氧化还原反应与电化学

1 第四章氧化还原反应与电化学 氧化还原反应方程式的配平 原电池和电动势 电极电势的应用 电解 2 4 1氧化还原反应的基本概念 4 1 1 氧化还原反应与非氧化还原反应 非氧化还原反应 反应过程中不发生电子转移的反应 氧化还原反应 反应过程中有电子转移的反应 H OH H2OAg Cl AgCl 无电子的转移 3 氧化还原反应的电子转移过程 明显的电子转移 电子的略微偏移 4 4 1 2 氧化与还原反应 氧化剂与还原剂 氧化反应 氧化数升高的反应还原反应 氧化数降低的反应氧化剂 得到电子 氧化数降低的物质还原剂 给出电子 氧化数升高的物质 Zn Cu2 Zn2 Cu 失e 氧化数 氧化反应 得e 氧化数 还原反应 还原剂 氧化剂 5 氧化数 假设把化合物中成键的电子都归电负性更大的原子 从而求得原子所带的电荷数 此电荷数即为该原子在该化合物中的氧化数 NaClNa的氧化数为 1Cl的氧化数为 1 NH3H的氧化数为 1N的氧化数为 3 4 1 3氧化数 6 确定氧化数的规则 单质的氧化数为0 中性分子中各元素氧化数的代数和为零 离子 单原子离子中等于离子的电荷数 多原子离子中所有元素氧化数代数和等于离子的电荷数 共价型化合物 H 1 一般情况 1 金属氢化物中 如 NaH CaH2 O 一般O 2过氧O22 1超氧O2 1 2OF2 2 氧化数可以是分数 7 非氧化还原反应 氧化还原反应 反应过程没有原子或离子氧化数的变化 反应过程中有原子或离子氧化数的变化 氧化还原反应实质是反应过程中发生了电子的转移 在一个氧化还原反应中氧化与还原反应总是同时发生 有得必有失 有失必有得 例 求氧化数 8 4 1 4氧化还原反应方程式的配平 一个前提 知道氧化剂和还原剂在给定的条件下反应后 产物是什么 如 MnO4 SO32 酸性条件下还原产物 Mn2 无色 中性条件下还原产物 MnO2 棕 碱性条件下还原产物 MnO42 翠绿 两个原则 质量守恒电荷守恒 9 我们讨论的反应多在水溶液中进行 即 一般以离子形式进行 用该方法较简便 离子 电子法配平化学反应方程式 步骤 1 将反应物和产物以离子形式写出 例 KClO3 FeSO4 KCl Fe2 SO4 3 稀H2SO4介质中 ClO3 Fe2 Cl Fe3 弱电解质 沉淀要以分子形式给出 10 2 把整个氧化还原反应分成氧化和还原两个半反应 一分为二 3 分别配平两个半反应式 氧化反应 Fe2 Fe3 还原反应 ClO3 Cl 氧化反应 Fe2 Fe3 e ClO3 Cl 3H2O 6H 还原反应 6e 11 依据氧化还原反应得失电子总数必须相等的原则 将两个半反应合并成一个配平的离子方程式 Fe2 Fe3 e 6e 6H ClO3 Cl 3H2O 6 6Fe2 6H ClO3 6Fe3 Cl 3H2O 反应是在稀H2SO4介质中 可以写出相应的分子方程式 6FeSO4 KClO3 3H2SO4 3Fe2 SO4 3 KCl 3H2O 12 例 配平 1 分成氧化 还原两个半反应 还原反应 氧化反应 2 配平半反应 13 3 两个半反应相加 消去电子 例 配平下列反应 分成半反应 配平半反应 加合消去电子 即 14 再例 配平碱性条件下的反应 NaClO NaCrO2 NaCrO4 NaCl 1 ClO CrO2 CrO42 Cl 2 3 ClO Cl 2OH H2O 2e CrO2 CrO42 4OH 2H2O 3e 3 2 3ClO 2CrO2 2OH 2CrO42 3Cl H2O 3NaClO 2NaCrO2 2NaOH 2NaCrO4 3NaCl H2O 15 例 配平在碱性条件下进行的下列反应 还原反应 氧化反应 16 酸性介质中 多氧的一边加H 少氧一边加H2O 碱性介质中 多氧的一边加H2O 少氧的一边加OH 小诀窍 应注意 1 酸性介质中 反应式两边不能出现OH 2 碱性介质中 反应式两边不能出现H 