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本课件以电极电势为核心展开，先介绍氧化还原反应的基本概念与离子电子法配平，再讲解原电池的构成、电极类型与电极电势的产生和测定，随后给出能斯特方程及其在判断反应方向与程度中的应用，最后讨论电解与金属的腐蚀防护。
第四章氧化还原反应与电化学(Redox Reaction and Electrochemistry)
本章要求
电化学是研究有关电现象的化学反应的学科，已形成一个独立的科学分支，它涉及的内容十分广泛，如：化学电源、电镀、三废处理、电化学腐蚀以及人们日常生活等方面。电化学在国民经济中起着举足轻重的作用，新的社会需求不断推动着电化学工业朝着高新技术的方向发展。例如新型高能电池、微型电池的研究和开发。
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本章我们主要以电极电势为核心，讨论有关电化学的基本原理和氧化还原平衡的一般规律。首先，我们介绍一下氧化还原反应的基本概念和氧化还原方程式的配平。
§4.1氧化还原反应的基本概念(The primary concepts of redox reaction)氧化还原反应与非氧化还原反应的最大区别在于：氧化还原反应发生了电子的转移。失去电子的过程称为氧化，得到电子的过程称为还原。一、氧化数(oxidation number)和氧化还原反应（©氧化数）
比如：Fe3O4中，Fe的氧化数，设为x：我们可以在化合物中直接以表示它的氧化数，这样，说明氧化还原反应就比较方便一些。
根据氧化数的概念，我们可以把氧化还原反应定义为：元素的氧化数在反应前后发生变化的反应。氧化数升高的过程为氧化，氧化数降低的过程为还原。
多数氧化还原反应都是在水溶液中进行的。这样的反应我们可以把氧化过程和还原过程分开来写：Zn+Cu2+=Zn2++Cu拆开来的两个反应叫做氧化还原反应的半反应。从半反应中，我们可以清楚地看出反应前后元素氧化数的变化：Zn：0→+2；Cu: +2→0。
我们把氧化数高的物质称为这种元素的氧化态（Zn2＋）；氧化数低的物质称为它的还原态（Zn）。同一种元素的氧化态和还原态组成一个氧化还原电对。表示法：氧化态/还原态Ox/Red氧化态(型) + ne-⇌还原态(型)Ox + ne-⇌Red
氧化态还原态氧化还原电对(redox couple)还原剂电对氧化剂电对每个氧化还原反应至少由两个电对组成：一个氧化剂电对＋一个还原剂电对。
氧化剂电对：MnO4-/Mn2+还原剂电对：Fe3+/Fe2+氧化剂还原剂如：MnO4-+ 5Fe2++ 8H+= Mn2++ 5Fe3++ 4H2O还原半反应:MnO4-+ 8H++ 5e-= Mn2++ 4H2O氧化半反应:Fe2+-e-= Fe3+ne-
配平氧化还原反应的方法很多，这里介绍离子-电子法。离子-电子法配平氧化还原反应的原则是：氧化剂得到电子总数与还原剂失去电子总数相等。配平时先将氧-还反应拆成两个半反应，分别配平半反应，最后将两个半反应加合起来，消去其中的电子。二、离子－电子法配平氧化还原方程式
我们以一个简单的反应来说明配平步骤：（1）写出半反应式：氧化：还原：（2）配平半反应：①原子数配平；②电荷数配平
（3）合并半反应：（根据反应中）得电子总数＝失电子总数，将两个半反应乘以适当的系数后相加。——————————————————（4）核对两边电荷数和原子数
