电化学腐蚀热力学
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Fe
Fe 2+
Fe 2+
Fe H2 2H+
H2
2H+
4. 由标准电极电位可判断腐蚀倾向性
标准电极电位与反应自由能变化关系： G = -nFEe = -nF(EeC - EeA)
(C-cathode) ：阴极发生还原反应， (A-anode) ：阳极发生氧化反应。
EeA < EeC EeA ＝ EeC EeA > EeC 如： 则： 腐蚀可发生, G值越负反应可能性越大； 平衡状态 Ee与成分、温度等有关， 腐蚀不可能发生。 不易测，简便起见，以25 度金属的Eϴ来判断 Cu2+ + Zn ＝ Cu + Zn2+ G = -nFEe = -nF(EeC - EeA) = -50,731 Cal
腐蚀可发生, G值越负反应可能性越大；
平衡状态 腐蚀不可能发生。
例1：Zn在酸性溶液中： Zn + 2H+ ＝ Zn2+ + H2 0 0 -35184 0
例2： Ni在酸性溶液中
Ni + 2H+ Ni2+ + H2 0 0 －11530 0
G = iI = －35184 Cal
动力学：反应速率
（1）腐蚀反应自由能变化( G)T.P判据：
( G)T.P < 0
( G)T.P ＝ 0 ( G)T.P > 0
腐蚀可发生, G值越负反应可能性越大；
平衡状态 腐蚀不可能发生。
（2）化学势（位）的变化判据
( G)T.P＝ iI
iI < 0
iI ＝ 0 iI > 0
§2.4 电位—pH图
判断腐蚀倾向性
•电位会随着H＋和OH－浓度，即随着溶液pH值变化而变化。 •将各种反应的平衡电位与pH值的函数关系制成图，就可直观判 断腐蚀的可能性。 •比利时Pourbaix 1938年提出电位－pH图(或称Pourbaix图) •广泛的用于腐蚀、无机、分析、湿法冶金等领域。
第二章 电化学腐蚀热力学
腐蚀倾向的热力学判断
腐蚀电池及其工作历程 电极电位
电位- pH图
实际中的腐蚀电池类型
§2.1 腐蚀倾向的热力学判据 ( 3种判据，先介绍两种 )
金属 （不稳定）
腐蚀（－能量）
自发过程 冶炼
能量差＝
腐蚀驱动力
矿石 （稳定）
参见P20 Fig. 2.1
(＋能量)
热力学：可能性
§2.3 电极电位与电化学腐蚀的判断
1.电极和电极电位 1)电极 电极材料、电极的表示方法：金属/溶液，Zn/ZnSO4 2)电极电位的产生:See P26-27, Fig.2.6 四种金属/溶液的双电层金属/溶液的电位差称为“绝对电极 电位”（Electrode Potential） 3) 氢标电位（SHE） 统一规定：标准氢电极的电位为零，作为参比，获得其它电极的 电位，称为氢标电位。（测量：见P28,Fig.2.7） 注意：任何温度下，标准氢电极的电位均为零
双电层： 普遍存在相间界面－相间电位差本质原因， 对应于P26-27的几种双电层情况。
常为正电性金 属，作为阴极 常为负电性金 属，作为阳极
带电质点两相间 的转移，两相界 面出现剩余电荷
荷电粒子在表层吸 附－界面层与溶液 相出现电荷层
常为正电性 非金属，作 为阴极，如 氧电极
偶极分子在界面的 定相排列或表面原 子或分子极化
金属腐蚀破坏的短路原电池
电化学腐蚀与化学腐蚀的比较 P23 Tab 2.1 丹尼尔原电池和腐蚀电池
锌棒： 铜棒：
Zn → Zn2+ + 2e Cu2+ +2e→ Cu
总反应： Zn+Cu2+ → Zn2+ + Cu
阳极: 发生氧化反应的电极-Zn棒 阴极: 发生还原反应的电极-Cu棒
物理学规定：
腐蚀过程是电化学过程，用标准电极电位判定腐蚀可能性，更为方 便。由标准电极电位可判断腐蚀的倾向，即若金属的标准电极电位比介 质中某一物质的标准电极电位更负则可发生腐蚀。反之，不可能发生腐 蚀。由此可见标准电极电位的重要作用。
