大學化學第4章課件

第4章電化學與金屬腐蝕Chapter4ElectrochemistryandMetallicCorrosion化學能必須借助一定裝置能熱熱化學電化學必須是氧化還原反應即有電子轉(zhuǎn)移的反應電功(能)體積功功化學能電能原電池電能化學能電解池第4章電化學與金屬腐蝕第4章電化學與金屬腐蝕4.1原電池4.2電極電勢4.3電極電勢在化學上的應用4.4化學電源4.5電解4.6金屬的腐蝕與防止氧化還原反應的基本概念例:H5IO6

I

的氧化值為+7+2S2O3

S

的氧化值為2-

+2.5S4O6

S

的氧化值為2-

H2O2

O

的氧化值為-1Fe3O4

Fe

的氧化值為2.氧化還原反應(redoxreaction)氧化反應(oxidizingreaction)：氧化數(shù)增加，失電子的反應還原反應(reducingreaction)：氧化數(shù)降低，得電子的反應氧化還原反應的基本概念配平原則：

①電荷守恒：氧化劑得電子數(shù)等于還原劑失電子數(shù)。

②質(zhì)量守恒：反應前后各元素原子總數(shù)相等。3.氧化劑、還原劑氧化劑(oxidizingagent)：氧化數(shù)降低(得電子)的物質(zhì)還原劑(reducingagent)：氧化數(shù)升高(失電子)的物質(zhì)4.氧化還原反應方程式的配平+50-1+5HClO3+P4=HCl+H3PO41010312氧化數(shù)降低，還原反應氧化數(shù)升高，氧化反應+18H2O4.1原電池Zn(s)+Cu2+(aq)?Zn2+(aq)+Cu(s)Zn片CuSO4溶液溫度升高分析：必須使氧化劑與還原劑在不直接接觸的條件下反應，實現(xiàn)電子的定向流動，產(chǎn)生電流，才能將化學能轉(zhuǎn)換為電能。失去e－，氧化反應得到e－，還原反應化學能熱能4.1.1原電池中的化學反應紅棕色銅藍色變淺4.1原電池鹽橋KCl觀察現(xiàn)象：電流計指針偏移，有電流通過；

Zn片溶解；Cu片上有紅色Cu沉淀；ZnSO4CuSO4Cu片Zn片電流計銅鋅電池（Daniellcell，英，1836）4.1原電池鹽橋KClCuSO4ZnSO4Zn片Cu片電流計ZnSO4/Zn—Zn失e－，氧化成Zn2+

—e－流出，氧化反應1.原電池的組成（3）鹽橋：U型管中裝入含瓊膠的飽和KCl溶液。

（2）導線：電子只能經(jīng)導線在外電路流動——電子走旱路不走水路。（1）兩個電極：—負極—正極e－e－CuSO4/Cu—Cu2+得e－，還原為Cu—e－流入，還原反應（—）（＋）4.1原電池鹽橋KClCuSO4ZnSO4Zn片Cu片電流計思考：鹽橋有什么作用呢？(1)連通內(nèi)電路，使之與外電路構成一個閉合回路；(2)

帶正電荷帶負電荷e－(鹽橋)K+CuSO4溶液中和負電荷(鹽橋)Cl-ZnSO4溶液中和正電荷（－）（＋）鹽橋可使兩極溶液呈電中性。4.1原電池（2）電極反應——半電池反應定義——電極上發(fā)生的氧化或還原反應。正極——還原反應，得電子反應負極——氧化反應，失電子反應原電池任何電極既可以發(fā)生氧化反應，也可以發(fā)生還原反應。電極反應的通式：a(氧化態(tài))+ne-

?b(還原態(tài))注意：n表示電子化學計量數(shù)，即單位物質(zhì)的量的氧化態(tài)物質(zhì)在還原過程中獲得的電子的物質(zhì)的量。電極反應有時并不一定是只有氧化態(tài)、還原態(tài)物質(zhì)，還會涉及介質(zhì)和其他產(chǎn)物。在原電池中需分析正、負極，然后寫出電極反應。電極反應4.1原電池答：取決于該電極氧化（或還原）能力的強弱，即得失電子的能力——電極電勢。

例：1）寫出下列電極的電極反應通式Cu2+(aq,c)/Cu(s)Zn2+(aq,c)/Zn(s)MnO4－(aq,c)/Mn2+(aq,c)Cu2+(aq)+2e－

?

Cu(s)

Zn2+(aq)＋2e－

?

Zn(s)MnO4－(aq)＋＋5e－

?

Mn2+(aq)8H＋(aq)＋4H2O(l)2）銅鋅原電池中的電極反應正極：還原反應Cu2+(aq)+2e－

?Cu(s)負極：氧化反應Zn(s)–2e－

?Zn2+(aq)

思考：當兩個電極組成原電池時，哪一個電極做正極、哪一個電極做負極，與什么相關呢？4.1原電池例：Cu2+(aq,c)/Cu(s)

Zn2+(aq,c)/Zn(s)

Cl2(g,p)/Cl－(aq,c)

（3）常見電極的種類非金屬電極—非金屬單質(zhì)／非金屬離子金屬電極—金屬離子／金屬第一類電極作為負極的氯電極可完整地表示為：

（–）Pt|Cl2(g,p)|Cl－(aq,c)Cl2(g,p)+2e－

?

2Cl－(aq,c)注意：金屬電極可直接用金屬作為電極材料；非金屬電極則需用輔助電極材料，一般為惰性電極材料（Pt、石墨等），書寫時應標明。4.1原電池

(2)銅銀原電池電極反應為：正極2Ag+(aq)+2e－

?2Ag(s)負極Cu(s)–2e－

?Cu2+(aq)3.電池反應兩個電極上的電極反應之和稱為電池反應。電池反應就是氧化還原反應。例：(1)銅鋅原電池電極反應為：正極Cu2＋(aq)+2e－

?Cu(s)負極Zn(s)–2e－

?Zn2＋(aq)電池反應為：Zn(s)+Cu2+(aq)?Zn2+(aq)+Cu(s)電池反應為：Cu(s)+2Ag+(aq)?Cu2+(aq)+2Ag(s)同一個電極既可以發(fā)生氧化反應，也可發(fā)生還原反應。4.1原電池圖式書寫規(guī)則：（1）負極(－)在左邊，正極(＋)在右邊——“負左正右”；（2）電池符號中，“|”代表一個界面，“||”代表鹽橋；（3）同一溶液中,不同離子在負極按氧化數(shù)升高的順序,正極按氧化數(shù)下降順序，并用“,”隔開——“負升正降”；（4）注明惰性電極材料（Pt、C等）；（5）標明物質(zhì)狀態(tài)、氣體壓力、溶液濃度等。4.原電池的圖式還原反應為：Cl2(g,p)+2e－

