普通化学 第4章 电化学与金属腐蚀

第4章电化学与金属腐蚀2/5/20231研究氧化还原反应氧化还原反应产生电功----原电池电功引起氧化还原反应-----电解池1）判断氧化剂、还原剂的强弱；2）判断氧化还原反应的方向；3）计算平衡常数；4）计算原电池电动势。1)分解电压和超电势;2)电解池中两极的电解产物.关心的问题关心的问题2/5/20232理论基础标准电极电势的概念能斯特方程式实际应用化学电源电解金属的腐蚀及防止2/5/20233§4.1原电池原电池：是一种利用氧化还原反应对环境输出电功的装置。盐桥的作用：补充电荷、维持电荷平衡。盐桥是一倒插的U型管,内含KCl或KNO3溶液，可用琼脂溶胶或多孔塞保护，使KCl或KNO3溶液不会自动流出。4.1.1原电池中的化学反应1.原电池的组成2/5/20234在原电池中，电子流出的一极称为负极，而把电子流入的一极称为正极。负极：发生氧化反应Zn(s)=Zn2+

(aq)+2e-

（半反应）正极：发生还原反应Cu2+(aq)+2e-=Cu(s)（半反应）电池反应：发生氧化还原反应Zn(s)+Cu2+(aq)=Zn2+

(aq)+Cu(s)电动势E=

+--2/5/202352/5/202362.电极和电极反应原电池是由两个半电池组成的；半电池中的反应就是半反应,即电极反应。因此将半电池又叫电极。(1)几种常见类型的电极及电极符号1）金属电极（金属-金属离子电极）符号M|Mn+(aq,c)2/5/20237如在Cu-Zn原电池中，Zn电极的符号为：Zn|Zn2+(aq,c)Cu电极的符号为：Cu|Cu2+(aq,c)2/5/202382)非金属电极（气体—离子电极）如氢电极符号Pt|H2(g,p)|H+(aq,c)

氯电极符号Pt|Cl2(g,p)|Cl-(aq,c)2/5/202393)氧化还原电极（离子—离子电极）如Pt|Fe3+(aq,c1),Fe2+(aq,c2)2/5/2023104)难溶盐电极（金属-金属难溶盐—负离子电极）如甘汞电极Pt|Hg|Hg2Cl2(s)|Cl-(aq,c)银-氯化银电极Ag|AgCl(s)|Cl-(aq,c)甘汞电极注意：对于(2)(3)(4)，在组成电极时常需外加导电体材料如Pt、C（石墨）；石墨、铂是惰性电极。2/5/202311(2)氧化还原电对及对应电极反应（半反应）

氧化还原电对：每一电极都包括了处于高价态的氧化态物质和处于低价态的还原态物质，同一元素的两种不同氧化态物质称为氧化还原电对。氧化还原电对的书写格式：氧化态物质/还原态物质相应电极反应通式：a(氧化态)+neb(还原态)2/5/202312…..电极符号氧化还原电对电极反应1、Zn|Zn2+(aq,c);Zn2+(aq,c)/Zn;…………Zn2+(aq)+2e-

=

Zn(s)2、Cu|Cu2+(aq,c);Cu2+(aq,c)/Cu;……………Cu2+(aq)+2e-=Cu(s)3、Pt|H2(g,p)|H+(aq,c);H+(aq,c)/H2(g,p);，………….2H+（aq）+2e-

=

H2(g)2/5/2023134、Pt|Fe3+(aq,c1),Fe2+(aq,c2);Fe3+(aq,c1)/Fe2+(aq,c2);………………...Fe3+(aq,)+e-

=

Fe2+(aq)5、Pt|Hg|Hg2Cl2(s)|Cl-(aq,c);Hg2Cl2/Hg;………..Hg2Cl2(s)+2e-

=

2Hg(s)+2Cl-(aq)2/5/202314(3)

