Bashkëveprimet
Redoks dhe Elektrokimia

Tek mësimi mbi lidhjet kimike kemi treguar se si për të hyrë në një lidhje kimike atomet shkëmbejnë me njëri-tjetrin elektrone. Disa atome dhurojnë elektronet e tyre që gjenden në shkallët më të larta të fuqisë, ndërsa disa atome pranojnë elektrone për të plotësuar shkallën më të lartë të fuqisë. Në këtë mësim do të flasim më me imtësi për dukurinë e shkëmbimit të elektroneve, ndikimin që ajo ka tek ngarkesat elektrike në ngrehinën molekulare dhe mënyrat se si kjo dukuri mund të shfrytëzohet për kryer veprime të ndryshme.

Themi që kryhet oksidim kur molekulat humbasin elektrone. Por duhet të kuptojmë se molekulat në vetvete nuk zotërojnë elektrone, vetëm atomet që përbëjnë molekulën zotërojnë elektrone. Kështu që kur themi se molekulat humbasin elektrone, në të vërtetë nënkuptojmë që atomet brenda molekulës humbasin elektrone si pasojë e bashkëveprimeve kimike. 

Molekula është një ngrehinë e qëndrueshme atomesh, e cila mbahet e lidhur në sajë të shkëmbimit ose shpërndarjes së elektroneve mes atomeve, në mjedisin atomik. Themi që kryhet oksidim kur një ose më shumë atome në molekulë humbasin elektrone. Pra dendësia e elektroneve të tyre ulet dhe për pasojë e gjithë ngrehina molekulare fiton ngarkesë pozitive (δ⁺) në atë kah ku ka më pak elektrone.

Për shembull, marrim molekulën e gazit metan (CH₄), në të cilën atomi i karbonit (C) ka krijuar lidhje të ndërvarur me katër atome hidrogjeni (H). Nëse kësaj molekule i heqim një atom hidrogjeni (duke përftuar CH₃•), bashkë me atomin e hidrogjenit kemi hequr edhe një elektron, të cilin atomi i hidrogjenit e merr me vete, sepse e ka të vetin. Kjo do të thotë që pjesa e mbetur e molekulës ka tani, në tërësinë e vet, një numër më të vogël elektronesh, sepse ka një elektron më pak. Prandaj themi që qendra e molekulës është oksiduar, ngaqë dendësia e elektroneve përreth atomit të karbonit është rralluar.

Një gjë e ngjashme ndodh kur një molekule i bashkangjitet një atom oksigjeni, si për shembull kur monksidit të karbonit (CO) i bashkangjitet një atom oksigjen duke dhënë dioksid karboni (CO2). Duke qenë që oksigjeni ka aftësi të madhe tërheqëse, ai i tërheq gjithë elektronet e atomeve të tjera në molekulë drejt vetes, duke i bërë atomet e tjera që të fitojnë ngarkesë pozitive (δ⁺). Në rastin e dioksidit të karbonit, atomet e oksigjenit tërheqin eletronet e molekulës drejt vetes duke krijuar kështu ngarksë pozitive të pjeshme në qendër të molekulës. Themi që atomi i karbonit oksidohet.

Në thelb oksidimi i molekulës është shprehje e pranisë dhe shpërndarjes së elektroneve në molekulë, ose kur humbasin elektrone, si në rastin e largimit të atomit të hidrogjenit (H), ose kur fitohen elektrohen, si në rastin e bashkangjitjes së atomit të oksigjenit (O), ose kur elektroni zhvendoset plotësisht, si për shembull kur një atom brenda molekulës dhuron një elektron nga të vetët.

Ky ndryshim i numrit të elektroneve në molekulë quhet oksidim dhe për pasojë shkakton hapësira brenda ngrehinës molekulare ku ka më shumë ngarkesë pozitive (δ⁺), pra ku rritet aftësia tërhqëse e molekulës.