3 中性介质中 根据情况 可加H 或者OH 4 弱电解质 难溶电解质不允许拆成离子 要写分子式 17 4 2原电池和电极电势 Zn Cu2 Zn2 Cu 化学能 热能 直接 18 4 2 1原电池 Zn片溶解 Zn 2e Zn2 Cu片上有Cu沉积下来 Cu2 2e Cu Zn Cu2 Zn2 Cu 两式相加 化学能 直接 电能 铜锌原电池 原电池 19 1 原电池组成 原电池 借助氧化还原反应把化学能直接变成电能的装置 电极 负极 电子流出的一级 发生氧化反应 正极 电子流入的一级 发生还原反应 盐桥 盐桥中装有饱和的KCl溶液和琼脂制成的胶冻 铜锌原电池 丹尼尔电池 20 铜锌原电池 丹尼尔电池 原电池由两个电极组成 每个电极就是一个半电池 即 半电池电极 还原态物质 可做还原剂氧化态物质 可做氧化剂 每个电极都有 称为氧化还原电对 氧化还原电对表示为 氧化态物质 还原态物质 如 Zn2 Zn Cu2 Cu Fe3 Fe2 MnO4 Mn2 电极反应总是在同一个氧化还原电对间进行的 21 任一氧化还原电对 原则上都可以构成一个半电池 其电极反应可写成 氧化型 ne还原型 对任一氧化还原反应 原则上都可以设计成一个原电池 原电池的负极发生氧化反应 正极发生还原反应 将负极和正极反应相加 就得到电池反应 负极 Zn Zn2 2e正极 Cu2 2e Cu 电池反应 Zn Cu2 Zn2 Cu 22 2 原电池表达式 电池符号 铜锌原电池可以表示如下 Zn ZnSO4 CuSO4 Cu 电池符号的书写规则 1 以分子式或化学式表示原电池中各物质组成 2 以 表示两相间界面 表示盐桥 表示正负极 3 按着负极在左 正极在右的原则 依各化学物质的接触次序排列各物质 4 同一相中的不同物质之间要用 隔开 5 非标准状态要注明聚集状态 浓度 压力 气体 6 如果电极反应中无固体金属单质 需要外加一惰性电极材料 Pt或石墨 作为电流的传导体 7 强电解质 可以只写参加反应的那种离子 对于弱电解质或难溶电解质 必须写分子式 23 Cu CuSO4 c1 AgNO3 c2 Ag Pt H2 p H 1M Fe3 0 1M Fe2 0 1M Pt 24 Pt Hg Hg2Cl2 s KCl 饱和 Ag Ag Pt Hg Hg2Cl2 s KCl 饱和 Ag 0 1M Ag 25 Zn Zn2 0 1mol dm 3 MnO4 Mn2 Pt 1mol dm 3 0 1mol dm 3 26 例根据下列氧化还原反应 写出相应的电池符号 解 氧化反应 负极 还原反应 正极 所以 电池符号为 Cu Cl2 1atm Cu2 1M 2Cl 1M Cu Cu2 2e Cl2 2e 2Cl 27 电极的类型 a 金属 金属离子电极 b 气体 离子电极 Zn2 2eZn Zn Zn2 2H 2eH2 Pt H2 g H 28 c 金属 金属难溶盐 阴离子电极 1 2Hg2Cl2 eHg l Cl Pt Hg Hg2Cl2 s KCl c c 0 1 M 1 M 饱和 AgCl eAg Cl Ag AgCl s Cl c 29 d 氧化 还原 电极 Fe3 eFe2 Pt Fe3 c1 Fe2 c2 Fe3 Fe2 电极 MnO4 8H 5eMn2 4H2O Pt MnO4 c1 Mn2 c2 30 4 2 2电极电势 原电池能够产生电流 说明两极间存在电势差 即 两极的电势不同 电极电势是怎样产生的呢 1 电极电势的产生 MMn ne a b 金属电极的双电层 与金属本身的活泼性有关与溶液中金属离子浓度有关与温度有关 31 用符号 表示 如 电极电势的表示方法 32 2 电极电势的测量 单个电极的电极电势的绝对值目前还无法知道 1953年 国际纯粹与应用化学联合会 国际化学界最权威的组织 规定 以标准氢电极作为基准电极 任何温度下 标准氢电极的电极电势为零 即 表示电极处于标准状态 33 标准电极 