Protokół z ćwiczenia 5.

Korozja metali I

Wydział Budownictwa, Architektury i Inżynierii Środowiska Budownictwo-Magisterskie	Piotr Antecki	Data wykonania ćwiczenia: 16-12-2002
Grupa I	Prowadzący: mgr Aurelia Gałgan	godz. 9:45

PRZEBIEG DOŚWIADCZENIA:

Ćwiczenie składało się z trzech części:

1. rdzewienie żelaza

• Przed doświadczeniem przygotowano płytki ze stali zwykłej(rdzewnej) oraz nierdzewnej przez oczyszczenie papierem ściernym, odtłuszczenie metanolem i osuszenie

• Zważono płytki z dokładnością do 0,001 g

• Przygotowano 200 ml roztworu o składzie 3 % NaCl i 0,3 % H₂O₂ przez zmieszanie po 100 ml. 6% NaCl i 0,6% H₂O₂. Otrzymany roztwór rozlano do dwóch zlewek.

• Umieszczono w roztworach na 45 min. płytkę stalową i nierdzewną i prowadzono obserwację

2. wykonanie tlenowego ogniwa stężeniowego

• Oczyszczono i osuszono płytkę ze stali zwykłej

• Naniesiono kroplę wskaźnika ferrykslylowego i obserwowano zachodzące zmiany barwy w kropli.

3. Wyznaczanie potencjałów elektrod (Fel, Cu, Ni, Al )

• Po mechanicznym oczyszczeniu i odtłuszczeniu płytek Fe, Cu, Ni, Al zbudowano z nich i z elektrody kalomelowej ogniwo. Zbadano SEM zbudowanych ogniw

• Mierzono potencjał co 15 sekund od czasu zanurzenia elektrod w roztworze 3% NaCl w czasie 4 minut.

WYNIKI DOŚWIADZCENIA

a)Doświadczenie miało na celu obserwacje zjawiska korozji metali a dokładniej stali zwykłej i nierdzewnej . Po przygotowaniu płytek zwarzono je o otrzymano następujące wyniki:

• Stal zwykła 5,928 g

• Stal nierdzewna 14,204 g

Po umieszczeniu płytek w roztworze 3% NaCl i 0,3% H₂O₂ już po chwili zauważamy na płytce rdzewnej pierwsze zmiany , pierwsze ślady rdzy ((rdzawe zabarwienie płytki) oraz na powierzchni pojawiają się pęcherzyki powietrza . Przez dalszą część doświadczenia płytka dalej korodowała aż po 45 min. praktycznie cała powierzchnia płytki pokryta była rdzą.

Po osuszeniu płytkę zwarzono i okazało się ze jej masa wzrosła o 0,125g do 6,053 g.

W przeciwieństwie do blaszki ze stali zwykłej na blaszce ze stali nierdzewnej nie zaszły praktycznie żadne zmiany (po około 40 pojawiło się kilka pęcherzyków na jej powierzchni).Jej masa nie uległa zmianie po osuszeniu wynosiła 14,204 g.

	waga przed zanurzeniem do roztworu	waga po wyjęciu z roztworu
stal zwykła	5,928 g	6,053 g
stal nierdzewna	14,204 g	14,204 g

b) Po kilku minutach pojawiają się delikatnie zabarwione na niebiesko plamki na środku kropli. Następnie kolor intensywnieje, po czym na obrzeżach kropel pojawia się różowawe zabarwienie (kolor malinowy). Ostatecznie otrzymujemy dwubarwne krople ferroksylowego roztworu: w środku niebieskie a na zewnątrz malinowe.

c) W trzeciej części badaliśmy SEM ogniw. Oto wyniki :

Czas (s)	Cu	Al	Fe	Ni
0	-0,003	0,548	0,189	0,122
15	-0,006	0,539	0,207	0,070
30	-0,008	0,539	0,210	0,054
45	-0,009	0,540	0,217	0,034
60	-0,009	0,541	0,226	0,027
75	-0,010	0,542	0,234	0,013
90	-0,009	0,542	0,240	0,005
105	-0,010	0,541	0,240	0,000
120	-0,010	0,543	0,252	-0,004
135	-0,010	0,543	0,257	-0,004
150	-0,010	0,543	0,261	-0,014
165	-0,010	0,543	0,265	-0,013
180	-0,010	0,543	0,269	-0,012
195	-0,010	0,543	0,272	-0,017
210	-0,010	0,544	0,275	-0,019
225	-0,009	0,544	0,278	-0,021
240	-0,009	0,543	0,281	-0,019

OPRACOWANIE WYNIKÓW:

a) Płytka ze zwykłej stali w skutek przebywania w agresywnym środowisku - o dużym stężeniu O₂ uległa korozji. Zauważalna zmiana masy płytki (przyrost o 0,125 g) wynika z osadzenia się rdzy na powierzchni płytki. Zaszły następujące reakcje:

Na anodzie: Fe→Fe²⁺ + 2e.

