氧化還原和電化學課件

氧化還原反應與電化學氧化還原反應與電化學

電化學是研究電能和化學能之間相互轉化及轉化過程中有關規(guī)律的科學。電化學工業(yè)已成為國民經濟的重要組成部分。

簡介

氧化還原反應是化學反應中最重要的一類,反應的基本特點是在反應物之間發(fā)生電子的傳遞，即反應物的原子或離子發(fā)生氧化數改變。電化學是研究電能和化學能之間相互轉化及轉化過程

1.氧化還原及氧化數的基本概念；氧化還原反應方程式的配平；

2.電極的種類及表示方法；電極反應方程式的書寫；

3.原電池及電解池的表示方法；原電池及電解池中電極符號；電池反應的書寫方法；

4.電解過程法拉第定律，電流效率及有關計算；

本部分所要掌握的主要內容1.氧化還原及氧化數的基本概念；氧化還原反

5.電極電勢及標準電極電勢的概念及影響因素；

6.氧化劑、還原劑強弱的判斷；氧化還原反應方向的判斷；

7.電解與電鍍過程的基本概念，電解過程析出物質的順序；

8.一些常見化學電源

9.金屬電化學腐蝕的原理及基本防腐方法。本部分所要掌握的主要內容5.電極電勢及標準電極電勢的概念及影響因素；一、氧化還原反應1.氧化與還原

氧化本來是指物質與氧化合，還原是指從氧化物中去掉氧恢復到未被氧化前的狀態(tài)的反應。

任何一個氧化還原反應都可看作是兩個半反應之和。例如，銅的氧化反應可以看成是下面兩個半反應的結果：Cu(s)-2e-=Cu2+?O2(g)+2e-=O2-一、氧化還原反應1.氧化與還原“失去”一詞并不意味著電子完全移去。當電子云密度遠離一個原子時，該原子即是氧化。這是氧化還原反應意義的進一步擴展。氧化還原反應——氧化與還原

它們的代數和即是總的反應。金屬銅失去電子，變成銅離子，銅被氧化；氧得到電子，變成氧離子，氧被還原。因此，氧化和還原可定義為：氧化是失去電子，還原是得到電子。“失去”一詞并不意味著電子完全移去。當電子云密度遠2.氧化還原電對氧化還原反應——氧化還原電對

我們把一個還原型物種(電子給體)和一個氧化型物種(電子受體)稱為氧化還原電對：

在書寫半反應時，要把電對的氧化型物種寫在左邊，還原型物種寫在右邊。氧化型+ze-

還原型2.氧化還原電對氧化還原反應——氧化還原電對氧化還原反應——氧化還原電對

對于Fe2＋，當它作為還原劑和氧化劑物種時，書寫半反應時分別出現(xiàn)在不同一側：

Fe3+(aq)+e-Fe2+(aq)Fe2+(aq)+2e-Fe(s)

還原劑和氧化劑之間的反應是一個氧化還原反應。氧化劑氧化其他物質，它本身得到電子被還原；還原劑還原其他物質，它本身失去電子被氧化。氧化還原反應——氧化還原電對對于Fe2＋，當它作為

3.元素的氧化數

指某元素一個原子的荷電數，這種荷電數是假設把每個化學鍵中的電子指定給電負性更大的原子而求得。氧化還原反應——元素的氧化數3.元素的氧化數指某元素一個原子的荷電確定氧化數的一般原則是：

氧化還原反應——元素的氧化數a.任何形態(tài)的單質中元素的氧化數等于零。

b.多原子分子中，所有元素的氧化數之和等于零。

c.單原子離子的氧化數等于它所帶的電荷數。多原子離子中所有元素的氧化數之和等于該離子所帶的電荷數。確定氧化數的一般原則是：氧化還原反應——元素氧化還原反應——元素的氧化數

