्युत-अपघटनी सेल की तरह कार्य करता है।

• Galvanic (voltaic) cell: spontaneous redox reaction ki chemical energy ko electrical energy mein badalta hai. Example: Daniell cell, Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s), E° = 1.1 V.
• Anode: oxidation, negative terminal, left mein likhte hain. Cathode: reduction, positive terminal, right mein.
• Cell notation: Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s). Ek line = phase boundary, double line = salt bridge.
• Salt bridge: ulti U-tube jismein agar-agar gel mein inert electrolyte (KCl ya KNO₃) bhara hota hai. Yeh circuit poora karta hai aur dono solutions ko electrically neutral rakhta hai. Ise hatane par current ruk jaata hai aur voltage zero ho jaata hai.
• Electrolytic cell: electrical energy se non-spontaneous reaction (electrolysis) karata hai. Ismein anode positive aur cathode negative hota hai.
• Daniell cell par 1.1 V se zyada external opposing potential lagane par reaction ulat jaati hai aur woh electrolytic cell ki tarah kaam karta hai.