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1、氧化还原反应与电化学1. 基本概念基本概念u氧化还原反应：反应物之间有电子传递u术语氧化剂 被还原 生成 还原产物还原剂 被氧化 生成 氧化产物u化合价 vs 氧化数氧化还原反应2基本概念基本概念u化合价的现代定义化合价是化合物（或离子团）中某元素的一个原子的形式电荷数，该形式电荷数是通过把每一化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得的单质本无化合价一说，但为了统一性，规定单质中元素原子化合价为0化合价（原子价）3基本概念基本概念u可正可负，一般为整数某些特殊的物质中，化合价可以为分数KO2中，O化合价-；O2PtF6中，O化合价+u有的物质化合价按习惯划分PH3、AsH3、H2Te中的H化
2、合价均为+1u化合物中各原子化合价之和为0，离子中各原子化合价之和等于离子电荷化合价性质4基本概念基本概念u化合物中，金属一般为正价，但也存在特殊情况Mn(CO)5-、V(CO)6-、Cr(CO)44-u为了确定化合价，必须获知物质的微观结构，但即使如此，仍有争议HN3、Na2S2O3O|Na+ -OSO- +Na|S :NN-N-H :N=N=N-H化合价性质5基本概念基本概念u氧化数的定义根据化合物的化学式，按照一定习惯规则指定的各元素的形式电荷数本概念1948年出现，1970年被IUPAC正式定义u确定氧化数的规则F在化合物中氧化数为-1，碱金属和碱土金属在化合物中氧化数为+1和+2H在
3、化合物中氧化数一般为+1O在化合物中氧化数一般为-2根据其他习惯确定其他原子氧化数氧化数6基本概念基本概念+1 -1HCl+1 -2N2O +1 -1NaH+2 -1OF2+1 -1H2O2+1 -KI3 +1 +7 -2HClO4+3 -1PCl3 +2 -3Mg3N2 0F2确定氧化数7基本概念基本概念+8/3 -2 Fe3O4+2 -2 +3 -2FeO Fe2O3+8/3 -2 Pb3O4 +2 -2 +4 -22PbO PbO2+1 +8 -2 H2SO5O| HOSOOH|O-1 -1+6过一硫酸 氧化数化合价氧化数与化合价8基本概念基本概念u基于氧化数的氧化还原的定义氧化：化合价
4、或氧化数增加的过程还原：化合价或氧化数降低的过程u氧化还原反应在反应过程中，元素原子的化合价或氧化数发生变化的化学反应，称为氧化还原反应u氧化数应用方便，一般讨论都基于氧化数进行 化合价/氧化数与氧化还原反应9基本概念基本概念u自氧化还原反应：氧化和还原发生在同一化合物中2KClO3 = 2KCl + 3O24CuO = 2Cu2O + O2u歧化反应：氧化和还原发生在同一化合物的同一元素中Cl2 + H2O = HCl + HClO自氧化还原反应10基本概念基本概念u化合价和氧化数存在分歧2H2O2 + H2CrO4 = CrO5 + 3H2OPb3O4 + 4HNO3 = 2Pb(NO3)
5、2 + PbO2 + 2H2O按氧化数，这都是氧化还原反应按化合价，这都不是氧化还原反应u争议Na2SO3 + S = Na2S2O3此反应氧化剂还原剂划分尚无权威结论一些问题112. 氧化还原电对氧化还原电对u每个氧化剂，都有与其对应的还原剂，反之亦然氧化剂 + 电子 = 还原剂还原剂 电子 = 氧化剂u通过得失电子联系起来的一对氧化剂与还原剂，构成共轭关系，称为一个氧化还原电对氧化/还原共轭关系12氧化还原电对氧化还原电对u共轭关系可用半反应式表示Cu2+ + 2e- = CuClO3- + 6H+ + 6e- = Cl- + 3H2O一般形式：氧化态 + ze- = 还原态u电对一般采用
