1、第一章 金屬腐蝕的基本原理,1 金屬電化學(xué)腐蝕的電化學(xué)反應(yīng)式 2 金屬電化學(xué)腐蝕傾向的判斷 3 腐蝕電池 4 金屬電化學(xué)腐蝕的電極動力學(xué),第一節(jié) 金屬電化學(xué)腐蝕的電化學(xué)反應(yīng)過程,電化學(xué)腐蝕：金屬在電解質(zhì)溶液中發(fā)生的腐蝕； 基本條件：電解質(zhì)溶液，即能導(dǎo)電的溶液。 金屬在電解質(zhì)溶液中發(fā)生的電化學(xué)腐蝕簡單看作是一個氧化還原過程。,1 電化學(xué)反應(yīng)式,（1）用化學(xué)方程式表示的電化學(xué)腐蝕反應(yīng) 金屬在酸中的腐蝕 Zn+2HCl ZnCl2+H2 金屬在中性或堿性溶液中的腐蝕 4Fe+6H2O+3O2 4Fe(OH)3 金屬在鹽溶液中的腐蝕 Zn+2FeCl3 2FeCl2+ZnCl2,（2）用離子方程式表示

2、的電化學(xué)腐蝕反應(yīng) Zn+2HCl ZnCl2+H2 Zn+2H+2Cl- Zn2+2Cl-+H2 Zn+2H+ Zn2+H2 氧化反應(yīng)（陽極反應(yīng)） ZnZn2+2e 還原反應(yīng)（陰極反應(yīng)） 2H+2eH2 金屬電化學(xué)腐蝕反應(yīng)式由至少一個陽極反應(yīng)和一個陰極反應(yīng)構(gòu)成的電化學(xué)反應(yīng)。,2 實 質(zhì),鋼鐵的析氫腐蝕示意圖,腐蝕電化學(xué)反應(yīng)實質(zhì)上是一個發(fā)生在金屬和溶液界面上的多相界面反應(yīng)。 電化學(xué)腐蝕過程：從陽極傳遞電子到陰極，再由陰極進入電解質(zhì)溶液的電子傳遞的電極過程。,陽極,陰極,電化學(xué)腐蝕與化學(xué)腐蝕的主要區(qū)別之一： 電化學(xué)腐蝕的過程中的陽極反應(yīng)和陰極反應(yīng)式同時發(fā)生的，但不在同一地點進行。 電化學(xué)腐蝕過程中

3、的任意一個反應(yīng)停止了，另一個反應(yīng)（或是整個反應(yīng)）也停止。,（1）電化學(xué)腐蝕過程中的陽極反應(yīng)，總是金屬被氧化成金屬離子并放出電子： MMn+ne 式中M 被腐蝕的金屬； Mn+被腐蝕金屬的離子； n 金屬放出的自由電子數(shù)。,（2）電化學(xué)腐蝕過程中的陰極反應(yīng)，總是由溶液中能夠接受電子的物質(zhì)（稱為去極劑或氧化劑）吸收從陽極流來的電子： D+ne D.ne 式中D去極劑或氧化劑； D.ne去極劑接受電子后生成的物質(zhì)； n去極劑吸收的電子數(shù)。,常見的去極劑 （1）氫離子 2H+2eH2析氫反應(yīng) （2）溶解在溶液中的氧 中性或堿性溶液中O2+2H2O+4e 4OH- 酸性溶液中O2+ 4H+4e 2H2O