Themi që kryhet reduksion kur një ose më shumë atome brenda molekulës fitojnë elektrone. Ndryshe nga oksidimi, ku atomet në molekulë humbasin elektrone, reduksioni nënkupton fitimin ose shtimin e elektroneve të reja. Kur themi që molekula është reduktuar, nënkuptojmë që të paktën njëri prej atomeve të molekulës ka fituar një elektron shtesë, që nuk e kishte më parë, e për pasojë ka fituar ngarkesë negative (δ-). Kjo nuk do të thotë që vetë molekula, si një e tërë, kap elektrone të lira, lartë e poshtë, nëpër ajër. Kjo do të thotë që gjatë bashkëveprimeve kimike vërehet një rritje e dendësisë së elektroneve tek atome të caktuara në molekulë.

Për shembull, kur dioksidi i karbonit (CO₂) shndërrohet në metan (CH₄) gjatë disa veprimtarive kimike jetësore, karboni (C) i nënshtrohet reduksionit. Tek dioksidi i karbonit atomi i karbonit ia huazon elektronet etij dy atomeve me ngarkesë shumë më të lartë negative të oksigjenit, e për pasojë atomi i karbonit mbetet i paplotësuar, pra ka etje për elektrone sepse ato anojnë për nga atomet e oksigjenit. Gjatë bashkëveprimit kimik që jep gazin metan (CH₄), atomi i karbonit (C) krijon lidhje me katër atome hidrogjeni (H), të cilët kanë ngarkesë shumë më të vogël negative (elektronegativitet) se oksigjeni. Kjo i jep mundësi karbonit që të drejtpeshojë dendësinë dhe shpërndarjen e elektroneve duke i sjellë elektronet më nga vetja.

Ndonëse pas bashkëveprimit kimik e gjithë molekula e dioksidit të karbonit (CO₂) është shndërruar në molekulë metani (CH₄), reduksionit i është nështruar vetëm atomi i karbonit, i cili kalon nga një gjendje me ndikim fare të ulët ndaj çifteve të përbashkëta të elektroneve në molekulë (për shkak to atomeve të oksigjenit) në një gjendje me ndikim më të drejtpeshuar (për shkak të atomeve të hidrogjenit).

Shpesh herë reduksioni kryhet kur në molekulë shtojmë atomin e hidrogjenit (H) sepse çdo atom hidrogjeni sjell me vete një elektron të gatshëm për të krijuar lidhje kimike. Kur atomet e hidrogjenit lidhen me atome të tjera në molekulë, elektroni që sjellin me vete shton numrin e përgjitshëm të elektroneve tek atomet me të cilët krijon lidhje, gjë që rrit dendësinë e elektroneve përreth atyre atomeve.

Marrim si shëmbull shndërrimin (reduktimin) e molekulës së açetonit (CH₃COCH₃) në molekulë isopropanoli (CH₃CHOHCH₃). Tek molekula e açetonit, atomi i oksigjenit (O) tërheq nga vetja dendësinë e elektroneve të atomit qendror të karbonit (C), me të cilin ka krijuar lidhje dyshe. Gjatë bashkëveprimit kimik që jep isopropanolin (CH₃CHOHCH₃), atomi i qendror i karbonit lidhet me hidrogjenin e për pasojë fiton një elektron shtesë, ndërkohë që humbet lidhjen dyshe me oksigjenin. Në këtë lidhje të re atomi i karbonit ka një dendësi më të madhe elektronesh rreth vetes e për këtë arsye quhet i reduktuar.

Shpesh herë reduksion ndodh edhe kur molekula humbet atome oksigjeni (O), për shkak të fuqisë tërheqëse të këtij atomi. Kur heqim atomin e oksigjenit nga molekula, atomet që ishin lidhur më parë me oksigjenin ushtrojnë sërish ndikim më të madh mbi elektronet e tyre. Për shembull, kur oksidi i hekurit (Fe₂O₃) shndërrohet në hekur metal (Fe), atomet e hekurit reduktohen. Kjo do të thotë se tek molekulat e oksidit të hekurit (Fe₂O₃), dendësia e elektroneve të hekurit bie ndjeshëm për shkak të ndikimit të fuqishëm të oksigjenit. Kur heqim atomet e oksigjenit, dendësia e elektroneve tek atomet e hekurit rritet e për pasojë atomi fiton një gjendje më asnjëanëse.

