元素周期表元素周期律化学键练习题与答案 - 图文

第一章：一.元素周期表

基础知识概括:

1. 元素周期表中，共有119种元素，其中非金属元素22种，金属元素87种，并且非金属

元素中16种是主族元素，另外6种是0族元素（稀有气体元素）。

2. 将元素按照相对原子质量有小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵列。

每一种元素都有一个编号，大小恰好等于该元素原子的核内质子数目，这个编号称为原子序数。在周期表中，把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，每一行叫做周期，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，每一纵行叫做族。 3. 原子序数=核电荷数=质子核外电子数（这个等式只是对于原子成立，对于其他的粒子不

一定成立）

4. 元素周期表有7个周期，16个族。每一个横行叫作一个周期，每一个纵行叫作一个族。

这7个周期又可分成短周期（1、2、3）、长周期（4、5、6）和不完全周期（7）。共有16个族，又分为7个主族（ⅠA-ⅦA），7个副族（ⅠB-ⅦB），一个第Ⅷ族，一个零族。最外层电子数为8的元素化学性质不活泼，通常很难与其他物质发生化学反应，把他们的化合价定为0。其中氦的最外层电子为2，，也形成了稳定结构。 二．碱金属元素：1.锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr）六种，前

五种存在于自然界，钫只能由核反应产生。碱金属是金属性很强的元素，其单质也是典型的金属，表现出较强的导电、导热性。碱金属的单质反应活性高，在自然状态下只以盐类存在，钾、钠是海洋中的常量元素，在生物体中也有重要作用。

2.性质：碱金属除铯以外都是银白色的（Cs略带金色光泽），质软的，化学性质活泼的金属，密度小（前三种比水小），熔点和沸点都比较低。他们生成化合物的几乎都是正一价阳离子（在碱化物中，碱金属会以负一价阴离子的方式出现）。碱金属原子失去电子变为离子时最外层一般是8个电子，但锂离子最外层只有2个电子。因为碱金属最外层只有1个电子，所以碱金属都能和水发生激烈的反应，生成强碱性的氢氧化物，并随相对原子质量增大反应能力越强。在氢气中，碱金属都生成白色粉末状的氢化物。碱金属都可在氯气中燃烧。由于碱金属化学性质都很活泼，为了防止与空气中的水发生反应，一般将他们放在煤油（锂除外）或石蜡中保存。

氢虽然是第1族元素，但它在普通状况下是双原子气体，不会呈金属状态，也不属于碱金属。有些在液氨中会形成电子盐。

4 与水反应，与氧气反应（随着原子序数的增加，氧化物越复杂），与卤素（X）反应，与硫反应，与磷反应

5. 焰色反应：碱金属离子及其挥发性化合物在无色火焰中燃烧时会显现出独特的颜色，电

子跃迁可以解释焰色反应，碱金属离子的吸收光谱落在可见光区，因而出现了标志性颜色。其中用酒精灯观察焰色反应时，要透过蓝色的钴玻璃观察，防止钠带来的干扰 6. 氧化物：碱金属中，只有锂可以直接生成氧化物，其它碱金属单质的氧化物可以被继续

氧化 ，都能与水反应生成对应的氢氧化物，其中氧化钠与氧化锂是白色的

7. 过氧化物： 所有碱金属都能形成过氧化物，除锂外，其它碱金属可以直接化合得

到过氧化物，碱金属的过氧化物呈淡黄色

2M2O?+2H2O——→4MOH+H2O? 2H2O?——→2H2O+O? M2O?（s）+2CO?（g）——→2M2CO?（s）+O?（g） M2O?（s）+2SO?（g）——→2M2SO?（s）

8. 超氧化物：除锂外，所有碱金属元素都有对应的超氧化物，钾、铷、铯能在空气中直接

化和得到超氧化物，超氧化钾为淡黄～橙黄色，超氧化铷为棕色，超氧化铯为深黄色。

超氧化物能与水反应生成对应氢氧化物，氧气和过氧化氢，反应大量放热，过氧化氢分解

超氧化物能与酸性氧化物反应，类似过氧化物，其中，超氧化钾与二氧化碳的反应被应用于急救空气背包中

4MO?（s）+2CO?（g）——→2M2CO?（s）+3O?（g）

9. 氢化物： 碱金属单质在氢气流中加热就可获得对应的氢化物碱金属氢化物中以氢化锂

（LiH）最为稳定，850℃分解。碱金属氢化物属于离子型氢化物，熔沸点高，晶体结构为 氯 化钠型，碱金属氢化物中存在氢负离子，电解溶于氯化锂的氢化锂可以在阳极得到氢气，这 可以证明氢负离子的存在。碱金属氢化物与水剧烈反应放出氢气

