Basert på endringer i oksidasjonstilstandene til atomene som utgjør de reagerende stoffene, deles kjemiske reaksjoner inn i to typer.
1) Reaksjoner som skjer uten å endre oksidasjonstilstandene til atomer.
For eksempel:
2+4-2 t+2-2+4-2
CaCO 3 = CaO + CO 2
I denne reaksjonen forble oksidasjonstilstanden til hvert atom uendret.
2) Reaksjoner som oppstår med en endring i oksidasjonstilstandene til atomer.
For eksempel:
0 +2 -1 0 +2 -1
Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2
I denne reaksjonen endret oksidasjonstilstandene til sink- og kobberatomene.
Redoksreaksjoner er de vanligste kjemiske reaksjonene.
I praksis er en redoksreaksjon gevinst eller tap av elektroner. Noen atomer (ioner, molekyler) gir eller mottar elektroner fra andre.
Oksidasjon.
Prosessen med å gi fra seg elektroner av et atom, ion eller molekyl kalles oksidasjon.
Når elektroner går tapt, øker oksidasjonstilstanden til et atom.
Et stoff hvis atomer, ioner eller molekyler gir fra seg elektroner kalles reduksjonsmiddel.
I vårt eksempel gikk atomer i oksidasjonstilstand 0 inn i atomer med oksidasjonstilstand+2. Det vil si at det har skjedd en oksidasjonsprosess. I dette tilfellet er sinkatomet, som donerte to elektroner, et reduksjonsmiddel (det økte oksidasjonstilstanden fra 0 til +2).
Oksydasjonsprosessen registreres av en elektronisk ligning, som indikerer endringen i oksidasjonstilstanden til atomer og antall elektroner donert av reduksjonsmidlet.
For eksempel:
0 +2 0
Zn – 2e – = Zn (oksidasjon, Zn – reduksjonsmiddel).
Bedring.
Prosessen med å legge til elektroner kalles restaurering.
Når elektroner tilsettes, synker oksidasjonstilstanden til atomet.
Et stoff hvis atomer, ioner eller molekyler får elektroner kalles oksidasjonsmiddel.
I vårt eksempel er overgangen av kobberatomer med oksidasjonstilstand +2 til atomer med oksidasjonstilstand 0 en reduksjonsprosess. I dette tilfellet senker et kobberatom med en oksidasjonstilstand på +2, som aksepterer to elektroner, oksidasjonstilstanden fra +2 til 0 og er et oksidasjonsmiddel.
Oksydasjonsprosessen er også skrevet ved hjelp av en elektronisk ligning:
2 0 0
Cu + 2e – = Cu (reduksjon, Cu er et oksidasjonsmiddel).
Reduksjonsprosessen og oksidasjonsprosessen er uadskillelige og skjer samtidig.
0 +2 0 +2
Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2
reduksjonsmiddel oksidasjonsmiddel
oksidert redusert
Det er to typer kjemiske reaksjoner:
EN Reaksjoner der oksidasjonstilstanden til elementene ikke endres:
Tilleggsreaksjoner
SO 2 + Na 2 O = Na 2 SO 3
Nedbrytningsreaksjoner
Cu(OH)2 = CuO + H2O
Utveksle reaksjoner
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O
B Reaksjoner der det er en endring i oksidasjonstilstandene til atomene til elementene som utgjør de reagerende forbindelsene og overføring av elektroner fra en forbindelse til en annen:
2Mg0 + O20 = 2Mg +20-2
2KI-1 + Cl20 = 2KCl-1 + I20
Mn +4 O 2 + 4HCl -1 = Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O
Slike reaksjoner kalles redoksreaksjoner.
Oksydasjonstilstanden er den nominelle ladningen til et atom i et molekyl, beregnet under antagelsen om at molekylet består av ioner og generelt er elektrisk nøytralt.
De mest elektronegative elementene i en forbindelse har negative oksidasjonstilstander, og atomene til elementer med mindre elektronegativitet har positive oksidasjonstilstander.
Oksidasjonstilstand - formelt konsept; i noen tilfeller faller ikke oksidasjonstilstanden sammen med valensen.
For eksempel:
N 2 H 4 (hydrazin)
nitrogenoksidasjonsgrad – -2; nitrogenvalens - 3.
Beregning av oksidasjonstilstand
For å beregne oksidasjonstilstanden til et grunnstoff, bør følgende punkter tas i betraktning:
1. Oksydasjonstilstandene til atomer i enkle stoffer er lik null (Na 0; H 2 0).
2. Den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til alle atomene som utgjør et molekyl er alltid lik null, og i et komplekst ion er denne summen lik ladningen til ionet.
3. Følgende atomer har en konstant oksidasjonstilstand i forbindelser med atomer av andre grunnstoffer: alkalimetaller (+1), jordalkalimetaller (+2), fluor
(-1), hydrogen (+1) (unntatt metallhydrider Na + H -, Ca 2+ H 2 - og andre, hvor oksidasjonstilstanden til hydrogen er -1), oksygen (-2) (unntatt F 2 - 1 O + 2 og peroksider som inneholder –O–O–-gruppen, hvor oksidasjonstilstanden til oksygen er -1).
4. For grunnstoffer kan den positive oksidasjonstilstanden ikke overstige en verdi lik gruppenummeret til det periodiske systemet.
Eksempler:
V2+505-2; Na2+1B4+307-2; K+1 Cl+704-2; N-3H3+1; K2+1 H+1P+504-2; Na2+1 Cr2+607-2
Oksidasjon, reduksjon
I redoksreaksjoner overføres elektroner fra ett atom, molekyl eller ion til et annet. Prosessen med å miste elektroner er oksidasjon. Under oksidasjon øker oksidasjonstilstanden:
H20 - 2ē = 2H + + 1/2O 2
S -2 - 2ē = S 0
Al 0 - 3ē = Al +3
Fe +2 - ē = Fe +3
2Br - - 2ē = Br 2 0
Prosessen med å legge til elektroner er reduksjon: Under reduksjon avtar oksidasjonstilstanden.
Mn +4 + 2ē = Mn +2
S0 + 2ē = S -2
Cr +6 +3ē = Cr +3
Cl 2 0 +2ē = 2Cl -
O 2 0 + 4ē = 2O -2
Atomer, molekyler eller ioner som får elektroner i en gitt reaksjon er oksidasjonsmidler, og de som donerer elektroner er reduksjonsmidler.
