电化学腐蚀名词解释

1.腐蚀：指材料由于环境作用引起的破化或变质

2.腐蚀作用：由于地下水中氢离子置换铁,使铁离子溶于水中,从而使钢铁材料受到腐蚀的

作用。氢离子可以是水中原有的,也可以是由于锅炉中水温增高,弱基性盐类经水解而生成。此外,溶解于水中的O2、C02、H2 s也可以成为腐蚀作用的因素。锰的盐类、硫化铁、有机物及油脂都能作接触剂而加强这一作用。一般氢离子浓度较高(pH<7)的酸性水都有腐蚀性。深部碱性碳酸钠水对钢管有强烈腐蚀作用。

3.腐蚀反应：

4.腐蚀分类：

5.电化学腐蚀：电化学腐蚀就是金属和电解质组成两个电极，组成腐蚀原电池。不纯的金

属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应，比较活泼的金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。

6.电极系统：

7.电极反应：电极反应指在原电池或电解池中，两个电极上发生的半反应，因为在原电池

和电解池中，氧化反应和还原反应是分别在两个电极上发生的。

8.阴极：阴极（Cathode)是电化学反应的一个术语。指的是得电子的极，也就是发生还原

反应的极。在原电池中，阴极是正极；电子由负极流向正极，电流由正极流向负极。溶液中的阳离子移向正极，阴离子移向负极。在电解池中阴极与电源的负极相连。阴极总是与阳极（Anode ）相对应而存在的。

9.阳极：阳极（Anode ）是电化学反应的一个术语，阳极总是与阴极（Cathode)相对应

而存在的。发生氧化作用的极称为阳极（Anode），在原电池中，阳极是负极，电子由负极流向正极，电流由正极流向负极；在电解池中阳极与正极相连，在阳极上发生氧化反应的是溶液中的阴离子。与阴极（cathode ）相对应。

阳极是电镀制程中供应镀层金属的来源，并也当成通电用的正极。一般阳极分为可溶性阳极及不可溶的阳极。

10.孤立电极：

11.均相电极：

12.复相电极：

13.化学位：对于一个多组分的物系，吉氏函数可用温度、压力和组成物系各组分的物质的

量来描述。即：G=f（T，P，n1,n2…nk）当物系发生一个极端小的变经时，吉氏函数的变化为：

dG=( )P,n j dT( )T,n jdP+( )T,p,n j≠1·dn1+( )T,p,n j≠2 dn2+…+( ) T,p,n j≠k dnk

定义μi=( ) T,p,n j≠i μi就是物系中组分i的化学位。它的物理意义是：在恒温恒压下当1mol 组分i加到一个无限大量的物系中，对该物系总吉氏函数的贡献。

化学位的广义说法还包括：

μi=( ) s,v,n j≠i , μi=( ) s,p,n j≠i ，μi=( ) T,v,n j≠i

所以要导出化学位的概念，是因为在解决实际问题时，它有广泛的应用。因为在实际工作中（包括化工生产与实验）所遇到的物系一般都是多组分的物系。而且，我们所关心的相变化和化学变化一般是在恒温恒压条件下进行的，如何判断它们的方向和限度呢？这就常常用到化学位的判据。即∑μidni ≤0（W′=0）

，所以说化学位是一个很重要的概念，在解决化学热力学问题时要常常用到的一个概念。

14.电化学位：其实就是电化学势。

electrochemical potential

像离子这样的带电粒子，除受浓度梯度的作用外，还要受电力的驱动，这两种力合称电化学势。

或称电化学位。某一物种Yi在物相α中的化学势必是判断Yi在α相中的稳定性和研究其平衡性质的重要特性。设Yi为荷电的，电荷量为zi；而α相也带电，其内电位为Ф。此时必须考虑电的作用，则相应的特性为电化学势α，可定义为α=μiα+ziFФα，式中的F为法拉第常数。必须指出，把μiα拆分为化学部分μiα和电学部分ziFФα少完全是人为的，但不失为方便的处理方法，且很有用。