?2Cl－(aq,c)4.1原電池原電池圖式：例：將下列反應設計成原電池并以原電池圖式表示。

2Fe2＋(1.0mol·dm-3)+Cl2(101325Pa)=2Fe3＋(1.0mol·dm-3)

+2Cl－

(2.0mol·dm-3)氧化反應為：Fe2＋(aq,c)–e－

?Fe3＋(aq,c)正極負極(–)

(+)

Pt||Pt||Fe2＋(1.0mol·dm-3)，F(xiàn)e3＋(1.0mol·dm-3)Cl2(101325Pa)|2Cl－

(2.0mol·dm-3)4.1.2原電池的熱力學1.電池反應的△Gm與電動勢E的關系

4.1原電池(1)電動勢E原電池兩電極之間存在著電勢差，稱為電池的電動勢E。(2)ΔrGm與E的關系化學能ΔrGm電能w'原電池做的最大電功為：w'max

=－QE=－nFEF＝NA?e={6.02210231.602210-19}C?mol-1=96485C?mol-1，——表示單位物質(zhì)的量的電子的電量，稱為Faraday常數(shù)在等溫、等壓、只做電功的條件下，原電池體系的Gibbs自由能降低值全部用于做電功。4.1原電池ΔrGm＝w'=–nFE在標準狀態(tài)下：ΔrGmθ

=–nFEθ(3)電動勢的能斯特(Nernst)公式

aA(aq)+bB(aq)?

gG(aq)+dD(aq)當T=298.15K時，并將自然對數(shù)改為常用對數(shù)：H.W.Nernst,德，1864～1941，1920年諾貝爾獎（1）隨著反應的進行，E下降。（2）原電池電動勢數(shù)值與電池反應計量式的寫法無關。

4.1原電池思考:(1)隨著反應的進行，E怎樣變化。(2)原電池電動勢數(shù)值與反應化學計量數(shù)有關系嗎？

2.電池反應的標準平衡常數(shù)K

與標準電動勢E的關系

lnK=–ΔrGm/RT

ΔrGm

=–nFElnK=nFE／RT當T=298.15K時，并將自然對數(shù)改為常用對數(shù)：lgK=nE／0.05917V

4.1原電池小結：任意自發(fā)的氧化還原反應原則上都可設計成原電池原電池半電池半電池導體氧化還原電對電極：正極——還原反應導體氧化還原電對電極：負極——氧化反應

原電池圖式電動勢的Nernst

方程

rGm與E以及K?與E?

的關系ΔrGm=–nFElgK=nE／0.05917V

第4章電化學與金屬腐蝕4.1原電池4.2電極電勢4.3電極電勢在化學上的應用4.4化學電源4.5電解4.6金屬的腐蝕與防止M不活潑Mn+溶液4.2電極電勢電極電勢的產(chǎn)生(thecharacterizationofelectrodepotential)溶解>沉積－＋＋－－＋＋－－＋＋－－＋＋－M活潑Mn+溶液＋－

－＋＋－

－＋＋－

－＋＋－

－＋溶解沉淀雙電層理論沉積>溶解電極電勢雙電層——由于物質(zhì)的氧化態(tài)、還原態(tài)得失電子能力不同

(2)電極電勢與電動勢EE=(正極)－(負極)注意：電極電勢的絕對值測定尚有困難，在實際應用中只需知道的相對值而不必去追究它們的絕對值。

2.標準氫電極4.2電極電勢H+PtH2H2

氫電極示意圖H2|H+

(1)標準氫電極的組成Pt｜(p=100kPa)(c=1mol·dm-3)國際統(tǒng)一規(guī)定：

(H+/H2)=0V

(2)標準氫電極的電極電勢電極反應通式：2H+(aq)+2e－?H2(g)4.2電極電勢3.標準電極電勢θ（1）定義：標準電極的電勢。凡是符合標準態(tài)條件的電極都是標準電極。標準態(tài)所有的氣體分壓均為100kPa溶液中所有溶質(zhì)的濃度均為1mol·dm-3

原電池標準氫電極||待測電極測其E?，即可計算待測電極的電極電勢E?=?(正極)

–

?(負極)

?(H+/H2)

?(待測)（2）θ的測定方法4.2電極電勢若待測電極發(fā)生：還原反應

?(待測)

為正值例：(–)Pt|H2(100kPa)|H+(1mol.dm-3)||Cu2+(1mol.dm-3)|Cu(+)E?=

?(Cu2+/Cu)

–

?(H+/H2)

=

?(Cu2+/Cu)

—正值若待測電極發(fā)生：氧化反應

(–)Zn|Zn2+(1mol.dm-3)||H+(1mol.dm-3)|H2(100kPa)|Pt(+)E?=

?(H+/H2)

–

?(Zn2+/Zn)

=–

?(Zn2+/Zn)—負值

?(待測)

為負值待測電極為正極待測電極為負極解：(1)E?=?(正極)

–

?(負極)0.7618V

=0V–

?(Zn2+/Zn)

?(Zn2+/Zn)＝－0.7618V例:(1)Zn與H2在標準條件下組成電池，Zn為負極，在25℃時測得電池的電動勢E?=0.7618V。求?

(Zn2+/Zn)=?

(2)如果用熱力學方法E?，計算結果如何？4.2電極電勢(2)Zn(s)+2H+(aq)?Zn2+(aq)+H2(g)

?fGm?/kJ·mol-100-147.060?rGm?=-147.06kJ·mol-1E?=-?rGm?/nF=0.7630V

?(Zn2+/Zn)＝－0.7630V（3）參比電極甘汞電極：Pt∣Hg(l)∣Hg2Cl2(s)∣Cl-(aq)KCl溶液Hg2Cl2HgPt4.2電極電勢易于制備參比電極使用方便電極電勢穩(wěn)定

氯化銀電極：Ag(s)∣AgCl(s)∣Cl-(aq)第二類電極難溶鹽電極電極反應：Hg2Cl2(s)+2e-?2Hg(l)+2Cl-(aq)c(Cl－)為飽和溶液,

=0.2412Vc(Cl－)＝1mol·dm-3,

?=0.2801Vc(Cl－)＝0.1mol·dm-3,

=0.3337V電極反應：AgCl

(s)+e-?Ag(s)+Cl-(aq)c(Cl－)＝1mol·dm-3，

?

