TRANSFORMACIJE HEMIJSKE ENERGIJE UELEKTRIČNU - ELEKTROHEMIJA

hemijska reakcija je izvor energije

Baterija koristi spontanu hemijsku reakciju koja je praćena promenomslobodne Gibbs-ove energije G (ΔG < 0 !) na račun koje proizvodielektričnu energiju DAJE STRUJU

Elektrohemija je deo fizičke hemije koji se bavi proučavanjem relacijaizmedju hemijske promene i električnog rada.

Voltina baterija (voltin stub) 1800. godina

Cu i Zn u kontaktu preko elektrolita (natopljen karton) daju struju (napon oko 1.1V)

… na kontaktu dvaju metala uspostavlja se potencijalska razlika naračun koje se iz elementa dobija električna energija…

Voltin niz metala: svaki prethodni metal u nizu naelektriše se pozitivnopri dodiru sa ma kojim sledećim metalom.

(+) Al, Zn, Sn, Cd, Pb, Bi, Hg, Fe, Cu, Ag, Au, U, Tl, Pt, Pd (-)

Zašto se ovo događa?

PodsećanjeOksidoredukcija je prelazak elektrona sa jedne hemijske vrste na drugu. Terminologija:

termin Primer: Zn (s) + 2 H+ (aq) Zn2+ (aq) + H2 (g)

oksidacija* otpuštanje elektrona* redukciono sredstvo je

oksidovano* oksidacioni broj raste

* Zn gubi elektrone* Zn je redukciono sredstvo i oksiduje se* oksidacioni broj Zn raste sa 0 na +2

redukcija* primanje elektrona* oksidaciono sredstvo je

redukovano* oksidacioni broj se smanjuje

* H+ jon dobija elektron* H+ jon je oksidacionosredstvo i redukuje se* oksidacioni broj H+ jona padasa + 1 na 0.

Elektrolitička disocijacija je spontani proces u kome poduticajem rastvarača dolazi do nastanka ekvivalentnekoličine pozitivnih i negativnih jona u rastvoru.

Supstance koje grade jone rastvarajući se u datom rastvaraču,najčešće vodi, nazivaju se elektrolitima. Tipičan primer: rastvorne solikao što je NaCl

G H T Ssistema sistema sistema0 0 0 G < 0

U slučaju NaCl,disocijacija je blagoendotermna, ali jeS 0, i zato jeova reakcijaspontana!

Proces teče spontano, u rastvoru neke bakrove soli na cinkanu pločicu će se izdvajati bakar.

Ako se metalna pločica od cinka uroni u rastvor Cu2+ jona, u rastvoru ćeteći reakcija: Zn (s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu (s)

Zn (s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu (s)

Posle izvesnog vremena…rastvor bakarnih jona - svetliji,na pločici cinka - metalni talog: metalni bakar koji seizdvojio.Posle više sati, Zn elektroda postaje lakša, a Cu elektrodateža.U ovakvom sistemu, nema oslobodjene energije, nemastruje.

Da bi se dobila struja, mora se izvršiti razdvajanjeelektrodnih prostora - formiranje polućelija koje suspojene žicom i provodnim mostom.

Razlika hemijskog i elektrohemijskog sistema

Elektroni direktno prelaze sa Zn na Cu Elektroni prelaze sa Zn kroz spoljašnje kolo na CuTok elektrona kroz spoljašnje kolo (struja) može se iskoristiti za RAD

Polućelije su u kontaktu preko SONOG MOSTASoni most omogućava tok struje, a sprečava mešanje rastvora

Soni most je najčešće želatinozna masa puna elektrolita (KCl, NaCl)

Galvanske (Voltine) ćelije:sastoje se od anode, katode i rastvora elektrolita.

Anoda je elektroda na kojoj se odvija oksidaciona polu-reakcija elektroni napuštaju elektrolit (ćeliju) na anodi.

