Berdasarkan perubahan bilangan oksidasi atom-atom penyusun zat yang bereaksi, reaksi kimia dibedakan menjadi dua jenis.
1) Reaksi yang terjadi tanpa mengubah bilangan oksidasi atom.
Misalnya:
2+4-2 t +2 -2 +4 -2
CaCO3 = CaO + CO2
Dalam reaksi ini, bilangan oksidasi setiap atom tetap tidak berubah.
2) Reaksi yang terjadi dengan perubahan bilangan oksidasi atom.
Misalnya:
0 +2 -1 0 +2 -1
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
Dalam reaksi ini, bilangan oksidasi atom seng dan tembaga berubah.
Reaksi redoks adalah reaksi kimia yang paling umum.
Dalam praktiknya, reaksi redoks adalah perolehan atau kehilangan elektron. Beberapa atom (ion, molekul) memberi atau menerima elektron dari atom lain.
Oksidasi.
Proses pelepasan elektron oleh suatu atom, ion atau molekul disebut oksidasi.
Ketika elektron hilang, bilangan oksidasi suatu atom meningkat.
Zat yang atom, ion, atau molekulnya melepaskan elektron disebut agen pereduksi.
Dalam contoh kita, atom dengan bilangan oksidasi 0 berubah menjadi atom dengan keadaan oksidasi+2. Artinya, telah terjadi proses oksidasi. Dalam hal ini, atom seng, yang menyumbangkan dua elektron, merupakan zat pereduksi (meningkatkan bilangan oksidasi dari 0 menjadi +2).
Proses oksidasi dicatat dengan persamaan elektronik, yang menunjukkan perubahan bilangan oksidasi atom dan jumlah elektron yang disumbangkan oleh zat pereduksi.
Misalnya:
0 +2 0
Zn – 2e – = Zn (oksidasi, Zn – zat pereduksi).
Pemulihan.
Proses penambahan elektron disebut restorasi.
Ketika elektron ditambahkan, bilangan oksidasi atom berkurang.
Zat yang atom, ion, atau molekulnya memperoleh elektron disebut zat pengoksidasi.
Dalam contoh kita, transisi atom tembaga dengan bilangan oksidasi +2 ke atom dengan bilangan oksidasi 0 merupakan proses reduksi. Dalam hal ini, atom tembaga dengan bilangan oksidasi +2, menerima dua elektron, menurunkan bilangan oksidasi dari +2 menjadi 0 dan merupakan zat pengoksidasi.
Proses oksidasi juga ditulis menggunakan persamaan elektronik:
2 0 0
Cu + 2e – = Cu (reduksi, Cu adalah oksidator).
Proses reduksi dan proses oksidasi tidak dapat dipisahkan dan terjadi secara bersamaan.
0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
zat pereduksi zat pengoksidasi
teroksidasi berkurang
Ada dua jenis reaksi kimia:
A Reaksi yang bilangan oksidasi unsurnya tidak berubah:
Reaksi penambahan
JADI 2 + Na 2 O = Na 2 JADI 3
Reaksi penguraian
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
Pertukaran reaksi
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O
B Reaksi yang terjadi perubahan bilangan oksidasi atom-atom unsur penyusun senyawa yang bereaksi dan perpindahan elektron dari senyawa yang satu ke senyawa yang lain:
2Mg 0 + O 2 0 = 2Mg +2 O -2
2KI -1 + Cl 2 0 = 2KCl -1 + I 2 0
Mn +4 O 2 + 4HCl -1 = Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O
Reaksi seperti ini disebut reaksi redoks.
Bilangan oksidasi adalah muatan nominal atom dalam suatu molekul, dihitung dengan asumsi bahwa molekul tersebut terdiri dari ion dan umumnya netral secara listrik.
Unsur yang paling elektronegatif dalam suatu senyawa mempunyai bilangan oksidasi negatif, dan atom unsur yang keelektronegatifannya lebih kecil mempunyai bilangan oksidasi positif.
Keadaan oksidasi - konsep formal; dalam beberapa kasus, bilangan oksidasi tidak sesuai dengan valensi.
Misalnya:
N 2 H 4 (hidrazin)
bilangan oksidasi nitrogen – -2; valensi nitrogen – 3.
Perhitungan bilangan oksidasi
Untuk menghitung bilangan oksidasi suatu unsur, hal-hal berikut harus diperhatikan:
1. Bilangan oksidasi atom dalam zat sederhana sama dengan nol (Na 0; H 2 0).
2. Jumlah aljabar bilangan oksidasi semua atom penyusun suatu molekul selalu sama dengan nol, dan dalam ion kompleks jumlah ini sama dengan muatan ion.
3. Atom-atom berikut ini mempunyai bilangan oksidasi yang konstan dalam senyawa dengan atom unsur lain: logam alkali (+1), logam alkali tanah (+2), fluor
(-1), hidrogen (+1) (kecuali hidrida logam Na + H -, Ca 2+ H 2 - dan lain-lain, yang bilangan oksidasi hidrogennya -1), oksigen (-2) (kecuali F 2 - 1 O + 2 dan peroksida yang mengandung gugus –O–O–, dengan bilangan oksidasi oksigen -1).
4. Untuk unsur, bilangan oksidasi positif tidak boleh melebihi nilai yang sama dengan nomor golongan sistem periodik.
Contoh:
V 2 +5 HAI 5 -2; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N -3 jam 3 +1 ; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2
Oksidasi, reduksi
Dalam reaksi redoks, elektron berpindah dari satu atom, molekul, atau ion ke atom, molekul, atau ion lainnya. Proses kehilangan elektron adalah oksidasi. Selama oksidasi, bilangan oksidasi meningkat:
H 2 0 - 2ē = 2H + + 1/2О 2
S -2 - 2ē = S 0
Al 0 - 3ē = Al +3
Fe +2 - ē = Fe +3
2Br - - 2ē = Br 2 0
Proses penambahan elektron adalah reduksi: Selama reduksi, bilangan oksidasi menurun.
Mn +4 + 2ē = Mn +2
S 0 + 2ē = S -2
Cr +6 +3ē = Cr +3
Cl 2 0 +2ē = 2Cl -
O 2 0 + 4ē = 2O -2
Atom, molekul atau ion yang memperoleh elektron dalam reaksi tertentu adalah zat pengoksidasi, dan yang menyumbangkan elektron adalah zat pereduksi.
Zat pengoksidasi tereduksi selama reaksi, zat pereduksi teroksidasi.
