Na podstawie zmian stopni utlenienia atomów tworzących reagujące substancje reakcje chemiczne dzieli się na dwa typy.
1) Reakcje zachodzące bez zmiany stopnia utlenienia atomów.
Na przykład:
2+4-2 t +2 -2 +4 -2
CaCO3 = CaO + CO2
W tej reakcji stopień utlenienia każdego atomu pozostał niezmieniony.
2) Reakcje zachodzące wraz ze zmianą stopni utlenienia atomów.
Na przykład:
0 +2 -1 0 +2 -1
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
W tej reakcji zmieniły się stopnie utlenienia atomów cynku i miedzi.
Reakcje redoks są najczęstszymi reakcjami chemicznymi.
W praktyce reakcja redoks polega na zyskaniu lub utracie elektronów. Niektóre atomy (jony, cząsteczki) oddają lub odbierają elektrony od innych.
Utlenianie.
Nazywa się proces oddawania elektronów przez atom, jon lub cząsteczkę utlenianie.
Kiedy elektrony są tracone, stopień utlenienia atomu wzrasta.
Substancja, której atomy, jony lub cząsteczki oddają elektrony, nazywa się środek redukujący.
W naszym przykładzie atomy na stopniu utlenienia 0 przeszły na atomy stan utlenienia+2. Oznacza to, że nastąpił proces utleniania. W tym przypadku atom cynku, który oddał dwa elektrony, jest czynnikiem redukującym (podwyższa stopień utlenienia z 0 do +2).
Proces utleniania rejestruje się za pomocą równania elektronowego, które wskazuje zmianę stopnia utlenienia atomów i liczbę elektronów oddanych przez środek redukujący.
Na przykład:
0 +2 0
Zn – 2e – = Zn (utlenianie, Zn – reduktor).
Powrót do zdrowia.
Proces dodawania elektronów nazywa się przywrócenie.
Po dodaniu elektronów stopień utlenienia atomu maleje.
Substancja, której atomy, jony lub cząsteczki zyskują elektrony, nazywa się środek utleniający.
W naszym przykładzie przejście atomów miedzi o stopniu utlenienia +2 do atomów o stopniu utlenienia 0 jest procesem redukcji. W tym przypadku atom miedzi o stopniu utlenienia +2, przyjmujący dwa elektrony, obniża stopień utlenienia z +2 do 0 i jest środkiem utleniającym.
Proces utleniania można również zapisać za pomocą równania elektronicznego:
2 0 0
Cu + 2e – = Cu (redukcja, Cu jest utleniaczem).
Proces redukcji i proces utleniania są nierozłączne i zachodzą jednocześnie.
0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
środek redukujący, środek utleniający
utleniony, zredukowany
Istnieją dwa typy reakcje chemiczne:
A Reakcje, w których nie zmienia się stopień utlenienia pierwiastków:
Reakcje addycji
SO 2 + Na 2 O = Na 2 SO 3
Reakcje rozkładu
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
Reakcje wymiany
AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O
B Reakcje, w których następuje zmiana stopnia utlenienia atomów pierwiastków tworzących reagujące związki i przeniesienie elektronów z jednego związku na drugi:
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
Takie reakcje nazywane są reakcjami redoks.
Stopień utlenienia to nominalny ładunek atomu w cząsteczce, obliczony przy założeniu, że cząsteczka składa się z jonów i jest ogólnie elektrycznie obojętna.
Najbardziej elektroujemne pierwiastki w związku mają ujemne stopnie utlenienia, a atomy pierwiastków o mniejszej elektroujemności mają dodatnie stopnie utlenienia.
Stan utlenienia - koncepcja formalna; w niektórych przypadkach stopień utlenienia nie pokrywa się z wartościowością.
Na przykład:
N 2 H 4 (hydrazyna)
stopień utlenienia azotu – -2; wartościowość azotu – 3.
Obliczanie stopnia utlenienia
Aby obliczyć stopień utlenienia pierwiastka, należy wziąć pod uwagę następujące punkty:
1. Stopnie utlenienia atomów w prostych substancjach są równe zeru (Na 0; H 2 0).
2. Suma algebraiczna stopni utlenienia wszystkich atomów tworzących cząsteczkę wynosi zawsze zero, a w jonie złożonym suma ta jest równa ładunkowi jonu.
3. Następujące atomy mają stały stopień utlenienia w związkach z atomami innych pierwiastków: metale alkaliczne (+1), metale ziem alkalicznych (+2), fluor
(-1), wodór (+1) (z wyjątkiem wodorków metali Na + H -, Ca 2+ H 2 - i innych, gdzie stopień utlenienia wodoru wynosi -1), tlen (-2) (z wyjątkiem F 2 - 1 O + 2 i nadtlenki zawierające grupę –O–O–, w których stopień utlenienia tlenu wynosi -1).
4. W przypadku pierwiastków dodatni stopień utlenienia nie może przekraczać wartości równej numerowi grupy układu okresowego.
Przykłady:
V2+5O5-2; Na2+1B4+3O7-2; K +1Cl +7O 4-2; N-3H3+1; K2+1H+1P +5O4-2; Na2+1Cr2+6O7-2
Utlenianie, redukcja
W reakcjach redoks elektrony są przenoszone z jednego atomu, cząsteczki lub jonu na inny. Proces utraty elektronów to utlenianie. Podczas utleniania stopień utlenienia wzrasta:
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
Proces dodawania elektronów to redukcja: Podczas redukcji stopień utlenienia maleje.
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
Atomy, cząsteczki lub jony, które w danej reakcji zyskują elektrony, są utleniaczami, a te, które oddają elektrony, są reduktorami.
Podczas reakcji utleniacz ulega redukcji, środek redukujący ulega utlenieniu.
Właściwości redoks substancji i stopień utlenienia jej atomów składowych
Związki zawierające atomy pierwiastków o maksymalnym stopniu utlenienia mogą być utleniaczami jedynie ze względu na te atomy, ponieważ oddali już wszystkie swoje elektrony walencyjne i są w stanie przyjąć tylko elektrony. Maksymalny stopień utlenienia atomu pierwiastka jest równy numerowi grupy w układzie okresowym, do której należy pierwiastek. Związki zawierające atomy pierwiastków o minimalnym stopniu utlenienia mogą służyć jedynie jako środki redukujące, ponieważ są w stanie oddawać jedynie elektrony, ponieważ zewnętrzny poziom energii takich atomów uzupełnia osiem elektronów. Minimalny stopień utlenienia atomów metali wynosi 0, dla niemetali - (n–8) (gdzie n jest numerem grupy w układzie okresowym). Związki zawierające atomy pierwiastków o pośrednich stopniach utlenienia mogą być zarówno utleniaczami, jak i reduktorami, w zależności od partnera, z którym oddziałują i warunków reakcji.