6、 氧化态/还原态 形式给出，注意只给出氧化数改变的物质Cu2+/Cu，ClO3-/Cl-半反应式13氧化还原电对氧化还原电对u氧化还原反应的实质，就是氧化还原电对之间传递电子Cu2+ + 2e- = CuZn2+ + 2e- = Zn或者写成：Zn = Zn2+ + 2e-、Zn 2e- = Zn2+Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+氧化还原反应与氧化还原电对14氧化还原电对氧化还原电对u例：拆分反应2MnO4-+3SO32-+H2O=2MnO2+3SO42-+2OH-u确定电对MnO4-/MnO2；SO42-/SO32-u写出并配平半反应MnO4- + 2H2O + 3e- = Mn
7、O2 + 4OH-SO32- + 2OH- = SO42- + H2O + 2e-根据情况补充合适的物质注意：酸性环境和碱性环境下配平的半反应式不同MnO4- + 4H+ + 3e- = MnO2 + 2H2O氧化还原反应的拆分153. 氧化还原方程式氧化还原方程式配平配平u初级方法观察法、试凑法、待定系数法u高级方法氧化数法（化合价升降法）半反应法（离子-电子法）氧化还原方程式配平的方法16氧化还原方程式配平氧化还原方程式配平u半反应法用于溶液中的离子反应u例：酸性下PbO2将Mn2+氧化成MnO4-，自身被还原成Pb2+，配平此反应u基本步骤：确定电对，根据环境信息配平各自的半反应叠加消去
8、电子即可半反应法17氧化还原方程式配平氧化还原方程式配平u解：电对确定：PbO2/Pb2+；MnO4-/Mn2+将半反应配平（酸性环境）PbO2 + 4H+ + 2e- = Pb2+ + 2H2OMnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O消去电子，整理5PbO2 + 2Mn2+ + 4H+ = 5Pb2+ + 2MnO4- + 2H2O半反应法配平氧化还原方程式18氧化还原方程式配平氧化还原方程式配平u例：配平Fe(OH)3+ClO-=FeO42-+Cl-u本题虽未标明，但明显应是碱性环境u电对：ClO-/Cl-半反应： ClO- + H2O + 2e- = Cl- + 2
9、OH-u电对：Fe(OH)3/FeO42-半反应：Fe(OH)3 + 5OH- = FeO42- + 4H2O + 3e-u最终结果2Fe(OH)3 + 3ClO- + 4OH- = 2FeO42- + 3Cl- + 5H2O半反应法配平氧化还原方程式19氧化还原方程式配平氧化还原方程式配平u例：配平CrO3 + C2H5OH = Cr3+ + CH3COOHu电对：CrO3/Cr3+半反应：CrO3 + 6H+ + 3e- = Cr3+ + 3H2Ou电对： C2H5OH/CH3COOH半反应： C2H5OH + H2O = CH3COOH + 4H+ + 4e-u结果：4CrO3 + 3C
10、2H5OH + 12H+ = 4Cr3+ + 3CH3COOH + 9H2O半反应法配平氧化还原方程式20氧化还原方程式配平氧化还原方程式配平u氧化数法适用性较广，但必须计算氧化数，对于某些情形，特别是有机氧化还原反应，比较繁琐u半反应法使用受一定限制，优点是不必计算氧化数，也能反映氧化还原反应的实质u通过半反应法，可以学习掌握半反应式的书写和配平法配平方法的讨论21氧化还原方程式配平氧化还原方程式配平uCl2的歧化Cl2 + H2O = HClO + Cl- + H+ （酸性）Cl2 + 2OH- = ClO- + Cl- + H2O（碱性）uFe(II)被O2氧化4Fe2+ + O2 +
11、4H+ = 4Fe3+ + 2H2O （酸性）4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3（碱性）介质对氧化还原反应的影响22u直接氧化还原反应Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cuu特点电子传递直接在氧化剂与还原剂接触面进行化学能转变为热能，无法直接利用4. 原电池原电池u铜锌原电池（Daniell电池）n n氧化反应和还原反应氧化反应和还原反应发生在不同地方发生在不同地方n n电子通过外电路由发电子通过外电路由发生氧化反应的电极传生氧化反应的电极传递到发生还原反应的递到发生还原反应的电极电极n n化学能转变为电能化学能转变为电能 Zn=Zn2+2e Cu2+2e=
