3电化学腐蚀的倾向.

M.(Metal)：金属相Sol.(Solution)：溶液相S.(Solid)：固体化合物G.(Gas)：气体L.(Liquid)：液体M.M.M.M.M.M.M.Sol.Sol.Sol.Sol.Sol.S.G.AgClClAgeAgAgeHPtOOH44)(222L.G.M.Sol.M.StandardHydrogenElectrode例1：Zn在酸性溶液中：Zn+2H+＝Zn2++H200-351840G=iI=－35184Cal例2：Ni在酸性溶液中Ni+2H+Ni2++H200－115300G=－11530Cal例3：Au在酸性溶液中：Au+3H+Au3++3/2H2001036000G=103600CalG=iI可判断：Zn在酸中可能腐蚀Ni在酸中可能腐蚀Zn腐蚀倾向性Ni腐蚀倾向性Au在酸中不会腐蚀。电位—pH平衡图比利时Pourbaix1938年提出电位－pH图(或称Pourbaix图)判定腐蚀可能性研究腐蚀反应，行为，产物指示在一定的电位/pH条件下控制腐蚀的可能途径广泛的用于腐蚀、无机、分析、湿法冶金等领域。绝大多数电化学腐蚀，离不开水溶液介质，水溶液中H＋和OH－可用pH表示。金属腐蚀与电位和pH有一定的关系。Fe2+=Fe3++e(水平,有e无H)2Fe3+=Fe2O3+6H+(垂直,无e有H)Fe=Fe2++2e(水平线,有e无H)E=-0.440+0.0295lgCFe2+2Fe3++3H2O=Fe2O3+6H+lgCFe3+=-0.723–3pH2Fe2++3H2O=Fe2O3+6H++2eE=0.728-0.177pH+0.0591lgCFe2+3Fe2++4H2O=Fe3O4+8H++2e3HFeO2-+4H+=Fe3O4+2H2O+2e3Fe+H2O=Fe3O4+8H++2eFe3O4+H2O=3Fe2O3+2H++2eFe－H2O体系pH—电位图FeO42-Fe3O4Fe2O3.nH2OFe2+Fe(OH)2(a)H2=2H++2eE=－0.0591pH(b)H2O=1/2O2+2H++2eE=1.228－0.0591pH(a)(b)Fe分为三大区域：(1)腐蚀区，只有Fe2+、Fe3+、FeO42－、HFeO22－稳定(2)免蚀区，Fe稳定，不发生腐蚀；(3)钝化区，Fe2O3、Fe3O4稳定，表示金属化物稳定即钝化；(4)根据(a)、(b)线及Fe2+、Fe所处位置可判断可能的腐蚀反应：由电位—pH图可知：若使Fe不腐蚀，有三种方法：(1）降低电位—阴极保护；(2）升高电位—阳极保护、钝化剂、缓蚀剂…(3)提高pH值。Fe/H2O体系的电位—pH图过钝化区钝化区腐蚀区免蚀区AlE-pH图(1)只能预示金属腐蚀的倾向性，而不管腐蚀速度的大小；(2)平衡线指金属/该金属离子或腐蚀产物/有关离子的平衡，实际溶液复杂；(3)电位－pH图只考虑OH－阴离子，实际Cl－、SO42－、PO43－影响复杂；(4)以整体平均代替局部或表面情况，与实际情况不符；(5)在钝化区金属氧化物或氢氧化物的腐蚀/耐蚀行为未知。电位——pH图的发展特定体系的实验电位－pH图局部腐蚀体系电位－pH图计算机已开始用于计算、绘制电位－pH图…….本章小结电极电位平衡电位和Nerst公式腐蚀倾向的判断方法自由焓准则平衡电位准则pH—电位平衡图作业P291.在下列情况下，氧电极反应的平衡电位如何变化：温度升高10C(取Po2=1atm，pH=7)。氧压力增大到原来的10倍(温度25C)。溶液pH值下降1单位(温度25C)。3.将两根铜棒分别浸于0.01mol/LCuSO4溶液和0.5mol/LCuSO4溶液，组成一个金属离子浓差电池。哪一根铜棒是阳极，哪一根铜棒是阴极？写出阳极反应和阴极反应，计算其平衡电位。该金属离子浓差电池的腐蚀倾向是多少伏？