1)应用 析氢腐蚀：在无氧的酸性溶液中，若金属电位低于氢电极单 位，将成为阳极，产生腐蚀 耗氧腐蚀：在有氧的溶液中，若金属电位低于氧电极单位， 将成为阳极，产生腐蚀 2)标准电极电位：P31 Tab. 2.2 电动序 负电性金属 正电性金属
绝大多数电化学腐蚀，离不开水溶液介质，水溶液中H＋和 OH－可用pH表示。金属腐蚀与电位和pH有一定的关系。
电位－pH图制作的一般步骤： 1. 列出腐蚀过程可能的各种物质的状态及热 力学数据(化学位)； 2. 列出可能的化学或电化学反应式； 3. 计算电位、浓度、pH关系式； 4. 绘制电位—pH图。
图中曲线分类：
水平线——反应仅与电极电位有关，与PH值无关。 没有H＋和OH－的参与。 垂直线——反应仅与PH值有关，与电极电位无关。 没有电子的参与。 斜线——反应既与电极电位有关，又与PH值有关。 类似于相图。上述三类线均为两相平衡线， 将图分为若干个区域
电位——PH图的应用
• 人为规定，平衡金属离子浓度为10－6mol/L 作为金属是否腐蚀的分界线。 • 简化的电位——PH图，也称金属腐蚀图。
对应电位差为平衡电极电位 Zn Zn 2+ + 2e Zn 2+ + 2e Zn
Zn Zn 2+ Zn
电荷平衡： ia = ic
物质平衡： M = Mn+
Zn 2+
平衡电极电位与标准电极电位由Nernst公式联系： Ee = Eϴ＋ RT/nF(ln amn+) 其中Ee －金属平衡电极电位 (绝对电位, 不可测)； Eϴ －标准电位 (相对电位, 可测，应用重要); R－气体常数8.31焦耳/ ℃， T－绝对温度， n－价数， F－法拉第常数(96500库仑)， am－活度。
Fe 2+ (a)
Fe2O3.nH2O
2 Fe2+ + 3H2O=Fe2O3 + 6H+ +2e
Fe
Fe3O4
Fe(OH)2
E = 0.728- 0.177pH + 0.0591 lgCFe2+
3Fe2+ + 4H2O=Fe3O4+ 8H++2e
3HFeO2-+4H+ =Fe3O4+ 2H2O +2e 3Fe + H2O=Fe3O4+ 8H++2e Fe3O4+ H2O=3Fe2O3 + 2H+ +2e
－＋ －＋ －＋ －＋ －＋
－ － － － －
＋ ＋ ＋ ＋ ＋
＋ ＋ ＋ ＋ ＋
－ － － － －
＋ ＋ ＋ ＋ ＋
外电路向 界面两侧 充电
＋ ＋ ＋ ＋ ＋
＋ ＋ ＋ ＋ ＋
－ － － － －
I
E
2． 平衡电极电位
金属置于自身离子的溶液中，当两相电化学位相等，电化学平 衡建立： Mn+ ne+mH2O Mn+ mH2O + ne 动态平衡：物质转移、电荷转移
例3：Au在酸性溶液中：
G = －11530 Cal
Au + 3H+ Au3+ + 3/2H2
0 0 103600 0 G = 103600 Cal
参见P21例题
G = iI
可判断：
Zn在酸中可能腐蚀 Ni在酸中可能腐蚀 Zn 腐蚀倾向性
Ni腐蚀倾向性
Au在酸中不会腐蚀。
（2）中性介质稳定(无氧)， 酸性介质不稳定 Cd－2e Co－2e Ni－2e －0.402 －0.277 －0.25
Mn－3e －0.283
Mo－3e －0.20
Sn－2e －0.13
Pb－2e W－2e －0.126 －0.11
pH=0 O2+4e
（5）完全稳定 Au－2e
+1.23V
Fe－3e －0.037 pH=0: H+ +e 0.0V
4) 三个体系的关系：任一过程受阻，腐蚀停止
5) 阴极材料：
3. 电化学腐蚀的次生过程
一次产物：直接产物
二次产物：一次产物相遇形成的难溶性产物
举例：铁和铜在氯化钠溶液中 阳极反应：2Fe 2Fe2+ +4e 阴极反应：O2+ 2H2O+4e 4OH- 次生过程：当PH 5.5， Fe2+ +2OH- Fe(OH)2
可见：腐蚀条件影响腐蚀倾向
§2.2 腐蚀电池模型及其工作历程
1 电化学腐蚀现象
金属表面的阳极氧化 去极化剂的还原
金属在电解质溶液中的腐蚀是电化学过程，这是绝大多数金 属腐蚀过程的本质。 如Fe在HCl中，可观察到铁的腐蚀溶解，并析出氢气：