有些复杂的氧化还原反应，配平的时候需要根据具体情况在半反应两边加H＋、OH－或者H2O。原则：酸性介质中：氧多的一边加H＋，氧少的一边加H2O；碱性介质中：氧多的一边加H2O，氧少的一边加OH－；中性介质中：左边加H2O，右边根据需要加H＋或OH－。
例如：MnO4-+ SO32-→ Mn2++ SO42-（酸性介质）MnO4-→Mn2+SO32-→SO42-(1)拆成两个半反应
MnO4-=Mn2+SO32-=SO42-(2)配平半反应2×)MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2O+）5×)SO32-+H2O-2e-=SO42-+2H+2MnO4-+5SO32-+16H++5H2O=2Mn2++5SO42-+8H2O+10H+(3)合并半反应+8H++ 5e-+4H2O+H2O-2e-+2H+
核对两边原子数和电荷数整理得：2MnO4-+5SO32-+6H+=2Mn2++5SO42-+3H2O(4)核对
【练习】用离子-电子法配平下列反应CrO2-+ClO-→CrO42-+Cl-(碱性介质)解：2×)CrO2-+4OH--3e-=CrO42-+2H2O+)3×)ClO-+H2O+2e-=Cl-+2OH-2CrO2-+8OH-+3ClO-+3H2O=2CrO42-+4H2O+3Cl-+6OH-整理:2CrO2-+3ClO-+2OH-=2CrO42-+3Cl-+H2O配平同一方程式中，不能在反应式两边同时出现H+和OH-。注意
★特例：H2O2酸性介质中：氧化：（作还原剂）还原：（作氧化剂）碱性介质中：氧化：还原：
氧化还原反应均为电子从还原剂转移（或偏移）到氧化剂的过程。若是氧化剂和还原剂不直接接触，令电子通过导线定向传递而产生电流，则能量转化为电能。这种利用氧化还原反应产生电流的装置(即将化学能转变为电能的装置)，叫做原电池。§4-2原电池（galvanic cell）一、原电池
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Zn和ZnSO4溶液组成一个半电池（semi-cell）；Cu和CuSO4溶液组成另一个半电池。Zn片和Cu片之间用导线接通，两个半电池的溶液用盐桥（salt bridge）沟通，这样就组成了一个铜锌原电池。
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原电池的构成要素：(1)两个半电池(电极—electrode)：每个半电池（电极）都由一对氧化还原电对组成(2)导体和导线（外电路）(3)盐桥
原电池中，电子流出的电极为负极（anode）(Zn极)，该极发生氧化反应；电子流入的电极为正极（cathode）(Cu极)，该极发生还原反应。电极反应：负极(-)：Zn-2e-=Zn2+氧化反应正极(+)：Cu2++2e-=Cu还原反应电池反应：Zn+Cu2+=Zn2++Cu盐桥在原电池中起到什么作用呢？
作用：●让溶液始终保持电中性,使电极反应得以继续进行通常内盛饱和KCl溶液或NH4NO3溶液(以琼胶作成冻胶)。盐桥(salt bridge)
原电池装置用原电池符号来表示，如Cu-Zn原电池符号表示为：(-)Zn|ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|Cu(+)规定：负极(-)写在左边，正极(+)写在右边。其中“|”代表相界面，“||”代表盐桥，c指示溶液的浓度（当溶液浓度为1mol·dm-3时，可省略不写）。
10溶液必须写在盐桥两侧；导体写在外侧。20相界面是竖线，不要写成斜线，否则就跟电对的写法搞混了。电对符号电极符号★注意：