例如可得Yi在α和β两相间平衡的条件为α=β当Yi无过剩电荷时，zi为零，则=μi，电化学势即化学势。又如，在金属或半导体中，电子的电化学势相当于其费米能级。

绝对电位：

15.平衡电位：金属与电解质溶液构成的体系中，在金属-溶液两相间，当金属离子在两相

中的电化学位相等时，就建立起电化学平衡（MMn++ne）。这种单一电极反应的电荷和物质交换均达到了平衡电极电位（φe·M）。它与其溶液中金属本身的离子活度（αMn+）之间的关系符合能斯特公式（Nernst）。

16.Nerst方程（参数、意义）：能斯特方程是用以定量描述离子ri在A、B两体系间形成的

扩散电位的方程表达式。方程用途编辑

化学反应实际上经常在非标准状态下进行，而且反应过程中离子浓度也会改变。例如，实验室氯气的制备方法之一，是用二氧化锰与浓盐酸反应；在加热的情况下，氯气可以不断发生。但是利用标准电极电势来判断上述反应的方向，却会得出相反的结论。

能斯特方程中的参数

MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O

还原剂的电极反应：

Cl2+2e-=2Cl-φ（标准）=1.3583V

氧化剂的电极反应：

MnO2+4H++2e-=Mn2++2H2Oφ（标准）=1.228V

E（标准）=1.228-1.3583=-0.1523<0

所以反应不能自发地向右进行。

用φ（标准）判断结果与实际反应方向发生矛盾的原因在于：盐酸不是1mol/L，Cl2分压也不一定是101.3kpa，加热也会改变电极电势的数值。由于化学反应经常在非标准状态下进行，这就要求研究离子浓度、温度等因素对电极电势的影响。

但是由于反应通常皆在室温下进行，而温度对电极电势的影响又比较小，因此应着重讨论的将是温度固定为室温（298K），在电极固定的情况下，浓度对电极电势的影响。

离子浓度改变对电极电势的影响可以通过Cu-Zn原电池的实例来讨论。

假若电池反应开始时，Zn2+和Cu2+的浓度为1mol/L，测定电池的电动势应该是标准状态的电动势1.10V。

Zn(s)+Cu2+(1mol/L)=Zn2+(1mol/L)+Cu(s）E=（标准）1.10V

当电池开始放电后，反应不断向右进行，Zn2+浓度增大而Cu2+浓度减少。随着反应物和产物离子浓度比的变化，[Zn2+]/[Cu2+]逐渐增大，反应向右进行的趋势会逐渐减小，电池电动势的测定值也会随之降低。如图

图1

⑴所示，横坐标为[Zn2+]和[Cu2+]之比的对数值，纵坐标为电池的电动势E。Zn2+浓度增大，Cu2+浓度减小时，电池电动势由1.10直线下降，直到反应达到平衡状态。

反应达到平衡状态时，电池停止放电，电池电动势降低到零；[Zn2+]和[Cu2+]的比值就等于平衡常数K=[Zn2+]/[Cu2+]=10∧37，lg K=37。电池电动势为零时，直线与横坐标相交，相交点横坐标的值约为37。

除上述通过反应的进行可使[Zn2+]/[Cu2+]改变以外，还可有多种改变离子浓度比的方法。如往锌半电池中加可溶性锌盐，用水稀释或加S2-使Cu2+沉淀浓度降低等等。无论怎样操作总会发现，只要[Zn2+]/[Cu2+]增加，电池电动势就会下降；相反，离子浓度比减小，电池电动势升高。

2方程内容编辑

通过热力学理论的推导，可以找到上述实验结果所呈现出的离子浓度比与电极电势的定量关系。对下列氧化还原反应：

Zn+Cu2++=Zn2++Cu

E=E（标准）-(RT)/(nF)ln([Zn2+]/[Cu2+])

对于任一电池反应：

aA+bB=cC+dD

E=E（标准）-(RT)/(nF)ln(([C]∧c*[D]∧d)/([A]∧a*[B]∧b））……………………⑴

⑴这个方程就叫做能斯特(Nernst,W.H.1864~1941）方程[1]。它指出了电池的电动势与电池本性（E）和电解质浓度之间的定量关系。