腐蚀的电化学基础(电化学腐蚀热力学)

金属的腐蚀与防护教学课件石油工程学院海工教研室第二章腐蚀的电化学基础电化学腐蚀热力学第一节腐蚀原电池第二节热力学概念第三节电位－pH图问题：钢铁在潮湿的空气中发生腐蚀主要属于那种类型的金属腐蚀？这种腐蚀的主要化学原理是什么？第二章腐蚀的电化学基础电化学腐蚀热力学2H++2e-=H2↑（1）酸性较强Fe－2e-=Fe2+正极：负极：第二章腐蚀的电化学基础电化学腐蚀热力学（2）中性溶液（酸性很弱）2H2O+O2+4e-=4OH－正极：负极：Fe－2e-=Fe2+第二章腐蚀的电化学基础电化学腐蚀热力学

例1：

将Zn和Cu放入稀硫酸中并用导线相互连接，就构成Zn-Cu原电池。于是在Zn电极上发生Zn的溶解，而在Cu电极上析出氢气，两电极间有电流流动。在电池作用中发生金属氧化反应的电极称为阳极（Zn-Cu原电池的Zn电极），发生还原反应电极（Zn-Cu原电池的Cu电极）称为阴极。电极反应如下：阳极：Zn—2e→Zn2+阳极发生氧化反应放出电子，电子从阳极流到阴极，被阴极反应所耗阴极：2H++2e→H2↑Zn-Cu原电池示意图（图中箭头代表电流方向）溶解氧化反应、阳极氢气析出还原反应、阴极稀硫酸第二章腐蚀的电化学基础电化学腐蚀热力学总结“原电池”放电反应：

负极(阳极Cathode):电势低，电子流出，发生氧化反应;

正极(阴极Anode):电势高，电子流入，发生还原反应。第二章腐蚀的电化学基础电化学腐蚀热力学例2.原电池锌锰干电池结构NH4Cl,ZnCl2和MnO2

浆状物正极：石墨（带铜帽）负极：锌（外壳）第二章腐蚀的电化学基础电化学腐蚀热力学负极（氧化反应）：

Zn(s)→Zn2+(aq)+2e正极（还原反应）：

MnO2(s)+H+(aq)+e→MnO(OH)(s)2MnO(OH)(s)→Mn2O3(s)+H2O(l)合并，得总的放电反应：

Zn(s)+2MnO2(s)+2H+(aq)→Zn2+(aq)+Mn2O3(s)+H2O(l)第二章腐蚀的电化学基础电化学腐蚀热力学例3.氢氧燃料电池将燃烧过程中放出的化学能转化为电能的装置叫燃料电池。

例氢燃料电池：基本反应：

H2（g）+1/2O2（g）→H2O（l），ΔH=-286KJmol-1

用多孔膜将电池分为三部：中间装75%KOH，左侧通H2，右侧通O2，扩散到KOH溶液中发生反应：（+）极：1/2O2（g）+H2O（l）+2e-=2OH-（-）极：H2（g）+2OH-=2H2O（l）+2e-

总反应：H2（g）+1/2O2（g）=H2O（l）第二章腐蚀的电化学基础电化学腐蚀热力学早在1839年，英国人W.Grove就提出了氢和氧反应可以发电的原理，这就是最早的氢-氧燃料电池(FC)。但直到20世纪60年代初，由于航天和国防的需要，才开发了液氢和液氧的小型燃料电池，应用于空间飞行和潜水艇。近二三十年来，由于一次能源的匮乏和环境保护的突出，要求开发利用新的清洁再生能源。燃料电池由于具有能量转换效率高、对环境污染小等优点而受到世界各国的普遍重视。第二章腐蚀的电化学基础电化学腐蚀热力学美国矿物能源部长助理克.西格尔说：“燃料电池技术在21世纪上半叶在技术上的冲击影响，会类似于20世纪上半叶内燃机所起的作用。”福特汽车公司主管PNGV经理鲍伯.默尔称，燃料电池必会给汽车动力带来一场革命，燃料电池是唯一同时兼备无污染、高效率、适用广、无噪声和具有连续工作和积木化的动力装置。第二章腐蚀的电化学基础电化学腐蚀热力学2002.12月2日，日本首相小泉纯一郎在东京首相官邸前乘坐本田公司的FCX型燃料电池动力汽车时向人们挥手。第二章腐蚀的电化学基础电化学腐蚀热力学

