Elektrokimia

Qelizat elektrokimike janë pajisje të shpikura nga njerëzit me anë të së cilave mund të përftojmë rrymë elektrike nëpërmjet bashkëveprimeve kimike redoks (qelizat galvanike), ose pajisje me anë të të cilave mund të nxisim kryerjen e bashkëveprimeve kimike redoks, të cilat nuk mund të kryhen pa praninë e një sasie të caktuar fuqie (qelizat elektrolitike).

Disa shembuj të pajisjeve qelizë elektrokimike të llojit galvanike (që përfton fuqi) janë:

Bateritë parësore (pa rimbushje)

• Bateri alkaline (AA, AAA, etj.)

• Bateritë me zink-karbon

• Bateritë parësore me litium (p.sh. bateritë në trajtë kopse të orave të dorës)

• Bateritë me mërkur (bateri të vjetra për përdorim industrial dhe në mjekësi)

Bateritë dytësore (me rimbushje)

• Bateritë me acid plumbi (bateritë e automjeteve me lëndë djegëse)

• Bateritë me me jone litiumi (bateritë e pajisjesve të zgjuara, atuomjeteve me fuqi elektrike, etj.)

• Bateritë hidrid nikel-metali (NiMH)

• Bateritë nikel-kadmium (NiCd)

Qeliza fuqidhënëse (karburanti) (shndërrojnë fuqinë kimike në fuqi elektrike nëpërmjet oksidimit)

• Qeliza fuqie me hidrogjen (që përdoren në disa lloj automjetesh)

• Qeliza karburanti me metanol të drejtpërdrejtë (fuqi e lëvizshme)

Sisteme galvanike biologjike/mjedisore

• Qeliza karburanti mikrobike (përftimi i fuqisë elektrike me ndihmën e baktereve)

• Qeliza e ndryshkjes (përftim i fuqisë vetvetiu, si për shembull gjatë ndryshkjes së hekurit)

Disa shembuj të pajisjeve qelizë elektrokimike të llojit elektrolitike (që kryejnë bashkëveprime kimike me ndihmën e fuqisë) janë:

Sistemet e elektrolizës

• Elektrolizuesit e ujit (përftojnë H₂ dhe  O₂)

• Procesi klor-alkali (përfton Cl₂, NaOH prej shëllirës)

• Qeliza Holl-Herolt (Hall-Héroult) (përftimi i aluminit nga alimuna (Al₂O₃))

Elektroplatimi/elektrorafinim

• Mjete për veshje me ar/argjend për stoli, pajisje elektronike, etj.

• Dëlirja e bakrit nëpërmjet elektrolizës.

• Bateritë me rimbushje (kur ngarkohen)

• Bateritë me jone litiumi (rimbushja kthen mbrapsht bashkëveprimet e shkarkimit).

• Bateritë me acid plumbi (rimbushja rikthen PbSO₄ në Pb dhe PbO₂).

Sinteza elektrokimike

• Elektrosinteza organike (prodhimi i barnave)

• Kondensatorët elektrolitikë (prodhimi i pajisjeve elektronike)

Përgjithësisht qelizat elektrokimike kanë në përbërjen e tyre dy sende metalike që mund të kenë pamje e trajta të ndryshme, në varsi të përdorimit. Këto dy sende metalike zhyten në tretësirë dhe lidhen me njëra tjetrën me qark të jashtëm elektrik me qëllim për të nxitur shkëmbimin e elektroneve nga njëri send tek tjetri. Përgjithësisht mes dy sendeve metalike vendoset një urë kripe (kur kemi dy enë) ose një cipë të depërtueshme (kur kemi vetëm një enë) me qëllim që të ruhet drejtpeshimi jonik. Në gjuhën shkencore sendet metalike bashkërisht quhen elektroda, e veç e veç quhen anoda dhe katoda. Lëngu quhet mjedis elektrolitik. Ndërsa cipa e depërtueshme quhet membranë. Elektrodat mund të kenë trajtën e fletëve, shufrave, fijeve, pllakave rrethore, rrjetave me pamje sfungjeri, etj. Anoda është elektroda në të cilën kryhet oksidimi (humbja e elektroneve), ndërsa katoda është elektroda në të cilën kryhet reduksioni (fitimi i elektroneve).

Më poshtë do të shqyrtojmë dallimin mes qelizave elektrokimike galvanike dhe atyre elektrolitike.

Lloje të ndryshme qelizash fuqie (bateri gisht, kopsa, etj) dhe baterish (bashkësi qelizash si ajo e automjeteve).