Najważniejsze środki redukujące i utleniające
Konserwatorzy
Tlenek węgla (II) (CO).
Siarkowodór (H2S);
tlenek siarki (IV) (SO 2);
kwas siarkowy H 2 SO 3 i jego sole.
Kwasy halogenowodorowe i ich sole.
Kationy metali na niższych stopniach utlenienia: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO4) 3.
Kwas azotawy HNO2;
amoniak NH3;
hydrazyna NH2NH2;
tlenek azotu (II) (NO).
Katoda podczas elektrolizy.
Utleniacze
Halogeny.
nadmanganian potasu (KMnO 4);
manganian potasu (K 2 MnO 4);
tlenek manganu (IV) (MnO 2).
Dichromian potasu (K 2 Cr 2 O 7);
chromian potasu (K 2 CrO 4).
Kwas azotowy(HNO3).
Kwas siarkowy(H2SO4) stęż.
Tlenek miedzi(II) (CuO);
tlenek ołowiu(IV) (PbO2);
tlenek srebra (Ag 2 O);
nadtlenek wodoru (H 2 O 2).
Chlorek żelaza(III) (FeCl3).
Sól Bertholleta (KClO 3).
Anoda podczas elektrolizy.
Ze względu na zmianę stopnia utlenienia wszystkie reakcje chemiczne można podzielić na dwa typy:
I. Reakcje zachodzące bez zmiany stopnia utlenienia pierwiastków wchodzących w skład substancji reagujących. Reakcje takie zalicza się do reakcji wymiany jonowej.
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O.
II. Reakcje zachodzące wraz ze zmianą stopnia utlenienia pierwiastków
zawarte w substancjach reagujących. Takie reakcje są klasyfikowane jako reakcje redoks.
5NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
Stan utlenienia(utlenianie) – cecha stanu atomów pierwiastków w cząsteczce. Charakteryzuje nierównomierny rozkład elektronów pomiędzy atomami pierwiastków i odpowiada ładunkowi, jaki uzyskałby atom pierwiastka, gdyby wszystkie jego wspólne pary elektronów wiązania chemiczne przesunięty w stronę elementu bardziej elektroujemnego. W zależności od względnej elektroujemności pierwiastków tworzących wiązanie para elektronów może być przesunięta w stronę jednego z atomów lub umiejscowiona symetrycznie względem jąder atomowych. Dlatego stopień utlenienia pierwiastków może mieć wartość ujemną, dodatnią lub zerową.
Pierwiastki, których atomy przyjmują elektrony z innych atomów, mają ujemny stopień utlenienia. Pierwiastki, których atomy oddają swoje elektrony innym atomom, mają dodatni stopień utlenienia. Atomy w cząsteczkach prostych substancji mają zerowy stopień utlenienia, a także jeśli substancja jest w stanie atomowym.
Stopień utlenienia jest oznaczony przez +1, +2.
Ładunek jonowy 1+, 2+.
Stopień utlenienia pierwiastka w związku określa się według zasad:
1. Stopień utlenienia pierwiastka w substancjach prostych wynosi zero.
2. Niektóre pierwiastki wykazują stały stopień utlenienia w prawie wszystkich swoich związkach. Elementy te obejmują:
Ma stopień utlenienia +1 (z wyjątkiem wodorków metali).
O ma stopień utlenienia –2 (z wyjątkiem fluorków).
3.Elementy I, II i III grupy główne podgrupy Układ okresowy elementy D.I. Mendelejewa mają stały stopień utlenienia równy liczbie grupowej.
Pierwiastki Na, Ba, Al: stopień utlenienia odpowiednio +1, +2, +3.
4. Dla pierwiastków o zmiennym stopniu utlenienia istnieje koncepcja wyższych i niższych stopni utlenienia.
Najwyższy stopień utlenienia pierwiastka jest równy numerowi grupy układu okresowego pierwiastków D.I. Mendelejewa, w której się on znajduje.
Pierwiastki N,Cl: najwyższy stopień utlenianie odpowiednio +5, +7.
Najniższy stopień utlenienia pierwiastka jest równy numerowi grupy w układzie okresowym pierwiastków D.I. Mendelejewa, w którym znajduje się pierwiastek minus osiem.
Pierwiastki N, Cl: najniższy stopień utlenienia odpowiednio -3, -1.
5. W jonach jednoelementowych stopień utlenienia pierwiastka jest równy ładunkowi jonu.
Fe 3+ - stopień utlenienia wynosi +3; S 2- - stopień utlenienia wynosi -2.
6. Suma stopni utlenienia wszystkich atomów pierwiastków w cząsteczce wynosi zero.
KNO 3; (+1) + X+ 3 · (-2) = 0; X= +5. Stopień utlenienia azotu wynosi +5.
7. Suma stopni utlenienia wszystkich atomów pierwiastków w jonie jest równa ładunkowi jonu.
SO42-; X+ 4· (-2) = -2; X= +6. Stopień utlenienia siarki wynosi +6.
8. W związkach składających się z dwóch pierwiastków pierwiastek zapisany po prawej stronie zawsze ma najniższy stopień utlenienia.
Reakcje, w których zmienia się stopień utlenienia pierwiastków, zaliczane są do reakcji redoks /ORR/. Reakcje te składają się z procesów utleniania i redukcji.
Utlenianie to proces oddawania elektronów przez pierwiastek będący częścią atomu, cząsteczki lub jonu.
Al 0 – 3e = Al 3+
H2 – 2e = 2H +
Fe 2+ - e = Fe 3+
2Cl - - 2e= Cl 2
Podczas utleniania stopień utlenienia pierwiastka wzrasta. Substancja (atom, cząsteczka lub jon), która zawiera pierwiastek oddający elektrony, nazywana jest środkiem redukującym. Al, H 2 , Fe 2+ , Cl - - środki redukujące. Środek redukujący ulega utlenieniu.
