इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री

इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री भौतिक रसायन  विज्ञान की एक शाखा है जो विद्युत क्षमता के बीच संबंध से संबंधित है, एक मापने योग्य और मात्रात्मक घटना के रूप में, और पहचानने योग्य रासायनिक परिवर्तन, एक विशेष रासायनिक परिवर्तन के परिणाम के रूप में संभावित अंतर के साथ, या इसके विपरीत। इन प्रतिक्रियाओं में इलेक्ट्रॉनिक रूप से संचालन चरण (आमतौर पर एक बाहरी विद्युत सर्किट, लेकिन जरूरी नहीं  इलेक्ट्रोलेस निकल-फास्फोरस चढ़ाना  चढ़ाना के रूप में) के माध्यम से चलने वाले इलेक्ट्रॉन शामिल होते हैं, जो एक आयनिक रूप से संचालन और इलेक्ट्रॉनिक रूप से इन्सुलेट इलेक्ट्रोलाइट (या एक समाधान में आयनिक  रासायनिक प्रजाति यों द्वारा अलग किए गए इलेक्ट्रोड के बीच होते हैं) रसायन विज्ञान))।

जब एक रासायनिक प्रतिक्रिया विद्युत संभावित अंतर से संचालित होती है, जैसे इलेक्ट्रोलीज़  में, या यदि संभावित अंतर  बैटरी (बिजली)  या  ईंधन सेल  में रासायनिक प्रतिक्रिया से उत्पन्न होता है, तो इसे 'इलेक्ट्रोकेमिकल' प्रतिक्रिया कहा जाता है। अन्य रासायनिक प्रतिक्रियाओं के विपरीत, विद्युत रासायनिक प्रतिक्रियाओं में इलेक्ट्रॉनों को सीधे परमाणुओं, आयनों या अणुओं के बीच स्थानांतरित नहीं किया जाता है, बल्कि उपरोक्त इलेक्ट्रॉनिक रूप से संचालित सर्किट के माध्यम से स्थानांतरित किया जाता है। यह घटना एक पारंपरिक रासायनिक प्रतिक्रिया से विद्युत रासायनिक प्रतिक्रिया को अलग करती है।

16वीं-18वीं शताब्दी
विद्युत मामलों की समझ सोलहवीं शताब्दी में शुरू हुई। इस सदी के दौरान, अंग्रेजी वैज्ञानिक विलियम गिल्बर्ट (खगोलविद)  ने  चुंबकत्व  और कुछ हद तक बिजली के साथ प्रयोग करने में 17 साल बिताए। मैग्नेट पर अपने काम के लिए, गिल्बर्ट को चुंबकत्व के पिता के रूप में जाना जाने लगा। उन्होंने चुम्बकों के उत्पादन और सुदृढ़ीकरण के लिए विभिन्न विधियों की खोज की। 1663 में, जर्मनी के भौतिक विज्ञानी ओटो वॉन गुएरिक ने पहला विद्युत जनरेटर बनाया, जिसने मशीन में घर्षण लगाकर स्थैतिक बिजली का उत्पादन किया। जनरेटर एक शाफ्ट पर लगे कांच के ग्लोब के अंदर डाली गई एक बड़ी गंधक  बॉल से बना था। गेंद को क्रैंक के माध्यम से घुमाया गया था और जब गेंद को घुमाते हुए पैड को रगड़ा जाता था तो एक  बिजली की चिंगारी  उत्पन्न होती थी। ग्लोब को हटाया जा सकता है और बिजली के प्रयोगों के लिए स्रोत के रूप में इस्तेमाल किया जा सकता है। 18 वीं शताब्दी के मध्य तक फ्रांस  के  रसायनज्ञ  चार्ल्स फ्रांकोइस डी सिस्टरने डु फे ने दो प्रकार की स्थैतिक बिजली की खोज की थी, और इस तरह के चार्ज एक दूसरे को पीछे हटाते हैं जबकि विपरीत चार्ज आकर्षित करते हैं। डू फे ने घोषणा की कि बिजली में दो तरल पदार्थ होते हैं: कांच का (कांच के लिए  लैटिन  से), या सकारात्मक, बिजली; और रालयुक्त, या नकारात्मक, बिजली। यह बिजली का द्रव सिद्धांत था बिजली का दो-द्रव सिद्धांत, जिसका विरोध सदी में बाद में  बेंजामिन फ्रैंकलिन  के एक-द्रव सिद्धांत द्वारा किया जाना था। 1785 में, चार्ल्स ऑगस्टिन डी कूलम्बो  ने  इलेक्ट्रोस्टैटिक  आकर्षण के कानून को इंग्लैंड में  जोसेफ प्रीस्टली  द्वारा बताए गए विद्युत प्रतिकर्षण के कानून की जांच करने के अपने प्रयास के परिणाम के रूप में विकसित किया। 18 वीं शताब्दी के अंत में इटली के चिकित्सक  और  शरीर-रचना   लुइगी गलवानी  ने मोटू मस्कुलरी कमेंटारियस (पेशी गति पर बिजली के प्रभाव पर टिप्पणी के लिए लैटिन) में अपने निबंध डी विरिबस इलेक्ट्रिटैटिस पर रासायनिक प्रतिक्रियाओं और बिजली के बीच एक पुल की स्थापना करके इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री के जन्म को चिह्नित किया। 1791 जहां उन्होंने जैविक जीवन रूपों पर एक तंत्रिका-विद्युत पदार्थ का प्रस्ताव रखा। अपने निबंध में गलवानी ने निष्कर्ष निकाला कि जानवरों के ऊतकों में एक उपेक्षित जन्मजात, महत्वपूर्ण शक्ति होती है, जिसे उन्होंने पशु बिजली कहा, जो धातु की जांच द्वारा फैली नस ों और मांसपेशियों को सक्रिय करती है। उनका मानना ​​​​था कि यह नया बल बिजली या  बिजली का झटका देने वाली मच्छली  और  विद्युत किरण  द्वारा उत्पादित प्राकृतिक रूप के साथ-साथ घर्षण (यानी, स्थैतिक बिजली) द्वारा उत्पादित कृत्रिम रूप के अलावा बिजली का एक रूप था। गैलवानी के वैज्ञानिक सहयोगियों ने आम तौर पर उनके विचारों को स्वीकार कर लिया, लेकिन एलेसेंड्रो वोल्टा ने एक पशु विद्युत तरल पदार्थ के विचार को खारिज कर दिया, यह जवाब दिया कि मेंढक के पैरों ने धातु के स्वभाव, संरचना और थोक में अंतर का जवाब दिया। गलवानी ने एक ही सामग्री के दो टुकड़ों के साथ पेशीय क्रिया प्राप्त करके इसका खंडन किया। फिर भी, वोल्टा के प्रयोग ने उन्हें  वोल्टाइक ढेर  विकसित करने के लिए प्रेरित किया, जिसने जस्ता की अपेक्षाकृत उच्च ऊर्जा (कमजोर बंधन) का लाभ उठाया और उस समय ज्ञात किसी भी अन्य उपकरण की तुलना में अधिक समय तक विद्युत प्रवाह प्रदान कर सकता था।

19वीं सदी
1800 में, विलियम निकोलसन (रसायनज्ञ)  और  जोहान विल्हेम रिटर  वोल्टा की बैटरी का उपयोग करके इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा पानी को  हाइड्रोजन  और  ऑक्सीजन  में विघटित करने में सफल रहे। इसके तुरंत बाद रिटर ने  ELECTROPLATING  की प्रक्रिया की खोज की। उन्होंने यह भी देखा कि इलेक्ट्रोलाइटिक प्रक्रिया के दौरान जमा धातु की मात्रा और उत्पादित ऑक्सीजन की मात्रा  इलेक्ट्रोड  के बीच की दूरी पर निर्भर करती है। 1801 तक, रिटर ने  थर्मोइलेक्ट्रिसिटी  का अवलोकन किया और  थॉमस जोहान सीबेक  द्वारा थर्मोइलेक्ट्रिकिटी की खोज का अनुमान लगाया। 1810 के दशक तक, विलियम हाइड वोलास्टोन  ने  बिजली उत्पन्न करनेवाली सेल  में सुधार किया। सर हम्फ्री डेवी  के इलेक्ट्रोलिसिस के साथ काम करने से यह निष्कर्ष निकला कि साधारण  इलेक्ट्रोलाइटिक सेल  में बिजली का उत्पादन रासायनिक क्रिया के परिणामस्वरूप होता है और यह रासायनिक संयोजन विपरीत आवेश वाले पदार्थों के बीच होता है। इस काम ने सीधे 1808 में उनके पिघले हुए लवणों के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा, और उनके क्षारीय पृथ्वी धातुओं के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा धात्विक  सोडियम  और  पोटैशियम  को अलग कर दिया। 1820 में इलेक्ट्रिक धाराओं के चुंबकीय प्रभाव की हंस क्रिश्चियन ओर्स्टेड की खोज को तुरंत एक युगांतरकारी प्रगति के रूप में मान्यता दी गई, हालांकि उन्होंने दूसरों के लिए विद्युत  चुंबकत्व पर और काम छोड़ दिया। आंद्रे-मैरी एम्पीयर ने जल्दी से ओर्स्टेड के प्रयोग को दोहराया, और उन्हें गणितीय रूप से तैयार किया। 1821 में, एस्टोनियाई-जर्मन भौतिक विज्ञानी थॉमस जोहान सीबेक ने जोड़ों के बीच तापमान अंतर होने पर दो भिन्न धातुओं के जंक्शन बिंदुओं के बीच विद्युत क्षमता का प्रदर्शन किया। 1827 में, जर्मन वैज्ञानिक जॉर्ज ओहमो  ने इस प्रसिद्ध पुस्तक डाई गैल्वेनिशे ​​केटे, मैथेमेटिश बियरबीटेट (द गैल्वेनिक सर्किट इन्वेस्टिगेटेड मैथमेटिकली) में अपने ओम के नियम को व्यक्त किया जिसमें उन्होंने बिजली का अपना पूरा सिद्धांत दिया।

