金属腐蚀原理

1、3.3.1概述从腐蚀的定义及分类，我们知道腐蚀主要是化学过 程，我们可以把腐蚀过程分为两种可能的主要机理 化学机理和电化学机理.化学腐蚀是根据化学的多相反应机理，金属表面的 原子直接与反应物（如氧、水、酸）的分子相互作用 金属的氧化和氧化剂的还原是同时发生的，电子从金 属原子直接转移到接受体，而不是在时间或空间上分 开独立进行的共轲电化学反应。金属和不导电的液体（非电解质）或干燥气体相互 作用是化学腐蚀的实例。最主要的化学腐蚀形式是气 体腐蚀，也就是金属的氧化过程（与氧的化学反应） 或者是金属与活性气态介质（如二氧化硫、硫化氢、 卤素、蒸汽和二氧化碳等）在高温下的化学作用。电化学腐蚀责 分均属

2、于电化学 壤、地下水、潮 是电化学腐蚀。基属图3-11铁的电化应 学腐蚀模型_液离最常见的腐 腐蚀。如在 湿大气、酸电化学腐蚀本区别是：的相互作用。 阳极过程中，形成水子；另一个蚀，金属腐 自然条件下 雨等）对金机理与纯化 电化学腐蚀 被分为两个 是金属原子 合金属离子 共轲的阴极蚀中的绝大部（如海水、土 属的腐蚀通常学腐蚀机理的 时，介质与金 独立的共轲反 直接转移到溶 或溶剂化金属 过程是留在金属内的过量电子被溶液中的电子接受体或去极化剂接受而发生 还原反应。左图即是铁的电化学腐蚀模型。（点击放 大 播 放 fl ash）3.3. 2 金 属 腐 蚀 的 电 化 学 概 念1 .电 极 反

3、 应 及 电 极相：由化学性质和物理性质一致的物质组成的、与 系统的其他部分之间有界面隔开的集合叫做相。电极系统：如果系统由两个相组成，一个相是电子 导体（叫电子导体相），另一个相是离子导体（叫离 子 导 体 相 ）,且 通 过 它 们 互 相 接 触 的 界 面 上 有 电 荷 在 这 两个相之间转移，这个系统就叫电极系统。将一块金属（比如铜）浸在清除了氧的硫酸铜水溶 液中，就构成了一个电极系统。在两相界面上就会发 生下述物质变化：Cu（M）f Cu （soi）+2e（M）这个反应就叫电极反应，也就是说在电极系统中伴 随 着 两 个 非 同 类 导 体 相 （ Cu 和 CuSO4 溶 液

4、） 之 间 的 电 荷 转移而在两相界面上发生的化学反应，称为电极反应。 这 时 将 Cu 称 为 铜 电 极 。同样我们将一块金属放入某种离子导体相中，也会 发生类似的电极反应：Me - Me n+ + n e但是大家注意，在电化学中，电极系统和电极反应 这两个术语的意义是很明确的，但电极这个概念的含义却并不很肯 的电子导体相 是某一特定的 指电子导体材定，在多数 或电子导体 电极系统或 料。场合下，仅指组材料，而在少数相应的电极反应成电极系统场合下指的，而不是仅如 一 块 铂 片 浸 在 H2 气 氛 下 的 HCl 溶 液 中，此时构成电极系统的是电子导体相 Pt 和 离 子 导 体 相

5、 的 水 溶 液 ， 其 电 极 反 应 是：图 3 12 氢电极 示意图1 / 2 H 2 H （soi）+ e（M）我 们 称 之 为 氢 电 极 而 不 是 铂 电 极 。（ 如左上图，点击放大）电极反应的特点是：< 1 > 所 有 电 极 反 应 都 是 化 学 反 应 ，因 此 所 有 关 于 化 学 反应的一些基本定律（如当量定律，质量作用定律） 都适用于电极反应，但它又不同于一般的化学反应；< 2>电极反应必须发生在电极表面 上 ；< 3>两个共轭的氧化还原反应。2 . 电 极 电 位金属作为一个整体是电中性的。当金属与溶液接触 时，由于其具有