Në thelb reduksioni është shprehje e shpërndarjes së elektroneve në atome të caktuar brenda molekulës, ose kur fitohen elektrohen, si në rastin e bashkangjitjes së atomit të hidorgjenit(H), ose kur humbasin elektrone, si në rastin e largimit të atomit të oksigjenit (O), ose kur elektroni zhvendoset plotësisht, ku një atom brenda molekulës dhuron një elektron nga të vetët. Në çdo rast ndikimi i atomeve që mbeten mbi elektronet rritet. Vetë ngrehina molekulare në tërësi mund të pësojë ndryshime rrënjësore në pamje dhe veti, por reduksionit i nënshtrohen vetëm atome të caktuara, të cilat fitojnë elektrone. Ky shtim elektronesh drejtpeshon humbjen e elektroneve gjatë oksidimit. Në këtë mënyrë çdo bashkëveprim okdisimi shoqërohet me bashkëveprimin përkatës të reduksionit diku në ngrehinë.

Veprimtari jetësore (biologjike) - frymkëmbimi qelizor që ndodh tek gjallesat, një veprimtari gjatë së cilës glukoza oksidohet për të çliruar fuqi në trajtën e molekulave ATP. Tek qelizat e njeriut, glukoza (C₆H₁₂O₆) bashkëvepron me oksigjenin (O₂) dhe jep dioksd karboni (CO₂) dhe ujë (H₂O), si dhe çliron fuqi.

Oksidimi i lëndëve djegëse si për shembull nafta, benzina, druri e qymyri kryhet në praninë e oksigjenit dhe çliron fuqi në trajtën e nxehtësisë dhe dritë. Nafta dhe benzina hyjnë në bashkëveprim me oksigjenin e për pasojë përftohet dioksid karboni (CO₂) dhe ujë. Ky bashkëveprim kimik vë në lëvizje pjesët e motorit të automjetit.

Gërryerja (korrozioni), si për shembull ndryshkja e hekurit, ku hekuri (Fe) ia lëshon elektronet oksigjenit (O₂) dhe ujit (H₂O). Në praninë e oksigjenit dhe lagështirës hekuri oksidohet duke dhënë oksid hekuri (Fe₂O₃). Ndryshkja e hekurit dobëson ngrehinat metalike që mbajnë në këmbë urat ose sipërfaqet metalike të automjeteve.

Bateritë dhe elektrokimia - Tek bateritë fuqia elektrike përftohet nëpërmjet bashkëveprimive kimike redoks. Tek bateritë litium-jon, jonet e litiumit zhvendosen sa nga një elektrodë tek tjetra, e për pasojë i nënshtrohen oksidimit dhe reduksionit me qëllim ruajtjen dhe çlirimin e fuqisë elektrike.

Veprimtari industriale - Nxjerrja e metaleve prej gurëve xeherorë (për shembull shkrirja e hekurit ose spastrimi i aluminit) kryhet nëpërmjet bashkëveprimeve redoks.

Zbardhimi dhe dezinfektimi - Zbardhuesi shtëpijak (hipoklorit natriumi, NaClO) vepron duke oksiduar njollat e duke vrarë bakteret nëpërmjet bashkëveprimeve rekods.

Rallë ndodh në natyrë që elektronet të kalojnë tërësisht nga njëri atom tek tjetri. Shumica dërrmuese e lidhjeve kimike janë trajta të lidhjes së ndërvarur (kovalente), por në shkallë të ndryshme, që do të thotë se ndikimi që atomi dhurues ka mbi elektronin nuk është pothuajse asnjëherë zero. Lidhjet e pastra jonike (ku dhurimi i elektroneve është i plotë) janë shumë të rralla në natyrë. Ato i gjejmë kryesisht tek kripërat e thjeshta, si për shembull kripa e bukës (NaCl). Përkundrazi, shumica e lidhjeve kimike, edhe ato që marrin pjesë në bashkëveprimet redoks, janë shprehje në shkallë të ndryshme të lidhjes së ndërvarur, që do të thotë se elektroni tërhiqet nga të dy atomet njëkohësisht, ndonëse nga njëri shumë më tepër se nga tjetri.

