Сайтът все още се разработва и може да има грешки и неточности. Ако забележиш такава, пиши ни на ninelibera@gmail.com.

Окисление-редукция и електрохимия

⚡ През 1807 г. в Лондон Хъмфри Дейви свързва в огромна батерия стотици медни и цинкови пластини и пуска през парче леко навлажнен поташ (калиев ). На отрицателния електрод се появяват сребристи капчици, които избухват в пламък, щом докоснат въздуха. Според разказа на неговия асистент Дейви танцувал от радост из лабораторията – току-що бил получил калий, метал, който никой преди не бил виждал. Няколко дни по-късно получава натрий, а през следващата година – калций, магнезий, барий и стронций. Токът е принудил елементите да приемат електрони – това е електролиза, обратната страна на батерията.

1. Степен на окисление

В реакциите електроните преминават от един атом към друг. За да следим къде са отишли, на всеки атом приписваме степен на окисление – , който той би имал, ако всички негови връзки бяха йонни, а общите електрони отидеха при по- атом (виж Химична връзка). Записва се със знака отпред: Mn+7\mathrm{Mn^{+7}}, за разлика от заряда на Mn2+\mathrm{Mn^{2+}}.

О

Правила за степените на окисление

1) В простите вещества (Fe\mathrm{Fe}, O2\mathrm{O_2}, Cl2\mathrm{Cl_2}) степента е 0. 2) Сборът от степените на всички атоми е равен на заряда на частицата – 0 за молекула. 3) Флуорът е винаги −1-1; алкалните метали са +1+1, алкалоземните +2+2, алуминият +3+3. 4) Водородът обикновено е +1+1 (в хидридите на металите, напр. NaH\mathrm{NaH}, е −1-1). 5) Кислородът обикновено е −2-2 (в пероксидите, напр. H2O2\mathrm{H_2O_2}, е −1-1, а в OF2\mathrm{OF_2} е +2+2).

Пример

Каква е степента на окисление на хрома в калиевия дихромат K2Cr2O7\mathrm{K_2Cr_2O_7} и в дихроматния йон Cr2O72−\mathrm{Cr_2O_7^{2-}}?

  1. K2Cr2O7\mathrm{K_2Cr_2O_7}: 2⋅(+1)+2x+7⋅(−2)=0⇒2x=12⇒x=+62 \cdot (+1) + 2x + 7 \cdot (-2) = 0 \Rightarrow 2x = 12 \Rightarrow x = +6
  2. Cr2O72−\mathrm{Cr_2O_7^{2-}}: 2x+7⋅(−2)=−2⇒x=+62x + 7 \cdot (-2) = -2 \Rightarrow x = +6 – същото, защото калият е просто K+\mathrm{K^+} до йона.
−4−3−2−10+1+2+3+4+5+6+7← приема електрони (редукция)отдава електрони (окисление) →NH₃NH₄⁺N₂H₄N₂N₂ONOHNO₂NO₂HNO₃Щракни върху формула
известни:H⁺¹, O⁻²уравнение:(+1) + 3 · (−2) + x = 0N:+5

Това е най-високата степен тук: елементът може само да приема електрони – тук е само окислител.

💡 Сборът от степените на окисление на всички атоми е равен на заряда на частицата (0 за неутрална молекула). Затова от известните степени (H +1, O −2, алкални метали +1, флуор −1) намираме неизвестната. Колкото по-надясно е частицата, толкова повече електрони „е отдал“ елементът.

Степента на окисление е удобна сметка, а не истински заряд: в CH4\mathrm{CH_4} въглеродът е −4, но върху него няма четири електрона в повече. Дробните стойности (като +83+\tfrac{8}{3} в Fe3O4\mathrm{Fe_3O_4}) са средни за няколко различни атома.

2. Окисление и редукция

О

Окисление, редукция, окислител, редуктор

Окисление е отдаването на електрони – степента на окисление расте. Редукция е приемането на електрони – степента намалява. Двата процеса протичат винаги заедно: колкото електрона отдава едната частица, толкова приема другата. Окислител е частицата, която приема електрони (тя се редуцира); редуктор е частицата, която отдава електрони (тя се окислява).

Пример

Цинкова пластинка в разтвор на меден сулфат се покрива с червеникава мед: Zn+CuSO4→ZnSO4+Cu\mathrm{Zn + CuSO_4 \to ZnSO_4 + Cu}. Кое се окислява и кое се редуцира?