原电池的图式（符号）规定：1)负极写在左边，正极写在右边，以双虚垂线()表示盐桥，以单垂线(|)表示两个相之间的界面。用“,”来分隔两种不同种类或不同价态溶液。2/5/2023152）以化学式表示原电池中各种物质的组成，并分别注明气体、溶液的压力、浓度大小。3）化学式及符号的排列顺序要真实反映电池中各物质的接触顺序。例如：Cu-Zn原电池可表示为

(-)Zn｜ZnSO4(c1)CuSO4(c2)｜Cu(+)

2/5/202316例将下列反应设计成原电池，以电池符号表示之，并写出正、负极上的半反应。(1)Fe(s)+Cu2+(aq)=Cu(s)+Fe2+(aq)c(Cu2+)=1mol/dm3

c(Fe2+)=1mol/dm3解：根据反应式，电对Fe2+(aq)/Fe(s)发生了氧化反应，可作为负极，电对Cu2+(aq)/Cu(s)发生了还原反应，可作为正极。2/5/202317正极：Cu2+(aq)+2e-

=

Cu(s)负极：Fe(s)–2e-=Fe2+(aq)电池反应：Cu2+(aq)+Fe(s)=Cu(s)+Fe2+(aq)电池符号:（-）Fe|Fe2+(1mol/dm3)¦¦Cu2+(1mol/dm3)|Cu(+)2/5/202318(2)2Fe2+(aq)+Cl2(g)=2Fe3+(aq)+2Cl–(aq)c(Fe2+)=c(Fe3+)1mol/dm3,p(Cl2)=101.325kPa,c(Cl-)=1mol/dm3解：根据反应式，电对Fe3+/Fe2+发生了氧化反应，可作为负极，电对Cl2/Cl-

发生了还原反应，可作为正极。

正极：Cl2(g)+2e-

=

2Cl-(aq)

负极：2Fe2+(aq)-2e-=2Fe3+(aq)

电池反应：2Fe2+(aq)

+Cl2(g)=2Cl-(aq)

+2Fe3+(aq)电池符号：（-）Pt│Fe2+(1mol/dm3),Fe3+(1mol/dm3)¦¦Cl-(1mol/dm3)│Cl2(101.325kPa)│Pt(+)2/5/2023194.1.2原电池的热力学

假设有一个电动势为E的原电池，其中进行的电池反应为：aA(aq)+bB(aq)=gG(aq)+dD(aq)则电池反应的摩尔吉布斯函数变ΔrGm与电池电动势E之间存在以下关系：1.电池反应的ΔrGm与电动势E的关系2/5/202320在定温定压下，系统的吉布斯自由能变化值等于系统所做的最大非膨胀功：-△rGm=WfnEF原电池中只有电功其中，n为氧化还原反应中得失电子的摩尔数；F是法拉第常数，其值为96500C·mol-1；E为电池的电动势，单位为伏特（V）。2/5/202321若电池中所有物质都处于标准态时，电池的电动势就是标准电动势E⊖，即

(△rGm

⊖)T,P=-nE⊖F2/5/2023222.电池反应的标准平衡常数K⊖与标准电动势E⊖的关系:∵△Gm

⊖=-RTlnK⊖

△Gm

⊖=-nE⊖F

E⊖=lgK⊖当T＝298K时，lgK⊖=nE⊖/0.059=n(正⊖

-负⊖)/0.059在标准状态下有：ΔrGm⊝=-nFE⊝，其中E=ө+-

ө-2/5/202323应用：从求

与所处的状态不同，处于标准态，处于平衡态，只是将两者从数值上联系在一起。nn2/5/202324§4.2电极电势

原电池能够产生电流的事实，说明在原电池的两极之间有电势差存在，也说明了每一个电极都有一个电势，测定电极电势的绝对值有困难，但实际应用中只需知道它们的相对值即可。解决问题的办法:

国际上统一(人为)规定:标准氢电极的电极电势为零。4.2.1标准电极电势2/5/2023251.标准氢电极：

标准氢电极:将镀有一层疏松铂黑的铂片插入a(H+)=1mol/dm3

的酸溶液中。在298.15K时不断通入p(H2)=100kPa的纯氢气流，铂黑很易吸附氢气达到饱和，同时对电化学反应有催化作用，使氢气很快与溶液中的H＋达成平衡。其可逆程度很高,这样组成的电极称为标准氢电极。2/5/2023262标准电极电势（φө）