Qelizat galvanike shfrytëzojnë fuqinë e çliruar nga bashkëveprimet e vetvetishme kimike redoks për të përftuar rrymë elektrike. Qëllimi është që elektronet të çlirohen nga anoda me ndihmën e oksidimit, të qarkullojnë tek fijet metalike të qarkut elektrik që lidh dy elektrodat, dhe të përfundojnë tek katoda ku kryhet reduksion me ndihmën e mjedisit elektrolitik. Në këtë mënyrë përftojmë qarkullim të elektroneve e rrjedhimisht rrymë elektrike.

Marrim si shembull qelizën Deniëll (Daniell). Tek kjo pajisje kemi një anodë prej zinku (Zn) dhe një katodë prej bakri (Cu), secila e zhytur në një enë me mjedis elektrolitik: sulfat zinku (ZnSO₄) për anodën dhe sulfat bakri për katodën (CuSO₄). Atomet e zinkut priren që të humbasin elektrone e për këtë arsye, kur zhyten në mjedis elektrolitik i nënshtrohen oksidimit (ndodh gërryerje), sepse hyjnë në bashkëveprim me ujin (H₂O). Ndërsa bakri priret të fitojë elektrone e për këtë arsye, kur zhytet në mjedis elektrolitik i nënshtrohet reduksionit me ndihmën e elektroneve që vijnë nga anoda.

Kjo radhë e vazhdueshme bashkëveprimesh në të dy anët e pajisjes shkakton rritje të ngarkesës pozitive tek ena e anodës, që ka tretësirë sulfat zinku (ZnSO₄), dhe rritje të ngarkesës negative tek ena e katodës, që ka tretësirë sulfat bakri (CuSO₄). Për rrjedhojë tretësirat ngopen dhe nuk janë më në gjendje t’i nënshtrohen bashkëveprimeve të mëtejshme redoks, e për pasojë elektronet nuk qarkullojnë më nga anoda tek katoda dhe rryma elektrike pushon. Prandaj, për t’i dhënë zgjidhje kësaj pengese, midis dy enëve vendosim një gyp me lëndë kripore, si për shembull klorur kaliumi (KCl). Në gjuhën shkencore kjo quhet urë kripore. Jonet e kaliumit (K⁺) dhe jonet e klorit (Cl⁻) shërbejnë për të drejtpeshuar ngakersat negative e pozitive në secilën prej enëve. Ato mund të qarkullojnë të lira nga njëra enë tek tjetra nëpërmjet urës (gypit) pa rrezikuar përzierjen e dy tretësirave. Kur në enën e anodës rritet ngarkesa pozitive, atje shkojnë jonet me ngarkesë negative të klorit (Cl⁻) për të drejtpeshuar ngarkesën. Kur në enën e katodës rritet ngarkesa negative, atje shkojnë jonet e kaliumit (K⁺) për të drejtpeshuar ngarkesën. Në varësi të gjendjes së krijuar, jonet e klorit dhe kaliumit mund të zhvendosen nga njëra anë tek tjetra për të drejtpeshuar ngarkesat kur aty krijohet mosbarazi.

Bateritë e automjeteve veprojnë në të njëjtën mënyrë. Qeliza Deniëll është "stërgjyshja" e baterive të sotshme të automjeteve, pasi ato ndjekin të njëjtat parime të çlirimit të fuqisë si pasojë e bashkëveprimeve kimike të vetvetishme redoks.

Qeliza elektrolitike është një pajisje që shfrytëzon fuqinë e rrymës elektrike për të nxitur kryerjen e bashkëveprimeve kimik redoks që nuk mund të kryhen vetvetiu. Në gjuhën shkencore ky lloj bashkëvperimi quhet reaksion jo spontan (jo i vetvetishëm). Ndryshe nga qeliza galvanike kur bashkëveprimet kimike redoks kryhen vetvetiu dhe për pasojë përftohet rrymë elektrike, tek qeliza elektrolitike bashkëveprimet krimike kryhen me ndihmën e rrymës elektrike (bateri, prizë) dhe për pasojë përftohen lëndë kimike ose dukuri të tjera kimike.

Qeliza elektrolitike ka ndërtim të ngjashëm me qelizën galvanike, por me disa ndryshime thelbësore. Edhe këtu kemi dy sende prej metali ose grafiti, që bashkërisht quhen elektroda e veçmas quhen anoda dhe katoda, të cilat zhyten në një enë me tretësirë. Por në dallim nga qeliza galvanike, tek qeliza elektrolitike anoda fiton ngarkesë pozitive, ndërsa katoda fiton ngarkesë negative, si pasojë e pranisë së rrymës elektrike. Gjithashtu, ndryshe nga qeliza galvanike, tek qeliza elektrolitike elektrodat janë të zhytura në të njëjtën tretësirë, në të njëjtën enë. Qëllimi është që në këtë rast, rryma elektrike të përçohet, jo nëpërmjet qarkut elektrik, por nëpërmjet mjedisit eletrolitik të tretësirës.