Katoda je elektroda na kojoj se odvija redukciona polu-reakcija elektroni ulaze u ćeliju na katodi

Ukupna rakcija može se razdvojitina dve polu-reakcije:

Cu2+ +2e- CuZn Zn2+ + 2e-

Zn (s)Zn2+ (aq)Cu2+ (aq)Cu(s)

Oksidaciona polureakcija je:Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e-

Redukciona polurakcija je:Cu2+ (aq) +2e- Cu (s)

Ukupno: Zn (s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu (s)

Po konvenciji, oksidaciona polućelija se predstavlja na levoj strani.

Zapis elektrohemijske ćelije

Zašto i koliko dugo radi galvanska ćelija?Zašto elektroni teku od cinka ka bakru?

Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e-Cu (s) Cu2+ (aq) + 2e-

Zn otpušta elektrone lakše od Cu, → Zn ima veću potencijalnu energijukoja je u stanju da “gura” elektrone kroz kolo kada se ono zatvori.

Ta razlika potencijalnih energija (električnih potencijala) izmedjuelektroda zove se napon otvorenog kola ili elektromotorna sila ćelije.

Spontana rakcija dešava se kao rezultat različitih sposobnosti metalada odaju elektrone i sposobnosti elektrona da teku kroz kolo.

Razlika potencijala, EMS je u slučaju galvanskih ćelija pozitivna,odnosno, EMS > 0, a G < 0. Što je pozitivnija EMS, negativnija je G, ireakcija teče duže u desno.

Galvanska ćelija prozivodi elektricitet sve dok koncentracijereaktanata i produkata ne dostignu svoje ravnotežne vrednosti, kadaG postaje = 0 i reakcija prestaje.

Po definiciji, kada dve elektrode imaju potencijalsku razliku od 1 volta (V)jedan džul energije se oslobodi (jedan džul rada se može ostvariti) kadajedan kulon naelektrisanja prodje izmedju elektroda: 1 V = 1 J / 1 C

Jedan elektron ima naelektrisanje od 1.602 10-19 C, a jedan kulon jejednak naelektrisanju 6.242 1018 elektrona.

Standardna elektromotorna sila EMS0: potencijalska razlika merena pri

- T = 298 K,- kroz ćeliju ne teče struja,- sve komponente su u njihovim standardnim stanjima: P = 1 atm zagasove, c = 1 M za tečne reaktante, elektrode su od čistih čvrstihsupstanci.

Za: Zn (s)Zn2+(aq)Cu2+(aq)Cu(s) ćeliju, EMS0 = 1.1 V

Standardni potencijal galvanske ćelije

Standardni elektrodni potencijali

Standardni potencijal polu-reakcije - sve komponente u standardnimstanjima (kada je koncentracija elektrolita jednaka 1M).

Po konvenciji, standardni elektrodni potencijal (ili standardni potencijalpolu-reakcije) se odnosi na redukciju:

Oksidovana forma + ne- Redukovana forma 0

Redukovana forma Oksidovana forma + ne- - 0

Ukupna redoks reakcija je zbir dve polu-reakcije, tako da je ukupnipotencijal ćelije (EMS) jednak razlici potencijala dve polurakcije

Za bilo koju galvansku ćeliju, standardna EMS jednaka je razliciizmedju standardnih elektrodnih potencijala katode (desne polu-ćelije) ianode (leve polu-ćelije):

E0ćelije = 0katode - 0anode

Možemo da merimo samo razliku potencijala dve elektrode, odnosno EMS0!

Standardna referentna polu-ćelija → njen standardni elektrodnipotencijal definisan je kao 0referentno =0.

Standardna referentna polu-ćelija je standardna vodonikova elektroda

Definisani standardni potencijal nam omogućava da odredimopotencijal nepoznate polu-ćelije.