Powrót do zdrowia to proces dodawania elektronów do pierwiastka będącego częścią atomu, cząsteczki lub jonu.
Cl 2 + 2e = 2Cl -
Fe 3+ + e = Fe 2+
Podczas redukcji stopień utlenienia pierwiastka maleje. Substancja (atom, cząsteczka lub jon), która zawiera pierwiastek przyjmujący elektrony, nazywana jest utleniaczem. S, Fe 3+, Cl 2 są środkami utleniającymi. Redukcja środka utleniającego.
Całkowita liczba elektronów w układzie nie zmienia się podczas reakcji chemicznej. Liczba elektronów oddanych przez środek redukujący jest równa liczbie elektronów uzyskanych przez środek utleniający.
Aby zestawić równanie reakcji utleniania i redukcji (ORR) w roztworach, stosuje się metodę jonowo-elektroniczną (metoda półreakcji).
OVR może wystąpić w środowisku kwaśnym, obojętnym lub zasadowym. Równania reakcji uwzględniają możliwy udział cząsteczek wody (HOH) oraz nadmiaru jonów H+ lub OH - zawartych w roztworze, w zależności od charakteru środowiska:
w środowisku kwaśnym - jony HOH i H +;
w neutralnym środowisku - tylko NIE;
w środowisku zasadowym - jony HOH i OH.
Kompilując równania OVR, należy przestrzegać określonej sekwencji:
1.Napisz diagram reakcji.
2.Identyfikować pierwiastki, które zmieniły stopień utlenienia.
3.Napisz schemat w krótkiej formie jonowo-molekularnej: mocne elektrolity w postaci jonów, słabe elektrolity w postaci cząsteczek.
4. Układać równania procesów utleniania i redukcji (równania reakcji połówkowych). Aby to zrobić, zapisz pierwiastki zmieniające stopień utlenienia w postaci rzeczywistych cząstek (jonów, atomów, cząsteczek) i wyrównaj liczbę każdego pierwiastka po lewej i prawej stronie półreakcji.
Notatka:
Jeśli substancja wyjściowa zawiera mniej atomów tlenu niż produkty (P PO 4 3-), wówczas brak tlenu uzupełnia środowisko.
Jeżeli substancja wyjściowa zawiera więcej atomów tlenu niż produkty (SO 4 2- SO 2), wówczas uwolniony tlen jest wiązany przez ośrodek.
5. Zrównaj lewą i prawą stronę równań ze względu na liczbę ładunków. Aby to zrobić, dodaj lub odejmij wymaganą liczbę elektronów.
6.Dobrać współczynniki półreakcji utleniania i redukcji tak, aby liczba elektronów podczas utleniania była równa liczbie elektronów podczas redukcji.
7. Podsumuj reakcje połówkowe utleniania i redukcji, biorąc pod uwagę znalezione czynniki.
8.Zapisz powstałe równanie jonowo-molekularne w postaci molekularnej.
9.Przeprowadź próbę tlenową.
Istnieją trzy rodzaje reakcji redoks:
a) Międzycząsteczkowe - reakcje, w których zmienia się stopień utlenienia pierwiastków tworzących różne cząsteczki.
2KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
b) Wewnątrzcząsteczkowe - reakcje, w których zmienia się stopień utlenienia pierwiastków tworzących jedną cząsteczkę.
Jedna z głównych koncepcji chemia nieorganiczna jest pojęciem stopnia utlenienia (CO).
Stopień utlenienia pierwiastka w związku to ładunek formalny atomu pierwiastka, obliczony przy założeniu, że elektrony walencyjne są przenoszone do atomów o wyższej elektroujemności względnej (REO), a wszystkie wiązania w cząsteczce związku są jonowe.
Stopień utlenienia pierwiastka E jest oznaczony na górze symbolu pierwiastka znakiem „+” lub „-” przed liczbą.
Stopień utlenienia jonów, które faktycznie istnieją w roztworze lub kryształach, pokrywa się z ich liczbą ładunku i jest podobnie oznaczony znakiem „+” lub „ ” po liczbie, na przykład Ca 2+.
Metodę Stocka stosuje się także do oznaczania stopnia utlenienia cyframi rzymskimi po symbolu pierwiastka: Mn (VII), Fe (III).
Kwestię znaku stopnia utlenienia atomów w cząsteczce rozwiązuje się na podstawie porównania elektroujemności połączonych ze sobą atomów tworzących cząsteczkę. W tym przypadku atom o niższej elektroujemności ma dodatni stopień utlenienia, a atom o wyższej elektroujemności ma ujemny stopień utlenienia.
Należy zauważyć, że stopnia utlenienia nie można utożsamiać z wartościowością pierwiastka. Wartościowość, definiowana jako liczba wiązań chemicznych, którymi dany atom jest połączony z innymi atomami, nie może być równa zeru i nie posiada znaku „+” ani „”. Stopień utlenienia może mieć zarówno wartość dodatnią, jak i ujemną, ale może również przyjmować wartość zerową lub nawet ułamkową. Zatem w cząsteczce CO2 stopień utlenienia C wynosi +4, a w cząsteczce CH4 stopień utlenienia C wynosi 4. Wartościowość węgla w obu związkach wynosi IV.
Pomimo powyższych wad, przy klasyfikacji wygodne jest stosowanie pojęcia stopnia utlenienia związki chemiczne i sporządzanie równań reakcji redoks.
Podczas reakcji redoks zachodzą dwa powiązane ze sobą procesy: utlenianie i redukcja.
Utlenianie Proces utraty elektronów nazywa się. Powrót do zdrowia proces dodawania elektronów.
Substancje, których atomy lub jony oddają elektrony, nazywane są substancjami konserwatorzy. Substancje, których atomy lub jony przyłączają elektrony (lub odciągają wspólną parę elektronów), nazywane są substancjami środki utleniające.
Kiedy pierwiastek ulega utlenieniu, stopień utlenienia wzrasta, innymi słowy, środek redukujący podczas reakcji zwiększa stopień utlenienia.
I odwrotnie, gdy pierwiastek ulega redukcji, stopień utlenienia maleje, tj. Podczas reakcji środek utleniający zmniejsza stopień utlenienia.
W ten sposób możemy podać następujące sformułowanie reakcji redoks: reakcje redoks to reakcje zachodzące wraz ze zmianą stopnia utlenienia atomów pierwiastków tworzących reagujące substancje.