6、自发腐蚀的倾向，金属就会变成离子 进入溶液，留下相应的电子在金属表面上。结果使得 金属表面带负电。而与金属表面相接触的溶液带正电。 这就使得在电极材料与溶液之间的相界区不同于电极材料或溶液本 电层的建立， 电位差就叫电 离子越来越多 子对离子的吸 最后达到平衡 衡电位。当温. 离子/升，（即 位。, 该相界 金属与溶电位。 随 留在表面 力，金属 此时就有 为 2 5 C ,区通常 液之间 着时间 的电子 的离子 一个不 金属离称为双电层 产生了电位 的推移，进 也越来越多 化倾向愈来 变的电位量 子的有效浓。 由于双差。这种 入溶液的 , 由于电 愈困难，,称为平度是 1克活度为 1） 时的

7、平衡电位叫标准电极电图 313 电双层结构示意图电极电位 （一 E液）我们是这个我们从图314 一个电极系统的绝对电位无法测量示意图金属与溶液的电位差）其绝对值即（E金无法测量出来的下左图中（点击放大）可以清楚地看到.我们要测如图中的（E c u E s o l ）,就 要将电表连接到此电位的两端，为此必 须引入金属 Me ,所以实际上我们测得的 电位是E= （ EcuEs o l ） + （ Esol - EMe） + （ E Me - Ecu），也就是由 Cu /水溶液和 Me /水溶液两个电极系统 所组成的原电池的电动势。而这个为了 测量而使用的电极系统 （Me /水溶液） 叫参考电极（

8、对参考电极的要求是：电 极反应应保持平衡，且与该电极反应有 关的各反应物的化学位应保持恒定）。此，确切地说我们测得的电极电位应是待测电极系统与参考电极系统组成的原电池的电动势在各种参考电极中，有一个电极最重要，这就是标准 氢 电 极 ： 它 是 镀 了 铂 黑 的 Pt 浸 在 压 力 为 1 个 大 气 压 的 H2气氛下的 H +离子活度为每升 1克离子的溶液中构 成的电极系统， 其电极反应为：1/2H2(g)H ( sol ) +e( pt)按 化 学 热 力 学 中 规 定 ，该 电 极 的 标 准 电 极 电 位 为 零 。 所以用标准氢电极与待测电极系统组成的原电池的电 动势即电极

9、电位就可以认为是等同于待测系统的电极 电位绝对值。如果我们采用别的参考电极(用饱和甘汞电极等)那么所测得的 电位之间就有 系统，而与待 用不同的参考 算。故我们指 所用的参考电电极电位与用 一个差值，这 测电极系统无 电极测出的电 某个电极系统 极类型。标准氢电极所 个差值只决定 关。测定了这 极电位值之间 的电极电位时测得的电极 于参考电极 些差值后， 可以互相换 一定要指明一般来说，我们可以用一个通式来表示一个电极反应：(- Y R ) R + ( - 11 ) S 1 + ( - 2 2 ) S 2 + , ,m m S m + +Ze其 中 ： R还 原 体 ；O 氧 化 体S氧 化

10、状 态 没 有 发 生 变 化 的 物 质第j种物质的化学计量系数电极反应中电子 e的化学计量系数这个电极系统其平衡电极电位与温度和浓度的关系可 用 能 思 特 （ Nernst ） 方 程 式 表 明 ：（ 以 标 准 氢 电 极作为参考电极）Ee= E +（RT/ZF）汇 丫 j In a j=E +（RT/ZF） In （口 aj T j ）其 中 ： Ee平 衡 电 极 电 位 ， 即 该 电 极 在 不通电时所具有的电极电位E0标准电位：E = （ 1 / Z F ） E 丫 j j（j j种物质的标准化学位）R 气体常 数Z参加电 极T绝对温 度F法拉第 常a金属离 子（ 焦 耳

11、/度 ）反应的电子数（273 t） oC数 （96500 库 仑 ）活度如 对电极 系统： Cu（m） f Cu （soi）+2e（M）Ee = E + ( R T / 2 F ) In a cu 2 +当 Cu2+的活度等于 1时，Ee = E将标准电极电位按次序排列的表格叫做电化序（如 下表为在水溶液中某些电极的标准电极电位（电化 序）表31水溶液中某些电极的标准电极电位（电化序）电极反应标准电极电位（伏特）L i + + e = L i一K+ + e = K一N a + + e = N a一Mg 2 + 2 e = Mg一T i 2 + 2 e = T i一Mn 2 + 2 e = Mn