Standardna vodonična elektroda

H+(1.0M)|H2(1atm)

2H+ + 2e H2

E° = 0.00 V

Standardna referentna polu-ćelija → njen standardni elektrodnipotencijal definisan je kao 0referentno = 0.

posebno napravljena platina (u obliku pločice, najčešće) uronjena u 1 Mrastvor jake kiseline H+ (aq), oko koje je atmosfera gasnog H2 na P = 1atm.

U referentnoj polu-ćeliji:2 H+ (aq, 1 M) + 2 e- H2 (g, 1 atm)

Kada se H2 oksiduje, referentna vodonikova polu-ćelija je anoda:EMS0 = 0katode - 0anode = 0nepoznato - 0referentno = 0nepoznato - 0 = 0nepoznato

Kada se H+ redukuje, refrentna polu-ćelija je katoda:EMS0 = 0katode - 0anode = 0referentno - 0nepoznato = 0 - 0nepoznato = - 0nepoznato

Na ovaj način definisani, svi drugi potencijali nepoznatih polu-ćelija(elektroda) su relativne vrednosti u odnosu na standardni potencijalreferentne polu-ćelije.

Relativne jačine oksidacionih i redukcionih sredstava

Što je pozitivnija vrednost 0,to reakcija ima izraženiju tendenciju dase odigra onako kako je napisana:

Tabela standardnih elektrodnih potencijala nastaje uzsledeća pravila:

- Sve vrednosti su relativne u odnosu na standardnu vodonikovu elektrodu:2 H+ (aq, 1 M) + 2 e- H2 (g, 1 atm) 0 = 0.00 V

- Po konvenciji, sve polu-reakcije se pišu kao redukcije (reaktanti suoksidaciona sredstva, a produkti su redukciona sredstva).

- 0 vrednost data u tabeli odnosi se na reakciju kako je napisana. Što jepozitivnija vrednost 0, veća je tendencija za konkretnu polu-reakciju dase odigra kao što je napisana.

- Polu-reakcija se piše kao ravnoteža da ukaže na to da se ta polu-reakcijamože odigrati kao redukcija ali i kao oksidacija (što znači, na katodi, ilina anodi) zavisno od uslova i standardnog potencijala druge polu-reakcije. Standardni elektrodni potencijal menja znak uvek kada sereakcija odvija u suprotnom smeru.

- U tabeli, jačina oksidacionih sredstava (reaktanti) raste sa dna ka vrhutabele, a jačina redukcionih sredstava (produkti) raste sa vrha ka dnu.

Što je pozitivnija vrednost 0, veća je tendencija zakonkretnu polu-reakciju da se odigra kao što je napisana.

Pažnja! Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e-

Zn (s) redukovani oblik, oksidaciono sredstvoZn2+ oksidovani oblik, redukciono sredstvo

Vrednost redukcionog potencijala 0 data u tabeliodnosi se na reakciju kako je napisana (redukciju).Što je pozitivnija vrednost 0, veća je tendencija zakonkretnu polu-reakciju da se odigra kao što jenapisana.

Zn2+(aq) + 2e- Zn(s)E°red = - 0.76 V

2H+ + 2e- H2E°red = 0.00 V

E° = 0 - (-0.76) = 0.76 V

0 za H je veće, dakle Zn će se oksidovati u ovom slučaju

Zn2+(aq) + 2e- Zn(s)E°red = - 0.76 V

2H+ + 2e- H2E°red = 0.00 V

0 za H je veće, dakle Zn će se oksidovati u ovom slučaju

Katodaredukcija

Anodaoksidacija

Što je pozitivnija vrednost 0, veća je tendencija zakonkretnu polu-reakciju da se odigra kao što je napisana.

Relativna reaktivnost metala

Metali koji su u tabeli iznad standardne vodonikove polu-reakcije ne mogu da redukuju H+, jer u kombinaciji savodonikovom polu-reakcijom daju negativnu vrednost zapotencijal cele ćelije.