  1. Йонът SO42−\mathrm{SO_4^{2-}} не се променя – съкратено: Zn+Cu2+→Zn2++Cu\mathrm{Zn} + \mathrm{Cu^{2+}} \to \mathrm{Zn^{2+}} + \mathrm{Cu}.
  2. Zn0−2e−→Zn+2\mathrm{Zn^0 - 2e^- \to Zn^{+2}} – окисление; цинкът е редуктор.
  3. Cu+2+2e−→Cu0\mathrm{Cu^{+2} + 2e^- \to Cu^0} – редукция; медните йони са окислител.

Типични окислители са веществата с елемент във висока степен на окисление или с голяма електроотрицателност: O2\mathrm{O_2}, Cl2\mathrm{Cl_2}, KMnO4\mathrm{KMnO_4}, K2Cr2O7\mathrm{K_2Cr_2O_7}, HNO3\mathrm{HNO_3}, концентрираната H2SO4\mathrm{H_2SO_4}. Типични редуктори са металите, водородът, въглеродът, CO\mathrm{CO}, H2S\mathrm{H_2S}, йодидите. Горенето, дишането, ръждясването, и работата на всяка батерия са окислително-редукционни процеси.

3. Изравняване с електронен баланс

Т

Метод на електронния баланс

1) Определи степените на окисление и намери елементите, които ги променят. 2) Запиши полуреакциите на окисление и на редукция с броя на електроните. 3) Умножи ги така, че отдадените електрони да са равни на приетите (най-малкото общо кратно). 4) Сложи получените множители като коефициенти пред окислителя и редуктора и техните продукти. 5) Изравни останалите атоми – накрая водорода и кислорода (чрез водата).

Пример

Изравнете Cu+HNO3 (разр.)→Cu(NO3)2+NO+H2O\mathrm{Cu} + \mathrm{HNO_3}\ \text{(разр.)} \to \mathrm{Cu(NO_3)_2} + \mathrm{NO} + \mathrm{H_2O}.

  1. Менят се медта (0→+20 \to +2) и азотът (+5→+2+5 \to +2).
  2. Cu0−2e−→Cu+2\mathrm{Cu^0 - 2e^- \to Cu^{+2}}   ∣×3\;|\times 3; N+5+3e−→N+2\quad\mathrm{N^{+5} + 3e^- \to N^{+2}}   ∣×2\;|\times 2 – по 6 електрона.
  3. 3Cu+2HNO3→3Cu(NO3)2+2NO\mathrm{3Cu} + \mathrm{2HNO_3} \to \mathrm{3Cu(NO_3)_2} + \mathrm{2NO} – но в солта има още 6 нитрата, които не са се редуцирали.
  4. Общо 2+6=82 + 6 = 8 молекули HNO3\mathrm{HNO_3}; 8 водородни атома дават 4H2O\mathrm{4H_2O}: 3Cu+8HNO3→3Cu(NO3)2+2NO+4H2O\mathrm{3Cu} + \mathrm{8HNO_3} \to \mathrm{3Cu(NO_3)_2} + \mathrm{2NO} + \mathrm{4H_2O}.
AlO₂кой отдава и кой приема електрони?редукторокислител
  1. 1Схема: Al⁰ + O₂⁰ → Al₂⁺³O₃⁻²

💡 Броят на отдадените електрони трябва да е равен на броя на приетите – електрони не изчезват и не се появяват. Затова двете полуреакции се умножават до най-малкото общо кратно на електроните. Оранжевите точки са електроните: отдадените (под сините частици) отиват при приемащите (над червените).

4. Йонно-електронен метод (полуреакции)

Във водни разтвори е по-точно да пишем полуреакциите с реалните частици – йони и молекули. Кислородът и водородът се изравняват с това, което има в средата: в кисела – с H+\mathrm{H^+} и H2O\mathrm{H_2O}, в основна – с OH−\mathrm{OH^-} и H2O\mathrm{H_2O}. Накрая електроните се изравняват с и се проверява и зарядът.

Пример

Изравнете реакцията на перманганат с железни(II) йони в кисела среда: MnO4−+Fe2++H+→Mn2++Fe3++H2O\mathrm{MnO_4^-} + \mathrm{Fe^{2+}} + \mathrm{H^+} \to \mathrm{Mn^{2+}} + \mathrm{Fe^{3+}} + \mathrm{H_2O}.

