高中化學(xué)選修四知識點(diǎn)總結(jié)

1、高中化學(xué)選修四知識點(diǎn)總結(jié)第一章化學(xué)反應(yīng)與能量一、始變、反應(yīng)熱.反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收 的熱量.始變（A H）的意義：在恒壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（1）符號： H（2）單位：kJ/mol3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂一一吸熱化學(xué)鍵形成一一放熱放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。（放熱吸熱）4H為“-”或AH4吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱 放熱） H為“+”或 H0常見的放熱反應(yīng)：所有的燃燒反應(yīng)酸堿中和反應(yīng)大多數(shù)的化合反應(yīng)金屬與酸的反應(yīng)生石灰和水反應(yīng)濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等常見的吸熱反應(yīng)：晶體 Ba（OH） 8Ho與 NHQ大多數(shù)的分解反應(yīng)以H2、CO C為還原劑的氧

2、化還原反應(yīng)錢鹽溶解等二、熱化學(xué)方程式書寫化學(xué)方程式注意要點(diǎn)：熱化學(xué)方程式必須標(biāo)出能量變化。熱化學(xué)方程式中必須標(biāo)明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示周態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用 aq表示）熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時(shí)的溫度和壓強(qiáng)。熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)各物質(zhì)系數(shù)加倍， H加倍；反應(yīng)逆向進(jìn)行， H改變符號，數(shù)值不變?nèi)?、燃燒?.概念：25 C, 101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時(shí)所 放出的熱量。燃燒熱的單位用 kJ/mol表示。注意以下幾點(diǎn)：研究條件：101 kPa反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol

3、研究內(nèi)容：放出的熱量。（A H105時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時(shí)向 何方進(jìn)行建立平衡。（Q:濃度積）QK:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行；Q=K:反應(yīng)處于平衡狀態(tài)；QK:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為放熱 反應(yīng)四、等效平衡1、概念：在一定條件下(定溫、定容或定溫、定壓)，只是起始加入情況 不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后， 任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué) 平衡互稱為等效平衡。2、分類(1)定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對于反應(yīng)前后氣體分子

4、數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來相同；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。第二類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來相同即可視為二者等效。(2)定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1、反應(yīng)嫡變與反應(yīng)方向：(1)嫡:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S單位：J?mol-1 ?K1(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的嫡增加，這叫做嫡增加原理， 也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。(3)同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)嫡值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即S(g s(i)S(s)2

5、、反應(yīng)方向判斷依據(jù)在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：AH-TA S0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行A H-TA S=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)AH-TA S0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意：AH為負(fù)，A S為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行AH為正，A S為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行第三章水溶液中的離子平衡一、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物 ，叫電解質(zhì)。非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)共價(jià)化

6、合物注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物SO、NH、CO等屬于非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物(如BaSO不溶于水，但溶于水的BaSO 全部電離，故BaSO為強(qiáng)電解質(zhì))一一電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié) 合成時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越??；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方 向移動。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)， 會減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子

7、反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)， 有利于電離。5、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主）6、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用 Ka表示酸，Kb表示堿。）7、影響因素：a.電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b.電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。c同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SQHPQHFCtCOOHCOhbSHClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：水的離子積：K=cH+ - cOH25 C

8、 時(shí),H+=OH -=10-7mol/L;k=h+ OH=1*10 -14注意：Kw只與溫度有關(guān)，溫度一定，則 Kw值一定。Kw不僅適用于純水，適用于 任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點(diǎn)：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿：抑制水的電離溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進(jìn)水的電離4、溶液的酸堿性和pH:pH=-lgc H+pH的測定方法：酸堿指示劑一一甲基橙、石蕊、酚獻(xiàn)。變色范圍：甲基橙3.14.4 （橙色）石蕊5.08.0 （紫色）酚丈8.210.0 （淺紅色）pH試紙一操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可。注意：事先不

9、能用水濕潤PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍。三、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加 除以總體積，再求其它）印混=（H+lVl+H+ 2V2）/ （Vl+W）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求OH混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相 加除以總體積，再求其它）0川混=（OH iVi+OH 2V2） / （Vi+W）（注意:不能直接計(jì)算H+混）3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H+OH=HO計(jì)算余下的H+或OH,H+有余, 則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求H+混；OH有余，則用余下的OH數(shù)除以溶 液總體積求OH混，再求其它）四、稀釋過程溶液pH

10、值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+n （但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原+n （但始終不能大于或等于 7）3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原n （但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀pH原一n （但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液 無限稀釋后pH均接近76、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的 pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化 得快。五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律1、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7pH1+pH拄15,

11、則溶液顯堿性 pH=pH-0.3pH1+pH零13,則溶液顯酸性 pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V 堿=1: 1pH1+pH身 14, V酸:V 堿=1： 10114-六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)：H+OR=HO即酸能提供的H+和堿能提供的OH物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來越大，全部容積大于它的 最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測液；指示劑。