12、Cu negative polepositive pole原电池23原电池原电池电化学电池原电池电解池将化学能转化为电能的装置电池分类24原电池原电池u工作状态的原电池同时发生三个过程两个电极表面分别发生氧化反应和还原反应电子流过外电路离子流过电解质溶液u盐桥通常内盛饱和KCl溶液或NH4NO3溶液(以琼胶作成冻胶)保持电路导通阻止正负极溶液直接接触注：盐桥并不是必须的，现代电池通常没有盐桥原电池25原电池原电池u每个原电池都有正负两极，规定：流出电子的电极为负极，流入电子的电极为正极（物理学规定）负极发生氧化半反应：Zn = Zn2+ + 2e-正极发生还原半反应：Cu2+ + 2e- =
13、Cu在电极上发生的半反应称为电极反应u原电池的两个电极反应相加，消去电子，得到电池反应电池反应：Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+电极反应和电池反应26原电池原电池u电池反应 通常 都是氧化还原反应，只是氧化和还原分别发生在两个地方u通过将氧化和还原分离，使得电子通过外电路而形成电流，从而可将化学能转化为电能u原则上任何化学反应均可设计成原电池原电池与氧化还原反应27原电池原电池u例：将以下反应设计成原电池。(1) 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O(2) Ag+ + Cl- = AgClu解：(1) 主要步骤是将电池反应拆成两个半反应负
14、极半反应：Fe2+ = Fe3+ + e-符号：Pt | Fe2+(c1), Fe3+(c2)正极半反应：MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O符号：MnO4-(c3), Mn2+(c4), H+(c5) | Pt电池符号：(-) Pt | Fe2+(c1), Fe3+(c2) | MnO4-(c3), Mn2+(c4), H+(c5) | Pt (+)原电池的设计28原电池原电池u例：将以下反应设计成原电池。(1) 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O(2) Ag+ + Cl- = AgClu解：(2) 电池反应本身并不是
15、氧化还原反应，必须补充合适的物质构造电极反应负极半反应：Ag + Cl- = AgCl + e-符号：Ag | AgCl | Cl-(c1)正极半反应：Ag+ + e- = Ag符号：Ag+(c2) | Ag电池符号：(-) Ag | AgCl | Cl-(c1) | Ag+(c2) | Ag (+)Ag+ + Cl- + Ag = AgCl + Ag原电池的设计29原电池原电池u必须正确划分正负极u原电池设计不是唯一的，同一个电池反应，原则上可以设计成不同的原电池反应Ag+ + Cl- = AgCl 还可以设计成正极：Ag+ + Cl2 + e- = AgCl负极：Cl- = Cl2 + e
16、-注意事项305. 电极电势电极电势u关于原电池的疑问为何组成原电池后，电子会自发由负极流向正极？为何两个电极之间存在电势差？不同的电极组成原电池后，哪个为正极，哪个为负极？u电极电势(电极电位)电极电势31电极电势电极电势双电层理论M(s) Mz+ + ze-溶解 沉淀 + + + + + + + +M活泼 溶解沉淀+ + + + + + + +M不活泼 沉淀溶解电极电势： E(Mz+/M) 或 (Mz+/M) +电池电动势： = E池 = E+ - E-电极电势的产生32电极电势电极电势u电极电势与多种因素有关电极的本性溶液中的离子浓度、温度等外因u标准电极电势处于标准态下的电极电势，Eu