Tek qeliza elektrolitike, katoda ushqehet me elektrone me ndihmën e rrymës elektrike. Teksa zënë vend në sipërfaqen e katodës, elektronet kapen nga jonet pozitive të tretësirës elektrolitike. Kur fitojnë elektrone, jonet i nënshtrohen reduksionit. Reduksioni kryhet gjithnjë tek katoda. Nga ana tjetër, qarku elektrik tërheq elektrone nga anoda, e cila i nënshtrohet dukurisë së oksidimit (humbjes së elektroneve). Kështu anoda fiton ngarkesë pozitive. Jonet e reduktuara tashmë, me ngarkesë negative, ndjejnë tërheqjen e ngarkesës pozitive (për shkak të fushës elektrike që krijohet mes dy elektrodave) dhe rrëshqasin ose shtyhen drejt anodës. Menjëherë sapo mbërrijnë atje, ato i nënshtrohen oksidimit, pra humbasin elektronet e fituara. Oksidimi kryhet gjithnjë tek anoda. Elektronet e fituara nga anoda tërhiqen sërish nga qarku elektrik, duke u kthyer, kështu, sërish tek burimi. Në këtë mënyrë rryma elektrike qarkullon nga burimi, tek katoda, mespërmes tretësirës, tek anoda, tërhiqet nga qarku elektrik dhe përfundon atje ku nisi udhëtimin. Qarkullimi i vazhdueshëm i elektroneve mund të vazhdojë, për sa kohë ka burim fuqie ose deri sa të mos mbeten më jone për të kryer bashkëveprime redoks.

Për shembull, tek elektroliza e klorurit të natriumit të shkrirë, elektroliti (tretërisa elektrolitike) është kripë (NaCl) e shkrirë. Tek kripa e shkrirë jonet e natriumit (Na⁺) dhe klorit (Cl⁻) shkëputen nga njëri tjetri dhe lundrojnë të lirë. Kur sjellim rrymën elektrike në katodë, atje grumbullohen elektrone të lira, e për pasojë përftohet ngarkesë negative. Jonet e lira të natriumit (Na⁺) ndjejnë tërheqjen dhe lëvizin drejt katodës. Atje ato fitojnë elektrone (reduktohen) dhe shndërrohen në atome natriumi pa ngarkesë (neutrale), të cilat marrin trajtën e fundërresës (depozitimit) prej metali natrium të lëngshëm. Ndërsa jonet e klorurit (Cl⁻) lëvizin drejt anodës, ku ka mungesë elektronesh, pasi janë tërhequr nga qarku elektrik. Atje ato humbasin elektrone (oksidohen) e për pasojë shndërrohen në gaz klori (Cl₂), i cili shpërndahet duke krijuar flluska dhe përhapet në ajër. Si përfundim kemi përftuar metal natriumi të lëngshëm tek katoda dhe gaz klori tek anoda. Elektronet lëvizin përmes qarkut elektrik, ndërsa jonet lëvizin nëpërmjet kripës së shkrirë për të ruajtur drejtpeshimin e ngarkesës elektrike.

Çdo veprim brenda qelizës elektrolitike varet nga rrjedha e rrymës elektrike si dhe lëvizja e grimcave me ngarkesë. Drejtimi i rrjedhës së elektroneve kryhet gjithmonë nga anoda drejt katodës, nëpërmjet qarkut të jashtëm elektrik. Ndërsa drejtimi i lëvizjes së joneve është gjithmonë drejt elektrodave, në varësi të llojit të jonit, pozitiv ose negativ. E gjithë veprimtaria ndodh kur rryma elektrike ka mjaftueshëm fuqi (tension) që të kapërcejë shkallën e qëndresës së lëndëve dhe të shtyjë bashkëveprimin përpara. Nëse fuqia e rrymës është e ulët, bashkëveprimet nuk do të kryhen. Nëse fuqia është shumë e lartë, mund të kryhen bashkëvperime shtesë të padëshiruara. Pajisja duhet ndërtuar në mënyrë të tillë që bashkëveprimet e dëshiaruara të ndodhin me lehtësi.

