Budownictwo 11.05.2007r
Grupa I
Zespół 3
Marta Dąbrowska
Wioletta Chwiej
Bartosz Burdzy
Ćwiczenie nr 4
„Korozja metali”
Korozją określa się zjawisko niszczenia materiałów pod wpływem działania otaczającego je środowiska (atmosfery, opadów, wód), jak i czynników technologicznych uwalnianych do atmosfery w wyniku działalności człowieka. Są nimi tlenki siarki, azotu, dwutlenek węgla, kurz, itp. oraz wszelkiego rodzaju chemikalia. Najczęściej zjawisko korozji odnosimy do metali i ich stopów, jednakże dotyczy ono również tworzyw niemetalowych, takich jak beton, materiały ceramiczne, tworzywa sztuczne, itp. Korozja rozpoczyna się zwykle zmianami zaatakowanej powierzchni, a następnie postępuje w głąb, niszcząc substancje najbardziej podatne na korozję. Produkty korozji tworzą czasami warstwę pasywną chroniącą przed dalszym rozkładem, w innych zaś przypadkach mogą być kolejnym czynnikiem powodującym korozję.
Korozja chemiczna polega na bezpośrednim ataku czynnika korozyjnego na metal lub stopy i charakteryzuje się tym, że przez metal podczas reakcji z czynnikiem korozyjnym (utleniaczem) nie przepływa prąd elektryczny. Wymiana elektronów między metalem a utleniaczem przebiega w środowisku nie wykazującym przewodnictwa jonowego.
Korozja elektrochemiczna jest najbardziej rozpowszechnionym rodzajem korozji z jakim spotykamy się codziennie. Powstaje ona w środowisku wilgotnym i ma mechanizm elektrochemiczny, który polega na tworzeniu się lokalnych ogniw korozyjnych na powierzchni metalu. W każdym przypadku istotnym składnikiem tych ogniw jest roztwór elektrolitu, który powstaje w wyniku rozpuszczenia w wodzie takich substancji jak tlen, dwutlenek węgla, dwutlenek siarki, tlenki azotu i inne. W przypadku deszczu lub konstrukcji ukrytych pod wodą na powierzchni metalu pojawia się nieskończona ilość takich ogniw korozyjnych a cała powierzchnia przykryta jest warstwą wody.
Istnieje wiele rodzajów korozji:
korozja naprężeniowa
Szereg napięciowy metali (inaczej szereg elektrochemiczny, szereg aktywności metali) to zestawienie pierwiastków chemicznych o własnościach metalicznych, według ich potencjału standardowego E0. Punktem odniesienia dla tego zestawienia jest elektroda wodorowa, której potencjał standardowy przyjmuje się umownie za zero.
Praktyczne znaczenie szeregu napięciowego metali wynika z faktu, że metal bardziej aktywny wypiera (poza niektórymi wyjątkami) metal mniej aktywny z roztworu jego soli, zaś dobrą miarą aktywności chemicznej metali jest ich potencjał standardowy.
Szereg ważniejszych metali uporządkowany w kierunku wzrostu potencjału i zarazem spadku aktywności do tworzenia kationów:
Ochrona przed korozją:
* niemetaliczne powłoki ochronne
* metaliczne powłoki ochronne z metali o niższym od żelaza potencjale standardowym
* metaliczne powłoki ochronne z metali o wyższym od żelaza potencjale standardowym
* ochrona katodowa
* ochrona protektorowa
* dodawanie inhibitorów
Część doświadczalna
Doświadczenie 1.
Na dokładnie oczyszczoną i odtłuszczoną blaszkę stalową lub żelazną nanosimy kroplę wody i pozostawiamy w spokoju. Po upływie godziny oglądamy kroplę przez lupę i ścieramy kroplę z blaszki za pomocą bibuły. Na wilgotne miejsce na bibule dodajemy kroplę rozcieńczonego HNO3 i krople roztworu rodanku potasowego KSCN -odczynników dających czerwone zabarwienie w obecności jonów żelaza trójwartościowego.
Większe stężenie tlenu przy powierzchni roztworu powoduje, że na obrzeżu kropli zachodzi proces redukcji, natomiast w części centralnej, tam gdzie stężenie tlenu jest mniejsze, przebiega korozja.
Na powierzchni płytki zauważyć można osad, który powstał na skutek połączenia się jonów żelaza z jonami OH-
Fe2+ + OH- Fe(OH)2
Wodorotlenek żelaza (II) ulega utlenieniu zgodnie z reakcją:
2Fe(OH)2 +H2O+0,5 O22Fe(OH)3
Po dodaniu kropli rozcieńczonego HNO3 i kropli rodanku potasu bibuła zabarwiła się na czerwono, co świadczy że kropla zawierała jony żelaza trójwartościowego.
Fe3+ + 3KSCN Fe(KSCN)3
Doświadczenie 2.
1. W dwóch małych zlewkach umieszczamy: oczyszczony gwóźdź żelazny owinięty folią miedzianą, zaś w drugiej- podobny gwóźdź owinięty blaszką cynkową. Do obu zlewek nalewamy rozcieńczony roztwór żelazocyjanku potasowego K4[Fe(CN)6] zakwaszonego paroma kroplami stężonego kwasu siarkowego i mieszamy co parę minut.
2. Przygotowujemy trzy probówki z rozcieńczonym roztworem żelazicyjanku.
Do I dodajemy roztwór zawierający jony Cu2+
Do II roztwór zawierający jony Fe3+
Do III roztwór zawierający jony Zn2+
Obserwacje:
Przed włożeniem gwoździ owiniętych w blaszki do roztworów, blaszka cynkowa była srebrna zaś blaszka miedziana brązowo-ruda.