Oksydasjonsmidlet reduseres under reaksjonen, reduksjonsmidlet oksideres.
Redoksegenskaper til et stoff og oksidasjonstilstanden til dets atomer
Forbindelser som inneholder atomer av elementer med maksimal oksidasjonstilstand kan bare være oksidasjonsmidler på grunn av disse atomene, fordi de har allerede gitt opp alle valenselektronene sine og er bare i stand til å akseptere elektroner. Den maksimale oksidasjonstilstanden til et grunnstoffs atom er lik tallet på gruppen i det periodiske systemet som grunnstoffet tilhører. Forbindelser som inneholder atomer av elementer med en minimal oksidasjonstilstand kan bare tjene som reduksjonsmidler, siden de bare er i stand til å donere elektroner, fordi det ytre energinivået til slike atomer fullføres av åtte elektroner. Minste oksidasjonstilstand for metallatomer er 0, for ikke-metaller - (n–8) (hvor n er tallet på gruppen i det periodiske systemet). Forbindelser som inneholder atomer av grunnstoffer med mellomliggende oksidasjonstilstander kan være både oksiderende og reduserende midler, avhengig av partneren de samhandler med og reaksjonsbetingelsene.
De viktigste reduksjons- og oksidasjonsmidlene
Restauratører
Karbon(II)monoksid (CO).
Hydrogensulfid (H2S);
svoveloksid (IV) (SO 2);
svovelsyrling H 2 SO 3 og dens salter.
Hydrohalogensyrer og deres salter.
Metallkationer i lavere oksidasjonstilstander: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO4) 3.
Salpetersyre HNO2;
ammoniakk NH3;
hydrazin NH2NH2;
nitrogenoksid (II) (NO).
Katode under elektrolyse.
Oksidasjonsmidler
Halogener.
Kaliumpermanganat (KMnO 4);
kaliummanganat (K2MnO4);
mangan (IV) oksid (MnO 2).
Kaliumdikromat (K2Cr207);
kaliumkromat (K 2 CrO 4).
Salpetersyre(HNO 3).
Svovelsyre(H2SO4) kons.
kobber(II)oksid (CuO);
bly(IV)oksid (PbO2);
sølvoksid (Ag20);
hydrogenperoksid (H 2 O 2).
Jern(III)klorid (FeCl 3).
Berthollets salt (KClO 3).
Anode under elektrolyse.
Basert på endringen i oksidasjonstilstand, kan alle kjemiske reaksjoner deles inn i to typer:
I. Reaksjoner som skjer uten å endre oksidasjonstilstanden til elementene som utgjør de reagerende stoffene. Slike reaksjoner er klassifisert som ionebytterreaksjoner.
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.
II. Reaksjoner som oppstår med en endring i oksidasjonstilstanden til grunnstoffer
inkludert i de reagerende stoffene. Slike reaksjoner er klassifisert som redoksreaksjoner.
5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.
Oksidasjonstilstand(oksidasjon) - en karakteristikk av tilstanden til atomene til elementene i molekylet. Det karakteriserer den ujevne fordelingen av elektroner mellom atomer av elementer og tilsvarer ladningen som et atom av et element ville oppnå hvis alle vanlige elektronpar av det kjemiske bindinger skiftet mot det mer elektronegative elementet. Avhengig av den relative elektronegativiteten til elementene som danner bindingen, kan elektronparet flyttes til ett av atomene eller symmetrisk lokaliseres i forhold til atomkjernene. Derfor kan oksidasjonstilstanden til grunnstoffer ha en negativ, positiv eller null verdi.
Elementer hvis atomer aksepterer elektroner fra andre atomer har en negativ oksidasjonstilstand. Elementer hvis atomer donerer elektronene sine til andre atomer har en positiv oksidasjonstilstand. Atomer i molekylene til enkle stoffer har null oksidasjonstilstand, og også hvis stoffet er i atomisk tilstand.
Oksydasjonstilstanden er indikert med +1, +2.
Ioneladning 1+, 2+.
Oksydasjonstilstanden til et grunnstoff i en forbindelse bestemmes i henhold til reglene:
1. Oksydasjonstilstanden til et grunnstoff i enkle stoffer er null.
2. Noen grunnstoffer viser en konstant oksidasjonstilstand i nesten alle deres forbindelser. Disse elementene inkluderer:
Har en oksidasjonstilstand på +1 (unntatt metallhydrider).
O har en oksidasjonstilstand på –2 (unntatt fluorider).
3. Element I, II og III grupper hovedundergrupper Periodesystemet elementer av D.I. Mendeleev har en konstant oksidasjonstilstand lik gruppetallet.
Elementene Na, Ba, Al: oksidasjonstilstand henholdsvis +1, +2, +3.
4. For grunnstoffer som har en variabel oksidasjonstilstand, er det begrepet høyere og lavere oksidasjonstilstander.
Den høyeste oksidasjonstilstanden til et grunnstoff er lik tallet på gruppen D.I. Mendeleevs periodiske system der grunnstoffet er lokalisert.
Elementer N,Cl: høyeste grad oksidasjon +5, +7, henholdsvis.
Den laveste oksidasjonstilstanden til et grunnstoff er lik gruppenummeret til D.I. Mendeleevs periodiske system, der grunnstoffet minus åtte er plassert.
Elementer N, Cl: laveste oksidasjonstilstand -3, -1 hhv.
5. I enkeltelementioner er oksidasjonstilstanden til elementet lik ladningen til ionet.
Fe 3+ - oksidasjonstilstand er +3; S 2- - oksidasjonstilstand er -2.
6. Summen av oksidasjonstilstandene til alle atomene til grunnstoffene i et molekyl er null.
KNO 3; (+1) + X+ 3 · (-2) = 0; X= +5. Oksydasjonstilstanden til nitrogen er +5.
7. Summen av oksidasjonstilstandene til alle atomene til grunnstoffene i et ion er lik ladningen til ionet.
SO 4 2-; X+ 4·(-2) = -2; X= +6. Oksydasjonstilstanden til svovel er +6.