Potenciali standard i elektrodave është një vlerë numerike që përdoret nga kimistët për të treguar aftësinë e lëndëve (të elektrodave) për të fituar apo humbur elektrone. Kur dy lëndë gjenden brenda një qelize elektrokimike, njëra prej tyre priret të fitojë elektrone (reduktohet), ndërsa tjetra priret të humbasë elektrone (oksidohet). Që ne të arrijmë të parashikojmë se cila lëndë do t’i nënshtrohet njërës apo tjetrës dukuri, duhet më parë të matim aftësinë e secilës lëndë për të fituar apo humbur elektrone. Për kryerjen e këtyre matjeve, shkencëtarëve u nevojitej një pikë e ndërmjetme me vlerë zero, që do të shërbente si pikënisje për nxjerrjen e vlerave të potencialit të të gjithë lëndëve të tjera. Kjo pikë e ndërmjetme, në gjuhën shkencore quhet elektroda standard e hidrogjenit (ESH), të cilës, me mirëkuptim shkencor, i është caktuar një vlerë numerike zero, pra as pozitive (+), as negtive (-). 

Ndonëse vetë hidrogjeni ka aftësi të fitojë e të humbasë elektrone, domethënë ka aftësi të fitojë ngarkesë elektrike, elektrodës standard të hidrogjenit i është caktuar vlera zero për shkak se është elementi kimik më i thjeshtë (me vetëm një elektron), më i përhapur në natyrë dhe më i njohur. Pra elektroda standard e hidrogjeni (ESH) ka vlerën zero jo për shkak të mungesës së voltazhit (tensionit elektrik) por sepse duhet të shërbejë si pikë udhëzuese për gjithë lëndët e tjera. Kur lëndët e ndryshme do t’i nënshtrohen matjeve të aftësisë për fituar ose humbur elektrone, vlera numerike e potencialit që do tu caktohet do të varet nga shkalla e ndryshimit që do të kenë kundrejt elektrodës së hidrogjenit në kushtet e përqendrimit 1 mol, në trysni 1 atmosferë dhe temperaturë\ 25°C.

Fuqia me të cilën rryma elektrike (elektronet) shtyhet përpara (voltazhi), kur një elektrodë e çfarëdolloj lënde lidhet me një elektrodë hidrogjeni, në gjuhën shkencore quhet potenciali standard i elektrodës (PSE). Nëse kjo fuqi është negative, pra nëse elektroda e shtyn rrymën elektrike larg vetes dhe drejt elektrodës së hidrogjenit, atëherë themi që lënda priret të fitojë elektrone (ndodh reduksion). Por nëse fuqia është pozitive, pra nëse elektroda tërheq rrymën drejt vetes, atëherë themi që lënda priret të humbasë elektrone (ndodh oksidim).

Kjo mënyrë matjeje u shpik në fund-shekullin 19 dhe fillim shekullin 20 teksa shkencëtarët përpiqeshin të përkufizonin një botëkuptim të përbashkët (të standardizuar) mbi fuqinë që nxit e shtyn përpara bashkëveprimet elektrokimike. Qëllimi ishte që të përpilohej një tabelë e përgjithshme me vlera numerike, e cila mund të prëdoret për të parashikuar drejtimin e bashkëveprimeve kimike redoks, e rrjedhimisht, për të shpikur bateri, qeliza fuqie dhe veprimtari të reja industriale. 

Dijet mbi potencialin e elektrodave janë thelbësore për fushën e prodhimit të baterive. Kur inxhinierët shpikin një bateri të re, ata zgjedhin dy lëndë me potencial shumë të ndryshëm nga njëra-tjetra, në mënyrë që njëra lëndë të dhurojë elektrone me “kënaqësi të madhe”, ndërsa tjetra t’i marrë ato me po aq “kënaqësi”. Sa më i madh të jetë ndryshimi mes potencialeve (vlerave numerike), aq më e madhe është fuqia rrjedhëse e rrymës elektrike (voltazhi), e për rrejdhojë aq më e madhe është fuqia e shfrytëzueshme elektrike që nxjerr bateria. 

Vlerat numerike na ndihmojnë edhe në veprimtari të tjera, si për shembull të parashikojmë shpjetësinë e ndryshkjes së metaleve, të përmirësojmë veshjen e metaleve, ose të rrisim afësinë e qelizave fuqidhënëse për të dhënë fuqi. Ponteciali standard i elektrodave është një lloj gjuhe ndërkombëtare për shkëmbimin e elektroneve. Me ndihmën e saj shkencëtarët mund të shpikin pajisje që shfrytëzojnë fuqinë e përftuar nga bashkëveprimet kimike redoks në mënyrë të përpiktë e të parashikueshme.