Mirëpo, gjurmimi i lëvizes së elektroneve në bashkëveprimet redoks nga një atom tek tjetri me imtësi të madhe, duke llogaritur çdo vogëlsi, është një vepër tejet e ndërlikuar dhe në parim jo e domosdoshme. Prandaj, për të zgjidhur këtë ngërç, kimistët kanë shpikur menyrën e caktimit të numrave oksidues sipas lëndës. Sipas kësaj mënyre numri i oksidimit i caktohet atomit me aftësi më të madhe tërheqëse (elektronegativitet). Ndërkohë të gjitha lidhjet trajtohen si lidhje të pastra jonike, pra sikur zhvendosja e elektronit është kryer e plotë. Në gjuhën shkencore ky quhet sistemi i numrave oksidues. 

Për shembull, tek molekula e ujit (H₂O), lidhjet oksigjen-hidrogjen janë të llojit të ndërvarur të njëanshme (kovalente-polare), që do të thotë se çifti i elektroneve lidhëse tërhiqet nga të dy atomet njëkohësisht, por tërheqja e atomit të oksigjenit është më e fuqishme. Mënyra e caktimit të numrit oksidues e thjeshton çështjen duke e marrë për të mirëqenë mendimin se çifti i elektroneve lidhëse nuk tërhiqet nga të dy atomet, por ky hyrë tashmë tërësisht në varësi të atomit të oksigjenit, duke i dhënë atij gjendje oksidimi -2, ndërkohë që gjendja e oksidimit të atomit të oksigjenit bëhet +1. Pra tërhqja që atomi i oksigjenit ushtron mbi çiftin e elektroneve nuk merret paraysh.

Natyrisht që kjo mënyrë nuk paraqet gjendjen e vërtetë të dendësisë së elektroneve në molekulë, por shërben si peshore e thjeshtuar që na ndihmon të mbajmë llogari shkëmbimin e elektroneve gjatë bashkëveprimeve kimike, veçanërisht atyre redoks, ku nevojitet të llogariten lëndët që humbasin elektrone (oksidimi), lëndët që fitojnë elektrone (reduksioni) dhe numri i elektroneve që shkëmbehen.

Kjo mënyrë është e përshtatshme për këtë punë sepse nëse ndjekim rregullat e saj mund të mbërrijmë në përfundime të vërteta, edhe kur vlerat nuk pasqyrojnë domosdoshmërisht vlerat e vërteta (reale) në natyrë. Për shembull, tek molekula e ozonit (O₃) numri i oksidimit të atomit qendror është 0, ndërsa i atomeve anësore është -1. Nga këndvështrimi i lidhjes kimike, këto vlera nuk kanë kuptim, por kur përdoren në llogaritjen e drejtpeshimit të bashkëveprimeve kimike redoks, ato japin përfundime të sakta. Po ashtu edhe numrat thyesorë të gjendjes së oksidimit, si për shembull Fe₃O₄, në të cilën gjendja e oksidimit të hekurit është +8/3, na tregojnë që mënyra me caktim nuk është një dukuri fizike në natyrë por mjet matematikor për llogaritje.

Arsyet pse kimistët përdorin këtë mënyrë për drejtpeshimin e bashkëveprimeve kimike redoks është sepse kjo mënyrë: 

• jep të njëjtat përfundime si për lidhjet jonike, ashtu edhe për lidhjet e ndërvarura (kovalente) e ato të bashkimeve metalike; 

• nxjerr gjithmonë përfundime të parashikueshme, që do të thotë se ato tregojnë me përpikëri kryerjen e bashkëveprimeve kimike redoks; 

• lejon llogaritjen e oksidimit pa qenë nevoja që t’i hyrë mekanikës kuantike.

Në thelb, numri i oksidimit është një lloj lëshimi me përfitim, ku ndonëse heqim dorë nga vlerat e vërteta që gjenden në natyrë, përfitojmë lehtësi në përllogaritje. Duke marrë për të mirëqenë mendimin që të gjitha lidhjet janë jonike, lënda e kimisë përfiton një mjet të fuqishëm të shqyrtimit të shkëmbimit të elektroneve. Vlera e kësaj mënyre nuk është aq tek vërtetësia e vlerave se sa tek aftësia e saj për të shkoqitur lëmshin e pashkoqitshëm të shpërndarjes së elektroneve në molekulë gjatë bashkëveprimeve redoks.