d.在共價化合物中，可按照元素電負性的大小，把共用電子對歸屬于電負性較大的那個原子，然后再由各原子的電荷數確定它們的氧化數。

e.氫在化合物中的氧化數一般為+1，但在金屬氫化物中，氫的氧化數為-1。氧在化合物中的氧化數一般為-2，但在過氧化物為-1,在超氧化物中為-1/2。

f.氟在化合物中的氧化數皆為-1。

氧化還原反應——元素的氧化數d.在共價化4.氧化還原方程式的配平氧化還原反應——氧化還原方程式的配平

以高錳酸鉀和氯化鈉在硫酸溶液中的反應為例，說明用氧化數法配平氧化還原反應方程式的具體步驟。

a.根據實驗確定反應物和產物的化學式：KMnO4+NaCl+H2SO4→Cl2+MnSO4+K2SO4+Na2SO4+H2O4.氧化還原方程式的配平氧化還原反應——氧化還原方程式的配b.找出氧化數升高及降低的元素。錳的氧化數降低5；氯的氧化數升高1，氯氣以雙原子分子的形式存在，NaCl的化學計量數至少應為2；氧化還原反應——氧化還原方程式的配平KMnO4+NaCl+H2SO4→Cl2+MnSO4+K2SO4+Na2SO4氧化數降低5氧化數升高2+H2Ob.找出氧化數升高及降低的元素。錳的氧化數降低5；c.計算氧化數降低與升高的最小公倍數，上述反應式中5和2的最小公倍數為10，可知高錳酸鉀的系數為2，而氯氣的系數為5，氯化鈉的系數為10:氧化還原反應——氧化還原方程式的配平KMnO4+NaCl+H2SO4→Cl2+MnSO4+K2SO4+Na2SO4氧化數降低5×2氧化數升高2×5+H2Oc.計算氧化數降低與升高的最小公倍數，上述反應式中

d.配平反應前后氧化數沒有變化的原子數。

e.最后核對氧原子數。該等式兩邊的氧原子數相等，說明方程式已配平。氧化還原反應——氧化還原方程式的配平2KMnO4+10NaCl+8H2SO4=5Cl2+2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+8H2Od.配平反應前后氧化數沒有變化的原子數。二、原電池和電極1.原電池

在硫酸銅溶液中放入一片鋅，將發(fā)生下列氧化還原反應：

這個反應同時有熱量放出，這是化學能轉變?yōu)闊崮艿慕Y果。這一反應也可在圖1所示的裝置中進行。

Zn+Cu2+

=Zn2++Cu二、原電池和電極1.原電池在硫酸銅溶液中放入一片鋅圖1銅鋅原電池原電池和電極——原電池這種裝置能將化學能轉變成為電能，稱為原電池。KCl(aq)圖1銅鋅原電池原電池和電極——原電池這種裝置能將化學能轉變原電池和電極——原電池

在兩電極上進行的反應分別是：

負極反應：Zn=Zn2++2e-(氧化反應)正極反應：Cu2++2e-=Cu(還原反應)電池反應Zn+Cu2+

=Zn2++Cu原電池和電極——原電池在兩電極上進行的反應分別是

正極和負極：根據電位高低來判斷，電位高的為正極，低的為負極，電流方向由正極向負極，電子由負極向正極移動。陰極和陽極：根據電極反應判斷，發(fā)生氧化反應的為陽極，發(fā)生還原反應的為陰極。原電池和電極——原電池正極和負極：根據電位高低來判斷，電位高的為正極，低的原電池和電極——原電池的表示方法2.原電池的表示方法

原電池由兩個半電池組成，在上述銅鋅原電池中，燒杯Ⅰ中的鋅和鋅鹽溶液組成一個半電池，燒杯Ⅱ中的銅和銅鹽溶液組成另一個半電池，兩個半電池用鹽橋連接。為了方便，在電化學中通常表示為：

原電池和電極——原電池的表示方法2.原電池的表示方法負極在左，正極在右；原電池和電極——原電池的表示方法b.單垂線“│”表示界面；c.雙垂線“??”表示鹽橋；e.標注所有影響電極電勢（電動勢）的因素，如物質狀態(tài)，電解質濃度等。d.標注溫度和壓力；原電池的表示的一般方法為：負極在左，正極在右；原電池和電極——原電池的表示方法b.單3.電極及電極種類

原電池總是由兩個半電池組成，半電池又可稱為電極。常見電極可分為三大類：原電池和電極——電極及電極種類

3.電極及電極種類原電池和電極——電極及電極種類第一類電極：原電池和電極——電極及電極種類金屬與其陽離子組成的電極氫電極氧電極鹵素電極汞齊電極

第一類電極：原電池和電極——電極及電極種類金屬與其陽離子組成氧化還原和電化學課件第二類又稱難溶鹽電極：原電池和電極——電極及電極種類第二類又稱難溶鹽電極：原電池和電極——電極及電極種類第三類又稱氧化-還原電極：原電池和電極——電極及電極種類第三類又稱氧化-還原電極：原電池和電極——電極及電極種類