1832 में, माइकल फैराडे के प्रयोगों ने उन्हें इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री के अपने दो नियमों को बताने के लिए प्रेरित किया। 1836 में, जॉन फ्रेडरिक डेनियल ने एक प्राथमिक सेल का आविष्कार किया जिसने सकारात्मक इलेक्ट्रोड के पास समाधान में तांबे के आयनों को पेश करके और इस प्रकार हाइड्रोजन गैस उत्पादन को समाप्त करके ध्रुवीकरण (इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री) की समस्या को हल किया। बाद के परिणामों से पता चला कि अन्य इलेक्ट्रोड पर, अमलगम (रसायन विज्ञान)   जस्ता  (यानी, पारा (तत्व) के साथ जस्ता  मिश्र धातु ) एक उच्च वोल्टेज का उत्पादन करेगा। विलियम रॉबर्ट ग्रोव ने 1839 में पहली ईंधन सेल का उत्पादन किया। 1846 में,  विल्हेम एडुआर्ड वेबर  ने  इलेक्ट्रोडायनामोमीटर  विकसित किया। 1868 में, जॉर्जेस लेक्लेन्च ने एक नए सेल का पेटेंट कराया, जो अंततः दुनिया की पहली व्यापक रूप से इस्तेमाल की जाने वाली बैटरी, जिंक-कार्बन बैटरी | जिंक-कार्बन सेल का अग्रदूत बन गया। Svante Arrhenius ने 1884 में Recherches sur la कंडक्टिबिलिटे गैल्वेनिक डेस इलेक्ट्रोलाइट ्स (इलेक्ट्रोलाइट्स की गैल्वेनिक चालकता पर जांच) पर अपनी थीसिस प्रकाशित की। अपने परिणामों से लेखक ने निष्कर्ष निकाला कि इलेक्ट्रोलाइट्स, जब पानी में घुल जाते हैं, तो अलग-अलग डिग्री में विभाजित हो जाते हैं या विद्युत रूप से विपरीत सकारात्मक और नकारात्मक आयनों में अलग हो जाते हैं। 1886 में, पॉल हेरॉल्ट और चार्ल्स मार्टिन हॉल | चार्ल्स एम। हॉल ने पिघला हुआ एल्यूमिना के इलेक्ट्रोलिसिस का उपयोग करके अल्युमीनियम  प्राप्त करने के लिए एक कुशल विधि (हॉल-हेरॉल्ट प्रक्रिया) विकसित की। 1894 में, विल्हेम ओस्टवाल्ड  ने कार्बनिक अम्लों की  चालकता (इलेक्ट्रोलाइटिक)  और इलेक्ट्रोलाइटिक पृथक्करण के महत्वपूर्ण अध्ययनों का निष्कर्ष निकाला। वाल्थर नर्नस्ट ने 1888 में वोल्टाइक सेल के विद्युत प्रभावन बल  के सिद्धांत को विकसित किया। 1889 में, उन्होंने दिखाया कि वोल्टेज का उत्पादन करने वाली रासायनिक प्रतिक्रिया में  थर्मोडायनामिक मुक्त ऊर्जा  परिवर्तन की गणना के लिए उत्पादित वोल्टेज की विशेषताओं का उपयोग कैसे किया जा सकता है। उन्होंने एक समीकरण का निर्माण किया, जिसे  नर्नस्ट समीकरण  के रूप में जाना जाता है, जो एक सेल के वोल्टेज को उसके गुणों से संबंधित करता है। 1898 में, फ़्रिट्ज़ हैबेरो  ने दिखाया कि  कैथोड  पर क्षमता को स्थिर रखने पर निश्चित कमी वाले उत्पाद इलेक्ट्रोलाइटिक प्रक्रियाओं के परिणामस्वरूप हो सकते हैं। 1898 में, उन्होंने कैथोड पर चरणों में  nitrobenzene  की कमी की व्याख्या की और यह अन्य समान कमी प्रक्रियाओं के लिए मॉडल बन गया।

20वीं सदी
1902 में, इलेक्ट्रोकेमिकल सोसायटी  (ECS) की स्थापना की गई थी। 1909 में, रॉबर्ट एंड्रयूज मिलिकान  ने एकल  इलेक्ट्रॉन  द्वारा किए गए विद्युत आवेश को निर्धारित करने के लिए प्रयोगों की एक श्रृंखला (तेल ड्रॉप प्रयोग देखें) शुरू की। 1911 में, मिलिकन के साथ काम कर रहे हार्वे फ्लेचर, मिलिकन द्वारा उपयोग की जाने वाली पानी की बूंदों को तेल की बूंदों के साथ बदलकर, इलेक्ट्रॉन पर आवेश को मापने में सफल रहे, जो जल्दी से वाष्पित हो गए। एक दिन के भीतर फ्लेचर ने कई दशमलव स्थानों के भीतर एक इलेक्ट्रॉन के आवेश को मापा 1923 में, जोहान्स निकोलस ब्रोंस्टेड और मार्टिन लोरी  ने अनिवार्य रूप से एक ही सिद्धांत प्रकाशित किया कि कैसे एसिड और बेस एक इलेक्ट्रोकेमिकल आधार का उपयोग करते हुए व्यवहार करते हैं। 1937 में, Arne Tiselius  ने पहला परिष्कृत इलेक्ट्रोफोरेटिक उपकरण विकसित किया। कुछ साल बाद, उन्हें प्रोटीन  [[ वैद्युतकणसंचलन  ]] में उनके काम के लिए 1948 के नोबेल पुरस्कार से सम्मानित किया गया। एक साल बाद, 1949 में, इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री की अंतर्राष्ट्रीय सोसायटी  (ISE) की स्थापना हुई। 1960-1970 के दशक तक क्वांटम इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री   रेवाज़ डोगोनाडज़े  और उनके छात्रों द्वारा विकसित की गई थी।

ऑक्सीकरण और कमी
रेडोक्स शब्द अपचयन-ऑक्सीकरण के लिए है। यह इलेक्ट्रोकेमिकल प्रक्रियाओं को संदर्भित करता है जिसमें एक  अणु  या  आयन  से या उसके  ऑक्सीकरण अवस्था  को बदलते हुए इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण शामिल होता है। यह प्रतिक्रिया बाहरी  वोल्टेज  के आवेदन के माध्यम से या रासायनिक ऊर्जा की रिहाई के माध्यम से हो सकती है। ऑक्सीकरण और कमी एक विद्युत रासायनिक प्रतिक्रिया में शामिल परमाणुओं, आयनों या अणुओं में होने वाली ऑक्सीकरण अवस्था के परिवर्तन का वर्णन करती है। औपचारिक रूप से, ऑक्सीकरण अवस्था एक काल्पनिक विद्युत  आवेश  है जो एक परमाणु के पास होता यदि विभिन्न तत्वों के परमाणुओं के सभी बंधन 100%  आयोनिक बंध  होते। एक परमाणु या आयन जो एक इलेक्ट्रॉन को दूसरे परमाणु या आयन को देता है, उसकी ऑक्सीकरण अवस्था में वृद्धि होती है, और ऋणात्मक रूप से आवेशित इलेक्ट्रॉन के प्राप्तकर्ता की ऑक्सीकरण अवस्था घट जाती है।

उदाहरण के लिए, जब परमाणु सोडियम परमाणु क्लोरीन  के साथ प्रतिक्रिया करता है, सोडियम एक इलेक्ट्रॉन दान करता है और +1 की ऑक्सीकरण अवस्था प्राप्त करता है। क्लोरीन इलेक्ट्रॉन को स्वीकार करता है और इसकी ऑक्सीकरण अवस्था -1 तक कम हो जाती है। ऑक्सीकरण अवस्था (धनात्मक/ऋणात्मक) का चिन्ह वास्तव में प्रत्येक आयन के इलेक्ट्रॉनिक आवेश के मान से मेल खाता है। अलग-अलग चार्ज किए गए सोडियम और क्लोरीन आयनों का आकर्षण यही कारण है कि वे एक आयनिक बंधन बनाते हैं।

एक परमाणु या अणु से इलेक्ट्रॉनों की हानि को ऑक्सीकरण कहा जाता है, और इलेक्ट्रॉनों का लाभ कमी है। इसे स्मरणीय उपकरणों के उपयोग के माध्यम से आसानी से याद किया जा सकता है। दो सबसे लोकप्रिय हैं OIL RIG (ऑक्सीडेशन इज़ लॉस, रिडक्शन इज़ गेन) और  LEO  शेर कहते हैं  GER  (लूज़ इलेक्ट्रान: ऑक्सीडेशन, गेन इलेक्ट्रान: रिडक्शन)। ऑक्सीकरण और कमी हमेशा एक जोड़ी फैशन में होती है जैसे कि एक प्रजाति ऑक्सीकरण हो जाती है जब दूसरी कम हो जाती है। ऐसे मामलों के लिए जहां वैद्युतीयऋणात्मकता  में बड़े अंतर वाले परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों को साझा (सहसंयोजक बंधन) किया जाता है, इलेक्ट्रॉन को ऑक्सीकरण राज्य का निर्धारण करने में सबसे बड़ी इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले परमाणु को सौंपा जाता है।

परमाणु या अणु जो इलेक्ट्रॉनों को खो देता है उसे कम करने वाले एजेंट, या रिडक्टेंट के रूप में जाना जाता है, और जो पदार्थ इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करता है उसे ऑक्सीकारक या ऑक्सीडेंट कहा जाता है। इस प्रकार, एक प्रतिक्रिया में ऑक्सीकरण एजेंट  हमेशा कम हो रहा है; कम करने वाले एजेंट को हमेशा ऑक्सीकृत किया जा रहा है। ऑक्सीजन एक सामान्य ऑक्सीकरण एजेंट है, लेकिन केवल एक ही नहीं है। नाम के बावजूद, ऑक्सीकरण प्रतिक्रिया में ऑक्सीजन को शामिल करने की आवश्यकता नहीं होती है। वास्तव में,  आग  को ऑक्सीजन के अलावा किसी अन्य ऑक्सीडेंट द्वारा पोषित किया जा सकता है;  एक अधातु तत्त्व  की आग अक्सर बुझती नहीं है, क्योंकि फ्लोरीन ऑक्सीजन की तुलना में और भी मजबूत ऑक्सीडेंट है (इसमें एक कमजोर बंधन और उच्च इलेक्ट्रोनगेटिविटी है, और इस प्रकार इलेक्ट्रॉनों को और भी बेहतर स्वीकार करता है)।

