金属腐蚀(jīnshǔfǔshí)的基本原理第一节金属(jīnshǔ)电化学腐蚀的电化学反应过程1电化学反应式（2）用离子方程式表示的电化学腐蚀反应(fǎnyìng)Zn+2HCl→ZnCl2+H2↑Zn+2H++2Cl-→Zn2++2Cl-+H2↑Zn+2H+→Zn2++H2↑氧化反应(fǎnyìng)（阳极反应(fǎnyìng)）Zn→Zn2++2e还原反应(fǎnyìng)（阴极反应(fǎnyìng)）2H++2e→H2↑金属电化学腐蚀反应(fǎnyìng)式由至少一个阳极反应(fǎnyìng)和一个阴极反应(fǎnyìng)构成的电化学反应(fǎnyìng)。2实质电化学腐蚀与化学腐蚀的主要区别之一：电化学腐蚀的过程中的阳极反应和阴极反应式同时发生的，但不在同一地点进行。电化学腐蚀过程中的任意一个反应停止(tíngzhǐ)了，另一个反应（或是整个反应）也停止(tíngzhǐ)。（1）电化学腐蚀过程中的阳极反应，总是金属被氧化成金属离子(lízǐ)并放出电子：M→Mn++ne式中M—被腐蚀的金属；Mn+—被腐蚀金属的离子(lízǐ)；n—金属放出的自由电子数。（2）电化学腐蚀过程中的阴极反应，总是由溶液中能够接受电子的物质（称为去极剂或氧化剂）吸收从阳极(yángjí)流来的电子：D+ne→[D.ne]式中D—去极剂或氧化剂；[D.ne]—去极剂接受电子后生成的物质；n—去极剂吸收的电子数。常见的去极剂（1）氢离子2H++2e→H2↑——析氢反应（2）溶解在溶液中的氧中性或碱性溶液中O2+2H2O+4e→4OH-酸性溶液中O2+4H++4e→2H2O——吸氧反应（好氧反应）（3）氧化性的金属(jīnshǔ)离子产生于局部区域，少见，可引起严重局部腐蚀。①金属离子直接还原为金属—沉淀反应Zn+Cu2+→Zn2++Cu↓阴极反应Cu2++2e→Cu↓②还原为较低价态的金属离子Zn+2Fe3+→Zn2++2Fe2+阴极反应Fe3++e→Fe2+所有电化学腐蚀反应都是一个(yīɡè)或几个阳极反应和一个(yīɡè)或几个阴极反应的综合反应。在实际腐蚀过程中，往往会发生一种以上的阳极反应和一种以上的阴极反应。2Fe+O2+2H2O→2Fe2++4OH-2Fe→2Fe2++4e（阳极(yángjí)反应）+O2+2H2O+4e→4OH-（阴极反应）第二节金属(jīnshǔ)电化学腐蚀倾向的判断E=ΔG/nFE—电极电位，V；n—参与反应(fǎnyìng)的电子数；F—法拉第常数，26.8A·h/mol≈96500C/molΔG与E成正比，即ΔG越小，E也越低，反之亦然。（1）电极金属与电解质溶液构成的体系（2）电位将单位正电荷由无穷远处(yuǎnchǔ)移至该点，因反抗电场力所做的电功为该点的电位。（3）电极电位电极系统中金属与溶液之间的电位差E=E金属-E溶液（4）电极电位的形成(xíngchéng)—双电层结构金属侵入溶液中，在金属和溶液界面可能发生带电粒子的转移，电荷从一相通过界面进入另一相内，结果在两相中都会出现剩余电荷，并或多或少地集中在界面两侧，形成(xíngchéng)一边带正电一边带负电的“双电层”。金属材料在电解质溶液(róngyè)中形成双电层3平衡电极电位与能斯特（Nernst）方程式（1）平衡电极与平衡电极电位Mn++ne[Mn+.ne]溶液中的金属晶格中金属离子的金属离子当电极过程达到平衡时，金属和溶液界面建立一个稳定的双电层，即不随时间变化(biànhuà)的电极电位，称为金属的平衡电极电位Ee，也称可逆电位；宏观上平衡电极电位是一个没有净反应的电极，反应速度为零。（2）标准电极与标准电极电位如果上述平衡时建立在标准状态—纯金属、纯气体(气体分压为1.01325×105Pa)，298K，浓度(nóngdù)为单位活度（1mol/L），则该电极为标准电极，该标准电极的电位为标准电极电位（E0）。（3）参比电极标准氢电极作为标准参比电极。标准氢电极是氢离子浓度(nóngdù)为1mol·L-1氢气的压力为101.325kPa的电极。任何温度下标准氢电极的电极电位为零。标准(biāozhǔn)氢电极（SHE）(E=0.00V)饱和(bǎohé)KCl甘汞参比电极(E=0.24V)（4）电极电位测量装置与标准电极电位表a电极电位测量装置欲测定某电极的电位，可将该电极与标准氢电极组成原电池，用高阻抗(zǔkàng)的电位差计测出该电池的电动势，即可求得该金属电极的电极电位。b标准电极电位(diànwèi)表（电动顺序表，电动序）能斯特方程反映了:电池的电动势受温度、电池中的反应物和产物的活度或压强影