Aftësia oksiduese e reduktuese e elektrodave. Tabela e Potencialit Standard të Elektrodave.

Mënyra më e thjeshtë për të parashikuar kahun e bashkëveprimeve redoks është duke shqyrtuar e duke krahasuar vlerat numerike tek tabela e potencialit standard të elektrodave (PSE).  Për shembull në tabelën PSE të metaleve janë radhitur metalet sipas potencialit që zotërojnë, duke filluar nga lëndët me potencialin më negativ, deri tek lëndët me potencial pozitiv. Ka një shumëllojshmëri tabelash PSE, sepse edhe elektrodat ku kryhet reduksioni dhe oksidimi kanë përbërje të ndryshme.

Tek shtylla e parë e tabelës PSE shënohet formula kimike e lëndës. Në shtyllën e dytë shënohet gjysmë-bashkëveprimi kimik më i qëndrueshëm në tretësira ujore. Me qëllim thjeshtimi, në shtyllën e dytë shënohet vetëm reduksioni, i cili na jep vlera të lehtësisht të matshme e të përdorshme. Në shtyllën e tretë është shënuar vlera numerike e potencialit për çdo lëndë, e matur kundrejt vlerës së elektrodës së hidrogjenit. Këto vlera janë nxjerrë nga shqyrtimet (eksperimentet) në laborator. Në gjuhën shkencore vlera e potencialit shënohet me E° (lexohet e-standard).

Marrim për krahasim zinkun (Zn) dhe bakrin (Cu). Duke qenë që elektronet shkojnë nga vlerat më negative drejt atyre më pozitive, krahasimi i potencialit të dy lëndëve shënohet kështu:

Zn²+ + 2e⁻ → Zn E° = –0.76 V

Cu²+ + 2e⁻ → Cu E° = +0.34 V

Bakri ka vlerë E° pozitive (+0.34 V) kështu që gjatë bashkëveprimit ai do t’i nënshtrohet  reduksionit, jonet Cu²+ fitojnë elektrone e për rrjedhojë përftohet bakër metal (Cu). Zinku ka vlerë E° negative (–0.76 V), kështu që gjatë bashkëveprimit ai do t’i nënshtrohet oksidimit, metali zink (Zn) do të humbasë elektrone e për rrjedhojë do të përftohen jone zinku (Zn²+). Elektronet do të kalojnë nga elektroda prej zinku drejt elektrodës prej bakri. Kjo do të thotë që bashkëveprimi redoks do të shkojë në kahun zink-bakër.

Më sipër shpjeguam që me emërtimin potencial standard i elektrodave (shkurt potencial) nënkuptojmë aftësinë e lëndës së elektrodës për të fituar apo humbur elektrone. Çdo elektrodë ka një shifër të caktuar që tregon potencialin e saj. Me emërtimin voltazh nënkuptojmë fuqinë rrjedhëse të rrymës elektrike midis dy elektrodave, që vjen pikërisht si pasojë e aftësisë së tyre për të humbur dhe fituar elektrone. Fuqia rrjedhëse e rrymës elektrike (voltazhi) matet duke zbritur potencialin e anodës (që humbet elektrone - oksidim) nga ai i katodës (që fiton elektrone - reduksion). Ndryshimi mes këtyre dy vlerave jep voltazhin dhe na tregon në mënyrë të matshme fuqinë rrjedhëse të rrymës elektrike. Për shembull, për të llogaritur voltazhin e të gjithë qelizës elektrokimike shënojmë barazimin e mëposhtëm:

E° e qelizës = E° e katodës – E° e anodës

Ky barazim jep vlerën më të madhe të voltazhit që mund të përftojë qeliza në rrethana të zakonshme. Për shembull, tek qeliza me elektroda zinku (Zn) dhe bakri (Cu), fuqia rrjedhëse e rrymës (potenciali standard i elektrodës) për zinkun është –0.76 volt, ndërsa për bakrin është +0.34 volt. Zinku është anoda, për shkak të vlerës më të ulët të potencialit, ndërsa bakri është katoda. Kështu, potenciali i qelizës (fuqia rrjedhëse e rrymës në qelizës) sipas llogarisë del kështu:

E° e qelizës = +0.34 V – (–0.76 V) = +1.10 V (Vlera E° e potencialit matet me njësinë volt.)

Kjo do të thotë se qeliza mund të përftojë 1.10 volt fuqi elektrike si pasojë e rrjedhjes së elektroneve nga zinku drejt bakrit.