【例4-1】将反应CuSO4+ Ni＝NiSO4+ Cu设计成原电池，CuSO4和NiSO4的浓度均为1 mol · dm-3。写出：（1）电对符号（2）电极反应式（3）原电池符号。解：（1）氧化剂电对：还原剂电对：（2）负极：正极：（3）原电池符号：
原电池中每个电极都是由一对氧化还原电对组成的，根据电对的组成不同，可以把电极分成四大类。二、原电池的电极
1.金属电极金属置于含有同一金属离子的溶液中构成的。Cu-Zn原电池的两极就属此类电极。电极符号记为Zn|Zn2+，Cu|Cu2+。其中“|”表示电极与电解质溶液的相界面。该类电极中，金属既是电极材料起导电作用，同时又是电对的还原态物质。
2.气体电极电极反应中有气体参加的，叫做气体电极，也叫非金属电极。如O2/OH-、Cl2/Cl-、H+/H2电对构成的电极。气体电极中的电对不导电，故需选择对气体吸附性强、化学性质稳定的导电材料作电极材料来吸附气体和传递电子，如石墨、金属Pt等，因其不参加电极反应，故又称惰性材料电极。氢电极符号为Pt，H2| H+
3.离子电极这类电极由离子型氧化还原电对组成，也叫氧化还原电极,需要外加电极材料导电。例如:Pt|Fe3+，Fe2+Pt|Sn4+，Sn2+Pt|MnO4-，Mn2+，H+等。因为两种离子共存于同一溶液，处在同一相中，所以中间用“，”隔开。
此类电极由金属和它的难溶盐组成，金属自身作电极材料。一般是将金属表面涂上该金属的难溶盐，然后浸在与该盐具有相同阴离子的溶液中所组成的。4.金属难溶盐电极
常用的甘汞电极便属此类。其装置如图：甘汞电极
甘汞电极由金属汞、固态甘汞Hg2Cl2和KCl溶液组成。电极符号为:Hg | Hg2Cl2(s) | Cl-或Hg，Hg2Cl2(s) | Cl-电极反应：Hg2Cl2(s) + 2e-⇌2Hg + 2Cl-该类电极的优点是利用了金属难溶盐的溶解平衡，离子浓度稳定，使用方便。
解：正极：Cl2+2e-=2Cl-负极：Fe2+-e-=Fe3+原电池符号为(-)Pt|Fe2+,Fe3+(0.1mol·dm-3)||Cl-(2mol·dm-3)|Cl2(101325Pa)|Pt(+)返回【例4-2】将下列氧化还原反应设计成原电池，并写出原电池符号。2Fe2+(1.0mol·dm-3)+Cl2(101325Pa)→2Fe3+(0.1mol·dm-3)+2Cl-(2.0mol·dm-3)
一、电极电势的产生电流从原电池的正极流向负极，说明正、负极之间存在电势差。电极的电势是如何产生的呢？它与哪些因素有关？回答这个问题要从双电层(doublelayer)理论讲起。§4-3电极电势(electrode potential)
金属晶体中存在着自由电子e，金属原子M和金属阳离子Mn+。在一定条件下，当溶解的速率跟沉积的速率相等时，即整个过程达到平衡时，会出现两种情况。溶解沉淀
(a)如果金属离子进入溶液的趋势大于金属离子沉积在金属表面的趋势，平衡时，金属表面会有多余的电子而带负电荷，溶液中因为多了金属离子而带正电荷，这样，在金属表面和溶液界面之间就形成一个“双电层”，产生电势差；(b)如果金属离子进入溶液的趋势小于溶液中离子沉积的趋势，平衡时，金属表面会带正电荷，而溶液中会有多余的负电荷，形成一个相反的“双电层”，也产生电势差。
对于金属－金属离子电极来说，这种产生在金属表面和它的盐溶液之间的电势差就叫电极电势，用“”表示：金属越活泼，盐溶液浓度越小，溶解的趋势越大，沉积的趋势越小，达平衡时，金属表面累积的负电荷越多，电极电势越低。金属越不活泼，盐溶液浓度越大，则溶解趋势越小，而沉积趋势越大，达平衡时，金属表面累积的正电荷越多，电极电势就越高。