Utleniacze i reduktory
Aby przewidzieć produkty i kierunek reakcji redoks, warto pamiętać, że typowe utleniacze to proste substancje, których atomy mają duży RER > 3,0 (pierwiastki z grup VIA i VIIA). Spośród nich najsilniejszymi utleniaczami są fluor (OEO = 4,0), tlen (OEO = 3,0) i chlor (OEO = 3,5). Ważne utleniacze obejmują PbO 2, KMnO 4, Ca(SO 4) 2, K 2 Cr 2 O 7 , HClO, HClO 3, KSIO 4, NaBiO 3, H 2 SO4 (stęż.), HNO 3 (stęż.), Na 2 O 2, (NH 4) 2 S 2 O 8, KSIO 3, H 2 O 2 i inne substancje , które zawierają atomy o wyższym lub większym CO.
Typowe środki redukujące obejmują proste substancje, których atomy mają małe 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.
Przy układaniu równań reakcji redoks można zastosować dwie metody: metodę równowagi elektronowej i metodę jonowo-elektroniczną (metoda półreakcji). Bardziej poprawne wyobrażenie o procesach redoks w roztworach zapewnia metoda jonowo-elektroniczna. Dzięki tej metodzie zmiany, które faktycznie zachodzą w roztworze, są przewidywane na podstawie jonów i cząsteczek.
Oprócz przewidywania produktów reakcji, równania jonowe reakcje półreakcyjne są niezbędne do zrozumienia procesów redoks zachodzących podczas elektrolizy i w ogniwach galwanicznych. Metoda ta odzwierciedla rolę środowiska jako uczestnika procesu. I wreszcie, stosując tę metodę, nie trzeba znać z góry wszystkich powstałych substancji, ponieważ wiele z nich otrzymuje się poprzez sporządzenie równania reakcji redoks.
Należy pamiętać, że chociaż reakcje półreakcyjne odzwierciedlają rzeczywiste procesy zachodzące podczas reakcji redoks, nie można ich utożsamiać z rzeczywistymi etapami (mechanizmem) reakcji redoks.
Na charakter i kierunek reakcji redoks wpływa wiele czynników: charakter reagentów, reakcja ośrodka, stężenie, temperatura, katalizatory.
Biologiczne znaczenie procesów redoks
Ważnymi procesami zachodzącymi w organizmach zwierzęcych są reakcje enzymatycznego utleniania substancji substratowych: węglowodanów, tłuszczów, aminokwasów. W wyniku tych procesów organizmy otrzymują duże ilości energii. Około 90% całkowitego zapotrzebowania energetycznego dorosłego mężczyzny pokrywana jest przez energię wytwarzaną w tkankach w wyniku utleniania węglowodanów i tłuszczów. Pozostała część energii, ~10%, pochodzi z oksydacyjnego rozkładu aminokwasów.
Utlenianie biologiczne zachodzi poprzez złożone mechanizmy z udziałem dużej liczby enzymów. W mitochondriach utlenianie zachodzi w wyniku przeniesienia elektronów z substratów organicznych. Jako nośniki elektronów mitochondrialny łańcuch oddechowy obejmuje różne białka zawierające różne grupy funkcyjne, których zadaniem jest przenoszenie elektronów. W miarę przemieszczania się wzdłuż łańcucha od jednego związku pośredniego do drugiego elektrony tracą energię swobodną. Na każdą parę elektronów przeniesionych przez łańcuch oddechowy do tlenu syntetyzowane są 3 cząsteczki ATP. Energia swobodna uwolniona podczas przeniesienia 2 elektronów na tlen wynosi 220 kJ/mol.
Synteza 1 cząsteczki ATP w standardowych warunkach wymaga 30,5 kJ. Wynika z tego, że dość znaczna część darmowej energii uwolnionej podczas przeniesienia jednej pary elektronów jest magazynowana Cząsteczki ATP. Z tych danych staje się jasna rola wieloetapowego przeniesienia elektronów z początkowego środka redukującego do tlenu. Duża energia (220 kJ) uwolniona podczas przeniesienia jednej pary elektronów na tlen jest dzielona na szereg części odpowiadających poszczególnym etapom utleniania. Na trzech takich etapach ilość uwolnionej energii w przybliżeniu odpowiada energii potrzebnej do syntezy 1 cząsteczki ATP.
Stan utlenienia
Stopień utlenienia to nominalny ładunek atomu w cząsteczce, obliczony przy założeniu, że cząsteczka składa się z jonów i jest ogólnie elektrycznie obojętna.
Najbardziej elektroujemne pierwiastki w związku mają ujemne stopnie utlenienia, a atomy pierwiastków o mniejszej elektroujemności mają dodatnie stopnie utlenienia.
Stan utlenienia jest pojęciem formalnym; w niektórych przypadkach stopień utlenienia nie pokrywa się z wartościowością.
Na przykład:
N2H4 (hydrazyna)
stopień utlenienia azotu – -2; wartościowość azotu – 3.
Obliczanie stopnia utlenienia
Aby obliczyć stopień utlenienia pierwiastka, należy wziąć pod uwagę następujące punkty:
1. Stopnie utlenienia atomów w prostych substancjach są równe zeru (Na 0; H2 0).
2. Suma algebraiczna stopni utlenienia wszystkich atomów tworzących cząsteczkę wynosi zawsze zero, a w jonie złożonym suma ta jest równa ładunkowi jonu.
3. Atomy mają stały stopień utlenienia: metale alkaliczne (+1), metale ziem alkalicznych (+2), wodór (+1) (z wyjątkiem wodorków NaH, CaH2 itp., gdzie stopień utlenienia wodoru wynosi -1 ), tlen (-2) (z wyjątkiem F 2 -1 O +2 i nadtlenków zawierających grupę –O–O–, w których stopień utlenienia tlenu wynosi -1).
4. W przypadku pierwiastków dodatni stopień utlenienia nie może przekraczać wartości równej numerowi grupy układu okresowego.