書寫電極反應和電池反應時，應注意物量和電量的同時平衡。例如原電池：(-)(Pt)I2(s)│I-(a1)║Fe3+(a2),Fe2+(a3)│(Pt)(+)

Fe3+(a2)+2I-(a1)→I2(s)+Fe2+(a3)電池反應：

而應是

2Fe3+(a2)+2I-(a1)→I2(s)+2Fe2+(a3)原電池和電極——電極及電極種類是不正確的，書寫電極反應和電池反應時，應注意物量和電量的同三、電極電勢及其應用電流方向鋅電極電極電勢較低銅電極電極電勢較高

(Cu2+/Cu)>

(Zn2+/Zn)1.電極電勢

原電池中有電流，表明原電池有電位差(即電池電動勢)—構成兩電極的電位不等(電極電勢之差)：三、電極電勢及其應用電流方向鋅電極電極電勢較低銅電極電極電勢E0=0(+)－0(-)=0(Cu2+/Cu)－0(Zn2+/Zn)原電池電動勢等于兩電極的電極電勢之差：E=

(+)－

(-)=

(Cu2+/Cu)－

(Zn2+/Zn)

當電極反應中所涉及的物質處于標準態(tài)時(各物質的濃度為1個單位，氣體的壓力為1標準壓力，固體為純態(tài))，此時電極電勢為“標準電極電勢”(0)E0=0(+)－0(-)原電池電動勢等于兩電

單個電極的電勢值的絕對值無法測得。如果能測得，必須有電子得失，此時電極性質發(fā)生了變化不是原來的電極。

但在實際中，只要測得各個電極對于同一基準電勢的相對值，就可以計算出任意兩個電極所組成的電池的電動勢。單個電極的電勢值的絕對值無法測得。如果能測得2.標準氫電極

標準氫電極規(guī)定：氫氣壓力為1標準壓力、溶液中H+活度為1時的氫電極。Pt|H2(p0)|a(H+)=1

規(guī)定標準氫電極的電極電勢為零。電極反應2H++2e=

H22.標準氫電極標準氫電極規(guī)定：氫氣壓力為1標氧化還原和電化學課件3.標準電極電勢

規(guī)定：將標準氫電極作為負極，待測電極為正極，組成電池.Pt|H2(p0)|a(H+)=1||待測電極此電池的電動勢即為待測電極的電極電勢。

標準電極電勢：待測電極中各反應組分均處于各自的標準態(tài)時的電極電勢。E0=0(Cu2+/Cu)-0H+/H2)=+0.340V0(Cu2+/Cu)=0.340V3.標準電極電勢規(guī)定：將標準氫電極作為負極標準電極電勢表標準電極電勢表對消法測電動勢的實驗裝置對消法測電動勢的實驗裝置工作電源電位計檢流計標準電池待測電池工作電源電位計檢流計標準電池待測電池電池反應：(-)Cd(Hg)→Cd2++Hg(l)+2e-(+)Hg2SO4(s)+2e-→2Hg(l)+SO42-凈反應：Hg2SO4(s)+Cd(Hg)(a)+8/3H2O →CdSO4·8/3H2O(s)+Hg(l)電池反應：凈反應：氧化還原和電化學課件二類標準電極氫電極使用不方便，用有確定電極勢的甘汞電極作二級標準電極。Cl-(aCl-)|Hg2Cl2|HgHg2Cl2+2e→2Hg+2Cl-0.1mol/L0.337V1.0mol/L0.2801VSat.0.2412V二類標準電極氫電極使用不方便，用有確定電極勢的甘汞電極作二級氧化還原和電化學課件Ag－AgCl電極AgCl+e→Ag+Cl-

表示：Cl-

|AgCl|AgAg－AgCl電極AgCl+e→Ag+Cl-表4.外因對電極電勢的影響(物質濃度的影響)=0

+nFRTln[氧化型][還原型]當T＝298.15K時(25oC)=0

+n0.0592lg[氧化型][還原型]能斯特方程:4.外因對電極電勢的影響(物質濃度的影響)=0=0

-n0.0592lg[還原型][氧化型]應用能斯特方程式時，注意：①式中[氧化型]、[還原型]的濃度應包括半反應中的所有物質；②濃度或分壓上要有與計量數相同的指數；③