  1. Редукция: MnO4−+8H++5e−→Mn2++4H2O\mathrm{MnO_4^-} + \mathrm{8H^+} + \mathrm{5e^-} \to \mathrm{Mn^{2+}} + \mathrm{4H_2O} – 4 кислородни атома стават 4 молекули вода, за тях са нужни 8 H+\mathrm{H^+}; зарядът отляво е −1+8−5=+2-1 + 8 - 5 = +2, както отдясно.
  2. Окисление: Fe2+−e−→Fe3+\mathrm{Fe^{2+} - e^- \to Fe^{3+}}   ∣×5\;|\times 5
  3. MnO4−+5Fe2++8H+→Mn2++5Fe3++4H2O\mathrm{MnO_4^-} + \mathrm{5Fe^{2+}} + \mathrm{8H^+} \to \mathrm{Mn^{2+}} + \mathrm{5Fe^{3+}} + \mathrm{4H_2O}; заряд: −1+10+8=+17-1 + 10 + 8 = +17 и +2+15=+17+2 + 15 = +17 ✓
  4. Виолетовият перманганат се обезцветява – по това се вижда краят на титруването. Така се определя желязото (перманганатометрия).
Т

Перманганатът в различна среда

Продуктът на редукцията зависи от средата: в кисела MnO4−→Mn2+\mathrm{MnO_4^- \to Mn^{2+}} (приема 5e−5e^-, разтворът се обезцветява), в неутрална MnO4−→MnO2\mathrm{MnO_4^- \to MnO_2} (3e−3e^-, кафява утайка), в силно основна MnO4−→MnO42−\mathrm{MnO_4^- \to MnO_4^{2-}} (1e−1e^-, зелен разтвор).

5. Ред на активност и електродни потенциали

Колко лесно металът отдава електрони във воден , се измерва със стандартния електроден потенциал E∘E^\circ – между метала в разтвор на своите йони (1 mol/L, 25 °C) и стандартния водороден електрод, чийто е приет за нула. Колкото по-отрицателен е E∘E^\circ, толкова по-активен е металът.

металLiKCaNaMgAlZnFeNiSnPbH₂CuAgHgAu
E∘, VE^\circ,\ \mathrm{V}−3,04-3{,}04−2,93-2{,}93−2,87-2{,}87−2,71-2{,}71−2,37-2{,}37−1,66-1{,}66−0,76-0{,}76−0,44-0{,}44−0,26-0{,}26−0,14-0{,}14−0,13-0{,}1300+0,34+0{,}34+0,8+0{,}8+0,85+0{,}85+1,5+1{,}5
Т

Какво следва от реда на активност

1) Металите преди водорода (с E∘<0E^\circ < 0) изтласкват водород от разредени киселини като HCl\mathrm{HCl} и H2SO4\mathrm{H_2SO_4}; медта, среброто и златото – не. 2) По-активният метал изтласква по-малко активния от разтворите на солите му: Fe+CuSO4→FeSO4+Cu\mathrm{Fe + CuSO_4 \to FeSO_4 + Cu}, но Cu+FeSO4\mathrm{Cu + FeSO_4} не реагира. 3) Най-активните метали (K, Na, Ca) реагират направо с водата.

Внимание: потенциалът казва дали реакцията е възможна, а не колко бързо протича. Литият има най-отрицателния потенциал, но с водата реагира по-спокойно от натрия и калия, а алуминият е защитен от тънък оксиден слой.

6. Галваничен елемент

Ако цинкът и медните йони са в отделни чаши, електроните не могат да прескочат направо – те минават по и вършат работа. Това е галваничният елемент: химична енергия се превръща в електрична. Неговото и вътрешното му разглеждаме във физиката, в урока Постоянен ток.

О

Анод, катод и напрежение на елемента

Анод е електродът, на който протича окисление; катод – електродът, на който протича редукция. В галваничния елемент анодът е по-активният метал и е отрицателен полюс, а катодът е положителен. Електроните текат по външната верига от анода към катода, а солевият мост затваря веригата с йони. Стандартното напрежение е E∘=Eкатод∘−Eанод∘E^\circ = E^\circ_{\text{катод}} - E^\circ_{\text{анод}}.

Пример

Елементът на Даниел: цинк в разтвор на ZnSO4\mathrm{ZnSO_4} и мед в разтвор на CuSO4\mathrm{CuSO_4}. Кой е анодът и какво е напрежението?