10. 氢氧化物：碱金属元素的氢氧化物常温下为白色固体，可溶或易溶于水，溶于水放出大

量热，在空气中会发生潮解并吸收酸性气体；除氢氧化锂外其余的碱金属氢氧化物都属于强碱，在水中完全电离。 11. P7

12. 元素金属性强弱判断的依据：1．同周期元素，从左到右金属性减弱

2．同主族元素，从上到下金属性增强 3．与酸（水）的反应剧烈程度

4．最高价氧化物的水化物的碱性强弱 5．金属活动性顺序 6．与盐溶液的置换反应

7．不同金属单质还原同一种氧化剂的程度 8．在原电池的二个电极中，作负极的金属性强

9．电解含不同金属离子的溶液时，阴极上先析出的金属性弱

13．元素非金属性强弱判断的依据： 1．同周期元素，从左到右非金属性增强

2．同主族元素，从上到下非金属性减弱 3．与氢气的反应剧烈程度 4．气态氢化物的稳定性

5．最高价氧化物的水化物的酸性强弱 6．与盐溶液的置换反应

7．不同非金属单质氧化同一种还原剂的程度

8．电解含不同非金属阴离子的溶液时，阳极上先反应的元素非金属性弱

三．卤族元素

1. 卤族元素指周期系ⅦA族元素。包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）、砹（At），简称卤素。它们在自然界都以典型的盐类存在 ，是成盐元素。卤族元素的单质都是双原子分子，它们的物理性质的改变都是很有规律的，随着分子量的增大，卤素分子间的色散力逐渐增强，颜色变深，它们的熔点、沸点、密度、原子体积也依次递增。卤素都有氧化性，氟单质的氧化性最强。卤族元素和金属元素构成大量无机盐，此外，在有机合成等领域也发挥着重要的作用。 2. 氟气常温下为淡黄绿色的气体，有剧毒。与水反应立即生成氢氟酸和氧气并发生燃烧，同时能使容器破裂，量多时有爆炸的危险。氟、氟化氢和氢氟酸（氟化氢气体的水溶液）对玻璃有较强的腐蚀性。氟是氧化性最强的元素，只能呈-1价。单质氟与盐溶液的反应，都是先与水反应，生成的氢氟酸再与盐的反应，通入碱中可能导致爆炸。水溶液氢氟酸是一种弱酸。但却是稳定性最强的氢卤酸，因为氟原子含有较大的电子亲和能。如果皮肤不慎粘到，将一直腐蚀到骨髓。化学性质活泼，能与几乎所有元素发生反应（除氦、氖）。 3. 氯气常温下为黄绿色气体，可溶于水，1体积水能溶解2体积氯气。有毒，与水部分发生反应，生成盐酸（HCl）与次氯酸（HClO)，次氯酸（HClO)不稳定，分解放出氧气，并生成盐酸，次氯酸氧化性很强，可用于漂白。氯的水溶液称为氯水，不稳定，受光照会分解成HCl与氧气。液态氯气称为液氯。HCl是一种强酸。氯有多种可变化合价。氯气对肺部有强烈刺激。氯可与大多数元素反应。氯气具有强氧化性 氯气与变价金属反应时，生成最高金属氯化物 . 4,化学性质：A相似性1..均能与H2发生反应生成相应卤化氢，卤化氢均能溶于水，形成无氧酸。 F2 Cl2 Br2 条件 暗处 光照或点燃 加热 产物稳定性 很稳定 较稳定 稳定性差 化学方程式 H2（g）+F2（g）= 2HF（g） H2（g）+Cl2（g）=（点燃或光照）2HCl（g） H2（g）+Br2（g）= （加热）2HBr（g） 不断加热 不稳定 H2（g）+I2（g）=（不断加热）2HI（g） I2 结论：随着核电荷数的增加，卤素单质与H2反应变化：F2、Cl2、Br2、I2 ①剧烈程度：逐渐减弱 ②生成HX的稳定性：逐渐减弱 2.均能与水反应生成相应的氢卤酸和次卤酸（氟除外） 2F2（g）+2H2O（l）=4HF（aq）+O2（g） X2（g）+H2O（l）=HX（aq）+HXO（aq） X=表示Cl Br I 3.与金属反应；如：3Cl2+2Fe=2FeCl3 4.与碱反应；如：Br2+2NaOH=NaBr+NaBrO+H2O B.差异性 1.与氢气化合的能力，由强到弱 2.氢化合物的稳定性逐渐减弱 3.卤素单质的活泼性逐渐减弱 稳定性：HF>HCL>HBr>HI 酸性：HFCL2>Br2>I2 阴离子还原性： Fˉ