阳极反应：Fe Fe2+ +2e 阴极反应：2H+ +2e H2
3)金属稳定性的划分
氢电极在PH＝7的中性溶液中的平衡电位： Eϴ H=-0.414 氢电极在PH＝0的酸性溶液中的平衡电位： Eϴ H=0 氧电极在PH＝7的中性溶液中的平衡电位： Eϴ O=+0.815 氧电极在PH＝0的酸性溶液中的平衡电位： Eϴ O=+1.229 Eϴ M < -0.414，贱金属，极不稳定，甚至无氧都导致H＋还原而腐蚀； -0.414 < Eϴ M < 0，半贱金属，不稳定，无氧中性介质稳定，但酸性介质中易 腐蚀； 0 < Eϴ M < +0.815 ，半贵金属，中等稳定，无氧中性、酸性介质均稳定； +0.815 < Eϴ M < +1.229，较贵金属，高稳定，有氧中性介质稳定，但酸性介 质中易腐蚀； +1.229 < Eϴ M ，贵金属，热力学完全稳定；（但有络合剂氧化物也会腐蚀）
｛ ｛
正极：电势高
负极：电势低 负极 阳极
原电池
源自文库正极
阴极
2.金属腐蚀的电化学历程
腐蚀电池体系：阳极、阴极、电解质溶液、连接导体 1) 阳极过程： Me Men＋+ ne 2) 阴极过程： D + ne [D ne] 3) 电荷传递：阳极电子迁移、溶液离子的电迁移
D为能吸收电子的氧化性 物质，称阴极去极化剂
(a) H2 =2H+ + 2e
Fe－H2O体系pH—电位图
E = －0.0591pH
(b) H2O =1/2O2 +2H+ +2e E = 1.228－0.0591pH
(b)
FeO4 2-
Fe2+ = Fe3+ + e (水平, 有e无H) 2Fe3+ = Fe2O3 + 6H+ (垂直, 无e有H) Fe = Fe2+ +2e (水平线, 有e无H) E = -0.440 +0.0295lgCFe2+ 2 Fe3+ + 3H2O = Fe2O3 + 6H+ lg CFe3+ = - 0.723 – 3 pH
+1.498
Au－4e
+1.691
举例：
注意：
• 热力学数据只能判断腐蚀发生的趋势、倾向， 不能知道其实际速度。 • 对实际体系状态或钝化膜等复杂体系不能用标 准状态的热力学数据。 • 合金材料热力学数据不同。 • 不是标准情况，一般可用标准电极电位判定腐蚀 倾向性，（因浓度变化对电位影响不大）。
标准电极电位Eϴ : 在标准状态下,(反应物活度am＝1），将各电极与标准氢 电极组成电池，所测得相对平衡电位。 标准氢电极电位定义为0。
3．非平衡电极电位
非平衡电极电位 — 电极反应达到电荷交换平衡可逆，物质交 换不平衡可逆： 阳极反应 Fe Fe 2+ + 2 e ( ia) 阴极反应 2H+ + 2e H2 ( ic) 即 ia = ic 但 Fe Fe2+ + 2e H H+ + e 非平衡电位特点： 电荷平衡，物质不平衡 不满足Nernst关系 只能通过实验获得 稳定电位又称开路电位或自腐蚀电位
根据 pH=7时，: E H/H+ = －0.414 V， E O2/ OH = +0.815 V pH=0时，: E H/H+ = 0.00 V， E O2/ OH = +1.229 V 分组判断金属材料的腐蚀热力学稳定性 （1）中性介质不稳定 Li－e －3.04V K－e －2.92 Ca－2e －2.86 Ce－3e －2.48 Mg－2e －2.36 Al－3e －1.66 Ti－2e －1.62 Zr－4e －1.52 Ti－3e －1.21 Mn－2e －1.18 Nb－3e －1.10 Cr－2e －0.91 Zr－2e －0.76 Cr－3e －0.74 Fe－2e －0.44 pH=7: H+ +e －0.41 （3）中性无氧稳定， 酸性/中性有氧不稳定 Sn－4e＋0.007 Cu－2e ＋0.337 Co－3e ＋0.418 Cu－e ＋0.521 Pb－4e ＋0.784 Ag－e +0.799 pH=7 O2+4e +0.815V （4）酸性有氧不稳定 Hg－2e Pb－2e Pt－2e +0.854 +0.987 +1.19