(AgCl/Ag)=0.2223V（4）標準電極電勢表（P399頁附錄10）4.2電極電勢表中?代數(shù)值按從小到大順序編排

+2.866

+0.401

+0.3419

0

-0.7618-2.71

/VF2(g)+2eˉ?

2Fˉ(aq)

O2(g)+2H2O+4eˉ?

4OHˉ(aq)Cu2+(aq)+2eˉ?

Cu(s)

2H+(aq)+2eˉ?

H2(g)Zn2+(aq)+2eˉ?

Zn(s)

Na+(aq)+eˉ?

Na(s)

電極反應

F2/Fˉ

O2/OHˉ

Cu2+/Cu

H+/H2

Zn2+/Zn

Na+/Na電對氧化能力逐漸增強還原能力逐漸增強4.2電極電勢

φ?

代數(shù)值與電極反應中化學計量數(shù)的選配無關

φ?反映物質(zhì)得失電子傾向的大小，與物質(zhì)的數(shù)量無關,也沒有加和性，是強度性質(zhì)。

例：Zn2++2e-?Zn2Zn2++4e-?2Znφ?數(shù)值相同φ?

代數(shù)值與半反應的方向無關

IUPAC規(guī)定，表中電極反應以還原反應表示(稱為還原電勢)，無論電對在實際反應中的轉(zhuǎn)化方向如何，其φ?代數(shù)值不變。例：Zn2++2e-?Zn

Zn－2e-?Zn2+

φ?數(shù)值相同查閱標準電極電勢數(shù)據(jù)時，要注意電對的具體存在形式、狀態(tài)和介質(zhì)條件等都必須完全符合。

4.2.2電極電勢的能斯特方程式1.能斯特(Nernst)方程式由電動勢的能斯特方程式或由熱力學推導：當T=298.15K時，并用常用對數(shù):4.2電極電勢a氧化態(tài)+ne-?

b還原態(tài)電極電勢的能斯特方程4.2電極電勢注意：方程中各物質(zhì)的濃度以其對應的化學計量數(shù)為指數(shù)；純固體或純液體，則能斯特方程中該物質(zhì)的濃度為1；氣體，則能斯特方程中c/c?改用相對壓力p/p?表示；方程中還應包括介質(zhì)的離子濃度；如果T298.15K,則不能用0.05917V計算；只有可逆電勢(平衡電勢)，即電極反應和電池反應中通過的電流無限小的可逆情況下，才可用能斯特方程計算。4.2電極電勢例:寫出下列電極反應的能斯特方程式

（1）O2(g)

+2H2O(l)+4e-?

4OH-(aq)（2）Hg2Cl2(s)+2e-?2Hg(l)+2Cl-(aq)（3）Cr2O72-(aq)

+14H+(aq)

+6e-?2Cr3+(aq)

+7H2O(l)例：計算OH-濃度為0.100mol·dm-3時，氧的電極電勢

φ(O2/OH-)。已知：p(O2)=101.325kPa，T=298.15K。解：從附錄10中可查得氧的標準電極電勢：

φ?(O2/OH-)=0.401V

O2(g)+2H2O+4e-

?4OH-(aq)=0.460V

4.2電極電勢

O2+H2O+2e-?2OH-=0.460V

說明反應式中各物質(zhì)的化學計量數(shù)乘以一定的倍數(shù)，對電極電勢的數(shù)值無影響。4.2電極電勢例：計算下列原電池的E。(—)Pt|H2(50kpa)|H+(0.1mol·dm-3)||MnO4-(1mol·dm-3),H+(0.1mol·dm-3),Mn2+(1mol·dm-3)|Pt(+)

解法一：正極MnO4-(aq)

+8H+(aq)

+5e-?Mn2+(aq)

+4H2O(l)

=1.42V負極H2(g)－2e-

?2H+(aq)=-0.05VE=(+)－(－)

=1.47V解法二：總反應2MnO4-(aq)+6H+(aq)+5H2(g)?2Mn2+(aq)+8H2O(l)

=1.47V4.2電極電勢2.影響電極電勢的因素)()(cc，氧化型還原型)(c，還原型)(

c，氧化型或（1）氧化型或還原型的濃度或分壓a氧化態(tài)+ne-=b還原態(tài))()(cc，氧化型還原型)(c，還原型)(

c，氧化型或濃度變化不大時，值變化不大P169／例4.1思考：怎樣才使離子濃度顯著變化？生成沉淀或配離子，可使金屬離子濃度(氧化態(tài))

，則4.2電極電勢例：已知?(Ag+/Ag)

=0.799V，若在Ag+/Ag的半電池中加入NaCl會產(chǎn)生AgCl(s)，當c(Cl-)=1.0mol·dm-3時，(Ag+/Ag)

=?解：AgCl(s)

?Ag+(aq)+Cl-(aq)Ks(AgCl)={c(Ag+)/c?}{c(Cl-)/c?}

c(Cl-)=1.0mol·dm-3,

c(Ag+)=Ks(AgCl)=1.7710-10mol·dm-3Ag+(aq)+e-

?Ag(s)

(Ag+/Ag)

=?(Ag+/Ag)

－0.05917lg{1/[c(Ag+)/c?]}

=0.799V+0.05917lg(1.7710-10)=0.222V

AgCl(s)

+e-

?Ag(s)+Cl-(aq)

?(AgCl/Ag)=

(Ag+/Ag)=?(Ag+/Ag)－0.05917lg{1/K

s(AgCl)}=0.222V同理：可求其他難溶鹽電極的

?,反之可由

?求溶度積Ks4.2電極電勢例：?(Fe3+/Fe2+)=0.769V，在Fe3+/Fe2+中加入NaOH，平衡時c(OH-)=1.0mol·dm-3，求(Fe3+/Fe2+)=??[Fe(OH)3/Fe(OH)2]=?[K

s(Fe(OH)3)=2.6410-39；K

s(Fe(OH)2)=4.8710-17]解：Fe(OH)3(s)

?Fe3+(aq)+3OH-(aq)Ks[Fe(OH)3]={c(Fe3+)/c?}{c(OH-)/c?}3

c(OH-)=1.0mol·dm-3,

c(Fe3+)=Ks[Fe(OH)3]=2.6410-39mol·dm-3Fe(OH)2(s)