8. I forbindelser som består av to grunnstoffer har elementet skrevet til høyre alltid den laveste oksidasjonstilstanden.
Reaksjoner der oksidasjonstilstanden til grunnstoffene endres, klassifiseres som redoksreaksjoner /ORR/. Disse reaksjonene består av oksidasjons- og reduksjonsprosesser.
Oksidasjon er prosessen med å gi fra seg elektroner av et grunnstoff som er en del av et atom, molekyl eller ion.
Al 0 – 3e = Al 3+
H2 – 2e = 2H+
Fe 2+ - e = Fe 3+
2Cl - - 2e = Cl2
Under oksidasjon øker oksidasjonstilstanden til elementet. Et stoff (atom, molekyl eller ion) som inneholder et grunnstoff som donerer elektroner kalles et reduksjonsmiddel. Al, H2, Fe2+, Cl--reduserende midler. Reduksjonsmidlet oksideres.
Bedring er prosessen med å legge til elektroner til et grunnstoff som er en del av et atom, molekyl eller ion.
Cl 2 + 2e = 2Cl -
Fe 3+ + e = Fe 2+
Under reduksjon reduseres oksidasjonstilstanden til elementet. Et stoff (atom, molekyl eller ion) som inneholder et grunnstoff som aksepterer elektroner, kalles et oksidasjonsmiddel. S, Fe 3+, Cl 2 er oksidasjonsmidler. Oksydasjonsmidlet reduseres.
Det totale antallet elektroner i systemet endres ikke under en kjemisk reaksjon. Antall elektroner som gis opp av reduksjonsmidlet er lik antallet elektroner oppnådd av oksidasjonsmidlet.
For å sette sammen en ligning for en oksidasjons-reduksjonsreaksjon (ORR) i løsninger, brukes den ione-elektroniske metoden (halvreaksjonsmetoden).
OVR kan forekomme i sure, nøytrale eller alkaliske miljøer. Reaksjonsligningene tar hensyn til mulig deltakelse av vannmolekyler (HOH) og overskytende H + eller OH - ioner inneholdt i løsningen, avhengig av naturen til miljøet:
i et surt miljø - HOH og H + ioner;
i et nøytralt miljø - bare IKKE;
i et alkalisk miljø - HOH og OH - ioner.
Når du kompilerer OVR-ligninger, er det nødvendig å følge en bestemt sekvens:
1.Skriv et reaksjonsdiagram.
2.Identifiser elementene som endret oksidasjonstilstanden.
3.Skriv et diagram i en kort ionisk-molekylær form: sterke elektrolytter i form av ioner, svake elektrolytter i form av molekyler.
4. Lag ligninger for prosessene med oksidasjon og reduksjon (ligninger av halvreaksjoner). For å gjøre dette, skriv ned elementene som endrer oksidasjonstilstanden i form av reelle partikler (ioner, atomer, molekyler) og utligne antallet av hvert element på venstre og høyre side av halvreaksjonen.
Note:
Dersom utgangsstoffet inneholder færre oksygenatomer enn produktene (P PO 4 3-), så tilføres oksygenmangelen omgivelsene.
Hvis utgangsstoffet inneholder flere oksygenatomer enn produktene (SO 4 2- SO 2), så bindes det frigjorte oksygenet av mediet.
5. Utlign venstre og høyre side av ligningene i henhold til antall ladninger. For å gjøre dette, legg til eller trekk fra det nødvendige antallet elektroner.
6.Velg faktorer for oksidasjons- og reduksjonshalvreaksjonene slik at antall elektroner under oksidasjon er lik antall elektroner under reduksjon.
7.Summer opp halvreaksjonene av oksidasjon og reduksjon, ta hensyn til de funnet faktorene.
8.Skriv den resulterende ionisk-molekylære ligningen i molekylær form.
9.Utfør en oksygentest.
Det er tre typer redoksreaksjoner:
a) Intermolekylær - reaksjoner der oksidasjonstilstanden endres for grunnstoffer som utgjør ulike molekyler.
2KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5 NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
b) Intramolekylær - reaksjoner der oksidasjonstilstanden endres for grunnstoffene som utgjør ett molekyl.
Et av hovedbegrepene uorganisk kjemi er begrepet oksidasjonstilstand (CO).
Oksydasjonstilstanden til et grunnstoff i en forbindelse er den formelle ladningen til et grunnstoffs atom, beregnet ut fra antakelsen om at valenselektroner overføres til atomer med høyere relativ elektronegativitet (REO) og alle bindinger i forbindelsesmolekylet er ioniske.
Oksydasjonstilstanden til elementet E er indikert øverst på elementsymbolet med et "+" eller "-"-tegn foran tallet.
Graden av oksidasjon av ioner som faktisk eksisterer i en løsning eller krystaller, faller sammen med ladningstallet og angis på samme måte med et "+" eller " "-tegn etter tallet, for eksempel Ca 2+.
Stock-metoden brukes også for å angi oksidasjonstilstanden i romertall etter grunnstoffsymbolet: Mn (VII), Fe (III).
Spørsmålet om tegnet på oksidasjonstilstanden til atomer i et molekyl er løst basert på en sammenligning av elektronegativiteten til de sammenkoblede atomene som danner molekylet. I dette tilfellet har et atom med lavere elektronegativitet en positiv oksidasjonstilstand, og et atom med høyere elektronegativitet har en negativ oksidasjonstilstand.
Det skal bemerkes at oksidasjonstilstanden ikke kan identifiseres med valensen til et element. Valens, definert som antall kjemiske bindinger som et gitt atom er forbundet med andre atomer med, kan ikke være lik null og har ikke et "+" eller " "-tegn. Oksydasjonstilstanden kan ha både en positiv og negativ verdi, og kan også få en null eller til og med brøkverdi. I CO 2-molekylet er altså oksidasjonstilstanden til C +4, og i CH 4-molekylet er oksidasjonstilstanden til C 4. Valensen til karbon i begge forbindelsene er IV.
Til tross for de ovennevnte ulempene er bruken av konseptet oksidasjonstilstand praktisk ved klassifisering kjemiske forbindelser og utarbeide ligninger for redoksreaksjoner.
Under redoksreaksjoner skjer to prosesser som er relatert til hverandre: oksidasjon og reduksjon.
