第五章 电解质溶液的平衡及其应用

第五章电解质溶液的平衡及其应用5.1弱电解质的电离平衡5.2离子互换反应5.3盐的水解及应用5.4缓冲溶液（选学）5.5沉淀平衡——溶度积规则5.6氧化还原平衡及其应用5.7金属的电化学腐蚀5.8电解及电镀，精炼铜5.9化学电源

2.水的离子积常数Kw:纯水在298K时，实验测得其中所含H+

和OH-

的浓度都为1ⅹ10-7mol·L-1,而且它们的乘积是个常数。这个常数就称为水的离子积常数，简称水的离子积，用Kw表示，即：

Kw

＝

[H+][OH-]＝1.0ⅹ10-14

温度升高，则

Kw

数值增大。想想这是为什么？

5.1弱电解质的电离平衡5.1.1水的电离平衡及水的离子积

1.水是一种极弱的电解质，它能发生如下很微弱的电离并建立平衡：

H2O⇌H++OH-5.1.2溶液的pH和pOH

1.溶液的pH值：纯水或稀酸稀碱溶液中，[H+]的数值都很小，直接使用和计算都不方便，为方便起见，引入pH概念。它的定义是：pH=-lg[H+]，同样，pOH

=-lg[OH-]。

2.用pH值表示溶液的酸碱性：

常温下，中性溶液的pH＝7

酸性溶液的pH＜7

碱性溶液的pH＞7

例1在25℃时，若10体积的某强酸溶液与1体积的强碱溶液混合后呈中性，则混合之前，该强酸的pH值与强碱的pH值之间应该满足什么样的关系？解：设用下标a和b分别表示酸和碱，按题意有如下关系：

10[H+]a=[OH-]b

(混合液呈中性)

因25℃时，

Kw＝10-14

故[OH]b=10-14/[H+]b代入上式得：

10[H+]a=10-14/[H+]b,移项得：[H+]a·

[H+]b=10-15

两边取负对数得：-lg[H+]a－lg[H+]b=15

例题解析解：因为水电离是吸热反应，升高温度，水的电离应向电离的方向移动。故80℃时的K'w

应大于25℃的Kw=10-14，即80℃时：

Kw′=[H+][OH-]＞10-14，因[H+]=[OH-]所以[H+]＞10-7

亦即pH<7。

答：在80℃时，纯水的pH值小于7。亦即：pHa+pHb＝15

答：混合之前，强酸pH值与强碱pH值之和等于15。例2

试讨论在80℃时，纯水的pH值是否等于7？1.常温（严格讲是298K）时，Kw=[H+][OH-]=1×10-14，

这个关系式不仅适用于水,而且适用于任何酸、碱、盐

溶液之中。

几点推论2.根据定义，不难导出如下关系式（常温时）：

pH+pOH＝143.Kw与温度有关，因此，若温度不是298K时，在中性水中[H+]和[OH-]依旧相等，但水的pH却不等于7了.

1.电解质是指在水溶液中，或熔融状态下，能够导电的化合物，可分为强电解质和弱电解质。强电解

质在水溶液中全部电离为自由移动的离子，不存在分

子。强酸、强碱和盐类大都是强电解质。比如：

HCl＝H++Cl-

（或HCl→H++Cl-

）

NaOH＝Na++OH-

NaCl＝Na++Cl-5.1.3弱电解质的解离平衡及Kbo和Kao

2.弱电解质在水溶液中，只有部分分子电离为自由移动的离子。弱酸、弱碱都是弱电解质，水本身也是弱电解质。

4.电离常数Ki可表示弱电解质的电离程度，Ki

与温度有关而与浓度无关。用Ka

和

Kb

分别表示弱酸和弱碱的电离常数（酸acid,碱base）。

3.弱电解质在水溶液中，存在电离平衡。电离平衡遵循一般化学平衡原理。查表，25℃时，Ka(HAc)＝1.8ⅹ10-5。电离平衡属化学平衡的范畴，因此关于化学平衡的一般规律（平衡常数的书写及其意义，平衡移动原理等）都适用于电离平衡。因此学习本节内容时，要注意前后联系，温故知新，融会贯通，灵活应用。例题解析例1醋酸（CH3COOH,简写为HAc）是一弱酸，试写出它在水溶液中的电离方程式及其Ka