Metal čiji je standardni redukcioni potencijal negativniji,redukovaće metal čiji je standardni redukcioni potencijalmanje negativan…

Eocell = Eo

kat – Eoanod ili Eo

cell = Eoox + Eo

red

Mogu se naći dva načina računanja E

Eocell = Eo

kat - Eoanod

Eocell =0.34 – (-0.76) = 1.1V

Eocell = Eo

ox + Eored

Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e- Eoox = - Eo

red = 0.76 V

Cu2+(aq) +2e- Cu(s) Eored = 0.34 V

Eocell = 0,76 + 0.34 = 1.1V

Pišu se redukcioni potencijali Piše se Redukcioni potencijal za redukcionu polureakcijuOksidacioni potencijal za oksidacionu polureakciju

Eoox = - Eo

red

Za jednu polureakciju

Slobodna energija i električni rad -termodinamičke veličine i elektrohemijska

merenja

• struja = kretanje naelektrisanjaJačina struje (Amper, A) količina naelektrisanja u sekundi

A= C/s• naelektrisanje 1 e- = 1.602 x 10-19 C

q = n Fnaelektrisanje (C) = mol x Faradej (C/mol)

F = 96485 kulona /mol Faradejeva konstanta1 mol e- elektrona ima naelektrisanje od 96485 C

Omh-ov zakon

U = IRNapon(V) = struja(A) x otpor ()

Napomena: napon uobičajeno ima oznaku U, u elektrohemiji je uobičajeno dase potencijal ili napon ćelije označava sa E, dok se potencijal elektrodeoznačaa sa .

Potencijal galvanske ćelije i promena slobodne energije

• Šta pokreće elektrone da se kreću od anode ka katodi?

• Energetska razlika izmedju dva poluprocesa.

• Promena slobodne energije redoks reakcije data je maksimalnim korisnim radom koji sistem oslobadja i predaje okolini kao električni rad:

• ΔG = - W

• Za spontanu reakciju vrednost ΔG je negativna, jer se vrednost ΔG smanjuje kada sistem obavlja rad.

• Količina električnog rada iskazuje se proizvodom količine elektriciteta i naponom:W=qE

• Pošto je q= zF, gde je q naelektrisanje jednog mola elektrona, Fradejeva konstanta F = 96485 kulona /mol a z označava broj molova elektrona koji se u reakciji prenesu

• Električni rad će biti dat: W = z F EEMS je elektromotorna sila (emf), potencijal ćelije ili napon ćelije.

ΔG = - z F E 1J = 1C 1VΔGo = - z F Eo u standardnim uslovima

G° = -RT lnK G ° = -zFE °

-zFE° = -RT lnKAko uzmemo dekadni logaritam umesto lnK , log K

-zFE° = -2.30 RT log K

Pri standardnim uslovima, 25 °C (298K), i zamenom Faradejevekonstante dobiće se:

Kz

E log059.0

KzFRTE log3.2

• Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)Za posmatranu ćeliju

Kn

E log059.0

1.37)298)(314.8)(303.2(

)1.1)(96487)(2(303.2

log RT

nFEK

K=1 x 10 37

K>1

K veće od jedinice proces je spontan

G0 K E0 reakcija

< 0 > 1 > 0 spontana

0 1 0 ravnoteža

> 0 < 1 < 0 nespontana

G° = -RT lnK G ° = -zFE °

00)( S

TG

P

G ° = -zFE °

PTEzFS

0

0

Kako je H0 = G0 + T S0

PTEzFTzFEH

0

00

Iz merenja E možemo dobiti termodinamičke funkcije

Potencijal pojedinačne elektrode

RMRMRM aRTaRTG lnln00

R

MRM

aaRTG ln00

Promena Gibbs-ove potencijalne energije koja se dogadja pri prlaskuelektrona iz rastvora na metal (redukcija) jednaka je razlicihemijskih potencijala u dve faze:

M - čvrst metalR – jon metala u rastvoru

Za prelazak jona iz rastvora na metal jednačina dobija konačni oblikNernst-ove jednačine elektrohemijskog potencijala:

red

oks

aa

zFRT ln0

zFaaRTG

R

MRM ln00

red

oks

cc

zFRT ln0

Koncentracione galvanske ćelijeKoncentracione galvanske ćelije koriste spontanu tendenciju mešanja istoimenihrastvora različitih koncentracija da bi se dobila električna energija.

