金属腐蚀理论及防护第二章.pptVIP

（2）当阳极反应为 Fe＋2OH- =Fe(OH)2＋2e 查表有Eo Fe/Fe(OH)2=-0.463 V, [OH]= 10-4 mol/L Ee= Eo +RT/nF㏑(1/a(OH-)2) = -0.463＋0.0591/2×(lg 1/ (10-4)2) = -0.463＋0.0591×(-8) = -0.699 V 本章复习题 1 掌握电子导体、离子导体、电极、电极系统、电极电位等基本概念； 2 掌握双电层、双电层的组成和Stern模型 3 掌握平衡电位和非平衡电位的定义 4 重点理解和掌握平衡电位和非平衡电位的特征。 5 掌握腐蚀反应自由能的变化与腐蚀倾向之间的关系。 6 掌握可逆电池电动势与腐蚀倾向之间的关系； 7 掌握金属在溶液中发生电化学腐蚀的能量条件。 8 掌握电动序、电动序的作用和局限性； 9 何谓电位-pH图？重点掌握电位-pH图的作用。 10 理解电位-pH图的局限性。 11 何谓腐蚀原电池？它与原电池有何区别？腐蚀原电池发生的能量条件是什么？ 12 重点掌握阳极和阴极的定义； 13 重点掌握腐蚀原电池的组成和工作历程。 14 简述腐蚀原电池的类型 15 重点掌握盐浓差电池和氧浓差电池。 16 掌握腐蚀微电池的类型 16 假如电极反应Fe→Fe2+ +2e的标准自由焓变化△G0298=-84.98 KJ/mol,试求出铁的标准电极电位。 17 试根据热力学确定：为什么25℃时铜在除气的1mol/L HCl中不腐蚀，而在通空气时，在1mol/L HCl中发生腐蚀。 作业题 一、在中性溶液中，在下列情况下，氧电极反应的平衡电位如何变化： (1) 温度升高10?C (取po2 =1atm，pH = 7)。 (2) 氧压力增大到原来的10倍 (温度25?C)。 (3) 溶液pH值下降1单位 (温度25?C)。 已知：在中性溶液中， 阴极的反应为：O2+2H2O+4e = 4OH- Ee=E0（OH-/O2）+㏑(Po2/a4oH) 当温度升高10℃后有： Ee = E0（OH-/O2）+×㏑(Po2/-) =E+㏑(Po2/)+ ㏑Po2/- 则平衡电位变化量△Ee1= Ee’- Ee=㏑(Po2/-) =㏑Po2－㏑- 又因㏑=2.3lg ，则有lg=pH－14 所以：△Ee1=10×8.314/(4×96500) × ㏑Po2-10×8.314/(4×96500)×4×2.3×(7-14) =0+0.01387=0.0139V0 即：温度升高10℃后平衡电位正移0.0139V。 当氧压力增加到原来的10倍时 =E＋㏑(10Po2/)=E＋ln10＋㏑(Po2/-) △E2= Ee’’－Ee =ln10 =(8.314×298.15)/(4×96500)×2.3 =0.0148V0 即氧压力增大到原来的10倍时有氧电极平衡电位正移0.0148V 当溶液pH值下降1时有 =E＋㏑(Po2/-)=E＋ln Po2－㏑- ΔE3= Ee’’’－Ee=E＋ln Po2－㏑－(E＋ln Po2－㏑) =2.3(－14)＋2.3(pH－14) =×2.3==0.0591V0 即pH值下降1个单位，氧电压反应平衡电位正移0.0591V。 作业题 2 二、将两根铜棒分别浸于0.01mol/L CuSO4溶液和0.5mol/L CuSO4溶液，组成一个金属离子浓差电池。 （1）哪一根铜棒是阳极，哪一根铜棒是阴极？ （2）写出阳极反应和阴极反应，计算其平衡电位。 （3）该金属离子浓差电池的腐蚀倾向是多少伏？ 已知（1）在0.01 mol/LCuSO4溶液中，Cu2+的活度系数r1 =0.41；在0.5 mol/LCuSO4溶液中， Cu2+的活度系数r2=0.0668。 （2）活度 a = 活度系数 ×浓度 解 答 (1)铜棒在0.01 mol/LCuSO4溶液中时有：Cu =Cu2+ + 2e查表得：γ(Cu2+ )=0.41 又根据E =E0＋RT/nF㏑a(Cu2+) =0.337＋0.0592/2 lg(0.01×0.41)=0.266V 当铜棒在0.5mol/LCuSO4溶液中时有： Cu =Cu2+ + 2e, γ(Cu2+ )= 0.0668 又根据E =E0＋ RT/nF ㏑a(Cu2+) =0.337＋ 0.0592/2 lg(0.5×0.068)= 0.293V 因为，即铜在0.01 mol/LCuSO4溶液中的电位比在0.5mol/LCuSO4溶液中电位低。故有, 铜在0.01 mol/LCuSO4溶液中作阳极，而在0.5mol/