12、一Z n 2 + + 2 e = Z n一Cr .腐蚀电位与接触腐蚀我们现在考虑在一个腐蚀液中放入两块电极电位不 同的纯金属 Mi和 M2 （如 Fe和 Cu）.如果它们孤立存在 时，它们会分另1J达至U平衡（Mi= Mi n + + n e ,M2 =M2 m+ me ）,其电极电位即为平衡电位。但若我们用一根电阻为零 + 3 e = Cr一F e 2 + 2 e = F e一Ni 2 + 2 e = Ni一Pb 2 + 2 e = Pb一C u 2 + + e = C u +C u + e = C uA g + + e = A gA u + + e = Au电化序反映了金属氧化，还原的能力

13、。对于预测金 属在一定环境中是否产生腐蚀是很有用的。电位低， 表示金属容易离子化（如 Fe,Zn,Mg等金属），电位高， 表示金属不容易离子化（如 Cu,Ag,Au等贵金属）。导 线 将 它 们 连 起 来 ，会 出 现 什 么 样 的 情 况 呢 ？ 如 图 315所 示 。（ 点 击 放 大 ）假 设EeM2>EeM1, 则 导 通 以 后 就 有 电 流沿 导 线 从M2 流 向 M1 ， 也 就 是 说 M1 孤 立存在时金属表面的电子会通过导线流 向 M2， 使 得 M1 表 面 电 子 减 少 而 M2 表 面 电子增多，从而使得电极反应 M1=M1n+ne 失 衡 ， 反

14、应 向 着 正 反 应 方 向图 3 15 由两种不同金属作为电极材料的短路原电池示意图进行，也 就 是 导 线 连 通 后 ， 在M1 上 有 阳极电流（从金属流入溶液），金属M1溶解速度加快，而对于电位较高的M2来说，则 使 得 电 极 反 应M2=M2m+me失 衡 ，向逆反应方向进行，也就是导线连通 后， 在M2 上 有 阴 极 电 流 （ 从 溶 液 流 入 金属）， 即使 得M2 的 溶 解 速 度 减 慢 。若 溶 液 中 含 有 去 极 化 剂 Y， 其 电 极 反 应 为 Y- e=Y， 且 EeM1<EeY<EeM2， 则 在 阴 极 上 进 行 的 电 极 反

15、 应 为 就 不 是 M2 = M2 m+ + me，而是 Y-e = Y，即 M2本身并不参与电极反应所以上述的原电池实际上就是一个短路的原电池， 我 们 也 称 之 为 腐 蚀 电 池 即 只 能 导 致 金 属 材 料 破坏而不能对外界作有用功的短路原电池。由 于 我 们 用 的 是 电 阻 为 零 的 导 线 将 M1 和 M2 连 接 起 来，所以连通后 M1与 M2 上 的 电 位 应 相 等， M1和 M2 独立 存 在 时 Ee M2 > EeM 1 ，故 连 接 后 两 个 电 极 系 统 的 电 极 电 位 就不再是其平衡电 位 ， 而 是 同 一 个 电 位 E，电

16、 位 E 既 是极 （M1） 反 应 的 非 平 衡 电 位 ， 又 是 阴 极 （ M2） 反 应 的非平衡电位，并且我们可以证明：EeMl<E<EeM2,即 E介电极的平衡电位之间以上我们讨论的是两块非常纯的金属 Ml和 M2分另1J 放入同一溶液中，然后将它们用导线连接起来的情况。 既然导线电阻为零，也就相当于将 Mi和 M2直接靠在一 起，而在 Mi和 M2上分另I有阳极电流和阴极电流。如上 所述，如果溶液中有去极化剂 Y存在，且 Ee Mi < Ee Y < Ee mM2 时，那么此时的电极反应就是 Mi = Min+ne和 Y + e = Y- , 而 同作

17、为阴极的材料 M2本身没有关系，所以我们可以将 靠在一起的 Mi和 M2看作为两块 Mi靠在一起，也就是说 相当于一块增大了面积的金属Mi浸在溶液中，在其上进行的电极反应仍是共轲反应 Mi=Min + + ne和 Y+e = Y- （如 F e 在酸中：Fe=Fe + 2e, 2H+ +2e=H22）, （即如下图 所示）。（点击放大）此时 Mi的电极电位既不是 E e M i , 也 不是 E e Y ,而是介于 Eemi与 EeY之间的电位 E , 这一对耦合起来的电极反应都在图3i6 由同一种这个非平衡电位 E下进行，我们称该电金属作为电极材料组成的极电位 E为这一对共轲电极反应的混合短

