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化学反应原理
高二选择性必修一《化学反应原理》全书思维导图，个别实验还得借助教材理解，有需要的小伙伴可以下载收藏哦~
编辑于2022-05-04 13:19:43- 化学高中
- 反应原理
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化学反应原理
化学反应的热效应
反应热
23
反应热
概念:在等问条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量
测定工具：量热计
（可以根据测得的体系温度变化和有关物质的比热容等来计算反应热）
中和反应反应热的测定（重复实验2次）
实验测量工具：
温度计、内筒、杯盖、外壳
玻璃搅拌器（或环形玻璃搅拌棒）
目的：减少热量丧失
隔热层
目的：保温（泡沫塑料）
实验过程
用水把温度计上的酸冲洗干净（放热）
将NaOH溶液迅速倒入量热计的内筒
迅速目的：防止热量丧失
放出热量计算公式：（m ¹+m ²）×c×(t ²－t ¹)
即：Q =mc△t（t²－t¹）
焓变
为了描述等压条件下的反应热，科学上引入了一个内能有关的物理量——焓（符号为H）
在等压条件下进行的化学反应，其反应热=反应的焓变
反应的焓变符号：△H
△H 的常用单位：kJ/mol 或kJ·mol-¹
当反应体系
放热时：H减小，△H ＜0（负值）
吸热时：H 增大，△H ＞0（正值）
△H=总生成物－总反应物（需“＋”，“－”区分）
反应热键能=总反应物－总生成物
总反应物即断键吸收的能量
化学键断裂和形成时的能量变化是化学反应中能量变化的主要原因
热化学方程式
概念：表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式
书写注意三点
⑴需注明反应时的温度和压强
温度和压强不同，其△H 也不同
⑵需注明反应物和生成物的聚集状态
物质的聚集状态不同，它们所具有的内能、焓也均不同
⑶各物质前的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑷反应①的△H是反应②的两倍
因此，书写热化学方程式时，△H必须与化学方程式一一对应
不仅表明了化学反应中的物质变化，而且表明了化学反应中的能量变化
燃烧热
在101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量
指定产物指可燃物中碳元素变为CO2(g)、硫元素变为SO2（g）等
单位：kJ/mol
通常利用量热计由实验测得
反应热的计算
盖斯定律
概念：1836年，化学家盖斯从实验中总结出一条规律：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的
在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，与反应途径无关
如：登山时人的势能变化相似
如：C(s)+½O2(g)=CO(g) C（s）+O2（g）=CO2（g） △H1=-393.5kJ/mol CO（g）+½O2(g)=CO2(g) △H2=-283.0kJ/mol
上述三个反应关系如下： CO(g)+½O2(g) ↑ | △H3 | | △H2 | △H1 ↓ C(s)+O2(g) → → → CO2(g)
根据盖斯定律，则：△H1=△H2+△H3 △H3=△H1-△H2 =-393.5kJ/mol-(-283.0kJ/mol) =-110.5kJ/mol 即：C(s)+½O2(g)=CO(g) △H3=-110.5kJ/mol
即根据盖斯定律，可以利用已知反应的反应热来计算未知反应的反应热
反应热的计算
计算过程参考教材P15-P17
化学反应速率与化学平衡
化学反应速率
化学反应速率