  1. E∘(Zn)=−0,76 V<E∘(Cu)=+0,34 VE^\circ(\mathrm{Zn}) = -0{,}76\ \mathrm{V} < E^\circ(\mathrm{Cu}) = +0{,}34\ \mathrm{V} – цинкът е анод (−), медта е катод (+).
  2. Анод: Zn−2e−→Zn2+\mathrm{Zn - 2e^- \to Zn^{2+}}; катод: Cu2++2e−→Cu\mathrm{Cu^{2+} + 2e^- \to Cu}
  3. E∘=0,34−(−0,76)=1,10 VE^\circ = 0{,}34 - (-0{,}76) = 1{,}10\ \mathrm{V}. С времето цинковата пластинка изтънява, а медната расте.

лява полуклетка

дясна полуклетка

1,10 Ve⁻ →e⁻ →солеви мост (KNO₃)ZnZn²⁺анод (−)CuCu²⁺катод (+)−2 V−1 V0 V+1 VZnCuE°, V
анод (окисление):Zn − 2e⁻ → Zn²⁺катод (редукция):Cu²⁺ + 2e⁻ → CuE° =0,34 − (−0,76) = 1,10 V

Обща реакция: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

💡 Металът с по-нисък (по-отрицателен) стандартен потенциал е по-активен: той се окислява и е анод. Електроните текат по проводника от анода към катода, а солевият мост затваря веригата с йони. Числата са стандартните потенциали при 25 °C и концентрации 1 mol/L.

Т

Уравнение на Нернст (за напреднали)

При концентрации, различни от 1 mol/L, напрежението се променя: E=E∘−0,0592nlg⁡QE = E^\circ - \frac{0{,}0592}{n}\lg Q при 25 °C, където nn е броят на пренесените електрони, а QQ е отношението на концентрациите на продуктите и изходните йони (за елемента на Даниел Q=[Zn2+][Cu2+]Q = \frac{[\mathrm{Zn^{2+}}]}{[\mathrm{Cu^{2+}}]}). Свързано е и с енергията на Гибс: ΔG∘=−nFE∘\Delta G^\circ = -nFE^\circ – положително напрежение означава, че реакцията протича сама.

7. Електролиза

При електролизата е обратно: външен източник на ток принуждава да протече реакция, която сама не би протекла. Катодът е свързан с минуса на източника и на него приемат електрони (редукция); анодът е свързан с плюса и на него или водата отдават електрони (окисление).

Електролизира сеКатод (−)Анод (+)Продукти
стопилка NaClNa++e−→Na\mathrm{Na^+ + e^- \to Na}2Cl−−2e−→Cl2\mathrm{2Cl^- - 2e^- \to Cl_2}натрий и хлор
разтвор на NaCl2H2O+2e−→H2+2OH−\mathrm{2H_2O + 2e^- \to H_2 + 2OH^-}2Cl−−2e−→Cl2\mathrm{2Cl^- - 2e^- \to Cl_2}водород, хлор; в разтвора остава NaOH
разтвор на CuSO₄Cu2++2e−→Cu\mathrm{Cu^{2+} + 2e^- \to Cu}2H2O−4e−→O2+4H+\mathrm{2H_2O - 4e^- \to O_2 + 4H^+}мед, кислород; остава H₂SO₄
разтвор на CuSO₄, меден анодCu2++2e−→Cu\mathrm{Cu^{2+} + 2e^- \to Cu}Cu−2e−→Cu2+\mathrm{Cu - 2e^- \to Cu^{2+}}медта се пренася от анода на катода
Т

Какво се отделя при електролиза на воден разтвор

На катода: йоните на металите след водорода в реда на активност (Cu, Ag) се редуцират до метал; при най-активните (до Al) вместо тях се редуцира водата и се отделя водород; при металите между тях (Zn, Fe, Ni) често се отделят и двете. На инертен анод: Cl−\mathrm{Cl^-}, Br−\mathrm{Br^-}, I−\mathrm{I^-} се окисляват до халоген; при кислородсъдържащи аниони (SO42−\mathrm{SO_4^{2-}}, NO3−\mathrm{NO_3^-}) се окислява водата и се отделя кислород.
Т

Закон на Фарадей за електролизата

Масата на веществото, отделено на електрод, е пропорционална на преминалия заряд Q=ItQ = It: m=M I tz Fm = \frac{M\,I\,t}{z\,F}, където zz е броят на електроните за една частица, а F=96 485 C/molF = 96\,485\ \mathrm{C/mol} (константата на Фарадей) е зарядът на един мол електрони, F=NAeF = N_A e.