7. 递变性：与氢反应的条件不同，生成的气体氢化物的稳定性不同， HF>HCl>HBr>HI,

无氧酸的酸性不同，HI>HBr>HCl>HF.。

与水反应的程度不同，从F2 ~I2逐渐减弱。注意：萃取和分液的概念 ·在溴水中加入四氯化碳振荡静置有何现象？（分层，下层橙红色上层无色） ·在碘水中加入煤油振荡静置有何现象？（分层，上层紫红色，下层无色） 卤离子的鉴别：加入HNO3酸化的硝酸银溶液，

氯离子：得白色沉淀 Ag+（aq）+ Cl-（aq）——→AgCl（s） 溴离子：得淡黄色沉淀 Ag+（aq）+ Br-（aq）——→AgBr（s） 碘离子：得黄色沉淀 Ag+（aq）+ I-（aq）——→AgI（s） 四．P9

五．核素：P9

同一元素的同位素虽然质量数不同，但他们的化学性质基本相同（如：化学反应和离子的形成），物理性质有差异[主要表现在质量上（如：熔点和沸点）]。自然界中，各种同位素的原子个数百分比一定。

六．1.元素周期律：指元素的性质随着元素的原子序数的增加呈周期性变化的规律 2.核外电子排布规律：K L M N O P Q 1.第一层电子数不超过2个 2.每层电子数不超过2n的平方

3.最外层电子数不超过8个（如果第一层是最外层，那么最外层电子数不超过2个）

4.电子尽先排布在能量最低的电子层内（K→Q即为能量低→高）

化合价:金属无负价，O,F无正价。最高正价=最外层电子数=主族序数，一般是最外层电子数大于4的显示负价，小于4的显示正价。最高正价+｜最低负价｜=8

5.稀有气体元素原子排布规律 原子半径

同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；

同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。

阴阳离子的半径大小辨别规律：由于阴离子是电子最外层得到了电子 而阳离子是失去了电子所以, 总的说来(同种元素) (1) 阳离子半径<原子半径 (2) 阴离子半径>原子半径 (3) 阴离子半径>阳离子半径

(4)或者一句话总结，对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。（不适合用于稀有气体） 主要化合价（最高正化合价和最低负化合价）

同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F（O。F无正价）元素除外；

最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。

元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 元素的金属性和非金属性

同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增； a.单质氧化性越强，对应阴离子还原性越弱。 b.单质与氢气反应越容易（剧烈）。 c.其氢化物越稳定。

d.最高价氧化物对应水化物（含氧酸）酸性越强。

同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减； a. 单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱。 b.单质与水或酸反应越容易(剧烈）。

c.最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性越强。

单质及简单离子的氧化性与还原性

同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。 元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。 最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性

同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）； 同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性增强）。 单质与氢气化合的难易程度

同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易；

同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。 气态氢化物的稳定性

同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。 此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充： 随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。

随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。

4.价电子：主族元素的价电子就是主族元素原子的最外层电子；过渡元素的价电子不仅是最外层电子，次外层电子及某些元素的倒数第三层电子也可成为价电子 5非金属元素与金属元素：P17（有两性性质） 七．化学键：使离子相结合或原子相结合的作用力通称为化学键。化学键在本质上是电性的，原子在形成分子时，外层电子发生了重新分布（转移、共用、偏移等），从而产生了正、负电性间的强烈作用力。但这种电性作用的方式和程度有所不同，所以又可将化学键分为离子键、共价键和金属键等。