通常用单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示： △c v=––– △t
△c表反应物或生成物浓度的变化
单位：mol/L等
△t表反应时间的变化。
单位：s(秒)、min(分)等
v表反应速率（取正值）
单位：mol/（L·s）等
对于一个化学反应：mA+nB=pC+qD,可用任一种物质的物质的量浓度随时间的变化来表示该化学反应的速率
可通过实验测定
子主题人们常常利用颜色变化与浓度变化间的比例关系来测量反应速率
影响因素
在相同条件下，反应速率首先是由反应物的组成、结构和性质等因素决定的 浓度、压强、温度及催化剂等因素也会影响反应速率
定性与定量研究影响化学反应速率的因素
浓度c
稀硫酸浓度越大，出现浑浊所用时间越短，速率越快
温度T
当其他条件相同时，升高温度，速率增多，降低温度，速率减少
大量实验证明，温度每升高10℃，化学反应速率通常增大为原来的2～4倍
催化剂(MnO2)
可加快反应速率
5％H2O2溶液
产生气泡不明显
加入0.5mol/LFeCl3溶液
产生大量气泡
压强p
有气体参加反应，改变压强同样可以改变化学反应速率
比较化学反应速率
试剂 所用时间 反应速率 1mol/L H2SO4溶液 长 慢 4mol/LH2SO4溶液 短 快
结论：其他条件不变时，增大反应浓度，反应速率加快
活化能
基元反应
每一步反应如：2HI→H2+2I· 2I·→I2 都称为基元反应
这两个先后进行的基元反应反映了2HI=H2+I2的反应历程
反应历程又称反应机理
发生的先决条件是：反应物的分子必须发生碰撞
当气体浓度为1mol/L时，碰撞可达10的28次方次
如果反应物分子间的任何一次碰撞都能发生反应的话，反应只需10的–5次方s就可以完成
有效碰撞
当气体浓度为1mol/L时，碰撞可达10的28次方次
如果反应物分子间的任何一次碰撞都能发生反应的话，反应只需10的–5次方s就可以完成
说明并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应
概念：能够发生化学反应的碰撞
在化学反应过程中，化学分子必须同时具备：
①具有一定的能量
②碰撞时还要有合适的取向
活化分子
概念：这种发生有效碰撞的分子必须具有足够的能量
反应的活化能
概念：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差
E1表示反应的活化能，E2表示活化分子变成生成物分子放出的能量，E1–E2表示反应热
具体图示于教材P26
反应物浓度降低会使化学反应速率减小
降低温度会使化学反应速率减小
催化剂改变反应历程、降低反应活化能示意图教材P27
有催化剂时每一次的活化能比无催化剂时反应的活化能降低了很多
催化作用(酶的催化下)
绿色植物的光合作用
动物体内Pro的分解等
其他改变方法
光辐照
放射线辐照
超声波
电弧
强磁场
高速研磨等
向反应体系输入能量，都有可能改变化学反应速率
化学平衡
概念：表明该反应中物质的转化达到了“限度”，这时的状态称为化学平衡状态，简称化学平衡
化学平衡是一种动态平衡
化学平衡状态
概念：指在一定条件下的可逆反应，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态
口诀：正逆相等变量不变
v(正）≠v(逆)
m总 →固体 ρ = ––– V →不变
若方程式中有固体，则气体总质量会变化
→ H2(g)+I2(g) 2HI(g) ←（可逆箭头）
反应前后气体系数不相等，则可以作为判断依据（状态）
图像分析
反应相关量的变化
如：①溶解度曲线
②物质浓度随时间变化的曲线等
结合化学反应原理分析图像时，应注意：
⑴横坐标和纵坐标的含义
⑵曲线的斜率或者趋势
⑶曲线上的特殊点. 如起点、终点、焦点和拐点等
⑷根据需要运用辅助线， 如等温线、等压线等
化学平衡常数
浓度商
cp(C)·cq(D) 在任意时刻为：––––––––– cm(A)·cn(B)
常用单位：Q
当该反应在一定温度下达到化学平衡时