Przykłady:
V 2 +5 O 5 -2 ;Nie 2 +1 B 4 +3 O 7 -2 ;K +1 kl +7 O 4 -2 ;N -3 H 3 +1 ;K2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ;Nie 2 +1 Kr 2 +6 O 7 -2
Reakcje bez i ze zmianami stopnia utlenienia
Istnieją dwa rodzaje reakcji chemicznych:
AReakcje, w których nie zmienia się stopień utlenienia pierwiastków:
Reakcje addycji
WIĘC 2 +Nie 2 O → Nie 2 WIĘC 3
Reakcje rozkładu
Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O
Reakcje wymiany
AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O
BReakcje, w których następuje zmiana stopnia utlenienia atomów pierwiastków tworzących reagujące związki:
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
Takie reakcje nazywane są reakcjami redoks
Reakcje redoks to reakcje, w których zmieniają się stopnie utlenienia atomów. Reakcje redoks są bardzo częste. Wszystkie reakcje spalania są reakcjami redoks.
Reakcja redoks składa się z dwóch procesów, które nie mogą zachodzić oddzielnie. Proces zwiększania stopnia utlenienia nazywa się utlenianiem.
Równolegle z utlenianiem następuje redukcja, czyli proces zmniejszania stopnia utlenienia.
Utlenianie, redukcja
Odpowiednio, w reakcjach redoks bierze udział dwóch głównych uczestników: środek utleniający i środek redukujący. +5
Proces utraty elektronów to utlenianie. +5
Podczas utleniania stopień utlenienia wzrasta. Podczas reakcji utleniacz obniża swój stopień utlenienia i ulega redukcji. W tym miejscu należy rozróżnić utleniający pierwiastek chemiczny od substancji utleniającej. +5
N
- środek utleniający;
HN
O3 i NaN
O 3 - utleniacze. -1
Jeśli mówimy, że kwas azotowy i jego sole są silnymi utleniaczami, to mamy na myśli, że utleniaczem są atomy azotu na stopniu utlenienia +5, a nie cała substancja jako całość. -1
Drugi obowiązkowy uczestnik reakcji redoks nazywany jest środkiem redukującym. -1
Proces dodawania elektronów to redukcja. Podczas redukcji stopień utlenienia maleje.
Środek redukujący zwiększa stopień utlenienia poprzez utlenienie podczas reakcji. Podobnie jak w przypadku utleniacza, należy rozróżnić substancję redukującą i redukujący pierwiastek chemiczny.
Przeprowadzając reakcję redukcji aldehydu do alkoholu, nie możemy wziąć samego wodoru o stopniu utlenienia -1, ale jakiś rodzaj wodorku, najlepiej wodorek litowo-glinowy.
N +4
- środek redukujący; +6
NaH
i LiAlH +7
4 - środki redukujące. +2
W reakcjach redoks całkowite przeniesienie elektronów ze środka redukującego do utleniacza jest niezwykle rzadkie, ponieważ istnieje niewiele związków z wiązaniami jonowymi. Ale układając współczynniki wychodzimy z założenia, że takie przejście zachodzi. Umożliwia to prawidłowe określenie głównych współczynników przed wzorami środka utleniającego i reduktora.
Atomy lub jony, które w danej reakcji zyskują elektrony, są utleniaczami, a te, które oddają elektrony, są środkami redukującymi.
Właściwości redoks substancji i stopień utlenienia jej atomów składowych
Związki zawierające atomy pierwiastków o maksymalnym stopniu utlenienia mogą być utleniaczami jedynie ze względu na te atomy, ponieważ oddali już wszystkie swoje elektrony walencyjne i są w stanie przyjąć tylko elektrony. Maksymalny stopień utlenienia atomu pierwiastka jest równy numerowi grupy w układzie okresowym, do której należy pierwiastek.
Związki zawierające atomy pierwiastków o minimalnym stopniu utlenienia mogą służyć jedynie jako środki redukujące, ponieważ są w stanie oddawać jedynie elektrony, ponieważ zewnętrzny poziom energii takich atomów uzupełnia osiem elektronów.
Minimalny stopień utlenienia atomów metali wynosi 0, dla niemetali - (n–8) (gdzie n jest numerem grupy w układzie okresowym).
Związki zawierające atomy pierwiastków o pośrednich stopniach utlenienia mogą być zarówno utleniaczami, jak i reduktorami, w zależności od partnera, z którym oddziałują i warunków reakcji.
Najważniejsze środki redukujące i utleniające
Reduktory:
Metale,
wodór,
węgiel.
Tlenek węgla (II) (CO).
Siarkowodór (H2S);
tlenek siarki (IV) (SO 2);
kwas siarkowy H 2 SO 3 i jego sole.
Kwasy halogenowodorowe i ich sole.
Kationy metali na niższych stopniach utlenienia: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.
Kwas azotawy HNO 2;
amoniak NH3;
hydrazyna NH2NH2;
tlenek azotu (II) (NO).
Katoda podczas elektrolizy.
Utleniacze
Halogeny.
nadmanganian potasu (KMnO 4);
manganian potasu (K 2 MnO 4);
tlenek manganu (IV) (MnO 2).
Dichromian potasu (K 2 Cr 2 O 7);
chromian potasu (K 2 CrO 4).
Kwas azotowy (HNO 3).
Kwas siarkowy (H 2 SO 4) stęż.
Tlenek miedzi(II) (CuO);
tlenek ołowiu(IV) (PbO2);
tlenek srebra (Ag 2 O);
nadtlenek wodoru (H 2 O 2).
Chlorek żelaza(III) (FeCl3).
Sól Bertholleta (KClO 3).
W przypadku reakcji połówkowych M n+ + nē ® M 0, E 0 nazywa się potencjałem elektrody standardowej. W zależności od wielkości tego potencjału metale są zwykle umieszczane w szeregu standardowych potencjałów elektrod (szeregu napięć metali):
|
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 |
Szereg naprężeń charakteryzuje właściwości chemiczne metali:
1. Im bardziej na lewo w szeregu napięcia znajduje się metal, tym silniejsza jest jego zdolność redukcyjna i tym słabsza zdolność utleniająca jego jonu w roztworze (czyli łatwiej oddaje elektrony (utlenia się) i tym trudniej jest aby jony ponownie przyłączyły elektrony).
2. Każdy metal jest w stanie wyprzeć z roztworów soli metale znajdujące się w szeregu naprężeń po jego prawej stronie, tj.
redukuje jony kolejnych metali do elektrycznie obojętnych atomów, oddając elektrony i same zamieniając się w jony.