1. 离子键概念：带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键 成键微粒：阴离子、阳离子。

成键本质：静电作用。静电作用包括阴、阳离子间的静电吸引作用和电子与电子之间、原子核与原子核之间的静电排斥作用。（一吸，两斥）

成键原因：①原子相互得失电子形成稳定的阴、阳离子。②离子间吸引与排斥处于平衡状态。③体系的总能量降低。

存在范围：离子键存在于大多数强碱、盐大部分金属氧化物，金属氢化物。活泼的金属元素与活泼非金属元素形成的化合物中不一定都是以离子键结合的，如AICI3不是通过离子键结合的。非金属元素之间也可形成离子化合物，如铵盐都是离子化合物。在离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键。在共价化合物中一定不存在离子键。

2. 在化学反应中，一般是原子的最外层电子数发生变化。为了简便起见，化学中常在元素符号周围用小黑点―.‖或小叉―×‖来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式。 用电子式可以表示原子、离子、单质分子，也可表示共价化合物、离子化合物及其形成过程。书写电子式应该注意：

1. 无论何种微粒，其电子式都是由原子为基本单位组成的。

2. 组成各种微粒的各个原子的电子式，必须力求均匀、对称。稳定的8电子结构通常表 示为四对电子(一般为元素符号的上、下、左、右各一对电子.)。

3. 阳离子：简单阳离子由于在形成过程中已失去最外层电子，所以其电子式就是其离子符号本身。例如：Na+ K+ Mg2+ Ca2+ Ba2+ Al3+。 复杂的阳离子(例如NH4+、H3O+等.) 除应标出共用电子对、非共用电子对等外，还应加中括号，并在括号的右上方标出离子所带的电荷。

4 阴离子：无论是简单阴离子，还是复杂的阴离子，都应标出电子对等，还应加中括号，并在括号的右上方标出离子所带的电荷。例如：

原子失去电子变成阳离子，原子得到电子变成阴离子。原子中，质子数=核电荷数=核外电子数

5.离子化合物形成过程：

6.共价键：原子间通过共用电子对锁行程的相互作用

（1） 按共用电子对的数目分，有单键（Cl—Cl）、双键（C=C）、三键（N≡N，C≡C）等。

（2） 按共用电子对是否偏移分类，有极性键（H—Cl）和非极性键（Cl—Cl）。 非极性键：共用电子对不偏向任何一个原子，成键的原子因此而不显电性。 极性键：由于两个原子吸引电子的能力不同，共用电子对必然偏向吸引电子能力较强的原子一方，因而吸引电子能力较弱的原子一方相对的显正电性。

极性分子：分子中，如果分子的构型不对称，也就是中心原子化合价的绝对值<>原子最外层电子数

含有极性键的分子不一定是极性分子，含有非极性键的分子不一定是非极性分子

组成为ABn型化合物，若中心原子A的化合价等于族的序数，则该化合物为非极性分子.如：CH4,CCl4,SO3,PCl5

（3） 按提供电子对的方式分类，有正常的共价键和配位键（共用电子对由一方提供，另一方提供空轨道。如氨分子中的N—H键中有一个属于配位键）。

（4）共价化合物电子式的书写，基本与共价型单质分子相同，一般为正价者在前。对于不同价态的元素的原子，一般将化合价绝对值大的写在中间，绝对值小的写在周边.如次氯酸，硫酸

（5） 非金属氧化物，酸，弱碱，少部分盐，非金属氢化物。

7. 金属键：化学键的一种，主要在金属中存在。由自由电子及排列成晶格状的金属离子之间的静电吸引力组合而成。由于电子的自由运动，金属键没有固定的方向，因而是非极性键。金属键有金属的很多特性。例如一般金属的熔点、沸点随金属键的强度而升高。其强弱通常与金属离子半径成逆相关，与金属内部自由电子密度成正相关 8.化学反应过程，分之间作用力，氢键 P23 1-5 CCCBC 6-7 D C AD D C

11.答案：(1)碳 氧 硅 钠(2)H2O>CH4>SiH4(3)CO2 Na2O2(4)2CO2＋2Na2O2===2Na2CO3＋O2↑

12答案：(1)氮 碳 氢 (2)NH3 (3)HNO3 H2CO3 序号 答案 序号 答案 1 11 AD 2 12 CD 3 D 13 C 4 C 14 AC 5 B 15 BD 6 C 16 C 7 D 17 B 8 D 18 C 9 A 19 A 10 C 20 BC 25、（1）硫 ， O ，Na+