4、 吸氧反應(yīng)（好氧反應(yīng)） （3）氧化性的金屬離子 產(chǎn)生于局部區(qū)域，少見，可引起嚴(yán)重局部腐蝕。, 金屬離子直接還原為金屬沉淀反應(yīng) Zn+Cu2+ Zn2+Cu 陰極反應(yīng) Cu2+2eCu 還原為較低價態(tài)的金屬離子 Zn+2Fe3+ Zn2+ 2Fe2+ 陰極反應(yīng) Fe3+e Fe2+ 所有電化學(xué)腐蝕反應(yīng)都是一個或幾個陽極反應(yīng)和一個或幾個陰極反應(yīng)的綜合反應(yīng)。在實際腐蝕過程中，往往會發(fā)生一種以上的陽極反應(yīng)和一種以上的陰極反應(yīng)。,2Fe+O2 + 2H2O 2Fe2+4OH- 2Fe 2Fe2+ + 4e（陽極反應(yīng)）+ O2+2H2O+4e 4OH- （陰極反應(yīng)）,第二節(jié) 金屬電化學(xué)腐蝕傾向的判斷,1

5、電極電位與物質(zhì)能量之間的關(guān)系 金屬單質(zhì)+環(huán)境金屬化合物+熱量 G=GMn+-GM 0 金屬單質(zhì)處于較高的能量狀態(tài)，不穩(wěn)定，自發(fā)的向能量低的穩(wěn)定狀態(tài)（化合物狀態(tài)）轉(zhuǎn)變，金屬能被腐蝕。 G越負(fù)。金屬腐蝕的傾向越大； 0 金屬不能被腐蝕。,E=G/nF E電極電位，V； n參與反應(yīng)的電子數(shù)； F法拉第常數(shù)，26.8Ah/mol96500C/mol G與E成正比，即G越小，E也越低，反之亦然。,（1）電極 金屬與電解質(zhì)溶液構(gòu)成的體系 （2）電位 將單位正電荷由無窮遠處移至該點，因反抗電場力所做的電功為該點的電位。 （3）電極電位 電極系統(tǒng)中金屬與溶液之間的電位差 E=E金屬-E溶液,2 電極電位（E）

6、,（4） 電極電位的形成雙電層結(jié)構(gòu) 金屬侵入溶液中，在金屬和溶液界面可能發(fā)生帶電粒子的轉(zhuǎn)移，電荷從一相通過界面進入另一相內(nèi)，結(jié)果在兩相中都會出現(xiàn)剩余電荷，并或多或少地集中在界面兩側(cè)，形成一邊帶正電一邊帶負(fù)電的“雙電層”。,吸附雙電層：由于某些離子，極性分子或原子金屬表面上的吸附形成。,金屬材料在電解質(zhì)溶液中形成雙電層,3 平衡電極電位與能斯特（Nernst）方程式 （1）平衡電極與平衡電極電位 Mn+ne Mn+.ne 溶液中的 金屬晶格中 金屬離子 的金屬離子 當(dāng)電極過程達到平衡時，金屬和溶液界面建立一個穩(wěn)定的雙電層，即不隨時間變化的電極電位，稱為金屬的平衡電極電位Ee，也稱可逆電位；宏觀上

7、平衡電極電位是一個沒有凈反應(yīng)的電極，反應(yīng)速度為零。,電荷平衡，物質(zhì)平衡,（2）標(biāo)準(zhǔn)電極與標(biāo)準(zhǔn)電極電位 如果上述平衡時建立在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)純金屬、純氣體(氣體分壓為1.01325105 Pa)，298K，濃度為單位活度（1mol/L），則該電極為標(biāo)準(zhǔn)電極，該標(biāo)準(zhǔn)電極的電位為標(biāo)準(zhǔn)電極電位（E0）。 （3）參比電極 標(biāo)準(zhǔn)氫電極作為標(biāo)準(zhǔn)參比電極。標(biāo)準(zhǔn)氫電極是氫離子濃度為1molL-1氫氣的壓力為101.325kPa的電極。任何溫度下標(biāo)準(zhǔn)氫電極的電極電位為零。,標(biāo)準(zhǔn)氫電極（SHE） (E=0.00V), (Pt (鍍鉑黑)H2(1atm)，H+(aH+=1) 標(biāo)準(zhǔn)氫電極的電極反應(yīng)為 (Pt) H2 = 2H+