电极电势的产生—双电层理论M活泼:溶解>沉积稀----++++++++--------M不活泼:沉积>溶解++++++++--------浓
无论哪种类型的电极，产生的原因都可以归结为：电对中氧化态物质得电子能力与还原态物质失电子能力强弱不同，使得导体与溶液间存在电势差而造成的。氧化态物质得电子能力越强，电极电势越高；还原态物质失电子能力越强，电极电势越低。
如果把两个电极电势不同的电极组成原电池，电子就会从低电势处流到高电势处，形成电流。电极电势低的一极就是负极，电极电势高的一极就是正极。原电池的电动势也就是两极的之差：铜锌原电池中，∵锌比铜活泼，在盐溶液浓度相同的情况下：∴构成原电池时，锌为负极，铜为正极，电动势：
二、电极电势的确定电极电势的绝对值无法直接测定，但可采用相对标准，选定某一电极的平衡电极电势作为参比，将其他电极的电极电势与之比较，从而得到其他电极的相对电极电势值。国际上选用标准氢电极作参比电极，规定其电极电势值为零。
1.标准氢电极(standard hydrogen electrode)纯氢气的压力p(H2)=101325 Pa溶液中c(H+)=1.0 mol·dm-3温度一般选298.15K（Pt）H2(101325Pa)|H+(1.0mol·dm-3)标准氢电极的电极电势记为：⊖(H+/H2)=0.00 V
确定其它电极的电极电势，只要把该电极与标准氢电极组成原电池，测定其电动势，由于标准氢电极的电极电势值为零，所以测得的原电池的电动势就等于该电极的电极电势。
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甘汞电极的电极电势/V电极反应c(KCl)mol·dm-30.33370.28010.2412Hg2Cl2(s)+ 2e-= 2Hg(l)+2Cl-(0.1 mol·dm-3)Hg2Cl2(s)+ 2e-= 2Hg(l)+2Cl-(1.0 mol·dm-3)Hg2Cl2(s)+ 2e-= 2Hg(l)+ 2Cl-(饱和)0.11.0饱和但实际测定电极电势常用的参比电极是甘汞电极。
为了实际应用方便，提出了标准电极电势的概念。当电对处于标准状态(即物质皆为纯净物，组成电对的有关物质浓度为1.0mol·dm-3，涉及气体的分压为101325Pa)时，其电极电势为标准电极电势，用“⊖(Ox/Red)”表示，通常温度为298.15K。（附录5：标准电极电势）2.标准电极电势
事实证明，值的大小反映了氧化还原电对中氧化态和还原态物质的氧化还原能力的相对强弱。↗，[氧化态]氧化能力↗，强氧化剂[还原态]还原能力↘，弱还原剂↑[强Ox]/[弱Red]↘，[氧化态]氧化能力↘，弱氧化剂[还原态]还原能力↗，强还原剂↓[弱Ox]/[强Red]
如果电极处于非标准态，这时，它的电极电势不仅取决于电对物质的本性，还与构成电对的离子浓度、气体分压以及介质的酸碱度有关。这些因素对电极电势的影响，可以用能斯特方程式来表示。★对于一个确定的电对来说，它的是一个定值，与电极反应式的写法没有关系。
三、影响的因素——Nernst方程式能斯特方程从理论上推导出电极电势与这些影响因素之间的关系，对任一电对反应：aOx+ne-⇌bRedn—电极反应中转移的电子数=⊖+—Nernst方程