在2003年的早些时候，东芝已经发布了世界上第一块笔记本电脑燃料电池及燃料管。这种燃料电池的横截面为275×75毫米，重900克。而仅重72克的燃料管可以容纳50立方厘米高浓度甲醇。如果用这个电池系统为普通的PDA供电，那么一枚燃料管中盛载的溶液可以坚持发电20小时。日本移动运营商NTTDoCoMo宣布，该公司研发出了一种使用微型燃料电池供电的3G手机充电器原型。这种燃料电池通过合成氢和无害的甲醇来产生化学反应，以此为手机充电提供充足的能量。这款微型燃料电池重190克，可以产生近3.8瓦特的能量。别看它个头这么小，可却有惊人的耐力，在普通室温的条件下它的供电时间大大超出锂电池的寿命。不过燃料电池也有其自身的不足，它的每一个电池(一个甲醇燃料管)只能提供一次性的供电。也就是说我们不能为燃料电池进行像锂电、镍氢电池一样的充电操作。因此，当我们出远门时就得随身带着多个燃料电池了。例4.锂电池锂电池是一类由锂金属或锂合金为负极材料、使用非水电解质溶液的电池。最早出现的锂电池使用以下反应：Li+MnO2=LiMnO2，该反应为氧化还原反应，放电。由于锂金属的化学特性非常活泼，使得锂金属的加工、保存、使用，对环境要求非常高。所以，锂电池长期没有得到应用。正极上发生的反应为

LiCoO2=充电=Li1-xCoO2+Xli++Xe(电子)负极上发生的反应为

6C+XLi++Xe=LixC6

电池总反应：LiCoO2+6C=Li1-xCoO2+LixC6

后来，日本索尼公司发明了以炭材料为负极，以含锂的化合物作正极的锂电池，在充放电过程中，没有金属锂存在，只有锂离子，这就是锂离子电池。当对电池进行充电时，电池的正极上有锂离子生成，生成的锂离子经过电解液运动到负极。而作为负极的碳呈层状结构，它有很多微孔，达到负极的锂离子就嵌入到碳层的微孔中，嵌入的锂离子越多，充电容量越高。同样，当对电池进行放电时（即我们使用电池的过程），嵌在负极碳层中的锂离子脱出，又运动回正极。回正极的锂离子越多，放电容量越高。我们通常所说的电池容量指的就是放电容量。在Li-ion的充放电过程中，锂离子处于从正极→负极→正极的运动状态。Li-ionBatteries就像一把摇椅，摇椅的两端为电池的两极，而锂离子就象运动员一样在摇椅来回奔跑。所以Li-ionBatteries又叫摇椅式电池。习惯上，人们把锂离子电池也称为锂电池，现在锂离子电池已经成为了主流。例5.锌汞纽扣电池放电反应（作原电池）：负极：(氧化反应)Zn(s)+2OH-(aq)→ZnO(s)+H2O(l)+2e正极：(还原反应)HgO(s)+H2O(l)+2e→Hg(l)+2OH-(aq)放电总反应：

Zn(s)+HgO(s)→ZnO(s)+Hg(l)

电解池

是使用直流电促使非自发的氧化还原反应发生的装置，即电能→化学能的装置。1、NaCl水溶液电解池阳极：Cl-(aq)→Cl2(g)+2e(氧化反应）

阴极：2H+(aq)+2e→H2(g)(还原反应）2、

融熔NaCl电解池（左）和实验装置（右）

阳极：2Cl-(l)→Cl2(g)+2e

(氧化反应）

阴极：2Na+(l)+2e→2Na(l)