Sifat redoks suatu zat dan bilangan oksidasi atom-atom penyusunnya
Senyawa yang mengandung atom unsur dengan bilangan oksidasi maksimum hanya dapat menjadi zat pengoksidasi karena atom tersebut, karena mereka telah melepaskan semua elektron valensinya dan hanya mampu menerima elektron. Bilangan oksidasi maksimum suatu atom suatu unsur sama dengan jumlah golongan dalam tabel periodik unsur tersebut. Senyawa yang mengandung atom unsur dengan bilangan oksidasi minimum hanya dapat berfungsi sebagai zat pereduksi, karena hanya mampu menyumbangkan elektron, karena tingkat energi terluar atom tersebut dilengkapi dengan delapan elektron. Bilangan oksidasi minimum untuk atom logam adalah 0, untuk non-logam - (n–8) (di mana n adalah nomor golongan dalam tabel periodik). Senyawa yang mengandung atom unsur dengan bilangan oksidasi antara dapat menjadi zat pengoksidasi dan pereduksi, bergantung pada pasangan yang berinteraksi dan kondisi reaksi.
Agen pereduksi dan pengoksidasi yang paling penting
Pemulih
Karbon(II) monoksida (CO).
Hidrogen sulfida (H 2 S);
belerang oksida (IV) (SO 2);
asam sulfat H 2 SO 3 dan garamnya.
Asam hidrohalat dan garamnya.
Kation logam dengan bilangan oksidasi lebih rendah: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO4) 3.
Asam nitrat HNO2;
amonia NH 3;
hidrazin NH 2 NH 2 ;
oksida nitrat (II) (TIDAK).
Katoda selama elektrolisis.
Agen pengoksidasi
Halogen.
Kalium permanganat (KMnO 4);
kalium manganat (K 2 MnO 4);
mangan (IV) oksida (MnO 2).
Kalium dikromat (K 2 Cr 2 O 7);
kalium kromat (K 2 CrO 4).
Asam nitrat(HNO 3).
Asam sulfat(H 2 JADI 4) konsentrasi.
Tembaga(II) oksida (CuO);
timbal(IV) oksida (PbO 2);
perak oksida (Ag 2 O);
hidrogen peroksida (H 2 O 2).
Besi(III) klorida (FeCl 3).
Garam Berthollet (KClO 3).
Anoda selama elektrolisis.
Berdasarkan perubahan bilangan oksidasi, semua reaksi kimia dapat dibagi menjadi dua jenis:
I. Reaksi yang terjadi tanpa mengubah bilangan oksidasi unsur-unsur penyusun zat yang bereaksi. Reaksi tersebut diklasifikasikan sebagai reaksi pertukaran ion.
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.
II. Reaksi yang terjadi dengan perubahan bilangan oksidasi unsur
termasuk dalam zat yang bereaksi. Reaksi seperti ini diklasifikasikan sebagai reaksi redoks.
5NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
Keadaan oksidasi(oksidasi) – karakteristik keadaan atom unsur dalam molekul. Ini mencirikan distribusi elektron yang tidak merata antara atom-atom unsur dan sesuai dengan muatan yang akan diperoleh atom suatu unsur jika semua pasangan elektron yang sama darinya ikatan kimia bergeser ke arah unsur yang lebih elektronegatif. Bergantung pada keelektronegatifan relatif unsur-unsur yang membentuk ikatan, pasangan elektron dapat bergeser ke salah satu atom atau letaknya simetris relatif terhadap inti atom. Oleh karena itu, bilangan oksidasi suatu unsur dapat bernilai negatif, positif, atau nol.
Unsur yang atomnya menerima elektron dari atom lain mempunyai bilangan oksidasi negatif. Unsur-unsur yang atomnya menyumbangkan elektronnya ke atom lain mempunyai bilangan oksidasi positif. Atom-atom dalam molekul zat sederhana mempunyai bilangan oksidasi nol, begitu pula jika zat tersebut berada dalam keadaan atom.
Bilangan oksidasi ditunjukkan dengan +1, +2.
Muatan ion 1+, 2+.
Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu senyawa ditentukan menurut aturan:
1. Bilangan oksidasi suatu unsur dalam zat sederhana adalah nol.
2. Beberapa unsur menunjukkan keadaan oksidasi yang konstan di hampir semua senyawanya. Elemen-elemen ini meliputi:
Memiliki bilangan oksidasi +1 (kecuali hidrida logam).
O memiliki bilangan oksidasi –2 (kecuali fluorida).
3.Unsur I, II dan kelompok III subgrup utama Tabel periodik unsur D.I. Mendeleev memiliki bilangan oksidasi konstan sama dengan nomor golongan.
Unsur Na, Ba, Al: bilangan oksidasi masing-masing +1, +2, +3.
4. Untuk unsur-unsur yang mempunyai bilangan oksidasi variabel, terdapat konsep bilangan oksidasi lebih tinggi dan lebih rendah.
Bilangan oksidasi tertinggi suatu unsur sama dengan nomor golongan Tabel Periodik Unsur D.I. Mendeleev di mana unsur tersebut berada.
Unsur N,Cl: gelar tertinggi oksidasi +5, +7, masing-masing.
Bilangan oksidasi terendah suatu unsur sama dengan nomor golongan Tabel Periodik Unsur D.I.
Unsur N, Cl: bilangan oksidasi terendah masing-masing -3, -1.
5. Dalam ion unsur tunggal, bilangan oksidasi suatu unsur sama dengan muatan ionnya.
Fe 3+ - bilangan oksidasi +3; S 2- - bilangan oksidasi adalah -2.
6. Jumlah bilangan oksidasi seluruh atom unsur dalam suatu molekul adalah nol.
TAHU 3; (+1) + X+ 3 · (-2) = 0; X= +5. Bilangan oksidasi nitrogen adalah +5.
7. Jumlah bilangan oksidasi semua atom unsur dalam suatu ion sama dengan muatan ion tersebut.
JADI 4 2-; X+ 4· (-2) = -2; X= +6. Bilangan oksidasi belerang adalah +6.
8. Dalam senyawa yang terdiri dari dua unsur, unsur yang ditulis di sebelah kanan selalu mempunyai bilangan oksidasi paling rendah.
Reaksi yang bilangan oksidasi unsurnya berubah diklasifikasikan sebagai reaksi redoks /ORR/. Reaksi-reaksi ini terdiri dari proses oksidasi dan reduksi.
Oksidasi adalah proses pelepasan elektron oleh suatu unsur yang merupakan bagian dari atom, molekul atau ion.
