Wydział Geoinżynierii Wrocław,

Górnictwa i Geologii

Politechniki Wrocławskiej

CHEMIA

Sprawozdanie z ćwiczenia

pt. „Korozja metali”

Grupa

Rok pierwszy

1. Wprowadzenie

Korozją nazywamy proces niszczenia materiałów, najczęściej metali, wskutek chemicznego lub elektrochemicznego oddziaływania środowiska. Korozja chemiczna metalu występuje, gdy reakcji nie towarzyszy przepływ ładunku elektrycznego przez metal lub przez elektrolit. W procesie korozji elektrochemicznej następuje przepływ elektronów przez granicę metal-elektrolit. Najbardziej rozpowszechnioną jest korozja elektrochemiczna np. rdzewienie żelaza. Podczas rdzewienia zachodzą reakcje utleniania żelaza, wymagające obecności tlenu i wilgoci (Czernichowski, 2011).

Korozja zachodzi szybciej na tych obszarach metalu, które stykają się z elektrolitem o mniejszym stężeniu tlenu, ponieważ powstaje ogniwo tlenowe. Ograniczenie skutków korozji jest możliwe dzięki wytwarzaniu powłok ochronnych izolujących powierzchnie metali od czynników korozyjnych. Działanie korodujące niektórych czynników można obniżyć poprzez zastosowanie inhibitorów. Inhibitory spowalniają reakcje towarzyszące korozji w roztworach. Zabezpieczenie przed korozją elektrochemiczną stanowi ochrona katodowa. Polega ona na połączeniu chronionej substancji z metalem szlachetnym. Powłoki dzieli się na anodowe i katodowe. Powłoki anodowe zapewniają ochronę katodową, a powłoki katodowe ochronę anodową (Czernichowski, 2011).

1. Część eksperymentalna

1. Korozja elektrochemiczna

1.1. Metodyka

Na dokładnie oczyszczony i odtłuszczony przedmiot stalowy lub żelazny naniesiono 1 kroplę wody i pozostawiono w spokoju. Następnie posługując się bibułą, zebrano kroplę z przedmiotu i na wilgotne miejsce na bibule dodano 1 kroplę rozcieńczonego HNO₃ a następnie kroplę roztworu rodanku potasu KSCN.

1.2. Obserwacje

Bibułka zabarwiła się na kolor czerwony. Natomiast na metalowym przedmiocie zaobserwowano powstanie korozji.

1.3. Interpretacje

Zaszła reakcja: Fe(OH)₃ + 3KCSN 3KOH + Fe(CSN)_3.Końcowym produktem korozji żelaza jest wodorotlenek żelaza(II), który jest dalej utleniany tlenem atmosferycznym do uwodnionego tlenku żelaza(III) czyli rdzy

1.4. Wnioski

Bibułka zabarwiła się ona na pomarańczowo. Kolor ten wskazuje na obecność w roztworze jonów żelaza. Na metalowej blaszce powstała korozja. Korozja została przyśpieszona przez brak dostępu tlenu. Po pewnym czasie powstanie tam ubytek. Na obszarze katodowym powstaje rdza.

1. Reakcje charakterystyczne na żelazo(II), cynk(II) i miedź(II)

2.1. Metodyka

W trzech probówkach wykonano następujące reakcje między roztworem K₃[Fe(CN)₆], a kilkoma kroplami roztworu zawierającego jony: probówka pierwsza - Fe²⁺, druga - Zn²⁺, trzecia - Cu²⁺.

2. Obserwacje

W probówce z FeCl₃ pojawiła się barwa ciemno-zielona, w probówce z ZnSO₄ pojawiła się barwa piaskowa, a w probówce z CuSO₄ pojawiła się barwa brudno żółta.

2. Interpretacje

Końcowym produktem korozji żelaza jest wodorotlenek żelaza(II), który jest dalej utleniany tlenem atmosferycznym do uwodnionego tlenku żelaza(III) czyli rdzy:

4 Fe(OH)₂ + O₂ 2 Fe₂O₃ x H₂O + 2 H₂O

2. Wnioski

Roztwór K₃[Fe(CN)₆] reaguje z wszystkimi dodanymi jonami (Fe²⁺, Zn²⁺ i Cu²⁺⁾. Każda reakcja cechuje się inną barwą przez co może być używana do wykrywania tych jonów.

1. Katodowa i anodowa ochrona przed korozją

3.1. Metodyka

W pierwszej próbówce umieszczono oczyszczony gwóźdź żelazny owinięty cienką folią miedzianą, zaś w drugiej podobny gwóźdź owinięty cienką blaszką cynkową.Nalano do obu probówek rozcieńczony roztwór cyjanożelazianu potasu K₃[Fe(CN)₆] zakwaszony paroma kroplami stężonego kwasu siarkowego. Następnie mieszano go co parę minut.