(还原反应）例3.铅蓄电池放电反应（作原电池）：负极：Pb(s)+HSO4-(aq)→

PbSO4(s)+H+(aq)+2e正极：

PbO2(s)+HSO4-(aq)+3H+(aq)+2e→PbSO4(s)+2H2O(l)放电总反应：Pb(s)+PbO2(s)+2HSO4-

(aq)+2H+(aq)→2PbSO4(s)+2H2O(l)充电总反应（作电解池）：2PbSO4(s)+2H2O(l)→Pb(s)+PbO2(s)+2HSO4-

(aq)+2H+(aq)电解的应用:电镀电镀银阳极Ag(s)(接原电池+极)

Ag→Ag++e(氧化反应)阴极(镀件)(接原电池-极)Ag++e→Ag(还原反应)海水中钢铁腐蚀的原电池。活性态Fe发生溶解，称为阳极，非活性态Fe为阴极。该腐蚀原电池的电极反应为：阳极：Fe—2e→Fe2+阴极：O2+2H2O+4e→4OH-2H++2e→H2↑后化学反应：

Fe2++2OH-→Fe（OH）2

2Fe(OH)2

+O2→2FeOOH↓+H2O

海水中铁的活性—非活性腐蚀原电池示意图溶解氧化反应、阳极氢气析出还原反应、阴极第一节腐蚀原电池

产生这种电池反应的推动力是电极之间存在的电位差。

电极电位较负的为阳极，发生金属氧化反应；电极电位较正的为阴极，在阴极上进行着溶液中某种物质（氧化态）的还原反应，如溶解氧的还原或（和）析氢反应，若存在某种高价金属阳离子则会发生它的还原生成低价金属阳离子或单质金属（如电镀）。第一节腐蚀原电池

因此，腐蚀原电池是电极电位不同的两个微观部分（其中阳极为金属）作电接触，并同时处于电解质溶液中的原电池体系，其腐蚀反应可以概括为：阳极：M—ne→Mn+

电子流动：

e阳→e阴阴极：从阳极流来的电子被阴极表面附近溶液中某种物质D所吸收，变成其还原态eD：

D+e→[eD]

上述反应，对于无强氧化剂和重金属离子的酸性溶液通常会发生氢离子的还原，即：

2H++2e→H2

第一节腐蚀原电池对于一般中性溶液，通常是溶液中的氧被还原为氢氧根离子，即：

O2+2H2O+4e→4OH—对于含有贵金属离子的溶液，则会发生金属离子的还原，例如：

Cu2++2e→Cu腐蚀过程示意图第二章腐蚀的电化学基础电化学腐蚀热力学第一节腐蚀原电池

金属表面上显微尺寸的阳极和阴极区域的形成，是由金属表面微观的电化学不均匀性造成的。产生微观电化学不均匀性的情况主要有以下几种：（1）金属的化学成分不纯或合金的化学成分不均匀。（2）合金组织不同或结构上的不均匀。前者如双相合金或固溶体中第二相的析出，或者如晶粒与晶界、亚结构之差异，以及位错线的存在等。（3）应力状态上的不均匀。金属表面在压力加工或机械加工时常常造成的显微变形程度或应力状态的不同，应力高的为阳极，应力低的为阴极。（4）金属表面氧化膜的不完整，造成膜孔处与膜完整处之间的电化学差异，膜孔处金属为阳极。第一节腐蚀原电池

电化学腐蚀过程一般用不均匀态的电化学概率来说明。

当同一金属与不同电解质接触时，会产生不同的电极电位，从而也会构成腐蚀电池。在此情况下，电位较负的部位为阳极，发生腐蚀。这种介质差异电池，有温差、湿差和浓差电池。

在海洋环境中常产生氧浓差电池，如钢铁结构中与含氧量低的溶液接触的部分电位较负为阳极，往往发生腐蚀。再如铆钉、焊接或螺栓连接时造成的各种缝隙内，由于缺氧而成为阳极并发生腐蚀，不缺氧的缝外表面为阴极，则往往腐蚀较轻或几乎不腐蚀。在海水中航行的船，气液界面处为富氧区，而水面以下的部位为阳极，往往发生水线腐蚀。第一节腐蚀原电池

