Wydział : Górnictwa i Geologia Legnica 30 XII 2012 r.

II rok 1 semestr

Politechnika Wrocławska

ZOD Legnica

CHEMIA

Sprawozdanie z ćwiczenia pt.

„Korozja metali”

Grupa I

Prowadząca:

1. WPROWADZENIE

Korozja jest to stopniowe niszczenie tworzyw metalowych i niemetalowych pod wpływem

chemicznego i elektrochemicznego oddziaływania środowiska w wyniku którego zmieniają się stan i właściwości niszczonego tworzywa. W przypadku metali rozróżnia się korozję chemiczną i elektrochemiczną.

Korozja chemiczna metali następuje w wyniku działania suchych gazów lub cieczy nie

przewodzących prądu elektrycznego. Przykładem korozji chemicznej może być działanie tlenu na metale w podwyższonej temperaturze w rezultacie którego na powierzchni metalu powstaje warstwa tlenku. Utlenianie metalu do jego tlenków nie zawsze jest procesem szkodliwym. Jeżeli warstwa tlenku jest dostatecznie zwarta i mocno związana z powierzchnią metalu, chroni ona metal przed dalszym utlenianiem. Glin jak wynika z jego położenia w szeregu napięciowym metali jest metalem nieszlachetnym. Jednak ten metal i jego stopy odznaczają się w środowisku obojętnym dużą odpornością na korozję, wynikającą z utworzenia się pasywnej, trudno rozpuszczalnej warstwy tlenku AlOOH. Podobne tlenkowe warstewki ochronne tworzy cynk, chrom i nikiel. Do korozji chemicznej zalicza się także czernienie przedmiotów srebrnych na powietrzu. Głównym składnikiem ciemnego nalotu jest siarczek srebra powstający w reakcji srebra ze związkami siarki zawartymi w powietrzu.

Korozja elektrochemiczna jest najbardziej powszechnym rodzajem korozji. Należy do niej

powszechnie spotykane zjawisko korozji atmosferycznej, która spowodowana jest działaniem na metale wilgotnego powietrza i zawartych w nim zanieczyszczeń. Korozja elektrochemiczna powstaje wskutek działania krótko zwartych ogniw na styku metalu z elektrolitem. Ogniwa te powstają w rezultacie niejednorodności chemicznej (fizycznej) metalu np. na styku różnych metali, bądź wskutek niejednorodności krystalicznej w strukturze metalu. Korozja metali najczęściej objawia się poprzez powierzchniowe ubytki metalu (plamy i wżery), bądź przez obniżenie wytrzymałości metali. Najczęściej szybkość korozji określa się przez ubytek masy próbki metalu pod wpływem działania czynnika korodującego na jednostkę powierzchni i czasu.

W zależności od rodzaju korozji i charakteru chemicznego czynników korozyjnych istnieje wiele sposobów zapobiegania lub zmniejszania skutków korozji. Podstawowym sposobem ochrony przed korozją chemiczną jest dobór odpowiedniego materiału do warunków środowiska agresywnego. Znacznie można obniżyć działanie korodujące niektórych czynników przez zastosowanie inhibitorów (opóźniaczy) korozji. Inhibitory tworzą zwykle na powierzchni metalu warstewki ochronne hamujące szybkość korozji. Dla korozji w środowisku alkalicznym jako inhibitory korozji stosowane są sole cyny, arsenu, niklu i magnezu, zaś w środowisku kwaśnym: krochmal, klej lub białko.

Zabezpieczenie przed korozją elektrochemiczną stanowi tak zwana ochrona katodowa. Ochrona katodowa polega na połączeniu chronionej konstrukcji z metalem mniej szlachetnym, tworzącym anodę (protektor) ogniwa, natomiast katodą jest obiekt chroniony (A. Czernichowski, 2012).

2. CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA

Doświadczenie 1. Korozja elektrochemiczna

Metodyka

Na dokładnie oczyszczoną oraz odtłuszczoną stalową płytkę naniesiono 1 kroplę wody i pozostawiono na godzinę. Po godzinie czasu zaobserwowano początkowe ślady korozji. Następnie kroplę zebrano bibułą i w miejsce wilgotne dodano kroplę rozcieńczonego HNO₃ a następnie kroplę rodanku potasu (KSCN). Powstałe zjawisko zanotowano.