Al 0 – 3e = Al 3+
H 2 – 2e = 2H +
Fe 2+ - e = Fe 3+
2Cl - - 2e= Cl 2
Selama oksidasi, bilangan oksidasi suatu unsur meningkat. Suatu zat (atom, molekul atau ion) yang mengandung unsur yang menyumbangkan elektron disebut zat pereduksi. Al, H 2 , Fe 2+ , Cl - - zat pereduksi. Zat pereduksi teroksidasi.
Pemulihan adalah proses penambahan elektron pada suatu unsur yang merupakan bagian dari atom, molekul, atau ion.
Cl 2 + 2e = 2Cl -
Fe 3+ + e = Fe 2+
Selama reduksi, bilangan oksidasi suatu unsur menurun. Suatu zat (atom, molekul atau ion) yang mengandung unsur yang menerima elektron disebut zat pengoksidasi. S, Fe 3+, Cl 2 adalah zat pengoksidasi. Agen pengoksidasi berkurang.
Jumlah total elektron dalam sistem tidak berubah selama reaksi kimia. Jumlah elektron yang dilepaskan oleh zat pereduksi sama dengan jumlah elektron yang diperoleh zat pengoksidasi.
Untuk menyusun persamaan reaksi oksidasi-reduksi (ORR) dalam larutan digunakan metode ion-elektronik (metode setengah reaksi).
OVR dapat terjadi di lingkungan asam, netral atau basa. Persamaan reaksi memperhitungkan kemungkinan partisipasi molekul air (HOH) dan kelebihan ion H+ atau OH - yang terkandung dalam larutan, tergantung pada sifat lingkungan:
dalam lingkungan asam - ion HOH dan H +;
di lingkungan netral - hanya NON;
dalam lingkungan basa - ion HOH dan OH -.
Saat menyusun persamaan OVR, urutan tertentu harus dipatuhi:
1.Tulislah diagram reaksi.
2.Identifikasi unsur-unsur yang mengalami perubahan bilangan oksidasi.
3.Tuliskan diagram dalam bentuk ion-molekul singkat: elektrolit kuat dalam bentuk ion, elektrolit lemah dalam bentuk molekul.
4. Membuat persamaan proses oksidasi dan reduksi (persamaan setengah reaksi). Caranya, tuliskan unsur-unsur yang mengubah bilangan oksidasinya dalam bentuk partikel nyata (ion, atom, molekul) dan samakan jumlah setiap unsur di ruas kiri dan kanan setengah reaksi.
Catatan:
Jika zat awal mengandung atom oksigen lebih sedikit dibandingkan produknya (P PO 4 3-), maka kekurangan oksigen disuplai oleh lingkungan.
Jika zat awal mengandung lebih banyak atom oksigen daripada produknya (SO 4 2- SO 2), maka oksigen yang dilepaskan terikat oleh medium.
5. Samakan ruas kiri dan kanan persamaan berdasarkan jumlah muatannya. Untuk melakukan ini, tambahkan atau kurangi jumlah elektron yang diperlukan.
6.Pilih faktor setengah reaksi oksidasi dan reduksi sehingga jumlah elektron pada oksidasi sama dengan jumlah elektron pada reduksi.
7. Ringkaslah setengah reaksi oksidasi dan reduksi, dengan memperhatikan faktor-faktor yang ditemukan.
8.Tuliskan persamaan ionik-molekul yang dihasilkan dalam bentuk molekul.
9.Lakukan tes oksigen.
Ada tiga jenis reaksi redoks:
a) Antarmolekul - reaksi di mana bilangan oksidasi berubah untuk unsur-unsur yang menyusun molekul berbeda.
2KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
b) Intramolekul - reaksi di mana bilangan oksidasi berubah untuk unsur-unsur yang membentuk satu molekul.
Salah satu konsep utama kimia anorganik adalah konsep bilangan oksidasi (CO).
Bilangan oksidasi suatu unsur dalam suatu senyawa adalah muatan formal atom suatu unsur, dihitung dari asumsi bahwa elektron valensi ditransfer ke atom dengan elektronegativitas relatif (REO) yang lebih tinggi dan semua ikatan dalam molekul senyawa bersifat ionik.
Bilangan oksidasi unsur E ditunjukkan di bagian atas simbol unsur dengan tanda “+” atau “-” sebelum angkanya.
Bilangan oksidasi ion-ion yang benar-benar ada dalam suatu larutan atau kristal bertepatan dengan bilangan muatannya dan ditunjukkan dengan cara yang sama dengan tanda “+” atau “ ” setelah bilangan tersebut, misalnya Ca 2+.
Metode Stok juga digunakan untuk menunjukkan bilangan oksidasi dalam angka Romawi setelah simbol unsur: Mn (VII), Fe (III).
Pertanyaan tentang tanda bilangan oksidasi atom-atom dalam suatu molekul diselesaikan berdasarkan perbandingan keelektronegatifan atom-atom yang saling berhubungan membentuk molekul tersebut. Dalam hal ini, atom dengan elektronegativitas lebih rendah memiliki bilangan oksidasi positif, dan atom dengan elektronegativitas lebih tinggi memiliki bilangan oksidasi negatif.
Perlu dicatat bahwa bilangan oksidasi tidak dapat diidentifikasi dengan valensi suatu unsur. Valensi, yang didefinisikan sebagai jumlah ikatan kimia yang menghubungkan suatu atom dengan atom lain, tidak boleh sama dengan nol dan tidak memiliki tanda “+” atau “ ”. Bilangan oksidasi dapat bernilai positif dan negatif, dan juga dapat bernilai nol atau bahkan pecahan. Jadi, pada molekul CO 2, bilangan oksidasi C adalah +4, dan pada molekul CH 4, bilangan oksidasi C adalah 4. Valensi karbon pada kedua senyawa adalah IV.
Terlepas dari kelemahan di atas, penggunaan konsep bilangan oksidasi berguna untuk mengklasifikasikan senyawa kimia dan menyusun persamaan reaksi redoks.
Selama reaksi redoks, terjadi dua proses yang saling terkait: oksidasi dan reduksi.
Oksidasi Proses kehilangan elektron disebut. Pemulihan proses penambahan elektron.
Zat yang atom atau ionnya menyumbangkan elektron disebut pemulih. Zat yang atom atau ionnya mengikat elektron (atau menarik pasangan elektron bersama) disebut zat pengoksidasi.
Ketika suatu unsur dioksidasi, bilangan oksidasinya meningkat, dengan kata lain zat pereduksi selama reaksi meningkatkan bilangan oksidasinya.
Sebaliknya, ketika suatu unsur direduksi, bilangan oksidasinya menurun, yaitu selama reaksi, zat pengoksidasi menurunkan bilangan oksidasinya.