Drejtpeshimi me dy pjesë

Shpesh herë për drejtpeshimin e bashkëveprimeve të ndërlikuara redoks përdorim mënyrën e ndarjes në dy pjesë. Në gjuhën shkencore kjo mënyrë quhet gjysmë-ekuacion. Duke e ndarë bashkëveprimin e plotë në okdisim dhe reduksion, ne mund të drejtpeshojmë secilin prej tyre më vete dhe pastaj t’i shtrojmë në një të vetëm. Kjo mënyrë merr veçanërisht vlerë tek bashkëveprimet që kryhen në tretësira, ku jonet soditëse (spektatore) dhe molekulat e tretësit mund të marrin pjesë në bashkëveprim pa iu nënshtruar vetë ndryshimeve redoks. Tek drejtpeshimet me dy pjesë llogaritja duhet bërë jo vetëm për elektronet, por edhe për gjithë atomet e tjera pjesëmarrëse në bashkëveprimin kimik, përfshi atomet e oksigjenit dhe hidrogjenit, të cila shpesh shfaqen në trajta të ndryshme, në secilën nga anët e bashkëveprimit kimik.

Marrim si shembull sërish oksidimin të jonit të hekurit (Fe²⁺) nga permanganati (MnO4−) në tretësirë acide:

MnO4− + H+ + Fe²+ → Mn²+ + Fe³+ + H₂O

Hapi 1: Nxjerrim në pah atomet që ndërrojnë gjendjen e oksidimit, që janë mangani (Mn) dhe të hekuri (Fe). 

Atomet e manganit pësojnë ndryshim të gjendjes së oksidimit nga +7 tek jonet e permanganatit (MnO4−) në +2 tek jonet e magnezit (Mn²⁺). Ulja e numrit të oksidimit me 5 shifra tregon qartë reduksion (rritje të elektronegativitetit), sepse tashmë magnezit i mungojnë, jo më 7 elektrone, por vetëm 2 elektrone.

Reduksioni i manganit (Mn): MnO4− ​→ Mn²+

Jonet e hekurit (Fe) pësojnë ndryshim të gjendjes së oksidimit nga +2 tek Fe²⁺ në +3 tek Fe³+. Rritja e numrit të oksidimit me një shifër tregon qartë oksidim, sepse tashmë hekurit i mungojnë, jo më 2 elektrone, por 3 elektrone.

Oksidimi i hekurit (Fe): Fe²+ → Fe³+

Atomet e oksigjenit (O) dhe hidrogjenit (H) marrin gjithashtu pjesë në këtë bashkëveprim dhe ndihmojnë drejtpeshimin e bashkëveprimit. 

Gjendja e oksidimit të atomit të oksigjenit tek permanganati (MnO4−​) është kryesisht -2. Tek molekula e ujit (H₂O), gjendja e oksidimit të oksigjenit është gjithashtu -2. Kështu që gjendja e oksdimit të oksigjenit në këtë bashkëveprim nuk ndryshon. Gjithësesi, atomet e oksigjenit zhvendosen nga njëra molekulë (MnO4−​) tek tjetra (H₂​O).

Tek jonet e hidrogjenit (H+), gjendja e oksidimit është +1, që do të thotë se jonit i mungon një elektron. Tek molekula e ujit (H₂O) gjendja e oksidimit të hidrogjenit është gjithashtu +1. Kështu që edhe në këtë rast, gjendja e oksidimit nuk ndryshon. Gjithësesi, jonet e hidrogjenit bashkëveprojnë me ato të oksigjenit për të dhënë molekula uji (H₂​O).

Hapi 2: Bëjmë drejtpeshimin e secilës pjesë duke llogaritur si numrin e atomeve ashtu edhe ngarkesën elektrikë të përgjithshme.

Fillojmë me gjysmë bashkëveprimin e manganit: MnO4− ​→ Mn²⁺. Në secilën anë të bashkëveprimit kemi nga një atom mangani, kështu që mund të themi se mangani është i drejtpeshuar.