U slučaju galvanske koncentracione ćelije, dva rastvora iste supstance različitihkoncentracija nisu fizički izmešani, već se nalaze u dva odvojena elektrodnaprostora, a proces njihovog mešanja dešava se tokom rada ćelije.

Neka se u ćeliji odigravaju dve iste polu-reakcije, ali u suprotnim smerovima:

Cu2+ + 2e- Cu i Cu Cu2+ + 2e-

Standardni potencijali su isti, ali suprotnih znakova, pa je ukupni potencijal ćelije =0 (standardni potencijali podrazumevaju koncentraciju elektrolita = 1 M).

Medjutim, ako su koncentracije Cu2+ (aq) u različitim elektrodnim prostorimarazličite, tada je EMS 0, jer potencijal pojedinačne elektrode po Nernstovojjednačini

zavisi od koncentracije jona u rastvoru. red

oks

cc

zFRT ln0

Oksidaciona polu-reakcija je: Cu (s) Cu2+ (aq, 0.10 M) + 2 e-Redukciona polu-reakcija je: Cu2+ (aq, 1.0 M) + 2 e- Cu (s)Ukupna rakcija u ćeliji je: Cu2+ (aq, 1.0 M) Cu2+ (aq, 0.10M)

V

MMVV

CuCu

FRTEMS

CuF

RTCuF

RTEMS

razbl

conc

razblanode

conckatodeanodekatode

0296.00.110.0ln

202567.00ln

2

1ln

21ln

2

2

20

20

20

Laboratorijsko merenje pH

Merenje pH izvodi se u galvanskoj ćeliji koja je bazirana na H2/H+ polu-reakciji.U katodnom prostoru je standardna vodonična elektroda, dok je u anodnomprostoru ista elektroda, ali sa nepoznatom koncentracijom H+ jona. Polureakcijei ukupna reakcija su:

H2 (g, 1 atm) 2 H+ (aq, nepoznata c) + 2 e- (anoda)2 H+ (aq, 1M) + 2 e- H2 (g, 1 atm) (katoda)2 H+ (aq, 1M) 2 H+ (aq, nepoznata c) EMS = ?

2

20

2

2tan0 ln

2ln

2 HH

FRT

HH

FRTEMS nepoznat

anodedards

katodeanodekatode

Zamenom: i: katode anode EMS0 0 0 0 H Ms dard

tan

1

pHVHV

HVVH

HVVEMS

nepoznato

nepoznato

dards

nepoznato

0592.0log2

0592.0

1log

20592.00log

20592.00

2

2

2

2tan

2

U praksi se umestostandardne vodoničnekao referentnaelektroda primenjujezasićena kalomelovaelektroda čiji jepotencijal na T = 298Kjednak 0.246 V;

i

staklena elektroda kaoindikatorska (Ag/AgCluronjen u HCl rastvorkoncentracije 1M, kojameri pH na temeljurazlike koncentracije H+jona unutar i izvanelektrode).

Elektrolitička ćelijaenergija se uzima iz okruženja da bi se ostvarila nespontana reakcija; okruženje (spoljašnji izvor struje) vrši rad na sistemu

Oksidaciona polu-reakcijaA- A + e-

Redukciona polu-reakcijae- + B+ B

Ukupna reakcija u ćelijiA- + B+ A + B; G > 0

Elektrolitičke ćelije- energija iz okruženja se koristi da bi se proizvela nespontana

reakcija (G >0).

- U ćeliji, električna energija iz spoljašnjeg izvora koristi se da sereaktanti na nižem energetskom nivou prevedu u produkte na višemenergetskom novou. okruženje vrši rad na ovakvom sistemu.