使用Nernst方程应注意几个问题：①如果组成电对的物质是固体或液体，则它们的浓度项不列入方程式；如果是气体，则要以分压来表示。②电极反应中，除了氧化态和还原态物质外，其它参加电极反应的物质，如H+、OH-，也应列入能斯特方程式中。③电极电势无加和性。它代表电对得失电子的一种能力，故无论电极反应的系数乘或除以任何实数，值都不变。
根据以上原则，写出下面几个电极的能斯特方程式:（1）若则：
（2）（3）
（4）
根据能斯特方程式，可以推得如下结论:氧化态物质的浓度增大，增大；氧化态物质减小。而还原态物质的浓度增大，减小；还原态物质的浓度减小，增大。的浓度减小，对于有H＋或OH－参加的电极反应，溶液酸度的变化对值也有影响。
【例4-3】计算298K，KMnO4在pH=5.0的溶液中，c(MnO4-)=c(Mn2+)=1.0 mol·dm-3时的(MnO4-/Mn2+)值。(MnO4-/Mn2+)=⊖(MnO4-/Mn2+) +=1.491 +=1.017 V解：MnO4-+ 8H++5e-⇌Mn2++ 4H2O查表得⊖(MnO4-/Mn2+)=1.491 V返回
§4-4电极电势的应用一、计算原电池的电动势E=正-负E⊖=⊖正-⊖负值大的电极作正极(cathode)，值小的作负极(anode)，原电池的电动势为两者之差，即：
【例4-4】求下列电池反应的电动势E，并写出原电池符号。Ag+(1 mol·dm-3) → Ag+( 0.001 mol·dm-3)解：将上述反应组成原电池：(-) Ag(s) = Ag+(0.001 mol·dm-3) + e-(+) Ag+(1 mol·dm-3) + e-= Ag(s)电池反应：Ag+(1 mol·dm-3) = Ag+(0.001 mol·dm-3)
E=(+)-(-)= 0.059= 0.059= 0.1776 V由同一电对构成的电极，如果离子浓度不同使得电极电势不同，也可以组成原电池，这种电池叫做浓差电池。原电池符号：(-) Ag |Ag+(0.001mol·dm-3)||Ag+(1 mol·dm-3)|Ag (+)
二、判断氧化剂和还原剂的相对强弱越大（电势电极越高），那么氧化态物质越容易得电子被还原，因此，其氧化性越强，而还原态物质越不容易失电子，其还原性越弱；反过来，越小（电极电势越低），则电对中还原态物质失电子能力越强，其还原性越强，而氧化态物质得电子能力越弱，氧化性越弱。高强氧化剂弱还原剂低弱氧化剂强还原剂
【例4-5】已知:判断：（1）标准态下，氧化性强弱次序；（2）pH＝3时，次序有何变化？解：（1）标态下：∵∴氧化性
（2）pH=3，∴pH=3，氧化性：酸度降低，Cr2O72－氧化性减弱。
根据热力学推导可得：ΔG=-W电W电=QE=nFE∴ΔG=-nFE标准态下：ΔG⊖=-nFE⊖（n：电池反应中转移电子的计量数；F：法拉第常数96485 C•mol－1）三、判断氧化还原反应方向ΔG＜0正向自发ΔG＞0逆向自发ΔG= 0平衡状态
氧化还原反应自发:ΔG＜0⇒E＞0⇒(+)＞(-)换言之，值大的电对中的氧化态物质氧化值小的电对中的还原态物质，反应是自发的。EӨ＞0.2V，Ө近似判断EӨ＜0.2V，计算★
【例4-6】判断反应Sn + Pb2+= Sn2++ Pb于下列条件时的方向。(1)标准态(2)c(Pb2+)=0.10mol·dm-3，c(Sn2+)=1.0mol·dm-3时解：(1)∵⊖(Sn2+/Sn)=-0.136V＜⊖(Pb2+/Pb)=-0.126V∴标准态下，反应方向为正向Sn + Pb2+=Sn2++ Pb
(2)由能斯特方程计算得到：(Pb2+/Pb)=-0.156V⊖(Sn2+/Sn)=-0.136V＞(Pb2+/Pb)=-0.156V∴该条件下，反应方向为逆向Sn2++Pb=Sn+Pb2+