3.2. Obserwacje

Probówka zawierająca gwóźdź owinięty blaszką miedzianą zabarwiła się na kolor ciemnozielony. Na dno probówki opadł ciemny osad. Po wyjęciu na gwoździu było dużo ciemnego osadu, w miejscach, gdzie przylegała miedź, powierzchnia gwoździa była czysta. Natomiast probówka zawierająca gwóźdź owinięty blaszką cynkową zabarwiła się na kolor jasnożółty i zmętniała. Na cynku powstał żółty nalot, na żelazie było odrobinę ciemnoniebieskiego nalotu, w pobliżu styku żelaza z cynkiem powierzchnia gwoździa była czysta.

3.3. Interpretacje

Miedź zapewnia żelazu ochronę katodowa – chroni ona żelazo tylko wtedy, gdy dokładnie do niego przylega – w przeciwnym wypadku przyspiesza ona proces korozji stając się katodą w ogniwie. Cynk natomiast zapewnia ochronę anodową – cynk, jako metal o niższym potencjale tworzy anodę i koroduje zamiast żelaza.

3.4. Wnioski

Ważny jest dobór materiału chroniącego. Ochrona katodowa, którą reprezentowała miedź, tylko pszyspieszyła proces rdzewienia i skutecznie chroniła tylko żelazo bezpośrednio do niej przylegające. Natomiast cynk jest dobrym protektorem dla żelaza.

1. Elektrochemiczne rozpuszczanie cynku

4.1. Metodyka

Do dwóch probówek wrzucono po jednej małej granulce cynku i dodano tę samą objętość roztworu kwasu siarkowego (H₂SO₄). Do jednej z probówek dodano ponadto parę kropli rozcieńczonego roztworu siarczanu miedzi(II) (CuSO₄).

4.2. Obserwacje

W probówce z siarczanem miedzi granulka cynku intensywnie się rozpuszcza. W probówce bez siarczanu miedzi proces ten zachodzi bardzo powoli.

4.3. Interpretacje

W probówce bez siarczanu miedzi zachodzi następująca reakcja:

Zn + H₂SO₄ ZnSO₄ + H₂ ↑.

W roztworze tym nastąpiło powolne wydzielanie się wodoru.W probówce z siarczanem miedzi zaszła reakcja, w której znacznie szybciej wydzielał się wodór: 2Zn + H₂SO₄ + CuSO₄ 2Zn SO₄ + Cu + H₂ ↑.

4.4. Wnioski

Roztwór miedzi pozwolił na szybsze zachodzenie reakcji wypierania wodoru przez cynk. Ponadto na powierzchni cynku powsał osad miedziowy. Jest to przykład sposobu tworzenia warstwy ochronnej miedzi na granulce cynku.

1. Korozja glinu w obecności rtęci

5.1. Metodyka

Blaszkę aluminiową oczyszczoną papierem ściernym zwilżono roztworem soli rtęci Hg₂(NO₃)₂. Po 1-2 minutach wytarto do sucha wilgotne miejsce i pozostawiono. Obserwowano co kilka minut zaktywowaną powierzchnię blaszki.

5.2. Obserwacje

Powstał biały nalot w formie nitek.

5.3. Interpretacje

Biały nalot powstały na płytce to AlOOH powstał on wskutek wyparcia jonów rtęci z Hg₂(NO₃)₂. Korozja zaszła w bardzo szybko, gdyż różnica potencjałów między glinem i rtęcią jest bardzo wysoka.

5.4. Wnioski

Szybki proces korozji glinu w obecności rtęci powiniec być unikany. Szczegółną uwagę na ten proces zwraca się w budowie materiałów wybuchowych, gdzie unika się tego typu połączenia.

1. Ogniwo galwaniczne

6.1. Metodyka

Do zlewki o pojemności nalano wody wodociągowej i zanurzono w niej oczyszczone blaszki: stalową i miedzianą, podłączono je do miliwoltomierza i odczytano siłę elektromotoryczną (SEM). Powtórzono pomiary po wprowadzeniu do zlewki szczypty soli kuchennej a następnie, nie wylewając roztworu, wykonano pomiar SEM po wprowadzeniu jeszcze szczypty azotynu sodu – (NaNO₂).

6.2. Obserwacje

Siła elektromotoryczna wyniosła 0,3V . Po dodaniu soli siła elektromotoryczna wzrasta do 0,31V, a po dodaniu NaNO₂ siła elektromotoryczna systematycznie spadała ku zeru.

6.3. Interpretacje

Dwie blaszki i roztwór budują baterię, czyli zachodzi proces korozji. OH^- są transportowane do anody.

6.4. Wnioski

Prędkość transportu zależy do stężenia elektrolitu.

1. Literatura cytowana

Czernichowski A., 2012. Korozja metali, Instrukcja do ćwiczeń z chemii