Oksidasjon Prosessen med elektrontap kalles. Bedring prosessen med å legge til elektroner.
Stoffer hvis atomer eller ioner donerer elektroner kalles restauratører. Stoffer hvis atomer eller ioner fester elektroner (eller trekker tilbake et vanlig elektronpar) kalles oksidasjonsmidler.
Når et grunnstoff oksideres øker oksidasjonstilstanden, med andre ord øker reduksjonsmidlet under reaksjonen oksidasjonstilstanden.
Tvert imot, når et element reduseres, reduseres oksidasjonstilstanden, dvs. under reaksjonen reduserer oksidasjonsmidlet oksidasjonstilstanden.
Dermed kan vi gi følgende formulering av redoksreaksjoner: redoksreaksjoner er reaksjoner som skjer med en endring i oksidasjonstilstanden til atomene til grunnstoffene som utgjør de reagerende stoffene.
Oksydasjonsmidler og reduksjonsmidler
For å forutsi produkter og retningen til redoksreaksjoner, er det nyttig å huske at typiske oksidasjonsmidler er enkle stoffer hvis atomer har en stor REO > 3,0 (elementer i gruppene VIA og VIIA). Av disse er de kraftigste oksidasjonsmidlene fluor (OEO = 4,0), oksygen (OEO = 3,0) og klor (OEO = 3,5). Viktige oksidasjonsmidler inkluderer PbO 2, KMnO 4, Ca(SO 4) 2, K 2 Cr 2 O 7 , HClO, HClO 3, KSIO 4, NaBiO 3, H 2 SO4 (kons), HNO 3 (kons), Na 2 O 2, (NH 4) 2 S 2 O 8, KSIO 3, H 2 O 2 og andre stoffer , som inneholder atomer med høyere eller høyere CO.
Typiske reduksjonsmidler inkluderer enkle stoffer hvis atomer har en liten REO< 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.
Ved sammensetning av ligninger for redoksreaksjoner kan to metoder benyttes: elektronbalansemetoden og den ione-elektroniske metoden (halvreaksjonsmetoden). En mer korrekt ide om redoksprosesser i løsninger er gitt av den ione-elektroniske metoden. Ved å bruke denne metoden blir endringer som faktisk eksisterer i en løsning forutsagt av ioner og molekyler.
I tillegg til å forutsi reaksjonsprodukter, ioniske ligninger halvreaksjoner er nødvendige for å forstå redoksprosessene som skjer under elektrolyse og i galvaniske celler. Denne metoden reflekterer miljøets rolle som deltaker i prosessen. Og til slutt, når du bruker denne metoden, er det ikke nødvendig å vite på forhånd alle stoffene som er dannet, siden mange av dem oppnås ved å utarbeide ligningen for redoksreaksjoner.
Det bør huskes at selv om halvreaksjoner gjenspeiler de virkelige prosessene som skjer under redoksreaksjoner, kan de ikke identifiseres med de virkelige stadiene (mekanismene) til redoksreaksjoner.
Arten og retningen til redoksreaksjoner påvirkes av mange faktorer: reaktantenes natur, mediets reaksjon, konsentrasjon, temperatur, katalysatorer.
Biologisk betydning av redoksprosesser
Viktige prosesser i dyreorganismer er reaksjoner av enzymatisk oksidasjon av substratstoffer: karbohydrater, fett, aminosyrer. Som et resultat av disse prosessene mottar organismer store mengder energi. Omtrent 90 % av hele energibehovet til en voksen mann dekkes av energien som produseres i vev ved oksidasjon av karbohydrater og fett. Resten av energien, ~10 %, kommer fra den oksidative nedbrytningen av aminosyrer.
Biologisk oksidasjon skjer gjennom komplekse mekanismer med deltakelse av et stort antall enzymer. I mitokondrier skjer oksidasjon som et resultat av overføring av elektroner fra organiske underlag. Som elektronbærere inkluderer den mitokondrielle respirasjonskjeden forskjellige proteiner som inneholder forskjellige funksjonelle grupper som er designet for å overføre elektroner. Når de beveger seg langs kjeden fra ett mellomprodukt til et annet, mister elektroner fri energi. For hvert par elektroner som overføres gjennom luftveiskjeden til oksygen, syntetiseres 3 ATP-molekyler. Den frie energien som frigjøres når 2 elektroner overføres til oksygen er 220 kJ/mol.
Syntesen av 1 ATP-molekyl under standardbetingelser krever 30,5 kJ. Det er klart av dette at en ganske betydelig del av den frie energien som frigjøres under overføringen av ett elektronpar er lagret i ATP-molekyler. Fra disse dataene blir rollen til flertrinns elektronoverføring fra det opprinnelige reduksjonsmidlet til oksygen tydelig. Den store energien (220 kJ) som frigjøres under overføringen av ett elektronpar til oksygen deles inn i et antall deler som tilsvarer individuelle oksidasjonsstadier. På tre slike stadier tilsvarer mengden energi som frigjøres omtrent den energien som kreves for syntesen av 1 ATP-molekyl.
Oksidasjonstilstand
Oksydasjonstilstanden er den nominelle ladningen til et atom i et molekyl, beregnet under antagelsen om at molekylet består av ioner og generelt er elektrisk nøytralt.
De mest elektronegative elementene i en forbindelse har negative oksidasjonstilstander, og atomene til elementer med mindre elektronegativitet har positive oksidasjonstilstander.
Oksidasjonstilstand er et formelt begrep; i noen tilfeller faller ikke oksidasjonstilstanden sammen med valensen.
For eksempel:
N2H4 (hydrazin)
nitrogenoksidasjonsgrad – -2; nitrogenvalens - 3.
Beregning av oksidasjonstilstand
For å beregne oksidasjonstilstanden til et grunnstoff, bør følgende punkter tas i betraktning:
1. Oksydasjonstilstandene til atomer i enkle stoffer er lik null (Na 0; H2 0).
2. Den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til alle atomene som utgjør et molekyl er alltid null, og i et komplekst ion er denne summen lik ladningen til ionet.
3. Atomene har en konstant oksidasjonstilstand: alkalimetaller (+1), jordalkalimetaller (+2), hydrogen (+1) (unntatt hydrider NaH, CaH2 osv., hvor oksidasjonstilstanden til hydrogen er -1 ), oksygen (-2) (bortsett fra F 2 -1 O +2 og peroksider som inneholder –O–O–-gruppen, hvor oksidasjonstilstanden til oksygen er -1).