?Fe2+(aq)+2OH-(aq)c(OH-)=1.0mol·dm-3,

c(Fe2+)=Ks[Fe(OH)2]=4.8710-17mol·dm-3Fe3+(aq)+e-

?Fe2+(aq)

(Fe3+/Fe2+)=?(Fe3+/Fe2+)

－0.05917lg{[c(Fe2+)/c?]/[c(Fe3+)/c?]}

=0.769V－0.05917lg(4.8710-17/2.6410-39)=－0.547VFe(OH)3(s)+e-

?Fe(OH)2(s)+OH-(aq)?[Fe(OH)3/Fe(OH)2]=－0.547V4.2電極電勢氧化型和還原型都形成沉淀氧化型形成沉淀

還原型形成沉淀

?(AgCl/Ag)<?(Ag+/Ag)

?(Cu2+/CuI)>?(Cu2+/Cu+)Ks(氧化型)>Ks(還原型)

Ks(氧化型)<Ks(還原型)

4.2電極電勢例：由?(Cu2+/Cu)=0.342V，求?{[Cu(NH3)4]2+/Cu}=?已知K

i{[Cu(NH3)4]2+}=4.7810-14解：[Cu(NH3)4]2+(aq)

?Cu2+(aq)+4NH3(aq)

[Cu(NH3)4]2+(aq)+2e-?Cu(s)+4NH3(aq)ceq(NH3)=1.0mol·dm-3ceq([Cu(NH3)4]2+)=1.0mol·dm-3ceq(Cu2+)=Ki=4.7810-14mol·dm-3Cu2+(aq)+2e-

?Cu(s)

(Cu2+/Cu)

=?(Cu2+/Cu)

－(0.05917/2)lg{1/[c(Cu2+)/c?]}

=0.342V－(0.05917/2)lg(1/4.7810-14)=－0.052V?{[Cu(NH3)4]2+/Cu}=－0.052V解：半反應式為：Cr2O72-+14H++6e-?2Cr3++7H2O例：當c(Cr2O72-)=1.0mol·dm-3，c(Cr3+)=1.0

mol·dm-3時，計算說明pH對

(Cr2O72-/Cr3+)的影響？pH=0

?(Cr2O72-/Cr3+)=1.23V4.2電極電勢（2）介質(zhì)的酸堿性pH=3

(Cr2O72-/Cr3+)=0.82VpH=5

(Cr2O72-/Cr3+)=0.54V當電極反應中有H+參加時,c(H+)，pH，

，氧化型的氧化能力4.2電極電勢小結：氧化態(tài)或還原態(tài)物質(zhì)離子濃度的改變對電極電勢有影響，但在通常情況下影響不大；生成沉淀和配離子對電極電勢產(chǎn)生影響較大。2.介質(zhì)的酸堿性對含氧酸鹽氧化性的影響較大；影響電極電勢的因素4.2.1標準電極電勢

?4.2.2電極電勢的能斯特方程式第4章電化學與金屬腐蝕4.1原電池4.2電極電勢4.3電極電勢在化學上的應用4.4化學電源4.5電解4.6金屬的腐蝕與防止4.3

電極電勢在化學上的應用4.3.1氧化劑和還原劑相對強弱的比較

——判定的是物質(zhì)越強的氧化劑越弱的還原劑氧化態(tài)物質(zhì)得電子能力越強還原態(tài)物質(zhì)失電子能力越弱越弱的氧化劑越強的還原劑氧化態(tài)物質(zhì)得電子能力越弱還原態(tài)物質(zhì)失電子能力越強

值越大

值越小P171例4.4注意：（1）當E?=?(+)

–?(–)>0.2V，由于離子濃度的影響力較小，因此當濃度未知時，可以近似地用

?來比較。（2）當E?=?(+)

–?(–)<0.2V，則一般應當通過Nernst方程計算后再進行比較。解：

查標準電極電勢表得4.3

電極電勢在化學上的應用例：有一含有Cl-、Br-、I-的混合溶液，欲使I-氧化為I2，而Br-和Cl-不發(fā)生變化.在常用的氧化劑H2O2、Fe2(SO4)3和KMnO4中選擇哪一種合適？解：查標準電極電勢表得4.3

電極電勢在化學上的應用例：試確定金屬Fe、Co、Ni、Cr、Mn、Zn、Pb在水溶液中的活動性順序.由以上數(shù)據(jù)可知，活動性順序為：

Mn>Zn>Cr>Fe>Co>Ni>Pb4.3.2氧化還原反應方向的判斷只要E＞0，當

(正)＞

(負)時，即：作為氧化劑電對的電極電勢代數(shù)值大于作為還原劑電對的電極電勢代數(shù)值時，就能滿足反應自發(fā)進行的條件。4.3

電極電勢在化學上的應用

E>0即ΔG<0反應正向自發(fā)

E=0即ΔG=0反應處于平衡狀態(tài)

E<0即ΔG>0反應正向非自發(fā)(逆過程可自發(fā)）——判定的是反應當E?=?(+)

–?(–)<0.2V，則用Nernst方程計算E后再判斷。當E?=?(+)–?(–)

>0.2V，可近似用E

?來判斷。4.3

電極電勢在化學上的應用例:判斷2Fe3+(aq)+Cu(s)=2Fe2+(aq)+Cu2+(aq)能否自發(fā)進行？解:由氧化還原反應

Fe3+(aq)+e-?Fe2+(aq)還原反應正極?(+)=0.77V

Cu(s)－2e-?Cu2+(aq)氧化反應負極?(－)=0.34V

E?=?(+)–

?(–)=0.43V

>0.2V則反應正向自發(fā)進行例:金屬Fe能否防止Fe2+(aq)氧化為Fe3+(aq)？解:2Fe3+(aq)+Fe(s)?3Fe2+(aq)

Fe3+(aq)+e-?Fe2+(aq)還原反應正極?(+)=0.77V

Fe(s)－2e-?Fe2+(aq)氧化反應負極?(－)=－0.44V

E?=?(+)–

?(–)=1.21V

>0.2V則反應正向自發(fā)進行

P172例4.54.3.3氧化還原反應進行程度的衡量4.3

電極電勢在化學上的應用——判定的是反應lnK=nFE／RTlgK=nE／0.05917V

當E?

越大，K?越大，反應向正方向進行的程度越大當E?