Renditja e metaleve sipas aftësisë bashkëvepruese nënkupton radhitjen e tyre sipas aftësisë së tyre për të lëshuar elektrone gjatë bashkëveprimeve kimike. Jo të gjitha metalet sillen në të njëjtën mënyrë. Disa metale bashkëveprojnë në mënyrë më të ngutshme me lëndë si uji, acidet ose jonet. Disa metale të tjera janë shumë më të përmbajtura. Ato përpiqen t’i mbajnë elektronet pas vetes. Renditja e metaleve sipas aftësisë së bashkëvepruese na ndihmon të dallojmë metalet që e kanë më të lehtë të dhurojnë elektrone nga metalet “kurnace”, ato që "nuk duan" të dhurojnë elektrone. Në gjuhë shkencore kjo radhitje quhet radha e aktivitetit të metaleve.

Në fillim të radhës gjenden metale si kaliumi (K), natriumi (Na) dhe kalçiumi (Ca). Këto metale të japin përshtypjen sikur mezi presin që t’i heqin qafe elektronet e tyre. Në çastin e parë që ceken me ujin, apo qoftë edhe me lagështirën e ajrit, ato hyjnë menjëherë në bashkëveprim. Bërthamat e tyre nuk ushtrojnë shumë tërheqje ndaj elektroneve që lundrojnë në shkallën më të lartë të fuqisë e për pasojë i dhurojnë ato lehtësisht në rastin më të parë, duke u shndërruar kështu në jone me ngarkesë pozitive. 

Më poshtë vijnë metalet si për shembull zinku dhe hekuri, të cilat hyjnë shpejt në bashkëveprim kimik, pra dhurojnë elektrone me dëshirë, por jo aq shumë sa ato të parat. Atyre u nevojitet, si të thuash, njëfarë shtytjeje që t’i lëshojnë elektronet. Për këtë arsye, bashkëveprimet e tyre kimike janë më pak “të nxehta”. Këto metale hyjnë në bashkëveprim kimik me acidet dhe japin gaz hidrogjen dhe kripëra metalike.

Në fund të radhës vijnë metalet si për shembull argjendi, ari dhe platini. Këto metale janë të qeta dhe të qëndrueshme. Ato nuk i lëshojnë elektronet e tyre me lehtësi, që do të thotë se nuk hyjnë në vashkëveprim kimik me ujin, ajrin ose acidet. Prandaj dhe metalet si ari dhe platini gjejnë përdorim tek prodhimi i stolive dhe pajisjeve elektronike, sepse ato nuk i nënshtrohen gërryerjes me kalimin e kohës. Atomet e këtyre metaleve nuk kanë dëshirë të shndërrohen në jone e për rrjedhojë ato priren të qëndrojnë asnjanëse.

Renditja e aftësisë bashkëvepruese të metaleve nuk është thjeshtë një rreshtim dosido. Ajo na ndihmon të shpjegojmë e të kuptojmë dukuri kimike që ndodhin në natyrë. Për shembull, nëse një metal me aftësi të lartë bashkëveprimi (më shumë aktiv) vendoset në tretësirë ku gjenden jone të një metali me aftësi më të ulët bashkëveprimi (më pak aktiv), jonet e metalit më shumë reaktiv do të zënë vendin e joneve të metalit më pak reaktiv. Ky bashkëveprim kimik quhet bashkëveprim me zëvendësim dhe kryhet sepse metali më aktiv i dhuron më lehtë elektronet e veta, gjë që e detyron metalin më pak aktiv mbledhë “plaçkat”, pra të tërheqë elektronet e veta, e të veçohet si lëndë e ngurtë.

Duke ditur vendin që zë një metal i caktuar tek renditja sipas aftësisë bashkëvepruese, ne mund të parashikojmë sjelljen e tij në rrethana të ndryshme, si tek bashkëveprimet kimike në laborator ashtu edhe gërryerja e tij në rrethana natyrale.

Gërryerja është një dukuri që ndodh kur atomet e metaleve në natyrë kërkojnë të zënë një gendje kimike më të qëndrueshme, e cila shprehet kryesisht në trajtën e joneve. Marrim për shembull hekurin. Në gjendjen e tij të ngurtë atomet e hekurit nuk kanë ngarkesë elektrike, pra janë asnjanës. Por kur hyjnë në bashkëveprim kimik me oksigjenin ato dhurojnë elektrone (oksidohen) duke u shndërruar në jone hekuri Fe²⁺ dhe Fe³⁺. Emërtimi shkencor i kësaj dukurie është korrozion.

