TRANSFORMACIJE HEMIJSKE ENERGIJE U ELEKTRIČNU - ELEKTROHEMIJA. hemijska reakcija je izvor energije

Transcript

1 TRANSFORMACIJE HEMIJSKE ENERGIJE U ELEKTRIČNU - ELEKTROHEMIJA hemijska reakcija je izvor energije Baterija koristi spontanu hemijsku reakciju koja je praćena promenom slobodne Gibbs-ove energije G (ΔG < 0!) na račun koje proizvodi električnu energiju DAJE STRUJU Elektrohemija je deo fizičke hemije koji se bavi proučavanjem relacija izmedju hemijske promene i električnog rada.

2 Voltina baterija (voltin stub) godina Cu i Zn u kontaktu preko elektrolita (natopljen karton) daju struju (napon oko 1.1V)

3 na kontaktu dvaju metala uspostavlja se potencijalska razlika na račun koje se iz elementa dobija električna energija Voltin niz metala: svaki prethodni metal u nizu naelektriše se pozitivno pri 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?

4 Podsećanje Oksidoredukcija je prelazak elektrona sa jedne hemijske vrste na drugu. Terminologija: termin Primer: Zn (s) + 2 H + (aq) Zn 2+ (aq) + H2 (g) oksidacija * otpuštanje elektrona * redukciono sredstvo je oksidovano * oksidacioni broj raste redukcija * primanje elektrona * oksidaciono sredstvo je redukovano * oksidacioni broj se smanjuje * Zn gubi elektrone * Zn je redukciono sredstvo i oksiduje se * oksidacioni broj Zn raste sa 0 na +2 * H + jon dobija elektron * H + jon je oksidaciono sredstvo i redukuje se * oksidacioni broj H + jona pada sa + 1 na 0.

5 Elektrolitička disocijacija je spontani proces u kome pod uticajem rastvarača dolazi do nastanka ekvivalentne količine pozitivnih i negativnih jona u rastvoru G H TS G < 0 sistema sistema sistema U slučaju NaCl, disocijacija je blago endotermna, ali je S 0, i zato je ova reakcija spontana! Supstance koje grade jone rastvarajući se u datom rastvaraču, najčešće vodi, nazivaju se elektrolitima. Tipičan primer: rastvorne soli kao što je NaCl

6 Ako se metalna pločica od cinka uroni u rastvor Cu 2+ jona, u rastvoru će teći reakcija: Zn (s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu (s) Proces teče spontano, u rastvoru neke bakrove soli na cinkanu pločicu će se izdvajati bakar.

7 Zn (s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu (s) Posle izvesnog vremena rastvor bakarnih jona - svetliji, na pločici cinka - metalni talog: metalni bakar koji se izdvojio. Posle više sati, Zn elektroda postaje lakša, a Cu elektroda teža. U ovakvom sistemu, nema oslobodjene energije, nema struje. Da bi se dobila struja, mora se izvršiti razdvajanje elektrodnih prostora - formiranje polućelija koje su spojene žicom i provodnim mostom.

8 Razlika hemijskog i elektrohemijskog sistema Elektroni direktno prelaze sa Zn na Cu Elektroni prelaze sa Zn kroz spoljašnje kolo na Cu Tok elektrona kroz spoljašnje kolo (struja) može se iskoristiti za RAD

9 Polućelije su u kontaktu preko SONOG MOSTA Soni most omogućava tok struje, a sprečava mešanje rastvora Soni most je najčešće želatinozna masa puna elektrolita (KCl, NaCl)

10 Galvanske (Voltine) ćelije: sastoje se od anode, katode i rastvora elektrolita. Anoda je elektroda na kojoj se odvija oksidaciona polureakcija elektroni napuštaju elektrolit (ćeliju) na anodi. Katoda je elektroda na kojoj se odvija redukciona polureakcija elektroni ulaze u ćeliju na katodi Ukupna rakcija može se razdvojiti na dve polu-reakcije: Cu 2+ +2e- Cu Zn Zn e-

11 Zapis elektrohemijske ćelije Zn (s)zn 2+ (aq)cu 2+ (aq)cu(s) Oksidaciona polureakcija je: Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2e- Redukciona polurakcija je: Cu 2+ (aq) +2e- Cu (s) Ukupno: Zn (s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu (s) Po konvenciji, oksidaciona polućelija se predstavlja na levoj strani.

