阳极 阴极 电解质溶液（*） 电池反应的推动力-电池两个电极的电位差 电极电位      电极反应导致在金属和溶液的界面上形成双电层，双电层两侧的电位差，即金属与溶液间产生的电位差构成了所谓电极电位，也称绝对电极电位。                    也可以简单地说，绝对电极电位是电子导体和离子导体接触时的界面电位差           当参与电极反应物质的活度（溶液）或逸度（气体）为1时，此时的电极电位被称之为标准电极电位。 金属材料在电解质溶液中形成双电层 平衡电极电位和非平衡电极电位     当金属电极上只有一个确定的电极反应，并且该反应处于动态平衡，即金属的溶解速度等于金属离子的沉积速度，在此平衡电极过程中，电极获得一个不变的电位值，该值被称为平衡电极电位（可逆电极电位）。          阳极反应     Fe ? Fe 2+ + 2 e    ( ia)          阴极反应     2H+ + 2e? H2       ( ic) 即               ia = ic                                                                             但               Fe ? Fe2+ + 2e                    H ? H+ + e 基本概念 试问金属铁和铜在下列溶液中的腐蚀情况： 1在25℃的酸性水溶液中，水中从未含有任何金属离子？ 2 在25℃的盐酸水溶液中（盐酸活度为1）？ 3 在25℃含氧的酸性水溶液中？  2.4 电位-pH图 原理   电极电位－pH平衡图，   判定一个金属腐蚀体系腐蚀过程事实上是否可能进行；   判定金属表面有无可能处于钝化状态。    *即在给定条件下判断发生腐蚀反应的可能性的热力学依据。 能斯特方程练习： (1) Fe = Fe2+ + 2e (2) 2Fe2++3H2O=Fe2O3+6H++2e (3) 3Fe2+ + 4H2O=Fe3O4+ 8H++2e 电化学腐蚀热力学判据 （1）腐蚀反应自由能变化与腐蚀倾向（自由能准则） 对于任何一个化学反应，反应总是自发地向自由能降低的方向进行，如                                               a A + b B? c C + d D    0    自发进行（|?G|愈大，自发倾向愈大） ＝ 0   平衡反应    0    不能自发进行 ?金属在电解质水溶液中发生电化学腐蚀的原因是：   金属和电解质溶液构成了热力学不稳定体系，发生腐蚀反应使体系的自由能减小。自由能减小愈多，体系的腐蚀倾向愈大。 ?自由能的变化不仅与金属有关，而且与溶液中参与反应的各组分的活度(或分压)及溶液温度有关。 金属氧化反应的产物不同，自由能变化?G也不同。  ? Zn + 2H+ ? Zn2+ + H2                              ?G =－35 Kcal     Ni + 2H+ ? Ni2+ + H2                              ?G =－11 Kcal     Au + 3H+ ? Au3+ + 3/2H2                       ?G =+104 Kcal ?Cu + 2H+ ? Cu2+ + H2                              ?G =+15 Kcal    Cu + 1/2O2 +2H+ ? Cu2+ + H2O               ?G =－41 Kcal （2）标准电极电位与腐蚀倾向（电位准则） E0    0    或    ?? ec   ?? ea 判断电化学腐蚀倾向的电位比较准则：  ?如果金属发生氧化反应的平衡电位??ea低于溶液中某种氧化剂( 即去极化剂 )发生还原反应的平衡电位??ec，则电化学腐蚀能够发生。二者的差值(??ec - ??ea)愈大，腐蚀的倾向愈大。 * 电动序的局限性 多数金属在实际情况下，通常被一层氧化膜覆盖，氧化膜的致密性和完整性的程度对金属的腐蚀行为影响非常显著。 * 混合电位？ K=K++e Na=Na++e Mg=Mg2++2e Al=Al3++3e Ti=Ti2++2e Mn=Mn2++2e Cr=Cr2++2e Zn=Zn2++2e Cr=Cr3++3e Fe=Fe2++2e Cd=Cd2++2e Mn=Mn3++3e Co=Co2++2e -2.925 -2.714 -2.37 -1.66 -1.63 -1.18 -0.913 -0.762 -0.74 -0.440 -0.402 -0.283 -0.277 Ni=Ni2++2e Mo=Mo3++3e Sn=Sn2++2e Pb=Pb2++2e Fe=Fe3++3e H2=2H++2e Cu=Cu2++2e Cu=Cu++e 2Hg=Hg22++2e Ag=Ag++e Hg=Hg2++2e Pt=Pt2++2e Au=Au3++3e -0.250 -0.2 -0.136 -0.126 -0.036 0.000 +0.337 +0.521 +0.189 +0.799 +0.854 +1.19 +1.50 金属在25℃时的标准电极电位 ?e? （V，SHE）电动序 EFS 电极反应 电极反应 ?e?，伏 ?e?，伏 第一节 电极电位 例题： (1) Fe = Fe2+ + 2e  Cu = Cu2+ + 2e (2) Cu +2Cl-= CuCl-2 +e (3) O2 +2H2O +4e =4OH- ?金属电极电位不仅与溶液中金属离子的浓度有关，也与pH值有关。 以电位?e为纵坐标，pH为横坐标，将电极电位－pH值平衡关系表示在图上，据此可绘制电位—pH平衡图，又称布拜(Pourbaix)图 。 电位－pH图的绘制           (a)   H2 =2H+ + 2e                       E = －0.0591pH (b) O2 +2H2O +4e =4OH-         E = 1.228－0.0591pH 材料的腐蚀与防护 第二章  电化学腐蚀原理 作业： 电化学腐蚀与化学腐蚀的区别(P17,表2-1): 最主要的区别在于电子传递方式 化学腐蚀——电子传递在金属与氧化剂之间进行，没有电流产生 电化学腐蚀——电子传递在金属与溶液之间进行，对外显示电流 电化学腐蚀是金属材料腐蚀现象中最为常见的一种形式 电化学腐蚀基本概念: 金属材料与电解质溶液相互接触时，在固液相界面上发生有电子参加的氧化还原反应，使界面处的金属变成金属离子、络合离子或氢氧化物和氧化物等，从而破坏了金属的性能。       需要注意以下两点概念： 1  电化学腐蚀是腐蚀电池电极反应的结果 2  电化学腐蚀的本质是形成了腐蚀电池 2.1 电池过程 原电池举例: 锌锰干电池 原电池是将化学能转换成电能的装置 原电池的电化学过程是由阳极的氧化过程，阴极的还原过程以及电子和离子的输运过程组成。其中电子和离子的运动构成了电回路。 原电池的来源： 1800年，Volta发现用一对锌盘和银盘固定在含有盐水的硬纸板上，当用双手接触锌盘和银盘时，感觉有微电流通过。 1836年，英
2电化学腐蚀原理热力学部分0506.ppt