的表达式。解：CH3COOH⇌H++CH3COO-

或HAc⇌H++Ac-这里用“⇌”双箭头表示电离是可逆反应，存在电离平衡，其电离平衡常数表达式为：例2计算298K时，0.1mol•L-1HAc溶液中的［H+］

解：

起始时0.100（单位：mol•L-1）

平衡时(0.1-x)xx

因为Ka值很小，所以x<<0.1，近似计算则：

所以

一般公式：例3写出氨水的电离平衡常数表达。

解：

解：H2S为二元弱酸，它可发生分步电离如下：

25℃时

一级电离：H2S⇌H++HS-

……………①

5.1.4多元弱酸的分级解离平衡

在水溶液中能够解离出多于一个氢离子的酸，称为多元酸。

多元酸（H2S，H2CO3等）是分级解离的。

例试写出H2S分步电离方程式及分步电离常数K1

和K2，并讨论是否存H2S总电离方程式和K总。二级电离：HS-

⇌H++S2-…………………

②

总电离：式①

+式②得：

H2S⇌2H++S2-

通过以上分析比较，可得出结论：

（1）K1＞＞K2（凡多元弱酸或多元弱碱均如此）

（2）H2S溶液中［H+］并不等于［S2-

］的2倍5.2离子互换反应

5.2.1离子反应和离子方程式

有离子参加的水溶液中的反应叫做离子(互换）反应。水溶液中酸、碱、盐之间可发生离子互换反应。例如：（3）HCl+AgNO3=AgCl↓+HNO3

(H++Cl-+Ag++NO3-

=AgCl↓+H++NO3-)

NaCl+AgNO3=AgCl↓+NaNO3

(Na++Cl-+Ag++NO3-=AgCl↓+Na++NO3-)（2）H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O（1）HCl+NaOH＝NaCl＋H2O上述(3)中实际上发生的反应只是：

Ag++Cl-=AgCl↓

用实际参加反应的离子符号写成的化学方程式，

叫做离子方程式。

书写离子方程式的步骤要点：现以盐酸与氢氧化钠的反应为例：（1）写出完整的化学方程式：

HCl+NaOH＝NaCl＋H2O

（2）将可溶强电解质改为离子形式，而难溶物、非电解质和弱电解质仍以分子形式表示：

H++Cl-

+Na++OH-＝Na++Cl-

+H2O

（3）消去等号左右两边等量的相同离子（实际未参加反应的离子）：

OH-+H+=H2O

（4）检查并使得方程式左右两边满足物质守恒和电荷守恒，即原子数和电荷数须相等5.2.2离子反应的条件

离子反应发生的条件是生成弱电解质、气体或沉淀。只要符合三个条件中的一个即可。例如：①Ba2++SO42-=BaSO4↓(白色沉淀)OH-

+H+=H2O（中和反应）③CaCO3+2H+=Ca2++H2O+CO2↑5.3盐的水解及应用①强酸强碱盐，如：NaCl,KNO3等②强酸弱碱盐，如：NH4Cl,CuSO4等③强碱弱酸盐，如：Na2CO3,NaAc等④弱酸弱碱盐，如：NH4Ac,Al2S3等盐是酸碱中和反应的产物，可分为四类：5.3.1盐的水解