3. Tylko metale znajdujące się w szeregu napięcia na lewo od wodoru (H) są w stanie wyprzeć go z roztworów kwasowych (na przykład Zn, Fe, Pb, ale nie Cu, Hg, Ag).
Ogniwa galwaniczne
Co dwa metale zanurzone w roztworach swoich soli, które komunikują się ze sobą poprzez syfon wypełniony elektrolitem, tworzą ogniwo galwaniczne. Metalowe płytki zanurzone w roztworach nazywane są elektrodami elementu.
Zatem w zamkniętym ogniwie galwanicznym zachodzi interakcja między metalem a roztworem soli innego metalu, które nie stykają się ze sobą bezpośrednio. Atomy pierwszego metalu, oddając elektrony, zamieniają się w jony, a jony drugiego metalu, dodając elektrony, zamieniają się w atomy. Pierwszy metal wypiera drugi z roztworu jego soli.
Przykładowo, podczas pracy ogniwa galwanicznego złożonego z cynku i ołowiu, zanurzonego odpowiednio w roztworach Zn(NO 3) 2 i Pb(NO 3) 2, na elektrodach zachodzą następujące procesy:
Zn – 2ē → Zn 2+
Pb 2+ + 2ē → Pb
Podsumowując oba procesy otrzymujemy równanie Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, wyrażające reakcję zachodzącą w pierwiastku w postaci jonowej. Równanie molekularne tej samej reakcji wyglądałoby następująco:
Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2
|
Siła elektromotoryczna ogniwa galwanicznego jest równa różnicy potencjałów pomiędzy jego dwiema elektrodami. Przy jego wyznaczaniu mniejszy zawsze odejmuje się od większego potencjału. Na przykład siła elektromotoryczna (emf) rozważanego elementu jest równa: |
-0,13 |
(-0,76) |
E.m.f. |
|
|
= |
0,63 V |
E Pb
E Zn
Będzie miał tę wartość pod warunkiem, że metale zanurzone zostaną w roztworach o stężeniu jonów wynoszącym 1 g-jon/l.
Przy innych stężeniach roztworów wartości potencjałów elektrod będą nieco inne. Można je obliczyć korzystając ze wzoru:
E = E0 + (0,058/n) logC
gdzie E jest pożądanym potencjałem metalu (w woltach)
E 0 - jego normalny potencjał
n - wartościowość jonów metali
C - stężenie jonów w roztworze (g-ion/l)
Przykład
Znajdź siłę elektromotoryczną elementu (sEM) utworzonego przez elektrodę cynkową zanurzoną w 0,1 M roztworze Zn(NO 3) 2 i elektrodę ołowianą zanurzoną w 2 M roztworze Pb(NO 3) 2.
Rozwiązanie
Obliczamy potencjał elektrody cynkowej:
E Zn = -0,76 + (0,058 / 2) log 0,1 = -0,76 + 0,029 (-1) = -0,79 v
Obliczamy potencjał elektrody ołowianej:
E Pb = -0,13 + (0,058 / 2) log 2 = -0,13 + 0,029 0,3010 = -0,12 v
Znajdź siłę elektromotoryczną elementu: E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67 v
Elektroliza
Aby przekształcić różne jony w neutralne atomy lub grupy atomów, wymagane są różne napięcia prądu elektrycznego. Niektóre jony tracą swoje ładunki łatwiej, inne trudniej. Stopień łatwości wyładowania jonów metali (zyskowania elektronów) zależy od położenia metali w szeregu napięcia.
Im bardziej na lewo znajduje się metal w szeregu napięcia, tym większy jest jego potencjał ujemny (lub mniej dodatni), tym trudniej, przy niezmienionych warunkach, jest jego jony do rozładowania (jony Au 3+, Ag + są najłatwiejsze do rozładowania) rozładowanie; Li +, Rb +, K są najtrudniejsze +). Jeżeli w roztworze znajdują się jednocześnie jony kilku metali, wówczas w pierwszej kolejności wyładowywane są jony metalu o niższym potencjale ujemnym (lub wyższym potencjale dodatnim). Na przykład metaliczna miedź jest najpierw uwalniana z roztworu zawierającego jony Zn 2+ i Cu 2+. Ale wielkość potencjału metalu zależy również od stężenia jego jonów w roztworze;
łatwość odprowadzania jonów każdego metalu zmienia się również w zależności od ich stężenia: wzrost stężenia ułatwia usuwanie jonów, spadek utrudnia.
Na anodzie mogą być wyładowywane jony reszt kwasowych lub jony hydroksylowe wody. Jeśli jony reszt kwasowych nie zawierają tlenu (Cl -, S 2-, CN - itp.), to zwykle te jony są wyładowywane, a nie jony hydroksylowe, które znacznie trudniej tracą ładunek, a Cl 2, S itp. są uwalniane na anodzie .d. I odwrotnie, jeśli sól kwasu zawierającego tlen lub sam kwas ulega elektrolizie, wówczas wyładowywane są jony hydroksylowe, a nie jony reszt tlenu.
Obojętne grupy OH powstałe podczas wyładowania jonów hydroksylowych ulegają natychmiastowemu rozkładowi zgodnie z równaniem:
4OH → 2H2O + O2
W rezultacie na anodzie uwalnia się tlen.
Elektroliza roztworu chlorku niklu NiCl 2
Roztwór zawiera jony Ni 2+ i Cl - oraz jony H + i OH - w znikomych stężeniach. Kiedy prąd przepływa, jony Ni 2+ przemieszczają się do katody, a jony Cl - do anody. Pobierając dwa elektrony z katody, jony Ni 2+ zamieniają się w neutralne atomy uwalniane z roztworu. Katoda jest stopniowo powlekana niklem.
Jony chloru docierając do anody oddają jej elektrony i zamieniają się w atomy chloru, które połączone parami tworzą cząsteczki chloru. Na anodzie wydziela się chlor. Zatem na katodzie jest proces zdrowienia , na anodzie –.
proces utleniania
Elektroliza roztworu jodku potasu KI
Jodek potasu występuje w roztworze w postaci jonów K + i I -. Po przepływie prądu jony K + przemieszczają się do katody, jony I - do anody. Ponieważ jednak w szeregu napięcia potas znajduje się znacznie na lewo od wodoru, to nie jony potasu są wyładowywane na katodzie, ale jony wodoru w wodzie.