Galvanska ćelijaSpontana reakcijaDaje struju

Elektrolitička ćelijaNespontana reakcijaTroši struju

Faradejev zakon elektrolize

I Faradejev zakon:

Masa materijala koji je produkovan na svakoj odelektroda direktno je proporcionalna količininaelektrisanja proteklog kroz ćeliju.

m = k q

Ovo je uočeno pre znanja o stukturi atoma, jona ......

Razmotrimo elektrolizu vodenog rastvora neke soli srebra.

Ag+ (aq) + e- Ag(s)1 mol e-- 1 mol Ag

Ako sistemu dovedemo jedan mol e-, dobićemo jedan mol metalnog Ag.

Naelektrisanje jednog mola elektrona = (1.60 x 10-19 C/ e- )(6.02 x 1023 e-/ mol)= 96,500 C/mol e- = 1 F (Faradej, Faradejeva konstanta)

Razmotrimo elektrolizu vodenog rastvora neke soli cinka.

Zn2+ (aq) + 2e- Zn(s)1 mol e-- 1/2 mol Zn

Ako sistemu dovedemo jedan mol e- (1 F), dobićemo pola mola metalnog Zn.

Dakle, zF izdvaja 1 mol supstanceM = zk F

m=kq (u opštem slučaju)

m=qM/zF

q=It

M – molarna masa

Elektrohemijski procesi u komercijalnim baterijama

Postoji nekoliko vrsta baterija:

Primarne su one koje se ne mogu puniti, pošto u njima elektroliti dostignu svojeravnotežne koncentracije a EMS postane jednaka 0.

Sekundarne baterije se mogu puniti, primenom električne energije koja izazivasuprotnu redoks reakciju onoj koja daje energiju.

Gorive baterije (gorive ćelije) su one u kojima se struja dobija kao rezultatsagorevanja nekog goriva, reaktanti su kiseonik i neko gorivo.

Olovni akumulator - Sekundarna baterija

6 olovno-kiselih baterija od kojih svaka ima napon od 2 V, povezane redno.Svaka ćelija ima dva olovna okvira sa elektrodnim materijalima: anoda jesundjerasto olovo, a katoda je od PbO2.Okviri su uronjeni u rastvor 4.5 M H2SO4.Kada se ćelija prazni, ona proizvodi struju, odnosno, funkcioniše kaogalvanska ćelija.

Anodna reakcija Pb(s) + SO42-(aq) PbSO4(s) + 2e-katodna reakcija: PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42-(aq) +2e- PbSO4(s) + 2H2O(l)

Ukupna ćelijska reakcija je:PbO2(s) + Pb(s) + 2H2SO4

2-(aq) 2 PbSO4(s) + 2H2O(l) EMS = 2 V

Kada se akumulator puni, on uzima električnu energiju kao elektrolitička ćelija,tako da su i polu-reakcije i ukupna reakcija u njemu suprotni prethodno datim.

Gorive ćelijeOve baterije koriste proces sagorevanja, čiju energiju pretvaraju u električnu energiju.

2H2 → 4H+ + 4e-

O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O

2H2 + O2 → 2H2O≈ 0,7 V

Prednosti

Čisti i prenosivi izvori struje, mnoge od gorivih ćelija ne proizvode polutante.

Gorive ćelije su vrlo efikasne, jer konvertuju oko 75% energije hemijskih veza u

električnu struju. Nasuprot tome, jedna termo elektrana konvertuje od 35% do

40% od hemijskih veza uglja u elektricitet. Mašina automobila ima još manju

konverziju: ona prevodi oko 25% energije hemijskih veza goriva u kretanje kola.

Mane

Za razliku od običnih baterija, gorive ćelije ne mogu da “čuvaju” energiju, već je

proizvode samo tokom procesa sagorevanja.