Пример

През разтвор на CuSO4\mathrm{CuSO_4} протича ток 2 A в продължение на 1 час. Колко мед се отлага на катода?

  1. Q=It=2⋅3600=7200 CQ = It = 2 \cdot 3600 = 7200\ \mathrm{C}; n(e−)=720096 485≈0,0746 moln(e^-) = \frac{7200}{96\,485} \approx 0{,}0746\ \mathrm{mol}
  2. Cu2++2e−→Cu\mathrm{Cu^{2+} + 2e^- \to Cu}: n(Cu)≈0,0373 moln(\mathrm{Cu}) \approx 0{,}0373\ \mathrm{mol}
  3. m≈0,0373⋅63,5≈2,37 gm \approx 0{,}0373 \cdot 63{,}5 \approx 2{,}37\ \mathrm{g}

С електролиза се получават алуминият, натрият, хлорът и натриевата основа, пречиства се медта (меден анод се разтваря, а чиста мед се отлага на катода) и се нанасят покрития – хромиране, никелиране, позлатяване.

8. Корозия

Корозията е самопроизволното окисление на металите от околната среда. Желязото ръждясва, когато има едновременно вода и кислород: по повърхността му се образуват малки галванични елементи, в които желязото е анод. Солта (например по пътищата през зимата) ускорява процеса, защото разтворът провежда ток по-добре.

Т

Защита от корозия

1) Покритие, което спира водата и кислорода – боя, масло, емайл. 2) Поцинковане: цинкът е по-активен от желязото и при драскотина се окислява той, а не желязото. 3) Протекторна защита: към корпуса на кораба или бойлера се закрепва блок от по-активен метал (Mg, Zn), който се „жертва“. 4) Калайдисване (консервени кутии) пази само докато е цяло: калаят е по-малко активен от желязото и при драскотина желязото ръждясва дори по-бързо.

9. Тренажор

Степени на окисление, напрежение на галваничен елемент, маса по закона на Фарадей и коефициенти по електронен баланс. Отрицателните числа въвеждай с минус (−3), десетичните – като 1,1.

✅ Решени: 0🔥 Серия: 0🏆 Рекорд: 0
Al ∣ Al3+ ∥ Ni2+ ∣ Ni\mathrm{Al} \,|\, \mathrm{Al^{3+}} \,\|\, \mathrm{Ni^{2+}} \,|\, \mathrm{Ni}

Какво е стандартното напрежение на елемента (във волтове)?

10. Електрохимия около нас

Батерии, бижута, алуминиеви кутийки и ръждясали велосипеди – навсякъде електроните се местят.

0 / 6

💍 Посребряване на лъжичка

Лъжичка е катод в разтвор на сребърна сол. През разтвора протича ток 0,5 A в продължение на 30 минути. Колко грама сребро се отлагат върху нея? (F=96 485 C/molF = 96\,485\ \mathrm{C/mol})

🥫 Енергия за кутийка алуминий

Алуминият се получава чрез електролиза на стопен Al2O3\mathrm{Al_2O_3} (разтворен в криолит). Колко заряд (в мегакулона) е нужен за 1 kg алуминий? Колко kWh електроенергия са нужни при напрежение 4 V?

🔋 Колко цинк изяжда батерията

В цинковите батерии анодът е от цинк: Zn−2e−→Zn2+\mathrm{Zn - 2e^- \to Zn^{2+}}. Батерия е отдала заряд 2000 mAh. Колко грама цинк са се окислили?

🔩 Пирон в меден разтвор

Железен пирон е потопен в разтвор на CuSO4\mathrm{CuSO_4}: Fe+CuSO4→FeSO4+Cu\mathrm{Fe + CuSO_4 \to FeSO_4 + Cu}. Медта се отлага върху пирона и масата му нараства с 0,4 g. Колко грама мед са се отложили?

🚲 Ръждясалият велосипед

Приемете, че ръждата е Fe2O3\mathrm{Fe_2O_3}: 4Fe+3O2→2Fe2O3\mathrm{4Fe + 3O_2 \to 2Fe_2O_3}. Колко грама кислород поемат 1000 g желязо, ако ръждясат напълно, и колко грама ръжда се получават?

💧 Водород от вода

При електролиза на подкиселена вода протича ток 2 A в продължение на 1 час. Колко литра водород и колко литра кислород (при нормални условия) се отделят?

Зелено – решена сам(а), жълто – с решението. Десетичните числа може да пишеш със запетая.