8、 + 2e 規(guī)定標(biāo)準(zhǔn)氫電極的電位為零。以標(biāo)準(zhǔn)氫電極為參考電極測出的電位值稱為氫標(biāo)電位，記為E(vs SHE) 。 SHE是最基準(zhǔn)的參考電極，但使用不方便，實驗室中常用的參考電極有：飽和甘汞電位(記為SCE) ，銀-氯化銀電極等。,飽和KCl甘汞參比電極 (E=0.24V),銅/硫酸銅參比電極 (E=0.318V),Hg/Hg2Cl2,KCl(1mol/L),Cu/CuSO4(飽和),用參比電極（除標(biāo)準(zhǔn)氫電極）測得的電位值要進行換算，即用待測電極相對這一參比電極的電位，加上這一參比電極相對于標(biāo)準(zhǔn)氫電極的電位。 例如，某電極用飽和甘汞電極的測得的電位是+0.5V，換算成相對于標(biāo)準(zhǔn)氫電極的電位則為+

9、0.5+0.2438=0.7438V,（4）電極電位測量裝置與標(biāo)準(zhǔn)電極電位表 a 電極電位測量裝置 欲測定某電極的電位，可將該電極與標(biāo)準(zhǔn)氫電極組成原電池，用高阻抗的電位差計測出該電池的電動勢，即可求得該金屬電極的電極電位。,b 標(biāo)準(zhǔn)電極電位表（電動順序表，電動序）,能斯特方程反映了: 電池的電動勢受溫度、電池中的反應(yīng)物和產(chǎn)物的活度或壓強影響的關(guān)系,它們的變化可以改變電動勢的大小，甚至其濃度的變化可以導(dǎo)致腐蝕傾向的改變。,（5）能斯特（Nernst）方程式,Ee=E0+(RT/nF) lna氧化態(tài)/a還原態(tài) Ee-平衡電極電位，V；E0-標(biāo)準(zhǔn)電極電位，V F-法拉第常數(shù)，96500C/mol；

10、R-氣體常數(shù)，8.314J/（mol.K）； T-熱力學(xué)溫度，K； n-參加電極反應(yīng)的電子數(shù)； a氧化態(tài)(還原態(tài))-氧化（還原）態(tài)物質(zhì)的平均活度（有效濃度）,能斯特生平： 德國物理化學(xué)家 23歲博士，27歲教授，68歲皇家學(xué)會會員 由于納粹政權(quán)的迫害，69歲退休，在農(nóng)村度過晚年 能斯特方程；引入濃度積這個重要概念 提出光化學(xué)的“原子鏈?zhǔn)椒磻?yīng)”理論；熱力學(xué)第三定律 研制出含氧化鋯及其氧化物發(fā)光劑的白熾電燈 設(shè)計出用指示劑測定介電常數(shù)、離子水化度和酸堿度的方法 發(fā)展了分解和接觸電勢，鈀電極性狀和神經(jīng)刺激理論 1920年諾貝爾化學(xué)獎,其他形式： 對于有氣態(tài)物質(zhì)參與的電極，平均活度a近似的用氣體分壓來

11、表示，對于液體離子，平均活度近似用摩爾濃度來表示。固體金屬和H2O的平均活度為1。 當(dāng)體系處在常溫（T=298K，即25） Ee=E0+(0.059/n) lga氧化態(tài)/a還原態(tài) 對于金屬與離子組成的電極 Ee=E0M/Mn+ +(0.059/n) lgCMn+ CMn+金屬離子的摩爾濃度，mol/L,例題：在中性介質(zhì)中氧與OH-的平衡電極 O2+2H2O+4e=4OH- Ee=E0+(0.059/4) lgpO2(aH2O)2/(COH-)4 常壓1.01325105Pa，氧氣的壓強為0.21278105Pa， aO2=pO2=0.21278105/1.01325105=0.21 其中查表E