越小，K?越小，反應向正方向進行的程度越小

P173例4.6

P173例4.74.3

電極電勢在化學上的應用4.3.4原電池正負極的判斷——判定的是給定的兩極大的電極—正極—還原反應原電池小的電極—負極—氧化反應若不易計算時當?(大)–

?(小)

>0.2V，可近似用

?來判斷。當?(大)

–?(小)<0.2V，則用Nernst方程計算后再判斷。濃差電池：由同一電極組成兩極，當兩極濃度不同時，可以形成原電池。濃度濃的電極—正極濃差電池(concentrationcell)濃度稀的電極—負極4.3

電極電勢在化學上的應用例:兩個Zn2+/Zn電極，Zn2+的濃度分別為0.01和1mol·dm-3，計算濃差電池電動勢E？寫出電極反應、電池反應及電池圖式。解:(1)c(Zn2+)=1mol·dm-3，?(Zn2+/Zn)=－0.763Vc(Zn2+)=0.01mol·dm-3，

(Zn2+/Zn)

=?(Zn2+/Zn)－(0.05917/2)lg{1/[c(Zn2+)/c?]}

=－0.763V－(0.05917/2)lg(1/0.01

)=－0.822V正極負極則：E=(+)–(–)=0.059V(2)負極—氧化反應

Zn(s)－2e-?Zn2+(aq,0.01mol·dm-3)正極—還原反應

Zn2+(aq,1mol·dm-3)+2e-?Zn(s)電池反應

Zn2+(aq,1mol·dm-3)?

Zn2+(aq,0.01mol·dm-3)

(–)Zn|Zn2+(0.01mol.dm-3)||Zn2+(1mol.dm-3)|Zn(+)4.3

電極電勢在化學上的應用例:分別計算(1)標準狀態(tài)下由Zn2+/Zn與Cr3+/Cr組成原電池，判斷正負極？(2)c(Zn2+)=0.1mol·dm-3,c(Cr3+)=0.001mol·dm-3時呢？解:(1)?(Zn2+/Zn)=-0.763V

?(Cr3+/Cr)=-0.744V負極正極Zn(s)-2e-?Zn2+(aq)Cr3+(aq)+3e-?Cr(s)2Cr3+(aq)+3Zn(s)

?2Cr(s)+3Zn2+(aq)(-)Zn(s)|Zn2+(aq,1mol·dm-3)||Cr3+(aq,1mol·dm-3)|Cr(s)(+)E?=?(+)–

?(–)=0.019V=-0.790V=-0.803V正極負極Zn2+(aq)+2e-?Zn(s)Cr(s)-3e-?Cr3+(aq)E=(+)–(–)=0.013V(-)Cr(s)|Cr3+(aq,0.001mol·dm-3)||Zn2+(aq,0.1mol·dm-3)|Zn(s)(+)2Cr(s)+3Zn2+(aq)

?2Cr3+(aq)+3Zn(s)解：把以上兩電極反應組成原電池4.3

電極電勢在化學上的應用例：已知PbSO4+2e-

?Pb+SO42-

?(PbSO4/Pb)

=-0.359VPb2++2e-?Pb?(Pb2+/Pb)=-0.126V,求PbSO4的溶度積?4.3.5求溶度積常數(shù)Kq

=5.56×107

Pb2+/Pb

正極

Pb2+(aq)+2e-?Pb(s)

PbSO4/Pb負極

Pb(s)+SO42-(aq)?PbSO4(s)+2e-

總反應：Pb2+

(aq)+SO42-(aq)?PbSO4(s)E?=?(+)–

?(–)=0.233V第4章電化學與金屬腐蝕4.1原電池4.2電極電勢4.3電極電勢在化學上的應用4.4化學電源4.5電解4.6金屬的腐蝕與防止4.4化學電源定義借自發(fā)的氧化還原反應將化學能直接轉(zhuǎn)化為電能的裝置稱為化學電源。分類一次性電池二次性電池連續(xù)性電池4.4.1一次性電池定義：放電后不能充電或補充化學物質(zhì)使其復原的電池。鋅錳干電池（酸性的）鋅汞電池（堿性的）鋰-鉻酸銀電池4.4化學電源1.鋅-錳干電池電池圖式：(－)Zn|ZnCl2,NH4Cl(糊狀)|MnO2|C(+)電極反應:(－)Zn(s)?Zn2+(aq)+2e-(＋)

2MnO2(s)+2NH4+(aq)+2e-?Mn2O3(s)+2NH3(g)+2H2O(l)

電動勢1.5V。它攜帶方便。但反應不可逆，壽命有限。鋅-錳干電池示意圖2.鋅-氧化汞電池（紐扣電池）電池符號:(-)Zn∣Hg∣KOH(糊狀，含飽和

ZnO)∣HgO∣C(+)鋅-氧化汞電池示意圖4.4化學電源電極反應:(-)Zn+2OH--2e-

?

ZnO+H2O(+)HgO(s)+H2O+2e-

?

Hg(l)+2OH-鋅-氧化汞電池體積小能量高，貯存性能優(yōu)良，是常用電池中放電電壓最平穩(wěn)的電源之一。缺點是使用了汞，不利于環(huán)保。3.鋰-鉻酸銀電池以鋰為負極的還原劑，鉻酸銀為正極的氧化劑，其導電介質(zhì)為含有高氯酸鋰(LiClO4)的碳酸丙烯酯(PC)溶液。電池符號：(-)Li|LiClO4,PC|Ag2CrO4|Ag(+)電極反應:(-)Li－e-

?Li+(+)Ag2CrO4+2Li++2e-

?2Ag+Li2CrO4優(yōu)點：單位體積所含能量高，穩(wěn)定性好，電池電壓高(2.8~3.6V)。4.4化學電源4.4.2二次電池定義：放電后通過充電使其復原的電池。1.鉛蓄電池電極反應：負極：Pb+SO42--2e-

?PbSO4正極：PbO2+4H++SO42-+2e-

?PbSO4+2H2O

總反應式Pb+PbO2+2H2SO42PbSO4+2H2O放電充電鉛蓄電池示意圖4.4化學電源電池符號：(-)Pb|H2SO4|PbO2(+)充電時兩極反應為放電反應的逆反應,充電后恢復到原先的狀態(tài)，繼續(xù)循環(huán)使用。4.4化學電源2.鎘鎳電池圖式：(–)Cd|KOH(1.19~1.21g·cm-3)|NiO(OH)|C(+)負極反應：Cd(s)+2OH-(aq)–2e-