参与电极反应的所有物质均处于标准状态 离子 浓度为1mol dm 3 气体 指定温度下 分压为101325Pa 固体 液体 指定温度下 101325Pa下最稳定状态 标准状态 非标准状态表示为 表示为 34 标准氢电极 Pt H2 101325Pa H 1mol dm 3 标准氢电极 2H 2eH2 35 将待测电极与标准氢电极组成原电池 测原电池的电动势E 电极电势的测量 标准氢电极 待测电极 则 实际应用中 标准氢电极的制备和使用均不方便 常用参比电极代替 最常用的参比电极是甘汞电极和氯化银电极 参比电极 待测电极 待测电极 参比电极 or 36 Zn Zn2 1mol dm 3 H 1mol dm 3 H2 101325Pa Pt 测得 E 0 7618 V 37 用标准氢电极和标准铜电极组成原电池 电流方向与上面的相反 即 Pt H2 H CuSO4 Cu 测得 E 0 3419 V 一些常用电对的标准电极电势数值按代数值由小到大的顺序排列在附表7 38 说明 表中所列标准电极电势的正负号不因电极反应进行的方向而改变 即同一电极作正极 负极 电极电势相同 值大小表示物质氧化还原能力的强弱 大 氧化态的氧化能力强 还原态的还原能力弱 小 还原态的还原能力强 氧化态的氧化能力弱 附表7中 最强的氧化剂 最强的还原剂 最弱的还原剂 最弱的氧化剂 F2KF K 39 标准电极电势反映的是物质得失电子的倾向 数值与物质的数量无关 如 Zn2 2e Zn2Zn2 4e 2Zn 都是 0 7618伏 无简单加和性Fe2 2e Fe 0 447VFe3 e Fe2 0 771VFe3 3e Fe 0 037V 40 与金属本身的活泼性有关 电极材料 与溶液中金属离子浓度有关与温度有关 41 4 2 3浓度对电极电势的影响 aA 氧化态 nebB 还原态 能斯特 Nernst 方程式 式中 指定浓度下的电极电势 标准电极电势n 电极反应中的得失电子数F 法拉第常数R 气体常数T 电极反应的温度 任一电极反应 42 能斯特 Nernst 方程式 298 15K下 n 如果电对中的某一物质是固体或液体 则它们的浓度均为常数 常认为是1 如果电对中的某一物质是气体 其浓度用分压来表示 分压的单位为 大气压 atm 注意 43 3 方程式中的 氧化态 和 还原态 并非专指氧化数有变化的物质 而是包括了参与电极反应的所有其它物质 即 式中 氧化态 是指在电极反应中 与氧化态物质处于同一侧的所有物质 包括介质 以计量系数为指数的浓度乘积 还原态 是指在电极反应中 与还原态物质处于同一侧的所有物质 包括介质 以计量系数为指数的浓度乘积 44 例写出下列电极反应的能斯特方程式2H 2e H2 Hg2Cl2 s 2e 2Hg l 2Cl MnO4 8H 5e Mn2 4H2O 45 例计算在298 15K和Zn2 离子浓度为0 001mol dm 3时锌电极的电极电势 解 Zn2 2eZn 46 例计算 OH 0 10mol dm 3时 氧电极的电极电势 T 298 15K PO2 101325Pa 0 46 v 解 O2 2H2O 4e4OH 1 2O2 H2O 2e2OH 0 46 v 47 OH 1 0mol dm 3 o 0 401v OH 0 10mol dm 3 0 46v O2 4H 4e2H2O 1 229v 结论 随酸性增强 氧的氧化能力增强 48 例计算 1 高锰酸钾在 H 1 10 5mol dm 3的弱酸性介质中的电极电势 MnO4 Mn2 1 0mol dm 3 T 298 15K 2 高锰酸钾在 OH 1 10 4mol dm 3的弱碱性介质中的电极电势 MnO4 1 0mol dm 3 T 298 15K 1 507 0 472 1 035 v 解 1 MnO4 8H 5eMn2 4H2O 查得 49 2 介质的酸碱性对含氧酸盐的氧化性影响较大 一般在酸性介质中表现出较强的氧化性 