在标准条件下，将标准氢电极作为标准电极，人为地规定其电极电势为零，以标准氢电极、待测电极组成原电池，其电动势的数值就是待测电极的电极电势。用φө表示。2/5/202327负极正极测定标准电极电势的装置图待测电极标准氢电极2/5/202328负极：Zn(s)=Zn2+(aq)+2e-正极：2H+（aq）+2e-

=

H2(g)电池反应：Zn(s)+2H+(aq)=Zn2+(aq)+H2(g)测得Eө=0.763伏因为Eө=φө

（H+

/H2）-φө

（Zn2+

/Zn）所以φө

（Zn2+/Zn）=0–0.763=-0.763伏2/5/202329二级标准电极——甘汞电极0.1 0.33371.0 0.2801饱和 0.2412氢电极使用不方便，用有确定电极电势的甘汞电极作二级标准电极。2/5/202330

3标准电极电势表的使用

根据上述方法，可利用标准氢电极测得一系列待定电极的标准电极电势。书末附录8中列出298.15K时标准状态活度(a=1mol/dm3,压力p=100kPa)下的一些氧化还原电对的标准电极电势,表中都是按

代数值由小到大的顺序自上而下排列的。2/5/202331

2.8660.4010.34190-0.7618-2.71

φ/V

F2(g)+2eˉ=2Fˉ(aq)

O2(g)+2H2O+4e=4OHˉ(aq)

Cu2+(aq)+2eˉ=Cu(s)

2H+(aq)+2eˉ=H2(g)

Zn2+(aq)+2eˉ=Zn(s)

Na+(aq)+eˉ=Na(s)电极反应

F2/Fˉ

O2/OHˉ

Cu2+/CuH+/H2Zn2+/ZnNa+/Na电对

还原能力逐渐增强氧化能力逐渐增强2/5/202332表的物理意义和注意事项：1)表中φ

ө

代数值按从小到大顺序编排.

φө代数值越大，表明电对的氧化态越易得电子，即氧化态就是越强的氧化剂;φө代数值越小，表明电对的原态越易失电子，即还原态就是越强的还原剂；2/5/202333如:(I2/I-)=0.5355V。φ(Cl2/Cl-)=1.3583V,φφ

(Br2/Br-)=1.066V，谁的氧化性最强，谁的还原性最强？2/5/2023342）φ代数值与电极反应中化学计量数的选配无关.如：Zn2++2e-=Zn与2Zn2++4e-=2Zn

φ

数值相同3）φ

代数值与半反应的方向无关.

IUPAC规定，表中电极反应以还原反应表示，即（故有称之谓“还原电势”），

无论电对物质在实际反应中的转化方向如何，其φ

代数值不变。如Cu2++2e-=Cu与Cu=Cu2++2e-

φ数值相同a(氧化态)+neb(还原态)2/5/2023354)查阅标准电极电势数据时，要注意电对的具体存在形式、状态和介质条件等都必须完全符合.如：Fe2+(aq)+2e-=Fe(s)

φ(Fe2+/Fe)=-0.447vFe3+(aq)+e-=Fe2+(aq)

φ(Fe3+/Fe2+)=0.771vφH2O2(aq)+2H+(aq)+2eˉ=2H2O

ө(H2O2/H2O)=1.776VO2(g)+2H+(aq)+2eˉ=H2O2(aq)

ө(O2/H2O2)=0.695V2/5/202336（1）电池反应4.2.2能斯特方程有一电池反应：aA(aq)+bB(aq)=gG(aq)+dD(aq)根据热力学等温方程式ΔrGm(T)=ΔrGөm