ऑक्सीजन से संबंधित प्रतिक्रियाओं के लिए, ऑक्सीजन का लाभ परमाणु या अणु के ऑक्सीकरण को दर्शाता है जिसमें ऑक्सीजन जोड़ा जाता है (और ऑक्सीजन कम हो जाता है)। कार्बनिक यौगिकों में, जैसे कि ब्यूटेन या इथेनॉल, हाइड्रोजन की हानि का तात्पर्य उस अणु के ऑक्सीकरण से है जिससे यह खो जाता है (और हाइड्रोजन कम हो जाता है)। यह इस प्रकार है क्योंकि हाइड्रोजन अपने इलेक्ट्रॉन को गैर-धातुओं के साथ सहसंयोजक बंधों में दान करता है लेकिन जब यह खो जाता है तो यह इलेक्ट्रॉन को साथ ले जाता है। इसके विपरीत, ऑक्सीजन की हानि या हाइड्रोजन की प्राप्ति का अर्थ है कमी।

रेडॉक्स प्रतिक्रियाओं को संतुलित करना
आयन-इलेक्ट्रॉन विधि का उपयोग करके पानी में विद्युत रासायनिक प्रतिक्रियाओं का बेहतर विश्लेषण किया जाता है, जहां हाइड्रोनियम | एच+, हाइड्रोक्साइड|OH− आयन, पानी (अणु)|H2ऑक्सीकरण और कमी के लिए सेल की अर्ध-प्रतिक्रियाओं में ओ और इलेक्ट्रॉनों (ऑक्सीकरण परिवर्तनों की भरपाई के लिए) जोड़े जाते हैं।

अम्लीय माध्यम
अम्लीय माध्यम में, हाइड्रोनियम|Hप्रत्येक अर्ध-अभिक्रिया को संतुलित करने के लिए + आयन और पानी मिलाया जाता है। उदाहरण के लिए, जब मैंगनीज   सोडियम बिस्मथेट  के साथ प्रतिक्रिया करता है।
 * असंतुलित प्रतिक्रिया: Mn2+(aq) + NaBiO3(s) → साथ3+(aq) + (aq)
 * ऑक्सीकरण: '4 एच2O(l)+ एमएन2+(aq) → (aq) + 8 एच+(aq) + 5 और-
 * कमी: 2 ईundefined + 6 एच+(aq)+ (s) → साथ3+(aq) + 3 एच2O(l)अंत में, स्टोइकोमेट्रिक गुणांक को गुणा करके प्रतिक्रिया को संतुलित किया जाता है, इसलिए दोनों आधे प्रतिक्रियाओं में इलेक्ट्रॉनों की संख्या मेल खाती है
 * 8 एच2O(l) + 2 एमएन2+(aq) → 2 (aq) + 16 एच+(aq) + 10 और-
 * 10 औरundefined + 30 एच+(aq) + 5 (s) → 5 साथ3+(aq) + 15 एच2O(l)

और संतुलित प्रतिक्रिया देने के लिए परिणामी आधी प्रतिक्रियाओं को जोड़ना:
 * 14 एच+(aq) + 2 एमएन2+(aq) + 5 NaBiO3(s) → 7 एच2O(l) + 2 (aq) + 5 द्वि3+(aq) + 5 पहले से ही+(aq)

मूल माध्यम
मूल माध्यम में, हाइड्रॉक्साइड|OH− प्रत्येक अर्ध-अभिक्रिया को संतुलित करने के लिए आयन और पानी (अणु)  मिलाए जाते हैं। उदाहरण के लिए, पोटेशियम और  सोडियम सल्फ़ाइट  के बीच प्रतिक्रिया में:
 * असंतुलित प्रतिक्रिया: KMnO4 + पहले से ही2इसलिए3 + एच2ओ → एमएनओ2 + पहले से ही2इसलिए4 + कोह
 * कमी: 3 ईundefined + 2 एच2+ → एमएनओ2 + 4 ओह-
 * ऑक्सीकरण: '2 OH- + →  + एच2+ 2 और-

यहाँ, 'दर्शक आयन' (K .)+, वह+) को अर्ध-प्रतिक्रियाओं से हटा दिया गया। स्टोइकोमेट्रिक गुणांक को गुणा करके ताकि दोनों आधे प्रतिक्रिया में इलेक्ट्रॉनों की संख्या मेल खाती हो:
 * 6 ईundefined + 4 घंटे2+ 2 → 2 एमएनओ2 + 8 ओहundefined
 * 6 ओह- + 3 → 3  + 3 एच2+6 और-

संतुलित समग्र प्रतिक्रिया प्राप्त होती है:
 * 2 KMnO4 + 3 पहले से ही2इसलिए3 + एच2ओ → 2 एमएनओ2 + 3 पहले से ही2इसलिए4 + 2 कोह

तटस्थ माध्यम
अम्लीय माध्यम में उपयोग की जाने वाली वही प्रक्रिया लागू की जा सकती है, उदाहरण के लिए, प्रोपेन  के  दहन  को संतुलित करने के लिए:
 * असंतुलित प्रतिक्रिया: C3H8 + ओ2 → सीओ2 + एच2हे
 * कमी: '4 एच+ + ओ2 + 4 औरundefined → 2 एच2हे
 * ऑक्सीकरण: '6 एच2ओ + सी3H8 → 3 सीओ2 + 20 औरundefined + 20 एच+

स्टोइकोमेट्रिक गुणांक को गुणा करके ताकि दोनों आधे प्रतिक्रिया में इलेक्ट्रॉनों की संख्या मेल खाती हो:
 * 20 एच+ + 5 ओ2 + 20 औरundefined → 10 एच2हे
 * 6 एच2ओ + सी3H8 → 3 सीओ2 + 20 औरundefined + 20 एच+

संतुलित समीकरण प्राप्त होता है:
 * सी3H8 + 5 ओ2 → 3 सीओ2 + 4 एच2हे

विद्युत रासायनिक कोशिकाएं
एक इलेक्ट्रोकेमिकल सेल एक उपकरण है जो एक सहज प्रक्रिया  रेडॉक्स प्रतिक्रिया द्वारा जारी ऊर्जा से विद्युत प्रवाह उत्पन्न करता है। इस तरह के सेल में गैल्वेनिक सेल या वोल्टाइक सेल शामिल है, जिसका नाम लुइगी गैलवानी और एलेसेंड्रो वोल्टा के नाम पर रखा गया है, दोनों वैज्ञानिक जिन्होंने 18 वीं शताब्दी के अंत में रासायनिक प्रतिक्रियाओं और विद्युत प्रवाह पर प्रयोग किए थे।

विद्युत रासायनिक कोशिकाओं में दो प्रवाहकीय इलेक्ट्रोड ( एनोड और कैथोड) होते हैं। एनोड को इलेक्ट्रोड के रूप में परिभाषित किया जाता है जहां ऑक्सीकरण होता है और कैथोड इलेक्ट्रोड होता है जहां कमी होती है। इलेक्ट्रोड किसी भी पर्याप्त प्रवाहकीय सामग्री, जैसे धातु, अर्धचालक, ग्रेफाइट, और यहां तक ​​कि  प्रवाहकीय बहुलक  से बनाए जा सकते हैं। इन इलेक्ट्रोडों के बीच में इलेक्ट्रोलाइट होता है, जिसमें आयन होते हैं जो स्वतंत्र रूप से चल सकते हैं।

गैल्वेनिक सेल दो अलग-अलग धातु इलेक्ट्रोड का उपयोग करता है, प्रत्येक इलेक्ट्रोलाइट में जहां सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयन इलेक्ट्रोड धातु के ऑक्सीकृत रूप होते हैं। एक इलेक्ट्रोड ऑक्सीकरण (एनोड) से गुजरेगा और दूसरा अपचयन (कैथोड) से गुजरेगा। एनोड की धातु 0 के ऑक्सीकरण अवस्था (ठोस रूप में) से सकारात्मक ऑक्सीकरण अवस्था में जाकर ऑक्सीकरण करेगी और आयन बन जाएगी। कैथोड पर, विलयन में धातु आयन कैथोड से एक या एक से अधिक इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करेगा और आयन की ऑक्सीकरण अवस्था 0. तक कम हो जाती है। यह एक ठोस धातु बनाता है जो कैथोड पर इलेक्ट्रोप्लेटिंग करता है। दो इलेक्ट्रोड विद्युत रूप से एक दूसरे से जुड़े होने चाहिए, जिससे इलेक्ट्रॉनों के प्रवाह की अनुमति मिलती है जो एनोड की धातु को छोड़ देते हैं और कैथोड की सतह पर आयनों से इस कनेक्शन के माध्यम से प्रवाहित होते हैं। इलेक्ट्रॉनों का यह प्रवाह एक विद्युत प्रवाह है जिसका उपयोग कार्य करने के लिए किया जा सकता है, जैसे कि मोटर या बिजली को प्रकाश में बदलना।

एक गैल्वेनिक सेल जिसके इलेक्ट्रोड जिंक और ताँबा  हैं, क्रमशः  जिंक सल्फेट  और  कॉपर सल्फेट  में डूबे हुए हैं,  डेनियल सेल  के रूप में जाना जाता है।

एक डेनियल सेल में आधी प्रतिक्रियाएं इस प्रकार हैं: :जिंक इलेक्ट्रोड (एनोड): Zn(s) → जेडएन2+(aq) + 2 और- कॉपर इलेक्ट्रोड (कैथोड): Cu2+(aq) + 2 और− → साथ(s)

इस उदाहरण में, एनोड जिंक धातु है जो घोल में जिंक आयन बनाने के लिए ऑक्सीकृत (इलेक्ट्रॉनों को खो देता है) और कॉपर आयन कॉपर मेटल इलेक्ट्रोड से इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार करते हैं और आयन कॉपर कैथोड पर एक इलेक्ट्रोडेपोसिट के रूप में जमा होते हैं। यह सेल एक साधारण बैटरी बनाता है क्योंकि यह बाहरी कनेक्शन के माध्यम से एनोड से कैथोड तक स्वचालित रूप से विद्युत प्रवाह का प्रवाह उत्पन्न करेगा। इस प्रतिक्रिया को वोल्टेज लगाने से रिवर्स में संचालित किया जा सकता है, जिसके परिणामस्वरूप एनोड पर जस्ता धातु का जमाव होता है और कैथोड पर कॉपर आयनों का निर्माण होता है।