2.强酸弱碱盐水解后溶液呈酸性，pH＜7

弱酸强碱盐水解后溶液呈碱性，pH＞7

强酸强碱盐不发生水解，溶液呈中性，pH＝7

弱酸弱碱盐发生的水解反应，进行得最完全，称为“双水解”。

1.盐的离子与水电离出的H+或OH-

相结合生成弱酸弱碱的反应，叫做盐的水解。它是中和反应的逆反应。例1NH4Cl的水解

水解化学方程式：NH4Cl＋H2O⇌NH3·H2O+HCl

其离子方程式：NH4++H2O⇌NH3·H2O+H+

例2NaAc的水解

水解化学方程式：NaAc+H2O⇌HAc+NaOH

其离子方程式：Ac-+H2O⇌HAc+OH-例3Na2CO3的水解分两步进行，其第一步是主要的：

第一步水解：CO32-+H2O⇌HCO3-+OH-

第二步水解：HCO3-

+H2O⇌H2CO3+OH-例4NH4Ac的水解（双水解）

水解方程式：NH4Ac+H2O⇌NH3·H2O+HAc

离子方程式：NH4++Ac-+H2O⇌NH3·H2O+HAc5.3.2盐类水解的应用(4)其它……(3)发面用小苏打（NaHCO3）,水解呈碱性

(2)游泳池水、自来水采用AlCl3,因其水解生成Al(OH)3絮状胶体，吸收沉降悬浮杂质，达净化目的。

(1)长期施用(NH4)2SO4

化肥，会使土壤酸化板结，为改良之，可施加石灰或草木灰（K2CO3）。例题解析

1.实验室配制FeCl3

溶液时，往往需加入一定量盐酸，其理由何在？解：因为Al2S3

的水解反应生成弱酸H2S和难溶性弱碱Al(OH)3

即发生“双水解”,反应进行完全，所以在水溶液中不能制得Al2S3只能在高温下，用粉状的Al和S直接反应来制取。

2.为什么制备Al2S3

不能用Al2(SO4)3

和Na2S的水溶液反应，而可以用Al和S粉直接在高温下化合而得到？解：FeCl3

易发生水解，生成Fe(OH)3

沉淀，加入盐酸的目的，是抑制FeCl3

的水解：

FeCl3+3H2O=3HCl+Fe(OH)3↓课堂练习（判断题或选择题）

①酸与碱生成的盐类的水溶液必定显中性（）

②在醋酸钠水解平衡体系中，为抑制NaAc的水解反应，应采用的措施

是（）

A.加酸B.加碱C.加热D.加水

③下列物质的水溶液中，H+

浓度最大的是（）

A.NaCl

B.NaAc

C.Na2CO3

D.MgCl2

④1L0.1mol·L-1

的盐酸、硫酸、醋酸溶液中H+数目由多到少的顺序

是（）

A.HCl、H2SO4、

HAc

B.HAc、H2SO4、HCl

Ｃ.H2SO4、HCl、HAcＤ.H2SO4、

HAc、HCl

⑤任何强酸与强碱的中和反应的离子方程式都是H++OH-

⇌H2O（）

⑥NaOH是强碱，氨水是弱碱，所以NaOH溶液的[OH-]一定比水的

[OH-]大（）5.4缓冲溶液（选学）

引言——请计算填空常温下，纯水的pＨ＝＿＿，在１Ｌ纯水中滴入２滴（约０.1mL）1.0mol·Ｌ-１HCl后，其pＨ＝＿＿，再滴入４滴（约0.2mＬ）1.0mol·L-1NaOH后，则pＨ＝＿＿。通过此例说明，少量的强酸和强碱加入纯水中，会引起它的pＨ发生急剧的变化，纯水不具有保持pH相对稳定的能力。7410

5.4.1内容要点

2.缓冲溶液的组成：由高浓度的弱酸及其盐，或高浓度的弱碱及其盐混合构成缓冲溶液。

1.缓冲溶液是指能够抵抗外加少量强酸（强碱）或稀释而保持溶液本身pH基本不改变的溶液。

3.缓冲溶液pH值计算公式：

（2）由弱碱及其盐组成的缓冲溶液：（1）由弱酸及其盐组成的缓冲溶液：

4.缓冲溶液的配制：欲配制pH为一定值的缓冲溶液，首先选择缓冲系统的弱酸（或弱碱）的pKa（或pKb）与所需pH值大约相等，即pH≈pKa（或pH≈14－pKb），然后调节盐与弱酸（或弱碱）的浓度比，使所配缓冲溶液pH达到要求的数值。