Fe 2+
Fe 2+
Fe H2 2H+
H2
2H+
4. 由标准电极电位可判断腐蚀倾向性
标准电极电位与反应自由能变化关系： G = -nFEe = -nF(EeC - EeA)
(C-cathode) ：阴极发生还原反应， (A-anode) ：阳极发生氧化反应。
EeA < EeC EeA ＝ EeC EeA > EeC 如： 则： 腐蚀可发生, G值越负反应可能性越大； 平衡状态 Ee与成分、温度等有关， 腐蚀不可能发生。 不易测，简便起见，以25 度金属的Eϴ来判断 Cu2+ + Zn ＝ Cu + Zn2+ G = -nFEe = -nF(EeC - EeA) = -50,731 Cal
腐蚀可发生, G值越负反应可能性越大；
平衡状态 腐蚀不可能发生。
例1：Zn在酸性溶液中： Zn + 2H+ ＝ Zn2+ + H2 0 0 -35184 0
例2： Ni在酸性溶液中
Ni + 2H+ Ni2+ + H2 0 0 －11530 0
G = iI = －35184 Cal
动力学：反应速率
（1）腐蚀反应自由能变化( G)T.P判据：
( G)T.P < 0
( G)T.P ＝ 0 ( G)T.P > 0
腐蚀可发生, G值越负反应可能性越大；
平衡状态 腐蚀不可能发生。
（2）化学势（位）的变化判据
( G)T.P＝ iI
iI < 0
iI ＝ 0 iI > 0
§2.4 电位—pH图
判断腐蚀倾向性
•电位会随着H＋和OH－浓度，即随着溶液pH值变化而变化。 •将各种反应的平衡电位与pH值的函数关系制成图，就可直观判 断腐蚀的可能性。 •比利时Pourbaix 1938年提出电位－pH图(或称Pourbaix图) •广泛的用于腐蚀、无机、分析、湿法冶金等领域。
第二章 电化学腐蚀热力学
腐蚀倾向的热力学判断
腐蚀电池及其工作历程 电极电位
电位- pH图
实际中的腐蚀电池类型
§2.1 腐蚀倾向的热力学判据 ( 3种判据，先介绍两种 )
金属 （不稳定）
腐蚀（－能量）
自发过程 冶炼
能量差＝
腐蚀驱动力
矿石 （稳定）
参见P20 Fig. 2.1
(＋能量)
热力学：可能性
§2.3 电极电位与电化学腐蚀的判断
1.电极和电极电位 1)电极 电极材料、电极的表示方法：金属/溶液，Zn/ZnSO4 2)电极电位的产生:See P26-27, Fig.2.6 四种金属/溶液的双电层金属/溶液的电位差称为“绝对电极 电位”（Electrode Potential） 3) 氢标电位（SHE） 统一规定：标准氢电极的电位为零，作为参比，获得其它电极的 电位，称为氢标电位。（测量：见P28,Fig.2.7） 注意：任何温度下，标准氢电极的电位均为零
双电层： 普遍存在相间界面－相间电位差本质原因， 对应于P26-27的几种双电层情况。
常为正电性金 属，作为阴极 常为负电性金 属，作为阳极
带电质点两相间 的转移，两相界 面出现剩余电荷
荷电粒子在表层吸 附－界面层与溶液 相出现电荷层
常为正电性 非金属，作 为阴极，如 氧电极
偶极分子在界面的 定相排列或表面原 子或分子极化
金属腐蚀破坏的短路原电池
电化学腐蚀与化学腐蚀的比较 P23 Tab 2.1 丹尼尔原电池和腐蚀电池
锌棒： 铜棒：
Zn → Zn2+ + 2e Cu2+ +2e→ Cu
总反应： Zn+Cu2+ → Zn2+ + Cu
阳极: 发生氧化反应的电极-Zn棒 阴极: 发生还原反应的电极-Cu棒
物理学规定：
腐蚀过程是电化学过程，用标准电极电位判定腐蚀可能性，更为方 便。由标准电极电位可判断腐蚀的倾向，即若金属的标准电极电位比介 质中某一物质的标准电极电位更负则可发生腐蚀。反之，不可能发生腐 蚀。由此可见标准电极电位的重要作用。
1)应用 析氢腐蚀：在无氧的酸性溶液中，若金属电位低于氢电极单 位，将成为阳极，产生腐蚀 耗氧腐蚀：在有氧的溶液中，若金属电位低于氧电极单位， 将成为阳极，产生腐蚀 2)标准电极电位：P31 Tab. 2.2 电动序 负电性金属 正电性金属
