Wydział Geoinżynierii Legnica, 22.05.2011
Górnictwa i Geologii
Politechniki Wrocławskiej
Chemia
Sprawozdanie z ćwiczenia „Korozja metali”
Grupa: poniedziałek 945-1115
Rok: pierwszy
WPROWADZENIE
Korozja metali są to procesy stopniowego niszczenia (korozji) struktury metalu w wyniku jego chemicznych reakcji ze składnikami otoczenia lub procesów elektrochemicznych. W wielu przypadkach kierunek przemian i ich szybkość zależą również od czynników fizycznych (np. naprężenia w elementach obciążonej konstrukcji, zewnętrzne pole elektryczne, promieniowanie) lub mikrobiologicznych[2].
Korozja chemiczna − korozja spowodowana działaniem substancji chemicznych w warunkach, w których reakcjom chemicznym nie towarzyszy przepływ prądu (elektrony są wymieniane bezpośrednio między utlenianym metalem i utleniaczem). Korozją chemiczną jest np. powierzchniowe utlenianie metali w wysokich temperaturach (w suchych gazach) zawierających utleniacze, np. tlen, dwutlenek siarki, fluorowce, siarka[2].
Korozja elektrochemiczna – korozja metali spowodowana procesami elektrochemicznymi, zachodząca wskutek występowania różnych potencjałów na powierzchni korodującego obiektu, znajdującego się w środowisku elektrolitu. W takiej sytuacji powstają ogniwa korozyjne, w których fragmenty powierzchni metalu o niższym potencjale są anodami – zachodzi na nich utlenianie metalu, przechodzącego do roztworu. Na katodach ogniw korozyjnych zachodzą reakcje redukcji tzw. depolaryzatora, którym jest często cząsteczkowy tlen z powietrza (depolaryzacja tlenowa) lub jony wodorowe (depolaryzacja wodorowa), ulegające redukcji do wodoru gazowego.
Półogniwo to struktura zawierająca przewodzącą elektrodę oraz otaczający ją przewodzący elektrolit oddzielony przez naturalnie występującą podwójną warstwę Helmholtza. Reakcja chemiczna wewnątrz tej warstwy chwilowo pompuje ładunek elektryczny pomiędzy elektrodą a elektrolitem, w wyniku czego powstaje napięcie elektryczne pomiędzy nimi. Typowa reakcja anody wiąże atom metalu w elektrodzie i rozpuszcza się on i jest transportowany, jako jon dodatni pomiędzy podwójną warstwą, powodując, że elektrolit potrzebuje dodatniego ładunku elektrycznego, podczas gdy anoda ujemnego ładunku. Rosnące napięcie elektryczne tworzy silne pole wewnątrz podwójnej warstwy i potencjał rośnie do momentu gdy pole zatrzyma reakcję pompowania ładunków. Ta samoograniczająca się operacja występuje niemal cały czas w izolowanym półogniwie. W praktycznych zastosowaniach dwa różne półogniwa są właściwie połączone ze sobą i tworzą ogniwo galwaniczne[2].
Szereg napięciowy metali (inaczej szereg elektrochemiczny, szereg aktywności metali) to zestawienie pierwiastków chemicznych o właściwościach metalicznych, według ich potencjału standardowego E. 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 łatwości tworzenia kationów:
Li K Na Ca Mg Al Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Ag Hg Pt Au
CZĘŚĆ EKSPERYMENTALNA
Metodyka
Doświadczenie 1. Korozja elektrochemiczna.
Na dokładnie oczyszczony i odtłuszczony przedmiot stalowy lub żelazny naniesiono kroplę wody i pozostawiono w spokoju. Po godzinie obejrzano tę kroplę. Następnie posługując się bibułą, dokładnie wytarto kroplę z przedmiotu i na wilgotne miejsce na bibule dodano kroplę rozcieńczonego HNO3, a następnie kroplę roztworu rodanku potasu lub amonu (KSCN lub NH4SCN).
Doświadczenie 2. Reakcje charakterystyczne na żelazo(II), cynk(II) i miedź(II).
W trzech probówkach wykonano następujące reakcje między roztworem K3[Fe(CN)6] a kilkoma kroplami roztworu zawierającego jony: probówka pierwsza - Fe2+, druga - Zn2+, trzecia - Cu2+.
Doświadczenie 3. Katodowa i anodowa ochrona żelaza przed korozją.
W pierwszej próbówce umieszczono oczyszczony drut lub gwóźdź żelazny niezbyt ciasno owinięty cienką folią miedzianą, zaś w drugiej podobny gwóźdź owinięty cienką blaszką cynkową. Nalano do obu probówek rozcieńczony (0,1M) roztwór cyjanożelazianu potasu K3[Fe(CN)6] zakwaszony paroma kroplami stężonego kwasu siarkowego i mieszano go co parę minut.
Doświadczenie 4. Elektrochemiczne rozpuszczanie cynku.
Do dwóch probówek wrzucono po jednej małej granulce cynku i dodano tę samą objętość roztworu H2SO4 o stężeniu 1M. Do jednej z probówek dodano także parę kropli rozcieńczonego roztworu CuSO4.
Doświadczenie 5. Korozja glinu w obecności rtęci.
Blaszkę aluminiową oczyszczoną papierem ściernym zwilżono roztworem soli rtęci np. Hg2(NO3)2. Po 1-2 minutach wytarto do sucha wilgotne miejsce i pozostawiono. Obserwowano powierzchnię blaszki, co kilka minut.