12 Zašto i koliko dugo radi galvanska ćelija? Zašto elektroni teku od cinka ka bakru? Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2e- Cu (s) Cu 2+ (aq) + 2e- Zn otpušta elektrone lakše od Cu, Zn ima veću potencijalnu energiju koja je u stanju da gura elektrone kroz kolo kada se ono zatvori. Ta razlika potencijalnih energija (električnih potencijala) izmedju elektroda zove se napon otvorenog kola ili elektromotorna sila ćelije. Spontana rakcija dešava se kao rezultat različitih sposobnosti metala da 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, i reakcija teče duže u desno. Galvanska ćelija prozivodi elektricitet sve dok koncentracije reaktanata i produkata ne dostignu svoje ravnotežne vrednosti, kada G postaje = 0 i reakcija prestaje.

13 Po definiciji, kada dve elektrode imaju potencijalsku razliku od 1 volta (V) jedan džul energije se oslobodi (jedan džul rada se može ostvariti) kada jedan kulon naelektrisanja prodje izmedju elektroda: 1 V = 1 J / 1 C Jedan elektron ima naelektrisanje od C, a jedan kulon je jednak naelektrisanju elektrona. Standardni potencijal galvanske ćelije Standardna elektromotorna sila EMS 0 : potencijalska razlika merena pri - T = 298 K, - kroz ćeliju ne teče struja, - sve komponente su u njihovim standardnim stanjima: P = 1 atm za gasove, c = 1 M za tečne reaktante, elektrode su od čistih čvrstih supstanci. Za: Zn (s)zn2+(aq)cu2+(aq)cu(s) ćeliju, EMS 0 = 1.1 V

14 Standardni elektrodni potencijali Za bilo koju galvansku ćeliju, standardna EMS jednaka je razlici izmedju standardnih elektrodnih potencijala katode (desne polu-ćelije) i anode (leve polu-ćelije): E 0 ćelije = 0 katode - 0 anode Standardni potencijal polu-reakcije - sve komponente u standardnim stanjima (kada je koncentracija elektrolita jednaka 1M). Po konvenciji, standardni elektrodni potencijal (ili standardni potencijal polu-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 ukupni potencijal ćelije (EMS) jednak razlici potencijala dve polurakcije

15 Možemo da merimo samo razliku potencijala dve elektrode, odnosno EMS 0! Standardna referentna polu-ćelija njen standardni elektrodni potencijal definisan je kao 0 referentno =0. Standardna referentna polu-ćelija je standardna vodonikova elektroda Definisani standardni potencijal nam omogućava da odredimo potencijal nepoznate polu-ćelije.

16 Standardna vodonična elektroda Standardna referentna polu-ćelija njen standardni elektrodni potencijal definisan je kao 0 referentno = 0. posebno napravljena platina (u obliku pločice, najčešće) uronjena u 1 M rastvor jake kiseline H + (aq), oko koje je atmosfera gasnog H 2 na P = 1 atm. U referentnoj polu-ćeliji: 2 H + (aq, 1 M) + 2 e- H2 (g, 1 atm) H + (1.0M) H 2 (1atm) 2H + + 2e H 2 E = 0.00 V

17

18 Kada se H2 oksiduje, referentna vodonikova polu-ćelija je anoda: EMS 0 = 0 katode - 0 anode = 0 nepoznato - 0 referentno = 0 nepoznato - 0 = 0 nepoznato Kada se H+ redukuje, refrentna polu-ćelija je katoda: EMS 0 = 0 katode - 0 anode = 0 referentno - 0 nepoznato = 0-0 nepoznato = - 0 nepoznato Na ovaj način definisani, svi drugi potencijali nepoznatih polu-ćelija (elektroda) su relativne vrednosti u odnosu na standardni potencijal referentne polu-ćelije. Relativne jačine oksidacionih i redukcionih sredstava Što je pozitivnija vrednost 0,to reakcija ima izraženiju tendenciju da se odigra onako kako je napisana: Tabela standardnih elektrodnih potencijala nastaje uz sledeća pravila:

19 - 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 su oksidaciona sredstva, a produkti su redukciona sredstva). - 0 vrednost data u tabeli odnosi se na reakciju kako je napisana. Što je pozitivnija vrednost 0, veća je tendencija za konkretnu polu-reakciju da se odigra kao što je napisana. - Polu-reakcija se piše kao ravnoteža da ukaže na to da se ta polu-reakcija može odigrati kao redukcija ali i kao oksidacija (što znači, na katodi, ili na anodi) zavisno od uslova i standardnog potencijala druge polureakcije. Standardni elektrodni potencijal menja znak uvek kada se reakcija odvija u suprotnom smeru. - U tabeli, jačina oksidacionih sredstava (reaktanti) raste sa dna ka vrhu tabele, a jačina redukcionih sredstava (produkti) raste sa vrha ka dnu.

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

21 Pažnja! Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2e- Zn (s) redukovani oblik, oksidaciono sredstvo Zn 2+ oksidovani oblik, redukciono sredstvo Vrednost redukcionog potencijala 0 data u tabeli odnosi se na reakciju kako je napisana (redukciju). Što je pozitivnija vrednost 0, veća je tendencija za konkretnu polu-reakciju da se odigra kao što je napisana. Zn 2+ (aq) + 2e - Zn(s) E red = V 2H + + 2e - H 2 E red = 0.00 V 0 za H je veće, dakle Zn će se oksidovati u ovom slučaju E = 0 - (-0.76) = 0.76 V

22 Zn 2+ (aq) + 2e - Zn(s) E red = V 2H + + 2e - H 2 E red = 0.00 V 0 za H je veće, dakle Zn će se oksidovati u ovom slučaju Anoda oksidacija Katoda redukcija

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

24 Relativna reaktivnost metala Metali koji su u tabeli iznad standardne vodonikove polureakcije ne mogu da redukuju H +, jer u kombinaciji sa vodonikovom polu-reakcijom daju negativnu vrednost za potencijal cele ćelije. Metal čiji je standardni redukcioni potencijal negativniji, redukovaće metal čiji je standardni redukcioni potencijal manje negativan

25 Mogu se naći dva načina računanja E E o cell = E o kat E o anod ili E o cell = E o ox + E o red Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e- Cu 2+ (aq) +2e- Cu(s) E o ox = - E o red = 0.76 V E o red = 0.34 V E o cell = E o kat - E o anod E o cell = E o ox + E o red E o cell =0.34 (-0.76) = 1.1V E o cell = 0, = 1.1V Pišu se redukcioni potencijali Piše se Redukcioni potencijal za redukcionu polureakciju Oksidacioni potencijal za oksidacionu polureakciju E o ox = - E o red Za jednu polureakciju

26 Slobodna energija i električni rad - termodinamičke veličine i elektrohemijska merenja

27 struja = kretanje naelektrisanja Jačina struje (Amper, A) količina naelektrisanja u sekundi A= C/s naelektrisanje 1 e - = x C q = n F naelektrisanje (C) = mol x Faradej (C/mol) F = kulona /mol Faradejeva konstanta 1 mol e - elektrona ima naelektrisanje od C Omh-ov zakon U = IR Napon(V) = struja(a) x otpor () Napomena: napon uobičajeno ima oznaku U, u elektrohemiji je uobičajeno da se potencijal ili napon ćelije označava sa E, dok se potencijal elektrode označaa sa.

28 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 = kulona /mol a z označava broj molova elektrona koji se u reakciji prenesu Električni rad će biti dat: W = z F E EMS je elektromotorna sila (emf), potencijal ćelije ili napon ćelije. ΔG = - z F E ΔG o = - z F E o 1J = 1C 1V u standardnim uslovima

29 G = -RT lnk G = -zfe -zfe = -RT lnk Ako uzmemo dekadni logaritam umesto lnk, log K -zfe = RT log K E 2.3RT zf log K Pri standardnim uslovima, 25 C (298K), i zamenom Faradejeve konstante dobiće se: E z log K

30 Za posmatranu ćeliju Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) log E K log n nfe 2.303RT K (2)(96487)(1.1) (2.303)(8.314)(298) 37.1 K=1 x K>1 K veće od jedinice proces je spontan