Powstałe w tym przypadku atomy wodoru łączą się w cząsteczki H2, w wyniku czego na katodzie wydziela się wodór.
W miarę wyładowania jonów wodoru coraz więcej cząsteczek wody ulega dysocjacji, w wyniku czego na katodzie gromadzą się jony hydroksylowe (uwolnione z cząsteczki wody) oraz jony K+, które w sposób ciągły przemieszczają się w stronę katody.
Tworzy się roztwór KOH. Jod jest uwalniany na anodzie, ponieważ jony I są usuwane łatwiej niż jony hydroksylowe wody.. Jednocześnie w wyniku odprowadzania jonów wodoru i hydroksylowych wody oraz ciągłego przemieszczania się jonów K + do katody i jonów SO 4 2- do anody, na katodzie powstaje roztwór alkaliczny (KOH), a na anodzie tworzy się roztwór kwasu siarkowego.
Elektroliza roztworu siarczanu miedzi z anodą miedzianą
Elektroliza zachodzi w szczególny sposób, gdy anoda jest wykonana z tego samego metalu, którego sól znajduje się w roztworze. W tym przypadku na anodzie nie są wyładowywane żadne jony, ale sama anoda stopniowo się rozpuszcza, wysyłając jony do roztworu i oddając elektrony do źródła prądu.
Cały proces sprowadza się do uwolnienia miedzi na katodzie i stopniowego rozpuszczenia się anody. Ilość CuSO 4 w roztworze pozostaje niezmieniona.
Prawa elektrolizy (M. Faradaya)
1. Masowa ilość substancji uwolnionej podczas elektrolizy jest proporcjonalna do ilości prądu przepływającego przez roztwór i praktycznie nie zależy od innych czynników.
2. Podczas elektrolizy różnych związków chemicznych wydzielają się równe ilości energii elektrycznej. ilość substancji.
3. Aby wyizolować jeden gram równoważnika dowolnej substancji z roztworu elektrolitu, przez roztwór należy przepuścić energię elektryczną o wartości 96 500 kulombów.
m (x) = ((I t) / F) (M (x) / n)
gdzie m (x) to ilość zredukowanej lub utlenionej substancji (g);
I jest siłą przesyłanego prądu (a);
t - czas elektrolizy (s);
M(x)- masa molowa;
n to liczba elektronów uzyskanych lub oddanych w reakcjach redoks;
F - stała Faradaya (96500 chłodu/mol).
Na podstawie tego wzoru można wykonać szereg obliczeń związanych z procesem elektrolizy, np.:
1. Oblicz ilości substancji uwolnionych lub rozłożonych pod wpływem określonej ilości energii elektrycznej;
2. Znajdź aktualne natężenie na podstawie ilości uwolnionej substancji i czasu potrzebnego na jej uwolnienie;
3. Określ, ile czasu zajmie uwolnienie określonej ilości substancji przy danym prądzie.
Przykład 1
Ile gramów miedzi wydzieli się na katodzie, gdy przez roztwór siarczanu miedzi CuSO4 przez 10 minut przepłynie się prąd o natężeniu 5 amperów?
C - stężenie jonów w roztworze (g-ion/l)
Wyznaczmy ilość prądu przepływającego przez rozwiązanie:
Q = To,
gdzie ja jest prądem w amperach;
t – czas w sekundach.
Q = 5A 600 s = 3000 kulombów
Odpowiednik miedzi (przy masie 63,54) wynosi 63,54: 2 = 31,77.
Zatem 96500 kulombów uwalnia 31,77 g miedzi. Wymagana ilość miedzi:
m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g
Ile czasu potrzeba, aby przepuścić prąd o natężeniu 10 amperów przez roztwór kwasu, aby otrzymać 5,6 litra wodoru (w normalnych warunkach)?
C - stężenie jonów w roztworze (g-ion/l)
Znajdujemy ilość prądu, która musi przepłynąć przez roztwór, aby wyzwolić się z niego 5,6 litra wodoru. Od 1 g-równ. wodór zajmuje n. ty objętość wynosi 11,2 l, wówczas wymagana ilość energii elektrycznej
Q = (96500 5,6) / 11,2 = 48250 kulombów
Ustalmy aktualny czas przejścia:
t = Q / I = 48250 / 10 = 4825 s = 1 godz. 20 min 25 s
Przykład 3
Podczas przepuszczania prądu przez roztwór soli srebra na katodzie, został on uwolniony w ciągu 10 minut. 1 gram srebra. Określ obecną siłę.
C - stężenie jonów w roztworze (g-ion/l)
1 g-równ. srebro równa się 107,9 g. Aby uwolnić 1 g srebra, przez roztwór musi przejść 96500: 107,9 = 894 kulombów. Stąd obecna siła
I = 894 / (10 60)” 1,5A
Przykład 4
Znajdź odpowiednik cyny, jeśli przy natężeniu 2,5 ampera z roztworu SnCl 2 w ciągu 30 minut.
C - stężenie jonów w roztworze (g-ion/l)
Uwolniło się 2,77 g cyny.
Ilość prądu przepływającego przez roztwór w ciągu 30 minut.
Q = 2,5 · 30 · 60 = 4500 kulombów
Ponieważ dla uwolnienia 1 g-równ. Wymagane jest 96 500 kulombów, czyli równowartość cyny.
E Sn = (2,77 96500) / 4500 = 59,4
Korozja Zanim zakończymy dyskusję na temat elektrochemii, zastosujmy zdobytą wiedzę do badania jednego bardzo ważnego problemu - korozja
metale Korozja powstaje na skutek reakcji utleniania-redukcji, podczas których metal w wyniku oddziaływania z jakąś substancją z otoczenia przekształca się w niepożądany związek.
Jednym z najbardziej znanych procesów korozyjnych jest rdzewienie żelaza. Z ekonomicznego punktu widzenia jest to bardzo ważny proces. Szacuje się, że 20% żelaza produkowanego rocznie w Stanach Zjednoczonych wykorzystuje się do zastąpienia wyrobów żelaznych, które stały się bezużyteczne z powodu rdzy.
Wiadomo, że w rdzewieniu żelaza bierze udział tlen; żelazo nie utlenia się w wodzie przy braku tlenu. W procesie rdzewienia bierze także udział woda; żelazo nie koroduje w utlenionym oleju, jeśli nie ma w nim śladów wody. Rdzewienie przyspiesza szereg czynników, takich jak pH środowiska, obecność w nim soli, kontakt żelaza z metalem, który jest trudniejszy do utlenienia niż żelazo, a także pod wpływem naprężeń mechanicznych.