cp(C)·cq(D) K= ––––––––– cm(A)·cn(B)
其中K是常数，称为化学平衡常数，简称平衡常数
固体或液体纯物质一般不列入浓度商和平衡常数
K通常情况下只受温度影响
当反应中有关物质的浓度商=平衡常数时，表明反应达到限度及达到化学平衡状态
一般来说，当＞10的5次方时，该反应就进行的基本完全了。
K越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，正反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，平衡时反应物的转化率越大
反之，K越小，该反应进行得越不完全，平衡时反应物的转化率越小
计算参考教材P32-P34
影响化学平衡的因素
化学平衡的移动
概念：由原有的平衡状态，达到新的平衡状态的过程
在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态后，如果改变反应条件，平衡状态被破坏，平衡体系的物质组成也会随着改变，直至达到新的平衡状态
⒈浓度对化学平衡的影响实验参考教材P34-P35
实验证明，当可逆反应达到平衡时，在其他条件不变的情况下：
如果增大反应物浓度（或减小生成物浓度），平衡向正反应方向移动
如果减小反应物浓度（或增大生成物浓度），平衡向逆反应方向移动
在等温条件下，对于一个已达到化学平衡的反应，当改变反应物或生成物的浓度时，根据浓度商与平衡常数的大小关系，可以判断化学平衡移动的方向。
当Q=K时
可逆反应处于平衡状态。
当Q＜K时
化学平衡向正反应方向移动，直至达到新的平衡状态
当Q＞K时
化学平衡向逆反应方向移动，直至达到新的平衡状态
在工业生产中，适当增大廉价的反应物浓度，使化学平衡向正反应方向移动，可提高价格较高的原料的转化率，从而降低生产成本
⒉压强对化学平衡的影响（实验参考教材p36-37）
对于有气体参加的可逆反应，当达到平衡时，在其他条件不变的情况下：
增大压强（减小容器的容器）会使化学平衡向气体体积缩小的方向移动
减小压强（增大容器的容积），会使平衡向气体体积增大的方向移动
反应后气体的体积没有变化的可逆反应，增大或减小压强都不能使化学平衡发生移动
固态或液态物质的体积受压强影响很小，可以忽略不计
当平衡混合物中都是固态或液态物质时，改变压强后化学平衡一般不发生移动
⒊温度对化学平衡的影响（实验参考教材p37-38）
口诀
①升高温度，K值减小
逆吸热 正放热
△H＜0
②升高温度，K值增大
正吸热 逆放热
△H＞0
在其他条件不变的情况下，
升高温度，会使化学平衡向吸热反应方向移动
降低温度，会使化学平衡向放热反应的方向移动
综上，改变浓度，压强，温度等因素可以提高反应产率或者抑制反应进行的程度。
法国化学家勒夏特列总结经验规律
勒夏特列原理（也称化学平衡移动原理）
概念：如果改变影响平衡的一个因素（如温度，压强及参加反应的物质的浓度）平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动
化学反应的动向
自发过程进行的方向还与“混乱度”有关
不能只根据放热或者吸热来判断化学反应的方向
气体的自发扩散过程（参考教材p41-42）
这些过程都是自发的，从混乱度小（有序）向混乱度大（无序）的方向进行
熵
符号：S
子主题
科学家用熵来度量这种混乱的程度
熵增
△S＞0
体系有自发的向混乱度增加的方向转变的倾向
熵减
△S＜0
如乙烯聚合为聚乙烯的反应，是熵减的过程，却能够自发进行
事实上只有孤立体系（与环境既没有物质换，也没有能量交换）或者绝热体系（与环境既没有物质交换也没有热量交换），自发过程才向着熵增的方向进行
自发反应的方向与焓变和熵变有关
二者不能单独作为判断依据
自由能
符号G
单位：kJ/mol
在等温，等压条件下的封闭体系中，自由能的变化综合反应了体系的焓变和熵变对自发过程的影响
△G=△H–T△S
关系：
当△H＜0，△S＞0时
反应能自发进行
当△H＞0，△S＜0时