4. For grunnstoffer kan den positive oksidasjonstilstanden ikke overstige en verdi lik gruppenummeret til det periodiske systemet.
Eksempler:
V 2 +5 O 5 -2 ;Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2 ;K +1 Cl +7 O 4 -2 ;N -3 H 3 +1 ;K2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ;Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2
Reaksjoner uten og med endringer i oksidasjonstilstand
Det er to typer kjemiske reaksjoner:
AReaksjoner der oksidasjonstilstanden til elementene ikke endres:
Tilleggsreaksjoner
SÅ 2 +Na 2 O → Na 2 SÅ 3
Nedbrytningsreaksjoner
Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O
Utveksle reaksjoner
AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3
NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O
BReaksjoner der det er en endring i oksidasjonstilstandene til atomene til elementene som utgjør de reagerende forbindelsene:
2Mg0 + O20 -> 2Mg +20-2
2KCl +5 O3-2 →2KCl-1 + 3O2 0
2KI-1 + Cl20 → 2KCl-1 + I20
Mn +4 O 2 + 4HCl -1 ® Mn +2 Cl 2 + Cl + 1 2 0 + 2H 2 O
Slike reaksjoner kalles redoksreaksjoner
Redoksreaksjoner er reaksjoner der oksidasjonstilstandene til atomene endres. Redoksreaksjoner er svært vanlige. Alle forbrenningsreaksjoner er redoks.
Redoksreaksjonen består av to prosesser som ikke kan skje adskilt fra hverandre. Prosessen med å øke oksidasjonstilstanden kalles oksidasjon.
Samtidig med oksidasjon skjer reduksjon, det vil si prosessen med å redusere oksidasjonstilstanden.
Oksidasjon, reduksjon
Følgelig er det to hoveddeltakere i redoksreaksjoner: et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel. +5
Prosessen med å miste elektroner er oksidasjon. +5
Under oksidasjon øker oksidasjonstilstanden. Under reaksjonen senker oksidasjonsmidlet sin oksidasjonstilstand og reduseres. Her er det nødvendig å skille mellom et oksiderende kjemisk element og et oksiderende stoff. +5
N
- oksidasjonsmiddel;
HN
O3 og NaN
O 3 - oksidasjonsmidler. -1
Hvis vi sier at salpetersyre og dens salter er sterke oksidasjonsmidler, så mener vi med dette at oksidasjonsmidlet er nitrogenatomer med en oksidasjonstilstand på +5, og ikke hele stoffet som helhet. -1
Den andre obligatoriske deltakeren i redoksreaksjonen kalles reduksjonsmidlet. -1
Prosessen med å legge til elektroner er reduksjon. Under reduksjon avtar oksidasjonstilstanden.
Reduksjonsmidlet øker oksidasjonstallet ved å bli oksidert under reaksjonen. Akkurat som ved et oksidasjonsmiddel bør man skille mellom et reduserende stoff og et reduserende kjemisk grunnstoff.
Når vi utfører reaksjonen med å redusere et aldehyd til alkohol, kan vi ikke ta bare hydrogen med en oksidasjonstilstand på -1, men ta en slags hydrid, fortrinnsvis litiumaluminiumhydrid.
N +4
- reduksjonsmiddel; +6
NaH
og LiAlH +7
4 - reduksjonsmidler. +2
I redoksreaksjoner er en fullstendig overføring av elektroner fra et reduksjonsmiddel til et oksidasjonsmiddel ekstremt sjelden, siden det er få forbindelser med ioniske bindinger. Men når vi arrangerer koeffisientene, går vi ut fra antakelsen om at en slik overgang forekommer. Dette gjør det mulig å riktig bestemme hovedkoeffisientene foran formlene for oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel.
Atomer eller ioner som får elektroner i en gitt reaksjon er oksidasjonsmidler, og de som donerer elektroner er reduksjonsmidler.
Redoksegenskaper til et stoff og oksidasjonstilstanden til dets atomer
Forbindelser som inneholder atomer av elementer med maksimal oksidasjonstilstand kan bare være oksidasjonsmidler på grunn av disse atomene, fordi de har allerede gitt opp alle valenselektronene sine og er bare i stand til å akseptere elektroner. Den maksimale oksidasjonstilstanden til et grunnstoffs atom er lik tallet på gruppen i det periodiske systemet som grunnstoffet tilhører.
Forbindelser som inneholder atomer av elementer med en minimal oksidasjonstilstand kan bare tjene som reduksjonsmidler, siden de bare er i stand til å donere elektroner, fordi det ytre energinivået til slike atomer fullføres av åtte elektroner.
Minste oksidasjonstilstand for metallatomer er 0, for ikke-metaller - (n–8) (hvor n er tallet på gruppen i det periodiske systemet).
Forbindelser som inneholder atomer av grunnstoffer med mellomliggende oksidasjonstilstander kan være både oksiderende og reduserende midler, avhengig av partneren de samhandler med og reaksjonsbetingelsene.
De viktigste reduksjons- og oksidasjonsmidlene
Redusere:
Metaller,
hydrogen,
kull.
Karbon(II)monoksid (CO).
Hydrogensulfid (H2S);
svoveloksid (IV) (SO 2);
svovelsyrling H 2 SO 3 og dens salter.
Hydrohalogensyrer og deres salter.
Metallkationer i lavere oksidasjonstilstander: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.
Salpetersyre HNO 2;
ammoniakk NH3;
hydrazin NH2NH2;
nitrogenoksid (II) (NO).
Katode under elektrolyse.
Oksidasjonsmidler
Halogener.
Kaliumpermanganat (KMnO 4);
kaliummanganat (K2MnO4);
mangan (IV) oksid (MnO 2).
Kaliumdikromat (K2Cr207);
kaliumkromat (K 2 CrO 4).
Salpetersyre (HNO 3).
Svovelsyre (H 2 SO 4) kons.
kobber(II)oksid (CuO);
bly(IV)oksid (PbO2);
sølvoksid (Ag20);
hydrogenperoksid (H 2 O 2).
Jern(III)klorid (FeCl 3).