Korozja żelaza jest zasadniczo procesem elektrochemicznym. Niektóre obszary powierzchni żelaza służą jako anoda, na której zachodzi jego utlenianie:
Wytworzone w tym przypadku elektrony przemieszczają się przez metal do innych obszarów powierzchni, które pełnią rolę katody. Następuje na nich redukcja tlenu:
O 2 (g.) + 4H + (aq.) + 4e - → 2H 2 O (l.) E° przywróć = 1,23 V
Należy pamiętać, że jony H+ biorą udział w procesie redukcji O2. Jeśli stężenie H+ maleje (tzn. wraz ze wzrostem pH), redukcja O2 staje się trudniejsza. Zauważono, że żelazo w kontakcie z roztworem o pH powyżej 9-10 nie ulega korozji. Podczas procesu korozji jony Fe 2+ powstałe na anodzie utleniają się do Fe 3+. Jony Fe 3+ tworzą uwodniony tlenek żelaza (III), który nazywany jest rdzą:
4Fe 2+ (wodny) + O 2 (g.) + 4H 2 O (l.) +2 X H2O (l.) → 2Fe 2 O 3 . X H2O( tv.) + 8H + (wodny)
Ponieważ rolę katody pełni zwykle ta część powierzchni, która najlepiej zaopatrzona jest w dopływ tlenu, w tych obszarach najczęściej pojawia się rdza. Jeśli dokładnie przyjrzysz się łopacie, który stał przez jakiś czas na otwartej przestrzeni, wilgotnym powietrzu, z brudem przyklejonym do ostrza, zauważysz, że pod brudem na powierzchni metalu utworzyły się wgłębienia, a rdza pojawiła się wszędzie tam, gdzie mógł dostać się O2 przenikać.
Kierowcy na obszarach, gdzie drogi są obficie posypywane solą zimą w celu zwalczania oblodzenia, często spotykają się ze zwiększoną korozją w obecności soli. Wpływ soli tłumaczy się tym, że utworzone przez nie jony tworzą elektrolit niezbędny do utworzenia zamkniętego obwodu elektrycznego.
Obecność miejsc anodowych i katodowych na powierzchni żelaza prowadzi do powstania na nim dwóch nierównych środowisk chemicznych. Mogą powstać w wyniku obecności zanieczyszczeń lub defektów w sieci krystalicznej (najwyraźniej spowodowanej naprężeniami w metalu). W miejscach, w których występują takie zanieczyszczenia lub defekty, mikroskopijne środowisko konkretnego atomu żelaza może powodować nieznaczny wzrost lub spadek jego stopnia utlenienia w stosunku do normalnych pozycji w sieci krystalicznej. Dlatego takie miejsca mogą pełnić rolę anod lub katod. Żelazo ultraczyste, w którym liczba takich defektów jest zredukowana do minimum, jest znacznie mniej podatne na korozję niż zwykłe żelazo.
Żelazo jest często powlekane farbą lub innym metalem, takim jak cyna, cynk lub chrom, aby chronić jego powierzchnię przed korozją. Tak zwaną „cynówkę” uzyskuje się poprzez pokrycie blachy żelaznej cienką warstwą cyny. Cyna chroni żelazo tylko tak długo, jak długo warstwa ochronna pozostaje nienaruszona. Gdy tylko zostanie uszkodzony, powietrze i wilgoć zaczynają wpływać na żelazko; Cyna przyspiesza nawet korozję żelaza, ponieważ służy jako katoda w procesie korozji elektrochemicznej. Porównanie potencjałów utleniania żelaza i cyny pokazuje, że żelazo utlenia się łatwiej niż cyna:
Fe (stały) → Fe 2+ (aq.) + 2e - E° tlenek = 0,44 V
Sn (telewizja) → Sn 2+ (aq.) + 2e - tlenek E° = 0,14 V
Dlatego żelazo służy w tym przypadku jako anoda i ulega utlenieniu.
Żelazo „ocynkowane” (ocynkowane) wytwarza się przez powlekanie żelaza cienką warstwą cynku. Cynk chroni żelazo przed korozją nawet po uszkodzeniu integralności powłoki. W tym przypadku żelazo pełni rolę katody podczas procesu korozji, ponieważ cynk utlenia się łatwiej niż żelazo:
Zn (stały) → Zn 2+ (aq.) + 2e - tlenek E° = 0,76 V
W rezultacie cynk działa jak anoda i powoduje korozję zamiast żelaza. Ten rodzaj ochrony metalu, w którym pełni on rolę katody w procesie korozji elektrochemicznej, nazywa się ochrona katodowa. Rury ułożone pod ziemią często chroni się przed korozją, czyniąc je katodą ogniwa elektrochemicznego. W tym celu bloki jakiegoś aktywnego metalu, najczęściej magnezu, zakopuje się w ziemi wzdłuż rurociągu i łączy drutem z rurami. W wilgotnej glebie aktywny metal działa jak anoda, a żelazna rura otrzymuje ochronę katodową.
Chociaż nasza dyskusja skupiła się na żelazie, nie jest to jedyny metal podatny na korozję. Jednocześnie może wydawać się dziwne, że aluminiowa puszka pozostawiona niedbale na świeżym powietrzu koroduje nieporównywalnie wolniej niż żelazna. Sądząc po standardowych potencjałach utleniania aluminium (tlenek E° = 1,66 V) i żelaza (tlenek E° = 0,44 V), należy się spodziewać, że korozja aluminium powinna zachodzić znacznie szybciej. Powolną korozję aluminium można wytłumaczyć faktem, że na jego powierzchni tworzy się cienka, gęsta warstwa tlenku, chroniąca leżący pod spodem metal przed dalszą korozją. Magnez, który ma wysoki potencjał utleniania, jest chroniony przed korozją dzięki tworzeniu się tej samej warstwy tlenkowej. Niestety film tlenkowy na powierzchni żelaza ma zbyt luźną strukturę i nie jest w stanie zapewnić niezawodnej ochrony. Jednakże na powierzchni stopów żelazowo-chromowych tworzy się dobry ochronny film tlenkowy. Takie stopy nazywane są stalą nierdzewną.