反应不能自发进行
当△H＞0，△S＞0或△H＜0，△S＜0时
反应能否自发进行与温度有关
一般低温时，△H的影响为主
高温时，△S的影响为主
化学反应总是向着自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡
当△G＜0
反应能自发进行
当△G=0
反应处于平衡状态
当△G＞0
反应不能自发进行
化学反应的调控
以工业合成氨生产条件的选择为例
⒈压强
压强越大越好，但压强越大，对材料要求越高，需要动力也越大，找将大大增加生产投资，并可能降低综合经济效益
目前，我国的合成氨厂一般采用压强：10MPa～30MPa
⒉温度
①采用低温以提高转化率
②温度降低会使化学反应速率减小，达到平衡所需时间变长
需要选择一个适宜的温度
目前，在实际生产中一般采用的温度为：400～500℃
⒊催化剂
即使在高温，高压下，N2和H2话和反应仍然进行的十分缓慢，通常采用加入催化剂的方法，改变反应历程，降低反应的活化能，使反应物在较低温度时能较快的发生反应
为了防止混有的杂质使催化剂中毒，原料气必须经过净化
催化剂中毒：因吸附或毒物而使催化剂活性降低或丧失的过程
合成氨––实验室研究与工业化生产
氨是最基本的化工原料之一
1898年，德国弗兰克等人研究出氮气，碳化钙，水蒸气反应制备氨的方法
但成本过高，无法大规模生产
德国化学家哈伯，从1902年开始研究氮气和氢气直接合成氨，并于1908年申请了循环法合成氨的专利
哈伯在此基础上继续进行了大量的实验研究，与1909年申报了高压专利，以及用锇作催化剂和用铀–碳化铀作催化剂的专利，并委托德国化学家博施全权负责该项目的开发
博施认识到，将此法法进行工业化生产试验所面临的问题主要有以下几个方面：（参考教材p48）
哈伯因发明用氮气和氢气合成氨的方法获得1918年诺贝尔化学奖
博施因开发合成氨采用的高压方法而获得了1931年诺贝尔化学奖
2016年中国科学院大连化学物理研究所的研究团队研制的一种新型催化剂，将合成氨的温度，压强分别降到了350℃、1MPa
探究影响化学平衡移动的因素
参考教材p53-54
水溶液中的离子反应与平衡
电离平衡
强电解质和弱电解质
强电解质
概念：能够全部电离的电解质
弱电解质
概念：能够部分电离的电解质
弱电解质的电离平衡
弱电解质溶于水部分电离产生的离子在溶液中相互碰撞，又会结合成分子，因此，弱电解质的电离过程是可逆的
如：乙酸和一水合氨的电离方程式（参考教材配57）
在电离初期，弱电解质分子电离成离子的速率随着分子浓度的减小而逐渐减小，同时离子结合成分子的速率随着离子浓度的增大而逐渐增大
经过一段时间后，两者的速率相等达到电离平衡状态
与其他化学平衡一样，当浓度，温度等条件改变是电力平衡会发生移动
电离平衡常数（简称电离常数）
概念：对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数
c(CH3COO–)·c(H+) Kb(碱)/Ka（酸）= ––––––––––––––– c(CH3COOH)
电离常数越大，弱电解质越易电离，反之亦然
计算过程参考教材p58-59
镁铝与盐酸，醋酸反应时气体压强随时间的变化示意图
具体解析参考教材p59思考与讨论
水的电离和溶液的pH
水的电离
当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH–浓度之积是一个常数,记作：Kw
Kw=c(H+)·c(OH–)
Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积
可由实验测得，也可通过理论计算求得
随着温度的升高，水的离子积增大
在常温下，一般可以认为Kw是1×10的–14次方
即：Kw=c(H+)·c(OH–)=1×10的-14次方
溶液的酸碱性与ph
水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质溶液