11. ⚠️ Чести грешки

Окислителят се окислява

✗ Окислителят отдава електрони.

✓ Окислителят приема електрони и сам се редуцира; редукторът се окислява.

Степен и заряд

✗ Mn2+\displaystyle \mathrm{Mn^{2+}} и Mn+2\displaystyle \mathrm{Mn^{+2}} са едно и също записано.

✓ Знакът отзад е заряд на йона, отпред – степен на окисление; в KMnO4\displaystyle \mathrm{KMnO_4} няма йон Mn7+\displaystyle \mathrm{Mn^{7+}}.

Кислородът винаги −2

✗ В H2O2\displaystyle \mathrm{H_2O_2} кислородът е −2\displaystyle -2, водородът +2\displaystyle +2.

✓ В пероксидите кислородът е −1\displaystyle -1; водородът е +1\displaystyle +1.

Цялата HNO₃ е окислител

✗ 3Cu+2HNO3\displaystyle \mathrm{3Cu + 2HNO_3} – по баланса.

✓ Част от киселината остава в солта: 3Cu+8HNO3\displaystyle \mathrm{3Cu + 8HNO_3}.

Знакът на анода

✗ Анодът винаги е минус.

✓ Анодът е там, където е окислението: в батерията е −, при електролиза е +.

Натрий от разтвор

✗ При електролиза на разтвор на NaCl на катода се отделя натрий.

✓ Натрий се получава само от стопилка; от разтвора се отделя водород.

Напрежението се умножава

✗ За 2Ag++2e−\displaystyle \mathrm{2Ag^+ + 2e^-} потенциалът е 2⋅0,80\displaystyle 2 \cdot 0{,}80.

✓ E∘\displaystyle E^\circ не зависи от коефициентите: остава 0,80 V\displaystyle 0{,}80\ \mathrm{V}.

z в закона на Фарадей

✗ За Al\displaystyle \mathrm{Al}: m=MItF\displaystyle m = \frac{MIt}{F}

✓ За Al3+\displaystyle \mathrm{Al^{3+}} трябват 3 електрона: m=MIt3F\displaystyle m = \frac{MIt}{3F}

12. 🎯 Бърз тест

1 / 9
✓ 0

Каква е степента на окисление на мангана в KMnO4\displaystyle \mathrm{KMnO_4}?

13. 📝 Задачи за упражнение

0 / 0

Ниво А· Областен кръг

Дробите – като 3/2, десетичните – със запетая.

Дробите – като 3/2, десетичните – със запетая.

Дробите – като 3/2, десетичните – със запетая.

Ниво В· Национален кръг

Дробите – като 3/2, десетичните – със запетая.

Дробите – като 3/2, десетичните – със запетая.

Дробите – като 3/2, десетичните – със запетая.

Ниво С· Международна олимпиада

Дробите – като 3/2, десетичните – със запетая.

Дробите – като 3/2, десетичните – със запетая.

Дробите – като 3/2, десетичните – със запетая.

14. Обобщение

  • ✓ Степента на окисление е условният заряд на атома; сборът в частицата е равен на заряда ѝ
  • ✓ Окисление – отдаване на електрони; редукция – приемане. Окислителят се редуцира, редукторът се окислява
  • ✓ Електронен баланс: отдадените електрони = приетите; в разтвори – полуреакции с H+\mathrm{H^+}, OH−\mathrm{OH^-} и вода
  • ✓ По-отрицателен E∘E^\circ – по-активен метал; той изтласква по-малко активните от солите им
  • ✓ Галваничен елемент: анод (−) е по-активният метал, E∘=Eкатод∘−Eанод∘E^\circ = E^\circ_{\text{катод}} - E^\circ_{\text{анод}}
  • ✓ Електролиза: на катода – редукция, на анода – окисление; m=MItzFm = \frac{MIt}{zF}, F=96 485 C/molF = 96\,485\ \mathrm{C/mol}
  • ✓ Корозията е окисление на метала; пази се с покрития, поцинковане и протектори

💡 Интересен факт

Статуята на свободата е огромен галваничен елемент, който едва не я разрушава. Медната ѝ обвивка е закрепена за железен скелет, а между тях е имало изолация от напоен с шеллак азбест. С годините изолацията се разпада, морският въздух с неговата сол става и желязото – по-активният метал – корозира бързо. При реставрацията през 80-те години на XX век железните ленти са сменени с неръждаема . А зеленият цвят на статуята е патина – слой от медни соли, който всъщност пази медта под себе си.