Grupa numer II	Ćwiczenie nr 12: korozja elektrochemiczna metali.	03.12.1999
Zespół numer 9	Katarzyna Piątkowska Marcin Rębiś	Ocena:

Celem ćwiczenia jest poznanie podstaw zjawiska korozji elektrochemicznej w środowisku wodnym, jej przyczyn i przebiegu.

Wykonanie ćwiczenia:

1. Korozja żelaza i cynku z depolaryzacją wodorową.

Metalowe płytki czyścimy papierem ściernym i mierzymy ich powierzchnię, po czym umieszczamy na dnie zlewek. Do zlewek wlewamy 1N roztwór kwasu H₂SO₄. Umieszczone w statywie biurety połączone są ze szklanymi lejkami. Lejki zanurzamy w roztworach tak, aby przykryły całą płytkę i za pomocą gruszki wciągamy roztwór do biurety. Zamykamy kraniki w biuretach i odczytujemy poziom cieczy na podziałce. Wydzielający się wodór wypycha ciecz z biurety. Notujemy poziom roztworu co 10 minut dla płytki żelaznej i co 1 minutę dla płytki cynkowej.

2. Korozja na styku dwóch metali: żelazo - cynk, żelazo - miedź, żelazo (solo).

Po odczyszczeniu wszystkich płytek mierzymy ich powierzchnie oraz ważymy na wadze analitycznej. Sporządzamy 500 cm³ roztworu zawierającego około 3% NaCl i 0,1% H₂O₂.

W zlewkach umieszczamy pionowo płytki kolejno: żelazną i cynkową, żelazną i miedzianą a następnie żelazną. Płytki ustawione parami umieszczamy tak, aby stykały się ze sobą w jednej linii. Natleniony roztwór NaCl wlewamy do zlewek z płytkami tak, aby były lekko zanurzone. Po upływie 1 godziny wyjmujemy płytki, suszymy, usuwamy produkty korozji i ważymy na wadze analitycznej, aby porównać zmiany masy.

Opracowanie wyników:

KOROZJA Z DEPOLARYZACJĄ WODOROWĄ

1.a) Korozja żelaza z depolaryzacją wodorową.

T [s]	poziom roztw.[cm^3]	VH [cm^3]	VH [cm^3/cm^2]
0	49	0	0
10	47,7	1,3	0,029
20	46,3	2,7	0,060
30	45,2	3,8	0,084
40	43,9	5,1	0,113
50	42,7	6,3	0,140
60	41,4	7,6	0,169

b) Korozja cynku z depolaryzacją wodorową.

T [s]	poziom roztw.[cm^3]	VH [cm^3]	V'H [cm^3/cm^2]
0	39	0	0
1	32	7	0,125
2	21	18	0,323
3	16	23	0,412
4	10,5	28,5	0,511
5	4,5	34,5	0,618
6	0	39	0,699

Ilość wydzielonego wodoru na jednostkę powierzchni obliczamy ze wzoru:

V' =

Wymiary płytek: cynk - 4,5 x 6,2 (powierzchnia - 27,9 cm²); żelazo - 4,5 x 5 (powierzchnia - 22,5 cm²).

2.Obliczam szybkość wydzielania wodoru jako ubytek masy metalu (g / cm² ⋅ h) oraz ubytek grubości metalu (mm / h). W tym celu przyjmuję gęstość żelaza d_Fe = 7,874 g/cm³ oraz cynku d_Zn = 7,133 g/cm³.

a) cynk:

t = 6 min = 0,1 h

V_H = 39 cm³

V'_H = 0,699 cm³ / cm²

ρ_H = 8,23 ⋅ 10^-5 g/cm³

m_H = V ⋅ ρ = 39 ⋅ 8,23 ⋅ 10^-5 = 3,21 ⋅ 10^-3 g

n_H = m / M = 3,21 ⋅ 10^-3 / 2 = 1,605 ⋅ 10^-3 mol

Z następujących reakcji:

2H + 2e^- = H₂

Zn²⁺ + 2e^- = Zn

wynika, że:

n H₂ = n Zn

czyli korozji ulega 1,605 ⋅ 10^-3 mola Zn.