एक पूर्ण विद्युत परिपथ प्रदान करने के लिए, इलेक्ट्रॉन चालन पथ के अलावा एनोड और कैथोड इलेक्ट्रोलाइट्स के बीच एक आयनिक चालन पथ भी होना चाहिए। सबसे सरल आयनिक चालन पथ एक तरल जंक्शन प्रदान करना है। दो इलेक्ट्रोलाइट्स के बीच मिश्रण से बचने के लिए, तरल जंक्शन एक झरझरा प्लग के माध्यम से प्रदान किया जा सकता है जो इलेक्ट्रोलाइट मिश्रण को कम करते हुए आयन प्रवाह की अनुमति देता है। इलेक्ट्रोलाइट्स के मिश्रण को और कम करने के लिए, एक नमक पुल का उपयोग किया जा सकता है जिसमें एक उल्टे यू-ट्यूब में इलेक्ट्रोलाइट संतृप्त जेल होता है। चूंकि ऋणात्मक आवेशित इलेक्ट्रॉन इस परिपथ के चारों ओर एक दिशा में प्रवाहित होते हैं, धनावेशित धातु आयन इलेक्ट्रोलाइट में विपरीत दिशा में प्रवाहित होते हैं।

एक बिजली की शक्ति नापने का यंत्र  एनोड और कैथोड के बीच विद्युत क्षमता के परिवर्तन को मापने में सक्षम है।

इलेक्ट्रोकेमिकल सेल वोल्टेज को इलेक्ट्रोमोटिव फोर्स या ईएमएफ के रूप में भी जाना जाता है।

इलेक्ट्रोकेमिकल सेल में इलेक्ट्रॉनों के पथ का पता लगाने के लिए एक सेल आरेख का उपयोग किया जा सकता है। उदाहरण के लिए, यहां डेनियल सेल का सेल आरेख है:
 * Zn(s) | Zn2+ (1 एम) || साथ2+ (1 एम) | साथ(s)

सबसे पहले, एनोड (Zn) पर ऑक्सीकृत होने वाली धातु के अपचयित रूप को लिखा जाता है। यह अपने ऑक्सीकृत रूप से एक ऊर्ध्वाधर रेखा द्वारा अलग किया जाता है, जो चरणों (ऑक्सीकरण परिवर्तन) के बीच की सीमा का प्रतिनिधित्व करता है। दोहरी ऊर्ध्वाधर रेखाएं सेल पर खारे पुल का प्रतिनिधित्व करती हैं। अंत में, कैथोड पर अपचित की जाने वाली धातु के ऑक्सीकृत रूप को लिखा जाता है, इसके अपचित रूप से ऊर्ध्वाधर रेखा द्वारा अलग किया जाता है। इलेक्ट्रोलाइट सांद्रता दी जाती है क्योंकि यह सटीक सेल क्षमता का निर्धारण करने में एक महत्वपूर्ण चर है।

मानक इलेक्ट्रोड क्षमता
सेल क्षमता की भविष्यवाणी की अनुमति देने के लिए, मानक इलेक्ट्रोड क्षमता  की सारणी उपलब्ध हैं। इस तरह के सारणियों को  मानक हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड  (एसएचई) के लिए संदर्भित किया जाता है। मानक हाइड्रोजन इलेक्ट्रोड प्रतिक्रिया से गुजरता है
 * 2 एच+(aq) + 2 औरundefined → एच2

जिसे कमी के रूप में दिखाया गया है, लेकिन वास्तव में, SHE अन्य इलेक्ट्रोड/इलेक्ट्रोलाइट संयोजन के सापेक्ष ऑक्सीकरण/कमी क्षमता के आधार पर या तो एनोड या कैथोड के रूप में कार्य कर सकता है। एसएचई में शब्द मानक के लिए 1 एटीएम के दबाव पर इलेक्ट्रोलाइट के माध्यम से बुदबुदाती हाइड्रोजन गैस की आपूर्ति और एच के साथ एक अम्लीय इलेक्ट्रोलाइट की आवश्यकता होती है।+ 1 के बराबर गतिविधि (आमतौर पर [H . माना जाता है)+] = 1 मोल/लीटर, यानी पीएच  = 0)।

सेल बनाने के लिए SHE इलेक्ट्रोड को सॉल्ट ब्रिज और बाहरी सर्किट द्वारा किसी अन्य इलेक्ट्रोड से जोड़ा जा सकता है। यदि दूसरा इलेक्ट्रोड भी मानक स्थितियों में है, तो मापी गई सेल क्षमता को इलेक्ट्रोड के लिए मानक इलेक्ट्रोड क्षमता कहा जाता है। परिभाषा के अनुसार, एसएचई के लिए मानक इलेक्ट्रोड क्षमता शून्य है। मानक इलेक्ट्रोड क्षमता की ध्रुवीयता SHE की तुलना में इलेक्ट्रोड की सापेक्ष कमी क्षमता के बारे में जानकारी प्रदान करती है। यदि इलेक्ट्रोड में SHE के संबंध में एक सकारात्मक क्षमता है, तो इसका मतलब है कि यह एक दृढ़ता से कम करने वाला इलेक्ट्रोड है जो SHE को एनोड होने के लिए मजबूर करता है (एक उदाहरण जलीय CuSO में Cu है)4 0.337 वी की मानक इलेक्ट्रोड क्षमता के साथ)। इसके विपरीत, यदि मापी गई क्षमता ऋणात्मक है, तो इलेक्ट्रोड SHE (जैसे ZnSO में Zn) की तुलना में अधिक ऑक्सीकरण कर रहा है4 जहां मानक इलेक्ट्रोड क्षमता −0.76 V) है। मानक इलेक्ट्रोड क्षमता को आमतौर पर कमी क्षमता के रूप में सारणीबद्ध किया जाता है। हालांकि, प्रतिक्रियाएं प्रतिवर्ती हैं और सेल में एक विशेष इलेक्ट्रोड की भूमिका दोनों इलेक्ट्रोड के सापेक्ष ऑक्सीकरण / कमी क्षमता पर निर्भर करती है। किसी विशेष इलेक्ट्रोड का ऑक्सीकरण विभव अपचयन विभव का केवल ऋणात्मक होता है। एक मानक सेल विभव दोनों इलेक्ट्रोडों (कभी-कभी हाफ सेल विभव कहा जाता है) के लिए मानक इलेक्ट्रोड विभव को देखकर निर्धारित किया जा सकता है। जो छोटा है वह एनोड होगा और ऑक्सीकरण से गुजरेगा। सेल क्षमता की गणना कैथोड के लिए कमी क्षमता और एनोड के ऑक्सीकरण क्षमता के योग के रूप में की जाती है।


 * ई°cell = ई°red (कैथोड) - ई°red (एनोड) = ई°red (कैथोड) + ई°oxi (एनोड)

उदाहरण के लिए, कॉपर इलेक्ट्रोड के लिए मानक इलेक्ट्रोड क्षमता है:

सेल आरेख
 * पीटी(s) | एच2 (1 एटीएम) | एच+ (1 एम) || साथ2+ (1 एम) | साथ(s)
 * ई°cell = ई°red (कैथोड) - ई°red (एनोड)

मानक तापमान, दबाव और एकाग्रता की स्थिति में, सेल का इलेक्ट्रोमोटिव बल (एक मल्टीमीटर  द्वारा मापा जाता है) 0.34 V होता है। परिभाषा के अनुसार, SHE के लिए इलेक्ट्रोड क्षमता शून्य है। इस प्रकार, Cu कैथोड है और SHE एनोड देने वाला है
 * इcell = ई°(Cu2+/Cu) – E°(H .)+/H2)

या,
 * ई°(साथ2+/Cu) = 0.34 V

संतुलित सेल समीकरण के स्टोइकोमेट्रिक गुणांक  में परिवर्तन से E°. नहीं बदलेगाred मान क्योंकि मानक इलेक्ट्रोड क्षमता एक गहन और व्यापक गुण  है।

रेडॉक्स प्रतिक्रिया की सहजता
विद्युत रासायनिक सेल के संचालन के दौरान,  रासायनिक ऊर्जा  विद्युत ऊर्जा में परिवर्तित हो जाती है। इसे गणितीय रूप से सेल के ईएमएफ ई के उत्पाद के रूप में व्यक्त किया जा सकता हैcell वोल्ट (V) और विद्युत आवेश Q. में मापा जाता हैele,trans बाहरी सर्किट के माध्यम से स्थानांतरित।
 * विद्युत ऊर्जा = ईcellQele,trans

क्यूele,trans सेल वर्तमान समय के साथ एकीकृत है और कूलम्ब (सी) में मापा जाता है; यह कुल संख्या n. को गुणा करके भी निर्धारित किया जा सकता हैe फैराडे स्थिरांक (F) से स्थानांतरित इलेक्ट्रॉनों की संख्या (मोल्स में मापा जाता है)।

शून्य धारा पर सेल का ईएमएफ अधिकतम संभव ईएमएफ है। इसका उपयोग अधिकतम संभव विद्युत ऊर्जा की गणना करने के लिए किया जा सकता है जिसे रासायनिक प्रतिक्रिया  से प्राप्त किया जा सकता है। इस ऊर्जा को विद्युत कार्य कहा जाता है और इसे निम्नलिखित समीकरण द्वारा व्यक्त किया जाता है:
 * $$W_\mathrm{max} = W_\mathrm{electrical} = -n_eFE_\mathrm{cell} $$,

जहां कार्य को सकारात्मक के रूप में परिभाषित किया जाता है जब यह सिस्टम की ऊर्जा को बढ़ाता है।

चूंकि थर्मोडायनामिक मुक्त ऊर्जा एक प्रणाली से निकाले जा सकने वाले कार्य की अधिकतम मात्रा है, इसलिए कोई भी लिख सकता है:
 * $$\Delta G = -n_eFE_\mathrm{cell} $$

एक धनात्मक सेल विभव गिब्स मुक्त ऊर्जा में ऋणात्मक परिवर्तन देता है। यह बाहरी सर्किट के माध्यम से कैथोड से एनोड तक विद्युत प्रवाह  के सेल उत्पादन के अनुरूप है। यदि बाह्य विभव लगाकर धारा को विपरीत दिशा में चलाया जाता है, तो सेल पर विद्युत अपघटन करने का कार्य किया जाता है।

एक सहज प्रक्रिया विद्युत रासायनिक प्रतिक्रिया (शून्य से कम गिब्स मुक्त ऊर्जा में परिवर्तन) का उपयोग विद्युत रासायनिक कोशिकाओं में विद्युत प्रवाह उत्पन्न करने के लिए किया जा सकता है। यह सभी बैटरी और ईंधन कोशिकाओं का आधार है। उदाहरण के लिए, गैसीय ऑक्सीजन (O .)2) तथा हाइड्रोजन (एच2) पानी और ऊर्जा बनाने के लिए एक ईंधन सेल में जोड़ा जा सकता है, आमतौर पर गर्मी और विद्युत ऊर्जा का संयोजन।

इसके विपरीत, गैर-सहज विद्युत रासायनिक प्रतिक्रियाओं को पर्याप्त वोल्टेज पर करंट के अनुप्रयोग द्वारा आगे बढ़ाया जा सकता है। पानी का गैसीय ऑक्सीजन और हाइड्रोजन में इलेक्ट्रोलिसिस एक विशिष्ट उदाहरण है।

एक इलेक्ट्रोकेमिकल सेल के लिए संतुलन स्थिरांक, K और गिब्स मुक्त ऊर्जा के बीच संबंध निम्नानुसार व्यक्त किया गया है:
 * $$\Delta G^\circ = -RT \ln K = -nFE^{\circ}_\mathrm{cell} $$.