c(H+)aq=c(OH–)aq=根号下Kw=1×10的-7次方mol/L
在常温下溶液的酸碱性溶液中c(H+)和c(OH–)的关系如下
酸性溶液
c(H+)＞c(OH–)
c(H+)＞1×10的-7次方mol/L
中性溶液
c(H+)=c(OH–)=1×10的-7次方mol/L
碱性溶液
c(H+)＜c(OH–)
c(H+)＜1×10的-7次方mol/L
c(H+)和c(OH–)都可以表示溶液酸碱性的强弱
pH表溶液的酸碱度
pH试纸
pH计
pH与c(H+)的关系
pH是c(H+)的负对数，即：pH=–lgc(H+)
c(H+)=1×10的-7次方mol/L的中性溶液
pH=–lg10的-7次方=7
c(H+)=1×10的-5次方mol/L的酸性溶液
pH=–lg10的-5次方=5
c(H+)=1×10的-9次方mol/L的碱性溶液
pH=–lg10的-9次方=9
在常温下，
中性溶液的pH=7
酸性溶液的pH＜7
碱性溶液的pH＞7
综上，对于c(H+)和c(OH–)都较小的稀溶液（＜1mol/L），用pH表示其酸碱度比直接用c(H+)或c(OH–)表示要方便
血液的酸碱平衡
血液中的H2CO3/HCO3–缓冲体系对稳定体系的酸碱度发挥着重要作用
酸碱中和滴定⭐必考
酸碱中和滴定是依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法 → 标准液 →待测液
具体参考教材p63-65
盐类的水解
盐类的水解
⒈盐溶液的酸碱性
探究参考教材p69
强酸强碱盐的溶液呈中性
强酸弱碱盐的溶液呈酸性
强碱弱酸盐的溶液呈碱性
如：Na2CO3是强碱弱酸盐，其溶液呈碱性，这就是它常被当做“碱”使用的原因
⒉盐溶液呈现不同酸碱性的原因
溶液呈酸性，碱性还是中性取决于溶液中c(H+)和c(OH–)的相对大小
具体参考教材p70
概念：像NH4Cl和CH3COONa这样，在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH–结合生成弱电解质的反应 促进水的电离←↓
离子方程式书写参照教材p71-72
影响盐类水解的主要因素
①反应物的性质
②反应条件
盐类水解程度的大小，主要是油盐的性质所决定的
生成盐的弱酸酸性越弱，即越难电离(电离常数越小)，该盐的水解程度越大
同理，对于强酸弱碱盐来说，生成盐的弱碱碱性越弱，该盐的水解程度越大
盐类的水解是可逆反应，水解平衡也受温度，浓度等反应条件的影响
具体参照教材p73-74的探究：反应条件对FeCl3水解平衡的影响
应用
参照教材p74-75
资料卡片：盐的水解常数(参照教材p75)
沉淀溶解平衡
难溶电解质的沉淀溶解平衡
难溶电解质
概念：人们习惯上把溶解度＜0.01g的电解质
尽管难溶电解质的溶解度很小，但在水中并不是绝对不溶
沉淀溶解平衡
参考教材p78
在一般情况下，当溶液中剩余离子的浓度＜1×10的-5次方mol/L时，化学上通常认为生成沉淀的反应就进行完全了
溶度积
概念：与电离平衡，水解平衡一样难溶电解质的沉淀溶解平衡也存在平衡常数称为溶度积常数
符号：Ksp
固体纯物质一般不列入平衡常数
反映了难溶电解质在水中的溶解能力，与难溶电解质的性质和温度有关(具体参照教材p78)
根据某温度下难溶电解质的溶液积与该溶液中离子积的相对大小，可以判断该温度下的溶液中难溶电解质的沉淀或溶解情况：
Q＞Ksp
溶液中有沉淀析出(逆)
Q=Ksp
沉淀溶解处于平衡状态(饱和)
Q＜Ksp
溶液中无沉淀析出(正)(微饱和)
应用(具体参照教材p79-83)
沉淀的生成
沉淀的溶解
沉淀的转化
实验活动2
强酸与强碱的中和滴定(具体参考教材p89-91)
化学反应与电能
原电池
工作原理
锌铜原电池的工作原理如下：
负极：Zn–2e-=Zn2+（氧化反应）
正极：Cu2++2e-=Cu（还原反应）
总反应：Zn+Cu2+=Zn2++Cu
各种各样的化学电源都是依据原电池的原理制造的
化学电源
包括一次电源，二次电源和燃料电源等
⒈一次电池
