Ćwiczenie nr 3a: Ochrona przed korozją

Opracował dr inż. Bogusław Mazurkiewicz

1. Cel ćwiczenia

1. Ilustracja działania i skuteczności ochrony katodowej - protektorowej.

2. Wykonanie powłok metalicznych katodowej i anodowej na stali.

3. Zapoznanie się z procesami elektrolitycznego nanoszenia powłok metalicznych.

4. Badanie odporności warstwy pasywnej otrzymanej przez pasywację na drodze chemicznej

2. Literatura:

1. Praca zbiorowa pod red. K.Moskwy: Ćwiczenia laboratoryjne z chemii z elementami teorii i obliczeń dla mechaników, Skrypt AGH nr 1478 str. 142 - 154, Kraków 2000

2. Praca zbiorowa pod red. J. Banasia i W. Solarskiego: Chemia dla inżynierów, AGH OEN, Kraków 2000, rozdz. VII.

3. Zagadnienia do opracowania

1. Otrzymywanie nieorganicznych powłok konwersyjnych, rodzaje powłok.

2. Działanie ochronne powłok malarskich.

3. Rodzaje ochrony katodowej - sposób wykonania.

4. Jakie metale możemy chronić w ochronie anodowej i jak ją wykonać.

5. Zapisać procesy anodowe i katodowe podczas cynkowania elektrolitycznego.

6. Jakie procesy elektrochemiczne zachodzą w przypadku uszkodzenia metalicznej powłoki anodowej lub katodowej.

7. Czym są inhibitory korozji i dlaczego ograniczają szybkość korozji metali.

8. Jakie są kryteria wykonywania połączeń konstrukcji z różnych metali.

Imię i nazwisko:	Wydział: Grupa studencka: Zespół:	Data wykonania ćwiczenia:
				Ocena:
Ćwiczenie nr 3b: Ochrona przed korozją

1. Wykonanie ćwiczenia i opracowanie wyników.

Ćwiczenie 1. Ochrona protektorowa

Sprzęt: - blaszki: żelazna, żelazna zwarta z cynkową, żelazna zwarta z miedzianą

• papier ścierny

Odczynniki: - 0,1 M H2SO4

- roztwór K3[Fe(CN)6]

- alkohol etylowy

Cel ćwiczenia

Celem ćwiczenia jest ilustracja zmiany szybkości korozji żelaza w kontakcie z miedzią oraz cynkiem. Jako wskaźnik ilości rozpuszczonego żelaza służy roztwór sześciocyjanożelazianu(III) potasu (żelazicyjanek potasowy). Odczynnik ten w reakcji z powstającymi podczas korozji żelaza jonami Fe⁺² tworzy Fe₃[Fe(CN)₆]₂ o zabarwieniu błękitnym.

Opis ćwiczenia:

Blaszki oczyścić papierem ściernym i przemyć alkoholem. Do trzech probówek nalać po ok. 4cm³ roztworu kwasu siarkowego(VI) z dodatkiem 2-3 kropli K₃[Fe(CN)₆]_2.
W probówkach umieścić w tym samym momencie:

a) blaszkę żelazną

b) blaszkę żelazną zwartą z miedzią

c) blaszkę żelazną zwartą z cynkiem

Po czasie ok. 15 sek. wyjąć metale z probówek, wstrząsnąć zawartością probówek i porównać intensywność zabarwienia roztworów. W pomiaru obserwować wydzielanie się gazu (wodoru).

Tablica 1. Ochrona protektorowa stali

metale	intensywność barwy	wydzielanie gazu
Fe
Fe-Zn
Fe-Cu

Opracowanie wyników

ad. ćw. 1.

1. Na podstawie zabarwienia roztworu określić i wyjaśnić, w którym przypadku szybkość korozji jest największa.

2. Który z metali jest protektorem korozji (przypadek b i c)

Ćwiczenie 2. Miedziowanie bezprądowe (chemiczne)

Sprzęt: - blaszki stalowe - 3 szt.