मानक क्षमता और संतुलन स्थिर उपज के बीच संबंध व्यक्त करने के लिए पुनर्व्यवस्थित
 * $$E^{\circ}_{cell} = \frac{RT}{nF}\ln K$$.

T = 298 K पर, ब्रिग्सियन लघुगणक  का उपयोग करके पिछले समीकरण को निम्नानुसार फिर से लिखा जा सकता है:
 * $$E^{\circ}_{cell} = \frac{0.05916\,\mathrm{V}}{n} \log K$$

नर्नस्ट समीकरण
एक इलेक्ट्रोकेमिकल सेल की मानक क्षमता के लिए सभी अभिकारकों के लिए मानक स्थितियों (ΔG°) की आवश्यकता होती है। जब प्रतिक्रियाशील सांद्रता मानक स्थितियों से भिन्न होती है, तो सेल क्षमता मानक क्षमता से विचलित हो जाएगी। 20 वीं शताब्दी में जर्मन रसायनज्ञ वाल्थर नर्नस्ट ने विद्युत रासायनिक सेल क्षमता पर अभिकारक एकाग्रता के प्रभाव को निर्धारित करने के लिए एक गणितीय मॉडल का प्रस्ताव रखा।

19वीं सदी के अंत में, योशिय्याह विलार्ड गिब्स  ने यह अनुमान लगाने के लिए एक सिद्धांत तैयार किया था कि मुक्त ऊर्जा के आधार पर एक रासायनिक प्रतिक्रिया स्वतःस्फूर्त होती है या नहीं
 * $$\Delta G = \Delta G^\circ + RT \ln Q $$

यहाँ ΔG गिब्स मुक्त ऊर्जा  में परिवर्तन है, ΔG° सेल विभव है जब Q 1 के बराबर है, T निरपेक्ष  तापमान  (केल्विन) है, R  गैस स्थिरांक  है और Q  प्रतिक्रिया भागफल  है, जिसकी गणना सांद्रता को विभाजित करके की जा सकती है अभिकारकों के उत्पाद, जिनमें से प्रत्येक को अपने स्टोइकोमेट्रिक गुणांक की शक्ति तक बढ़ाया जाता है, केवल उन उत्पादों और अभिकारकों का उपयोग करके जो जलीय या गैसीय होते हैं।

गिब्स का प्रमुख योगदान सहजता पर प्रतिक्रियाशील एकाग्रता के प्रभाव की समझ को औपचारिक रूप देना था।

गिब्स के काम के आधार पर, नर्नस्ट ने चार्ज प्रजातियों पर विद्युत क्षमता से योगदान को शामिल करने के लिए सिद्धांत का विस्तार किया। जैसा कि पिछले अनुभाग में दिखाया गया है, इलेक्ट्रोकेमिकल सेल के लिए गिब्स मुक्त ऊर्जा में परिवर्तन सेल क्षमता से संबंधित हो सकता है। इस प्रकार गिब्स का सिद्धांत बन जाता है
 * $$n_eF\Delta E = n_e F\Delta E^\circ - RT \ln Q$$

यहाँ नहींeइलेक्ट्रॉनों की संख्या है (मोल (इकाई) में), F फैराडे स्थिरांक  है ( कूलम्ब /मोल (इकाई) में), और ΔE  इलेक्ट्रोड क्षमता  (वोल्ट में) है।

अंत में, नर्नस्ट को एक नए समीकरण पर पहुंचने के लिए स्थानांतरित किए गए शुल्क की राशि से विभाजित किया गया, जो अब उसका नाम रखता है:
 * $$\Delta E = \Delta E^\circ - \frac{RT}{nF} \ln Q $$

मानक स्थितियों (T = 298 K या 25 °C) और यूनिवर्सल गैस स्थिरांक = 8.3145 J/(K·mol) को मानते हुए, उपरोक्त समीकरण को सामान्य लघुगणक पर व्यक्त किया जा सकता है।आधार-10 लघुगणक जैसा कि नीचे दिखाया गया है:
 * $$\Delta E = \Delta E^\circ- \frac{0.05916 \,\mathrm{V}}{n} \log Q $$

ध्यान दें कि$RT⁄F$ थर्मल वोल्टेज V. के रूप में भी जाना जाता हैT और यह प्लाज्मा और अर्धचालक के अध्ययन में भी पाया जाता है। उपरोक्त समीकरण में मान 0.05916 वी मानक तापमान पर केवल थर्मल वोल्टेज है जिसे 10 के प्राकृतिक लघुगणक से गुणा किया जाता है।

एकाग्रता कोशिकाएं
एक एकाग्रता सेल एक इलेक्ट्रोकेमिकल सेल होता है जहां दो इलेक्ट्रोड एक ही सामग्री होते हैं, दो अर्ध-कोशिकाओं पर इलेक्ट्रोलाइट्स में समान आयन होते हैं, लेकिन इलेक्ट्रोलाइट एकाग्रता दो अर्ध-कोशिकाओं के बीच भिन्न होती है।

एक उदाहरण एक इलेक्ट्रोकेमिकल सेल है, जहां दो कॉपर इलेक्ट्रोड दो कॉपर (II) सल्फेट समाधानों में डूबे हुए हैं, जिनकी सांद्रता 0.05 मोलर सांद्रता और 2.0 मोलर सांद्रता है, जो एक नमक पुल के माध्यम से जुड़ा हुआ है। इस प्रकार की सेल एक क्षमता उत्पन्न करेगी जिसका अनुमान नर्नस्ट समीकरण द्वारा लगाया जा सकता है। दोनों एक ही रसायन शास्त्र से गुजर सकते हैं (हालांकि प्रतिक्रिया एनोड पर विपरीत रूप से आगे बढ़ती है)
 * Cu2+(aq) + 2 और− → साथ(s)

ले चेटेलियर का सिद्धांत इंगित करता है कि Cu. की सांद्रता के रूप में प्रतिक्रिया कमी के लिए अधिक अनुकूल है2+ आयन बढ़ते हैं। सेल के डिब्बे में कमी होगी जहां एकाग्रता अधिक है और अधिक तनु पक्ष पर ऑक्सीकरण होगा।

निम्नलिखित सेल आरेख ऊपर वर्णित एकाग्रता सेल का वर्णन करता है:
 * Cu(s) | साथ2+ (0.05 मिलियन) || साथ2+ (2.0 मिलियन) | साथ(s)

जहां ऑक्सीकरण और कमी के लिए अर्ध सेल प्रतिक्रियाएं हैं: ऑक्सीकरण: Cu(s) → साथ2+ (0.05 एम) + 2 ई-
 * कमी: साथ2+ (2.0 एम) + 2 ई− → साथ(s)
 * समग्र प्रतिक्रिया: Cu2+ (2.0 M) → Cu2+ (0.05 मिलियन)

सेल के ईएमएफ की गणना नर्नस्ट समीकरण के माध्यम से की जाती है:
 * $$E = E^\circ - \frac{0.05916 \,\mathrm{V}}{2} \log \frac{[\mathrm{Cu^{2+}}]_\mathrm{diluted}}{[\mathrm{Cu^{2+}}]_\mathrm{concentrated}} $$

इस प्रकार की सेल में E° का मान शून्य होता है, क्योंकि इलेक्ट्रोड और आयन दोनों अर्ध-कोशिकाओं में समान होते हैं।

उल्लिखित मामले से मूल्यों को बदलने के बाद, सेल की क्षमता की गणना करना संभव है:
 * $$E = 0 - \frac{0.05916 \,\mathrm{V}}{2} \log \frac{0.05}{2.0} = 0.0474\,\mathrm{V} $$

या द्वारा:
 * $$E = 0 - \frac{0.0257 \,\mathrm{V}}{2} \ln \frac{0.05}{2.0}= 0.0474\,\mathrm{V} $$

हालाँकि, यह मान केवल अनुमानित है, क्योंकि प्रतिक्रिया भागफल को आयन गतिविधियों के संदर्भ में परिभाषित किया गया है, जिसे यहाँ परिकलित सांद्रता के साथ अनुमानित किया जा सकता है।

नर्नस्ट समीकरण कोशिकाओं और ऑर्गेनेल में विद्युत प्रभावों को समझने में महत्वपूर्ण भूमिका निभाता है। इस तरह के प्रभावों में तंत्रिका synapses  और  हृदय चक्र  के साथ-साथ एक दैहिक कोशिका की आराम क्षमता शामिल है।

बैटरी
कई प्रकार की बैटरी का व्यावसायीकरण किया गया है और इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री के एक महत्वपूर्ण व्यावहारिक अनुप्रयोग का प्रतिनिधित्व करते हैं। शुरुआती गीला सेल  ने पहले  विद्युत तार  और  टेलीफ़ोन  सिस्टम को संचालित किया, और इलेक्ट्रोप्लेटिंग के लिए करंट का स्रोत थे। जिंक-मैंगनीज डाइऑक्साइड ड्राई सेल पहला पोर्टेबल, गैर-स्पिल करने योग्य बैटरी प्रकार था जिसने  टॉर्च  और अन्य पोर्टेबल उपकरणों को व्यावहारिक बना दिया। जिंक और मर्क्यूरिक ऑक्साइड का उपयोग करने वाली  पारा बैटरी  ने प्रारंभिक इलेक्ट्रॉनिक उपकरणों के लिए मूल  शुष्क सेल  की तुलना में उच्च स्तर की शक्ति और क्षमता प्रदान की, लेकिन छोड़े गए कोशिकाओं से पारा प्रदूषण के खतरे के कारण सामान्य उपयोग से बाहर कर दिया गया है।