Vazhdojmë me drejtpeshimin e atomeve të oksigjenit: Në anën e majtë të bashkëveprimit ka 4 atome oksigjeni (MnO4−) ndërsa në të djathtën asnjë. Duke qenë që bashkëveprimi kryhet në mjedis acid (që nënkupton praninë e joneve të hidrogjenit (H+) e padyshim edhe të ujit), mund të përdorim molekulat ujit (H₂​O) për të drejtpeshuar oskigjenin. Për këtë arsye nevojiten 4 molekula uji (secila me nga një atom oksigjeni) në anën e djathtë të bashkëveprimit:

MnO4− ​→ Mn²+ + 4H₂​O

Vazhdojmë me drejtpeshimin e atomeve të hidrogjenit: Duke shtuar molekula uji në anën e djathtë të bashkëveprimit, ne futëm atomet e hidrogjenit në bashkëveprim. Në anën a djathtë kemi 4x2=8 atome hirdrogjeni. Për t’i drejtpeshuar këto, ne mund të shtojmë në anën e djathtë të bashkëveprimit jonet e hidrogjenit (H+) të pranishme në mjedisin acid:

8H+ + MnO4− → Mn²+ + 4H₂​O

Tashmë, numri i atomeve në çdo anë të gjysmë-bashkëveprimit është i barabartë.

Vahdojmë me drejtpeshimin e ngarkesave elektrike: Tani duhe të barazojmë ngarkesat elektrike në secilën anë të gjysmë bashkëveprimit.

Në anën e majtë kemi 8 jone hidrogjeni (H+), secili me nga një ngarkesë +1, dhe një jon permanganati (MnO4−) me ngarkesë -1. Ngarkesa e përgjithshme elektrike në anën e majtë është (8× + 1) + (−1) = +7

Në anën e djathtë kemi një jon mangani Mn²⁺ me ngarkesë +2, dhe katë molekula uji me ngarkesë 0 (neutrale). Ngarkesa e përgjithshme në anën e djathtë është (+2) + (4×0) = +2.

Për të drejtpeshuar ngarkesën elektrike duhet të shtojmë elektrone me ngarkesë negative në anën e majtë, e cila ka ngarkesë më të madhe pozitive, në mënyrë që ngarkesa elektrike në të dyja anët të jetë e barbartë. Ndryshimi i ngarkesës është +7 − (+2) = 5. Prandaj ne duhet të shtojmë 5 elektrone në anën e majtë në këtë mënyrë:

5e− + 8H+ + MnO4− → Mn²+ + 4H₂​O

Kështu, në të majtë kemi: (5×−1) + (8×+1) + (−1) = −5 + 8 − 1 = +2. Në të djahtë kemi gjithashtu +2. Ngarkesat elektrike (elektronegativiteti) janë tashmë të drejtpeshuara. Ky është gjysmë-reaksioni i reduksionit. 

Tani të drejtpeshojmë pjesën tjetër të gjysmë-bashkëveprimit:  Fe²+ → Fe³+. Atomet e hekurit janë të drejtpeshuara sepse kemi nga një në secilën anë. Në këtë gjysmë-bashkëveprim nuk ka atom oksigjeni, kështu që nuk kemi nevojë t’i drejtpeshojmë ato.

Drejtpeshojmë ngarkesat elektrike. Në anën e majtë ngarkesa e Fe²+ është +2, ndërsa në anën e djathtë ngarkesa e Fe³+ është +3. Për të drejtpeshuar bashkëveprimin ne duhet të shtojmë ngarkesë pozitive në anën e djathtë:

Fe²+ → Fe³+ + e−

Kështu, në anën e majtë kemi ngarkesë +2, ndërsa në anë e dajthtë kemi (+3) + (−1) = +2. Pra, në të dyja anët e bashkëveprimit kemi ngarkesë elektrike të njëjtë. Drejtpeshimi i këtij gjysmë-bashkëveprimi nga tregon që joni i hekurit (II) (Fe²+) humbet elektrone për tu bërë jon hekuri (III) (Fe³+). Ky është gjysmë-reaksioni i oksidimit.

Pasi kemi drejtpeshuar dy jgysmë-bashkëveprimet mund të bashkojmë këto dhe të përftojmë bashkëveprimin e plot redoks. Kështu, deri tani kemi gjysmë bashkëveprimin e reduksionit: 

5e− + 8H+ + MnO4−  → Mn²+ + 4H₂​O

Dhe gjysmë-bashkëveprimin e oksidimit: 