17、标准电池电动势E池=E(+)-E(-)标准电极电势标准态：体系中所有气体分压均为1bar，所有离子浓度均为1moldm-3的状态。也叫标准状态、标态33电极电势电极电势u标准电极电势绝对值是无法测定的，于是建立了标准氢电极(SHE)电极反应：2H+(aq, c) + 2e- = H2(g, p)电对：H+/H2规定：E(H+/H2)=0V表示形式：Pt | H2(g, p) | H+(aq, c)u将其他标准电极与标准氢电极组成原电池，测定其电动势，即可确定该标准电极的标准电极电势标准氢电极34电极电势电极电势K+ e-= K-2.924Ca2+ 2e-= Ca-2.84Al3+ 3e-= -
18、1.676Zn2+ 2e-= Zn-0.7632H+ 2e-= H20Cu2+ 2e-= Cu+0.340Cl2+ 2e-= 2Cl-+1.358MnO4- + 8H+ 5e-= Mn2+ + 4H2O+1.51F2+ 2e-= 2F-+2.87习惯采用还原电势表 氧化态 + ze- = 还原态 氧化态的氧化性增强还原态的还原性增强表中部分数据来自热力学计算 将各种电对构成的电极反应，按照其E值，从小到大进行排列，就得到标准电极电势表 标准电极电势表35电极电势电极电势u必须引用正确的数据Fe2+作为氧化剂时，应使用E(Fe2+/Fe)=-0.44VFe2+作为还原剂时，应使用E(Fe3+/F
19、e2+)=+0.77VuE与电极半反应中的系数无关Cl2(g) + 2e- = 2Cl- E=1.358VCl2(g) + e- = Cl- E=1.358V标准电极电势表的一些说明36电极电势电极电势u电对式中只列出参与氧化还原的物质，须自行补充其它物质。所有参与反应的物质都处于标准态E(MnO4-/Mn2+)MnO4-+8H+5e-=Mn2+2H2O的标准电极电势其中c(MnO4-)=c(H+)=c(Mn2+)=1moldm-3E(Ag+/Ag)Ag+e-=Ag的标准电极电势，c(Ag+)=1moldm-3E(AgCl/Ag)AgCl+e-=Ag+Cl-的标准电极电势，c(Cl-)=1mo
20、ldm-3标准电极电势表的一些说明37电极电势电极电势u溶液的pH对许多氧化还原反应有影响H+或OH-参与电极反应O2 + 4H+ + 4e- = 2H2O；O2 + 2H2O + 4e- = 4OH-H+或OH-影响离子的存在形式Fe3+只能在酸性溶液中存在，ClO-只能在碱性溶液中存在u标准电极电势表分为酸表(EA)和碱表(EB)在酸表中，H+参与反应，且c(H+)=1moldm-3在碱表中，OH-参与反应，且c(OH-)=1moldm-3酸表和碱表38电极电势电极电势电对E/V电极反应酸表Fe3+/Fe2+0.771Fe3+e-=Fe2+O2/H2O1.220O2+4H+4e-=2H2O
21、HClO/Cl-1.630HClO+2H+2e-=Cl2+H2O碱表Fe(OH)3/Fe(OH)2-0.56Fe(OH)3+e-=Fe(OH)2+OH-O2/OH-0.401O2+2H2O+4e-=4OH-ClO-/Cl-0.890ClO-+H2O+2e-=Cl-+2OH-酸表和碱表39电极电势电极电势u标准电极电势表中任何两个电对均可构成一个原电池uE大的电对作为正极，发生还原反应；E小的电对作为负极，发生氧化反应u原电池的标准电动势等于两个电对的E之差原电池40电极电势电极电势u例：计算Cu-Zn原电池的标准电动势u解：E(+)=E(Cu2+/Cu)=+0.34VE(-)=E(Zn2+/C