Dengan demikian, dapat kita berikan rumusan reaksi redoks sebagai berikut: reaksi redoks adalah reaksi yang terjadi dengan perubahan bilangan oksidasi atom-atom unsur penyusun zat yang bereaksi.
Agen pengoksidasi dan agen pereduksi
Untuk memprediksi produk dan arah reaksi redoks, perlu diingat bahwa zat pengoksidasi tipikal adalah zat sederhana yang atomnya memiliki RER besar > 3,0 (unsur golongan VIA dan VIIA). Dari jumlah tersebut, zat pengoksidasi yang paling kuat adalah fluor (OEO = 4.0), oksigen (OEO = 3.0), dan klorin (OEO = 3.5). Oksidator penting antara lain PbO 2, KMnO 4, Ca(SO 4) 2, K 2 Cr 2 O 7 , HClO, HClO 3, KSIO 4, NaBiO 3, H 2 SO4 (conc), HNO 3 (conc), Na 2 O 2, (NH 4) 2 S 2 O 8, KSIO 3, H 2 O 2 dan zat lainnya , yang mengandung atom dengan CO lebih tinggi atau lebih tinggi.
Zat pereduksi yang khas mencakup zat sederhana yang atomnya memiliki REO kecil< 1,5 (металлы IA и IIAгрупп и некоторые другие металлы). К важным восстановителям относятся H 2 S, NH 3 , HI, KI, SnCl 2 , FeSO 4 , C, H 2 , CO, H 2 SO 3 , Cr 2 (SO 4) 3 , CuCl, Na 2 S 2 O 3 и другие вещества, которые содержат атомы с низкими СО.
Saat menyusun persamaan reaksi redoks, dua metode dapat digunakan: metode keseimbangan elektron dan metode ion-elektronik (metode setengah reaksi). Gagasan yang lebih tepat tentang proses redoks dalam larutan diberikan melalui metode ion-elektronik. Dengan menggunakan metode ini, perubahan yang sebenarnya terjadi dalam suatu larutan diprediksi oleh ion dan molekul.
Selain memprediksi produk reaksi, persamaan ionik setengah reaksi diperlukan untuk memahami proses redoks yang terjadi selama elektrolisis dan sel galvanik. Metode ini mencerminkan peran lingkungan sebagai partisipan dalam proses tersebut. Dan terakhir, dalam menggunakan metode ini, tidak perlu mengetahui terlebih dahulu semua zat yang terbentuk, karena banyak zat yang diperoleh dengan menyusun persamaan reaksi redoks.
Perlu diingat bahwa meskipun setengah reaksi mencerminkan proses nyata yang terjadi selama reaksi redoks, setengah reaksi tersebut tidak dapat diidentifikasi dengan tahapan (mekanisme) reaksi redoks yang sebenarnya.
Sifat dan arah reaksi redoks dipengaruhi oleh banyak faktor: sifat reaktan, medium reaksi, konsentrasi, suhu, katalis.
Signifikansi biologis dari proses redoks
Proses penting dalam organisme hewan adalah reaksi oksidasi enzimatik zat substrat: karbohidrat, lemak, asam amino. Sebagai hasil dari proses ini, organisme menerima energi dalam jumlah besar. Sekitar 90% dari seluruh kebutuhan energi pria dewasa dipenuhi oleh energi yang dihasilkan di jaringan melalui oksidasi karbohidrat dan lemak. Sisa energinya, ~10%, berasal dari pemecahan oksidatif asam amino.
Oksidasi biologis terjadi melalui mekanisme kompleks yang melibatkan sejumlah besar enzim. Di mitokondria, oksidasi terjadi sebagai akibat transfer elektron dari substrat organik. Sebagai pembawa elektron, rantai pernapasan mitokondria mencakup berbagai protein yang mengandung berbagai gugus fungsi yang dirancang untuk mentransfer elektron. Ketika elektron berpindah sepanjang rantai dari satu zat antara ke zat antara lainnya, elektron kehilangan energi bebas. Untuk setiap pasangan elektron yang ditransfer melalui rantai pernapasan ke oksigen, 3 molekul ATP disintesis. Energi bebas yang dilepaskan ketika 2 elektron ditransfer ke oksigen adalah 220 kJ/mol.
Sintesis 1 molekul ATP dalam kondisi standar membutuhkan 30,5 kJ. Dari sini jelas bahwa sebagian besar energi bebas yang dilepaskan selama transfer sepasang elektron disimpan di dalamnya molekul ATP. Dari data ini, peran transfer elektron bertingkat dari zat pereduksi awal ke oksigen menjadi jelas. Energi besar (220 kJ) yang dilepaskan selama transfer sepasang elektron ke oksigen dibagi menjadi beberapa bagian sesuai dengan masing-masing tahap oksidasi. Pada tiga tahap tersebut, jumlah energi yang dilepaskan kira-kira sama dengan energi yang dibutuhkan untuk sintesis 1 molekul ATP.
Keadaan oksidasi
Bilangan oksidasi adalah muatan nominal atom dalam suatu molekul, dihitung dengan asumsi bahwa molekul tersebut terdiri dari ion dan umumnya netral secara listrik.
Unsur yang paling elektronegatif dalam suatu senyawa mempunyai bilangan oksidasi negatif, dan atom unsur yang keelektronegatifannya lebih kecil mempunyai bilangan oksidasi positif.
Keadaan oksidasi adalah konsep formal; dalam beberapa kasus, bilangan oksidasi tidak sesuai dengan valensi.
Misalnya:
N2H4 (hidrazin)
bilangan oksidasi nitrogen – -2; valensi nitrogen – 3.
Perhitungan bilangan oksidasi
Untuk menghitung bilangan oksidasi suatu unsur, hal-hal berikut harus diperhatikan:
1. Bilangan oksidasi atom-atom dalam zat sederhana sama dengan nol (Na 0; H2 0).
2. Jumlah aljabar bilangan oksidasi semua atom penyusun suatu molekul selalu nol, dan dalam ion kompleks jumlah ini sama dengan muatan ion.
3. Atom-atom mempunyai bilangan oksidasi yang tetap: logam alkali (+1), logam alkali tanah (+2), hidrogen (+1) (kecuali hidrida NaH, CaH2, dll., dimana bilangan oksidasi hidrogen adalah -1 ), oksigen (-2) (kecuali F 2 -1 O +2 dan peroksida yang mengandung gugus –O–O–, yang bilangan oksidasi oksigennya -1).
