KOROZJA METALI I

1. Przebieg doświadczenia

Doświadczenie polega na przeprowadzeniu procesu rdzewienia żelaza. Do dwóch zlewek wlano po 100 mln roztworu o składzie 3% NaCl, oraz 3% H₂ O₂. Następnie zanurzono w nich płytkę ze stali nierdzewnej, oraz płytkę ze stali zwykłej. Płytki te zostały uprzednio oczyszczone papierem ściernym, odtłuszczone w metanolu, opłukane wodą destylowaną oraz osuszone bibułą po wykonaniu tych czynności zwarzono płytki z dokładnością do 0,001g. Po czasie 45 min płytki opłukano wodą, osuszono bibułą i ponownie zwarzono.

Wynik doświadczenia

Waga płytki przed zanurzeniem w roztworze		Waga płytek po czasie 45 min
Stal nierdzewna	13,314g	Stal nierdzewna	13,284g
Stal rdzewna	8,287g	Stal rdzewna	8,290g

Wyniki doświadczenia z płytka ze stali nierdzewnej: wykazuje, że zwiększyła swoją wagę. Taki wynik doświadczenia był prawdopodobnie spowodowany niedokładnością wykonania pomiarów w warunkach laboratoryjnych. Możliwe iż płytka ze stali była źle osuszona, co mogło być przyczyną takiego wyniku. Przypuszczalnie jednak można wykazać, że płytka ze stli nierdzewnej nie powinna zmienić swojej wagi.

Wyniki doświadczenia z płytka ze stali zwykłej: nastąpił ubytek masy. Roztwór uległ zaciemnieniu a na płytce pojawił się nalot o żółtej barwie. Na płytce tej nastąpiło zjawisko określane jako korozja lokalna, w której tylko niektóre części powierzchni metalu ulegają zniszczeniu.

Zachodzące reakcje: Na płytce zaszło zjawisko reakcji katodowej i przebiegającej w tym samym czasie reakcji anodowej.

• Reakcja anodowa - utlenianie - związana z rozpuszczeniem się metalu

Fe Fe²⁺ + 2e ^-

• Reakcja katodowa - redukcja - związana ze zużyciem czynnika podtrzymującego proces katodowy - tlen rozpuszczonego w wodzie:

• Reakcja w elektrolicie

Fe²⁺ + 2OH ^- Fe(OH)₂

Powstawanie wodorotlenku żelaza

Fe(OH)₂ + ½ O₂ + (n-2)H₂ Fe₃O₃ * nH₂O

W procesie tym wodorotlenek żelazawy w wyniku działania tlenu, utlenia się do hydratu tlenku żelaza trójwartościowego, czyli rdzy.

2. Cel doświadczenia

Doświadczenie polegało na wykonaniu oksydowego ogniwa stężeniowego. W tym celu wykonania doświadczenia, na oczyszczoną i odtłuszczoną w metanolu płytkę ze stali zwykłej naniesiono kilka kropel wskaźnika stężeniowego.

Wyniki: W kropli następował zmiana barwy. Spowodowane to było związkami zawartymi we wskaźniku ferroksylowym.

• Żelazocyjanek potasowy strąca niebieski osad z jonami żelaza dwuwartościowego

• Fenoloftaleina (wskaźnik kwasowo - zasadowy) zabarwia się na czerwono w obecności jonów wodorotlenowych

W głębi kropli zaobserwowano niebieskie zabarwienie a po pewnym czasie na obrzeżach kropli zabarwienie zmieniło się na granatowe, by po czasie stać się lekko malinowe.

Takie wyniki doświadczenia wskazują, iż otrzymaliśmy tlenowe ogniowo stężeniowe.

Proces ten jest spowodowany nierównomiernym natlenianiem roztworu stykającego się z różnymi partiami przedmiotu, powodując powstanie różnicy potencjałów.

Zachodzące reakcje: Na obrzeżach kropli było więcej jonów tlenu i tam miała miejsce reakcja katodowa.

½ O₂ + H₂ O + 2e ^- 2OH ^-

Środek kropli jest
miejscem, w którym stężenie jonów tlenu jest mniejsze ( droga dyfuzji tlenu jest dłuższa), co powoduje, że fragmenty powierzchni stykają się z elektrolitem spełniają rolę obszarów anodowych i żelazo ulega rozpuszczeniu.

Fe Fe²⁺ + 2e ^-

W elektrolicie w wyniku zachodzących reakcji, dochodzi do powstania rdzy (wodorotlenek żelazawy w wyniku działania tlenu, utlenia się do hydrantu tlenku żelaza trójwartościowego).

Fe²⁺ + 2OH ^- Fe(OH)

Fe(OH)₂ + ½ O₂ + (n-2)H₂ Fe₃O₃ * nH₂O

3. Cel doświadczenia

Polegało na wyznaczeniu potencjałów elektrod Fe, Cu, Ni,Al.

Po mechanicznym oczyszczeniu i odtłuszczeniu wyżej wymienionych płytek zbudowano z nich kolejno i z elektrody kalomelowej ogniwo wg schematu:

mV

ELEKTRODA PŁYTKA

KALOMELOWA METALOWA

Zadanie polegało na mierzeniu siły elektromotorycznej (SEM) tak zbudowanych elektrod co 15 sekund od momentu zanurzenia elektrod w roztworze 3% NaCl w czasie 4 minut

Wyniki odczytów zestawione w tabeli poniżej:

czas	Cu	Al	Fe
0,00	-058	-766	-422
0,15	-061	-750	-425
0,30	-070	- 747	-430
0,45	-073	-746	-440
1,00	-076	-745	-453
1,15	-079	-744	-466
1,30	-080	-744	-484
1,45	-083	-743	-487
2,00	-085	-743	-490
2,15	-085	-743	-496
2,30	-086	-742	-500
2,45	-087	-739	-505
3,00	-087	-741	-509
3,15	-088	-741	-511
3,30	-087	-740	-513
3,45	-087	-739	-518
4,00	-088	-738	-521

Należy teraz wyznaczyć potencjały normalne metali względem normalnej elektrody wodorowej. W tym celu korzystamy ze wzoru:

E = E₁ - E₂

Gdzie:

E₁ - potencjał elektrody dodatniej

E₂ - potencjał elektrody ujemnej

Potencjał elektrody kalomelowej: +0,249 V

GLIN (Al)

KATODA - elektroda kalomelowa

ANODA - płytka glinu

E =

E₂ = E₁ - E

E₂ =

MIEDŹ (Cu)

KATODA - płytka miedzi

ANODA - elektroda kalomelowa

E =

E₁ = E₂ + E

E₁ =

ŻELAZO (Fe)

KATODA - elektroda kalomelowa

ANODA - płytka żelaza

E =

E₂ = E₁ - E

E₂ =

Rodzaj płytki	Otrzymany potencjał normalny (V)	Wzorcowy potencjał normalny (V)
Cu
Al
Fe

1

1

---