腐蚀原电池既可以有明显的阴、阳极区，也可以无明显区分；可以是宏观电池（如氧浓差电池），也可以是微观电池。

伊文斯盐水滴试验可以用来区分钢铁表面腐蚀的阴、阳极区。将一滴加有酚酞和铁氰化钾（K3[Fe（CN）6]）指示剂的食盐水滴在干净的铁表面，从其颜色的变化可以观察到腐蚀的进行及阴、阳极区。在缺氧的中心区，发生如下阳极反应：

2Fe—4e→Fe2+

此过程产生的Fe2+离子与Fe（CN）63-化合，便在中心处出现蓝色区域。在盐水滴外缘，由于氧的浓度较大，发生下式的阴极过程：O2+H2O+4e→4OH-

电子由阳极区提供，产生的OH－使pH值升高，酚酞显示出粉红色。在浓差的推动下，Fe2+和OH—相互扩散，在水滴中部出现棕黄色的铁锈。

4Fe（OH）2+O2+2H2O→4Fe（OH）3↓

第一节腐蚀原电池蓝色、阳极红色、阴极棕色、铁锈第一节腐蚀原电池

这个试验一方面说明了阴阳极反应的相对部位，另一方面指出，由于氧浓差所引起的电化学不均匀性，导致了铁的局部腐蚀。

细致地进行这个实验，对金属腐蚀原理和局部腐蚀将会有较深入的了解。图a及图b只表示出稳定态的情况。第一节腐蚀原电池

最初，所谓的干净铁表面，在制备时总有划痕，因而表面存在不均匀性；同时盐水滴内的氧含量基本上是均匀的。因此，开始时兰色所显示的阳极腐蚀区位于划痕线上，其周围出现粉红色所显现的阴极区。这种状态不会延续很久，因为盐水滴内的氧由于阴极过程而消耗，中心部位的水层最厚，氧从空气经扩散而来的补充又很慢，因而碱化过程逐渐停止，中心部位的粉红色小区逐渐消失。

阴极过程：4Fe(OH)2+O2+2H2O→4Fe(OH)3↓碱化过程：O2+2H2O+4e→4OH-第一节腐蚀原电池

这时，阳极过程主要集中在滴内中心部位，为了保持电荷平衡，阴极反应的碱化过程便集中在富氧的盐水滴外缘，此时，外缘下铁表面腐蚀敏感，点腐蚀形成的Fe2+离子，在高碱性和富氧的情况下，将逐渐形成氢氧化物或氧化物的沉淀，这种沉淀物保护了敏感点，从而外缘的兰色区域也会逐渐消失。通过这种过渡期的一系列变化，便出现右图b所示的稳定状态。蓝色、阳极红色、阴极棕色、铁锈第一节腐蚀原电池使用的指示剂的浓度应尽可能低，否则会干扰上述的电极过程。

例如，过多的K3[Fe（CN）6]，可能发生Fe（CN）63－的还原，消耗电子，提供阴极过程，而K3[Fe（CN）6]2的沉淀在阳极区，也可能使氧更难于进入，加速阳极过程。因此K3[Fe（CN）6]的浓度应尽可能低，最好只显示兰色而无沉淀。

通过试验，推荐如下浓度的试剂：在100mL的0.1mol·L－1NaCl水溶液中，加入0.5mL的1％酚酞酒精溶液及3mL新配制的1％K3[Fe（CN）6]水溶液。2Fe-4e→Fe2+

阴极过程：4Fe(OH)2+O2+2H2O→4Fe(OH)3↓第一节腐蚀原电池第一节腐蚀原电池

改变试验条件可用来验证上述机理。例如：开始时盐水滴内不含氧——食盐水沸腾去氧，然后在氮气中冷却，冷后加入指示剂。在这种情况下，一开始便出现稳定状态。蓝色、阳极红色、阴极棕色、铁锈第一节腐蚀原电池