Po około 15 minutach obserwujemy że gwóźdź, który owinięty był blaszką cynkową nie zabarwił się (został praktycznie nienaruszony), a na blaszce powstał pomarańczowy (rudawy) osad.
Gwóźdź z blaszką miedzianą zabarwił się na niebieskawy kolor, blaszka miedziana nie została zabarwiona.
Po upływie ½ godz. żelazicyjanek potasowy, w której znajduje się gwóźdź z blaszką cynkową stał się zielony, osad na gwoździu zielono-niebieski zaś blaszka nadal pokryta pomarańczowym osadem.
Żelazicyjanek potasowy w zlewce z gwoździem z blaszką miedzianą stał się zielono-brązowy, na gwoździu niebiesko-czarny osad, a blaszka nie uległa zmianie.
W przypadku zlewki z blaszką cynkową mamy do czynienia z ogniwem w którym żelazo jest katodą a cynk anodą. Utlenieniu ulega cynk chroniąc przy tym żelazo przed korozją, zaś redukcji ulega żelazo
utlenienie Zn-2e Zn2+
W zlewce z blaszką miedzianą postać katody przyjmuje miedź i na powierzchni drutu miedzianego zachodzi redukcja, zaś elektrodą ujemną jest żelazo i ulega utlenieniu
utlenienie Fe-2e Fe2+
W drugiej części doświadczenia zauważamy że w probówce z Cu2+ kolor zmienił się na brunatny z osadem.
W probówce z Fe3+ roztwór stał się błękitny a na dnie pojawił się osad granatowego koloru.
W probówce z Zn2+ roztwór stał się ciemnozielony a na dnie pojawił się biały osad.
2Cu2+ + Fe(CN)64- Cu2[Fe(CN)6]
4Fe3++3Fe(CN)64- Fe4[Fe(CN)6]3
2Zn2+ + Fe(CN)64- Zn2[Fe(CN)6]
Doświadczenie 3.
Do dwóch probówek wrzuciliśmy po jednej małej granulce cynku. Do obu nalaliśmy tą samą objętość roztworu kwasu siarkowego(VI). Do jednej z probówek ponadto dodajemy parę kropel rozcieńczonego roztworu siarczanu (VI) miedzi(II).
W probówce z cynkiem gdzie dodaliśmy CuSO4 , w którym jest zanurzona granulka cynku zmienia barwę z błękitnej na bezbarwną. Granulka cynku poddaje się reakcji i pojawia się na niej ciemnobrązowy osad- czyli rdza.
2Zn+H2SO4+CuSO42ZnSO4+Cu+H2
W probówce z H2SO4 roztwór ma kolor błękitny. Na początku reakcja zachodzi wolniej niż w drugiej probówce, lecz w miarę upływu czasu- szybciej. Z cynku wydziela się gaz H wodór ze względu na standardowy potencjał. Cynk wypiera wodór z jego soli ponieważ metal o niższym potencjale (Zn) wypiera metal o wyższym potencjale. Cynk nie rozpuścił się całkowicie- tylko do momentu kiedy w roztworze zabraknie jonów H .
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2
Zn + 2H -- Zn + H
W probówce z CuSO4 reakcja zachodzi gwałtownie i po krótkim czasie zaczyna pokazywać się ciemnobrązowy osad- rdza, natomiast w probówce drugiej reakcja na początku zachodzi powoli dopiero pod koniec zaczyna zachodzić szybciej.
Cynk wolno roztwarza się w rozcieńczonych kwasach solnym i siarkowym, dopiero obecność metali bardziej szlachetnych jak np. miedzi, przyspiesza gwałtownie reakcje. Jest to spowodowane tym, że metale mające niższy potencjał wypierają wodór z jego soli (niższy potencjał = bardziej aktywne). Dlatego też reakcja z dodatkiem siarczanu(VI)miedzi(II) przebiegała szybciej i gwałtowniej niż reakcja bez dodatku CuSO4.
Doświadczenie 4.
Blaszkę aluminiową oczyszczoną papierem ściernym zwilżyliśmy roztworem soli rtęciowej. Po ok. 2 minutach wycieramy wilgotne miejsce na blaszce do sucha.
Po chwili na miejscu kropli tworzą się biało-szare strzępki (amalgamat), które „rosną” w górę. W wyniku reakcji dwóch metali, wilgoci i tlenu powstaje amalgamat:
Al+Hg+2H2O+O2AlHg(OH)4
Glin jest metalem nieszlachetnym, lecz w warunkach środowiska obojętnego oznacza się wysoką odpornością na korozje. Wynika to z utworzenia się pasywnej trudno rozpuszczalnej warstwy tlenku.
Glin jest metalem o dużej aktywności chemicznej i w związku z tym powinien reagować gwałtownie z tlenem i wodą - podobnie jak np. sód.
W rzeczywistości pokrywa się na powietrzu warstewką tlenkową o znacznej odporności chemicznej, która zabezpiecza metal przed dalszym utlenianiem.
Warstewki otrzymywane sztucznie w drodze anodowego utleniania są bardziej odporne niż powstające naturalnie na powietrzu i zapewniają dobra odporność korozyjną w zakresie pH 4-9.
Stwierdzono, że na początku procesu utleniania anodowego powstaje cienka, zwarta i twarda warstewka zaporowa o strukturze hydrargilitu (Al2O3•3H2O), na której narastają sześciokątne słupy o strukturze plastra miodu.