4. Untuk unsur, bilangan oksidasi positif tidak boleh melebihi nilai yang sama dengan nomor golongan sistem periodik.
Contoh:
V 2 +5 HAI 5 -2 ;Tidak 2 +1 B 4 +3 HAI 7 -2 ;K +1 Kl +7 HAI 4 -2 ;N -3 H 3 +1 ;K2 +1 H +1 P +5 HAI 4 -2 ;Tidak 2 +1 Kr 2 +6 HAI 7 -2
Reaksi tanpa dan dengan perubahan bilangan oksidasi
Ada dua jenis reaksi kimia:
AReaksi yang bilangan oksidasi unsurnya tidak berubah:
Reaksi penambahan
JADI 2 +Tidak 2 HAI → Tidak 2 JADI 3
Reaksi penguraian
Cu(OH) 2 → CuO + H 2 HAI
Pertukaran reaksi
AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O
BReaksi yang terjadi perubahan bilangan oksidasi atom-atom unsur penyusun senyawa yang bereaksi:
2Mg 0 + O 2 0 → 2Mg +2 O -2
2KCl +5 O 3 -2 →2KCl -1 + 3O 2 0
2KI -1 + Cl 2 0 → 2KCl -1 + I 2 0
Mn +4 O 2 + 4HCl -1 ® Mn +2 Cl 2 + Cl +1 2 0 + 2H 2 O
Reaksi seperti ini disebut reaksi redoks
Reaksi redoks adalah reaksi yang mengubah bilangan oksidasi atom. Reaksi redoks sangat umum terjadi. Semua reaksi pembakaran bersifat redoks.
Reaksi redoks terdiri dari dua proses yang tidak dapat terjadi secara terpisah satu sama lain. Proses peningkatan bilangan oksidasi disebut oksidasi.
Bersamaan dengan oksidasi terjadi reduksi, yaitu proses penurunan bilangan oksidasi.
Oksidasi, reduksi
Oleh karena itu, dalam reaksi redoks terdapat dua partisipan utama: zat pengoksidasi dan zat pereduksi. +5
Proses kehilangan elektron adalah oksidasi. +5
Selama oksidasi, bilangan oksidasi meningkat. Selama reaksi, zat pengoksidasi menurunkan bilangan oksidasinya dan tereduksi. Di sini perlu dibedakan antara unsur kimia pengoksidasi dan zat pengoksidasi. +5
N
- zat pengoksidasi;
HN
O3 dan NaN
O 3 - zat pengoksidasi. -1
Jika kita mengatakan bahwa asam nitrat dan garamnya adalah zat pengoksidasi kuat, maka yang dimaksud dengan zat pengoksidasi adalah atom nitrogen dengan bilangan oksidasi +5, dan bukan seluruh zat secara keseluruhan. -1
Peserta wajib kedua dalam reaksi redoks disebut zat pereduksi. -1
Proses penambahan elektron adalah reduksi. Selama reduksi, bilangan oksidasi menurun.
Zat pereduksi meningkatkan bilangan oksidasinya dengan cara teroksidasi selama reaksi. Seperti halnya zat pengoksidasi, kita harus membedakan antara zat pereduksi dan unsur kimia pereduksi.
Saat melakukan reaksi reduksi aldehida menjadi alkohol, kita tidak bisa hanya mengambil hidrogen dengan bilangan oksidasi -1, tetapi mengambil beberapa jenis hidrida, lebih disukai litium aluminium hidrida.
N +4
- zat pereduksi; +6
Tidak
dan LiAlH +7
4 - zat pereduksi. +2
Dalam reaksi redoks, perpindahan elektron secara sempurna dari zat pereduksi ke zat pengoksidasi sangat jarang terjadi, karena hanya sedikit senyawa yang mempunyai ikatan ionik. Namun ketika menyusun koefisien, kami berasumsi bahwa transisi seperti itu memang terjadi. Hal ini memungkinkan untuk menentukan dengan benar koefisien utama di depan rumus zat pengoksidasi dan zat pereduksi.
Atom atau ion yang memperoleh elektron dalam reaksi tertentu adalah zat pengoksidasi, dan atom atau ion yang menyumbangkan elektron adalah zat pereduksi.
Sifat redoks suatu zat dan bilangan oksidasi atom-atom penyusunnya
Senyawa yang mengandung atom unsur dengan bilangan oksidasi maksimum hanya dapat menjadi zat pengoksidasi karena atom tersebut, karena mereka telah melepaskan semua elektron valensinya dan hanya mampu menerima elektron. Bilangan oksidasi maksimum suatu atom suatu unsur sama dengan jumlah golongan dalam tabel periodik unsur tersebut.
Senyawa yang mengandung atom unsur dengan bilangan oksidasi minimum hanya dapat berfungsi sebagai zat pereduksi, karena hanya mampu menyumbangkan elektron, karena tingkat energi terluar atom tersebut dilengkapi dengan delapan elektron.
Bilangan oksidasi minimum untuk atom logam adalah 0, untuk non-logam - (n–8) (di mana n adalah nomor golongan dalam tabel periodik).
Senyawa yang mengandung atom unsur dengan bilangan oksidasi antara dapat menjadi zat pengoksidasi dan pereduksi, bergantung pada pasangan yang berinteraksi dan kondisi reaksi.
Agen pereduksi dan pengoksidasi yang paling penting
Pengurang:
Logam,
hidrogen,
batu bara.
Karbon (II) monoksida (CO).
Hidrogen sulfida (H 2 S);
belerang oksida (IV) (SO 2);
asam sulfat H 2 SO 3 dan garamnya.
Asam hidrohalat dan garamnya.
Kation logam dengan bilangan oksidasi lebih rendah: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.
Asam nitrat HNO 2;
amonia NH 3;
hidrazin NH 2 NH 2 ;
oksida nitrat (II) (TIDAK).
Katoda selama elektrolisis.
Agen pengoksidasi
Halogen.
Kalium permanganat (KMnO 4);
kalium manganat (K 2 MnO 4);
mangan (IV) oksida (MnO 2).
Kalium dikromat (K 2 Cr 2 O 7);
kalium kromat (K 2 CrO 4).
Asam nitrat (HNO 3).
Asam sulfat (H 2 SO 4) konsentrasi.
Tembaga(II) oksida (CuO);
timbal(IV) oksida (PbO 2);
perak oksida (Ag 2 O);
hidrogen peroksida (H 2 O 2).
Besi(III) klorida (FeCl 3).
Garam Berthollet (KClO 3).