18、路原电池与电极反应耦 合系统之关系如果共轲电极反应中，阳极反应是金属 Mi的溶解反应，则这一对共轲反应进行的结果就是导致金属 Mi的破坏其混合电位又叫做腐蚀电位 Ecorr。综上所述，金属的腐蚀是由氧化反应与还原反应组 成的腐蚀原电池过程。根据阴极与阳极的大小，我们 又将腐蚀原电池分为宏观腐蚀电池和微观腐蚀电池. 宏观腐蚀电池就是我们能够用肉眼分辨出阴阳极，如 一般的电偶腐蚀或双金属腐蚀时，由于两种金属存在电位差，蚀电池则它们连接时用肉眼分不就构成宏观出阴阳极，腐蚀电池如金属中而微观腐杂质，不同的相，不同的结构之间的电位不同，从而导致了金 属上出现了许多微观上的腐蚀原电池。实际上，在实际环境中

19、，浓度，温度都偏离标准状 态，加上在同一种金属表面上存在腐蚀微电池，我们 测出的并不是金属的平衡电极电位，而是混和电位或 腐 蚀 电 位 。 如 前 述 ， 对 于 具 有 不 同 腐 蚀 电 位 Ecorr1 和Ec o r r 2的两个金属 Ml和 M2 ,假设在溶液中存在去极化剂Y， 且 其 腐 蚀 电 位 Ecorr1<Ecorr2, 则 当 它 们 彼 此 独 立 而 未 接触时，在它们身上分别具有下列的共轭反应M1 : 阳 极 反 应 ， M1> M1 n + + n e ， 电 流 记 为 i 1 a ， 阴极 反 应 ， Y+e- - - >Y- 电 流 记

20、为 i 1c；M2: 阳 极 反 应 ， M2>M2m+me ， 电 流 记 为 i 2a， 阴极 反 应 ， Y+e- - - >Y- 电 流 记 为 i 2c；此 时 i 1a=| i 1c| , i 2a=| i 2c| , 即 它 们 分 别 对 外 显 示 电 中 性.而当用导线将它们相接后于 Ecorr1<Ecorr2， 则 此时 M2 就 作 为 连 通 后 的 原 电 池 的 阴 极 ， 而M1 为 阳 极 。 并且接触后，将两电极作为一个整体来看极上总的极反应电流的绝对值同电极上总的阴极反应流的绝 对 值 仍 然 相 当 ， 即 i 1a+i 2a=| i

21、1c| +| i 2c|但 此 时 在 两 个 金 属 M1 和 M2 上 ，阳 极 反 应 电 流 和 阴 极 反应电流的绝对值就不再相当了，而且，对腐蚀电位 较 低 的 M1 ， 其 阳 极 电 流 的 绝 对 值 大 于 阴 极 电 流 的 绝 对值 ， 即 i 1a>| i 1c| ， 而 对M2 则 i 2a<| i 2c| ， 这 也 就 意 味 着Mi和 M2短接后，Mi的溶解速度增加了而 M2的溶解速度反而降低了， 这种情况就是接触腐蚀即由于同电极电位较高的金属接触而引起腐蚀速度增加的现象。虽然接触腐蚀引起电位较低的 Mi的腐蚀 速度增加，但从另一个角度考虑，Mi的

22、壮 烈牺牲却可以使 M2的腐蚀速度减缓，即M2图3 17 接触腐 蚀效应示意图受到了保护，这也就是我们通常所说的阴极保护效应或称牺牲阳极保护法.如左图。（点 击放大）4 .电极的极化< 1 >极化现象如上所述，当腐蚀电位为Ecorri与 Ecorr2的两块金属Mi与 M2互相接触时，若Ecorr 1<Ecorr2则接触后将引起Mi的阳极溶解反应Mi - Mi n + + n e ） 较单独存在时增大所以其电极电位要比 E c o r r i增力口， 而此时 M2的阴极电流将比单独时增大，它的电位要从E c o r r 2往低的方向移动，设它们都移动到同一个值 E ',

23、 则 EEcorr i > 0 而Ecorr2<0,即接触后对每一个电极来说其上都有绝对值不为零的电流出现，在 Mi上出现阳极性电流在 M2上出现阴极性电流由此我们可以给出定义电极极化当电流通过电极时电极电位偏离其平衡电位数值的现象叫电极极化阳极极化作用：使阳极的电极电位偏离其平衡电位 数值而变得较正的极化作用叫阳极极化。阴极极化作用：使阴极的电极电位偏离其平衡电位 数值而变得较负的极化作用叫阴极极化。从定义我们可以知道，极化不一定非得两块金属接 触才行，给一个电极通以一定的电流也可引起极化，且随着电极上电流密度的增大，电极电位偏离平衡电 位的数值也增大，也即极化作用增强<2

