3电化学腐蚀的倾向.ppt

1、第三章 电化学腐蚀的倾向 腐蚀热力学问题,1电极电位 电极系统 金属材料和周围电解质溶液组成的系统。 电极反应 在电极系统中，伴随着两类导体相之间 的电荷转移，而在两相的界面上发生的 化学反应。,常见的电极反应类型,1 第一类金属的电极反应 ZnZn2+2e 2 第二类金属的电极反应 Ag+Cl-=AgCl+e 3 气体电极反应 2H+e=H2 (Pt) 氧化还原电极反应 Fe2+=Fe3+e,金属电极反应的特点 ：,第一类金属的电极反应，金属材料不仅是电极反应进行的场所，而且是电极反应的参与者。气体电极反应和氧化还原电极反应中，虽然金属材料不参与反应，仅作为反应场所和电子载体，但金属材料对电

2、极反应仍可能有很大影响。 金属电极反应十分重要，因为它是腐蚀电池的阳极反应。第一类金属电极反应，即金属失去电子转变为可溶性离子的反应是最基本的阳极反应。第二类金属电极反应也是腐蚀电池中常见的一类阳极反应 。,第二类金属电极反应又是一些常用参考电极的电极反应。前面所举例子为氯化银电极的电极反应。再如甘汞电极的电极反应 2Hg + 2Cl-= Hg2Cl2 + 2e 气体电极反应和氧化还原电极反应都可能作为腐蚀电池的阴极反应，其中以氢电极反应和氧电极反应最为普遍。 氢电极反应构成了最基本的参考电极：标准氢电极。,电极电位,双电层 由于金属和溶液的内电位不同，在电极系 统的金属相和溶液相之间存在电位

3、差，因 此，两相之间有一个相界区，叫做双电层 *电极系统中发生电极反应，两相之间有电 荷转移，是形成双电层的一个重要原因。 例如：Zn/Zn2+,Cu/Cu2+,紧密双电层模型：图3.1,实际上，考虑到粒子热运动和离子浓度差造成的扩散，在紧密层外侧还有一个分散层，即双电层由紧密层和分散层两个部分组成。 由于双电层厚度很小(大致等于金属表面与水化离子中心的距离)，故双电层内电场强度是很大的，因而对电极反应必然产生很大的影响。,电极电位,金属和溶液两相之间的电位差叫做电极系统的电极电位，简称电位，记为。 电位的绝对值 是无法测量的。因为 是两相的内电位之差，而内电位是不能测量的。 电极电位的相对值

4、是可以进行测量的。选取一定结构的电极系统，要求其电位恒定，作为测量电位时的比较标准，就可以测量一个电极系统相对于选定电极系统的电位。这种选作比较标准的电极系统叫做参考电极。V = 待测 - 参考 电极电位的相对值记为E,高阻电压表,蓝桥,KCL溶液,HCl,铂片,表面镀铂黑,H2 （PH2=lam）,参比电极（SHE）,待测电极,测量电极电位的原理电路 使用高阻电压表的目的是保证测量回路中电流极小， 盐桥作用是消除液接电位差，防止溶液污染。,H2,标准氢电极(SHE),标准氢电极的电极反应为 (Pt) H2 = 2H+ + 2e *规定标准氢电极的电位为零。以标准氢电极为参考电极测出的电位值称

5、为氢标电位，记为E(vs SHE) 。 SHE是最基准的参考电极，但使用不方便，实验室中常用的参考电极有：饱和甘汞电位(记为SCE) ，银-氯化银电极等。 *用不同参考电极测量的电位相对值是不同的，故需注明所用参考电极。如不注明，则表示参考电极是SHE。,平衡电位和Nemst公式,平衡电位 当电极反应达到平衡时，电极系统的电位称为平衡电位，亦称可逆电位，记为Ee *平衡电位总是和电极反应联系在一起。当电极系统处于平衡电位时，电极反应的正方向速度和逆方向速度相等，净反应速度为零。在两相之间物质的迁移和电荷的迁移都是平衡的。,Nernst公式,将电极反应一般式写成 aR = bO + ne 平衡电

6、位的计算公式是 式中R是气体常数，T为绝对温标，符号 对溶液表示活度，单位mol；对气体表示分压，单位大气压(atm)。,标准电位,当参与电极反应的各组分活度(或分压)都等于1，温度规定为25C，这种状态称为标准状态，此时，平衡电位Ee等于E0，故E0称为标准电位。 *标准电位是平衡电位的一种特殊情况，标准电位只取决于电极反应的本性，而平衡电位既与电极反应本性有关，又与参与电极反应各组分的活度(或分压)，以及温度有关。,电动序,将各种金属的标准电位E0 (Me/Men+)的数值从小 到大排列起来，就得到所谓“电动序” 。(Electromotive Force Series) *EFS可以清楚

7、地表明各种金属转变为氧化状态的倾向(活泼顺序)。因为氢电极反应的E0规定为零，故在氢之前的金属的E0为负值，称负电性金属；在氢之后的金属的E0为正值，称正电性金属。 *电动序可以用来粗略地判断金属的腐蚀倾向,金属在25度时的标准电极电位EO（V，SHE）,腐 蚀 热 力 学,电 极 反 应,Eo,电 极 反 应,Eo,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