Kini parasysh se, ndonëse atomet e hekurit hyjnë në bashkëveprim kimik edhe me oksigjenin në ajër, prej këtij bashkëveprimi nuk ndodh gërryerje. Gërryerja ndodh vetëm në praninë e ujit, ku atomet e hekurit bashkëveprojnë me molekulat e gazit oksigjen (0₂) të tretur në ujë. Pra hekuri bashkëvepron me oksigjenin e tretur (0₂) në ujë, jo me oksigjenin e molekulave të ujit H₂O.

Në natyrë, bashkëveprimi i atomeve të hekurit në sipërfaqen e metalit me oksigjenin e tretur në ujë ndodh vetvetiu. Atomet e hekurit dhurojnë elektrone (e⁻), të cilat kapen nga atomet e oksigjenit (domethënë oksigjeni reduktohet), të cilat hyjnë, pastaj, menjëherë në bashkëveprim kimik me molekulat e ujit përreth duke dhënë jone hidroksidi. Pra kemi hekur + oksigjen > oksigjen i reduktuar + molekula uji > jone hidroksidi. Në gjuhën shkencore ky bashkëveprim (i drejtpeshuar) shënohet kështu:

2Fe + O₂ ​+ 2H₂O → 2Fe²⁺ + 4OH− 

Jonet e hidroksidit në ujë (OH−) dhe jonet e hekurit në sipërfaqen e metalit (Fe²⁺) hyjnë në bashkëveprim me njëri-tjetrin dhe bashkohen duke dhënë ndryshk, formula kimike e të cilit është Fe(OH)₂ dhe Fe(OH)₃. Në gjuhën shkencore ky bashkëveprim shënohet kështu:

2Fe²⁺ + 4OH− → Fe(OH)₂

Pra, mund të themi që gërryerja nis për arsyen e thjeshtë se atomet e hekurit dhurojnë elektrone (oksidohen), ndërsa atomet e oksigjenit fitojnë elektrone (reduktohen). Nga këndvështrimi i qelizave elektrokimike, themi që gërryerja nxitet prej ndryshimit të vlerave të potencialit standard të elektrodave mes hekurit dhe oksigjenit, e cila shënohet si më poshtë:

Si fillim parashtrojmë gjysmë-bashkëveprimin e oksidimit të hekurit:

Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe E° = –0.44 V

(ndonëse këtu është shkruar si reduksion, gjatë ndryshkjes bashkëveprimi ndodh në kah të kundërt, që do të thotë se hekuri humbet elektrone për të shndërruar në Fe²⁺)

Pastaj shtjellojmë gjysmë-bashkëveprimin e reduksionit të oksigjenit:

O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻ E° = +0.40 V

Së fundmi llogarisim ndryshoren e potencialeve:

E° e qelizës = E° e katodës – E° e anodës = (+0.40 V) – (–0.44 V) = +0.84 V

Shifra pozitive tregon që bashkëveprimi kryhet vetvetiu, pra që elektronet shkojnë nga njëra lëndë tek tjetra pa nxitjen e një fuqie të jashtme.

Elektroveshje quhet veshja e metaleve me një shtresë to hollë të një metali tjetër që nuk ndryshket, si për shembull argjendi ose ari, duke shfrytëzuar bashkëveprimet redoks dhe me ndihmën e rrymës elektrike. Emërtimi shkencor i kësaj veprimtarie është elektroplatim. 

Elektroveshja mbështetet gjithashtu tek zhvendosja e elektroneve, por duke shfrytëzuar fuqinë e rrymës elektrike (qeliza elektrolitike). Për të veshur një send metalik me një shtresë të hollë argjendi kryejmë këto veprime: 

• Vendosim sendin metalik në një tretësirë me jone argjendi (Ag+). 

• Pastaj lidhim sendin metalik me terminalin negativ (anën që shtyn elektrone) të burimit të rrymës elektrike. Në këtë rast sendi metalik bëhet katodë. 

• Në të njëjtën tretësirë vendosim edhe një shufër argjendi (anoda), e cila është e lidhur me terminalin pozitiv (ana që tërheq elektrone) të burimit të rrymës elektrike. Kështu, gjatë qarkullimit të rrymës elektrike, terminali negativ shtyn elektronet drejt sendit metalik (katodës). 

• Prania e elektroneve shtesë në katodë bën që jonet me ngarkesë pozitive të argjendit në tretësirë të tërhiqen drejt sendit metalik ku fitojnë nga një elektron (reduktohen) dhe shndërrohen në atome të plota argjendi (Ag) me ngarkesë asnjanëse. 