लेड-एसिड बैटरी पहली व्यावहारिक माध्यमिक (रिचार्जेबल) बैटरी थी जिसकी क्षमता बाहरी स्रोत से फिर से भर सकती थी। विद्युत रासायनिक प्रतिक्रिया जो वर्तमान उत्पन्न करती थी (एक उपयोगी डिग्री तक) प्रतिवर्ती थी, जिससे विद्युत ऊर्जा और रासायनिक ऊर्जा को आवश्यकतानुसार आपस में बदला जा सकता था। आम लेड एसिड बैटरियों में सल्फ्यूरिक एसिड और पानी के साथ-साथ लेड प्लेट्स का मिश्रण होता है। आज इस्तेमाल किया जाने वाला सबसे आम मिश्रण 30% एसिड है। हालाँकि, एक समस्या यह है कि यदि बिना आवेशित अम्ल को छोड़ दिया जाए तो बैटरी की लेड प्लेटों के भीतर क्रिस्टलीकृत हो जाएगा जिससे यह बेकार हो जाएगा। ये बैटरियां दैनिक उपयोग के साथ औसतन 3 साल तक चलती हैं लेकिन लेड एसिड बैटरी 7-10 वर्षों के बाद भी काम करने के लिए अनसुनी नहीं है। ऑटोमोबाइल में लेड-एसिड कोशिकाओं का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है।

पिछले सभी प्रकारों में पानी आधारित इलेक्ट्रोलाइट्स होते हैं, जो प्रति सेल अधिकतम वोल्टेज को सीमित करता है। पानी का जमना कम तापमान के प्रदर्शन को सीमित करता है। लिथियम बैटरी, जो इलेक्ट्रोलाइट में पानी का उपयोग नहीं करती (और नहीं कर सकती), अन्य प्रकारों की तुलना में बेहतर प्रदर्शन प्रदान करती है; एक रिचार्जेबल  लिथियम आयन बैटरी  कई मोबाइल उपकरणों का एक अनिवार्य हिस्सा है।

प्रवाह बैटरी, एक प्रयोगात्मक प्रकार, अत्यधिक बड़ी ऊर्जा क्षमता का विकल्प प्रदान करती है क्योंकि इसके अभिकारकों को बाहरी जलाशयों से फिर से भरा जा सकता है। ईंधन सेल किसी भी दहन प्रक्रिया की तुलना में बहुत अधिक दक्षता के साथ हाइड्रोकार्बन गैसों या हाइड्रोजन और दहन में बंधी रासायनिक ऊर्जा को सीधे विद्युत ऊर्जा में बदल सकता है; इस तरह के उपकरणों ने कई अंतरिक्ष यान को संचालित किया है और सार्वजनिक बिजली प्रणाली के लिए ग्रिड ऊर्जा भंडारण  के लिए लागू किया जा रहा है।

जंग
जंग एक विद्युत रासायनिक प्रक्रिया है, जो लोहे या तांबे और उनके संबंधित मिश्र धातुओं,  इस्पात  और  पीतल  जैसी धातुओं पर खुद को जंग या कलंकित के रूप में प्रकट करती है।

लोहे का क्षरण
लोहे में जंग लगने के लिए धातु को ऑक्सीजन और पानी  के संपर्क में होना चाहिए। इस प्रक्रिया के लिए रासायनिक प्रतिक्रियाएं अपेक्षाकृत जटिल हैं और उनमें से सभी पूरी तरह से समझ में नहीं आती हैं। ऐसा माना जाता है कि इसके कारण निम्नलिखित हैं: इलेक्ट्रॉन स्थानांतरण (कमी-ऑक्सीकरण)
 * धातु की सतह पर एक क्षेत्र एनोड के रूप में कार्य करता है, जहां पर ऑक्सीकरण (संक्षारण) होता है। एनोड पर, धातु इलेक्ट्रॉनों को छोड़ देती है।
 * Fe(s) → फे2+(aq) + 2 और-
 * इलेक्ट्रॉनों को लोहे से स्थानांतरित किया जाता है, वातावरण में ऑक्सीजन को कैथोड पर पानी (अणु) में कम करता है, जिसे धातु के दूसरे क्षेत्र में रखा जाता है।
 * ओ2(g) + 4 एच+(aq) + 4 औरundefined → 2 एच2O(l)
 * प्रक्रिया के लिए वैश्विक प्रतिक्रिया:
 * 2 फे(s) + ओ2(g) + 4 एच+(aq) → 2 फे2+(aq) + 2 एच2O(l)

लोहे में जंग लगने के लिए मानक ईएमएफ:
 * E° = E° (कैथोड) - E° (एनोड)
 * ई° = 1.23वी - (−0.44 वी) = 1.67 वी

लोहे का क्षरण अम्ल माध्यम में होता है; हाइड्रोनियम | एच+ आयन वायुमंडल और पानी में कार्बन डाइआक्साइड  के बीच प्रतिक्रिया से आते हैं, जिससे  कार्बोनिक एसिड  बनता है। फ़े2+ आयन इस समीकरण का अनुसरण करते हुए और अधिक ऑक्सीकरण करते हैं:
 * 4 फे2+(aq) + ओ2(g) + (4+2$x$) एच2O(l) → 2 फे2O3·$x$H2ओ + 8 एच+(aq)

आयरन (III) ऑक्साइड  हाइड्रेट  को जंग के रूप में जाना जाता है। आयरन ऑक्साइड से जुड़े पानी की सांद्रता भिन्न होती है, इस प्रकार रासायनिक सूत्र Fe. द्वारा दर्शाया जाता है2O3·$x$H2ओ

इलेक्ट्रॉनों के पारित होने और आयनों के होने पर एक विद्युत परिपथ  बनता है; इस प्रकार यदि एक इलेक्ट्रोलाइट मौजूद है तो यह  ऑक्सीकरण  की सुविधा प्रदान करेगा, यह समझाते हुए कि  नमकीन  पानी में जंग क्यों तेज है।

सामान्य धातुओं का क्षरण
तांबे और चांदी जैसे सिक्का धातु एं धीरे-धीरे उपयोग के माध्यम से खराब हो जाती हैं। हवा में पानी और कार्बन डाइऑक्साइड के संपर्क में आने पर तांबे की सतह पर हरे-नीले बेसिक कॉपर कार्बोनेट  का एक पेटिना बनता है। चांदी के सिक्के या  कटलरी  जो उच्च सल्फर खाद्य पदार्थों जैसे अंडे (भोजन) या हवा में सल्फर प्रजातियों के निम्न स्तर के संपर्क में आते हैं, काले चांदी के सल्फाइड की एक परत विकसित करते हैं।

सोने और प्लैटिनम  को सामान्य परिस्थितियों में ऑक्सीकरण करना बेहद मुश्किल होता है, और  शाही पानी  जैसे शक्तिशाली रासायनिक ऑक्सीकरण एजेंट के संपर्क में आने की आवश्यकता होती है।

कुछ सामान्य धातुएं हवा में बहुत तेजी से ऑक्सीकरण करती हैं। हवा में ऑक्सीजन के संपर्क में आने पर टाइटेनियम  और एल्युमीनियम तुरंत ऑक्सीकृत हो जाते हैं। ये धातुएं सतह पर ऑक्सीकृत धातु की एक अत्यंत पतली परत बनाती हैं, जो अंतर्निहित धातु से बंध जाती हैं। यह पतली ऑक्साइड परत धातु के अंतर्निहित थोक को हवा से बचाती है और पूरी धातु को ऑक्सीकरण से रोकती है। इन धातुओं का उपयोग उन अनुप्रयोगों में किया जाता है जहां संक्षारण प्रतिरोध महत्वपूर्ण होता है। इसके विपरीत, लोहे में एक ऑक्साइड होता है जो हवा और पानी में बनता है, जिसे जंग कहा जाता है, जो लोहे से बंधता नहीं है और इसलिए लोहे के आगे ऑक्सीकरण को नहीं रोकता है। इस प्रकार हवा और पानी के संपर्क में बचा हुआ लोहा तब तक जंग खाएगा जब तक कि सारा लोहा ऑक्सीकृत न हो जाए।

जंग की रोकथाम
धातु को एनोडिक बनने से बचाने के प्रयास दो सामान्य प्रकार के होते हैं। एनोडिक क्षेत्र धातु की संरचनात्मक अखंडता को भंग और नष्ट कर देते हैं।

हालांकि एनोड/कैथोड के गठन को रोकना लगभग असंभव है, अगर एक इन्सुलेटर (विद्युत)  | गैर-संचालन सामग्री धातु को कवर करती है, तो इलेक्ट्रोलाइट के साथ संपर्क संभव नहीं है और जंग नहीं होगा।

कोटिंग
धातुओं को रंग  या अन्य कम प्रवाहकीय धातुओं ( निष्क्रियता (रसायन विज्ञान) ) के साथ लेपित किया जा सकता है। यह धातु की सतह को इलेक्ट्रोलाइट्स के संपर्क में आने से रोकता है। धातु सब्सट्रेट को उजागर करने वाले खरोंच के परिणामस्वरूप जंग लग जाएगा। खरोंच से सटे कोटिंग के नीचे का क्षेत्र प्रतिक्रिया के एनोड के रूप में कार्य करता है।

एनोडाइजिंग देखें

बलि एनोड
एक संरचनात्मक धातु की रक्षा के लिए आमतौर पर इस्तेमाल की जाने वाली एक विधि एक धातु को संलग्न करना है जो धातु की तुलना में अधिक एनोडिक है जिसे संरक्षित किया जाना है। यह संरचनात्मक धातु को कैथोडिक  होने के लिए मजबूर करता है, इस प्रकार जंग से बचा जाता है। इसे बलिदान कहा जाता है क्योंकि एनोड घुल जाता है और इसे समय-समय पर बदलना पड़ता है।