Na katodzie: 2H₂O₂→2H₂O+O₂

2H₂O +O₂+4 e→ 4 OH^-

W elktrolicie: NaCl →Na+ + Cl^-

W elektrolicia zaszły również reakcje powstawania rdzy:

2OH^- + Fe²⁺ → Fe(OH)₂

2Fe(OH)₂ + O₂ + (n-2)H₂O → Fe₂O₃ . n H₂O

Na płytce ze stali nierdzewnej nie zaszły żadne reakcje w wyniku czego jej masa nie zmieniła się.

b) Na płytce, w miejscu, gdzie nanieśliśmy kroplę, powstało ogniwo stężeniowe w skutek czego zaczął przebiegać proces korozji. Na obrzeżach zaszedł proces katodowy:

¹/₂ O₂ + H₂O + 2e → 2 OH^-

Jony OH- spowodowały malinowe zabarwienie fenoloftaleiny wchodzącej w skład wskaźnika ferroksylowego.

Na anodzie zaszła reakcja:

Fe→Fe²⁺ + 2e

Z kolei w elektrolicie doszło do wytrącenia rdzy wg reakcji:

2OH^- + Fe²⁺ → Fe(OH)₂

2Fe(OH)₂ + O₂ + (n-2)H₂O → Fe₂O₃ . n H₂O

W miejscu, gdzie spotykały się jony Fe²⁺ i OH- między anodą a katodą w strefie pośredniej strącał się osad, co prowadziło do powstawania zaobserwowanego brunatnego pierścienia.

c) po zestawieniu otrzymanych wyników sporządziłem wykres:

Potencjał Cu

Czas (s)	0	15	30	45	60	75	90	105	120
Potencjał	-0,003	-0,006	-0,008	-0,009	-0,009	-0,010	-0,009	-0,010	-0,010

135	150	165	180	195	210	225	240
-0,010	-0,010	-0,010	-0,010	-0,010	-0,010	-0,009	-0,009

Potencjał Al.

Czas (s)	0	15	30	45	60	75	90	105	120
Potencjał	0,548	0,539	0,539	0,540	0,541	0,542	0,542	0,541	0,543

135	150	165	180	195	210	225	240
0,543	0,543	0,543	0,543	0,543	0,543	0,544	0,543

Potencjał Fe

Czas (s)	0	15	30	45	60	75	90	105	120
Potencjał	0,189	0,207	0,210	0,217	0,226	0,234	0,240	0,240	0,257

135	150	165	180	195	210	225	240
0,261	0,261	0,265	0,269	0,272	0,275	0,278	0,281

Potencjał Ni

Czas (s)	0	15	30	45	60	75	90	105	120
Potencjał	0,122	0,070	0,054	0,034	0,027	0,013	0,005	0,000	-0,004

135	150	165	180	195	210	225	240
-0,004	-0,014	-0,013	-0,012	-0,017	-0,019	-0,021	-0,019

Średnie wartości SEM otrzymanych w pomiarach :

• Cu = -0,009 V

• Al = 0,542 V

• Fe = 0,245 V

• Ni = 0,011 V

Obliczanie potencjałów normalnych metali wzg. elektrody wodorowej otrzymamy wg wzoru

E=E₁-E₂, E₁-potencjał elektrody dodatniej, E₂-potencjał elektrody ujemnej .

• dla miedzi: elektrodą dodatnią jest elektroda miedziana (wg tablic +340mV), ujemną jest zaś kalomelowa (+249mV)

E = E_miedziana - E_kalomelowa

E_miedziana = E_kalomelowa -(-E) = 249mV - 9 mV = 240mV

• dla aluminium: elektrodą dodatnią jest elektroda kalomelowa (+249mV), ujemną jest zaś aluminiowa (wg tablic -166mV)

E = E_kalomelowa - E_aluminiowa

E_aluminiowa = E_kalomelowa - E = 249mV - 542mV = -293mV

• dla żelaza: elektrodą dodatnią jest elektroda kalomelowa (+249mV), ujemną jest zaś żelazna (wg tablic -440mV)

E = E_kalomelowa - E_żelazna

E_żelazna = E_kalomelowa - E = 249mV - 245mV= 4 mV

• dla niklu: elektrodą dodatnią jest elektroda kalomelowa (+249mV), ujemną jest zaś niklowa (wg tablic -220mV)

E = E_kalomelowa - E_niklowa

E_niklowa = E_kalomelowa - E = 249mV - 11mV = 238 mV

Otrzymane potencjały	Potencjały z tablic
Cu	0,24V	0,34V
Al	-0,29V	-1,66V
Fe	0,04V	-0,44V
Ni	0,24V	-0,22V

Otrzymane przez nas wyniki znacznie odbiegają od wyników w tablicach . Jest to spowodowane najprawdopodobniej błędnymi pomiarami lub tez wadliwym sprzętem pomiarowym.

---