(T)+RTlnQ-nFE=-nFE⊝+RTln{c(G)/c⊝}g{c(D)/c⊝}d/{c(A)/c⊝}a{c(B)/c⊝}b2/5/202337

当T=298.15K时，将上式中自然对数换算成以10为底的常用对数，可得：2/5/202338式中：E为给定条件下的原电池电动势；E⊝为标准电动势；n为电池反应电子转移数。由于C=1mol·dm-3,一般在不考虑Q的单位时，可将上式简化为：-----原电池电动势的能斯特方程式注意：原电池电动势数值与电池反应计量式的写法无关。2/5/202339对于任意给定的电极，电极反应通式为:

a(氧化态)+ne-

b(还原态)（2）电极反应

298.15K时:2/5/202340式中：为给定条件下的电极电势；ө

为标准电极电势；n为电极反应电子转移数。（3）书写能斯特方程式的注意事项(P127)A（氧化态）和（还原态）分别表示电对中氧化态和还原态物质，它既包括有氧化数发生变化的物质，也包括参加电极反应而氧化数没有变化的其它物质。2/5/202341如MnO-4(aq)+8H+(aq)+5e-

=Mn2+(aq)+4H2O(l)(MnO-4/Mn2+)=ө(MnO-4/Mn2+)+0.05917/nlgc(MnO4-){c(H+)}8/c(Mn2+)}B若参加电极反应的物质有气体，应以该气体的分压代替浓度.如Cl2(g)+2e-

=

2Cl-(aq)

(Cl2/Cl-)=ө(Cl2/Cl-)+0.05917/nlg{p(Cl2)/p⊝}/c{(Cl-)}22/5/202342C若电极反应中有固态或液态物质时，它们的浓度可以认为不变，皆为常数.如Zn2+

(aq)+2e-

=

Zn(s)(Zn2+/Zn)

=ө

(Zn2+/Zn)+0.05917/nlgc(Zn2+)2/5/202343

Br2(l)+2e-

=

2Br-(aq)(Br2/Br-)=ө

(Br2/Br-)+0.05917/nlg1/{c(Br-

)}22浓度的影响(1）（氧化态）浓度增加或（还原态）浓度减少，增加，氧化态物质氧化能力增加；(2）（氧化态）浓度减少或（还原态）浓度增加，减少，还原态物质还原能力增加。2/5/202344例：将Ni片置于0.1mol/dm3

NiSO4溶液中和Cu片置于0.2mol/dm3

CuSO4溶液中组成原电池。写出该电池的符号，计算电池电动势，写出电池反应。解：因为

（Ni2+/Ni）=ө

(Ni2+/Ni)+0.05917/nlgc(Ni2+

)=-0.257+0.05917/2lg0.1=-0.29V2/5/202345（Cu2+/Cu）=ө

(Cu2+/Cu)+0.05917/nlgc(Cu2+)

=0.3419+0.05917/2lg0.2=0.321V从以上计算可知，电对Ni2+/Ni可作负极，电对Cu2+/Cu可作正极，则电池符号为：

（-）Ni│Ni2+

(0.1mol/dm3)┆┆Cu2+(0.2mol/dm3

)│Cu(+)

E=+--=0.321–(-0.29)=0.611V2/5/202346负极：Ni(s)=Ni2+(aq)+2e-

正极：Cu2+(aq)+2e-=Cu(s)电池反应：Cu2+(aq)+Ni(s)=Ni2+(aq)+Cu(s)2/5/2023473介质酸碱性的影响

如有H+或OH+

参与电极反应，则介质酸碱性对电极电势值有影响。如AsO43-(aq)+2H+(aq)+2e-

=AsO33-(aq)+H2O(l)(AsO43-/AsO33-)=ө

(AsO43-/AsO33-)+0.05917/2lgc(AsO43-){c(H+)}2/c(AsO33-)2/5/202348P128例4.2解：因为电极反应：MnO-4(aq)+8H+(aq)+5e-

=Mn2+(aq)+4H2O(l)ө(MnO-4/Mn2+)=1.507V当pH=5时（MnO-4/Mn2+

）=ө（MnO-4/Mn2+）+0.05917/nlgc(MnO4-){c(H+)}8/c(Mn2+)=1.507+0.05917/5lg(10-5)8

=1.034V当pH=1时（MnO-4/Mn2+）=1.507+0.05917/5lg(10-1)8

=1.412V2/5/2023494.3电动势与电极电势在化学上的应用1氧化剂和还原剂相对强弱的比较规律：利用电极电势（）和标准电极电势（ө）。P130例4.4解：（1）因为ө(MnO4-/Mn2+)=+1.507V