31 G = -RT lnk G = -zfe G 0 K E 0 reakcija < 0 > 1 > 0 spontana ravnoteža > 0 < 1 < 0 nespontana

32 0 0 ) ( S T G P G = -zfe P T E zf S 0 0 Kako je H 0 = G 0 + T S 0 P T E zft zfe H Iz merenja E možemo dobiti termodinamičke funkcije

33 Potencijal pojedinačne elektrode Promena Gibbs-ove potencijalne energije koja se dogadja pri prlasku elektrona iz rastvora na metal (redukcija) jednaka je razlici hemijskih potencijala u dve faze: G M R 0 M 0 R RT ln a M RT ln a R M - čvrst metal R jon metala u rastvoru G 0 M 0 R RT ln a a M R

34 G 0 M 0 R RT ln a a M R zf Za prelazak jona iz rastvora na metal jednačina dobija konačni oblik Nernst-ove jednačine elektrohemijskog potencijala: 0 RT ln zf a a oks red 0 RT ln zf c c oks red

35 Koncentracione galvanske ćelije Koncentracione galvanske ćelije koriste spontanu tendenciju mešanja istoimenih rastvora različitih koncentracija da bi se dobila električna energija. U slučaju galvanske koncentracione ćelije, dva rastvora iste supstance različitih koncentracija nisu fizički izmešani, već se nalaze u dva odvojena elektrodna prostora, a proces njihovog mešanja dešava se tokom rada ćelije. Neka se u ćeliji odigravaju dve iste polu-reakcije, ali u suprotnim smerovima: Cu e- Cu i Cu Cu e- Standardni potencijali su isti, ali suprotnih znakova, pa je ukupni potencijal ćelije = 0 (standardni potencijali podrazumevaju koncentraciju elektrolita = 1 M). Medjutim, ako su koncentracije Cu 2+ (aq) u različitim elektrodnim prostorima različite, tada je EMS 0, jer potencijal pojedinačne elektrode po Nernstovoj jednačini zavisi od koncentracije jona u rastvoru. 0 RT ln zf c c oks red

36 Oksidaciona polu-reakcija je: Cu (s) Cu 2+ (aq, 0.10 M) + 2 e- Redukciona polu-reakcija je: Cu 2+ (aq, 1.0 M) + 2 e- Cu (s) Ukupna rakcija u ćeliji je: Cu 2+ (aq, 1.0 M) Cu 2+ (aq, 0.10M) EMS EMS 0 katode RT ln 2F anode Cu Cu 2 2 conc razbl 0 katode 0V 2 Cu RT 2 Cu RT ln 2F V ln 2 conc 0 anode ln 2F 0.10M V 1.0M 1 razbl

37 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 anodnom prostoru ista elektroda, ali sa nepoznatom koncentracijom H+ jona. Polureakcije i 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 =? EMS katode anode 0 katode 2 RT H tan 0 H s dard RT ln anode ln 2F H 2F H 2 2 nepoznat 2 Zamenom: i: H katode anode EMS V EMS 0V log V log 2 H H 2 H V ph nepoznato 2 nepoznato 2 s tandard 1 s tan dard M V 0V log 2 H 2 nepoznato 2 1

38 U praksi se umesto standardne vodonične kao referentna elektroda primenjuje zasićena kalomelova elektroda čiji je potencijal na T = 298K jednak V; i staklena elektroda kao indikatorska (Ag/AgCl uronjen u HCl rastvor koncentracije 1M, koja meri ph na temelju razlike koncentracije H+ jona unutar i izvan elektrode).

39 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 se reaktanti na nižem energetskom nivou prevedu u produkte na višem energetskom novou. okruženje vrši rad na ovakvom sistemu. Elektrolitička ćelija energija se uzima iz okruženja da bi se ostvarila nespontana reakcija; okruženje (spoljašnji izvor struje) vrši rad na sistemu Oksidaciona polu-reakcija A- A + e- Redukciona polu-reakcija e- + B+ B Ukupna reakcija u ćeliji A- + B+ A + B; G > 0

40 Elektrolitička ćelija Nespontana reakcija Troši struju Galvanska ćelija Spontana reakcija Daje struju

41 Faradejev zakon elektrolize I Faradejev zakon: Masa materijala koji je produkovan na svakoj od elektroda direktno je proporcionalna količini naelektrisanja proteklog kroz ćeliju. m = k q Ovo je uočeno pre znanja o stukturi atoma, jona...