【本章作业】P1233（1）（3）（5）、4（2）（3）、6（1）、7、10、12、14、16（2）、17（2）
氧化数(oxidation number)一般规则⑴单质中，元素的氧化数为零。⑵化合物中，各元素氧化数的代数和等于零；多原子离子中，各元素氧化数的代数和等于离子所带的电荷数。如：Cu O3如：NaClHCl SO42-+1-1 +1-1 +6-2
⑶H的氧化数：⑷O的氧化数：H2H2OLiH，NaH化合物过氧化物超氧化物氟化物H2OH2O2，Na2O2KO2O2F2，OF2-2-1-1/2+1+20+1-1
四、判断氧化还原反应的程度氧还反应的限度就是反应达到平衡时所进行的程度，通常用K⊖的大小来衡量。由于：将ΔG⊖=-nFE⊖代入上式得：lgK⊖=lgK⊖=
通常反应在室温下进行，取T=298.15K代入上式，得：该式表明了原电池反应的K⊖与电动势E⊖之间的关系。由此看出，当温度和转移电子数一定时，K⊖值与E⊖值成正比，(⊖(+)-⊖(-))越大，则K⊖值就越大，说明反应进行得越完全。lgK⊖= =
【例4-7】计算反应在298K时的Kθ解：
若反应写成：则n=4，∴Eθ与反应式系数无关，而Kθ则不同。
解：负极：正极：总反应：【思考题】根据原电池原理求AgCl的Kθsp,已知:
利用电极反应ΔG⊖的加和性，可由已知电极反应的⊖计算未知反应的⊖值。【例4-6】已知①Cu2++ 2e-→ Cu⊖1= 0.34 V②Cu2++e-→Cu+⊖2=0.17V求:③Cu++e-→Cu⊖3=？五、由平衡关系计算值
解：根据ΔG⊖=-nFE⊖，对半电池(电极)反应可得：ΔG⊖=-nF⊖∵③=①-②∴ΔG⊖3=ΔG⊖1-ΔG⊖2n3F⊖3=n1F⊖1-n2F⊖2于是：⊖3=== 0.51 V返回
§4.4电解(Electrolysis)使电流通过电解质溶液（或熔融液），在电极上引起氧化还原反应的过程叫电解。电解一般都是在电解池中进行的。一个直流电源，两个电极，插入电解液中，就构成了电解池，与电源负极相连的电极叫阴极；与正极相连的叫阳极。阴极:还原反应阳极:氧化反应
电解NiCl2熔融液一般电解液中的正、负离子都不只一种，那么根据什么来判断电解产物呢？比如：电解0.5mol•dm-3Na2SO4溶液。正离子：Na＋、H＋；负离子：SO42－、OH－阴极：Na＋？H＋？阳极：OH－★理论依据：阴极:电极电势高的氧化态物质被还原（氧化性强）阳极:电极电势低的还原态物质被氧化（还原性强）
∴阴极是H＋得电子被还原：阳极：OH－失电子被氧化：所以实际是电解水：如果用金属作电极，阳极参加反应的往往是金属电极如用铜：∴阳极是Cu失去电子被氧化：Cu=Cu2＋+2e－
利用氧化还原反应，我们可以作化学电源，进行电解、电镀等等，做许多有利于我们生产和生活的工作，但同时，氧化还原反应也制造了很多麻烦。金属腐蚀是氧化还原反应造成的最普遍，也是破坏性最大的危害。金属腐蚀的类型有许多种，采取的措施也多种多样，今天我们只介绍一些腐蚀与防腐的基本原理。
§4.5金属的腐蚀与防护(Corrosion of metals and protection)从腐蚀原理来说，金属的腐蚀分为化学腐蚀和电化学腐蚀。化学腐蚀：单纯由化学作用引起的腐蚀。金属与干燥的气体（O2、Cl2、H2S、SO2等）或有机溶剂直接发生化学反应引起的腐蚀。电化学腐蚀：金属与电解质溶液接触，组成局部电池，按电化学机理进行反应引起的腐蚀，反应机理跟原电池相同。