22、u)=-0.76VE池=E(+)-E(-)=0.34-(-0.76)=1.10V原电池的标准电动势计算41CuZnH2SO4如图，将一Cu片和一Zn片用导线相连，一起浸入H2SO4中构成原电池。试判断正负极各是哪个，发生什么电极反应？426. 电解电解化学能 电能 原电池 电解池 原电池与电解池43电解电解u与原电池结构相同，但不接用电器，而是接外加电源u电极叫阴极阳极，而不是正负极（以溶液中离子移动方向命名）阴极阳极M+X-ee得电子还原反应 氧化数失电子氧化反应 氧化数电解池的组成和结构44电解电解u电解池实际上就是逆向进行的原电池原电池反应Cu2+Zn=Zn2+Cu电解池反应Zn2+Cu
23、=Zn+Cu2+u电解池反应是非自发的，为了推动反应进行，必须外加电压ZnCue-e-Zn2+Cu2+原电池电解池电解池与原电池的关系45电解电解u推动电解反应进行的最小电压称为分解电压u理论分解电压=原电池电动势u例：计算pH=0的H2O的理论分解电压u解：E(-)=E(H+/H2)=0VE(+)=E(O2/H2O)=1.23VE池=1.23V 理论分解电压1.23V分解电压46电解电解u电解实验，实际分解电压u超电压理论分解电压与实际分解电压之差u超电压的产生(极化现象)实际电解过程不是平衡态超电压以析出气体为主，析出金属的超电压很小1.23 1.70U/VI/A实际分解电压47电解电解u
24、熔盐对象阳极产物阴极产物NaClCl2(g)Na(l)HF-KHF2F2(g)H2(g)LiClCl2(g)Li(l)BeCl2-NaClCl2(g)Be(s)Al2O3-Na3AlF6O2(g)Al(l)电解产物的一般规律48电解电解u电解质溶液例：以石墨为电极电解标准态下的CuCl2中性溶液阴极电对：Cu2+/Cu，H+/H2E(Cu2+/Cu)=0.34V，E(H+/H2)=-0.41V Cu析出（阴极析出电势大的）阳极电对：Cl2/Cl-，O2/H2OE(Cl2/Cl-)=1.34V，E(O2/H2O)=0.81V超电势：(Cl2)=0.25V，(O2)=1.09V Cl2析出（阳极析
25、出电势小的）u结论1惰性电极电解金属卤化物或硫化物，阳极总是得到卤素或硫（氟化物例外）电解产物的一般规律49电解电解u电解质溶液例：以石墨为电极电解标准态下的NaCl中性溶液阴极电对：Na+/Na，H+/H2E(Na+/Na)=-2.71V，E(H+/H2)=-0.41V尽管H2有超电势，但E(Na+/Na)太小，仍析出H2u结论2电解金属盐溶液时，阴极得到金属或氢气，视金属活动性而定。一般活动性在Al后的得到金属，否则得到氢气电解产物的一般规律50电解电解u电解质溶液以石墨为电极电解标准态下的Na2SO4溶液阳极电对：O2/H2O，S2O82-/SO42-E(O2/H2O)=0.81V，(O
26、2)=1.09VE(S2O82-/SO42-)=2.01VE(O2/H2O)+(O2) O2析出u结论3以惰性电极电解最高价态含氧酸盐溶液，阳极上H2O放电，析出O2如果电解Na2SO3，则阳极上SO32-放电，生成SO42-工业上常用电解NaClO3、K2MnO4的方法制备NaClO4、KMnO4电解产物的一般规律51电解电解u电解质溶液例：以Ni为电极电解NiSO4中性溶液阴极：Ni析出阳极电对：Ni2+/Ni，O2/H2O，S2O82-/SO42-E(Ni2+/Ni)=-0.257V最小 Ni溶解：Ni - 2e=Ni2+u结论4非惰性电极电解时，阳极溶解此为生产纯金属Ni、Cu、Ag等
27、的办法电解产物的一般规律52电解电解u电解池的应用物质分离、定量分析物质制备和提纯u实例：Cu的电解法提纯将精铜浇铸成铜板作为阳极，以纯铜作为阴极，CuSO4酸性溶液为电解液进行电解，可在阴极上得到高纯铜作为副产品，可以回收精铜中的Ni、Au、Ag、Se、Te等杂质电解池的应用53u绘制电解法提纯Cu的电解池示意图，标注阴阳极，写出电解反应式u考察Cu中含有的各种杂质，他们以什么形式出现在哪里电解电解自我练习547. 电化学腐蚀电化学腐蚀u当金属和周围介质接触时，由于发生电化学作用而引起的破坏叫做金属电化学腐蚀电化学腐蚀与常规化学腐蚀相比的特点是有电流产生电化学腐蚀一般发生在金属与电解质溶液接