改变试验条件可用来验证上述机理。例如：开始时盐水滴内饱和氧——食盐水溶液在0℃时充氧饱和，然后回到室温，得到过饱和氧的食盐水溶液，加入指示剂进行试验。在这种情况下，则图所示的过渡状态可延续较长的时间。第一节腐蚀原电池

改变试验条件可用来验证上述机理。例如：液滴中心部位富氧——使盐水滴在氮气下进行试验，在液滴中心的上部吹氧。这时，中心部位富氧，而边缘部位缺氧，便出现了图所示的情况，边缘受腐蚀，中心部位被保护，与开始时盐水滴内不含氧图的情况刚好相反。第一节腐蚀原电池

改变试验条件可用来验证上述机理。例如：阳极缓蚀剂不足量——例如加入0.01～0.02mol·L－1Na2CO3水溶液后，受腐蚀的中心部位（Q）由于腐蚀产物的沉淀而受到保护，而边缘的敏感部位（P）由于缓蚀剂不足量，反而易于腐蚀，得到如图e所示的情况。蓝色、阳极红色、阴极第一节腐蚀原电池

腐蚀电流的存在证明：

上述一系列试验还没有直接证明腐蚀电流的存在。如果将有盐水滴的铁板置于磁场中，确实发现了液滴的转动；如果改变磁场方向，则液滴反向转动，从而证明了电流的存在。第一节腐蚀原电池

金属在自然和人为环境中发生腐蚀的原因，可以由电化学热力学来解释。热力学只研究反应的可能性，任何化学反应中如果释放能量，即自由能降低，这种反应就可能自发进行。金属腐蚀就是一种自发进行的——金属由单质变成化合物的过程，如铁变为铁锈，同时释放能量。金属与大气中的水和氧发生如下典型反应：

M（金属）+H2O+O2→M（OH）2

M（金属）+O2→MO1.自由能第二节热力学概念

下表列出了部分金属在大气中腐蚀反应的自由能变化。可以看出，除金和铂以外，表中所列金属的腐蚀反应都伴随自由能降低，也就是说，大多数金属在大气中都会自发腐蚀。金属腐蚀产物自由能变化ΔG0/kJ·mol-1金属腐蚀产物自由能变化ΔG0/kJ·mol-1MgMg（OH）2-560.2CuCu2+-165.4AlAl（OH）3-733.5AgAg+-38.5ZnZn（OH）2-378.5PtPt2+22.6CrCr3+-510.0AuAu3+40.2FeFe2+-328.2金属在大气中腐蚀反应的自由能变化第二节热力学概念

自由能降低值越大，表明金属腐蚀的自发倾向越大，但热力学只是涉及反应的倾向，与反应速度无关。如表中所示，铝、镁、铬在大气中的腐蚀倾向比铁大，但实际上铁的腐蚀速度比铝、镁、铬快得多。这是因为腐蚀开始不久，在铝、镁、铬的表面上生成了一层致密的氧化物保护膜，能够阻碍反应进行，而铁的腐蚀产物——铁锈，因其质地疏松容易脱落，故腐蚀能以较大速度持续进行。第二节热力学概念

大多数金属与水接触时具有离子化倾向。金属离子离开基体的同时，在金属表面留下相应数量的电子，离开基体的金属离子越多，留在表面的电子也越多，由于正负电荷之间吸引力的存在，使得金属离子化趋于困难，最终达成如下平衡：M—ne→Mn+2.平衡电位和标准电位

不同的金属在不同溶液中的离子化倾向不同。当达到平衡时，金属在溶液中建立起平衡电极电位。若以标准氢电极为阳极，并视其电位为零，则电极电位的大小和自由能一样，可以表示腐蚀的自发倾向，二者具有以下关系：ΔG0＝－nE0FΔG0——电极反应的自由能变化；E0——原电池的电动势或金属电极的平衡电位；n——氧化还原反应的电子转移数；F——法拉第常数（F＝96500C·mol-1）。由此得出，原电池电动势越大，反应的自由能降低就越大，即反应的倾向性也越大。第二节热力学概念下表列出了一些重要金属的标准电极电位。由于金属电位随溶液中金属离子活度和温度的变化而变化，所以采用25℃下金属离子活度为1的溶液为标准溶液，此时不同金属的平衡电位为其标准电极电位。电

