Wydział Geoinżynierii Wrocław, 9 kwietnia 2010

Górnictwa i Geologii

Politechniki Wrocławskiej

CHEMIA

Sprawozdanie z ćwiczenia

pt. „Korozja metali”

Natalia Deptuła

grupa: piątek, godz.8:30

rok I

I. WPROWADZENIE

Korozja jest to proces niszczenia materiałów, najczęściej metali, wskutek chemicznego lub elektrochemicznego oddziaływania środowiska. Korozja materiałów niemetaliczny najczęściej polega na ich prostym rozpuszczaniu, uwadnianiu lub utlenianiu. Korozja metali polega reakcji oksydacyjno - redukcyjnej, której wynikiem jest utlenienie metalu, który albo tworzy odpowiedni związek chemiczny albo w postaci jonu przechodzi do roztworu. Korozja metali dzieli się na korozję chemiczną i elektrochemiczną. Korozja chemiczna występuje, gdy reakcji nie towarzyszy przepływ ładunku elektrycznego przez metal lub elektrolit. Korozja elektrochemiczna jest
to najpowszechniejszy rodzaj korozji. Polega ona na działaniu krótkozwartych ogniw na styku metali z elektrolitem. Objawia się ona poprzez powierzchniowe ubytki metalu (Barycka, Skudlarski, 1993).

II. CZĘŚĆ EKSPERYMENTALNA

1. Korozja elektrochemiczna

1. . Metodyka

Na oczyszczoną powierzchnię przedmiotu żelaznego naniesiono 1 kroplę wody
i pozostawiono w spokoju. Po godzinie obejrzano kroplę, następnie zebrano bibułą kroplę
z przedmiotu i na wilgotna bibułę naniesiono 1 kroplę rozcieńczonego HNO, a następnie kroplę rodanku potasu (KSCN).

2. Obserwacje

Rodanek potasu zabarwił się na czerwono.

3. Interpretacje

Czerwone zabarwienie rodanku potasu wskazuje na obecność żelaza trójwartościowego.

Fe + ½ O₂ + H₂O → Fe (OH)₂

4Fe(OH)₂ + O₂ → 2Fe₂O₃xH₂O + 2H₂O

4. Wnioski

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

2. 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:

• pierwsza: Fe²⁺

• druga: Zn²⁺

• trzecia Cu²⁺

1. . Obserwacje

Probówka z Fe²⁺ zabarwiła się na zielono.

Probówka z Zn²⁺ zabarwiła się na kolor ciemnożółty.

Probówka z Cu²⁺ zabarwiła się na kolor brudnożółty.

2. . Interpretacje

W obecności potasu z roztworów zostały wyparte związki będące „dalej” w szeregu napięciowym metali.

3. . Wnioski

Potas wyparł z roztworów odpowiednio: żelazo, cynk i miedz, ponieważ są one bardziej niż potas podatne na korozję elektrochemiczną.

3. Katodowa i anodowa ochrona żelaza przed korozją

3. 1. Metodyka

Do dwóch probówek z cyjanożelazianem potasu K₃[Fe(CN)₆] zakwaszonego kilkoma kroplami stężonego kwasu siarkowego włożono oczyszczony gwóźdź ciasno owinięty cienka folią miedzianą (pierwsza probówka) oraz cienka blaszką cynkową (druga probówka)

3.2. Obserwacje

Roztwór w probówce z miedza zmienił kolor na ciemnozielony, natomiast w probówce
z cynkiem na kolor jasnozielony.

3.3. Interpretacje

Gwóźdź owinięty blaszka cynkową jest przykładem powłoki anodowej, natomiast gwóźdź owinięty blaszką miedziana to przykład powłoki katodowej.

3.4. Wnioski

Powłoka anodowa lepiej chroni żelazo od powłoki katodowej, ponieważ nie musi być ona idealnie szczelna. Dowodem na to jest zmiana koloru na jasnozielony w próbówce z cynkiem,
a ciemnozielony w próbówce z miedzią.

4. Elektrochemiczne rozpuszczanie cynku

4.1. Metodyka

Do dwóch probówek wrzucono po jednej granulce cynku i dodano tę samą objętość roztworu H₂SO₄ o stężeniu 1M. Do jednej z próbówek dodano ponadto kilka a kropli rozcieńczonego roztworu CuSO₄

4.2. Obserwacje

Roztwór w próbówce z H₂SO zmienił kolor na rdzawożółty, z grudki cynku zaczął się ulatniać gaz.. W próbówce drugiej zmiana koloru następowała wolniej.

4.3. Interpretacje

W próbówce pierwszej nastąpiła korozja cynku:

Zn⁰ + H₂SO → H₂⁺ + ZnSO₄

W próbówce drugiej nastąpił rozpuszczenie i korozja cynku:

Zn⁰ + H₂SO ^CuSO4→ H₂⁺ + ZnSO₄

4.4. Wnioski

Próbówka pierwsza - cynk wypiera wodór z kwasu.

Probówka druga - w obecności siarczanu miedzi reakcja wypierania wodoru zachodzi wolniej.

4. Korozja glinu w obecności rtęci

5.1. Metodyka

Oczyszczoną blaszkę aluminiową zwilżono roztworem soli rtęci (Hg₂(NO₃)₂).

Po 2 minutach wytarto do sucha zwilżone miejsce i pozostawiono.

5.2. Obserwacje

Na powierzchni blaszki w miejscu zwilżenia wydzielił się wodorotlenek glinu.

5.3. Interpretacje

Rtęć spowodowała szybkie utlenianie powierzchni glinu do AlOOH.

5.3. Wnioski

Pod wpływem rtęci na powierzchni glinu utworzyła się pasywna, trudnorozpuszczalna warstwa ALOOH, która chroni powierzchnią blaszki przed dalszą korozją.




III Literatura

Barycka I., Skudlarski K., Podstawy Chemii, Wydawnictwo Politechniki Wrocławskiej, 1993

---