12、0=0.40V, COH-=10-7mol/L，aH2O=1，則 Ee=0.81V 在中性介質(zhì)中氧的平衡電極電位是0.81V。,注意：能斯特方程式在計算中，反應(yīng)物和生成物前面的系數(shù)在計算時作為指數(shù)帶入對應(yīng)的活度中。,4 腐蝕傾向的判斷,（1） 非平衡電極與非平衡電極電位 （不服從能斯特方程） 電極上物質(zhì)和電荷都不達到平衡 （電位穩(wěn)定或不穩(wěn)定） 氧化反應(yīng)（陽極反應(yīng)） ZnZn2+2e 還原反應(yīng)（陰極反應(yīng)） 2H+2eH2 電荷平衡穩(wěn)定電位,必要條件,（2）利用標(biāo)準(zhǔn)電極電位判斷金屬的腐蝕傾向 電位較負(fù)的電極反應(yīng)往氧化方向進行，電位較正的電極反應(yīng)則往還原方向進行。 凡金屬的電極電位比氫更負(fù)時，它在酸

13、溶液中會腐蝕。 （3）利用能斯特方程式判斷金屬的腐蝕傾向 方法同上。非平衡電位不服從能特斯方程式。,非平衡電極體系不能用金屬的標(biāo)準(zhǔn)電極電位和平衡電極電位，而應(yīng)該采用金屬在該介質(zhì)中的實際電位作為判斷依據(jù)。 金屬的標(biāo)準(zhǔn)電極電位和平衡電極電位在金屬表面裸露的狀態(tài)下測得的，如果金屬表面有覆蓋膜存在則不能運用標(biāo)準(zhǔn)電極電位表預(yù)測其腐蝕傾向。,腐蝕傾向的判斷 標(biāo)準(zhǔn)電極電位：標(biāo)準(zhǔn)電極電位表 不在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下： 能斯特方程式，平衡電極電位 非平衡電極電位：實際測得電位 電位較負(fù)的電極（陽極）反應(yīng)往氧化方向進行，電位較正的電極（陰極）反應(yīng)則往還原方向進行。,第一章 金屬腐蝕的基本原理,1 金屬電化學(xué)腐蝕的電化學(xué)反應(yīng)

14、式 2 金屬電化學(xué)腐蝕傾向的判斷 3 腐蝕電池 4 金屬電化學(xué)腐蝕的電極動力學(xué),第三節(jié) 腐蝕電池,1 原電池的構(gòu)成,將兩個不同的電極用鹽橋和導(dǎo)線連接起來就構(gòu)成原電池。,正極反應(yīng) Cu2+2eCu 負(fù)極反應(yīng) ZnZn2+2e 電池反應(yīng) Cu2+ZnCu+Zn2+,(負(fù)極)Zn I ZnSO4 II CuSO4 I Cu(正極) “II”表示鹽橋，“I”表示電極中兩相界面,丹尼爾電池,電子流動方向與電流方向相反。,原電池的來源： 1800年，Volta發(fā)現(xiàn)用一對鋅盤和銀盤固定在含有鹽水的硬紙板上，當(dāng)用雙手接觸鋅盤和銀盤時，感覺有微電流通過。 1836年，英國化學(xué)家Daniel 發(fā)明以其名字命名的丹

15、尼爾電池,陽極（電極電位負(fù)）：金屬溶解以離子形式溶液，同時把等量電子留在金屬中。 陰極（電極電位正）：陽極遷移過來的電子與溶液中可以接受電子的物質(zhì)D反應(yīng)。,2 腐蝕電池的構(gòu)成,(陽極)Zn I H2SO4 I Cu(陰極),腐蝕電池與原電池的比較： 相同點：都有陰（正）極，陽（負(fù)）極，都有電子通道和離子通道； 不同點：原電池不短路，電化學(xué)能做有用功， 腐蝕電池短路，不可做有用功，轉(zhuǎn)換為熱能。,腐蝕電池的三個必要條件: (1)存在電位差，要有陰極、陽極存在，陰極電位總比陽極電位正； (2)要有電解質(zhì)溶液存在，溶液中有氧化劑（根本原因）； (3) 在腐蝕電池的陰、陽極之間要有連續(xù)傳遞電子的回路。,