- zlewki,

- papier ścierny

- suszarka

- waga analityczna

Odczynniki: - roztwór do miedziowania o składzie: CuSO₄.5H2O - 150g/dm3,

- kwas cytrynowy - 10g/dm3, H2SO4 - 20g/dm3.

- roztwór do trawienia - 18% HCl

- stężony HNO3

- alkohol etylowy

Opis ćwiczenia:

Blaszkę stalową oczyścić papierem ściernym do uzyskania gładkiej powierzchni z metalicznym połyskiem. Pozostałe dwie blaszki trawić pod wyciągiem w stężonym HNO₃. Jedną z trawionych blaszek aktywować w roztworze kwasu solnego do momentu wydzielenia banieczek wodoru. Powierzchnie blaszek do miedziowania zostały przygotowane następująco:

a) blaszka mechanicznie czyszczona,

b) blaszka pasywowana w stężonym HNO₃,

c) blaszka aktywowana w HCl,

Blaszki przemyć bieżącą wodą, następnie alkoholem, wysuszyć, zważyć próbkę (c). . Próbki zawiesić w zlewce napełnionej do połowy roztworem do miedziowania. Proces miedziowania prowadzić 0,5-1 minuty. Po tym czasie próbki przemyć bieżącą wodą, alkoholem, wysuszyć i zważyć ponownie próbkę (c).

Sprawdzić przyczepność zredukowanej powłoki miedzianej przez przetarcie powierzchni blachy palcem.

Uwaga

Ćwiczenie można wykonać bez oznaczania przyrostu masy próbki.

Opracowanie wyników

ad. ćw. 2.

1. Porównać ilość i jakość osadzonej warstwy miedzi w zależności od sposobu uprzednio przygotowanej powierzchni.

2. Obliczyć ilość wydzielonej (zredukowanej) miedzi na blaszce stalowej (c) znając przyrost masy próbki. Należy zaznaczyć, że przyrost masy próbki nie jest równy ilości wydzielonej miedzi, gdyż równocześnie z redukcją miedzi zachodzi reakcja utleniania (roztwarzania) żelaza wg równania:

Fe + Cu⁺² = Fe⁺² + Cu

Podczas roztwarzania 1 mola Fe (tj. 56 g Fe) wydziela się na blaszce 1 mol Cu (tj. 64g Cu). Przyrost masy próbki m = 64 g - 56 g = 8 g odpowiada wydzieleniu się 64g miedzi na próbce. Należy to uwzględnić w obliczeniach.

Ćwiczenie 3. Cynkowanie elektrolityczne

Sprzęt: - pręty: stalowy i cynkowy

- układ polaryzacyjny wg schematu na rys. X.5. [1]

- waga analityczna

- papier ścierny

- suszarka

Odczynniki: - roztwór do cynkowania o składzie: ZnSO₄•7H₂O-290g/dm3, ZnCl₂- 14g/dm³, H₃PO₄ - 12g/dm³, pH = 3,5 - 4,5

- alkohol etylowy

Opis ćwiczenia:

Powierzchnię pręta stalowego oczyścić do metalicznego połysku. Następnie przemyć wodą, odtłuścić alkoholem, wysuszyć i zważyć na wadze analitycznej. Połączyć układ elektryczny wg schematu na rys.XI.5.[1]

Nalać do zlewki roztwór do cynkowania, obliczyć powierzchnię pręta stalowego zanurzonego w roztworze. Sprawdzić poprawność połączeń, a następnie włączyć zasilacz prądu stałego, ustawiając wartość prądu tak, aby gęstość prądu wynosiła ok. 2A/dm² powierzchni cynkowanej. Proces elektrolizy prowadzić w temp. 25-40oC przez 10 minut.