对电极反应标准电极电位/VLi（Ⅰ）—（0）Li++e=Li-3.045K（Ⅰ）—（0）K++e=K-2.925Ca（Ⅱ）—（0）Ca2++2e=Ca-2.87Na（Ⅰ）—（0）Na++e=Na-2.714Mg（Ⅱ）—（0）Mg2++2e=Mg-2.37Ti（Ⅱ）—（0）Ti2++2e=Ti-1.75Al（Ⅲ）—（0）Al3++3e=Al-1.662Mn（Ⅱ）—（0）Mn2++2e=Mn-1.1Zn（Ⅱ）—（0）Zn2++2e=Zn-0.763Cr（Ⅱ）—（0）Cr3++3e=Cr-0.744Fe（Ⅱ）—（0）Fe2++2e=Fe-0.44Cd（Ⅱ）—（0）Cd2++2e=Cd-0.403Co（Ⅱ）—（0）Co2++2e=Co-0.277Ni（Ⅱ）—（0）Ni2++2e=Ni-0.25Sn（Ⅱ）—（0）Sn2++2e=Sn-0.136Pb（Ⅱ）—（0）Pb2++2e=Pb-0.126

金属的标准电极电位：

25℃下金属离子活度为1时，金属的平衡电位为其标准电极电位。第二节热力学概念电

对电极反应标准电极电位/VFe（Ⅲ）—（0）Fe3++3e=Fe-0.036H（Ⅰ）—（0）2H++2e=H20Sn（Ⅳ）—（Ⅱ）Sn4++2e=Sn2+0.154Cu（Ⅰ）—（0）Cu2++2e=Cu0.33O（0）—（—Ⅱ）O2+2H2O+4e=4OH—0.401Cu（Ⅰ）—（0）Cu++e=Cu0.522Fe（Ⅲ）—（Ⅱ）Fe3++e=Fe2+0.771Hg（Ⅰ）—（0）Hg++e=Hg0.788Ag（Ⅰ）—（0）Ag++e=Ag0.799Hg（Ⅱ）—（0）Hg2++2e=Hg0.854Pd（Ⅱ）—（0）Pd2++2e=Pd0.987Pt（Ⅱ）—（0）Pt2++2e=Pt1.2O（o）—（－Ⅱ）O2+4H++4e=2H2O+4e1.229Au（Ⅲ）—（0）Au3++3e=Au1.498Au（Ⅰ）—（0）Au++e=Au1.68第二节热力学概念

对于实际腐蚀环境，上表中的数据不能直接引用。因为实际环境中不但浓度、温度与标准状态不同，而且金属材料也非单纯，因此电位也常偏离标准值。另外金属表面通常附有氧化物，会使电位变正。有时在金属表面上存在局部电池，测得的电位将不再是平衡电位，而是混合电位或称腐蚀电位。自然电位──实际情况下，金属材料在溶液中的电位称为自然电位；稳定电位──当该电位经久不变时，称为稳定电位。

腐蚀电位──腐蚀性介质中金属材料的整体电位称为腐蚀电位。均匀的全面腐蚀具有整体一致的自然电位；局部腐蚀中，若阴、阳两极明显分开且介质的电阻较大时，不同部位的电位并不相同，采用微区测量可以得到材料表面的电位分布。

因而腐蚀电位具有动力学上的表观平均性质，故往往随时间而改变。第二节热力学概念

因为上表中的标准电极电位是纯金属在其离子活度为1的溶液中测得的电位值。平衡电位随离子浓度、温度和金属材料本身纯度的变化而变化，对于M-ne→Mn+式的电极反应，其间关系可以用能斯特方程表示：