5.缓冲溶液有着广泛用途。

5.4.2学习方法可应用“由特殊到一般”的认识规律来学习本节内容。具体讲，可从HAc和NaAc组成的缓冲溶液这个例子讨论起，从中掌握有关缓冲溶液的一般规律：

HAc→H++Ac-起始浓度Ca0Cs平衡浓度Ca-x

x

Cs+x因为x很小，所以式（3－1）和（3－2）是缓冲溶液pH值计算的两个基本公式。对于弱碱及其盐组成的缓冲溶液，同法可以推导出：习题：若在上述例1的缓冲溶液90mL中，分别加入10mL0.1mol∙L-1HCl和10mL0.1mol∙L-1NaOH后，pH值各为多少？5.4.3例题分析

例1

将0.2mol∙L-1HAc与0.2mol∙L-1NaAc等体积混合后，计算此缓冲溶液的pH值。解：等体积混合后，各物质浓度分别为：

[HAc]＝0.1mol∙L-1,[NaAc]＝0.1mol∙L-1

查表得：

Ka＝Ka（HAc）＝1.8×10-5；pKa＝4.75故应选取（NaH2PO4+NaHPO4）例2

欲配制pH＝7.2的缓冲溶液，应如何选择缓冲系统？解：从《大学化学教程》书中表2-1查找：

pK＝7.21＝pKa2(H3PO4)＝pK（H2PO4-）

解之，m=36.72（克）答：取36.72g的NaAc∙3H2O溶于300mL0.5mol∙L-1的HAc溶液中，即配置得到pH＝5.0的缓冲溶液。

例3

欲配置pH=5.0的缓冲溶液，需称取固体NaAc·3H2O多少克，溶于300毫升的0.5mol·L－1HAc溶液中？解：相对分子量

M(NaAc·3H2O)=M(CH3COONa·3H2O)=24+3+32+23+3×18=136NaAc·3H2O的质量5.5.1知识要点

1.沉淀平衡：难溶强电解质固体与溶液中相应离子间存在的动态平衡，称为沉淀平衡，也可称为溶解平衡。这是一种固相和液相之间建立起来的多相平衡。5.5沉淀平衡——溶度积规则

2.在一定温度下，当难溶强电解质达到沉淀平衡时，溶液中离子浓度的系数幂之乘积为一常数，该常数称溶度积常数，简称溶度积，用符号Ksp表示。物理和化学组成、性质均匀的部分称为相。相例如：AlCl(S)⇌

Ag+＋Cl－,Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl－]Fe(OH)3(S)⇌

Fe3+＋3OH－,Ksp(Fe(OH)3)=[Fe3+][OH－]3

Ksp数值越小，表示该沉淀越容易生成，越难溶解。反之亦然。

Ksp数值可在书末附表中查找。3.溶度积规则：对于难溶强电解质AmBn,存在以下沉淀平衡：

AmBn(S)⇌

mAn+＋nBm-

由此可推导出以下规则，即：当[An+]m[Bm-]n<Ksp(AmBn)时，溶液未饱和，无沉淀析出当[An+]m[Bm-]n=Ksp(AmBn)时，溶液达饱和，处于平衡态当[An+]m[Bm-]n>Ksp(AmBn)时，溶液过饱和，有沉淀析出。5.5.2例题分析例1

把0.02mol∙L-1的Na2SO4和0.02mol∙L-1的CaCl2溶液等体积混合后有无沉淀析出？（已知Ksp(CaSO4)=6.1×10-5）解：两种溶液等体积混合后，浓度减小一半，故得到：

[SO42-]=0.01mol∙L-1,[Ca2＋]=0.01mol∙L-1[SO42-]]Ca2+]=1×10-4>6.1×10-5

根据溶度积规则，有CaSO4析出例2

在含有Fe3＋和Mg2＋（设浓度均为0.01mol∙L－1）的溶液中，加入NaOH溶液，使其生成沉淀将两种离子分离开来，应如何控制溶液的pH范围？注：①使离子沉淀完全，是指离子浓度c≤10-5mol∙L－1