8、.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,非平衡电位,当电极反应不处于平衡状

9、态，电极系统的 电位称为非平衡电位。 偏离平衡的原因有： 电极界面虽只有一个电极反应，但有外电流流入或流出，使平衡状态被打破。 电极表面不只一个电极反应，它们的电位都将偏离平衡电位。 *因为金属腐蚀要进行，电极反应必然偏离平衡， 故非平衡电位的讨论十分重要。,2 电化学腐蚀倾向的判断,自由焓准则 当G 0，腐蚀反应不能自发进行。 G的计算 自学,小结,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焓减小。自由焓减小愈多，体系的腐蚀倾向愈大。 自由焓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

10、属氧化反应的产物不同，自由焓变化G也不同。,电位比较准则,由腐蚀反应发生的条件G 0 或Eec Eea 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Eea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Eec，则电化学腐蚀能够发生。二者的差值(Eec - Eea)愈大，腐蚀的倾向愈大。,电位E(V),+1.0,Au=Au3+3e,Cu=Cu2+2e,0,-1.0,-2.54,Zn=Zn2+2e,Mg=Mg2+2e,Fe=Fe2+2e,H2=2H+2e,H2O=O2+4H+4e,0 2 4 6 8 10 12 14(PH),由电位比较判断电化学腐蚀的可能性和 倾向

11、金属离子活度按10-6计算，气体压力按latm计算,3 电位pH平衡图,什么是电位pH平衡图 以电位E为纵坐标，pH为横坐标，对金属水体系中每一种可能的化学反应或电化学反应，在取定溶液中金属离子活度的条件下，将其平衡关系表示在图上，这样金属水体系中大量而复杂的均相和非均相化学反应与电化学反应的平衡关系，便简单明了地图示在一个很小的平面上，使我们能一目了然地对体系中的各种平衡关系得到一个总的轮廓。这种图叫做“电位pH平衡图”，亦称为理论电位pH图，又称为Pourbaix图 。,电位pH平衡图的绘制,电位pH图上的区域 以离子活度等于10-6mol/L (如前所述，这作为金属发生腐蚀的界限)的平衡

12、线为边界线，电位pH平衡图被划分为三种区域（下图）。 （1）稳定区(免蚀区) （2）腐蚀区 （3）钝化区,电 极 反 应,Eo(V),Fe+2OH-=Fe(OH)2+2e Cd+2OH-=Cd(OH)2+2e H2=2H+2e Ag+CL-=AgCL+e 2Hg+2CL-=Hg2CL2+2e Fe2+=Fe3+e HNO2+H2O=NO3-+3H+2e 4OH-=O2+2H2O+4e 2H2O=O2+4H+4e,-0.876 -0.809 0.000 +0.224 +0.27 +0.771 +0.94 +0.401 +1.229,组 分,0(KT/mol),离 子,OH- Fe2+ Fe3+

13、FeOH2+ HFeo2- FeO42-?,-157.354 -84.966 -10.590 -234.01 -379.32 -467.46,H2O,-237.276,固 态 物 质,Fe(OH)2 Fe(OH)3 Fe3O4 Fe2O3,-483.718 -694.790 -1014.565 -741.25,H+,Fe,H2,O2的0为0,腐 蚀 热 力 学,电化学腐蚀中一些常见电极反应的标准电位E0（250C）,Fe-H2O体系中各重要组分的标准化学位0（250C）,Fe-H2O系的三类平衡关系式,(1)化学反应(反应式中无电子参加) 例: 2Fe3+3H2O=Fe2O3+6H+ 由G=G

14、o+6RTlnaH+-2RTlnaFe3+ = Go-2.3X6RTPH-2.3x2RTlgGFe3+=0 得lgaFe3+= Go/(+6RT)-3PH=0.723-3PH 对取定的aFe3+,是一条垂直线,E,PH,(2)无H+参与的电极反应 例: Fe=Fe2+2e Ee=Eo+RT/2FlnaFe2+=Eo+2.3RT/2FlgaFe2+ =-0.44+0.0295lgaFe2+ 对取定的aFe2+,是一条水平线,E,PH,(3)有H+参与的电极反应 例: 2Fe2+3H2O=Fe2O3+6H+2e Ee=Eo+3RT/FlnaH+-R5/FlnaFe2+ =Eo(2.3X3RT)/F

15、lgaH+-2.3RT/FlgaFe2+ =0.728-0.1773PH-0.0591lgaFe2+ 对取定的aFe2+,是一条斜线,斜率为-0.1773,E,PH,铁水体系的电位PH平衡图（25度）,-2 0 2 4 6 8 10 12 14 16,2。0 1。6 1。2 0。8 0。4 0 -0。4 -0。8 -1。2 -1。6,平衡图相为Fe，Fe2O3，Fe3O4,0 -1 -4 -6,FeO2-4 ?,Fe3+,Fe2+,Fe2O3,fe,0,-2,-4,-6,Fe3O4,-b,11,-b,7,4,2。0 1。6 1。2 0。8 0。4 0 -0。4 -0。8 -1。2 -1。6,-2 0 2 4 6 8 10 12 14 16 PH,Fe3+,腐蚀,Fe2O3,钝态,Fe3O4,腐蚀 HFeO2-,稳定Fe,铁水体系在25度的电位PH平衡图 三种区域的划分,b,a,Fe2+,2。0 1。6 1。2 0。8 0。4 0 -0。4 -0。8 -1。2 -1。6,-2 0 2 4 6 8 10 12 14 16 PH,稳定Zn,腐蚀Zn2+,钝态Zn（oH）2,腐蚀HZnO