Fe²+ → Fe³+ + e−

Për t’i bashkuar këto në një bashkëveprim të vetëm redoks numri i elektroneve që ka humbur gjatë oksidimit duhet të jetë i barabartë me numrin e elektroneve që është fituar gjatë reduksionit. Prandaj, për të drejtpeshuar numrin e elektroneve duhet të llogarisim që gjatë reduksioni janë fituar 5 elektrone, ndërsa gjatë oksidimit është humbu 1 elektron. Për ta barazuar këtë numër duhet të shumëzojmë të gjithë gjysmë-bashkëveprimin e oksidimit me 5 në këtë mënyrë:

5 x (Fe²+ → Fe³+ + e−)

kjo na jep 

5Fe²+ → 5Fe³+ + 5e−

Tani të dy gjysmë-bashkëveprimet kanë nga 5 elektrone. Vazhdojmë duke bashkuar dy gjysmë-bashkëveprimet. Për këtë bashkojmë dy anët e majta dhe dy anët e djathta të bashkëveprimeve të reduksionit dhe oksidimit:

(5e− + 8H+ + MnO4−) + 5Fe²+ → (Mn²+ + 4H₂​O) + (5Fe³+ + 5e−)

Pas kësaj mund të heqim të tepricat. Në këtë rast kemi 5 elektrone (5e−) nga secila anë, që do të thotë se këto shfuqizojnë njëra-tjetrën. Ajo çka mbetet është:

(8H+ + MnO4−) + 5Fe²+ → (Mn²+ + 4H₂O) + 5Fe³+ ose 

MnO4− + 5Fe²+ + 8H+ → Mn²+ + 5Fe³+ + 4H₂​O (elementët më të rëndësishëm të çdo ane, pra ato redoks, janë shënuar në fillim, ndërsa elementët pjesëmarrës jo redoks (H dhe H₂​​O) janë shënuar në fund të çdo ane).

Shqyrtojmë numrin e atomeve:

1 Mn në të majtë dhe 1 në të djathtë.

4 O në të majtë dhe 4 në të djathtë.

8 H në të majtë dhe 4 × 2 = 8 në të djathtë

5 Fe në të majtë dhe 5 në të djathtë.

Shqyrtojmë ngarkesën e përgjithshme

Në anë e majtë kemi: (8×+1)+(−1)+(5×+2)=+8−1+10=+17

Në anën e djathtë kemi: (+2)+(5×+3)+(4×0)=+2+15+0=+17

Tani numri i atomeve të çod lënde dhe ngarkesa e përgjithshme e tyre janë të drejtpeshuara.

Tek bashkëveprimet redoks që kryhen në tretërisa acide, drejtpeshimi bëhet me ndihmën e molekulave të ujit dhe joneve të hidrogjenit (H+), ndërsa tek ato që kryhen në tretësira bazike drejtpeshimi bëhet me ndihmën e molekulave të joneve të hidroksidit (HO-). Këto përshtatje ndihmojnë që të ruhet drejtpeshimi si ai i sasisë së atomeve, ashtu edhe ai i ngarkesës elektrike. Parimi që duhen mbajtur gjithmonë parasysh është që numri i elektroneve që shkëmbëhen mes lëndëve duhet të jetë gjithnjë i njëjtë në të dyja anët e bashkëveprimit. Vetëm kështu mund të themi që është kryer një bashkëveprim redoks.

Bashkëveprimet redoks organike ndjekin parim të ngjashëm. Kur molekula e etanolit (CH₃CH₂OH) shndërrohet në molekulë acetaldehidi (CH₃CHO), atomi i karbonit (C) humbet dy elektrone. Kjo humbje do të thotë që ngarkesa e tij elektrike bëhet nga -1 në +1.

Tek gjallesat, elektronet e humbura nuk pluskojnë të  lira, por kapen nga molekula NAD+. Ndërsa në kushte laboratori, elektronet e humbura mund të kapen nga ndonjë molekulë tjetër që përdoret përgjithësisht nga kimistët si oksidues, si për shembull jonet dikromat.

Për të drejtpeshuar një bashkëveprim redoks organik duhet të tregojmë ndryshimet që ndodhin si tek molekula organike (si për shembul etanoli), ashtu edhe ndryshimet që ndodhin tek lënda që pranon elektronet (si për shembull NAD+ apo jonet dikromat). Të dyja pjesën duhet të llogariten.

To write a complete and balanced equation for such a reaction, you need to show both what happens to the organic molecule (like ethanol) and what happens to the thing that accepts the electrons (like NAD+ or dichromate). Both parts must be accounted for.