Obserwacje

Kropla nabrała rdzawego koloru. Po dodaniu roztworu rodanku potasu bibuła zabarwiła się na kolor krwistoczerwony a na stalowej płytce zaobserwowano początkowe ślady korozji.

Interpretacja

Po dodaniu KSCN bibułka zabarwiła się na czerwono co świadczy o tym że znajdują się tam jony trójwartościowego żelaza. Do obszaru anodowego nie dociera tlen dlatego szybciej ulega on korozji i po pewnym czasie powstaje tam ubytek. Natomiast na obszarze styku trzech faz pojawia się rdzawy nalot.

Tabela 1. Reakcje zachodzące podczas doświadczenia

anoda	Fe → Fe^2+ + 2ē
katoda
reakcja sumaryczna

Następnie wodorotlenek żelaza Fe(OH)₂ został utleniony tlenem z powietrza do uwodnionego tlenku żelaza.

4Fe(OH)₂ + O₂ → (2 Fe₂O₃ · H₂O) + 2 H₂O

(wzór rdzy)

Wnioski

W wodzie znajdują się jony trójwartościowego żelaza ponieważ bibuła zabarwiła się na kolor krwistoczerwony. Końcowym produktem korozji żelaza jest wodorotlenek żelaza, który został utleniony tlenem atmosferycznym do uwodnionego tlenku żelaza.

Doświadczenie 2. Reakcje charakterystyczne na żelazo(II), cynk(II) i miedź(II)

Metodyka

Do trzech próbek zawierających kilka kropel K₃[Fe(CN)₆] dodano kilka kropel zawierających następujące jony:

- probówka pierwsza - FeSO₄ (siarczan żelaza),

- probówka druga - ZnSO₄ (siarczan cynku),

- probówka trzecia - Cu(NO₃)₂ (azotan miedzi).

Zaobserwowano i zanotowano barwy powstałych związków.

Obserwacje

Czysty roztwór K₃[Fe(CN)₆] był przeźroczysty o słomkowym zabarwieniu. W zależności od dodanego jonu zmieniał swoje zabarwienie i konsystencję.

Tabela 2. Zmiana roztworu K₃[Fe(CN)₆] w zależności od dodanego jonu

Substancja	Barwa	Inne cechy
FeSO4	atramentowa	zmętnienie
ZnSO4	pomarańczowa	zmętnienie, wytrącenie osadu
Cu(NO3)2	oliwkowa	zmętnienie, wytrącenie osadu

Interpretacja

Po dodaniu do probówek poszczególnych jonów zaobserwowano inną barwy roztworu.

W pierwszej probówce powstał mętny atramentowy roztwór, w drugiej powstał mętny pomarańczowy roztwór oraz wytrącił się osad a w trzeciej mętny oliwkowy roztwór z osadem.

Wnioski

Po dodaniu do probówek poszczególnych jonów powstały różne barwne kompleksy. K₃[Fe(CN)₆] może służyć do rozpoznawania jonów Fe²⁺, Zn²⁺, Cu²⁺.

Doświadczenie 3. Katodowa i anodowa ochrona żelaza przed korozją

Metodyka

Do pierwszej probówki włożono gwóźdź żelazny owinięty niezbyt ciasno folią miedzianą, do drugiej gwóźdź owinięty blaszką cynkową. Następnie do probówek dodano kilka kropel rozcieńczonego (0,1M) roztworu cyjanożelazianu potasu K₃[Fe(CN)₆] zakwaszonego kilkoma kroplami stężonego kwasu siarkowego (H₂SO₄). Próbki odstawiono na kilka minut, co chwilę mieszając, obserwowano powstałe barwne kompleksy.

Obserwacje

Podczas doświadczenie powstały barwne kompleksy, które są wynikiem reakcji chemicznych zachodzących pomiędzy badanymi substancjami.