ө(Br2/Br-)=+1.066Vө(I2/I-)=+0.5355V所以最强的氧化剂：MnO4-；最强的还原剂I-氧化性相对强弱次序：MnO4-＞Br2＞I22/5/202350（2）当pH=5时因为（MnO4-/Mn2+）=ө（MnO4-/Mn2+）+0.05917/nlgc(MnO4-){c(H+)}8/c(Mn2+)=1.507+0.05917/5lg(10-5)8

=1.034V所以氧化性强弱次序：Br2＞MnO4-＞I2

2/5/2023512氧化还原反应方向的判断因为ΔG=-nFE又因为ΔG＜0反应自发进行；ΔG=0反应处于平衡状态；ΔG＞0反应不能自发进行。所以E＞0或+--＞0或氧化剂-还原剂＞0，则电池反应正向自发进行；注意：值大的电对的氧化态物质和值小的电对的还原态物质，就是该反应的氧化剂和还原剂。2/5/202352E=0或+--=0或氧化剂-还原剂=0则电池反应达到平衡状态；E＜0或+--＜0或氧化剂-还原剂＜0则电池反应逆向自发进行。P131例4.5解：（1）Sn(s)+Pb2+(1mol/dm3)=Sn2+(1mol/dm3)+Pb(s)E⊝=ө(Pb2+/Pb)-ө(Sn2+/Sn)=-0.1262–(-0.1375)＞0所以正反应能自发进行2/5/202353（2）(Pb2+/Pb)=ө(Pb2+/Pb)+0.05917/nlgc(Pb2+)=-0.1262+0.05917/2lg0.1=-0.1558VE=-0.1558–(-0.1375)＜0所以反应逆向自发进行2/5/2023543氧化还原反应进行程度的衡量因为ΔrGө=-RTlnKөΔrGө=-nFEө

所以RTlnKө=

nFEөlgKө=nEө/0.05917=n(⊝+-

⊝-)/0.05917结论：Eө增大，则Kө增大，反应进行得越彻底。2/5/202355例计算反应2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+的平衡常数.解：依据正反应，设计一原电池。电对Fe3+/Fe2+作正极，电对Cu2+/Cu作负极，查表知

ө

（Fe3+/Fe2+）=+0.77V，ө

（Cu2+/Cu）=+0.35VlgKө=n(⊝+-

⊝

-)/0.05917=2×（0.77-0.35）/0.05917=14.19Kө=1.55×10142/5/202356“原电池”部分小结原电池电动势E电极E的计算:电池符号P162电极符号;电极反应;氧化还原电对电极电势的计算式的影响因素(浓度、酸度)2/5/202357在化学上的应用判断氧化剂、还原剂的强弱判断氧化还原反应的方向计算氧化还原反应的平衡常数2/5/202358课堂练习1是非题（对的在括号内填“+”，错的填“-”号）（1）答：（+）（2）答：（-）分析：Fe3+可氧化Cu，因Θ（Fe3+/Fe2+）＞

Θ（Cu2+/Cu);而FeCl2不能与Cu反应，因Θ（Fe2+/Fe）＜Θ（Cu2+/Cu);2/5/202359(3)答：（+）分析：电极电势是强度性质，与电极半反应式中化学计量数的选配无关。（4）答：（+）2/5/202360（5）答：（-）分析：关键是判别离子浓度如何变化，和这种变化对电动势的影响。后者可利用电池反应及能斯特方程来说明。本题的电池反应和电动势为：Cd(s)+Cu2+(aq)=Cd2+(aq)+Cu(s)E=EΘ-0.05917/2–lgc(Cd2+)/cΘ/c(Cu2+)/cΘ加入Na2S因生成难溶的CdS使c(Cd2+)减小；加入CuSO4•5H2O使c(Cu2+)增大，都会引起上式中lgc(Cd2+)/c(Cu2+)减小，而使E增大。2/5/2023612选择题（将所有正确答案的标号填入括号内）（1）答：（b）(2)答：（b）分析：这是原电池与有关溶液酸性强弱判别的典型综合题。关键在于判定标准氢电极及各备选电极的氢离子浓度的相对大小、及其对电动势的影响。标准氢电极c(H+)=1mol•dm-3,明显高于各备选择电极，故备选电极中应选c(H+)最小的（b），即浓差电池的浓度差最大，从而可获得最大电动势。2/5/202362（3）答：（b）(4)答：（a,b）2/5/2023633填空题(1)答:(d)(2)答:负极:Fe2+