绝大多数电化学腐蚀，离不开水溶液介质，水溶液中H＋和 OH－可用pH表示。金属腐蚀与电位和pH有一定的关系。
电位－pH图制作的一般步骤： 1. 列出腐蚀过程可能的各种物质的状态及热 力学数据(化学位)； 2. 列出可能的化学或电化学反应式； 3. 计算电位、浓度、pH关系式； 4. 绘制电位—pH图。
图中曲线分类：
水平线——反应仅与电极电位有关，与PH值无关。 没有H＋和OH－的参与。 垂直线——反应仅与PH值有关，与电极电位无关。 没有电子的参与。 斜线——反应既与电极电位有关，又与PH值有关。 类似于相图。上述三类线均为两相平衡线， 将图分为若干个区域
电位——PH图的应用
• 人为规定，平衡金属离子浓度为10－6mol/L 作为金属是否腐蚀的分界线。 • 简化的电位——PH图，也称金属腐蚀图。
对应电位差为平衡电极电位 Zn Zn 2+ + 2e Zn 2+ + 2e Zn
Zn Zn 2+ Zn
电荷平衡： ia = ic
物质平衡： M = Mn+
Zn 2+
平衡电极电位与标准电极电位由Nernst公式联系： Ee = Eϴ＋ RT/nF(ln amn+) 其中Ee －金属平衡电极电位 (绝对电位, 不可测)； Eϴ －标准电位 (相对电位, 可测，应用重要); R－气体常数8.31焦耳/ ℃， T－绝对温度， n－价数， F－法拉第常数(96500库仑)， am－活度。
Fe 2+ (a)
Fe2O3.nH2O
2 Fe2+ + 3H2O=Fe2O3 + 6H+ +2e
Fe
Fe3O4
Fe(OH)2
E = 0.728- 0.177pH + 0.0591 lgCFe2+
3Fe2+ + 4H2O=Fe3O4+ 8H++2e
3HFeO2-+4H+ =Fe3O4+ 2H2O +2e 3Fe + H2O=Fe3O4+ 8H++2e Fe3O4+ H2O=3Fe2O3 + 2H+ +2e
－＋ －＋ －＋ －＋ －＋
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外电路向 界面两侧 充电
＋ ＋ ＋ ＋ ＋
＋ ＋ ＋ ＋ ＋
－ － － － －
I
E
2． 平衡电极电位
金属置于自身离子的溶液中，当两相电化学位相等，电化学平 衡建立： Mn+ ne+mH2O Mn+ mH2O + ne 动态平衡：物质转移、电荷转移
例3：Au在酸性溶液中：
G = －11530 Cal
Au + 3H+ Au3+ + 3/2H2
0 0 103600 0 G = 103600 Cal
参见P21例题
G = iI
可判断：
Zn在酸中可能腐蚀 Ni在酸中可能腐蚀 Zn 腐蚀倾向性
Ni腐蚀倾向性
Au在酸中不会腐蚀。
（2）中性介质稳定(无氧)， 酸性介质不稳定 Cd－2e Co－2e Ni－2e －0.402 －0.277 －0.25
Mn－3e －0.283
Mo－3e －0.20
Sn－2e －0.13
Pb－2e W－2e －0.126 －0.11
pH=0 O2+4e
（5）完全稳定 Au－2e
+1.23V
Fe－3e －0.037 pH=0: H+ +e 0.0V
4) 三个体系的关系：任一过程受阻，腐蚀停止
5) 阴极材料：
3. 电化学腐蚀的次生过程
一次产物：直接产物
二次产物：一次产物相遇形成的难溶性产物
举例：铁和铜在氯化钠溶液中 阳极反应：2Fe 2Fe2+ +4e 阴极反应：O2+ 2H2O+4e 4OH- 次生过程：当PH 5.5， Fe2+ +2OH- Fe(OH)2
可见：腐蚀条件影响腐蚀倾向
§2.2 腐蚀电池模型及其工作历程
1 电化学腐蚀现象
金属表面的阳极氧化 去极化剂的还原
金属在电解质溶液中的腐蚀是电化学过程，这是绝大多数金 属腐蚀过程的本质。 如Fe在HCl中，可观察到铁的腐蚀溶解，并析出氢气：
阳极反应：Fe Fe2+ +2e 阴极反应：2H+ +2e H2