Duke qenë që ky bashkëveprim kryhet në sipërfaqe, me elektronet e sendit metalik, atomet e argjendit kapen pas sipërfaqes së sendit metalik dhe në këtë mënyrë krijojnë një shtresë prej argjendi. Në gjuhën shkencore bashkëveprimi shënohet kështu:

Ag⁺ + e⁻ → Ag (lëndë e ngurtë)

• Ndërkohë terminali pozitiv i qarkut elektrik tërheq vazhdimisht elektrone (oksidim) nga fusha elektrike që shfaqet mes dy elektrodave, duke shkaktuar kështu krijimin e joneve të argjendit (Ag+) me ngarkesë pozitive në anodë (shufra e argjendit). Këto jone shkëputen nga shufra dhe notojnë të lira në tretësirë, të gatshme për të udhëtuar drejt katodës (sendit metalik) e për tu vendosur në sipërfaqe si atome me ngarkesë asnjanëse. E gjithë kjo veprimtari mund të kryhet vetëm me ndihmën e rrymës elektrike. Në gjuhën shkencore bashkëveprimi shënohet kështu:

Ag (lëndë e ngurtë) - e⁻  → Ag⁺

Paraqitje e thjeshtuar me vizatim e bashkëveprimeve kimike që kryen gjatë elektro-veshjes.

Elektro-shkëputja është një veprimtari kimike me anë të së cilës kryhet shkëputja e lidhjeve kimike. Emërtimi shkencor i kësaj veprimtarie është elektrolizë. 

Tek shumë lidhje, veçanërisht ato jonike, atomet qëndrojnë pranë njëri-tjetrit por të veçuara, si jone me ngarkesë negative dhe pozitive, dhe nuk shkëputen nga njëri-tjetri pa ndihmën e një fuqie të jashtme. Për shembull, për të ndarë molekulën e ujit në atome hidrogjeni dhe oksigjeni, përdorim qelizën elektrolitike të përbërë nga dy elektrodat, enën me ujë dhe burimin e rrymës elektrike. 

Vetë molekulat e ujit nuk janë lidhje jonike, por të ndërlidhura (kovalente). Megjithatë, gjithmonë ndodh që një numër molekulash në ujë të ndahen vetvetiu, pa ndonjë shkas, dhe japin jone hidrogjeni (H⁺) dhe jone hidroksidi (OH⁻). Janë pikërisht këto jone ato që i japin ujit vetinë rrymë përcjellëse. Jonet e lira në ujë shërbejnë si pikënisje për të kryer veprimtarinë e elektro-shkëputjes së molekulave të ujit. 

Kur lihen të pa ngacmuara, jonet e hidrogjenit dhe të hidroksidit ribashkohen shpejt duke dhënë kështu sërish molekula uji. Por në praninë e rrymës elektrike dhe elektrodave, veprimtaria e ribashkimit pengohet, duke krijuar kështu kushte të përshtatshme për zhvillimin e mëtejshëm të shkëputjes së lidhjeve molekulare.

Zhytja e elektrodave në ujë (të lidhura tek burimi i rrymës elektrike) shkakton përftimin e fushës elektrike mes dy elektrodave. Elektroda me ngarkesë negative (katoda) shtyn elektrone drejt ujit. Këto elektrone kapen nga jonet e lira të hidrogjenit (H⁺) e për pasojë përftohet gaz hidrogjen (H₂). Ky gjysmë bashkëveprim shënohet kështu:

2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻

Ndërkohë, nga ana tjetër, elektroda pozitive (anoda) tërheq elektronet e joneve të hidroksidit  (OH⁻) e për pasojë çlirohen atome oksigjenit (O) dhe përftohen molekula të reja të uji (H₂O). Ky gjysmë bashkëveprim shënohet kështu:

4OH⁻ → O₂ + 2H₂O + 4e⁻

Elektro-shkëputja kryhet sepse fuqia e shtuar e rrymës elektrike është më e madhe se fuqia që mban të lidhura lidhjet jonike. Pra, voltazhi i rrymës elektrike duhet të jetë aq i lartë sa t’i detyrojë elektronet të lëvizin në drejtim të kundërt nga çdo të lëviznin në gjendje e tyre të lirë.

Të tre dukuritë, gërryerja, elektroveshja dhe elektroshkëputja, mbështeten mbi lëvizjen e elektroneve, dhe potenciali standard i elektrodës (aftësia e dhënies së elektroneve) na tregon drejtimin e lëvizjes së elektroneve. Ndërkohë që gërryerja ndodh vetvetiu, elektroveshja dhe elektroshkëputja, ashtu siç dikton dhe emërtimi i tyre, mund të kryhen vetëm me ndihmën e rrymës elektrike.

Paraqitje e thjeshtuar me vizatim e bashkëveprimeve kimike që kryen gjatë elektro-shkëputjes.