Berthollets salt (KClO 3).
For halvreaksjoner M n+ + nē ® M 0 kalles E 0 standard elektrodepotensial. Basert på størrelsen på dette potensialet, plasseres metaller vanligvis i en serie standard elektrodepotensialer (en serie metallspenninger):
|
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 |
En rekke påkjenninger karakteriserer de kjemiske egenskapene til metaller:
1. Jo lenger til venstre et metall befinner seg i spenningsserien, desto sterkere er dets reduksjonsevne og jo svakere oksidasjonsevne til ionet i løsning (dvs. jo lettere gir det fra seg elektroner (oksiderer) og jo vanskeligere er det for ionene til å feste elektroner igjen).
2. Hvert metall er i stand til å fortrenge fra saltløsninger de metallene som er i spenningsserien til høyre for det, dvs.
reduserer ioner av påfølgende metaller til elektrisk nøytrale atomer, donerer elektroner og blir til ioner selv.
3. Bare metaller som er i spenningsserien til venstre for hydrogen (H) er i stand til å fortrenge det fra sure løsninger (for eksempel Zn, Fe, Pb, men ikke Cu, Hg, Ag).
Galvaniske celler
Hvert annet metall, som blir nedsenket i løsninger av deres salter, som kommuniserer med hverandre gjennom en sifon fylt med en elektrolytt, danner en galvanisk celle. Metallplater nedsenket i løsninger kalles elektroder av elementet.
I en lukket galvanisk celle oppstår altså interaksjon mellom et metall og en saltløsning av et annet metall, som ikke er i direkte kontakt med hverandre. Atomer av det første metallet, som gir fra seg elektroner, blir til ioner, og ioner av det andre metallet, som legger til elektroner, blir til atomer. Det første metallet fortrenger det andre fra løsningen av saltet.
For eksempel, under driften av en galvanisk celle sammensatt av sink og bly, nedsenket i henholdsvis løsninger av Zn(NO 3) 2 og Pb(NO 3) 2, skjer følgende prosesser ved elektrodene:
Zn – 2ē → Zn 2+
Pb 2+ + 2ē → Pb
Ved å summere opp begge prosessene får vi ligningen Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, som uttrykker reaksjonen som skjer i elementet i ionisk form. Den molekylære ligningen for samme reaksjon vil være:
Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2
|
Den elektromotoriske kraften til en galvanisk celle er lik potensialforskjellen mellom de to elektrodene. Når du bestemmer det, trekkes den minste alltid fra det større potensialet. For eksempel er den elektromotoriske kraften (emf) til det betraktede elementet lik: |
-0,13 |
(-0,76) |
E.m.f. |
|
|
= |
0,63v |
E Pb
EZn
Den vil ha denne verdien forutsatt at metallene er nedsenket i løsninger der ionekonsentrasjonen er 1 g-ion/l.
Ved andre konsentrasjoner av løsninger vil verdiene til elektrodepotensialene være litt forskjellige. De kan beregnes ved hjelp av formelen:
E = E 0 + (0,058/n) logC
hvor E er ønsket metallpotensial (i volt)
E 0 - dets normale potensial
n - valens av metallioner
C - konsentrasjon av ioner i løsning (g-ion/l)
Eksempel
Finn den elektromotoriske kraften til elementet (emf) dannet av en sinkelektrode nedsenket i en 0,1 M løsning av Zn(NO 3) 2 og en blyelektrode nedsenket i en 2 M løsning av Pb(NO 3) 2.
Løsning
Vi beregner potensialet til sinkelektroden:
E Zn = -0,76 + (0,058 / 2) log 0,1 = -0,76 + 0,029 (-1) = -0,79 v
Vi beregner potensialet til blyelektroden:
E Pb = -0,13 + (0,058 / 2) log 2 = -0,13 + 0,029 0,3010 = -0,12 v
Finn den elektromotoriske kraften til elementet: E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67 v
Elektrolyse
For å konvertere forskjellige ioner til nøytrale atomer eller grupper av atomer, kreves det forskjellige spenninger av elektrisk strøm. Noen ioner mister ladningen lettere, andre vanskeligere. Graden av letthet hvormed metallioner utlades (forsterkningselektroner) bestemmes av plasseringen av metallene i spenningsserien.
Jo lenger til venstre et metall er i spenningsserien, jo større er dets negative potensial (eller mindre positivt potensial), desto vanskeligere er det, alt annet likt, dets ioner å utlade (Au 3+, Ag + ioner er lettest å utslipp Li +, Rb +, K er de vanskeligste +). Hvis det er ioner av flere metaller i en løsning samtidig, blir ionene av metallet med et lavere negativt potensial (eller et høyere positivt potensial) utladet først. For eksempel frigjøres metallisk kobber først fra en løsning som inneholder Zn 2+ og Cu 2+ ioner. Men størrelsen på metallets potensial avhenger også av konsentrasjonen av dets ioner i løsningen;
den enkle utslipp av ioner av hvert metall endres også avhengig av deres konsentrasjon: en økning i konsentrasjonen letter utslippet av ioner, en reduksjon gjør det vanskeligere.
Ved anoden kan enten ioner av sure rester eller hydroksylioner av vann slippes ut. Hvis ionene av sure rester ikke inneholder oksygen (Cl -, S 2-, CN -, etc.), så er det vanligvis disse ionene som slippes ut, og ikke hydroksylene, som mister ladningen mye vanskeligere, og Cl 2, S osv. frigjøres ved anoden .d. Tvert imot, hvis et salt av en oksygenholdig syre eller selve syren gjennomgår elektrolyse, utlades hydroksylioner, og ikke ioner av oksygenrester.
De nøytrale OH-gruppene som dannes under utslipp av hydroksylioner dekomponeres umiddelbart i henhold til ligningen:
4OH → 2H20 + O2
Som et resultat frigjøres oksygen ved anoden.
Elektrolyse av nikkelkloridløsning NiCl 2
Løsningen inneholder Ni 2+ og Cl - ioner, samt H + og OH - ioner i ubetydelige konsentrasjoner. Når strøm passerer, beveger Ni 2+ ioner seg til katoden, og Cl - ioner beveger seg til anoden. Ved å ta to elektroner fra katoden, blir Ni 2+ ioner til nøytrale atomer som frigjøres fra løsningen. Katoden blir gradvis belagt med nikkel.