(1mol•dm-3)

=Fe3+(0.01mol•dm-3)

+e-;正极:Fe3+(1mol•dm-3)

+e-=Fe2+(1mol•dm-3).2/5/202364(3)答:Ag+,Zn2+;Li+,Na+,K+,Ca2+,Ba2+.2/5/2023653填空题(1)答:(d)(2)答:负极:Fe2+

(1mol•dm-3)

=Fe3+(0.01mol•dm-3)

+e-;正极:Fe3+(1mol•dm-3)

+e-=Fe2+(1mol•dm-3).2/5/2023664.4化学电源（略）

4.5电解

电解是在外电源作用下，被迫发生氧化还原过程，把电能转变为化学能。而在原电池中正好相反，是自发地把化学能转变为电能。电解池电解池示意图外电源:正极负极电解池:阳极阴极反应类型:

氧化还原NaCl水溶液2/5/2023671分解电压

分解电压是能使电解顺利进行的最低电压称为实际分解电压，简称分解电压。(1）产生分解电压的原因在电解Na2SO4溶液时，阴极上析出H2，阳极上析出O2，而部分H2和O2分别吸附在两个铂电极表面，组成了下列原电池：2/5/202368（-）Pt│H2(g)│Na2SO4(0.1mol/dm3)│O2(g)│Pt(+)

该原电池的电子流方向与外加直流电源电子流的方向相反。因而至少需要外加一定值的电压以克服该原电池所产生的电动势，才能使电解顺利进行。分解电压是由于电解产物在电极上形成某种原电池，产生反向电动势而引起的。原阴极原阳极2/5/202369理论分解电压的计算：E=（O2/OH-）-（H+/H2）=+--=阳极-阴极(2）实际分解电压大于理论分解的原因—电极极化引起（电阻引起的因素除外）

极化：电极电势偏离了没有电流通过时的平衡电极电势的现象，在电化学上称为极化。2/5/202370A浓差极化在电解过程中，离子在电极上放电的速率总是比溶液中离子扩散速率快，使得电极附近的离子浓度与溶液中间部分的浓度有差异，从而引起电极电势偏离平衡电势的现象。对阴极(负极):-（理论）≻-（实际），（因为阴极附近正离子浓度小）；对阳极(正极):+（理论）≺+（实际），（因为阳极附近正离子浓度大）；2/5/202371又因为理论分解电压E=+--=阳极-阴极

所以E理论≺E实际

B电化学极化与超电势、超电压电化学极化——由电解产物析出过程中某一步骤（如离子的放电、原子结合为分子、气泡的形成等）反应速率迟缓，而引起电极电势偏离平衡电势的现象。2/5/202372超电势—有显著大小的电流通过时电极的电势（实际）与没有电流通过时电极的电势（理论）之差的绝对值被定义为电极的超电势。超电势η=|实-理|对阴极实=理-η阴极（表示得电子困难）对阳极实=理+η阳极（表示失电子困难）

超电势导致：

阳极析出电势升高，阴极析出电势降低。2/5/202373超电压—电解时电解池的实际分解电压E（实际）与理论分解电压E（理论）之差，则称为超电压。超电压E超=E实–E理