16、一個腐蝕電池必須包括陽極、陰極、電解質(zhì)溶液和電路四個不可分割的部分。,腐蝕原電池工作的三個基本工作過程: （1）陽極過程 MMn+ne （2）陰極過程 D+ne D.ne （3） 電流的流動（其中電子和離子的運動構(gòu)成了電回路） 腐蝕電池作用 （1）有利作用 有意識保護陰極材料 （2）有害作用 陽極總是處于較高的 溶解狀態(tài),（1）宏觀腐蝕電池電極尺寸相對較大（肉眼可以分辨陰極和陽極） （2）微觀腐蝕電池電極尺寸微小 （電化學(xué)的不均勻性是基本原因）,根據(jù)構(gòu)成腐蝕電池的電極尺寸大小，可以把腐蝕電池分為兩類：,3 腐蝕電池類型,（1）宏觀腐蝕電池類型,電偶電池 兩種具有不同電極電位的金屬在同一電介質(zhì)中

17、相接觸，即構(gòu)成電偶電池(Galvanic Cell)。 濃差電池 同一種金屬浸入不同濃度的電介質(zhì)中，或者雖在同 一電介質(zhì)中但局部濃度不同，都可形成濃差電池。 a 金屬離子濃差電池 b 氧濃差電池 通常電位較正的金屬易發(fā)生金屬離子濃差電池腐蝕， 較負(fù)的金屬易受氧濃差電池腐蝕。,a 金屬離子濃差電池 同一種金屬侵在不同金屬離子濃度的溶液中構(gòu)成的腐蝕電池。 Cu Cu2+2e Cu在稀溶液中易失電子。 溶液中金屬離子濃度越稀， 電極電位越低；濃度越大， 電極電位越高；電子由金屬 離子的低濃度區(qū)（陽極）流 向高濃度區(qū)（陰極）。,b 氧濃差電池 由于金屬與含氧量不同的溶液相接觸而引起的電位差所構(gòu)成的腐蝕

18、電池。 造成縫隙腐蝕的主要因素，危害性大。 O2+2H2O+4e 4OH- （陰極反應(yīng)） 氧的分壓越高，電極電位越高。 介質(zhì)中溶解氧濃度越大，氧電極電 位越高；而氧濃度較小處則電極電位 較低稱為腐蝕電池的陽極。,（1）金屬化學(xué)成分不均勻 （2）金屬組織結(jié)構(gòu)不均勻,（2）微觀腐蝕電池類型-電化學(xué)不均勻性,（3）金屬表面的物理狀態(tài)不均勻 （4）金屬表面膜的不完整,1 腐蝕速度 重量法，深度法，電流密度法 （1）重量法 腐蝕前后的質(zhì)量變化來表示腐蝕程度。 失重法：腐蝕后試樣的質(zhì)量減少 重量法 增重法：腐蝕后試樣的質(zhì)量增加,第四節(jié) 金屬電化學(xué)腐蝕的電極動力學(xué), 失重法：當(dāng)腐蝕產(chǎn)物能很好地去除而不損傷主

19、體金屬時用這個方法較為恰當(dāng)。 v-=m0-m1/St 式中 v-金屬失重腐蝕速度，g/(m2h)； m0腐蝕前金屬的質(zhì)量，g； m1腐蝕后金屬的質(zhì)量，g； S暴露在腐蝕介質(zhì)中的表面積， m2； t試樣的腐蝕時間，h。, 增重法：當(dāng)腐蝕產(chǎn)物全部覆蓋在金屬上且不易除去時用這個方法較為恰當(dāng)。 v+=m2-m0/St 式中 v+金屬增重腐蝕速度，g/(m2h)； m2腐蝕后帶有腐蝕產(chǎn)物的試樣質(zhì)量，g；,（2）深度法：以腐蝕后金屬厚度的減少來表示腐蝕的程度。 當(dāng)全面腐蝕時，腐蝕深度可通過腐蝕的質(zhì)量變化，經(jīng)過換算得到： vL=8.79 v- / 式中 vL腐蝕深度，mm/a； v-金屬失重腐蝕速度，g/(