氣體用壓力表示，純固體、純液體的濃度作為常數(數值為1)處理。=0-n0.0592lg[還原型][如對于Fe3++e→Fe2+

或電對Fe3+/Fe2+

的電極電勢(Fe3+/Fe2+)

=0(Fe3+/Fe2+)+(0.0592/1)lg[c(Fe3+)/c(Fe2+)]=0

+n0.0592lg[氧化型][還原型]c(Fe3+)/c(Fe2+)的比值改變，可使改變(-)Pt|Fe3+(0.001M),Fe2+(1M)||Fe3+(1M),Fe2+(0.001M)|Pt(+)0.3552V如對于Fe3++e→Fe2+或電對Fe3+/Fe2+MnO4-＋5e+8H+=Mn2++4H2O

＝0

+lg0.05925[MnO4－][H+]8[Mn2+

]AgCl(s)+e=Ag+Cl-(m)MnO4-＋5e+8H+=Mn2++4H2O

在銅鋅原電池銅電極中引入硫化物，由于CuS難溶于水，導致其中銅離子濃度降低，銅電極電極電勢減小，進而使原電池電動勢減小，由電動勢的能斯特方程分析可得到同樣的結論。在原電池系統(tǒng)中引入絡合劑其作用與加入沉淀劑相同，即都是通過影響某一離子的濃度而影響其電極電勢，進而影響所形成原電池的電動勢。在銅鋅原電池銅電極中引入硫化物，由于CuS難5.電極電勢的應用(1)判斷氧化劑、還原劑的相對強弱。值越大，電對中氧化型物質(氧化劑)的氧化能力越強，還原型物質的還原能力越弱。如:Cu2+/CuHg2Cl2/Hg、AgCl/Ag5.電極電勢的應用(1)判斷氧化劑、還原劑的相對強弱。值越小，電對中還原型物質(還原劑)的還原能力越強，氧化型物質的氧化能力越弱。

電極電勢越低，電對中還原型物質越容易被氧化；電極電勢越高，電對中氧化型物質越容易被還原。(1)判斷氧化劑、還原劑的相對強弱。5.電極電勢的應用Zn2+/Zn值越小，電對中還原型物質(還原劑)的還

例:要把Fe2+與Co2+和Ni2+分離，首先要把Fe2+氧化為Fe3+，然后使Fe3+以黃鈉鐵礬NaFe(SO4)2·12H20從溶液中沉淀析出。因而要選擇一種只能將Fe2+氧化為Fe3+，而不能氧化Co2+和Ni2+的氧化劑。從標準電極電勢表查得：(ClO-/Cl-)和(ClO3-/Cl-)介于鐵電極和鈷及鎳電極電極電勢之間;5.電極電勢的應用例:要把Fe2+與Co2+和Ni2+分離，首

在酸性溶液中使用氯酸鈉或次氯酸鈉作為氧化劑，F(xiàn)e2+可被氧化，而Co2+和Ni2+則不能。5.電極電勢的應用NaClO3+6FeSO4+3H2SO4=NaCl+3Fe2(SO4)3+3H2ONaClO+2FeSO4+H2SO4=NaCl+Fe2(SO4)3+H2O在酸性溶液中使用氯酸鈉或次氯酸鈉作為氧化劑，①H2O2+2H++2e=2H2O0

=1.776V②O2+2H++2e=H2O2

0=0.595V

判斷H2O2的氧化性用①

(O的價態(tài)由-1減小到-2。H2O2是氧化劑，本身被還原)。(2)對既有氧化性又有還原性的物質，應選用不同的電對的電極電勢

判斷H2O2的還原性用②

(O的價態(tài)由0減小到-1，O2是氧化劑；H2O2是還原劑(態(tài)))。5.電極電勢的應用①H2O2+2H++2e=2H2O00(+)>0(-)反應可自發(fā)(3)氧化還原反應對應的原電池電動勢大于0，反應可以自發(fā)進行。即

(+)>

(-)反應可自發(fā)E=

(+)－

(-)>0標準態(tài)時5.電極電勢的應用0(+)>0(-)反應可自發(fā)(3)氧化還(4)求氧化還原反應的平衡常數n：電池反應式中的電子轉移數0(+)、0(-)為電池中兩電極的標準電極電勢5.電極電勢的應用(4)求氧化還原反應的平衡常數n：電池反應式中的電子轉移a.難溶鹽溶解度和溶度積的電化學測定方法:

將沉淀反應設計成電池反應，通過測定電池的電動勢，即可求出難溶鹽的溶解度和Ksp.