Klorioner, når anoden, gir fra seg elektroner til den og blir til kloratomer, som, når de kombineres i par, danner klormolekyler. Klor frigjøres ved anoden. Således er det ved katoden gjenopprettingsprosess , ved anoden –.
oksidasjonsprosess
Elektrolyse av kaliumjodidløsning KI
Kaliumjodid er i løsning i form av K + og I - ioner. Når strøm passerer, beveger K + ioner seg til katoden, I - ioner beveger seg til anoden. Men siden kalium er mye til venstre for hydrogen i spenningsserien, er det ikke kaliumionene som slippes ut ved katoden, men hydrogenionene til vann.
Hydrogenatomene som dannes i dette tilfellet kombineres til H 2 -molekyler, og dermed frigjøres hydrogen ved katoden.
Når hydrogenioner slippes ut, dissosierer flere og flere vannmolekyler, som et resultat av at hydroksylioner (frigitt fra vannmolekylet) samler seg ved katoden, samt K+-ioner, som kontinuerlig beveger seg til katoden.
Det dannes en KOH-løsning. Jod frigjøres ved anoden, siden I-ioner slippes ut lettere enn hydroksylioner av vann.. På samme tid, på grunn av utslipp av hydrogen og hydroksylioner av vann og den kontinuerlige bevegelsen av K + ioner til katoden, og SO 4 2- ioner til anoden, dannes en alkaliløsning (KOH) ved katoden, og en svovelsyreløsning dannes ved anoden.
Elektrolyse av kobbersulfatløsning med en kobberanode
Elektrolyse skjer på en spesiell måte når anoden er laget av det samme metallet hvis salt er i løsning. I dette tilfellet blir ingen ioner utladet ved anoden, men selve anoden løses gradvis opp, og sender ioner inn i løsningen og donerer elektroner til strømkilden.
Hele prosessen kommer ned til frigjøring av kobber ved katoden og gradvis oppløsning av anoden. Mengden CuSO 4 i løsningen forblir uendret.
Elektrolyseloven (M. Faraday)
1. Vektmengden av stoffet som frigjøres under elektrolyse er proporsjonal med mengden elektrisitet som strømmer gjennom løsningen og er praktisk talt ikke avhengig av andre faktorer.
2. Like mengder elektrisitet frigjøres under elektrolyse fra ulike kjemiske forbindelser. mengde stoffer.
3. For å isolere ett gramekvivalent av ethvert stoff fra en elektrolyttløsning, må 96 500 coulombs elektrisitet føres gjennom løsningen.
m (x) = ((I t) / F) (M (x) / n)
hvor m (x) er mengden redusert eller oksidert stoff (g);
I er styrken til den overførte strømmen (a);
t - elektrolysetid (s);
M(x)- molar masse;
n er antall elektroner tilegnet eller gitt opp i redoksreaksjoner;
F - Faradays konstant (96500 kjølig/mol).
Basert på denne formelen kan du gjøre en rekke beregninger knyttet til elektrolyseprosessen, for eksempel:
1. Beregn mengdene av stoffer som frigjøres eller dekomponeres av en viss mengde elektrisitet;
2. Finn strømstyrken ved mengden stoff som frigjøres og tiden brukt på frigjøringen;
3. Bestem hvor lang tid det vil ta å frigjøre en viss mengde av et stoff ved en gitt strøm.
Eksempel 1
Hvor mange gram kobber vil frigjøres ved katoden når en strøm på 5 ampere føres gjennom en løsning av kobbersulfat CuSO 4 i 10 minutter?
C - konsentrasjon av ioner i løsning (g-ion/l)
La oss bestemme mengden elektrisitet som strømmer gjennom løsningen:
Q = Det,
hvor I er strømmen i ampere;
t – tid i sekunder.
Q = 5A 600 s = 3000 coulombs
Ekvivalenten av kobber (ved masse 63,54) er 63,54: 2 = 31,77.
Derfor frigjør 96500 coulombs 31,77 g kobber. Nødvendig mengde kobber:
m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g
Hvor lang tid tar det å føre en strøm på 10 ampere gjennom en sur løsning for å få 5,6 liter hydrogen (ved normale forhold)?
C - konsentrasjon av ioner i løsning (g-ion/l)
Vi finner mengden elektrisitet som må passere gjennom løsningen for at 5,6 liter hydrogen skal frigjøres fra den. Siden 1 g-ekv. hydrogen opptar ved n. u. volum er 11,2 l, deretter den nødvendige mengden elektrisitet
Q = (96500 5,6) / 11,2 = 48250 coulombs
La oss bestemme gjeldende passasjetid:
t = Q / I = 48250 / 10 = 4825 s = 1 t 20 min 25 s
Eksempel 3
Når en strøm ble ført gjennom en løsning av sølvsalt ved katoden, ble den frigjort på 10 minutter. 1 g sølv. Bestem strømstyrken.
C - konsentrasjon av ioner i løsning (g-ion/l)
1 g-ekv. sølv er 107,9 g For å frigjøre 1 g sølv, må 96500 passere gjennom løsningen: 107,9 = 894 coulombs. Derav den nåværende styrken
I = 894 / (10 60)" 1,5A
Eksempel 4
Finn ekvivalenten til tinn hvis du har en strøm på 2,5 ampere fra en løsning av SnCl 2 på 30 minutter.
C - konsentrasjon av ioner i løsning (g-ion/l)
2,77 g tinn frigjøres.
Mengden elektrisitet som passerer gjennom løsningen på 30 minutter.
Q = 2,5 30 60 = 4500 coulombs
Siden for utgivelsen av 1 g-eq. Det kreves 96 500 coulombs, deretter tilsvarende tinn.
E Sn = (2,77 96500) / 4500 = 59,4
Korrosjon Før vi avslutter vår diskusjon om elektrokjemi, la oss bruke kunnskapen vi har tilegnet oss til studiet av et veldig viktig problem - korrosjon
metaller Korrosjon er forårsaket av redoksreaksjoner der et metall, som et resultat av interaksjon med et stoff i miljøet, omdannes til en uønsket forbindelse.