某些含氧酸盐在不同的介质中 还会有不同的还原产物 如KMnO4Mn2 酸性 MnO2 中性或弱碱性 MnO42 碱性 MnO4 2H2O 3eMnO2 4OH 查得 50 例298 15K时 电对AgCl Ag的标准电极电势为0 2236伏 KSP AgCl 1 77 10 10 求电对Ag Ag的标准电极电势 溶液中同时存在下面两个电对 解 AgCl eAg Cl Ag eAg 表示同一个 电对Ag Ag处于标准态时 溶液中 Ag 1mol dm 3 此时 Cl Ksp Ag 1 77 10 10 mol dm 3 对 电对而言 AgCl Ag AgCl Ag 0 059lg1 Cl 0 2236 0 059lg 1 77 10 10 0 799 v 对 电对而言 Ag Ag Ag Ag Ag Ag 0 799 v 51 4 3电极电势的应用 4 3 1判断氧化剂和还原剂的相对强弱 52 4 3 1判断氧化剂和还原剂的相对强弱 53 如 电对电极反应 v I2 I I2 2e 2I 0 5355Fe3 Fe2 Fe3 e Fe2 0 771Br2 Br Br2 2e 2Br 1 066最强的氧化剂 Br2 最强的还原剂 I 54 依据标准电极电势进行判断 大 氧化态氧化能力强 小 还原态还原能力强如果氧化态和还原态都是非标准状态 或者还有H OH 参加电极反应 要考虑浓度及酸碱性的影响 例下列三个电对中 1 在标准状态下哪个是最强的氧化剂 哪个是最强的还原剂 2 若其中MnO4 改为在pH 5 00的条件下 氧化性相对强弱顺序如何 MnO4 Mn2 1 507v Br2 Br 1 066v I2 I 0 5355v解 1 在标准状态下可用 直接判断 MnO4 Mn2 Br2 Br I2 I 55 最强的氧化剂 MnO4 最强的还原剂 I 2 MnO4 Mn MnO4 Mn 1 507 0 472 1 035 v 电极电势 Br2 Br MnO4 Mn2 I2 I 氧化性 Br2 MnO4 I2 还原性 I Mn2 Br 总结 同一元素不同氧化态的物质 最高氧化态物质一定是氧化剂 最低氧化态物质一定是还原剂 一些中间氧化态的物质 如Fe2 根据所处环境 即能做氧化剂 又能做还原剂 56 如 NO2 亚硝酸盐中N为 3价 即中间氧化态遇强氧化剂 表现出还原性 NO2 NO3 遇强还原剂 表现出氧化性 NO2 NO或NH3 NO2 在溶液中以氧化性为主过氧化氢也有同样的性质 H2O2是很好的氧化剂 不引入杂质 57 4 3 2判断氧化还原反应进行的方向判断一个给定的化学反应正反应能否自动进行 先假定正反应能自动进行 然后根据正反应的方向设计成原电池 确定出正负极 根据电动势的正负号 就可以判断反应进行的方向 E 0 正 负反应处于平衡状态E 0 正 负正反应能自动进行E 0 正 负逆反应能自动进行例已知溶液中 Fe2 0 1mol dm 3 Fe3 1mol dm 3 I 0 1mol dm 3判断在298 15K时下列反应能否自动进行 58 解 将上述反应设计成原电池正极 I2 I I2 I 0 5355 0 5945 v 负极 Fe3 Fe2 Fe3 Fe2 0 771 0 059lg 1 0 1 0 830 v E I2 I Fe3 Fe2 0 5945 0 830 0 236 0该反应不能从左到右自发进行 能从右向左自发进行 59 例4 10判断下列氧化还原反应进行的方向 1 2 解 查附表7 0 447v Fe3 Fe2 0 403v 1 Cd2 Fe2 1 0mol dm 3时 Cd作正极 Fe作负极 上述反应自发从左向右进行 60 2 求非标准状态下的电极电势 此时 即 Fe为正极 Cd为负极反应方向 从右向左进行 61 4 3 3确定氧化还原反应进行的程度铜锌原电池 设反应开始时 Cu2 Zn2 1mol dm 3E E 0 3419 0 7618 1 