42 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 C/ e - )(6.02 x e - / mol) = 96,500 C/mol e - = 1 F (Faradej, Faradejeva konstanta)

43 Razmotrimo elektrolizu vodenog rastvora neke soli cinka. Zn 2+ (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 supstance M = zk F m=kq (u opštem slučaju) M molarna masa m=qm/zf q=it

44 Elektrohemijski procesi u komercijalnim baterijama Postoji nekoliko vrsta baterija: Primarne su one koje se ne mogu puniti, pošto u njima elektroliti dostignu svoje ravnotežne koncentracije a EMS postane jednaka 0. Sekundarne baterije se mogu puniti, primenom električne energije koja izaziva suprotnu redoks reakciju onoj koja daje energiju. Gorive baterije (gorive ćelije) su one u kojima se struja dobija kao rezultat sagorevanja nekog goriva, reaktanti su kiseonik i neko gorivo.

45 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 je sundjerasto olovo, a katoda je od PbO2. Okviri su uronjeni u rastvor 4.5 M H2SO4. Kada se ćelija prazni, ona proizvodi struju, odnosno, funkcioniše kao galvanska ćelija. Anodna reakcija Pb(s) + SO4 2- (aq) PbSO4(s) + 2ekatodna reakcija: PbO2(s) + 4H+(aq) + SO4 2- (aq) +2e- PbSO4(s) + 2H2O(l) Ukupna ćelijska reakcija je: PbO2(s) + Pb(s) + 2H 2 SO 4 2- (aq) 2 PbSO 4 (s) + 2H 2 O(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.

46 Gorive ćelije Ove baterije koriste proces sagorevanja, čiju energiju pretvaraju u električnu energiju. 2H 2 4H + + 4e - O 2 + 4H + + 4e - 2H 2 O 2H 2 + O 2 2H 2 O 0,7 V

47 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.

48 Korozija 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.

49 Korozija je prirodni, spontani proces koji se sastoji u hemijskoj transfromaciji metala u svoje soli ili okside pod uticajem okolne sredine koja ima elektrolitičke 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 je neophodno. 2. Gvozdeni predmet neće korodirati u vodi bez vazduha; dakle, za proces korozije 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 aktivnim metalom 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 bogat izvor više ili manje rastvornih mineralnih komponenti.

50 Korozija gvoždja Budući da je (Fe 2+ /Fe) < (O 2 /H 2 O) gvoždje može biti oksidovano kiseonikom. katoda O2(g) + 4H + (aq) + 4e- 2H2O(l) odnosno: u kiseloj sredini, O2(g) + 2H2O(aq) + 4e- 4OH-(l), u alkalnoj sredini. Anoda Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2e-. Fe 2+ koje je prvobitno nastalo će se dalje oksidovati do Fe 3+ koje formira rdju, Fe 2 O 3 xh 2 O(s).

51

52 Zaštita Fe Korozija se sprečava proizvodnjom čelika Korozija se može sprečiti prevlačenjem metala premazima ili prevlačenjem sa drugim metalom (mogu se koristiti metali koji u kontaktu sa Fe čine da se ono ponaša više kao katoda): Galvanizacija - Fe prevučeno sa Zn. Zn štiti gvoždje (Zn je anoda dok je Fe je katoda) Zn 2+ (aq) + 2e- Zn(s), E(Zn 2+ /Zn) = V Fe 2+ (aq) + 2e- Fe(s), E(Fe 2+ /Fe) = V Tanak sloj Zn prevučen preko Fe mora da oksiduje pre nego što Fe počne da rdja.

53 Korozija gvoždja: katodna zaštita zinkom Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2e - E ox = 0.44 V Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e - E ox = 0.76 V

54 Korozija gvoždja: kalaj ne štiti Fe od korozije Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2e - Sn(s) Sn 2+ (aq) + 2e - E ox = 0.44 V E ox = 0.14 V

55 Da bi se zaštitili cevovodi, dodaje se takozvana žrtvujuća anoda. Cevovod je katoda: Mg 2+ (aq) +2e - Mg(s), E(Mg 2+ /Mg) = V Fe 2+ (aq) + 2e - Fe(s), E(Fe 2+ /Fe) = V