②已知：Ksp(Fe(OH)3)=10－36,

Ksp(Mg(OH)2)=10－11解：Fe3＋＋3OH－＝Fe(OH)3（S）

10-5mol∙L-1∵Ksp(Fe(OH)3)＝[Fe3＋]∙[OH-]3∴10－36＝10－5[OH－]3，[OH－]3＝10-31[OH－]＝10-10.3，pOH＝10.3故pH≥3.7同理，Mg2＋＋2OH－＝Mg(OH)2（S）

0.01mol∙L-110－11＝10－2[OH－]2，[OH－]＝10－4.5pOH＝4.5故pH≤9.5答：应控制溶液在3.7<pH<9.5范围内

例3

已知Ksp(Ag2CrO4)＝1.2×10-12，求Ag2CrO4在水中的溶解度（用单位g/100gH2O表示）。解：先设Ag2CrO4溶解度为xmol∙L-1，则有：

Ag2CrO4→2Ag+＋CrO42-平衡浓度/mol∙L-12x

xKsp＝［Ag+］2∙［CrO42-］＝（2x）2∙x＝1.2×10-12解之，x＝6.69×10-5Ag2CrO4的摩尔质量为331.8g∙mol-1，因此它在水中的溶解度为：

6.69×10-5mol∙L-1×331.8g∙mol-1＝2.22×10-2g∙L-1

＝2.22×10-3g/100gH2O答：Ag2CrO4在水中溶解度为2.22×10-3g/100g水。例4

锅炉或蒸汽管内的锅垢的主要成份是什么？有何危害？应如何除去？试分析讨论之。解:其主要成分是CaSO4，试比较它与CaCO3的溶解性质：

Ksp(CaSO4)＝2.5×10-5

Ksp(CaCO3)＝8.7×10-9表明，CaCO3沉淀更易生成。可使CaSO4转化为CaCO3。具体分析如下：

注：锅炉给水，在进入锅炉前可用Na2CO3处理，对要求更严者，可再用Na3PO4处理，理由何在？故可先用

Na2CO3

溶液处理锅垢，然后用“酸洗”的方法，即可将锅垢除去。这里是用什么酸来清洗？C+O2＝CO2H2+1/2O2=H2O5.6氧化还原平衡及其应用1.有电子得失（或电子对偏移）的反应，亦即元素化合价发生变化的反应，叫做氧化还原反应。比如：5.6.1氧化还原反应基本概念

如：Fe+CuSO4＝FeSO4＋Cu

Fe+Cu2+＝Fe2+＋Cu

该反应中，Fe是还原剂，Cu2+为氧化剂2.失去电子（或电子对偏离），价态升高的物质叫还原剂得到电子（或电子对偏向），价态降低的物质叫氧化剂①要熟记上表（元素名称及符号）②位置在H之前的元素可与酸反应，置换出H2气。试举2例。③位置在前的元素，可与在其后的元素的盐类反应，将后一种金属置换出来，反之则否。试举2例。3.金属活动次序表：

KCaNaMgAlMnZn，CrFeCoNiSnPbH,SbBiCuHgAgPtAu5.配平氧化还原反应方程式：得失电子数相等是配平方程式的主要依据。比如：4.氧化与还原相辅相成，同时发生不可分割。5.6.2原电池1.定义：能将化学能直接转变为电能的装置，称为原电池。2.锌铜原电池：可利用Zn+Cu2+＝Zn2+＋Cu反应，组成原电池如下：铜－锌原电池的装置示意图（1）电池反应及电极反应负极反应（流出电子）：Zn－2e-＝Zn2+

元素价态升高，氧化反应，称为“阳极氧化”正极反应（获得电子）：Cu2+＋2e＝Cu

元素价态降低，还原反应，称为“阴极还原”。总电池反应：Zn＋Cu2+＝Zn2+＋Cu（2）原电池的负极发生氧化反应（失去电子），又可称为阳极；原电池的正极发生还原反应（得到电子），又可称为阴极。记住：“阳极氧化，阴极还原”永远如此。（3）原电池符号：它是原电池装置的一种简略的化学符号，可以反映出原电池的组成（半电池或电极、盐桥等），例如锌—铜原电池的符号是：