10 v 随着反应进行 Cu2 不断减小 沉积成Cu 而Zn不断给出电子Zn2 所以 Zn2 增大 减小 也增大 E 随着两极电势的逐渐接近 E减小 最后两极电势相等 E 0 氧化还原反应达平衡状态 此时 E 0 此时 正 负 62 电池反应Zn Cu2 Zn2 Cu 该反应进行的很完全 63 推广到其他氧化还原反应 则有 注 平衡常数只与E 有关 与浓度无关 E 大 Kc大 正反应进行的彻底 64 例 计算下列氧化还原反应在298 15K时的平衡常数 并分析反应进行的程度 解 按上述反应组成原电池负极 Sn 2e Sn2 正极 Pb2 2e Pb 则 E 0 1262 0 1375 0 0111 伏 当溶液中 Sn2 2 38 Pb2 时 反应便达到平衡说明该反应进行的很不彻底 65 例根据标准电极电势计算下列反应的Kc和KSPAg Cl AgCl s 解 将上述反应两边各加一个金属银Ag Cl Ag AgCl s Ag分解为两个电极反应 Ag eAgCl AgAgCl s e 电池反应 Ag Cl AgCl s 66 4 4电解 4 4 1电解池的组成和电极反应 1 电解池 电解 在外电源的作用下被迫发生的氧化还原过程 电解池 将电能转变为化学能的装置 电解池 67 正极 与正极相联负极 与负极相联 e e 根据离子迁移的方向 又分为 阴极 是阳离子移向的一极阳极 是阴离子移向的一极 电解NaOH的电解池 抽走电子 供给电子 68 2 电极反应 阴极 得到电子 发生还原反应阳极 失去电子 发生氧化反应 总反应 电解反应 氧化还原反应 放电 离子在电解池两极得失电子的过程称为放电 69 3 原电池和电解池的区别 铜锌原电池和精炼铜的电解池 正极 原电池 还原反应Cu2 2e CuCu2 移向的一极 为阴极 装置 电解池两极处于同一个溶液中原电池两极分开 互不接触 用一个盐桥连接 电解池 氧化反应Cu Cu2 2e阴离子移向的一级 为阳极 负极 原电池 氧化反应Zn Zn2 2e阴离子移向的一极 为阳极 电解池 还原反应Cu2 2e CuCu2 移向的一级 为阴极 70 原电池与电解池的区别 71 例石墨作电极 电解CuCl2溶液时移向阴极的是 Cu2 移向阳极的是 Cl 阴极反应 Cu2 2e Cu阳极反应 2Cl 2e Cl2电解总反应 2Cl Cu2 Cu Cl2 所以 在阴极上得到的是铜 在阳极上得到的是氯气 72 例 以铂作电极 电解0 1mol dm 3NaOH溶液 4 4 2分解电压与过电势 1 分解电压 使电解能顺利进行的最低电压称为实际分解电压 简称分解电压 需通过实验测定 电解NaOH的电解池 测分解电压时的电压 电流密度曲线 73 该原电池的电子流方向与外加电源的电子流方向相反 因此 外加电压要足够大 以克服原电池产生的电动势 才能使电解顺利进行 为什么会产生分解电压呢 阴极 2H 2e H2阳极 4OH 2H2O O2 4e 部分的H2 O2吸附在铂片上 组成了氢氧原电池 电池符号 Pt H2 NaOH 0 1mol dm 3 O2 Pt 74 电解NaOH的电解池 0 1mol dm 3NaOH溶液中 OH 0 1mol dm 3 H 1 10 13mol dm 3 分解电压的理论值可计算如下 原电池的电动势 若 还原 2H2O O2 4e 4OH 氧化 H2 2H 2e 75 2 过电势 电解池中实际析出电势与理论析出电势的差值称为过电势 或超电势 规定过电势数值均为正值 E分解 阳 实 阴 实 E 理 E过 E过 阳 过 阴 过 过电压 分解电压 电解0 1mol dm 3NaOH溶液时 E过 E实 E 理 1 7 1 23 0 47V 76 原因 因电阻所引起的电压降 电极的极化所造成的 3 极化 实际电势偏离理论值的现象称为极化 分解电压与理论计算值之间有偏差 说明阴 阳极上产物析出时的实际电极电势 析出电势 与理论电极电势间有偏差 