事实证明，许多金属在干燥的空气中并没有明显的腐蚀现象，但在潮湿空气中的腐蚀速度却十分惊人（如：铁生锈），危害要大得多，我们主要介绍一下这类腐蚀的机理。二、电化学腐蚀电化学腐蚀的发生是因为在金属表面形成许多小原电池，例如：纯的锌粒与硫酸反应：Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑这个反应在室温条件下进行得并不快，但如果硫酸中加入几滴CuSO4溶液，Zn与H2SO4的反应会大大加快。因为：Zn+Cu2+=Zn2++Cu析出的Cu沉积在金属Zn表面，就构成了原电池的正、负极。负极：正极：
所以当两种活泼性不同的金属放在一起，在腐蚀性的电解质溶液中，较活泼的金属就会成为原电池的负极，迅速被腐蚀掉。在腐蚀电池中：阳极（负极）：发生氧化反应阴极（正极）：发生还原反应
钢铁中的主要成分为：Fe、C、FeC3（渗碳体）。Fe的活泼性较强，因而当与腐蚀性介质接触时，Fe作阳极，C或渗碳体作阴极，就构成了腐蚀电池，Fe被氧化而被腐蚀。腐蚀类型：（1）析氢腐蚀：（酸性）（2）吸氧腐蚀：（弱酸、中性）一般情况下，水膜的酸性不会太强，所以一般发生的是吸氧腐蚀。不管哪种腐蚀，铁都会作为阳极发生氧化反应被腐蚀，只是两种腐蚀的阴极产物不同而已。
地下的输油管线，因为穿过的地段土质不同，会发生差异充气腐蚀。砂土段土质比较疏松，氧气分压大；粘土段氧气不容易渗入，分压小，造成两段处电对的电极电势不同：砂土段为阴极：O2+2H2O+4e－=4OH－粘土段为阳极：Fe=Fe2＋+2e－所以粘土段部分的钢管更容易被腐蚀。,由铁作导体，也会产生原电池反应。（3）差异充气腐蚀：由于氧气分压不同造成的金属腐蚀，也叫缝隙腐蚀。
了解了腐蚀发生的原理，就可以针对不同的腐蚀过程采取相应的措施来防腐。金属设备的防腐方法可以分为三大类：电化学防腐、覆盖层保护、加缓蚀剂。三、金属设备的防腐（一）电化学防腐1、牺牲阳极保护法(©示意图)在钢铁上接一块比它更活泼（电极电势更低）的金属，如：Zn、Mg等，因为它们比铁活泼，形成原电池时，这些活泼金属就成了原电池的负极，也就是腐蚀电池的阳极，发生氧化反应被腐蚀；而钢铁作阴极，只起导体作用，不会再被腐蚀。船体外壳、海底设备常用这种方法来防腐。
2、外加电流保护法利用电解原理，外加一个直流电源：阴极接被保护金属，阳极接废钢铁。（©示意图）阴极：阳极：强制性地让被保护金属作阴极，而废钢铁作阳极被腐蚀。这种方法主要用于土壤、水体中的金属设备的防腐。
在腐蚀介质中加入少量缓蚀剂，会减小腐蚀速率，达到防腐目的。缓蚀剂法的优点是：使用方便，见效快。缓蚀剂可分为无机和有机两类:无机缓蚀剂主要有铬酸盐、重铬酸盐、磷酸盐和碳酸氢盐等，起作用的机理是在金属表面形成起保护作用的氧化膜或沉积物。无机缓蚀剂通常在中性或弱碱性条件下使用，效率较低，故使用较多的是有机缓蚀剂。有机缓蚀剂通常为含N、S、O的有机物，常用的有机缓蚀剂有苯胺、乌洛托品(六次甲基四胺)、硫脲、若丁(主要组分为二邻苯甲基硫脲—高效酸洗缓蚀剂)、尿素等。返回（二）加缓蚀剂
（三）覆盖层保护法在金属表面使用覆盖层是保护金属免遭腐蚀的最普遍和最重要的方法之一。覆盖层的作用是将金属和环境隔绝开来，常用的几种覆盖层有：1.镀层2.涂层3.衬里在金属表面电镀或喷镀上一层抗腐蚀性强的金属，如Cr。常用的涂料有防腐漆、树脂及沥青等。在金属器皿内表面衬上一层抗腐蚀性好的物质，如铬钢层、玻璃、搪瓷等。茶缸、洗脸盆等，都是用搪瓷作衬里的。
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