20、m2h)； 金屬的密度，g/cm3.,合適,全面腐蝕的金屬，常以年腐蝕深度來評定耐蝕性的等級 金屬耐蝕性的三級標(biāo)準(zhǔn),（3）電流密度法 電流密度指通過單位面積上的的電流強度，電流越大，腐蝕速度越快。 v-=Aia/nF104 式中 v-金屬的腐蝕速度，g/(m2h)； ia 陽極電流密度，A/ cm2 ； A金屬的克原子量，g（在數(shù)值上等于原子量）； n金屬的價數(shù)； F法拉第常數(shù)，F(xiàn)=26.8Ah。,方便,注意： 不論哪種表示方法，只能表示全面腐蝕速率。,由腐蝕電流密度來表示金屬的腐蝕速度可以較方便的找出決定腐蝕速度的因素。 是什么因素決定腐蝕速度呢？決定腐蝕速度要涉及到一個重要的概念，即極化作

21、用。,2 極化與去極化 為什么電池開始作用后， 其電流會減小呢？ 影響因素：電池兩極間 的電位差和電池內(nèi)外 電路的總電阻 I=(E陰極-E陽極)/R,由于通過電流而引起原電池兩極間電位差減小，并引起電池工作電流強度降低的現(xiàn)象，稱為原電池的極化現(xiàn)象。 當(dāng)通過電流時陽極電位向正的方向移動的現(xiàn)象，稱為陽極極化； 當(dāng)通過電流時陰極電位向負(fù)的方向移動的現(xiàn)象，稱為陰極極化；,在原電池放電時，從外電路看，電流從陰極流出，然后再進入陽極，前者稱為陰極極化電流，后者稱為陽極極化電流； 同一原電池中，陰極極化電流與陽極極化電流大小相等，方向相反； 消除或減弱陽極和陰極的極化作用的電極過程稱為去極化作用或去極化過程

22、； 陽極去極化過程，陰極去極化過程； 能消除或減弱極化的現(xiàn)象稱為去極化； 引起去極化發(fā)生的物質(zhì)稱為去極劑。,極化現(xiàn)象的本質(zhì) 電子的遷移（當(dāng)陽極極化時電子離開電極，當(dāng)陰極極化時電子流流入電極）比其電極反應(yīng)及其有關(guān)的連續(xù)步驟完成的快。,（1）極化作用 極化作用使得反應(yīng)速度下降，對于防腐蝕來說，極化時有利的。金屬的鈍化就是陽極極化的一個典型應(yīng)用。 （2）去極化作用 增加去極化會使腐蝕速度增加，鈍態(tài)金屬在去極化作用下會由鈍態(tài)進入活化狀態(tài)，使腐蝕速率極大增加。,（3）極化曲線,極化曲線示意,表示電極電位與極化電流或極化電流密度之間關(guān)系的曲線稱為極化曲線。,陽極極化曲線，陰極極化曲線,（4）平衡電極極化與

23、過電位 ia M Mn+ne ic 當(dāng)電極過程達到平衡時，金屬和溶液界面建立一個穩(wěn)定的雙電層，即不隨時間變化的電極電位，稱為金屬的平衡電極電位Ee；宏觀上平衡電極電位是一個沒有凈反應(yīng)的電極，反應(yīng)速度為零，微觀ia=IicI 當(dāng)金屬與含有其離子的溶液構(gòu)成的電極體系處于平衡狀態(tài)時，金屬不會腐蝕，即平衡的金屬電極是不發(fā)生腐蝕的電極。,對于平衡電極來說，當(dāng)通過外電流時其電極電位偏離平衡電位的現(xiàn)象，稱為平衡電極的極化。 外電流為陽極極化電流時，其電極電位向正的方向移動，稱為陽極極化； 外電流為陰極極化電流時，其電極電位向負(fù)的方向移動，稱為陰極極化； 過電位=E-Ee 0，陽極極化 0，陰極極化 = 0，