12、（3）準(zhǔn)備過程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗一檢 漏：滴定管是否漏水一用水洗一用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測液洗）一裝溶液一排氣泡一 調(diào)液面一記數(shù)據(jù)V（始）（4）試驗(yàn)過程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸二n堿c堿V堿進(jìn)行分析式中：n酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c酸或堿的物質(zhì)的量濃度；V酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：c堿=上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^程中 c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的， 若稀釋了雖實(shí)際值變小， 但體 現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一

13、個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿 液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來測定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比， 即當(dāng)V酸的實(shí)測值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。七、鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進(jìn)水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：

14、有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰強(qiáng)顯誰性，兩弱都水解，同強(qiáng) 顯中性。多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:Na2CONaHCO)4、鹽類水解的特點(diǎn)：(1)可逆(與中和反應(yīng)互逆)(2)程度小(3)吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越高水解程度越大(水解吸熱，越熱越水解)濃度：濃度越小，水解程度越大(越稀越水解)酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解(H+促進(jìn)陰離子水解而才制陽離子水解；OH促進(jìn)陽離子水解而抑制陰離子水解)6、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO-顯酸性電離程度水解程度，顯酸性(如：HSO-、KPQ)水解程度電離程度，顯堿性(如：HCQ-、HS、H

15、PO2一)7、雙水解反應(yīng)：(1)構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解 程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。(2)常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO-、CO2-(HCQ-)、SHS-)、 SO2-(HSQ)； S-與NH；; CO2-(HCO-)與NH；其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完 全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+3S2-+6HO=2Al(OH)3j +3HSf8、鹽類水解的應(yīng)用：9、水解平衡常數(shù)(K)對于強(qiáng)堿弱酸鹽：R=Kw/Ka（KW為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱 酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù)）對于強(qiáng)酸

16、弱堿鹽：（=Kw/K）（KW為該溫度下水的離子積，及為該條件下該弱 堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）電離、水解方程式的書寫原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫。注意： 不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：一步書寫八、溶液中微粒濃度的大小比較基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：電荷守恒：任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積 之和=各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和物料守恒：（即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）某原子的總量（或總濃度）=其以各種形式存在的所有微粒的量（或濃度）之

17、和質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識（1）溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)H+ 降至10-7mol/LHg2+Fe3+Cu2+H+ （指酸電離的）Pt?+Sn2+F2+Zn2+AF+Mg2+Na+Ca2+Kh陰離子的放電順序：是惰性電極時(shí)：-I-BrClOHNO3-SQ2-（等含氧酸根離子）F（SO2-/MnO4-OH只要是水溶液H, OH以后的離子均作廢，永遠(yuǎn)不放電。是活性電極時(shí)：電 極本身溶解放電注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電

18、極，若陽極材料為活性電極 (Fe Cu污金屬，則陽極反應(yīng)為電極材料失去電子，變成離子進(jìn)入溶液；若為 惰性材料，則根據(jù)陰陽離子的放電順序，依據(jù)陽氧陰還的規(guī)律來書寫電極反應(yīng)式電解質(zhì)水溶液點(diǎn)解產(chǎn)物的規(guī)律：回電極反應(yīng)特點(diǎn)實(shí)例電解對 象電解質(zhì)濃 度PH電解 質(zhì)溶液復(fù) 原分解 電解質(zhì)型電解質(zhì)電離出 卜陰陽離子分別在 w極放電HCl電解質(zhì)減小增大HClCuCl2CuQ放H2生成堿型陰極：水放 H卜堿陽極：電解質(zhì) 卜離子放電NaCl電解質(zhì) 和水生成新電 解質(zhì)增大HCl放氧 生酸型陰極：電解質(zhì)卜離子放電陽極：水放 Q生酸CuSO4) 電解質(zhì) 和水生成新電 解質(zhì)減小氧化 銅電解 水型陰極：4H+4e-=2HT陽極

19、：4OH-4e-=Q T+2H2ONaOI水增大增大水H2SC4減小NsbSQ/、變上述四種類型電解質(zhì)分類:(1)電解水型：含氧酸，強(qiáng)堿，活潑金屬含氧酸鹽(2)電解電解質(zhì)型：無氧酸，不活潑金屬的無氧酸鹽(氟化物除外)(3)放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽(4)放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽二、電解原理的應(yīng)用1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣(1)電鍍應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法(2)電極、電解質(zhì)溶液的選擇：陽極：鍍層金屬，失去電子，成為離子進(jìn)入溶液，M-ne =Mn+陰極：待鍍金屬(鍍件)：溶液中的金屬離子得到電子，成為金屬原子，附 著在金屬表面M n+ne