式中：EM——金属的平衡电位（V）；

——金属的标准电极电位（V）；

R——气体常数（R=8.314J·K-1·mol-1）；

T——溶液的热力学温度（K）；

n——金属离子的氧化数，即离子价数；

F——法拉第常数（F=96500C·mol-1）；

——金属活度；

——金属离子的活度。3.腐蚀原电池电动势第二节热力学概念由于固态纯金属的活度等于1，因此上式简化为：

由上式可以看出，25℃时对于一价金属，活度每增加10倍，电位将增加59.2mV。若浓度降低，电位也随之降低。第二节热力学概念

若腐蚀反应中的阴极反应是氧去极化，即O2还原为OH—

此时OH—为还原态，O2为氧化态；用气体分压代替活度，带入上式得到：

式中：——氧的标准电极电位（+0.401V）；

——氧气的分压（atm）O2+H2O+4e→4OH-第二节热力学概念

若阴极反应为氢去极化反应，即H+得电子生成H2

2H++2e→H2↑

此时H2是还原态，H+是氧化态。由于氢气往往放空，分压为1，所以上式简化为：第二节热力学概念

腐蚀原电池电动势相当于腐蚀电池阴、阳极开路电位之差。对于氧去腐蚀反应，设氧气分压=0.2atm，pH=8，=10-6mol·L-1，T=298K。则阳极电位为：

第二节热力学概念

当E0＞0，即＜时，反应自发进行。由于大多数金属的标准电极电位均小于，所以在海水中都易发生氧去极化腐蚀。因此，人们应当重点考虑如何降低海水中金属的腐蚀速度，而不是从热力学上绝对停止腐蚀反应的发生。阴极电位等于：则腐蚀电池电动势为：第二节热力学概念

当E0＞0，即＜时，反应自发进行，发生氢去极化腐蚀，由表可以看出，位于Co以上的金属都会发生氢去极化腐蚀。则腐蚀电池电动势为：对于氢去极化腐蚀反应，设pH＝8，＝10-6mol·L-1，T＝298K。则阳极电位同上，而阴极电位为：

第二节热力学概念

腐蚀过程往往不是简单的一个阳极反应和一个阴极反应相耦合，而往往有多个反应相耦合，并常伴随一些后化学反应发生。金属的阳极反应平衡电位主要受溶液中该金属离子浓度和配位离子浓度的影响，阴极反应的平衡电位主要受溶液pH值和气体分压的影响，因此，仅根据金属平衡电位和阴极反应平衡电位判断腐蚀过程能否发生是很粗略的，还要根据电位－pH图来判断。

第二节热力学概念比利时化学家鲍尔拜（Pourbaix）用平衡体系中各物质的化学位计算出了M-H2O体系25℃时各相之间的平衡数据平衡电位E（相对于标准氢电极）为纵坐标pH为横坐标绘制出一系列电位－pH图第三节

电位－pH图水溶液中H+或OH－，它们与腐蚀反应的关系首先，一般腐蚀反应过程中的两个主要阴极反应都与H+或OH－有关2H++2e→H2↑O2+2H2O+4e→4OH－其次，溶液的pH值会影响到阳极反应的类型和产物；溶入溶液中的金属离子通过水解作用也会改变溶液的pH值。第三节

电位－pH图（1）搜集有关热力学和电化学数据，包括各化学形态的标准电极电位E0和标准生成自由能（2）确定有关反应方程式：O+ne=R或A+mH+=Bm+；（3）计算有关反应的标准自由能ΔG0；（4）由ΔG0进一步计算：（5）根据E－pH－logα关系，绘制各平衡关系线，最终得到E－pH图。第三节