Untuk setengah reaksi M n+ + nē ® M 0, E 0 disebut potensial elektroda standar. Berdasarkan besarnya potensial tersebut, logam biasanya ditempatkan pada rangkaian potensial elektroda standar (rangkaian tegangan logam):
|
Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au |
Sejumlah tekanan menjadi ciri sifat kimia logam:
1. Semakin jauh ke kiri suatu logam terletak pada rangkaian tegangan, semakin kuat kemampuan reduksinya dan semakin lemah kemampuan oksidasi ionnya dalam larutan (yaitu, semakin mudah logam tersebut melepaskan elektron (teroksidasi) dan semakin sulit logam tersebut dilepaskan). agar ion-ionnya dapat mengikat kembali elektron).
2. Setiap logam mampu menggantikan logam-logam yang berada dalam deret tegangan di sebelah kanannya dari larutan garam, yaitu.
mereduksi ion logam berikutnya menjadi atom yang netral secara listrik, menyumbangkan elektron dan berubah menjadi ion itu sendiri.
3. Hanya logam yang berada pada rangkaian tegangan di sebelah kiri hidrogen (H) yang mampu menggantikannya dari larutan asam (misalnya Zn, Fe, Pb, tetapi tidak Cu, Hg, Ag).
Sel galvanik
Setiap dua logam, direndam dalam larutan garamnya, yang berkomunikasi satu sama lain melalui siphon berisi elektrolit, membentuk sel galvanik. Pelat logam yang direndam dalam larutan disebut elektroda unsur.
Jadi, dalam sel galvani tertutup, terjadi interaksi antara suatu logam dengan larutan garam logam lain, yang tidak bersentuhan langsung satu sama lain. Atom logam pertama, melepaskan elektron, berubah menjadi ion, dan ion logam kedua, menambahkan elektron, berubah menjadi atom. Logam pertama menggantikan logam kedua dari larutan garamnya.
Misalnya, selama pengoperasian sel galvanik yang terdiri dari seng dan timbal, masing-masing direndam dalam larutan Zn(NO 3) 2 dan Pb(NO 3) 2, proses berikut terjadi pada elektroda:
Zn – 2ē → Zn 2+
Pb 2+ + 2ē → Pb
Menjumlahkan kedua proses tersebut, kita memperoleh persamaan Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, yang menyatakan reaksi yang terjadi pada suatu unsur dalam bentuk ionik. Persamaan molekul untuk reaksi yang sama adalah:
Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2
|
Gaya gerak listrik sel galvani sama dengan beda potensial antara kedua elektrodanya. Saat menentukannya, potensi yang lebih kecil selalu dikurangi dengan potensi yang lebih besar. Misalnya, gaya gerak listrik (ggl) dari unsur yang dipertimbangkan sama dengan: |
-0,13 |
(-0,76) |
E.m.f. |
|
|
= |
0.63v |
E Pb
E Zn
Nilai ini akan diperoleh jika logam direndam dalam larutan yang konsentrasi ionnya 1 g-ion/l.
Pada konsentrasi larutan lain, nilai potensial elektroda akan agak berbeda. Mereka dapat dihitung dengan menggunakan rumus:
E = E 0 + (0,058/n) logC
dimana E adalah potensial logam yang diinginkan (dalam volt)
E 0 - potensi normalnya
n - valensi ion logam
C - konsentrasi ion dalam larutan (g-ion/l)
Contoh
Tentukan gaya gerak listrik suatu unsur (ggl) yang dibentuk oleh elektroda seng yang direndam dalam larutan Zn(NO 3) 2 0,1 M dan elektroda timbal yang direndam dalam larutan Pb(NO 3) 2 2 M.
Larutan
Kami menghitung potensi elektroda seng:
E Zn = -0,76 + (0,058 / 2) log 0,1 = -0,76 + 0,029 (-1) = -0,79 v
Kami menghitung potensi elektroda timah:
E Pb = -0,13 + (0,058 / 2) log 2 = -0,13 + 0,029 0,3010 = -0,12 v
Temukan gaya gerak listrik elemen: E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67v
Elektrolisa
Untuk mengubah ion yang berbeda menjadi atom atau kelompok atom netral, diperlukan tegangan arus listrik yang berbeda. Beberapa ion lebih mudah kehilangan muatannya, yang lain lebih sulit. Tingkat kemudahan pelepasan ion logam (mendapatkan elektron) ditentukan oleh posisi logam dalam rangkaian tegangan.
Semakin jauh ke kiri suatu logam pada rangkaian tegangan, semakin besar potensial negatifnya (atau semakin kecil potensial positifnya), semakin sulit, jika hal-hal lain dianggap sama, ion-ionnya dilepaskan (Au 3+, ion Ag + paling mudah untuk dilepaskan). debit; Li+, Rb+, K adalah yang paling sulit +). Jika terdapat ion-ion dari beberapa logam dalam suatu larutan pada waktu yang sama, maka ion-ion logam yang potensial negatifnya lebih rendah (atau potensial positifnya lebih tinggi) akan dibuang terlebih dahulu. Misalnya, logam tembaga pertama kali dilepaskan dari larutan yang mengandung ion Zn 2+ dan Cu 2+. Namun besarnya potensi logam juga bergantung pada konsentrasi ion-ionnya dalam larutan;
kemudahan pelepasan ion setiap logam juga berubah tergantung pada konsentrasinya: peningkatan konsentrasi memfasilitasi pelepasan ion, penurunan membuatnya lebih sulit.
Di anoda, ion residu asam atau ion hidroksil air dapat dilepaskan. Jika ion-ion residu asam tidak mengandung oksigen (Cl -, S 2-, CN -, dll.), maka biasanya ion-ion inilah yang dilepaskan, dan bukan ion hidroksil, yang lebih sulit kehilangan muatannya, dan Cl 2, S, dst dilepaskan di anoda .d. Sebaliknya, jika garam dari asam yang mengandung oksigen atau asam itu sendiri mengalami elektrolisis, maka ion hidroksil yang dilepaskan, dan bukan ion residu oksigen.
Gugus OH netral yang terbentuk selama pelepasan ion hidroksil segera terurai menurut persamaan:
4OH → 2H2O + O2
Akibatnya, oksigen dilepaskan di anoda.
Elektrolisis larutan nikel klorida NiCl 2
Larutannya mengandung ion Ni 2+ dan Cl -, serta ion H + dan OH - dalam konsentrasi dapat diabaikan. Ketika arus dialirkan, ion Ni 2+ berpindah ke katoda, dan ion Cl - berpindah ke anoda. Mengambil dua elektron dari katoda, ion Ni 2+ berubah menjadi atom netral yang dilepaskan dari larutan. Katoda secara bertahap dilapisi dengan nikel.