24、>过电位：某电极在给定的电流密度下的电极电位（E ） 与其平衡电极电位 （E e ） 之间的差值叫做该电极在给定电流密度下的过电位 （£）, 或叫过电势，超 电势等，即£=£-£, 阳极极化时，E> Ee , E> 0 ; 阴极极化时，E<Ee,E<0,£的绝对值表明极化作用的程度。影响过电位的因素很多，如电流密度，温度，电解 溶液的浓度，电极材料及其表面状态等等。在电镀中 较大的极化作用有利于形成结晶细致的镀层。产生极化作用的原因，主要有两个：一个是由于电 极上的电化学反应速度小于电子运动速度而造成的， 由此引起

25、的极化叫电化学极化。另一个是由于溶液中 的离子扩散速度小于电子运动速度而造成的，由此引 起的极化叫浓差极化。5 .腐蚀速率及电位一PH图< 1 >腐蚀速率金属作为阳极而被腐蚀时，失去的电子愈多即流出 的电量越大，金属溶解得也就愈多，溶解量或腐蚀量 与电量之间的关系服从法拉第定律，即：W=Q A/(F n)=I t A/(F n)式中：W-金属腐蚀量； Q流过的电量；F法拉第常数；n金属的价数；A金属原子量；I电流强度；t- -时间金属在单位时间内单位面积上所损失的重量，就称 为腐蚀速率，由 上 式 可 知 腐 蚀 速 率K=W/S t=I A 3600/(S F n),式中：s为面

26、积；单位为 g / m2 - ho腐蚀速率既可用失重法表示，也可用增重法来表示 的，当然也可以用腐蚀电流密度 icorr表示，icorr可用 伊文思 (Evens) 图进行图解。极化曲线：表示电极电位随电流密度的变化而改变 的关系曲线叫做极化曲线.(点击放大)混合控制极控制极控制图 3 18 极 化 曲 线的伊文思图解在 Evens 图 中 同 时 绘 有 金 属 阳 极 氧 化 和 阴 极 还 原 的 极 化 曲 线 ， 两 曲 线 的 交 点 对 应 的 电 流 密 度 i corr 即 腐 蚀 电 流 密 度 ， 对 应 的 电 位 即 腐 蚀 电 位 Ecorr。从图中可见，交点的位置

27、即电流大小取决于极化曲 线的走向。对腐蚀速度起主要影响作用的是在腐蚀过程中的某一步骤，这一 进行，这一步 重的情况下， 导作用，则为 一数量级的场步骤与其它骤即为腐蚀腐蚀过程为阳极控制；合，则为混步骤比较阻力 的控制因素， 阴极控制，若 在阴极极化和合控制（如上最大，最不易 在阴极极化严 阳级极化起主 阳极极化为同 所示）。<2>电 位 PH 图从热力学的观点看，大多数金属与周围的介质接触 后，都有被腐蚀的倾向，这是一个自由能减少的过程。 基于化学热力学原理，用金属的氧化还原电位作为 纵坐标，溶液的PH值 作 横 坐 标 ， 金 属 与 水 的 电化 学 反应或化学反应的平 衡值

28、作 出 线 图 ， 称 为 E- PH 图， 下 左图 是 Fe 的 电 位 PH 图 . （ 点 击 放 大 ）在金属的腐蚀过程中，除金属离子化反应外，还同同时涉及两个重要反应，即氢的逸出和氧的还原反应，这两个反应是绝大多数电化学腐蚀过程的阴极反应。因3 19的电位铁 - 水系统PH图此衡，值在也同一表个图示出上我们把来。就是这图两上个的反两应条的虚平线ab 和 cd。a b 线表示：2H+ +2e=h2cd 线表示：1/2O2+2H+ + 2e= H2O这两个反应的平衡位随溶液的P H 值 发 生 变 化 ，可用能斯特公式算出Ea=E b 二两虚线之间的区域是水稳定存在的区域ab 线 以