Elektrodni materijali ne traju dugo i skupi su.

• Korozija je redoks reakcija u kojoj metal izložen okružujućoj sredini formira neželjenu supstancu.

• Svi metali sem platine i zlata su termodinamički pogodni da se oksiduju na sobnoj temperaturi.

Korozija

Korozija je prirodni, spontani proces koji se sastoji u hemijskoj transfromacijimetala u svoje soli ili okside pod uticajem okolne sredine koja imaelektrolitičke osobine.

Štete od korozije su ogromne, jer ona se dešava na vozilima, brodovima,zgradama, mostovima

1. Gvozdeni predmet neće korodirati u suvom vazduhu; prisustvo vlage jeneophodno.

2. Gvozdeni predmet neće korodirati u vodi bez vazduha; dakle, za proceskorozije gvoždja neophodan je kiseonik.

3. Gvozdeni predmet brže korodira u jonskim rastvorima i to na nižem pH(odnosno, na višoj koncentraciji H+ jona).

4. Korozija se uvek javlja na više mesta na jednom istom predmetu.5. Gvozdeni predmet korodira brže kada je u kontaktu sa manje aktivnim

metalom kao što je Cu, a sporije kada je u kontaktu sa više aktivnimmetalom kao što je Zn.

Elektrolitička sredina koja podržava koroziju:

atmosferska vlaga u kojoj su rastvoreni neki od gasova: SO2, SO3, NO, NO2,CO2, H2S, NH3

Zemlja je pogodna za koroziju jer dugo zadržava vlagu, i predstavlja bogatizvor više ili manje rastvornih mineralnih komponenti.

• Budući da je (Fe2+/Fe) < (O2/H2O) gvoždje može biti oksidovano kiseonikom.

• katoda• O2(g) + 4H+(aq) + 4e- 2H2O(l) u kiseloj sredini,

odnosno:• O2(g) + 2H2O(aq) + 4e- 4OH-(l), u alkalnoj sredini.• Anoda

– Fe(s) Fe2+(aq) + 2e-.• Fe2+ koje je prvobitno nastalo će se dalje oksidovati do

Fe3+ koje formira rdju, Fe2O3• xH2O(s).

Korozija gvoždja

• Korozija se sprečava proizvodnjom čelika• Korozija se može sprečiti prevlačenjem metala

premazima ili prevlačenjem sa drugim metalom (mogu sekoristiti metali koji u kontaktu sa Fe čine da se onoponaša više kao katoda):

Galvanizacija - Fe prevučeno sa Zn.Zn štiti gvoždje (Zn je anoda dok je Fe je katoda)

Zn2+(aq) + 2e- Zn(s), E(Zn2+/Zn) = - 0.76 VFe2+(aq) + 2e- Fe(s), E(Fe2+/Fe) = - 0.44 V

Tanak sloj Zn prevučen preko Fe mora da oksiduje pre nego što Fepočne da rdja.

Zaštita Fe

Korozija gvoždja: katodna zaštita zinkomKorozija gvoždja: katodna zaštita zinkom

Fe(s) FeFe2+2+(aq) + 2e(aq) + 2e-- E°ox = 0.44 V

Zn(s) ZnZn2+2+((aqaq) + 2e) + 2e-- E°ox = 0.76 V

Fe(s) FeFe2+2+(aq) + 2e(aq) + 2e-- E°ox = 0.44 V

Sn(s) SnSn2+2+(aq) + 2e(aq) + 2e-- E°ox = 0.14 V

Korozija gvoždja: kalaj ne štiti Fe od korozijeKorozija gvoždja: kalaj ne štiti Fe od korozije

Da bi se zaštitili cevovodi, dodaje se takozvana žrtvujuća anoda.

Cevovod je katoda:

Mg2+(aq) +2e- Mg(s), E(Mg2+/Mg) = -2.37 VFe2+(aq) + 2e- Fe(s), E(Fe2+/Fe) = -0.44 V