‥ ‥

—

（2）Na﹒+﹒O﹒+﹒Na→ Na+[﹕O﹕]2Na+

‥ ‥

（3）固 ，H2SO4+Na2O2=Na2SO4+H2O2

—

（4）2H++S2=H2S↑；2H2S+SO2=3S+2H2O 第二章．一．化学能与热能

1.化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化。①化学反应的特点是有新物质生成，新物质和反应物的总能量是不同的，这是因为各物质所具有的能量是不同的（化学反应的实质就是旧化学键断裂和新化学键的生成，而旧化学键断裂所吸收的能量与新化学键所释放的能量不同导致发生了能量的变化）；②反应中能量守恒实质是生成新化学键所释放的能量大于旧化学键断裂的能量而转化成其他能量的形式释放出来； 放热反应 吸热反应 与物质能量的反应物具有的总能量大于生成反应物具有的总能量小于生成关系 物具有的总能量。 物具有总能量。 生成物分子成键时释放出的总生成物分子成键时释放的总能与化学键关系 能量大于反应物分子断键时吸收的量小于反应物分子断键时吸收的总总能量。 能量。 ⒈常见吸热反应：①盐类的水解；②弱电解质的电离；③大多数分解反应；④2个特殊的化合反应：N2+O2=放电=2NO CO2+C=高温=2CO；⑤两个特殊的置换反应 C(s)+H2O(g)=高温=CO(g)+H2(g) CuO(s)+H2(g)=高温=Cu(s)+H2O(g) ⑥Ba(OH)2·8H2O晶体与NH4Cl晶体的反应；⑦硝酸铵的溶解（物理变化，吸热现象） ⒉常见放热反应：①燃烧；②中和反应；③金属与酸的反应 ④一般的化合反应（除上述2个特例）：重点讨论的三个平衡：N2、H2合成NH3、SO2催化氧化生成SO3、NO2二聚为N2O4均为放热反应 ⑤一般的置换反应（除上述两个特例）；⑥碱性氧化物（如Na2O、K2O）、强碱溶于水；⑦浓硫酸的稀释（物理变化，放热现象； ⑧大多数氧化 3.中和热的测定学了么？热化学反应方程式？

二．原电池：是利用两个电极之间金属性的不同，产生电势差，从而使电子的流动，产生电流。又称非蓄电池，是电化电池的一种，其电化反应不能逆转，即是只能将化学能转换为电能，简单说就即是不能重新储存电力，与蓄电池相对。其中在负极发生氧化反应，正极发生还原化反应。

1. 形成的基本条件：1.电极材料由两种金属活泼性不同的金属或由金属与其他导电的材料（非金属或某些氧化物等）组成。2.两电极必须浸泡在电解质溶液中，自发的氧化还原反应。3.两电极之间有导线连接，形成闭合回路。 只要具备以上三个条件就可构成原电池。而化学电源因为要求可以提供持续而稳定的电流，所以除了必须具备原电池的三个构成条件之外，还要求有自发进行的氧化还原反应。也就是说，化学电源必须是原电池，但原电池不一定都能做化学电池。 形成前提：总反应为自发的氧化还原反应 电极的构成：

a.活泼性不同的金属—锌铜原电池，锌作负极，铜作正极；b.金属和非金属（非金属必须能导电）—锌锰干电池，锌作负极，石墨作正极；c.金属与化合物—铅蓄电池，铅板作负极，二氧化铅作正极；d.惰性电极—氢氧燃料电池，电极均为铂。

电解液的选择：电解液一般要能与负极材料发生自发的氧化还原反应。 原电池正负极判断：

负极发生氧化反应，失去电子；正极发生还原反应，得到电子。

电子由负极流向正极，电流由正极流向负极。 溶液中，阳离子移向正极，阴离子移向负极

2.电极：负极：电子流出的一极；化合价升高的一极；发生氧化反应的一极；活泼性相对较强（有时候也要考虑到电解质溶液对两极的影响）金属的一极。

正极：电子流入的一极；化合价降低的一极；发生还原反应的一极；相对不活泼（有时候也要考虑到电解质溶液对两极的影响）的金属或其它导体的一极。

在原电池中，外电路为电子导电，电解质溶液中为离子导电。 3.原电池的判定：1.先分析有无外接电路，有外接电源的为电解池，无外接电源的可能为原电池；然后依据原电池的形成条件分析判断，主要是―四看‖：看电极——两极为金属或导电单质且存在活泼性差异（燃料电池的电极一般为惰性电极）；看溶液——两极插入电解质中；看回路——形成闭合回路或两极直接接触；看本质——有无氧化还原反应。