जहाज के पतवार कैथोड को प्रस्तुत करने के लिए स्टील समुंद्री जहाज  हल (वाटरक्राफ्ट) पर विभिन्न स्थानों पर जिंक बार जुड़े होते हैं। जिंक बार को समय-समय पर बदला जाता है। अन्य धातुएँ, जैसे कि  मैग्नीशियम, बहुत अच्छी तरह से काम करती हैं लेकिन जस्ता सबसे कम खर्चीला उपयोगी धातु है।

पाइपलाइनों की सुरक्षा के लिए, दफन या उजागर मैग्नीशियम (या जस्ता) का एक पिंड पाइप (सामग्री)  के बगल में दफन किया जाता है और जमीन के ऊपर पाइप से  तार  होता है। पाइपलाइन को कैथोड होने के लिए मजबूर किया जाता है और इसे ऑक्सीकरण और जंग लगने से बचाया जाता है। मैग्नीशियम एनोड का त्याग किया जाता है। समय-समय पर नए सिल्लियां घुली हुई सिल्लियों को बदलने के लिए दफन कर दी जाती हैं।

इलेक्ट्रोलिसिस
एक पारंपरिक बैटरी की स्वतःस्फूर्त रेडॉक्स प्रतिक्रियाएं इलेक्ट्रोलाइट में कैथोड और एनोड की विभिन्न कमी क्षमता के माध्यम से बिजली का उत्पादन करती हैं। हालांकि, इलेक्ट्रोलिसिस को रासायनिक प्रतिक्रिया को प्रेरित करने के लिए विद्युत ऊर्जा के बाहरी स्रोत की आवश्यकता होती है, और यह प्रक्रिया इलेक्ट्रोलाइटिक सेल नामक एक डिब्बे में होती है।

पिघले हुए सोडियम क्लोराइड का इलेक्ट्रोलिसिस
पिघला हुआ होने पर, सोडियम क्लोराइड नमक को धातु सोडियम और गैसीय क्लोरीन उत्पन्न करने के लिए इलेक्ट्रोलाइज किया जा सकता है। औद्योगिक रूप से यह प्रक्रिया डाउन सेल नामक एक विशेष सेल में होती है। सेल एक विद्युत बिजली की आपूर्ति से जुड़ा है, जिससे इलेक्ट्रॉनों को बिजली की आपूर्ति से इलेक्ट्रोलाइटिक सेल में स्थानांतरित करने की अनुमति मिलती है। डाउन सेल में होने वाली प्रतिक्रियाएं निम्नलिखित हैं: :एनोड (ऑक्सीकरण): 2 Cl- → क्लू2(g) + 2 और-
 * कैथोड (कमी): 2 Na+(l) + 2 और− → 2 पहले से ही(l)
 * समग्र प्रतिक्रिया: 2 Na+ + 2 क्ल-(l) → 2 पहले से ही(l) + क्ल2(g)

यह प्रक्रिया बड़ी मात्रा में धात्विक सोडियम और गैसीय क्लोरीन उत्पन्न कर सकती है, और इसका व्यापक रूप से खनिज ड्रेसिंग  और धातु विज्ञान  उद्योग (अर्थशास्त्र)  में उपयोग किया जाता है।

इस प्रक्रिया के लिए इलेक्ट्रोमोटिव बल लगभग -4 वाल्ट  है जो एक (बहुत) गैर-सहज प्रक्रिया को दर्शाता है। इस प्रतिक्रिया के होने के लिए बिजली की आपूर्ति को कम से कम 4 वी का संभावित अंतर प्रदान करना चाहिए। हालांकि, इस प्रतिक्रिया को उच्च दर पर होने के लिए बड़े वोल्टेज का उपयोग किया जाना चाहिए।

पानी का इलेक्ट्रोलिसिस
पानी को उसके घटक तात्विक गैसों में परिवर्तित किया जा सकता है, H2 और ओ2, एक बाहरी वोल्टेज के आवेदन के माध्यम से। पानी हाइड्रोजन और ऑक्सीजन स्वतःस्फूर्त प्रक्रिया में विघटित नहीं होता है क्योंकि मानक परिस्थितियों में प्रक्रिया के लिए गिब्स मुक्त ऊर्जा परिवर्तन बहुत सकारात्मक है, लगभग 474.4 kJ। इलेक्ट्रोलाइटिक सेल में पानी का हाइड्रोजन और ऑक्सीजन में अपघटन किया जा सकता है। इसमें आमतौर पर पानी में डूबे प्लैटिनम से बने अक्रिय इलेक्ट्रोड की एक जोड़ी इलेक्ट्रोलाइटिक प्रक्रिया में एनोड और कैथोड के रूप में कार्य करती है। इलेक्ट्रोलिसिस इलेक्ट्रोड के बीच एक बाहरी वोल्टेज के आवेदन के साथ शुरू होता है। सोडियम क्लोराइड या सल्फ्यूरिक एसिड  (सबसे अधिक इस्तेमाल किया जाने वाला 0.1 मोलर सांद्रता) जैसे इलेक्ट्रोलाइट के बिना अत्यधिक उच्च वोल्टेज को छोड़कर यह प्रक्रिया नहीं होगी।

दोनों इलेक्ट्रोड के पास गैसों के बुलबुले दिखाई देंगे। निम्नलिखित आधी प्रतिक्रियाएं ऊपर वर्णित प्रक्रिया का वर्णन करती हैं:
 * एनोड (ऑक्सीकरण): 2 एच2O(l) → The2(g) + 4 एच+(aq) + 4 और-
 * कैथोड (कमी): 2 एच2O(g) + 2 औरundefined → एच2(g) + 2 ओह-(aq)
 * समग्र प्रतिक्रिया: 2 एच2O(l) → 2 एच2(g) + ओ2(g)

हालांकि तंत्र में मजबूत एसिड का उपयोग किया जा सकता है, प्रतिक्रिया एसिड का शुद्ध उपभोग नहीं करेगी। हालांकि यह प्रतिक्रिया किसी भी प्रवाहकीय इलेक्ट्रोड पर पर्याप्त रूप से बड़ी क्षमता पर काम करेगी, प्लैटिनम हाइड्रोजन और ऑक्सीजन गठन दोनों को उत्प्रेरित करता है, जिससे अपेक्षाकृत कम वोल्टेज (~ 2 वी पीएच के आधार पर) की अनुमति मिलती है।

जलीय विलयनों का इलेक्ट्रोलिसिस
जलीय घोल में इलेक्ट्रोलिसिस एक समान प्रक्रिया है जैसा कि पानी के इलेक्ट्रोलिसिस में बताया गया है। हालांकि, इसे एक जटिल प्रक्रिया माना जाता है क्योंकि समाधान में सामग्री का विश्लेषण रासायनिक प्रतिक्रिया में किया जाता है, चाहे वह कम हो या ऑक्सीकृत हो।

सोडियम क्लोराइड के घोल का इलेक्ट्रोलिसिस
सोडियम क्लोराइड के विलयन में पानी की उपस्थिति की जांच दोनों इलेक्ट्रोडों में इसकी कमी और ऑक्सीकरण के संबंध में की जानी चाहिए। आमतौर पर, पानी का इलेक्ट्रोलिसिस किया जाता है जैसा कि एनोड में गैसीय ऑक्सीजन और कैथोड में गैसीय हाइड्रोजन देने वाले पानी के इलेक्ट्रोलिसिस में होता है। दूसरी ओर, पानी में सोडियम क्लोराइड Na. में वियोजन (रसायन विज्ञान)+ और क्लू- आयन। धनायन, जो धनात्मक आयन है, कैथोड (-) की ओर आकर्षित होगा, इस प्रकार सोडियम आयन कम हो जाएगा। क्लोराइड  आयन तब एनोड (+) की ओर आकर्षित होगा, जहाँ इसे क्लोरीन में ऑक्सीकृत किया जाता है। उल्लिखित प्रक्रिया में निम्नलिखित आधी प्रतिक्रियाओं पर विचार किया जाना चाहिए: # कैथोड: Na+(aq) + और− → वह(s)ई°red = -2.71 वी
 * 1) एनोड: 2 क्ल-(aq) → क्ल2(g) + 2 और-ई°red = +1.36 वी
 * 2) कैथोड: 2 एच2O(l) + 2 औरundefined → एच2(g) + 2 ओह-(aq)ई°red = -0.83 वी
 * 3) एनोड: 2 एच2O(l) → The2(g) + 4 एच+(aq) + 4 और-ई°red = +1.23 वी

प्रतिक्रिया 1 को छोड़ दिया जाता है क्योंकि इसमें मानक कमी क्षमता पर सबसे अधिक नकारात्मक संख्या मान होता है जिससे यह प्रक्रिया में कम थर्मोडायनामिक रूप से अनुकूल हो जाता है।

प्रतिक्रिया 2 और 4 में कमी क्षमता की तुलना करते समय, क्लोराइड आयन की कमी का समर्थन किया जाता है। इस प्रकार, यदि Cl- आयन रेडॉक्स के लिए अनुकूल है, फिर पानी की प्रतिक्रिया ऑक्सीकरण के लिए गैसीय ऑक्सीजन पैदा करने के लिए अनुकूल है, हालांकि प्रयोगों से पता चलता है कि गैसीय क्लोरीन का उत्पादन होता है न कि ऑक्सीजन का।

हालांकि प्रारंभिक विश्लेषण सही है, एक और प्रभाव है, जिसे अतिशक्ति के रूप में जाना जाता है। कभी-कभी अतिरिक्त वोल्टेज की आवश्यकता होती है, E°. द्वारा अनुमानित वोल्टेज से परेcell. यह ऊष्मारसायन  विचारों के बजाय रासायनिक कैनेटीक्स के कारण हो सकता है। वास्तव में, यह सिद्ध हो चुका है कि क्लोराइड आयन के लिए  सक्रियण ऊर्जा  बहुत कम है, इसलिए  रासायनिक गतिकी  में अनुकूल है। दूसरे शब्दों में, हालांकि इलेक्ट्रोलिसिस को चलाने के लिए लागू वोल्टेज थर्मोडायनामिक रूप से पर्याप्त है, दर इतनी धीमी है कि प्रक्रिया को उचित समय सीमा में आगे बढ़ाने के लिए, बाहरी स्रोत के वोल्टेज को बढ़ाना होगा (इसलिए, ओवरवॉल्टेज)।