?Cd(OH)2(s)正極反應：2NiO(OH)(s)+2H2O(l)+2e-

?2Ni(OH)2(s)+2OH-(aq)電池總反應：Cd(s)+2NiO(OH)(s)+2H2O(l)?2Ni(OH)2(s)+Cd(OH)2(s)充電時：兩極反應為放電反應的逆反應放電時3.氫鎳電池綠色環(huán)保電池，不污染環(huán)境圖式：(–)Ti-Ni|H2(p)|KOH(c)|NiO(OH)|C(+)4.4.3連續(xù)電池4.4化學電源定義：不斷輸入化學物質(zhì)，使放電可以繼續(xù)不間斷進行。還原劑：氫氣、肼、烴為負極燃料電池圖式：(–)C|H2(p)|KOH(aq)|O2(p)|C(+)負極反應：2H2(g)+4OH-(aq)–4e-

?4H2O(l)正極反應：O2(g)+2H2O(l)+4e-

?4OH-(aq)電池總反應：2H2(g)+O2(g)?2H2O(l)氧化劑：空氣、O2為正極堿性燃料電池（fuelcell）：優(yōu)點：

a.能量轉(zhuǎn)換效率高，運行壽命長

b.無噪聲，無污染

c.可連續(xù)大功率供電燃料電池汽車—全世界都在大力發(fā)展的綠色汽車甲醇-氧燃料電池(-)Pt|CH3OH(l)|KOH(aq)|O2(g)|Pt(+)氫-氧燃料電池4.4化學電源4.4化學電源4.4.4化學電源與環(huán)保在一次電池和二次電池中，含有汞、錳、鎘、鉛、鋅等重金屬，使用后如果隨意丟棄，就會造成環(huán)境污染。研究無污染電池和無害化處理是目前亟需解決的兩個方面。重金屬通過食物鏈后在人體內(nèi)聚積，就會對健康造成嚴重的危害。重金屬聚積到一定量后會使人發(fā)生中毒現(xiàn)象，嚴重的將導致人的死亡。因此，加強廢電池的管理，不亂扔廢電池實現(xiàn)有害廢棄物的“資源化、無害化”管理，已迫在眉睫。4.4化學電源第4章電化學與金屬腐蝕4.1原電池4.2電極電勢4.3電極電勢在化學上的應用4.4化學電源4.5電解4.6金屬的腐蝕與防止4.5電解電解(electrolysis)：利用外加電能的方法迫使化學反應進行的過程叫電解。2H2O(l)?H2(p?)+O2(p?)根據(jù)吉布斯函數(shù)判據(jù)通過外加電能的方法，迫使反應進行，電能轉(zhuǎn)化為化學能。

=+237.19kJ·mol-1rGm?不做非體積功

<0可自發(fā)反應rGm?做非體積功

<w’

可自發(fā)反應rGm?上述反應不做非體積功時

>

0不能自發(fā)反應rGm?對其做非體積功（電功）時

<w’

可自發(fā)反應rGm?電解池裝置示意圖4.5電解電解池(electrolysiscell):使用外加電源的方法使反應進行的裝置，即將電能轉(zhuǎn)變?yōu)榛瘜W能的裝置外電源:正極負極電解池:反應類型:

氧化還原陽極陰極放電(electricdischarge)：在電解池的兩極反應中氧化態(tài)物質(zhì)得到電子或還原態(tài)物質(zhì)給出電子的過程都叫做放電。反應類型:

還原氧化直流電源陰陽e-e-反應離子:

負離子正離子通過電極反應，使金屬導線中的電子導電(一類導體)與電解質(zhì)溶液中的離子導電(二類導體)聯(lián)系起來。0電壓電流密度現(xiàn)象：(1)外加電壓≤

1.23V，電流小、電極上無氣泡;4.5.1分解電壓和超電勢分解電壓：能使電解順利進行的最低電壓，稱為實際分解電壓，簡稱分解電壓D。D4.5電解實驗：以鉑作電極，電解0.100mol·dm-3

Na2SO4溶液1.分解電壓(decompositionvoltage)RVAPtNa2SO4(2)外加電壓≥1.70V，電流劇增，兩極上有氣泡，電解開始。4.5電解產(chǎn)生理論分解電壓的原因：電解池中的電極反應：部分H2、O2吸附在鉑電極表面，組成氫氧原電池電解池陽極上—正極：?O2(g)+H2O(l)+2e-

?2OH-(aq)該原電池電流方向與外加直接電源電流方向相反，因此至少需加一定的電壓克服該原電池的電動勢。電解池陰極上—負極：H2(g)–2e-

?2H+(aq)電解池電子流動方向陰極：2H+(aq)+2e-

?H2(g)陽極：2OH-(aq)–2e-

?H2O(l)+?O2(g)(－)Pt|H2(g)|Na2SO4(aq,0.1mol·dm-3)|O2(g)|Pt(+)電解池陰陽原電池電子流動方向負正4.5電解E(原電池)的理論計算(－)Pt|H2(g)|Na2SO4(aq,0.1mol·dm-3)|O2(g)|Pt(+)正極：?O2(g)+H2O(l)+2e-

?2OH-(aq)負極：H2(g)–2e-

?2H+(aq)條件：c(H+)=c(OH-)=10-7mol·dm-3,

p(H2)=p(O2)=100kpaE(理論)=1.23VE(實際)=1.70VE(實際)>E(理論)4.5電解2.極化(poloarization)與超電壓(supervoltage)(1)極化：這種電極電勢偏離了沒有電流通過時的平衡電極電勢的現(xiàn)象稱為極化。濃差極化：

電化學極化：

由于離子擴散速率緩慢(放電速率>擴散速率)所引起的，電極附近離子濃度低于溶液中實際離子濃度。電解池陽極上—正極：c(負離子)，電解池陰極上—負極：c(正離子)，E消除方法：攪拌或升溫擴散速率

E(濃差)

是由電解產(chǎn)物析出過程中某一步驟(如離子的放電、原子結合為分子、氣泡的形成等)反應速率遲緩而引起。即電化學極化是由電化學反應速率決定的，無法消除。E(濃差)

超電壓是電解池的實際分解電壓與理論分解電壓之差，它是由超電勢構成的。E(超)=E(實)－E(理)=

(陰)+(陽)

4.5電解電解池陽極：O2產(chǎn)生慢正電荷過剩電解池陰極：H2產(chǎn)生慢電子過剩

（2）超電勢：電解池陽極：(實)>(理)電解池陰極：(實)<(理)