Ion klorin, mencapai anoda, melepaskan elektronnya dan berubah menjadi atom klor, yang bila digabungkan berpasangan, membentuk molekul klor. Klorin dilepaskan di anoda. Jadi, di katoda ada proses pemulihan , di anoda –.
proses oksidasi
Elektrolisis larutan kalium iodida KI
Kalium iodida dalam larutan dalam bentuk ion K+ dan I-. Ketika arus dialirkan, ion K+ berpindah ke katoda, ion I- berpindah ke anoda. Namun karena kalium berada jauh di sebelah kiri hidrogen pada rangkaian tegangan, maka bukan ion kalium yang dilepaskan di katoda, melainkan ion hidrogen air.
Atom hidrogen yang terbentuk dalam hal ini bergabung menjadi molekul H2, dan dengan demikian hidrogen dilepaskan di katoda.
Ketika ion hidrogen dilepaskan, semakin banyak molekul air yang terdisosiasi, akibatnya ion hidroksil (yang dilepaskan dari molekul air) menumpuk di katoda, serta ion K+, yang terus berpindah ke katoda.
Larutan KOH terbentuk. Yodium dilepaskan di anoda, karena ion I - lebih mudah dilepaskan dibandingkan ion hidroksil air.. Pada saat yang sama, karena pelepasan ion hidrogen dan hidroksil air dan pergerakan ion K+ yang terus menerus ke katoda, dan ion SO 4 2- ke anoda, larutan alkali (KOH) terbentuk di katoda, dan larutan asam sulfat terbentuk di anoda.
Elektrolisis larutan tembaga sulfat dengan anoda tembaga
Elektrolisis terjadi dengan cara khusus ketika anoda terbuat dari logam yang sama yang garamnya ada dalam larutan. Dalam hal ini, tidak ada ion yang dilepaskan di anoda, tetapi anoda itu sendiri secara bertahap larut, mengirimkan ion ke dalam larutan dan menyumbangkan elektron ke sumber arus.
Seluruh proses bermuara pada pelepasan tembaga di katoda dan pembubaran anoda secara bertahap. Jumlah CuSO 4 dalam larutan tetap tidak berubah.
Hukum elektrolisis (M. Faraday)
1. Jumlah berat zat yang dilepaskan selama elektrolisis sebanding dengan jumlah listrik yang mengalir melalui larutan dan praktis tidak bergantung pada faktor lain.
2. Jumlah listrik yang sama dilepaskan selama elektrolisis dari berbagai senyawa kimia. jumlah zat.
3. Untuk mengisolasi satu gram ekuivalen suatu zat dari larutan elektrolit, 96.500 coulomb listrik harus dialirkan melalui larutan tersebut.
m (x) = ((Saya t) / F) (M (x) / n)
dimana m (x) adalah jumlah zat tereduksi atau teroksidasi (g);
I adalah kekuatan arus yang ditransmisikan (a);
t - waktu elektrolisis;
M(x)- massa molar;
n adalah jumlah elektron yang diperoleh atau dilepaskan dalam reaksi redoks;
F - Konstanta Faraday (96500 dingin/mol).
Berdasarkan rumus tersebut, Anda dapat melakukan beberapa perhitungan yang berkaitan dengan proses elektrolisis, misalnya:
1. Menghitung jumlah zat yang dilepaskan atau diuraikan oleh sejumlah listrik tertentu;
2. Temukan kekuatan arus berdasarkan jumlah zat yang dilepaskan dan waktu yang dihabiskan untuk pelepasannya;
3. Tentukan berapa lama waktu yang diperlukan untuk melepaskan sejumlah zat pada arus tertentu.
Contoh 1
Berapa gram tembaga yang terlepas di katoda bila arus 5 ampere dilewatkan melalui larutan tembaga sulfat CuSO 4 selama 10 menit?
C - konsentrasi ion dalam larutan (g-ion/l)
Mari kita tentukan jumlah listrik yang mengalir melalui larutan:
Q = Itu,
dimana saya adalah arus dalam ampere;
t – waktu dalam hitungan detik.
Q = 5A 600 s = 3000 coulomb
Setara dengan tembaga (pada massa 63,54) adalah 63,54: 2 = 31,77.
Oleh karena itu, 96500 coulomb melepaskan 31,77 g tembaga. Jumlah tembaga yang dibutuhkan:
m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 gram
Berapa lama waktu yang diperlukan untuk melewatkan arus 10 ampere melalui larutan asam untuk memperoleh 5,6 liter hidrogen (pada kondisi normal)?
C - konsentrasi ion dalam larutan (g-ion/l)
Kami menemukan jumlah listrik yang harus melewati larutan agar 5,6 liter hidrogen dapat dilepaskan dari larutan tersebut. Sejak 1 g-eq. hidrogen menempati di n. kamu. volumenya 11,2 l, maka jumlah listrik yang dibutuhkan
Q = (96500 5,6) / 11,2 = 48250 coulomb
Mari kita tentukan waktu perjalanan saat ini:
t = Q / I = 48250 / 10 = 4825 detik = 1 jam 20 menit 25 detik
Contoh 3
Ketika arus dilewatkan melalui larutan garam perak di katoda, arus dilepaskan dalam 10 menit. 1 gram perak. Tentukan kekuatan saat ini.
C - konsentrasi ion dalam larutan (g-ion/l)
1 g-persamaan. perak sama dengan 107,9 g. Untuk melepaskan 1 g perak, 96500 harus melewati larutan: 107,9 = 894 coulomb. Oleh karena itu kekuatan saat ini
Saya = 894 / (10 60)" 1,5A
Contoh 4
Carilah padanan timah jika pada arus 2,5 ampere dari larutan SnCl 2 dalam waktu 30 menit.
C - konsentrasi ion dalam larutan (g-ion/l)
2,77 g timah dilepaskan.
Banyaknya listrik yang melewati larutan dalam waktu 30 menit.
Q = 2,5 30 60 = 4500 coulomb
Sejak untuk rilis 1 g-eq. Dibutuhkan 96.500 coulomb, setara dengan timah.
E Sn = (2,77 96500) / 4500 = 59,4
Korosi Sebelum mengakhiri pembahasan kita tentang elektrokimia, mari kita terapkan pengetahuan yang telah kita peroleh untuk mempelajari satu masalah yang sangat penting - korosi
logam Korosi disebabkan oleh reaksi oksidasi-reduksi dimana logam, sebagai akibat interaksi dengan beberapa zat di lingkungannya, berubah menjadi senyawa yang tidak diinginkan.
Salah satu proses korosi yang paling banyak dikenal adalah karatan pada besi. Dari sudut pandang ekonomi, ini adalah proses yang sangat penting. Diperkirakan 20% besi yang diproduksi setiap tahun di Amerika Serikat digunakan untuk menggantikan produk besi yang tidak dapat digunakan karena karat.