अंत में, प्रतिक्रिया 3 अनुकूल है क्योंकि यह हाइड्रॉक्साइड के प्रसार का वर्णन करती है|OH− आयन इस प्रकार हाइड्रोनियम की संभावित कमी देते हैं|H+ आयन कम अनुकूल विकल्प हैं।

विश्लेषण के अनुसार प्रक्रिया के लिए समग्र प्रतिक्रिया निम्नलिखित है: :एनोड (ऑक्सीकरण): 2 Cl-(aq) → क्ल2(g) + 2 और-
 * कैथोड (कमी): 2 एच2O(l) + 2 औरundefined → एच2(g) + 2 ओह-(aq)
 * समग्र प्रतिक्रिया: 2 एच2ओ + 2 सीएल-(aq) → एच2(g) + क्ल2(g) + 2 ओह-(aq)

जैसा कि समग्र प्रतिक्रिया इंगित करती है, OH. की तुलना में क्लोराइड आयनों की सांद्रता कम हो जाती है- आयन (जिनकी सांद्रता बढ़ जाती है)। प्रतिक्रिया गैसीय हाइड्रोजन, क्लोरीन और जलीय सोडियम हाइड्रॉक्साइड  के उत्पादन को भी दर्शाती है।

मात्रात्मक इलेक्ट्रोलिसिस और फैराडे के नियम
इलेक्ट्रोलिसिस के मात्रात्मक पहलुओं को मूल रूप से 1834 में माइकल फैराडे द्वारा विकसित किया गया था। फैराडे को इलेक्ट्रोलाइट, इलेक्ट्रोलिसिस, कई अन्य शब्दों के साथ-साथ इलेक्ट्रोकेमिकल प्रतिक्रियाओं के मात्रात्मक विश्लेषण का अध्ययन करने का श्रेय दिया जाता है। साथ ही वह ऊर्जा संरक्षण के कानून के पैरोकार थे।

पहला कानून
फैराडे ने एक सहज प्रक्रिया में विद्युत प्रवाह पर कई प्रयोगों के बाद निष्कर्ष निकाला | गैर-सहज प्रक्रिया कि इलेक्ट्रोड पर उत्पन्न उत्पादों का द्रव्यमान  सेल को आपूर्ति की गई धारा के मूल्य के समानुपाती था, वर्तमान में मौजूद समय की लंबाई, और दाढ़ विश्लेषण किए गए पदार्थ का द्रव्यमान। दूसरे शब्दों में, इलेक्ट्रोलाइटिक सेल के प्रत्येक इलेक्ट्रोड पर जमा पदार्थ की मात्रा सेल से गुजरने वाले इलेक्ट्रिक चार्ज के सीधे आनुपातिक होती है। फैराडे के पहले नियम का सरलीकृत समीकरण नीचे दिया गया है:
 * $$m = \frac{1}{96485 \mathrm{(C\cdot mol^{-1})}} \cdot \frac{QM}{n} $$

कहाँ पे
 * m इलेक्ट्रोड पर उत्पादित पदार्थ का द्रव्यमान है ( चना में),
 * Q कुल विद्युत आवेश है जो विलयन (कूलम्ब में) से होकर गुजरा है,
 * n विलयन में आयन के रूप में पदार्थ की संयोजकता संख्या है (इलेक्ट्रॉन प्रति आयन),
 * M पदार्थ का दाढ़ द्रव्यमान है (ग्राम प्रति मोल (इकाई) में)।

दूसरा नियम
फैराडे ने 1857 में विलयनों से धातुओं के रासायनिक इलेक्ट्रोडपोजिशन के नियमों को तैयार किया। उन्होंने इलेक्ट्रोलिसिस का दूसरा नियम तैयार किया, जिसमें कहा गया था कि उनके सामान्य रासायनिक क्रिया में एक दूसरे के बराबर निकायों की मात्रा उनके साथ स्वाभाविक रूप से जुड़ी बिजली की समान मात्रा में होती है। दूसरे शब्दों में, बिजली की एक निश्चित मात्रा द्वारा जमा किए गए विभिन्न तत्वों की मात्रा उनके रासायनिक समकक्ष वजन के अनुपात  में होती है। इलेक्ट्रोलिसिस के दूसरे कानून का एक महत्वपूर्ण पहलू इलेक्ट्रोप्लेटिंग है, जो इलेक्ट्रोलिसिस के पहले कानून के साथ उद्योग में अनुप्रयोगों की एक महत्वपूर्ण संख्या है, जैसे कि जंग  से बचने के लिए  धातु ओं को सुरक्षात्मक रूप से कोट करने के लिए उपयोग किया जाता है।

आवेदन
प्रकृति और उद्योग दोनों में विभिन्न अत्यंत महत्वपूर्ण विद्युत रासायनिक प्रक्रियाएं होती हैं, जैसे कोटिंग इलेक्ट्रोडपोजिशन के माध्यम से धातुओं या धातु के आक्साइड वाली वस्तुओं का, किसी वस्तु की सतह से धातु की पतली परतों को जोड़ना (इलेक्ट्रोप्लेटिंग) या हटाना ( Electropolishing ), और इथेनॉल की रेडॉक्स प्रतिक्रिया के माध्यम से नशे में ड्राइवरों में अल्कोहल का पता लगाना।  प्रकाश संश्लेषण  के माध्यम से रासायनिक ऊर्जा का उत्पादन स्वाभाविक रूप से एक विद्युत रासायनिक प्रक्रिया है, जैसा कि उनके अयस्कों से एल्यूमीनियम और टाइटेनियम जैसी धातुओं का उत्पादन होता है। कुछ मधुमेह रक्त शर्करा मीटर इसकी रेडॉक्स क्षमता के माध्यम से रक्त में ग्लूकोज की मात्रा को मापते हैं। स्थापित इलेक्ट्रोकेमिकल तकनीकों (जैसे डीप साइकिल लेड एसिड बैटरी) के अलावा नई उभरती हुई तकनीकों की एक विस्तृत श्रृंखला भी है जैसे कि ईंधन सेल, बड़े प्रारूप लिथियम-आयन बैटरी, इलेक्ट्रोकेमिकल रिएक्टर और सुपर-कैपेसिटर जो तेजी से वाणिज्यिक होते जा रहे हैं। 1938 में हंगेरियन केमिस्ट लास्ज़लो स्ज़ेबेलेडी और ज़ोल्टन सोमोगी द्वारा मिनट मात्रा के मात्रात्मक विश्लेषण के लिए इलेक्ट्रोकेमिकल या कूलोमेट्रिक अनुमापन पेश किए गए थे। खाद्य उद्योग में इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री के भी महत्वपूर्ण अनुप्रयोग हैं, जैसे भोजन/पैकेज परस्पर क्रियाओं का मूल्यांकन, दूध संरचना का विश्लेषण, आइस क्रीम| आइसक्रीम  के मिश्रण के हिमांक बिंदु का लक्षण वर्णन और निर्धारण, या जैतून के तेल में मुक्त अम्लता का निर्धारण।

यह भी देखें

 * प्रतिक्रियाशीलता श्रृंखला
 * बायोइलेक्ट्रोमैग्नेटिज्म
 * बायोइलेक्ट्रोकेमिस्ट्री
 * प्लाज्मा इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री
 * जंग इंजीनियरिंग
 * संपर्क तनाव  द्विध्रुवी इलेक्ट्रोकैमिस्ट्री  के सिद्धांत के लिए एक ऐतिहासिक अग्रदूत।
 * चक्रीय वोल्टामीटर
 * विद्युत प्रतिबाधा स्पेक्ट्रोस्कोपी
 * इलेक्ट्रोएनालिटिकल तरीके
 * विद्युत उत्प्रेरक
 * विद्युत रासायनिक क्षमता
 * इलेक्ट्रोकेमिलुमिनेसिसेंस
 * इलेक्ट्रोडायनीकरण
 * इलेक्ट्रोपॉलिशिंग
 * इलेक्ट्रोप्लेटिंग
 * इलेक्ट्रोकेमिकल इंजीनियरिंग
 * विद्युत रासायनिक ऊर्जा रूपांतरण
 * इलेक्ट्रोसिंथेसिस *
 * ईंधन कोशिकाएं
 * फ्रॉस्ट आरेख
 * इलेक्ट्रोकेमिस्टों की सूची
 * रसायन विज्ञान में महत्वपूर्ण प्रकाशनों की सूची#इलेक्ट्रोकेमिस्ट्री
 * मैग्नेटोइलेक्ट्रोकेमिस्ट्री
 * नैनोइलेक्ट्रोकेमिस्ट्री
 * प्रोटीन फिल्म voltammetry
 * फोटोइलेक्ट्रोकेमिस्ट्री
 * पुर्बाइक्स आरेख
 * रेडॉक्स अनुमापन
 * मानक इलेक्ट्रोड क्षमता (डेटा पृष्ठ)
 * वोल्टामेट्री
 * आईटीआईईएस
 * द्विध्रुवीय विद्युत रसायन

ग्रन्थसूची

 * Ebbing, Darrell D. and Gammon, Steven D. General Chemistry (2007) ISBN 0-618-73879-7,
 * Nobel Lectures in Chemistry, Volume 1, World Scientific (1999) ISBN 981-02-3405-8
 * Swaddle, Thomas Wilson Inorganic chemistry: an industrial and environmental perspective, Academic Press (1997) ISBN 0-12-678550-3
 * Brett CMA, Brett AMO, ELECTROCHEMISTRY, Principles, methods, and applications, Oxford University Press, (1993) ISBN 0-19-855389-7
 * Wiberg, Egon; Wiberg, Nils and Holleman, Arnold Frederick Inorganic chemistry, Academic Press (2001) ISBN 0-12-352651-5

इस पृष्ठ में अनुपलब्ध आंतरिक कड़ियों की सूची

 * रासायनिक बदलाव
 * समाधान (रसायन विज्ञान)
 * विद्युतीय संभाव्यता
 * फ्रांस का नेपोलियन प्रथम
 * आकाशीय बिजली
 * टकराव
 * मांसपेशी
 * धातु का तापमान
 * एल्कलाइन अर्थ मेटल
 * ध्रुवीकरण (विद्युत रसायन)
 * बुध (तत्व)
 * जैविक रसायन
 * तेल बूंद प्रयोग
 * नोबेल पुरुस्कार
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