20、=M電解質(zhì)溶液：含有鍍層金屬離子的溶液做電鍍液鍍銅反應(yīng)原理：陽極(純銅)：Cu-2e=Cu2+陰極(鍍件)：Clf+2e=Cu電解液：可溶性銅鹽溶液，CU CuSO溶液(3)電鍍應(yīng)用之一：銅的精煉陽極：粗銅；陰極：純銅；電解質(zhì)溶液：硫酸銅3、電冶金(1)電冶金：使礦石中的金屬陽離子獲得電子，從它們的化合物中還原出 來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁(2)電解氯化鈉：通電前，氯化鈉高溫下熔融：NaCl=N0+Cl通直流電后：陽極：2Na+2e=2Na陰極：2c一2e=C2 T規(guī)律總結(jié)：原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律(1)若無外接電源，又具備組成原電池的三個(gè)條件。有活潑性不同的兩個(gè)電極；兩極用

21、導(dǎo)線互相連接成直接插入連通的電解質(zhì)溶液里；較活潑金屬與電解質(zhì)溶液能發(fā)生氧化還原反應(yīng)(有時(shí)是與水電離產(chǎn)生的 H+乍用)，只要同時(shí)具備這三個(gè)條件即為原電池。(2)若有外接電源，兩極插入電解質(zhì)溶液中，則可能是電解池或電鍍池； 當(dāng)陰極為金屬，陽極亦為金屬且與電解質(zhì)溶液中的金屬離子屬同種元素時(shí)，則為電鍍池。(3)若多個(gè)單池相互串聯(lián)，又有外接電源時(shí)，則與電源相連接的裝置為電 解池成電鍍池。若無外接電源時(shí)，先選較活潑金屬電極為原電池的負(fù)極 (電子輸 出極)，有關(guān)裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。原電池，電解池，電鍍池的比較:類別性質(zhì)原電池電解池電鍍池定義(裝置特 點(diǎn))將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電 能的裝置將電能轉(zhuǎn)變成

22、化學(xué)能 的裝置應(yīng)用電解原理在 某些金屬表面鍍上一 側(cè)層其他金屬反應(yīng) 特征自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng)非自發(fā)反應(yīng)裝置 特征無電源，兩級材料/、同后電源，兩級材料叫可 引不同后電源形成 條件活動性小同的兩極 電解質(zhì)溶液 形成閉合回路兩電極連接直流電源兩電極插入電解質(zhì)溶 液形成閉合回路1、鍍層金屬接電 源正極，待鍍金屬接負(fù) 極；2、電鍍液必須含 有鍍層金屬的離子電極 名稱負(fù)極：較活潑金屬 正極：較/、活潑金 屬(能導(dǎo)電非金屬)陽極：與電源正極相連 陰極：與電源負(fù)極相連名稱同電解，但有 限制條件陽極：必須是鍍層 金屬陰極：鍍件電極 反應(yīng)負(fù)極：氧化反應(yīng)， 金屬失去電子正極：還原反應(yīng)， 溶液中的陽離子的電子 或者氧

23、氣得電子(吸氧 腐蝕)陽極：氧化反應(yīng)，溶液 中的陰離子失去電子，或電 極金屬失電子陰極：還原反應(yīng)，溶液 中的陽離子得到電子陽極：金屬電極失 去電子陰極：電鍍液中陽 離了得到電子電子 流向負(fù)極一正極電源負(fù)極一陰極 電源正極一陽極同電解池溶液 中帶電粒 子的移動陽離子向正極移動 陰離子向負(fù)極移動陽離子向陰極移動 陰離子向陽極移動同電解池聯(lián)系在兩極上都發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)原電池與電解池的極的得失電子聯(lián)系圖：陽極失e-正極得e-負(fù)極失e-陰極得e-第四節(jié)金屬的電化學(xué)腐蝕和防護(hù)一、金屬的電化學(xué)腐蝕(1)金屬腐蝕內(nèi)容：(2)金屬腐蝕的本質(zhì)：都是金屬原子失去電子而被氧化的過程電化腐蝕化學(xué)腐蝕條件不純金屬或合金與電解質(zhì)溶 液接觸金屬與非電解質(zhì)直接接觸現(xiàn)象r有微弱的電流產(chǎn)生無電流產(chǎn)生本質(zhì)一較活潑的金屬被氧化的過程金屬被氧化的過程關(guān)系化學(xué)腐蝕與電化腐蝕往往同時(shí)發(fā)生，但電化腐蝕更加普遍，危害更嚴(yán)重(3)電化學(xué)腐蝕的分類：析氫腐蝕一一腐蝕過程中不斷有氫氣放出條件：潮濕空氣中形成的水膜，酸性較強(qiáng)(水膜中溶解有 CQ、SQ