(陰)=

(理)－(實)(陽)=

(實)－(理)=｜(實)－(理)｜（3）超電壓E(超)：P182表4.14.5電解水溶液電解時實際分解電壓(Pt電極)①電解產(chǎn)物：金屬的超電勢一般很小，氣體的超電勢較大，而氫氣、氧氣的超電勢更大。②電極材料和表面狀態(tài)：同一電解產(chǎn)物在不同的電極上的超電勢數(shù)值不同，且電極表面狀態(tài)不同時超電勢數(shù)值也不同。③電流密度：隨著電流密度增大超電勢增大。在表達超電勢的數(shù)據(jù)時，必須指明電流密度的數(shù)值或具體條件。4.5電解(5)影響超電勢的因素:4.5.2電解池中兩極的電解產(chǎn)物綜合考慮電極電勢和超電勢的因素得出：析出電勢代數(shù)值較小的還原態(tài)物質(zhì)4.5電解陽極：氧化反應首先放電(析出)＝(實)=

(理)＋(陽)析出電勢代數(shù)值較大的氧化態(tài)物質(zhì)陰極：還原反應首先放電(析出)＝(實)=

(理)－(陰)陽極：2Cl-(aq)-2e-

?Cl2(g)4.5電解

1.用惰性電極(Pt或C)，電解熔融鹽陽極：負離子放電氧化反應陰極：正離子放電還原反應例：電解熔融CuCl2，寫出電解產(chǎn)物。陰極：Cu2+(aq)+2e-

?Cu(s)

2.用惰性電極(Pt或C)，電解簡單鹽的水溶液析出電勢代數(shù)值較小的還原態(tài)物質(zhì)陽極：析出電勢代數(shù)值較大的氧化態(tài)物質(zhì)陰極：注意：除鹽的正、負離子外，還有H+和OH-4.5電解(1)影響析出電勢代數(shù)值大小的因素①離子及其相應電對在標準電極電勢表中的位置?②離子濃度—Nernst方程式③電解產(chǎn)物的超電勢——?相差較大時，可依據(jù)其值判斷產(chǎn)物(析出)＝(實)=

(理)＋(陽)(析出)＝(實)=

(理)－(陰)4.5電解解：陰極?(H+/H2)=0V

析出電勢大的H+首先放電析出電勢小的OH－首先放電例：計算說明用Pt電極電解Na2SO4(1mol·dm-3)的產(chǎn)物是什么？(析出)＝(實)=

(理)－(陰)=－0.415V－0.69V=－1.105V?(Na+/Na)=-2.71V陽極?(O2/OH-)=0.401V?(S2O82-/SO42-)=2.010V(析出)＝(實)=

(理)+(陽)=0.815V+0.45V=1.265V(陰)=0.69V(陽)=0.45V（2）簡單鹽類水溶液電解產(chǎn)物一般情況:陽極：(析出)小的還原態(tài)物質(zhì)首先放電依次為:X-,S2-,OH-,含氧酸根(SO42-) 電極反應:

2X-(aq)-

2e-

?X2

S2-(aq)-2e-

?S(s)

4OH-(aq)–4e-

?2H2O(l)+O2

(g)

依次為：不活潑金屬正離子(如Cu2+、Zn2+、Fe2+)，H+，［活潑金屬離子(如Na+、K+、Mg2+、Al3+等)在水溶液中不放電]電極反應:2H+(aq)+2e-

?H2(g)

M2+(aq)+2e-

?M(s) 陰極：(析出)大的氧化態(tài)物質(zhì)首先放電4.5電解4.5電解

3.用金屬電極作陽極時，金屬首先放電例：用Zn作陽極，F(xiàn)e作陰極，電解1mol·dm-3ZnSO4水溶液。解：陰極?(Zn2+/Zn)=-0.763V

?(H+/H2)=0Vc(H+)=10-7mol·dm-3陰＝0.69V陽極

?(Zn2+/Zn)=-0.763V

?(S2O82-/SO42-)=2.010V(析出)＝(實)=

(理)－(陰)=-1.105VZn2+放電生成Zn?(O2/OH-)=0.401Vc(OH-)=10-7mol·dm-3陽＝0.45V(析出)＝(實)=

(理)+(陽)=1.26VZn放電生成Zn2+4.5電解原電池與電解池的聯(lián)系與區(qū)別4.5.3電解的應用1.電鍍：電鍍是應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的過程，既可防腐蝕又可起裝飾的作用。陰極：將需要鍍層的零件作為陰極陽極：作鍍層的金屬(如Ni-Cr合金、Au等)電鍍液:含鍍層金屬配離子的溶液，不能直接用簡單金屬離子的鹽溶液。電鍍工作原理示意圖4.5電解鍍層粗糙厚薄不勻鍍層與基本金屬體結合力差2.陽極氧化用電解的方法通以陽極電流，使金屬表面形成5-300m氧化膜以達到防腐耐蝕目的的一種工藝。例：以鋁的陽極氧化為例，在陽極鋁表面上，一種是Al2O3的形成反應，另一種是Al2O3被電解液不斷溶解的反應。當Al2O3的生成速率大于溶解速率時，氧化膜就能順利地生長，并保持一定的厚度。陽極(Al)2Al+3H2O–6e-

