Doświadczenie 2. Porównanie szybkości reakcji chemicznej i elektrochemicznej po utworzeniu ogniwa galwanicznego.
do dwóch probówek odmierzamy po trzy cm3 H2SO4 i wrzucamy po jednej granulce cynku.
Zn+H2SO4→ZnSO4+H2
Zn0-2e→ Zn2+
2H++2e→H2
wodór wydziela się wolno i w małych ilościach - zjawisko korozji chemicznej.
jedną z granulek cynku stykamy w probówce z drutem miedzianym tworząc w ten sposób ogniwo galwaniczne gdzie Cu jest katodą a Zn anodą.
A: Zn0-2e→ Zn2+
Cynk ulega korozji i przechodzi w stan jonowy
K: 2H++2e→H2
Przyłączane są elektrony powstałe w reakcji anodowej, miedz nie może ich przyjąć - środowisko kwaśne →redukcji ulega wodór
proces katodowy →depolaryzacja wodorowa
Intensywne wydzielanie wodoru
po ponownym wyrównaniu szybkości wydzielania się wodoru w obu probówkach, do jednej z nich dodajemy CuSO4
Zn+CuSO4→ZnSO4+Cu
Tworzy się ogniwo galwaniczne, w reakcji anodowej korozji ulega cynk
A: Zn0-2e→ Zn2+
W reakcji katodowej depolaryzacji ulega cyna
K: Cu2++2e→Cu
Wodór wydziela się intensywnie. Wyparcie miedzi z roztworu jej soli przez działanie Zn jest możliwe ponieważ Zn ma mniejszy potencjał standardowy czyli jest bardziej aktywny. Reakcja polega na wpieraniu metalu mniej aktywnego przez bardziej aktywny. Reakcja jest spowodowana oddziaływaniem samych gazów lub cieczy nie przewodzących prądu. Jest opisywana zwykłymi reakcjami chemicznymi.
Korozja elektrochemiczna zachodzi w wyniku działania elektrolitu, tworzy się ogniwo korozyjne i prąd przepływa między biegunami ogniwa.
Doświadczenie 3. Korozja blach stalowych pokrytych innymi metalami.
Do roztworu rozcieńczonego kwasu siarkowego i heksacyjanożelazianu (III) potasu wrzucamy blaszkę ocynkowaną - do jednej probówki, a do drugiej ocynowaną.
żelazo pokryte Zn: korozji ulega cynk
A: Zn0-2e→ Zn2+
K: 2H++2e→H2 depolaryzacja wodorowa
3Zn2++2[Fe(CN)6]3-→Zn3[Fe(CN)6]2
żelazo pokryte Sn na miejscu uszkodzonej cyny powstaje błękitny osad - reakcje żelaza
A: Fe-2e→Fe2+
K: 2H++2e→H2 depolaryzacja wodorowa
3Fe2++2[Fe(CN)6]3-→Fe3[Fe(CN)6]2
Wnioski: cynk lepiej chroni powierzchnię stali, ponieważ jest bardziej aktywny i w przypadku niewielkiego uszkodzenia warstwy powlekającej pierwszy ulega reakcji.
Doświadczenie 4. Korozja elektrochemiczna pod kroplą elektrolitu.
Na blaszkę żelazną oczyszczoną papierem ściernym, opłukaną wodą destylowaną i osuszoną bibułą, nanosimy kroplę odczynnika →100cm3 roztworu NaCl o Cmol = 0,1 + 2cm3 roztworu (1%) K3[Fe(CN)6] + 0,5cm3 (1%) roztworu fenoloftaleiny.
Korozja zachodzi w środkowej części kropli gdzie jest najmniejsze stężenie tlenu i tam tworzy się obszar anody i zachodzi reakcja
A: Fe-2e→Fe2+
Wnętrze kropli zabarwia się na błękit co świadczy o obecności jonów Fe2+. W obrzeżach kropli jest więcej tlenu i zachodzi tam jego redukcja katodowa.
K: 2H2O+O2+4e→4OH-
Obrzeże kropli zabarwiło się na różowo co wskazuje na obecność jonów OH-.
Roztwór NaCl przyspiesza korozję, fenoloftaleina zabarwia się na kolor różowy w środowisku zasadowym, heksacyjanożelazian (III) potasu zabarwia się na kolor błękitny w obecności jonów Fe2+.
Występowanie różnych zabarwień spowodowane jest różnicą tlenu na obrzeżach i wewnątrz kropli.
Doświadczenie 5. Zachowanie glinu w wodzie destylowanej po usunięciu tlenowej warstewki pasywującej powierzchnię.
Przygotowujemy dwie blaszki aluminiowe. Jedną poddajemy obróbce
1) zanurzamy w roztworze NaOH 2M
Al2O3+2NaOH→2NaAlO2+H2
Al-3e→ Al3+/2
2H++2e→H2/3
Wydzielanie się wodoru oznacza usunięcie warstwy pasywującej - następuje korozja metalu.
2) następnie blaszkę płuczemy, suszymy i zanurzamy w 1% roztworze azotanu rtęci
2Al+3Hg(NO3)2→2Al(NO3)3+3Hg
Al-3e→ Al3+/2
Hg2++2e→Hg /2
Powstaje Al(Hg) czyli roztwór glinu w rtęci.
Następnie obie blaszki zanurzamy w wodzie destylowanej
blaszka pierwsza nie ulega żadnym reakcjom, warstewka pasywująca zapobiega korozji
blaszka poddana obróbce (pokryta rtęcią) reaguje zanurzona w wodzie
2Al(Hg)+2H2O→Al2O3+3H2
Al-3e→ Al3+/2zachodzi korozja
2H++2e→H2/3 depolaryzacja wodorowa
Wnioski: po usunięciu warstwy tlenków Al2O3 metal ulega korozji warstwa pasywująca chroni metal przed korozją.