（－）Zn|Zn2+‖Cu2+|Cu（＋）又如：原电池符号为：（－）Pt|Sn2+,Sn4+‖

Fe3+,Fe2+|Pt（＋）请写出它的正、负极反应式和总电池反应式。正极负极界面界面盐桥（4）氧化还原电对：在原电池电极上发生的反应都是由同一种元素不同价态的物质来实现的。也可以说，在半电池中，氧化态物质和还原态物质组成一个氧化还原电对，简称电对，并用符号［氧化态］/［还原态］表示。比如Zn-Cu原电池的两个电对可表示为

Zn2+/Zn和Cu2+/Cu。5.6.3标准电极电势知识要点（1）电极电势φ:氧化还原电对具有一定的电势，称为电极电势，并用符号φ表示。比如Zn-Cu原电池两个半电池的电极电势可分别表示为φ(Zn2+/Zn)和φ(Cu2+/Cu)。（2）标准氢电极电势：电极电势的大小不仅与电对本身有关，而且还与离子浓度、气体压力和温度有关，其绝对数值无法测定，但可相对比较大小，为此规定电对H+/H2的标准电极电势为零，即:φo(H+/H2)=0.0伏。（3）标准状态：标准状态下的电极电势就是标准电极电势。标准状态规定条件是：溶液离子浓度为1mol∙L-1,气体压力为100kPa，温度不作规定，一般是指298K。（4）标准电极电势φo

：标准状态下，任意电对的电势即为它的标准电极电势φo

，其数值是与φo(H+/H2)比较而确定的。比如φo(Zn2+/Zn)＝－0.76伏，而

φo(Cu2+/Cu)＝0.34伏。由书末附表可以查得φo的数值。（5）电极电势φ的代数值越大，表示该电对中的氧化能力越强；电极电势φ的代数值越小，表示其电对中的还原态物质的还原能力越强。反之亦然。（6）氧化还原反应自发进行的条件是：φ(氧化剂)>φ(还原剂)或φo(氧化剂)>φo

(还原剂)。例由附表查得：

φo

(H+/H2)＝02H+＋e－＝H2

φo

(Zn2+/Zn)＝－0.76VZn2+＋2e－＝Zn

φo

(Cu2+/Cu)＝0.34VCu2+＋2e－＝Cu

φo

(Sn4+/Sn2+)＝0.15VSn4+＋2e－＝Sn2+

φo

(Fe2+/Fe)＝－0.44VFe2+＋2e－＝Fe

φo

(Fe3+/Fe2+)＝0.77VFe3+＋e－＝Fe2+

φo

(Al3+/Al)＝－1.71VAl3+＋3e－＝Al

φo

(MnO4－/Mn2+)＝1.51VMnO4－+8H++5e-=Mn2++H2O

据此，请写出3～5个能自发进行的氧化还原反应方程式。

1.重点：（1）原电池的概念，原电池符号，正负极反应式和总电池反应式。（2）氧化还原电对概念,φo数值大小的含义。

2.难点：利用φo来判断氧化还原反应进行的方向。本节复习指导重点与难点思路与方法

1.氧化与还原反应是电子发生转移、元素价态发生变化的反应，以此为基础，使其被迫在两个电极（半电池）上进行，构成原电池，从而引出电对、电极电势、电池电动势等概念。线索清楚，思路明晰，抓住要领(标准电极电势φo