3)金属稳定性的划分
氢电极在PH＝7的中性溶液中的平衡电位： Eϴ H=-0.414 氢电极在PH＝0的酸性溶液中的平衡电位： Eϴ H=0 氧电极在PH＝7的中性溶液中的平衡电位： Eϴ O=+0.815 氧电极在PH＝0的酸性溶液中的平衡电位： Eϴ O=+1.229 Eϴ M < -0.414，贱金属，极不稳定，甚至无氧都导致H＋还原而腐蚀； -0.414 < Eϴ M < 0，半贱金属，不稳定，无氧中性介质稳定，但酸性介质中易 腐蚀； 0 < Eϴ M < +0.815 ，半贵金属，中等稳定，无氧中性、酸性介质均稳定； +0.815 < Eϴ M < +1.229，较贵金属，高稳定，有氧中性介质稳定，但酸性介 质中易腐蚀； +1.229 < Eϴ M ，贵金属，热力学完全稳定；（但有络合剂氧化物也会腐蚀）
｛ ｛
正极：电势高
负极：电势低 负极 阳极
原电池
源自文库正极
阴极
2.金属腐蚀的电化学历程
腐蚀电池体系：阳极、阴极、电解质溶液、连接导体 1) 阳极过程： Me Men＋+ ne 2) 阴极过程： D + ne [D ne] 3) 电荷传递：阳极电子迁移、溶液离子的电迁移
D为能吸收电子的氧化性 物质，称阴极去极化剂
(a) H2 =2H+ + 2e
Fe－H2O体系pH—电位图
E = －0.0591pH
(b) H2O =1/2O2 +2H+ +2e E = 1.228－0.0591pH
(b)
FeO4 2-
Fe2+ = Fe3+ + e (水平, 有e无H) 2Fe3+ = Fe2O3 + 6H+ (垂直, 无e有H) Fe = Fe2+ +2e (水平线, 有e无H) E = -0.440 +0.0295lgCFe2+ 2 Fe3+ + 3H2O = Fe2O3 + 6H+ lg CFe3+ = - 0.723 – 3 pH
+1.498
Au－4e
+1.691
举例：
注意：
• 热力学数据只能判断腐蚀发生的趋势、倾向， 不能知道其实际速度。 • 对实际体系状态或钝化膜等复杂体系不能用标 准状态的热力学数据。 • 合金材料热力学数据不同。 • 不是标准情况，一般可用标准电极电位判定腐蚀 倾向性，（因浓度变化对电位影响不大）。
标准电极电位Eϴ : 在标准状态下,(反应物活度am＝1），将各电极与标准氢 电极组成电池，所测得相对平衡电位。 标准氢电极电位定义为0。
3．非平衡电极电位
非平衡电极电位 — 电极反应达到电荷交换平衡可逆，物质交 换不平衡可逆： 阳极反应 Fe Fe 2+ + 2 e ( ia) 阴极反应 2H+ + 2e H2 ( ic) 即 ia = ic 但 Fe Fe2+ + 2e H H+ + e 非平衡电位特点： 电荷平衡，物质不平衡 不满足Nernst关系 只能通过实验获得 稳定电位又称开路电位或自腐蚀电位
根据 pH=7时，: E H/H+ = －0.414 V， E O2/ OH = +0.815 V pH=0时，: E H/H+ = 0.00 V， E O2/ OH = +1.229 V 分组判断金属材料的腐蚀热力学稳定性 （1）中性介质不稳定 Li－e －3.04V K－e －2.92 Ca－2e －2.86 Ce－3e －2.48 Mg－2e －2.36 Al－3e －1.66 Ti－2e －1.62 Zr－4e －1.52 Ti－3e －1.21 Mn－2e －1.18 Nb－3e －1.10 Cr－2e －0.91 Zr－2e －0.76 Cr－3e －0.74 Fe－2e －0.44 pH=7: H+ +e －0.41 （3）中性无氧稳定， 酸性/中性有氧不稳定 Sn－4e＋0.007 Cu－2e ＋0.337 Co－3e ＋0.418 Cu－e ＋0.521 Pb－4e ＋0.784 Ag－e +0.799 pH=7 O2+4e +0.815V （4）酸性有氧不稳定 Hg－2e Pb－2e Pt－2e +0.854 +0.987 +1.19