电极的极化 包括浓差极化和电化学极化两个方面 77 2 电化学极化 由于电解产物析出过程中某个步骤反应速度缓慢而引起的 1 浓差极化 由于离子的扩散速度缓慢而引起的在电解过程中 由于离子在电极上放电使电极附近的离子浓度较其它部分的浓度要小 结果使分解电压的数值增大 消除方法 搅拌和升高温度 使离子的扩散速度增加来消除或减小浓差极化 影响过电势的因素很多 主要是电极表面性质和电解产物的析出速度 结果 阳极电势更正阴极电势更负 78 电解盐的水溶液的时候 阴阳离子都不止一种 4 4 1电解产物的一般规律 取决于 标准电极电势 离子浓度 电解产物在电极上的过电势 阴极上 金属正离子 H 阳极上 负离子 酸根离子 OH 哪种离子先放电 阳极 进行氧化反应 容易给出电子的物质 还原能力强的物质 即 小的还原态物质先放电 阴极 还原反应 容易得电子的物质 氧化能力强的物质 即 大的氧化态物质先放电 79 工业上通过电解食盐水制备NaOH 为什么 电解食盐水浓度不小于5 38mol dm 3 溶液pH值控制在8左右 石墨作阳极 氯气和氧气的过电势分别为0 25v和1 06v 铁丝网作阴极 氢气的过电势0 08v 气体分压取101325Pa计算 通电后 移向铁阴极的是 Na H 移向石墨阳极的是 Cl OH 80 通过计算确定放电的先后顺序 随着电解的进行 阴极附近产生NaOH 假设浓度达10 密度1 11 则 加上过电势 0 472 0 08 0 552 v 2 71v 远小于氢的 而浓度变化最多改变0 2v 则 81 加上过电势 0 85 0 08 0 93 v Na 浓度改变不会使钠的电极电势 2 71v 大于 0 93伏 所以 阴极上是H 放电 产物是H2阳极上可能放电的是Cl OH 考虑到浓度影响及过电势 1 358 0 25 0 059lg5 38 1 57v 82 0 401 1 09 0 059lg106 1 845v 分解电压 1 57 0 93 2 5v实际还要大阴极反应 2H 2e H2阳极反应 2Cl 2e Cl2电解反应 2NaCl 2H2O 2NaOH Cl2 H2 所以 阳极上是Cl 放电 产生Cl2 所以 电解食盐水溶液时 83 阴极上可能放电的物质有金属离子 H 离子等放电的先后次序 1 的金属离子首先得电子 2 的金属离子在水溶液中不被还原 而是H 离子得电子 常见电解产物的一般规律 阳极上可能反应的物质有 复杂阴离子 简单阴离子 OH 离子和金属 可溶性阳极 放电的先后次序 1 金属阳极 除Au Pt 首先失电子 2 简单阴离子 惰性电极 尤其是石墨电极 如S2 I Br Cl 等失电子 3 复杂阴离子 惰性电极 一般不放电 而是OH 放电 84 例如 石墨作电极电解K2SO4 阴极 H2阳极 O2相当于电解水 电解的应用很广 如工业上的电镀 镀锌 85 当金属与周围介质接触时 由于发生化学作用或电化学作用而引起的破坏叫金属的腐蚀 4 4金属的腐蚀与防护 4 5 1金属的腐蚀 金属腐蚀分为化学腐蚀和电化学腐蚀两种 1 化学腐蚀单纯由化学作用而引起的腐蚀叫做化学腐蚀 金属在干燥气体或无导电性的非水溶液中的腐蚀 都属于化学腐蚀 如金属和干燥气体 O2 H2S SO2 Cl2 等接触 在金属表面直接生成相应的氧化物 硫化物 氯化物等 温度对化学腐蚀影响很大 在原油中含有多种形式的有机硫化物 它们对金属输油管道及容器也会产生化学腐蚀 86 2 电化学腐蚀金属与电解质溶液接触时 由电化学作用而引起的腐蚀叫做电化学腐蚀 特点 形成无数微小的原电池 称之为腐蚀电池 金属在大气 土壤 海水及电解质溶液中的腐蚀都是电化学腐蚀 讨论腐蚀问题时 常称阴 阳极 而不称正 负极 腐蚀电池中 阳极 负极 上进行氧化反应阴极 正极 上进行还原反应 在电化学腐蚀中 阳极上发生反应都是的金属的溶解 87 钢铁在大气中的腐蚀主要是吸氧腐蚀 阴极反应 O2 2H2O 4e 4OH 阳极反应 