5.電極電勢的應用a.難溶鹽溶解度和溶度積的電化學測定方法:5.電極電勢lgK=–0.577/0.0592=–9.7466Ksp=1.8×10–10例:設計電池計算AgCl(s)的溶解度。(–)Ag|Ag+(1molL-1)‖Cl–(1molL-1)|AgCl|Ag(+)

正極反應AgCl(s)+e-=Ag

+Cl–

負極反應Ag=Ag++e-

測得電池的電動勢E=–0.577VCl可換為X電池反應AgCl(s)=Ag++Cl–AgCl(s)的溶解度：c=K1/2=1.34×10–5mol/LlgK=–0.577/0.0592=–9.746

對于這類沉淀反應，一般常常將金屬離子設為還原反應，含有難溶鹽物質的設為氧化反應。組成電池為lgK=lgKsp=nE0/0.0592對于這類沉淀反應，一般常常將金屬離子設為還原反應，含b.對于中和反應的平衡常數(水的離子積KW)：A.用氫氣電極正極反應 2H++2e-→H2

負極反應H2+2OH--2e-→2H2OlgK

=lgKW=nE0/0.0592b.對于中和反應的平衡常數(水的離子積KW)：A.用氫氣B.用氧氣電極正極反應 4H++O2+4e-=2H2O負極反應4OH--4e-=2H2O+O2

lgK

=lgKW=nE0/0.0592B.用氧氣電極正極反應 4H++O2+4e-

如果一種元素有幾種氧化態(tài)，就可形成多種氧化還原電對。如鐵有0，+2，+3和+6等氧化態(tài)，因此就有下列幾種電對及相應的標準電極電勢：6.元素標準電極電勢圖及其應用半反應0Fe2++2e-Fe-0.447Fe3++e-Fe2+0.771Fe3++3e-Fe-0.037FeO42-+8H++3e-Fe3++4H2O

2.20如果一種元素有幾種氧化態(tài)，就可形成多種氧化還

把同種元素不同氧化態(tài)間的標準電極電勢按照由高到低的順序排成圖解：

這種表示一種元素各種氧化態(tài)之間標準電極電勢關系的圖解叫做元素電勢圖，又稱拉蒂默(Latimer)圖。6.元素標準電極電勢圖及其應用FeFeO42-Fe3+2.20V0.771VFe2+-0.447V－0.037V把同種元素不同氧化態(tài)間的標準電極電勢按照由高

以錳在酸性(pH＝0)和堿性(pH＝14)介質中的電勢圖為例：

(1)判斷氧化劑的強弱酸性溶液6.元素標準電極電勢圖及其應用1.679V1.507V1.224VMnO4-MnO42-MnO2Mn3+Mn2+0.558V2.24V0.907V1.541VMn-1.185V以錳在酸性(pH＝0)和堿性(pH＝14)介質中的電

6.元素標準電極電勢圖及其應用堿性溶液-0.045VMnO4-MnO42-MnO2Mn(OH)3Mn(OH)20.558V0.60V-0.2V0.15V0.595VMn-1.55V

電極電勢越低，低價態(tài)的物質越容易被氧化；電極電勢越高，高價態(tài)的物質越容易被還原。6.元素標準電極電勢圖及其應用堿性溶液-0

(2)判斷是否發(fā)生歧化反應

歧化反應是指元素本身發(fā)生氧化還原反應。根據元素電勢圖可判斷能否發(fā)生歧化反應，一般來說，對于：左右＞即能發(fā)生歧化反應。6.元素標準電極電勢圖及其應用0左0右ABC0右0左(2)判斷是否發(fā)生歧化反應歧化反應是指元