M_Zn = 65,37 g / mol

Δm_Zn = 1,605 ⋅ 10^-3 ⋅ 65,35 = 104,887 ⋅ 10^-3 = 0,105 g

V_{kor Zn} = Δm_Zn / s ⋅ t = 0,105 / 27,9 ⋅ 0,1 = 0,038 [g / cm²⋅ h]

V'_korZn = V_{kor Zn} / dZn = 0,038 / 7,133 = 0,00528 [cm / h]

b) żelazo:

t = 60 min = 1 h

V_H = 7,6 cm³

V'_H = 0,169 cm³ / cm²

ρ_H = 8,23 ⋅ 10^-5 g/cm³

m_H = V ⋅ ρ = 7,6 ⋅ 8,23 ⋅ 10^-5 = 6,258 ⋅ 10^-4 g

n_H = m / M = 6,258 ⋅ 10^-4 / 2 = 3,129 ⋅ 10^-4 mol

Z następujących reakcji:

2H + 2e^- = H₂

Fe²⁺ + 2e^- = Fe

wynika, że:

n H₂ = n Fe

czyli korozji ulega 3,129 ⋅ 10^-4 mola żelaza.

M_Fe = 55,847 g / mol

Δm_Fe = 3,129 ⋅ 10^-4 ⋅ 55,847 = 174,75 ⋅ 10^-4 = 0,0175 g

V_{kor Fe} = Δm_Fe / s ⋅ t = 0,0175 / 22,5 ⋅ 1 = 7,778 ⋅ 10^-4 [g / cm²⋅ h]

V'_korFe = V_{kor Fe} / dFe = 7,778 ⋅ 10^-4 / 7,874 = 0,999 ⋅ 10^-4[cm / h]

3.Na podstawie prawa Faraday'a obliczam szybkość korozji żelaza i cynku:

i _korZn = z ⋅ F ⋅ V_{kor Zn} / M_Zn = 2 ⋅ 26,8 ⋅ 0,038 / 65,37 = 3,16 ⋅ 10^-3 [mA / cm²]

i _korFe = z ⋅ F ⋅ V_{kor Fe} / M_Fe = 2 ⋅ 26,8 ⋅ 7,778⋅ 10^-4 / 55,847 = 0,747 ⋅ 10^-3 [mA / cm²]

4. Obliczam nadnapięcie wydzielania wodoru na żelazie i cynku:

η_Zn = 0,12 log i_Zn - 0,12 log i⁰_Zn = 0,12 ⋅ log 0,00316 - 0,12 ⋅ log 10^-6 = - 0,3 + 11 = 10,7 N

η_Fe = 0,12 log i_Fe - 0,12 log i⁰_Fe = 0,12 ⋅ log 0,000747 - 0,12 ⋅ log 10^-11 = - 3,127 + 6 = 2,8 N

Wniosek:

Z przeprowadzonych doświadczeń oraz powyższych obliczeń wynika, że szybkość korozji cynku jest dużo większa niż korozji żelaza, co znajduje odzwierciedlenie w wartościach nadnapięcia cynku i żelaza. Proces korozji cynku przebiega przy kontroli katodowej, natomiast proces korozji żelaza przy kontroli mieszanej.

KOROZJA NA STYKU DWÓCH METALI

	Fe + Cu		Fe + Zn		Fe
		mFe [g]	mCu [g]	mFe [g]	mZn [g]	mFe [g]
przed korozją	31,263	9,796	31,486	28,858	31,358
po korozji	31,186	9,685	31,421	28,753	31,134
Δm [g]	0,077	0,111	0,064	0,105	0,224
Δm' [g/cm^2]	1,429⋅10^-3	2,03⋅10^-3	1,198⋅10^-3	1,94⋅10^-3	1,146⋅10^-3

Δm' = Δm / 2s

Wniosek:

Stwierdzamy, że szybkość korozji płytki żelaznej połączonej z inna płytka, np. cynkową, jest mniejsza, niż szybkość korozji płytki umieszczonej w roztworze pojedynczo. Wynika to stąd, że jeżeli do płytki żelaznej dołączymy inny, bardziej aktywny metal, np. cynk, szybkość korozji żelaza maleje w połączeniu z cynkiem. Natomiast szybkość korozji płytki żelaznej w połączeniu z płytką miedzianą wzrasta w stosunku do poprzednio opisanej sytuacji (Fe - Zn).

Reakcje przebiegające na katodzie: 2H⁺ + 2e^- = H₂

Reakcje przebiegające na anodzie: Cu = Cu²⁺ + 2e^-

Fe = Fe²⁺ + 2e^-

Zn = Zn²⁺ + 2e^-

---