29、下 区 域 表 示 有 H2 析 出 ， cd域表示有氧析出在 Fe H2O 的 电 位p H图中，包含了7种 平 衡 反 应按图中标示依次是 f e = F e 2+ + 2 e f e 2+ = Fe3+e F e 2+ + 3 OH- = Fe( OH) 3 + e F e 3+ + 3 H2 O= Fe(OH)3 + 3 H + Fe+3H2。= Fe(OH)3 + 3 H+ + 3 e Fe+2H2。= HF e O2 - + 3 H+ + 2 e HF e O2 - + H2 O= Fe(OH)3+ e在 电 位 PH 图 中 我 们 看 到 有 三 种 形 式 的 平 衡 线 :

30、 平 行 于 PH 轴 的 平 衡 线 ： 平 衡 条 件 与 溶 液 的 PH 值 无关，只有当影响平衡的条件有关物质的活度改 变时，反应的平衡条件才会改变，即使得这种水平的 平衡线的高度发生变化。当电位高于相应的平衡线时 将使电极反应按从还原体向氧化体的方向进行；平行于电位轴的平衡线：平衡条件与电位无关， 当 PH 值 高 于 相 应 的 平 衡 PH 值 时 ， 反 应 将 向 着 产 生 H 或 消 耗 OH 的 方 向 进 行 ， 反 之 亦 然 ； 斜 线 ：平 衡 条 件 既 与 电 位 有 关 又 与 溶 液 的 P H 值 有 关，判断反应方向要综合上述两条来判断。电位一PH

31、图的实用价值在于：台匕 能<1>预<2>估<3>预金属在这腐蚀产物的组能减缓腐蚀的系中的腐蚀能否发生.成.环境变化条件等.但由于这种图是建立在热力学基础上的，预示反应能否进行，而不能反应腐蚀的速它只题，能反应腐蚀进行中各种状态变化，当介时有离子Cl -, SO42) 时 ，反应就变得复杂起来，提高现混实际该图和电应用位，形成钝态的若能补充实用性.条件也要发生改变。所实验或经验数据，可以6. 钝 化从热力学上讲，绝大多数金属通常在介质中都会自 发地被腐蚀，可是金属表面在某些介质环境下会发生 一种阳极反应受阻即钝化的现象。钝化大多降低了金 属的腐蚀速度，增加了金

32、属的耐蚀性。如图是一可钝化金属的典型的阳极极化曲线.（点击 放大）开始阶段（ab段），腐蚀速率随氧化 能力（电位）的增大逐渐增大，该区称为溶化区；当电位达到一定值（致钝电位 E c p）时，腐蚀速率急剧下降，此区（b c图320可钝化金属的 典型的阳极极化曲线段）中金属 升高超过钝 状态，此时 维钝电流， 段）为钝化表面处于不稳化电位 E f时，阳极溶解电流 腐蚀速度很小 区间；电位再定状态；电位 金属处于钝化i p很小，称为, 此区间 （cd升高大于过钝化电位 Etr时，阳极电流密度又随着电 位的增加而增加.在过钝化区间，金属电 极上又发生了新的电极反应。如果想办法使金属的复合电位保持在钝化

33、区，则腐 蚀速度将降到很低。我们可以采用几种方法来达到这 一目的.<1>阳极保护：就是通入阳极电流使金属进入钝化 区，利用恒电位器保持所需要的电位。< 2 >增大氧化剂浓度：随氧化剂浓度上升，则氧化剂 还原电位上升（如图中 1.2. 3. 4 线）。当氧化剂浓度 很低时，线 1与阳极极化曲线交于 A点，金属处于活 态，腐蚀速度很大；增大氧化剂浓度至 2 线，得到三个 总 氧 化 速 度 和 总 还 原 速 度 相 等 的 交 点 D、C、B 点 ， B点位于活化区，金属处于溶解状态，D点虽然位于钝态 区，但也是不稳定状态，因为此时两曲线有三个交点， 在偶然情况下（例如膜破裂），金属就可能由钝态变 为 活 化 态 ， 因 此 存 在 危 险 ， C 点 处 于B（活 态 ） 和D（钝态）之间，是个不稳定状态；当氧的浓度继续上升至 线 3时 两 曲 线 只 有 一 个 交 点 ， 且 位 于 钝 化 区 ， 此 时 金 属完全处于钝态，金属受到保护，腐蚀速度很小，这 是 最 理 想 的 状 态 ； 若 氧 的 浓 度 又 急 剧 上 升 至 线 4， 两 曲 线交于过钝化区，