28、触环境下，两种金属（或导电非金属）为两极形成腐蚀电池腐蚀电池实质上就是原电池，不过习惯上腐蚀电极称为阴极（正极）和阳极（负极）金属的电化学腐蚀55电化学腐蚀电化学腐蚀电化学腐蚀按腐蚀电池大小分按阴极上获得电子物质分宏观腐蚀微观腐蚀析氢腐蚀吸氧腐蚀差异充气腐蚀电化学腐蚀分类56电化学腐蚀电化学腐蚀u特征：宏观电池有独立的两极，可用肉眼分辨出来u在潮湿空气中，金属的表面可覆盖上一层极薄的水膜溶解CO2等后会有下列反应发生CO2+H2OH+HCO3-这样金属相当于放在了含有H+、OH-、HCO3-电解质溶液u因此在潮湿空气中，接触的两种不同的金属（如铝板上铆铜钉），会形成宏观电池宏观电池腐蚀57铝为
29、负极，铜为正极58电化学腐蚀电化学腐蚀u微观腐蚀电池中无明显分立的两极，肉眼不能分辨。工业上含杂质金属的腐蚀就是典型例子u由于所形成的微电池数目很多，电极也很多，两极间的距离又很近，因此其腐蚀速率很快，腐蚀程度严重微观腐蚀电池59电化学腐蚀电化学腐蚀u钢铁中的石墨和碳化物Fe3C等杂质电极电势都比纯铁大，表面吸潮后形成了微电池u此时，Fe为负极，失去电子变成Fe2+而进入溶液；Fe失去的电子通过金属内部传到杂质（正极），液膜中的某种氧化态物质（如H+）在杂质上得到电子u腐蚀电流源源不断，钢铁即遭到腐蚀微观腐蚀电池60电化学腐蚀电化学腐蚀u腐蚀过程中的阴极上有H2析出的腐蚀u常发生在酸洗或用酸浸
30、蚀某种较活泼金属的加工过程，以及酸雨、化工厂条件下的管路设备中uFe作为腐蚀电池的负极，钢铁中较Fe不活泼的杂质作正极，H+在阴极上获得电子发生还原反应负极(Fe)：Fe-2eFe2+正极(杂质)：2H+2eH2总反应：Fe+2H+=Fe2+H2u这种腐蚀通常伴有氢脆应力腐蚀 析氢腐蚀61电化学腐蚀电化学腐蚀u在腐蚀过程中溶解于水膜中的O2在阴极上得到电子被还原生成OH-的腐蚀，常在中性、碱性或弱酸性的介质中发生阳极(Fe)：Fe-2eFe2+阴极(杂质)：O2+2H2O+4e4OH-总反应：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2Fe(OH)2进一步被O2氧化，生成Fe(OH)3，并部分脱水
31、为疏松的铁锈u锅炉、铁制水管等常含有大量溶解氧，故常发生严重的吸氧腐蚀吸氧腐蚀62电化学腐蚀电化学腐蚀u差异充气腐蚀是金属吸氧腐蚀的一种形式，它是由于在金属表面O2分布不均匀而引起的例如，半浸在海水中的金属，在金属浸入面处，O2扩散途径短，故O2浓度高；而在水的内部，O2扩散途径长，浓度低这样，由于O2浓度不同而形成了一个浓差电池。其中，O2浓度大的部位为阴极，O2浓度小的部位为阳极而遭到腐蚀金属被腐蚀以后，O2的浓度会更小，且由于腐蚀而使杂质逐渐增多，致使金属腐蚀继续下去，腐蚀的深度加大u差异充气腐蚀在生产中常常遇到，如金属裂缝深处的腐蚀，浸入水中的支架埋人地里的铁柱和水封式储气柜的腐蚀，等
32、等差异充气腐蚀63电化学腐蚀电化学腐蚀u改善金属的本质根据不同的用途选择不同的材料组成耐蚀合金，或在金属中添加合金元素，提高其耐蚀性，可以防止或减缓金属的腐蚀。u形成保护层在金属表面覆盖各种保护层，把被保护金属与腐蚀性介质分开，是防止金属腐蚀的有效方法u改善腐蚀环境u电化学保护法金属防腐蚀的方法64电化学腐蚀电化学腐蚀u电化学保护法是根据电化学原理在金属设备上采取措施，使之成为腐蚀电池中的阴极（又称阴极防蚀），从而防止或减轻金属腐蚀的方法u牺牲阳极保护法用电极电势比被保护金属更低的金属或合金做阳极，固定在被保护金属上，形成腐蚀电池，被保护金属作为阴极而得到保护牺牲阳极一般常用的材料有铝、锌及其合金。此法常用于保护海轮外壳，海水中的各种金属设备、构件和防止巨型设备(如贮油罐)以及石油管路的腐蚀u外加电流法将被保护金属与另一附加电极作为电解池的两个极，使被保护的金属作为阴极，在外加的直流电的作用下阴极得到保护此法主要用于防止土壤、海水及河水中金属设备的腐蚀电化学保护法65Thank you!67