24、電極平衡,3 極化原因及類型 一個電極反應(yīng)過程至少包括下列三個連續(xù)的步驟： 去極劑由溶液內(nèi)部移動到電極表面液相傳質(zhì)步驟； 去極劑在電極表面上得電子或失電子反應(yīng)生成產(chǎn)物電化學(xué)步驟； 產(chǎn)物離開電極表面向溶液內(nèi)部遷移的過程液相傳質(zhì)步驟；或產(chǎn)物形成氣相，或在電極表面形成固體覆蓋層新相生成步驟。 這三個步驟是連續(xù)進行的，但其中各個步驟的速度不相同，因此整個電極反應(yīng)的速度是由阻力最大的、最慢的那個步驟來控制的電極反應(yīng)過程的速度控制步驟，控制步驟,由于電極表面附近反應(yīng)物或反應(yīng)產(chǎn)物的擴散速度小于電化學(xué)反應(yīng)速度而產(chǎn)生的極化，稱為濃差極化。由于電極上電化學(xué)反應(yīng)速度小于外電路中電子運動速度而產(chǎn)生的極化，稱為電化學(xué)極

25、化或活化極化。 電化學(xué)極化電化學(xué)步驟 濃差極化液相傳質(zhì)步驟,根據(jù)控制步驟的不同，通常把極化大致分為兩類：電化學(xué)極化和濃差極化。,極化類型,此外，如果產(chǎn)物在電極表面形成固體覆蓋層使整個體系電阻增大，導(dǎo)致電壓降低，也可產(chǎn)生極化電阻極化 典型陽極鈍化,（1）電化學(xué)極化規(guī)律,電流密度（電化學(xué)反應(yīng)速度）對電極電位的微小變化都很敏感。 兩線交點處過電位為0，氧化速度等于還原速度，電極處于平衡狀態(tài)，電流密度為i0，電位為平衡電極電位Ee。 比平衡電位更正，氧化 比平衡電位更負(fù)，還原,（2）濃差極化規(guī)律 擴散困難濃差極化，一般陰極的還原反應(yīng) 極限擴散電流密度在某特定條件下可達到的最大還原速度。去極劑向電極表面

26、的擴散速度達到最大限度。 加大流速、提高濃度及增加溫度都會使iL變大。,對于一個陰極過程，在一個電極上同時產(chǎn)生電化學(xué)和濃差極化。低反應(yīng)速度下，以電化學(xué)極化為主，高反應(yīng)速度下，以濃差電極為主。 電極總極化=電化學(xué)極化+濃差極化 總過電位=電化學(xué)極化過電位+濃差極化過電位,第一章 金屬腐蝕的基本原理,1 金屬電化學(xué)腐蝕的電化學(xué)反應(yīng)式 2 金屬電化學(xué)腐蝕傾向的判斷 3 腐蝕電池 4 金屬電化學(xué)腐蝕的電極動力學(xué),4 混合電位理論及應(yīng)用 兩個假設(shè) （1）任何電化學(xué)反應(yīng)都能分成兩個或更多的局部氧化反應(yīng)和局部還原反應(yīng)。 （2）在一個電化學(xué)反應(yīng)過程中，不可能有電荷的凈積累。 ia=IicI 當(dāng)一個電絕緣的金屬試件腐蝕時，總氧化速度與總還原速度相等。,混合點,C,A,B,混合點（腐蝕點）處對應(yīng)的兩個電極互相極化后形成的電位稱為混合電位E混合（腐蝕電位Ecorr），對應(yīng)的電流密度為混合電流密度i混合（腐蝕電流密度icorr）。 求腐蝕速度：只要做出金屬的陽極極化曲線和去極劑的陰極極化曲線，找到腐蝕點C。,5 金屬的鈍化 （1）鈍化現(xiàn)象 某些較活潑的金屬放置在某一特定的環(huán)境中，將由原來的活潑狀態(tài)變?yōu)椴换顫姞顟B(tài)，使它失去原來的化