或E超=η阳极+η阴极

2/5/202374影响超电势的因素有三个方面：①电解产物：金属的超电势一般很小，气体的超电势较大，而氢气、氧气的超电势更大。②电极材料和表面状态：同一电解产物在不同的电极上的超电势数值不同，且电极表面状态不同时超电势数值也不同。③电流密度：随着电流密度增大超电势增大。在表达超电势的数据时，必须指明电流密度的数值或具体条件2/5/2023752电解池中两极的电解产物

在指出电解池中两极的电解产物时，需综合考虑电极电势和超电势的因素：在阳极上进行氧化反应的首先是析出电势(考虑超电势因素后的实际电极电势)代数值较小的还原态物质；在阴极上进行还原反应的首先是析出电势代数值较大的氧化态物质。简单盐类水溶液电解产物一般规律P143.2/5/2023763电解的应用(1）电镀

电镀是应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的过程，既可防腐蚀又可起装饰的作用。电镀工作原理示意图

在电镀时，一般将需要镀层的零件作为阴极(连接电源负极)，而用作镀层的金属(如Ni-Cr合金、Au等)作为阳极(连接电源正极)。2/5/202377

在适当的电压下，阳极发生氧化反应，金属失去电子而成为正离子进入溶液中，即阳极溶解；阴极发生还原反应，金属正离子在阴极镀件上获得电子，析出沉积成金属镀层。如：电镀锌，被镀零件作为阴极材料，金属锌作为阳极材料，在锌盐(如Na2[Zn(OH)4])溶液中进行电解。阴极：Zn2++2e-=Zn

阳极：Zn=Zn2++2e-2/5/202378(2）阳极氧化

阳极氧化就是把金属在电解过程中作为阳极，使之氧化而得到厚度达到5-300微米的氧化膜，以达到防腐耐蚀目的的一种工艺。

以铝的阳极氧化为例，在阳极铝表面上，一种是Al2O3的形成反应，另一种是Al2O3被电解液不断溶解的反应。当Al2O3的生成速率大于溶解速率时，氧化膜就能顺利地生长，并保持一定的厚度。2/5/202379阳极(Al)2Al+3H2O–6e-=Al2O3+6H+主要反应2H2O–4e-=4H++O2↑次要反应阴极(Pb)2H++2e-=H2↑阳极氧化可采用稀硫酸、铬酸或草酸溶液。2/5/202380(3）电刷镀

电刷镀是把适当的电镀液刷镀到受损的机械零部件上使其回生的技术。几乎所有与机械有关的工业部门都在推广应用，能以很低的成本换得较大的经济效益。

用镀笔作阳极，工件作阴极、并在操作中不断旋转。2/5/202381“电解部分”小结电解池理论分解电压及计算:E=

+-

-=阳极-阴极超电势超电压实际分解电压及计算:E=

+(实际)-

-(实际)=阳极(实际)-阴极(实际)超电势计算

η=|实-理|对阴极实=理-η阴极

对阳极实=理+η阳极超电压计算E超=E实–E理或E超=η阳极+η阴极

2/5/202382电解的应用电解产物的正确判断P143电镀阳极氧化电刷镀2/5/2023834.6金属的腐蚀及防止教学方式：同学自学。2/5/202384

本章作业

习题：9题,14题,18题,20题,23题.2/5/202385复习（三四章）一溶液的通性1难挥发非电解质稀溶液的通性1）稀溶液的蒸气压下降Δp=pA·xB2）稀溶液的沸点上升和凝固点下降△Tbp

=kbp•m△Tfp

=kfp

m

3）稀溶液的渗透压

第三章水化学与水污染2/5/2023862难挥发电解质溶液通性Δp=pA·xBi△Tbp

=kbp•mi△Tfp

=kfp

miπ=cRTi对相同浓度的溶液：

沸点高低或渗透压大小：A2B或AB2型强电解质溶液>AB型强电解质溶液>弱电解质溶液>非电解质溶液蒸气压或凝固点的顺序相反。2/5/202387二水溶液中的单相离子平衡1酸碱质子理论中的酸、碱概念凡能给出质子的物质都是酸；凡能结合质子的物质都是碱。

酸、碱可以是分子，也可以是离子。酸给出质子后可以再结合质子，因此酸给出质子后就变为碱：

酸

质子