电位－pH图一、绘制方法下面以铁-水体系为例，绘制E－pH图

设离子活度为10-6mol·L-1，金属活度为1，气体分压为1.013×105Pa，T=298K，由有关化学手册可以查得以下热力学和电化学数据：第三节

电位－pH图

Fe-H2O系电位—pH图对于水溶液中的氢去极化（即析氢）反应和氧去极化（即吸氧）反应：

Fe-H2O系电位—pH图

以上两个反应无H+参加，即E与pH无关，在图中为水平线段。

所以log0.038=-12+6pH

计算得出pH=1.76

此反映有H+参加，但非氧化－还原反应，在图上为垂直线段。Fe-H2O系电位—pH图

Fe-H2O系电位—pH图

Fe-H2O系电位—pH图Fe-H2O系电位—pH图（6）Fe3O4（s）+8H++8eFe（s）+4H2O（l）（7）3Fe2O3（s）+2H++2e2Fe3O4（s）+H2O（l）Fe-H2O系电位—pH图

Fe-H2O系电位—pH图（平衡固相是Fe，Fe3O4，Fe2O3）Fe-H2O系电位－pH平衡图用于腐蚀的说明图（4）～（7）各反应中有H+和电子参加，在图中为斜线段。

左图是以Fe，Fe2O3和Fe3O4为平衡固相的，如果以Fe，Fe（OH）2和Fe（OH）3为平衡固相，利用相关反应（与上述反应有别）的平衡方程式可以作得如下右图。

根据以上平衡条件，以电位E为纵坐标，以pH为横坐标作图，得到Fe－H2O体系的E－pH图。图中线条上带圆圈的标号对应着上述反应及平衡条件方程的序号。E—pH图中各相区表示该相稳定的电位、pH值条件，相邻相区间的交界线则表示一定离子活度下两相平衡的电位、pH值条件。a.2H++2eH2↑b.O2+4H++4e2H2O水稳定存在的电位、pH值条件。高电位区、强氧化条件低电位区、强还原条件当氧化态浓度增加时，E也增加，线段上移；若还原态浓度增加，则E减小，线段下移。二、E-pH图在腐蚀中的应用设铁的电位、介质的pH值对应于图中a线与⑧线之间的A点时，由图可知，Fe将生成Fe2+而产生腐蚀，同时阴极反应生成氢气，即发生析氢腐蚀。

如果铁的电位、介质的pH值处于图中a—⑨—⑩—b线所包围区域的B点时，铁将伴随氧被阴极还原为OH-的过程产生吸氧腐蚀。当铁的电位处于图中⑧—⑥线以下时，如C点，在任何pH值条件下铁都不会产生腐蚀。

如果Fe-H2O系E—pH条件处于图中⑥—⑦线之间的D点时，首先铁将溶解，然后经由Fe（OH）2，Fe（OH）3生成Fe3O4。

如果体系条件处于⑦—⑩—b线之间的D′点时，铁将先溶解，最终生成Fe2O3，成为致密的氧化膜，同铁表面牢固地结合在一起（这种情况不能直接从E－pH图中看出），这将阻滞以后的腐蚀过程。三、E—pH腐蚀状态图

在E—pH平衡图中，从金属腐蚀的角度看大体分为三类相区。②腐蚀区，⑧—⑨—⑩—11线与纵坐标轴所围区域。在该区域内Fe2+为主要稳定存在形态，铁将自发转化为Fe2+，因此称作“腐蚀区”。①金属的热力学稳定状态区，如图中⑧—⑥线以下区域，在此相区内金属不可能发生腐蚀，故也称为“不腐蚀区”或“免蚀区”（Immunity）。③钝化区，图中⑨—⑩—11线以右区域，腐蚀速度很小，可以忽略不计而认为“无腐蚀”按照这种方法将图划分为三个区域，变成了表明腐蚀状态的E—pH图，叫做E—pH腐蚀状态图（Corrosion-Immunity-PassivationDiagram）。腐蚀状态图对于腐蚀研究和防腐蚀工作非常有用首先可以根据E-pH条件预测该金属是否可能发生腐蚀或因钝化而抑制腐蚀发展。其次也可由它指示防腐蚀途径Fe-H2O系腐蚀状态图如图中F点处于腐蚀区，若将电位降低至不腐蚀区，即可