?Al2O3+6H+

主要反應2H2O–4e-

?4H++O2(g)次要反應陰極(Pb)2H++2e-

?H2(g)陽極氧化可采用稀硫酸、鉻酸或草酸溶液。4.5電解陽極氧化膜（厚度可達5～300μm）阻擋層：靠近基體，純度較高的致密Al2O3膜，厚度0.01~0.05m。松孔：靠近電解液，由Al2O3和Al2O3·H2O所形成的膜，硬度較低，有松孔，可使電解液流通。陽極氧化膜示意圖4.5電解3.電刷鍍電刷鍍是把適當?shù)碾婂円核㈠兊绞軗p的機械零部件上使其回生的技術。電刷鍍的電鍍液不是放在電鍍槽中，而是在電刷鍍過程中不斷滴加電鍍液，使之浸濕在棉花包套中，在直流電的作用下不斷刷鍍到工件陰極上。這樣就把固定的電鍍槽改變?yōu)椴还潭ㄐ螤畹拿藁ò?，從而擺脫了龐大的電鍍槽，使設備簡單而操作方便。4.5電解陰極：受損的機械零件陽極：石墨，外面包有棉花包套、鍍筆、電鍍液第4章電化學與金屬腐蝕4.1原電池4.2電極電勢4.3電極電勢在化學上的應用4.4化學電源4.5電解4.6金屬的腐蝕與防止4.6金屬的腐蝕與防止金屬的腐蝕：當金屬與周圍介質(zhì)接觸時，由于發(fā)生化學作用或電化學作用而引起的破壞。估計每年腐蝕而報廢的鋼鐵設備相當于鋼鐵年產(chǎn)量的1/4,發(fā)達國家年經(jīng)濟損失占GDP的3~4%。金屬腐蝕的本質(zhì)都是金屬原子失電子被氧化的過程。金屬構件(大氣、土壤、海水)生銹化工機械（酸、堿）腐蝕金屬熱處理氧化皮4.6.1腐蝕的分類金屬與周圍介質(zhì)直接發(fā)生氧化還原反應而引起的腐蝕。1.化學腐蝕化學腐蝕發(fā)生在非電解質(zhì)溶液中或干燥的氣體中，在腐蝕過程中不產(chǎn)生電流。4.6金屬的腐蝕與防止化學腐蝕的原理較簡單，屬于一般的氧化還原反應。例：鋼鐵的化學腐蝕O2,H2OCO鋼的脫碳原理示意圖4.6金屬的腐蝕與防止(2)高溫脫碳—硬度變小，疲勞極限降低，機械性能降低(1)高溫氧化高溫高溫致密疏松，易龜裂，向縱深腐蝕高溫Fe2O3Fe3C+O2=3Fe+CO2Fe3C+CO2=3Fe+2COFe3C+H2O=3Fe+CO+H2O當金屬與電解質(zhì)溶液接觸時，由于電化學作用而引起的金屬腐蝕，稱為電化學腐蝕。例：鋼鐵在潮濕的環(huán)境中生銹,發(fā)生的就是電化學腐蝕。

較小的金屬易失電子，被氧化而腐蝕。電化學腐蝕比化學腐蝕普遍得多,腐蝕的速率一般也快得多。2.電化學腐蝕4.6金屬的腐蝕與防止2.電化學腐蝕形成腐蝕電池陽極：金屬被氧化而腐蝕—負極；陰極：根據(jù)腐蝕類型而異—正極。電化學腐蝕過程本質(zhì)：腐蝕電池放電過程。(1)析氫腐蝕——酸性溶液中吸氧腐蝕比析氫腐蝕更為普遍。(2)吸氧腐蝕——弱酸性或中性溶液中4.6金屬的腐蝕與防止電極反應陽極:Fe(s)－2e-

?Fe2+(aq)陰極:2H+(aq)+2e-

?H2(g)電池反應：Fe(s)+2H+(aq)?H2(g)+Fe2+(aq)電池圖示：(－)Fe|電解質(zhì)溶液，H+(aq,c)|Fe3C或雜質(zhì)(+)電極反應陽極:Fe(s)－2e-

?Fe2+(aq)陰極:2H2O(l)+O2(g)+4e-

?4OH-(aq)電池反應：2Fe(s)+O2(g)+2H2O(l)?4OH-(aq)+2Fe2+(aq)Fe(OH)2Fe(OH)3(3)差異充氣腐蝕光滑金屬片會因電解質(zhì)溶液中溶解O2量不同而引起電化學腐蝕。例：腐蝕液{NaCl+K3[Fe(CN)6]+酚酞}滴在光滑鐵片上中央變藍，因[O2]小，小，作為陽極陽極反應：Fe-2e-=Fe2+

遇[Fe(CN)6]3-變藍邊緣變紅，因[O2]大，大，作為陰極陰極反應：2H2O+O2+4e-=4OH－

使酚酞變紅4.6金屬的腐蝕與防止*4.6.2腐蝕電池的非平衡電勢和腐蝕速率腐蝕速率：以每單位表面積、在單位時間內(nèi)金屬的失重表示。4.6金屬的腐蝕與防止測量方法：稱量法影響腐蝕速度的因素1.腐蝕速率腐蝕電池的電極電勢腐蝕電池的極化作用金屬的活潑性、環(huán)境的酸度濕度例：腐蝕電池中的電極電勢并不表示電極反應已達到平衡狀態(tài)，因而稱為非平衡電勢。非平衡電勢最后能達到一個恒定的數(shù)值，稱為穩(wěn)定電勢。穩(wěn)定電勢與溶液的成分、濃度、溫度、攪拌情況以及金屬表面狀態(tài)有關，且不服從能斯特Nernst方程式。4.6金屬的腐蝕與防止2.腐蝕電池的非平衡電勢鐵電極在HCl(aq)中氧化反應：Fe(s)–2e-=Fe2+(aq)還原反應：2H+(aq)

+2e-=H2(g)平衡電極電勢氧化反應：Fe(s)–2e-=Fe2+(aq)還原反應：2Fe2++2e-=Fe

(aq)4.6金屬的腐蝕與防止3.腐蝕電池的極化作用接通電路后：腐蝕電池E=正–

負=陰–

陽極化作用是減緩金屬腐蝕的一個重要因素，如果沒有極化作用，金屬腐蝕速率將會增大幾十倍甚至幾百倍。只要有電流，就有極化作用陰極：陽極：比未接通電路前極化作用E電流

腐蝕速率4.6.3金屬腐蝕的防止1.改變金屬的內(nèi)部結構：把鉻、鎳加入普通鋼中制成不銹鋼。2.保護層法：在金屬表面涂漆、電鍍或用化學方法形成致密而耐腐蝕的氧化膜等。如白口鐵(鍍鋅鐵)、馬口鐵(鍍錫鐵)。4.6金屬的腐蝕與防止不銹鋼—Cr18%,Ni18%,Fe64%—耐HNO3,不耐HCl,H2SO4蒙乃爾鋼—Ni70%,Cu30%—不耐HNO3,耐HCl,H2SO4若Zn有損壞，形成(－)Zn|電解質(zhì)溶液｜Fe(+)腐蝕電池

陽極氧化Zn腐蝕陰極還原Fe不腐蝕陽極鍍層—白口鐵(Fe鍍Zn)陰極鍍層—馬口鐵(Fe鍍Sn)若Sn有損壞，形成(－)Fe|電解質(zhì)溶液｜Sn(+)腐蝕電池

陽極氧化Fe腐蝕陰極還原Sn不腐蝕4.6金屬的腐蝕與防止(3)氣相緩蝕劑：如