4Fe O2 2H2O 4Fe OH 3 而在电化学腐蚀中 阴极反应主要有两类 2H 2e H2析出氢气O2 2H2O 4e 4OH 吸收氧气 根据阴极反应的不同将电化学腐蚀分为析氢腐蚀 吸氧腐蚀和差异充气腐蚀 88 铁的吸氧腐蚀原理 金属表面常因氧气分布不均匀而引起腐蚀 阴极反应 O2 2H2O 4e 4OH 阳极反应 4Fe O2 2H2O 4Fe OH 3Fe2O3 脱水 因为由氧气浓度不均匀引起 又称之为差异充气腐蚀 89 NaCl 酚酞 又例 锌板 一段时间后 擦去液滴后 90 当铁完全浸没在0 5mol dm 3硫酸溶液中 由于铁与酸的反应速率快 空气中的氧气来不及连续进入水溶液中 这时便可能发生析氢腐蚀 析氢腐蚀电池的正极反应为 2H 2e H2 91 4 5 1金属的防腐 金属防腐的方法很多 有物理方法 化学方法和电化学方法 常用方法有 1 组成合金此法可直接提高金属本身的耐腐蚀性 如 含铬不锈钢 就是铬与铁的合金 2 采用保护层 隔离介质在金属表面覆以非金属材料涂层 使金属与大气隔离 提高耐蚀性 如涂油漆 搪瓷 塑料喷涂 加金属镀层等 92 酸性介质中无机防腐剂的效率较低 常采用有机缓蚀剂有机防腐剂 缓蚀剂 含有N S O的有机化合物 防腐原理 均有亲水基和亲油基 亲水基吸附在金属上 亲油基在外 使H 离子难接近金属 或O2在其中溶解度减小 起到保护作用 3 化学防腐法在腐蚀介质中 加入少量能减小腐蚀速率的物质以防止腐蚀的方法叫做化学防腐法 防腐剂分为无机防腐剂和有机防腐剂两种 A 无机防腐剂 主要用在中性或碱性介质中 如铬酸盐 重铬酸盐 磷酸盐 碳酸氢盐等 防腐原理 在金属的表面形成氧化膜或沉淀物 93 4 电化学防腐法 电化学防腐法就是将被保护的金属 作为腐蚀电池或电解池的阴极 因而不受腐蚀 又称为阴极保护法 实现方式 a 牺牲阳极保护法 消耗负极防腐法 b 外加电流法 a 消耗负极防腐法将较活泼金属与被保护的金属相连 使其形成原电池而达到保护的目的 较活泼金属作为电池的阳极而被消耗 被保护的金属则作为阴极得到电子 从而达到保护的目的 94 镀层破裂后白铁皮的腐蚀原理 镀层破裂后马口铁的腐蚀原理 较活泼金属 如 Al Zn及其合金 95 b 外加电流法将被保护金属与另一附加电极作为电解池的两个极 在直流电作用下 使被保护金属成为阴极而得到保护 96 本章小结 1 氧化还原反应的基本概念氧化反应 还原反应离子 电子法配平化学反应方程式2 原电池 正负极 阴阳极的定义和对应关系 原电池的基本组成 电池符号 将自发进行的氧化还原反应组装成原电池 或反之 电池电动势 E 97 3 电极电势 影响因素能斯特方程 n 的应用 求任一条件下的电极电势 判断氧化剂还原剂相对强弱 判断反应自发进行的方向 E 0 判断反应进行的程度 求反应的平衡常数 a 氧化态 neb 还原态 注意此式中n的意义 98 4 电解电解池两极反应判断电解产物的一般规律 99 4 6化学电源借助于化学变化将化学能直接转变为电能的装置叫做化学电源 化学电源 干电池 蓄电池 燃料电池 4 6 1干电池常用的干电池有锌锰干电池 锌汞电池 钮扣电池 等 它们都是原电池 1 锌锰干电池锌锰干电池是常用的直流电源 负极 金属锌筒正极物质 MnO2和石墨棒 导电材料 两极间 ZnlC12和NH4Cl的糊状混合物 100 锌锰干电池可用下面的电池符号表示 Zn ZnCl2 NH4Cl 糊状 MnO2 C 放电时负极上锌进行氧化反应 Zn Zn2 2e正极上MnO2发生还原反应 2MnO2 2NH4 2e Mn2O3 2NH3 H2O电池反应为 Zn 2MnO2 2NH4 Zn2 Mn2O3 2NH3 H2O电动势为1 5V 与电池的大小无关 缺点产生的NH3气能被石墨棒吸附 引起极化 导致电动势的下降 101 2 锌汞电池负极 锌汞齐正极 HgO和碳粉电解质 饱和ZnO和KOH的糊状物该电池符号可表示如下 Zn