)，统摄整个内容。

2.着重掌握下式表示的相互关联(正向和逆向都要会)：原电池符号正、负极反应式总电池反应例1

写出锌—铜原电池符号，正、负极反应式和总的电池反应式。解：（－）Zn|ZnSO4‖CuSO4|Cu（＋）负极：Zn－2e＝Zn2+

（氧化反应）正极：Cu2+＋2e＝Cu

（还原反应）总反应：Zn＋Cu2+＝Zn2+＋Cu

（氧化还原反应）例2

已知下列反应能自发进行：Sn2+＋2Fe3+＝Sn4+＋2Fe2+,试写出由此反应组成的原电池的符号。解：（－）Pt|Sn2+,Sn4+‖

Fe2+,Fe3+|Pt（＋）在该原电池中，电极Pt片起导电作用，本身不参加反应，称为惰性电极。正、负电极上的电对分别是：Fe3+/Fe2+和Sn4+/Sn2+。除铂以外，石墨也可以作为惰性电极。例题解析

例3

常见金属活动顺序表如下：K、Ca、Na、Mg、AlMn、Zn；Cr、Fe、Co、Ni、Sn、Pb、H；Sb、Bi、Cu、Hg、Ag、Pt、Au。试从标准电极电势数值大小讨论之。解（1）上表实际上是按照它们与其常见价态离子构成的电对的φ0的数值，由小到大顺序排列而得到的。比如：

φo

(K+/K)＝－2.9V，φo

(Fe2+/Fe)＝－0.44V，φo

(H+/H2)＝0V，

φo

(Cu2+/Cu)＝0.34V等。（2）表中在H之前的金属可以跟稀酸反应，置换出H2气，而在H之后的金属则不能。比如：

Zn＋2H+＝Zn2+＋H2↑，Ag＋2H+→不发生反应（3）表中靠前边的金属单质可以与其后的金属盐类发生反应，置换出后边的金属单质。比如：

Sn＋2Ag+＝Sn2+＋2AgZn＋Ni2+＝Zn2+＋Ni

例4

根据φo

(Fe2+/Fe)=-0.44V和φo

(

Cu2+/Cu)＝0.34V，找出氧化剂和还原剂，并写出它们之间发生反应的离子反应式来。解：φo

数值的大的电对中的氧化态物质作氧化剂，故应是Cu2+；φo

数值小的电对中的还原态物质作还原剂，故应是Fe，其自发进行的氧化还原反应是：

2Fe＋Cu2+＝2Fe2+＋Cu必读与习题1.必读：≪大学化学教程≫第3章3.1原电池和电极电势2.习题：（1）组成原电池的条件是什么？如何决定正负极？（2）写出下列原电池的两极反应式和总反应式：

(a)（－）Ni|Ni2+‖Pb2+|Pb（＋）

(b)（－）Zn|Zn2+‖Fe3+,Fe2+|C（＋）

(c)（－）Pb|Pb（NO3）2‖AgNO3|Ag（＋）（3）将下列氧化还原反应组成原电池，写出原电池符号：

(a)H2＋2Ag+＝2H+＋2Ag(b)Fe2+＋Ag+＝Fe3+＋Ag(c)Cr2O72-＋3Sn2+＋14H+＝2Cr3+＋3Sn4+＋7H2O

（4）由φo

数值判断下列反应可否自发进行，若能进行，配平方程式：

Fe3+＋Cu→Fe2+＋Cu2+

1.金属通过原电池反应而遭破坏，称为电化学腐蚀。

2.腐蚀反应：金属电化学腐蚀过程，阳极和阴极分别发生氧化反应和还原反应，被腐蚀金属是作阳极（也可称作负极），阳极腐蚀。

3.析氢腐蚀：在酸性介质中，阴极反应是2H+＋2e＝H2,故称为析氢腐蚀。

4.吸氧腐蚀：在碱性或中性介质中，阴极反应主要是：O2＋2H2O＋4e－＝4OH－，故称为吸氧腐蚀。5.7金属的电化学腐蚀基本概念与知识点

例1

试讨论常见锅炉、铁制水管等发生的腐蚀现象。解：因是在中性介质条件下，不易发生析氢腐蚀，故主要是发生吸氧腐蚀，反应式如下：阳极（Fe）

2Fe－4e-＝2Fe2+

阴极（杂质）O2＋2H2O＋4e