一次电池就是放电或不可再充电的电池
如：碱性锌锰电池
Zn一端作负极，MnO2一端作正极，电解质是KOH
碱性锌锰电池比普通锌锰电池性能好，它的比能量和可储存时间均有所提高，是普通锌锰干电池的升级换代产品
⒉二次电池
二次电池又称可充电电池或蓄电池，是一类放电后可以在充电而反复使用的电池
常见的如：铅酸蓄电池
具体参考教材p97
铅酸蓄电池的充电过程与其放电过程相反（阴，阳极）
优点：铅酸蓄电池的电压稳定，使用方便，安全可靠和价格低廉
如：用于启动和维持汽车用电系统的正常运转
缺点：比能量低，笨重
⒊燃料电池
燃料电池是一种连续的将燃料和氧化剂的化学能直接转化为电能的化学电源
如：氢氧燃料电源
具体参照教材p98-99
燃料电池将化学能转化为电能的转化率超过80%，远高于转化率仅30%多的火力发电，大大提高了能源的利用率
由于燃料电池可组合成燃料电池发电站
所以它不仅有巨大的经济优势，而且还可以做到污染物的少排放，甚至零排放，被誉为“绿色发电站”
原电池是各种化学电源的雏形
应用
移动电话
照相机
计算器
卫星等
判断一种电池的优劣或是否适合某种用途，主要看这种电池单位质量或单位体积所能输出电能的多少(比能量)或者输出功率的大小(比功率)，以及电池可储存时间的长短
电解池
工作原理
⒈电解饱和食盐水
烧碱，氯气都是重要的化工原料
习惯上把电解饱和食盐水的工业生产叫做氯碱工业
具体参照教材p103-104
⒉电镀
电渡是一种利用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的加工工艺
主要目的：使金属增强抗腐蚀能力，增加表面硬度和美观
渡层金属通常是一些在空气或溶液中不易发生变化的金属（如铬，镍，银）和合金（如黄铜）
电解原理也应用于金属的电解精炼
电解精炼过程与电镀过程相似
电解精炼时，以待精炼的铜作阳极，以纯铜作阴极，用硫酸铜溶液做电解质溶液
阳极泥可作为提炼金，银等金属的原料
具体参照教材p104
⒊电冶金
金属冶炼就是使矿石中的金属离子获得电子变成金属单质的过程
金属的腐蚀与防护
金属的腐蚀
：金属腐蚀是金属或合金与周围的气体或液体发生氧化还原反应而引起损耗的现象
化学腐蚀
概念：金属与其表面接触的一些物质（如O2，Cl2，SO2等）直接反应而引起的腐蚀
电化学腐蚀
概念：当不纯的金属与电解质溶液接触时会发生原电池反应，比较活泼的金属发生氧化反应而被腐蚀
如：钢铁制品在潮湿空气中的锈蚀
钢铁制品表面会形成一层水膜
析氢腐蚀
在酸性环境中，由于在腐蚀过程中不断有H2放出，所以叫做析氢腐蚀
吸氧腐蚀
如果钢铁表面吸附的水膜酸性很弱或呈中性，但溶有一定量的氧气，此时就会发生吸氧腐蚀
如：钢铁等金属的腐蚀
铁锈疏松地覆盖在钢铁制品表面，不能阻止钢铁继续发生腐蚀
铁钉的吸氧腐蚀实验（参照教材p108）
实际上，金属腐蚀过程中电化学腐蚀和化学腐蚀往往同时发生，但绝大多数属于电化学腐蚀，电化学腐蚀比化学腐蚀的速率也大得多
金属的防护
主要是从金属与金属接触的物质，其两者反应条件等方面来考虑的
⒈改变金属材料的组成
在金属中添加其他金属或非金属可以制成性能优异的合金
如：把铬，镍等加入普通钢中制成不锈钢产品（阴）
钛合金不仅具有优异的抗腐蚀性，还具有良好的生物相容性
⒉在金属表面覆盖保护层
防护方法：
在金属表面覆盖致密的保护层
如：在钢铁制品的表面喷涂油漆，矿物性油脂或覆盖搪瓷，塑料等
用电镀等方法在钢铁表面镀上一层锌，锡，铬，镍等金属
思考与讨论→白铁皮/马口铁（参照教材p109）
用化学方法在钢铁部件表面进行发蓝处理（生成一层致密的四氧化三铁薄膜）
利用阳极氧化处理铝制品的表面，使之形成致密的氧化膜而钝化等
采用离子注入，表面渗镀等方式在金属表面也可以形成稳定的钝化膜
⒊电化学保护法
①牺牲阳极法（电源+）
Fe2+的检验（教材p110-111）
②外加电流法
把被保护的钢铁设备（如钢阀门）作为阴极，用惰性电极作为辅助阳极，两者均放在电解质溶液（如海水）里，外接直流电源
设备被迫成为阴极而受到保护
浮动主题