例如根據錳的電勢圖可以判斷，在酸性溶液中MnO42-可以發(fā)生歧化反應：

在堿性溶液中．Mn(OH)3可發(fā)生歧化反應：6.元素標準電極電勢圖及其應用3MnO42-+4H+=2MnO4-+MnO2+2H2O2Mn(OH)3=Mn(OH)2+MnO2+2H2O例如根據錳的電勢圖可以判斷，在酸性溶液中Mn(3)從相鄰電對的電極電勢求另一電對的電極電勢：例如，在堿性溶液中溴的電極電勢：0.54V0.45V1.066VBrO3-BrO-Br2Br-？電對BrO3-/Br-的半反應：BrO3-+3H2O＋6e-Br-+6OH-0(BrO3-/Br-)=(4×0.54)+(1×0.45)+(1×1.066)6V＝0.61V(3)從相鄰電對的電極電勢求另一電對的電極電勢：例四、電解及電鍍四、電解及電鍍1.電解池1.電解池負極：Cu2＋＋2e→Cu，發(fā)生還原反應，為陰極；正極：4OH――4e→2H2O＋O2，發(fā)生氧化反應，為陽極。

2.電解過程法拉第定律（1）電極上發(fā)生化學變化的物質的量與通人的電量成正比;（2）若幾個電解池串聯(lián),各電解池發(fā)生反應的物質的量相同。負極：Cu2＋＋2e→Cu，2.電解過程法拉第定即：Q＝nzF法拉第常數F：一摩爾電子所帶電量的絕對值(約96500C?mol－1)

指電解過程中析出一定數量的某物質理論所需電量（電流）與實際消耗電量（電流）之比。3.電流效率（電能效率）即：Q＝nzF指電解過程中析出一定數量的某物質

4.分解電壓

使用Pt電極電解H2O，加入中性鹽用來導電，實驗裝置如圖所示。逐漸增加外加電壓，由安培計G和伏特計V分別測定線路中的電流強度I和電壓E，畫出I-E曲線。4.分解電壓使用Pt電極電解H2O外加電壓很小時，幾乎無電流通過，陰、陽極上無H2氣和氧氣放出。隨著E的增大，電極表面產生少量氫氣和氧氣，但壓力低于大氣壓，無法逸出。所產生的氫氣和氧氣構成了原電池，外加電壓必須克服這反電動勢，繼續(xù)增加電壓，I有少許增加，如圖中1-2段。外加電壓很小時，幾乎無電流通過，陰、陽極上無H2氣和氧氣放出當外壓增至2-3段，氫氣和氧氣的壓力等于大氣壓力，呈氣泡逸出，反電動勢達極大值Eb,max。再增加電壓，使I迅速增加。將直線外延至I=0處，得E(分解)值，這是使電解池不斷工作所必需外加的最小電壓，稱為分解電壓。當外壓增至2-3段，氫氣和氧氣的壓力等于大氣壓力，呈氣泡逸出

電解質溶液發(fā)生電解時所必須加的最小電壓，稱為分解電壓。

分解電壓產生的原因：4H+(aq)+4e-→2H2(g)4OH-→2H2O(l)+O2(g)+4e-Pt︱H2(p0)︱H2SO4(1mol·L-1)︱O2(p0）︱Pt電解質溶液發(fā)生電解時所必須加的最小電壓，稱為分解電壓。

原電池中進行的電極反應，是電解池中電極上進行反應的逆過程，電動勢與外加電壓數值相等而方向相反。要使電解順利地進行，外加電壓必須超過這一相反方向的電動勢。因此，理論上的分解電壓可通過原電池電動勢計算出來：H2(g)→2H+(aq)+2e-O2(g)+2H2O(l)+4e-→4OH-(aq)原電池中進行的電極反應，是電解池中電極上進行反應的逆

實際測得的分解電壓是1.67V，比理論分解電壓高很多，這種現(xiàn)象稱為極化作用。=0.401V+0.059lg1013=1.229V實際測得的分解電壓是1.67V，比理論分解電壓高

電解產物的判別：電解時若陽極和陰極可能發(fā)生多種反應，則陽極優(yōu)先析出析出電勢低的物質；陰極優(yōu)先析出析出電勢高的物質。

極化作用是指實際析出電勢偏離理論析出電勢的現(xiàn)象。一般來說，固體極化作用很??；而氣體的極化作用很大。5.極化作用及電解產物的判別電解產物的判別：電解時若陽極和陰極可能發(fā)生多種電解及電鍍——極化作用與電解產物的判別電解及電鍍——極化作用與電解產物的判別6.電鍍