2.多池相连，但无外接电源时，两极活泼性差异最大的一池为原电池，其他各池可看做电解池。 4.氧化还原反应： 原电池 5.金属的腐蚀与防护 ①改变金属内部结构(如把钢中加Cr、Ni制成不锈钢) ②在金属表面覆盖保护层 a、在钢铁表面涂矿物性油脂、油漆或覆盖搪瓷、塑料等物质； b、用电镀、热镀、喷镀的方法，在钢铁表面镀上一层不易被腐蚀的金属； c、用化学方法使钢铁表面生成一层致密而稳定的氧化膜。（表面钝化） ③电化学保护法 a外加电流的阴极保护法(把被保护的设备与外接电源的负极相连) b牺牲负极的正极保护法（被保护的设备与活泼的金属相连接） (3)判断金属的活泼性 (4)加快反应速率 6.析氢腐蚀

定义

金属在酸性较强的溶液里放出氢气的电化学的腐蚀叫做析氢腐蚀。 成因

在钢铁制品中一般都含有石墨（C）或碳化铁（Fe3C）。在潮湿空气中，钢铁表面会吸附水汽而形成一层薄薄的水膜。水膜中溶有二氧化碳或二氧化硫后就变成一种电解质溶液，使水里的H+增多：

CO2+H2O←→H2CO3←→H++HCO3- SO2+H2O←→H2SO3←→H++HSO3- 于是就产生了无数个以铁为负极、碳或碳化铁为正极、酸性水膜为电解质溶液的微小原电池。

电极反应 负极（铁）：铁被氧化Fe-2e-=Fe2+ 正极（碳或碳化铁）：溶液中的H+被还原2H++2e-=H2↑ 结果

最后氢气在碳的表面放出，铁被腐蚀，所以叫析氢腐蚀。 7.吸氧腐蚀

定义

金属在酸性很弱或中性溶液里，空气里的氧气溶解于金属表面水膜中而发生的电化学腐蚀，叫吸氧腐蚀。 电极反应 负极（铁）：2Fe-4e-=2Fe2+ 正极（碳或碳化铁）：2H2O+O2+4e-=4OH- 吸氧腐蚀的必要条件

发生吸氧腐蚀的必要条件是金属的电位比氧还原反应的电位低。 氧的阴极还原过程及其过电位

吸氧腐蚀的阴极去极化剂是溶液中溶解的氧。随着腐蚀的进行，氧不断消耗，只有来自空气中的氧进行补充。因此，氧从空气中进入溶液并迁移到阴极表面发生还原反应，这一过程包括一系列步骤。

1.氧穿过空气/溶液界面进入溶液；

2.在溶液对流作用下，氧迁移到阴极表面附近；

3. 在扩散层范围内，氧在浓度梯度作用下扩散到阴极表面； 4.在阴极表面氧分子发生还原反应，也叫氧的离子化反应。 吸氧腐蚀的控制过程及特点 金属发生氧去极化腐蚀时，多数情况下阳极过程发生金属活性溶解，腐蚀过程处于阴极控制之下。氧去极化腐蚀速度主要取决于溶解氧向电极表面的传递速度和氧在电极表面上的放电速度。因此，可粗略地将氧去极化腐蚀分为三种情况。

1.如果腐蚀金属在溶液中的电位较高，腐蚀过程中氧的传递速度又很大，则金属腐蚀速度主要由氧在电极上的放电速度决定。

2.如果腐蚀金属在溶液中的电位非常低，不论氧的传输速度大小，阴极过程将由氧去极化和氢离子去极化两个反应共同组成。

3.如果腐蚀金属在溶液中的电位较低，处于活性溶解状态，而氧的传输速度又有限，则金属腐蚀速度由氧的极限扩散电流密度决定。

扩散控制的腐蚀过程中，由于腐蚀速度只决定于氧的扩散速度，因而在一定范围内，腐蚀电流将不受阳极极化曲线的斜率和起始电位的影响。 扩散控制的腐蚀过程中，金属中不同的阴极性杂质或微阴极数量的增加，对腐蚀速度的增加只起很小的作用。 析氢腐蚀与吸氧腐蚀的比较

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