En av de mest kjente korrosjonsprosessene er rusting av jern. Fra et økonomisk synspunkt er dette en svært viktig prosess. Det er anslått at 20 % av jernet som produseres årlig i USA brukes til å erstatte jernprodukter som har blitt ubrukelige på grunn av rust.
Det er kjent at oksygen er involvert i rusten av jern; jern oksiderer ikke i vann i fravær av oksygen. Vann deltar også i rustprosessen; jern korroderer ikke i oksygenholdig olje så lenge det ikke er spor av vann i det. Rusting akselereres av en rekke faktorer, for eksempel miljøets pH, tilstedeværelsen av salter i det, kontakten av jern med metall, som er vanskeligere å oksidere enn jern, samt under påvirkning av mekanisk stress.
Korrosjon av jern er i prinsippet en elektrokjemisk prosess. Noen områder av overflaten av jern fungerer som en anode der oksidasjonen skjer:
Elektronene som genereres i dette tilfellet beveger seg gjennom metallet til andre områder av overflaten, som spiller rollen som en katode. Oksygenreduksjon skjer på dem:
O 2 (g.) + 4H + (aq.) + 4e - → 2H 2 O (l.) Eº gjenoppretting = 1,23 V
Merk at H + -ioner deltar i prosessen med O 2 -reduksjon. Hvis H+-konsentrasjonen synker (dvs. når pH øker), blir O2-reduksjon vanskeligere. Det har blitt lagt merke til at jern i kontakt med en løsning hvis pH er over 9-10 ikke korroderer. Under korrosjonsprosessen blir Fe 2+ ioner dannet ved anoden oksidert til Fe 3+. Fe 3+ ioner danner hydrert jern(III)oksid, som kalles rust:
4Fe 2+ (vandig) + O 2 (g.) + 4H 2 O (l.) +2 X H 2 O (l.) → 2Fe203. x H2O( tv.) + 8H + (aq.)
Siden katodens rolle vanligvis spilles av den delen av overflaten som er best forsynt med oksygentilstrømning, oppstår rust oftest i disse områdene. Hvis du nøye undersøker en spade som har stått en stund i åpen, fuktig luft med smuss festet til bladet, vil du legge merke til at det har dannet seg fordypninger under smuss på overflaten av metallet, og rust har dukket opp overalt der O2 kunne trenge.
Økt korrosjon i nærvær av salter oppleves ofte av bilister i områder der veiene er sjenerøst drysset med salt om vinteren for å bekjempe isete forhold. Påvirkningen av salter forklares av det faktum at ionene de danner skaper elektrolytten som er nødvendig for dannelsen av en lukket elektrisk krets.
Tilstedeværelsen av anodiske og katodiske steder på overflaten av jern fører til dannelsen av to ulike kjemiske miljøer på den. De kan oppstå på grunn av tilstedeværelsen av urenheter eller defekter i krystallgitteret (tilsynelatende forårsaket av spenninger i metallet). På steder hvor slike urenheter eller defekter er tilstede, kan det mikroskopiske miljøet til et bestemt jernatom føre til at dets oksidasjonstilstand øker litt eller reduseres fra normale posisjoner i krystallgitteret. Derfor kan slike steder spille rollen som anoder eller katoder. Ultrarent jern, hvor antallet slike defekter er redusert til et minimum, er mye mindre sannsynlig å korrodere sammenlignet med vanlig jern.
Jern er ofte belagt med maling eller annet metall, for eksempel tinn, sink eller krom, for å beskytte overflaten mot korrosjon. Den såkalte "blikkplaten" oppnås ved å dekke platejern med et tynt lag tinn. Tinn beskytter jern bare så lenge det beskyttende laget forblir intakt. Så snart det er skadet, begynner luft og fuktighet å påvirke jernet; Tinn akselererer til og med korrosjonen av jern fordi det fungerer som en katode i den elektrokjemiske korrosjonsprosessen. En sammenligning av oksidasjonspotensialene til jern og tinn viser at jern oksideres lettere enn tinn:
Fe (fast) → Fe 2+ (aq.) + 2e - Eº oksid = 0,44 V
Sn (tv.) → Sn 2+ (aq.) + 2e - Eº oksid = 0,14 V
Derfor fungerer jern som en anode i dette tilfellet og oksideres.
"Galvanisert" (galvanisert) jern lages ved å belegge jernet med et tynt lag sink. Sink beskytter jern mot korrosjon selv etter at beleggets integritet er skadet. I dette tilfellet spiller jern rollen som en katode under korrosjonsprosessen, fordi sink oksiderer lettere enn jern:
Zn (fast) → Zn 2+ (aq.) + 2e - Eº oksid = 0,76 V
Følgelig fungerer sink som en anode og korroderer i stedet for jern. Denne typen metallbeskyttelse, der den spiller rollen som en katode i prosessen med elektrokjemisk korrosjon, kalles katodisk beskyttelse. Rør lagt under jorden er ofte beskyttet mot korrosjon ved å gjøre dem til katoden til en elektrokjemisk celle. For å gjøre dette blir blokker av noe aktivt metall, oftest magnesium, begravd i bakken langs rørledningen og koblet med ledning til rørene. I fuktig jord fungerer det aktive metallet som en anode, og jernrøret får katodisk beskyttelse.
Selv om diskusjonen vår har fokusert på jern, er det ikke det eneste metallet som er utsatt for korrosjon. Samtidig kan det virke rart at en aluminiumsboks, uforsiktig etterlatt i friluft, korroderer umåtelig langsommere enn en jern. Å dømme etter standard oksidasjonspotensialer for aluminium (Eº oksid = 1,66 V) og jern (Eº oksid = 0,44 V), så bør det forventes at korrosjon av aluminium skal skje mye raskere. Den langsomme korrosjonen av aluminium forklares av det faktum at det dannes en tynn, tett film av oksid på overflaten, som beskytter det underliggende metallet mot ytterligere korrosjon. Magnesium, som har et høyt oksidasjonspotensial, er beskyttet mot korrosjon på grunn av dannelsen av den samme oksidfilmen. Dessverre har oksidfilmen på overflaten av jern en for løs struktur og er ikke i stand til å skape pålitelig beskyttelse. Imidlertid dannes en god beskyttende oksidfilm på overflaten av jern-krom-legeringer. Slike legeringer kalles rustfritt stål.