電鍍是電解的實際應用的一種，電鍍的典型應用主要有以下幾種：金屬的電鍍：防腐及增加機械強度等；鋁及其合金的電化學氧化及表面著色；塑料電鍍6.電鍍電鍍是電解的實際應用的一種，電鍍的典型應用主五、金屬的電化學腐蝕與防腐

金屬表面與周圍介質發(fā)生化學及電化學作用而遭受破壞，叫做金屬腐蝕。金屬表面與介質如氣體或非電解質液體等因發(fā)生化學什用而引起的腐蝕，叫做化學腐蝕，化學腐蝕作用進行時沒有電流產生。金屬表面與介質如潮濕空氣、電解質溶液等因發(fā)生電化學作用而引起的腐蝕，叫做電化學腐蝕。1.金屬的電化學腐蝕五、金屬的電化學腐蝕與防腐金屬表面與周圍介質發(fā)2.電化學腐蝕產生原因

當兩種金屬或者兩種不同的金屬制成的物體相接觸，同時又與其他介質(如潮濕空氣、其他潮濕氣體、水或電解質溶液等)相接觸時，就形成了一個原電池，進行原電池的電化學作用。2.電化學腐蝕產生原因當兩種金屬或者兩種不同銅板上的鐵鉚釘為什么特別容易生銹？銅板上的鐵鉚釘為什么特別容易生銹？氧化還原和電化學課件帶有鐵鉚釘的銅板若暴露在空氣中，表面被潮濕空氣或雨水浸潤，空氣中的CO2、SO2和海邊空氣中的NaCl溶解其中，形成電解質溶液，這樣組成了原電池，銅作陰極，鐵作陽極，所以鐵很快腐蝕形成鐵銹。帶有鐵鉚釘的銅板若暴露在空氣中，表面被潮濕空氣或雨水浸潤，空鐵銹的組成鐵在酸性介質中只能氧化成二價鐵：Fe→Fe2++e二價鐵被空氣中的氧氣氧化成三價鐵，三價鐵在水溶液中生成Fe(OH)3

沉淀，F(xiàn)e(OH)3

又可能部分失水生成Fe2O3

所以鐵銹是一個由Fe、Fe、Fe(OH)3、Fe2O3等化合物組成的疏松的混雜物質。鐵銹的組成鐵在酸性介質中只能氧化成二價鐵：Fe→Fe2+3.析氫腐蝕與吸氧腐蝕陽極上Fe發(fā)生氧化作用：

陰極發(fā)生的反應可能是氫離子被還原成H2析出：陰極發(fā)生該種反應稱為析氫腐蝕。Fe–2e-=Fe2+2H++2e-=H2(g)3.析氫腐蝕與吸氧腐蝕陽極上Fe發(fā)生氧化作用：陰極

另一種反應可能是大氣中的氧氣在陰極上取得電子，在電極上發(fā)生還原反應：陰極發(fā)生該種反應稱為吸氧腐蝕。

由于氧氣的電極電勢比氫氣更正，說明有氧氣存在時腐蝕更嚴重。O2(g)+4H+(aq)+4e-=2H2O(l)另一種反應可能是大氣中的氧氣在陰極上取得電子，F(xiàn)e2＋與溶液中的OH－結合，生成氫氧化亞鐵Fe(OH)2，然后又和潮濕空氣中水分和氧發(fā)生作用，最后生成鐵銹：

金屬的電化學腐蝕，實際上是形成了許多微電池，它和前面所述的原電池，并沒有本質上的區(qū)別。4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3Fe2＋與溶液中的OH－結合，生成氫氧化亞鐵Fe(O4.金屬的防腐常用的有下列幾種方法：

非金屬保護層金屬保護層

陽極保護層陰極保護層電化學保護保護器保護陰極電保護陽極電保護加緩蝕劑保護4.金屬的防腐常用的有下列幾種方法：非金屬保護層1、一次電池普通鋅錳電池鋅筒石墨棒MnO2和C普通鋅-錳干電池的結構NH4Cl、ZnCl2

和

H2O等負極正極電池反應：（Zn）：Zn=Zn2++2e-（MnO2和C）：MnO2(s)+2NH4+(aq)+2e-=

Mn2O3(s)+2NH3+H2OZn+MnO2(s)+2NH4+(aq)=Zn2++Mn2O3(s)+2NH3+H2O

缺點：放電量小，放電過程中漏液六、常見化學電源1、一次電池普通鋅錳電池鋅筒石墨棒MnO2