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))

Elektrogalvanizim/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.

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 vazdhueshme bashkëveprimesh në të dy anët e pajisjes, shkakton rritjen 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 pasojë tretësirat ngopen, ato nuk janë më në gjendje t’i nënshtrohen bashkëveprimeve të mëtejshme redoks. 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 baterivë 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 bosht udhëzues 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, quhet në gjuhën shkencore 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.

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 rrejdhëse 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 (vaoltazhi) 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 rrejdhëse 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°cell = +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 rrejdhjes 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 asnjëanës, por kur hyjnë në bashkëveprim kimik me oksigjenin në ujë ato priren të dhurojnë elektrone (oksidohen) e të shndërrohen në jone hekuri Fe²⁺ dhe Fe³⁺. Në natyrë ky bashkëveprim ndodh vetvetiu me atomet që gjenden në sipërfaqen e metalit. Ato dhurojnë elektrone, të cilat kapen nga atomet e oksigjenit në ujë (dmth molekulat e ujit reduktohen), e si  pasojë e këtij bashkëveprimi kimik përftohen jone hidroksidi në ujë. Molekulat e hidroksidit në ujë dhe jonet e hekurit në sipërfaqen e metalit hyjnë në bashkëveprim me njëra tjetrën dhe bashkohen duke dhënë ndryshk, formula kimike e të cilit është Fe(OH)₂ dhe Fe(OH)₃. Emërtimi shkencor i kësaj dukurie është korrozion.

Pra, mund të themi që ndryshky krijohet për arsyen e thjeshtë që atomet e hekurit dhurojnë elektrone (oksidohen), ndërsa atomet e oksigjenit fitojnë elektrone (reduktohen). Nga kënvështrimi i qelizave elektrokimike, themi që  ndryshkja 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°cell = E°cathode – E°anode = (+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. Për të veshur një send metalik me një shtresë të hollë argjendi kryejmë këto veprime: e vendosim sendin metalik në një tretësirë me jone argjendi (Ag+). Pastaje lidhim sendin metalik me terminalin negativ (anën që shtyn elektrone) të burimit të rrymës eletrike. Në këtë rast sendin 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 bën që jonet me ngarkesë pozitive të argjendit të tërhiqen drejt sendit metalik ku fitojnë nga një elektron (reduktohen) dhe shndërrohen në atome të plota argjendi (Ag) me ngarkesë asnjëanëse. 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 shufra prej argjendi (anoda) duke shkaktuar kështu krijimin e joneve të argjendit (Ag+) me ngarkesë pozitive. 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 asnjëanëse. E gjithë kjo veprimtari mund të kryhet vetëm me ndihmën e rrymës elektrike.

Elektroshkëputja është një veprimtari kimike me anë të sëcilës kryhet shkëputja e lidhjeve kimike. Emërtimi shkencor i kësaj dukurie është elektrolizë. Tek shumë lidhje, veçanërisht ato jonike, atomet qëndrojnë të veçuara, ndonëse pranë njëri-tjetrit, si jone me ngarkesë negative dhe pozitive, por 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 dy elektroda dhe fuqinë e rrymës elektrike.

Vetë molekulat e ujit nuk janë lidhje jonike, por të ndërlidhura (kovalente). Megjithatë, ndodh gjithmonë që një numër molekulash uji ndahen vetvetiu duke dhënë jone hidrogjeni (H⁺) dhe jone hidroksidi (OH⁻). Prandaj dhe uji ka veti rrymë përcjellëse. Këto jone të lira shërbejnë si pikënisje për të kryer veprimtarinë e elektroshkëputjes 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 shkakton krijimin e fushës elektrike. Elektroda me ngarkesë negative (katoda) shtyn elektrone drejt ujit. Këto elektrone kapen nga jonet e hidrogjenit (H⁺), të cilat japin gaz hidrogjen (H₂). Ndërkohë, nga ana tjetër, elektroda pozitive tërheq elektronet e joneve të hidroksidit duke shkaktuar çlirimin e atomeve të oksigjenit (O) dhe përftimin e molekulave të reja të uji (H₂O).

Elektroshkëputja 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 treja 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 mendihmën e rrymës elektrike.