Po zakończeniu cynkowania rozłączyć układ. Przemyć elektrody w bieżącej i destylowanej wodzie, wysuszyć oraz ponownie zważyć elektrodę stalową. Roztwór zlać do naczynia na zużytą kąpiel.

Tablica 2. Cynkowanie elektrolityczne

	pow. s [cm^2]	masa m1 [g]	masa m2 [g]	Δm [g]	mZn obl. z prawa Faradaya [g]	wydajność procesu [%]
Zn

Opracowanie wyników

ad. ćw. 3.

1. Przeprowadzić obserwację otrzymanej powłoki cynkowej. Ocenić rodzaj i wady powłoki.

2. Obliczyć wydajność prądową procesu cynkowania w % jako stosunek masy zredukowanego cynku do ilości obliczonej teoretycznie z I prawa Faraday'a. Równoważnik elektrochemiczny dla cynku, k=1,22 [g/Ah].

I prawo Faraday'a. Masa substancji wydzielonej w procesie katodowym podczas elektrolizy jest proporcjonalna do natężenia prądu i czasu trwania elektrolizy

m = k×I×t = [g]

m=

m - masa substancji wydzielonej na elektrodzie [g]

k - współczynnik proporcjonalności, zwany równoważnikiem elektrochemicznym

I - natężenie prądu [A]

t - czas trwania elektrolizy [h]

Wyniki umieścić w tablicy 2.

Uwaga

Prąd może być konsumowany na redukcję cynku oraz inne równoległe procesy elektrodowe np. redukcję jonów wodorowych.

Ćwiczenie 4. Pasywacja stali w kwasie azotowym (V)

Sprzęt : - płytki lub pręty stalowe 3 szt.

- zlewki lub probówki 6 szt.

- zlewki duże 2 szt.

- papier ścierny

- pinceta

Odczynniki : - kwas azotowy (V) o stężeniu 60 i 15 %

- roztwór soli miedzi 0,05 M CuSO₄

Uwaga

Ćwiczenie wykonać pod wyciągiem z zachowaniem ostrożności (kwas azotowy (V) o stężeniu 60 % jest kwasem silnie utleniającym).

Opis ćwiczenia:

W kwasie azotowym (V) o stężeniu 60 % wytrawić zredukowaną w poprzednich ćwiczeniach warstewkę miedzi. Następnie próbki przemyć wodą i aktywować w kwasie solnym o stężeniu 18 % po czym ponownie przemyć wodą. Chemiczne pasywowanie stali polega na działaniu silnym utleniaczem np. kwasem azotowym (V) w myśl reakcji:

2 Fe + 2 HNO₃ → Fe₂O₃ + 2 NO + H₂O

i zatrzymaniu reakcji na etapie tworzenia tlenku żelaza (III).

W dwóch zlewkach lub probówkach z kwasem azotowym (V) o stężeniu 15% i 60% umieścić po jednej próbce stalowej. Po czasie dwóch minut próbki wyjąć z kwasu i dokładnie przemyć wodą. Aby ocenić zdolności ochronne pasywnej warstewki tlenkowej zanurzamy próbki pasywowane i trawioną tylko w kwasie solnym w roztworze 0,05M CuSO₄. Obserwując powierzchnię próbek notujemy czas, po jakim pojawią się pierwsze plamy redukowanej miedzi oraz czas kiedy cała powierzchnia pokryje się miedzią. Jest to czas, po którym nastąpiła depasywacja stali.

Tablica 5. Czas depasywacji stali

stal	początek [sek]	koniec [sek]
po trawieniu w HCl
po pasywacji 15% HNO3
po pasywacji 60% HNO3

Opracowanie wyników

ad. ćw. 4.

1. Zapisać reakcje spasywowanej stali z siarczanem (VI) miedzi (II).

2. Zapisać reakcję stali w stanie aktywnym z siarczanem (VI) miedzi (II).

3. Dlaczego czas depasywacji stali zależy od stężenia kwasu.

1

---