Diketahui bahwa oksigen terlibat dalam karatan besi; besi tidak teroksidasi dalam air tanpa adanya oksigen. Air juga berperan dalam proses karat; besi tidak menimbulkan korosi pada minyak beroksigen selama tidak ada sisa air di dalamnya. Karat dipercepat oleh beberapa faktor, seperti pH lingkungan, adanya garam di dalamnya, kontak besi dengan logam yang lebih sulit teroksidasi dibandingkan besi, serta di bawah pengaruh tekanan mekanis.
Korosi besi pada prinsipnya merupakan proses elektrokimia. Beberapa area permukaan besi berfungsi sebagai anoda tempat terjadinya oksidasi:
Elektron yang dihasilkan dalam hal ini berpindah melalui logam ke area lain di permukaan, yang berperan sebagai katoda. Pengurangan oksigen terjadi pada mereka:
O 2 (g.) + 4H + (aq.) + 4e - → 2H 2 O (l.) Eº pulihkan = 1,23 V
Perhatikan bahwa ion H+ berpartisipasi dalam proses reduksi O2. Jika konsentrasi H+ menurun (yaitu seiring dengan meningkatnya pH), reduksi O2 menjadi lebih sulit. Telah diketahui bahwa besi yang bersentuhan dengan larutan yang pH-nya di atas 9-10 tidak menimbulkan korosi. Selama proses korosi, ion Fe 2+ yang terbentuk di anoda dioksidasi menjadi Fe 3+. Ion Fe 3+ membentuk besi (III) oksida terhidrasi, yang disebut karat:
4Fe 2+ (aq.) + O 2 (g.) + 4H 2 O (l.) +2 X H 2 O (l.) → 2Fe 2 HAI 3 . X H2O( televisi.) + 8H + (aq.)
Karena peran katoda biasanya dimainkan oleh bagian permukaan yang paling baik menerima aliran oksigen, karat paling sering muncul di area ini. Jika Anda memeriksa dengan cermat sekop yang telah berdiri selama beberapa waktu di udara terbuka dan lembab dengan kotoran menempel pada bilahnya, Anda akan melihat bahwa cekungan telah terbentuk di bawah kotoran pada permukaan logam, dan karat telah muncul di mana pun O2 bisa berada. menembus.
Peningkatan korosi akibat adanya garam sering ditemui oleh pengendara di daerah yang jalanannya banyak ditaburi garam di musim dingin untuk melawan kondisi es. Pengaruh garam dijelaskan oleh fakta bahwa ion-ion yang dibentuknya menciptakan elektrolit yang diperlukan untuk pembentukan rangkaian listrik tertutup.
Kehadiran situs anodik dan katodik pada permukaan besi menyebabkan terciptanya dua lingkungan kimia yang tidak setara di dalamnya. Mereka dapat muncul karena adanya kotoran atau cacat pada kisi kristal (tampaknya disebabkan oleh tekanan di dalam logam). Di tempat di mana terdapat pengotor atau cacat, lingkungan mikroskopis atom besi tertentu dapat menyebabkan bilangan oksidasinya sedikit meningkat atau menurun dari posisi normal dalam kisi kristal. Oleh karena itu, tempat-tempat tersebut dapat berperan sebagai anoda atau katoda. Besi ultra-murni, yang jumlah cacatnya diminimalkan, jauh lebih kecil kemungkinannya untuk menimbulkan korosi dibandingkan besi biasa.
Besi sering kali dilapisi dengan cat atau logam lain, seperti timah, seng, atau kromium, untuk melindungi permukaannya dari korosi. Apa yang disebut “pelat timah” diperoleh dengan melapisi besi lembaran dengan lapisan tipis timah. Timah melindungi besi hanya selama lapisan pelindungnya tetap utuh. Segera setelah rusak, udara dan kelembapan mulai mempengaruhi setrika; Timah bahkan mempercepat korosi pada besi karena berfungsi sebagai katoda dalam proses korosi elektrokimia. Perbandingan potensial oksidasi besi dan timah menunjukkan bahwa besi lebih mudah teroksidasi dibandingkan timah:
Fe (padat) → Fe 2+ (aq.) + 2e - Eº oksida = 0,44 V
Layar (televisi) → Layar 2+ (aq.) + 2e - Eº oksida = 0,14 V
Oleh karena itu, besi berfungsi sebagai anoda dalam hal ini dan teroksidasi.
Besi “galvanis” (galvanis) dibuat dengan cara melapisi besi dengan lapisan tipis seng. Seng melindungi besi dari korosi bahkan setelah integritas lapisannya rusak. Dalam hal ini, besi berperan sebagai katoda selama proses korosi, karena seng lebih mudah teroksidasi dibandingkan besi:
Zn (padat) → Zn 2+ (aq.) + 2e - Eº oksida = 0,76 V
Akibatnya, seng bertindak sebagai anoda dan menimbulkan korosi, bukan besi. Jenis proteksi logam yang berperan sebagai katoda dalam proses korosi elektrokimia disebut perlindungan katodik. Pipa yang diletakkan di bawah tanah sering kali dilindungi dari korosi dengan menjadikannya katoda sel elektrokimia. Untuk melakukan ini, balok-balok dari beberapa logam aktif, paling sering magnesium, dikubur di dalam tanah di sepanjang pipa dan dihubungkan dengan kawat ke pipa. Di tanah lembab, logam aktif bertindak sebagai anoda, dan pipa besi menerima perlindungan katodik.
Meskipun pembahasan kita terfokus pada besi, namun besi bukanlah satu-satunya logam yang rentan terhadap korosi. Pada saat yang sama, mungkin tampak aneh bahwa kaleng aluminium, yang dibiarkan begitu saja di udara terbuka, akan terkorosi jauh lebih lambat daripada kaleng besi. Dilihat dari potensi oksidasi standar aluminium (Eº oksida = 1,66 V) dan besi (Eº oksida = 0,44 V), maka korosi pada aluminium diperkirakan akan terjadi lebih cepat. Korosi aluminium yang lambat dijelaskan oleh fakta bahwa lapisan oksida tipis dan padat terbentuk di permukaannya, melindungi logam di bawahnya dari korosi lebih lanjut. Magnesium, yang memiliki potensi oksidasi tinggi, terlindungi dari korosi akibat pembentukan lapisan oksida yang sama. Sayangnya, lapisan oksida pada permukaan besi memiliki struktur yang terlalu longgar dan tidak mampu memberikan perlindungan yang andal. Namun, lapisan oksida pelindung yang baik terbentuk pada permukaan paduan besi-kromium. Paduan seperti ini disebut baja tahan karat.