Tabela 3. Powstałe kompleksy podczas doświadczenia

Materiał	Barwa i inne cechy	Protekcja
gwóźdź żelazny owinięty blaszką cynkową	żółta, mętny osad	bardzo dobra
gwóźdź żelazny owinięty niezbyt ciasno folią miedzianą	atramentowa	dostateczna (musi być zachowana ciągłość warstewki)

Interpretacja

W probówce z gwoździem żelaznym owiniętym blaszką cynkową, zaszła reakcja utleniania i redukcji:

Zn → Zn²⁺ + 2e^-

2H⁺ + 2e^- → H₂

Reakcja sumaryczna: Zn + 2H ⁺ → Zn²⁺ + H₂

W probówce z gwoździem żelaznym owiniętym niezbyt ciasno folią miedzianą reakcje wyglądały następująco:

Fe → Fe²⁺ + 2e^-

2H⁺ + 2e^- → H₂

Reakcja sumaryczna: Fe + 2H⁺ → Fe²⁺ + H₂

Wnioski

Cynk jako metal o niższym potencjale tworzy powłokę anodową i działa jako protektor. Miedź tworzy powłokę katodową, jest ona skuteczna tylko wtedy, kiedy cała powierzchnia stalowa jest nią pokryta.???

Doświadczenie 4. Elektrochemiczne rozpuszczanie cynku

Metodyka

Do dwóch probówek wrzucono po jednej małej granulce cynku a następnie dodano podobną objętość roztworu kwasu siarkowego (H₂SO₄) o stężeniu 1 mol. Do jednej z probówek dodano kilka kropli rozcieńczonego roztworu siarczanu miedzi (CuSO₄). Obserwowano obie próbki zapisując obserwacje w zeszycie.

Obserwacje

W probówce do której dodano tylko roztwór H₂SO₄ nastąpiło powolne wydzielanie się wodoru, który utrzymywał się przy powierzchni cynku. W drugiej probówce z dodatkiem CuSO₄ pęcherzyki gazu wydzielały się gwałtownie a granulka cynku zrobiła się czarna.

Interpretacje

Tabela 4. Reakcje chemiczne zachodzące podczas doświadczenia

Roztwór	Reakcja	Obserwacje
H2SO4	Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 ↑	powolne wydzielanie wodoru
H2SO4 z dodatkiem CuSO4	2Zn + H2SO4 + CuSO4 → 2ZnSO4 + Cu + H2 ↑	intensywne wydzielanie wodoru, cynk stał się czarny pod wpływem osadzenia się na jego powierzchni miedzi

W trakcie badania doszło do reakcji utleniania i redukcji:

Cu²⁺ + 2ē → Cu

Zn → Zn²⁺ + 2ē

Wnioski

Oba kawałki cynku uległy procesowi korozji elektrochemicznej. W probówce nie zawierającej CuSO₄ nastąpiło powolne wydzielanie się wodoru.
W probówce do której dodano CuSO₄ wodór wydzielał się znacznie intensywniej, ponieważ obecność jonów miedzi spowodowała przyspieszenie korozji. W trakcie doświadczenia z dodatkiem CuSO₄ nastąpiło wydzielanie się miedzi z roztworu, która osadzała się na granulce cynku i powodowała jego czarne zabarwienie.

Doświadczenie 5. Korozja glinu w obecności rtęci

Metodyka

Aluminiową blaszkę która została oczyszczona papierem ściernym zwilżono 2,5 % roztworem azotanu rtęci Hg(NO₃)₂. Po dwóch minutach wytarto wilgotne miejsce do sucha i pozostawiono do obserwacji. Co kilka minut obserwowano badaną próbkę i zachodzące na niej zjawisko.

Obserwacje

Po chwili od wytarcia badana próbka, w miejscu styku z roztworem, zaczęła czernieć. Następnie na powierzchni pojawił się biały nalot w postaci igiełek, które osiągnęły wysokość ok. 2 - 3 mm.

Interpretacje

Dodana rtęć korodowała powierzchnię blaszki co spowodowało wyparcie jonów rtęci z Hg₂(NO₃)₂. Na powierzchni aluminium powstał biały nalot:

Wnioski

Korozja zaszła w bardzo szybki tempie, gdyż różnica potencjałów między glinem i rtęcią jest bardzo wysoka. Powstałe białe drobne igiełki na powierzchni próbki to AlOOH.

3. LITERATURA

Czernichowski A., Korozja metali. Instrukcje do ćwiczeń z chemii, Politechnika Wrocławska, 2012, strona internetowa http://www.minproc.pwr.wroc.pl/zpkio/dlastudmat.html

---