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第二節(jié)金屬的腐蝕和防護

第一課時教學目標：

1理解金屬腐蝕的原因

2了解保護金屬的一些方法一、金屬的腐蝕1、金屬腐蝕1)定義(P54):金屬的腐蝕是指金屬或合金與周圍接觸到的氣體或液體進行化學反應而腐蝕損耗的過程2)本質3)種類電化腐蝕(原電池、常見、有電流)化學腐蝕(P54)(不多見、無電流)金屬失去電子被氧化2、原電池復習①、定義:②、構成條件把化學能轉變?yōu)殡娔艿难b置1)、兩個電極2)、與電極接觸的電解質溶液3)、形成閉合電路4)、氧化還原反應能自發(fā)進行A、B、C三種金屬兩兩接觸后跟稀硫酸作用，判斷這三種金屬的活動性：ACABBC（1）在原電池中，作負極的金屬、發(fā)生溶解的金屬、發(fā)生氧化反應的金屬等是相對活潑金屬；（2）在原電池中，作正極的金屬、在酸中有氫氣析出的金屬、質量增加的金屬為相對不活潑金屬。練習1.C＞B＞A★判斷金屬活動性的規(guī)律:①金屬與水或酸反應越劇烈，該金屬越活潑。②金屬所對應的氫氧化物的堿性越強，該金屬越活潑。③一種金屬能從另一種金屬鹽的溶液中將其置換出來，則該金屬活潑性比另一金屬強。④兩金屬能夠構成原電池時，做負極的金屬比做正極金屬活潑。⑤在電解過程中，一般地先得電子的金屬陽離子對應的金屬單質的活潑性比后得電子的金屬陽離子對應的金屬單質的活潑性差。1、為什么實驗室制H2用粗鋅比純鋅反應速率快？2、實驗室制氫氣時常加入少量硫酸銅溶液，以加快反應速率，原因是什么？思考題:形成原電池可加快化學反應速率3)種類電化腐蝕(原電池、常見、有電流)化學腐蝕(P54)(不多見、無電流)3、鋼鐵生銹——電化腐蝕①

、析氫腐蝕正極條件：酸性環(huán)境負極2H++2e-H2Fe-2e-Fe2+Fe2++2OH–Fe(OH)24Fe(OH)2+O2+2H2O4Fe(OH)3Fe(OH)3鐵銹(Fe2O3·nH2O)②

、吸氧腐蝕

正極：

條件：中性或堿性環(huán)境

負極：Fe-2e-

Fe2+2H2O+O2+4e-4OH–思考題:馬口鐵和白口鐵一旦有劃痕后，在潮濕的空氣中，誰被腐蝕的速度快？

ZnFe馬口鐵SnFe白口鐵作業(yè):某鐵碳合金中已有部分鐵被氧化生銹(假設鐵銹成分為Fe2O3)取樣品19.4g，加足量的稀鹽酸使它溶解，放出氫氣3.36L(標況)，所得溶液中滴入硫氰化

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