金屬的化學(xué)腐蝕反應(yīng)可分為兩個(gè)步驟。第一步是氧化步驟，第二步是脫電子步驟。氧化過程釋放自由電子，而脫電子過程是除去自由電子的過程。

陽(yáng)離子可以進(jìn)入溶液或與其他陰離子結(jié)合形成化合物。氧化過程必須與脫電子過程同時(shí)配合才能完成整個(gè)反應(yīng)。

因此，只有通過電子去除步驟去除氧化步驟產(chǎn)生的自由電子，金屬原子才能不斷被腐蝕。實(shí)際的腐蝕過程是一個(gè)非常緩慢而相對(duì)均勻地在表面上失去金屬原子的過程。在某些條件下，如果在一個(gè)區(qū)域形成陽(yáng)極或陰極區(qū)域，可能會(huì)出現(xiàn)局部腐蝕不均勻，并形成可見的腐蝕坑。

鋼鐵不會(huì)很快被腐蝕，因?yàn)樗谋砻嬖谒袝?huì)形成一層氧化保護(hù)層。由于鐵容易被氧化形成氧化鐵，所以不溶于水，容易沉積在金屬表面，從而阻礙了進(jìn)一步的腐蝕。這種現(xiàn)象稱為腐蝕鈍化。鋯、鉻、鋁、不銹鋼等金屬在常溫的水或空氣中會(huì)形成很薄的保護(hù)層，有時(shí)甚至薄得肉眼無法分辨。由于這種薄保護(hù)層，這些金屬在水或空氣中具有良好的耐腐蝕性。

通過分析材料腐蝕的基本原因，可將其分為化學(xué)腐蝕和電化學(xué)腐蝕。化學(xué)腐蝕，又稱直接溶解，通常是指將材料置于可溶性溶液環(huán)境中，直至材料耗盡(腐蝕)或溶液達(dá)到飽和點(diǎn)。其他條件，如高溫和濕度，導(dǎo)致加速氧化材料，然后腐蝕。電化學(xué)腐蝕通常是指兩種非均相金屬或足以形成電位差的金屬的兩極形成陽(yáng)極金屬，在電解液連接的環(huán)境中由于金屬離子的持續(xù)損失而被腐蝕的現(xiàn)象。在這兩種類型的腐蝕中，電化學(xué)腐蝕更為重要且容易被忽視。

如何將金屬腐蝕防護(hù)應(yīng)用到日常生活中?利用降低腐蝕介質(zhì)濃度，去除介質(zhì)中的氧氣，控制環(huán)境溫度和濕度的原理，可以減少和防止金屬腐蝕，這里有一些方法解決生活中的一些小問題:

1，金屬餐具或廚房用具接觸水后盡量擦干，以減少腐蝕;

2、選用帶保護(hù)膜的金屬器皿;

3、如需除銹，可使用酸;這是一種保存金屬物品并將其儲(chǔ)存在裝有大米的小瓶子里的方法。當(dāng)然，這是勤勞的人們通過經(jīng)驗(yàn)總結(jié)出來的一個(gè)小方法;

4、經(jīng)常保持金屬制品的清潔，也有利于防腐。

決定酸腐蝕性的另一個(gè)因素是酸自由基陰離子的氧化還原性質(zhì)。與金屬相互作用時(shí)，硝酸為氧化酸，鹽酸為非氧化酸。金屬在其中的腐蝕過程是不同的。在非氧化酸中，金屬腐蝕的陰極過程是氫去極化。在氧化酸中，金屬腐蝕的陰極過程是氧化劑的還原過程。然而，這種劃分是不確定的。硝酸是一種氧化性酸。當(dāng)它的濃度很低時(shí)，它就像一種非氧化酸，作用于鐵等金屬。硫酸常被認(rèn)為是一種非氧化酸，但當(dāng)它的濃度很高時(shí)，它會(huì)像氧化酸一樣與鐵發(fā)生反應(yīng)。

,鐵在酸中腐蝕的基本規(guī)律是:在非氧化酸中，腐蝕速率與H3O +濃度成正比。氧氣和其他氧化劑的存在會(huì)顯著增加腐蝕速率。H3O +濃度越低，這種現(xiàn)象越明顯。如果形成不溶性化合物并起到保護(hù)作用，腐蝕速率降低，如Fe3 (PO4) 2。

,鐵在氧化酸中的腐蝕特性是:腐蝕速率與酸濃度之間的關(guān)系是復(fù)雜的。在稀酸中，鐵以H +還原的陰極退極化過程溶解。而析出的氫進(jìn)一步被氧化，鐵的溶解速率急劇增加。當(dāng)酸濃度增加到一定值時(shí)，酸的氧化作用變得非常強(qiáng)，使鐵鈍化，降低腐蝕速率。當(dāng)溫度升高、H3O +濃度增加或有氯離子存在時(shí)，不易發(fā)生鈍化。在強(qiáng)氧化劑硝酸中，鐵只有在濃度超過35%時(shí)才會(huì)發(fā)生鈍化。在弱酸性氧化劑鉻酸中，當(dāng)酸濃度小于0.00lmol/l時(shí)，鐵已進(jìn)入鈍化狀態(tài)。