Obserwacje
Doświadczenie 1. Korozja elektrochemiczna.
Po naniesieniu na oczyszczony przedmiot stalowy kroplę wody i pozostawiono w spokoju na godzinie obejrzano tę kroplę. Następnie wytarto bibułą kroplę z przedmiotu i na wilgotne miejsce na bibule dodano kroplę rozcieńczonego HNO3 i roztworu rodanku potasu. Bibułka zabarwiła się na kolor czerwony. Natomiast na metalowym przedmiocie zaobserwowano powstanie korozji.
Doświadczenie 2. Reakcje charakterystyczne na żelazo(II), cynk(II) i miedź(II).
W pierwszej probówce wykonano reakcje między roztworem K3[Fe(CN)6],
a kilkoma kroplami FeCl22+. Zaobserwowano, że roztwór rozdzieli się, na górze próbówki był ciemny, granatowy, natomiast u dołu żółty. Do drugiej próbówki dodano roztwór K3[Fe(CN)6] i Zn2SO42+. Roztwór zmętniał i zabarwił się na kolor miodowy. Po czasie zaobserwowano także osad na dnie próbówki. Do trzeciej próbówki z K3[Fe(CN)6] dodano CuSO42+. Substancja rozdzieliła się na warstwy. Na dnie była to zielona substancja, a na górze była ona mętna i brunatna.
Doświadczenie 3. Katodowa i anodowa ochrona żelaza przed korozją.
W pierwszej próbówce, w której umieszczono oczyszczony gwóźdź żelazny owinięty cienką folią miedzianą i do którego nalano rozcieńczony K3[Fe(CN)6] zakwaszony paroma kroplami stężonego kwasu siarkowego zaobserwowano, że roztwór zabarwił się na kolor ciemnoniebieski. Blaszka miedziana nie zmieniła swojego zabarwienia. Natomiast w drugiej próbówce umieszczono podobny gwóźdź owinięty cienką blaszką cynkową. Do niej także nalano rozcieńczony K3[Fe(CN)6] zakwaszony paroma kroplami stężonego kwasu siarkowego. Roztwór nabrał zielonkawego zabarwienia. Blaszka cynkowa nieznacznie zmieniła swój wygląd. Oba gwoździe zabarwiły się na granatowo.
Doświadczenie 4. Elektrochemiczne rozpuszczanie cynku.
Do dwóch probówek wrzucono po jednej małej granulce cynku i dodano tę samą objętość roztworu H2SO4. Do pierwszej próbówki dodano także parę kropli rozcieńczonego roztworu CuSO4. Zaobserwowano, że w próbówce szybko zaczął wydzielać się wodór. Po czasie opiłek cynku zczarniał. Natomiast w próbówce z samą granulką cynku i roztworem H2SO4 zaobserwowano także wydzielenie się wodoru, jednak było ono znacznie wolniejsze.
Doświadczenie 5. Korozja glinu w obecności rtęci.
Blaszkę aluminiową zwilżoną roztworem soli rtęci, po 1-2 minutach wytarto do sucha. Po wytarciu blaszki plama zaczęła bardzo szybko czarnieć. Chwilę później zaczęły rosnąć na niej krystaliczne igiełki.
Interpretacja
Doświadczenie 1. Korozja elektrochemiczna.
Po wytarciu kropli bibułką zabarwiła się ona na czerwono. Kolor ten świadczy o obecności w roztworze jonów żelaza. Na metalowej blaszce powstała korozja. Do obszaru anodowego nie dociera tlen dlatego szybciej ulega on korozji. Po pewnym czasie powstaje tam ubytek. Natomiast na obszarze katodowym powstaje rdza. Zachodzi tutaj reakcja:
Fe(OH)3 + 3KCSN 3KOH + Fe(CSN)3
Doświadczenie 2. Reakcje charakterystyczne na żelazo(II), cynk(II) i miedź(II).
Końcowym produktem korozji żelaza jest wodorotlenek żelaza(II), który jest dalej utleniany tlenem atmosferycznym do uwodnionego tlenku żelaza(III) czyli rdzy:
4 Fe(OH)2 + O2 2 Fe2O3 x H2O + 2 H2O
Doświadczenie 3. Katodowa i anodowa ochrona żelaza przed korozją.
W pierwszej próbówce, w której umieszczono oczyszczony gwóźdź żelazny owinięty cienką folią miedzianą i do którego nalano rozcieńczony K3[Fe(CN)6] zakwaszony paroma kroplami stężonego kwasu siarkowego zaobserwowano, że roztwór zabarwił się na kolor ciemnoniebieski. Blaszka miedziana nie zmieniła swojego zabarwienia. Cynk nie jest dobrym protektorem, ponieważ słabo ochrania żelazo. Miedź jest słabszym protektorem od cynku.
Natomiast w drugiej próbówce umieszczono podobny gwóźdź owinięty cienką blaszką cynkową. Po zalaniu go rozcieńczonym K3[Fe(CN)6] oraz paroma kroplami stężonego kwasu siarkowego roztwór nabrał zielonkawego zabarwienia. Blaszka cynkowa nieznacznie zmieniła swój wygląd. Cynk jest dobrym protektorem, ponieważ lepiej ochrania powierzchnię.
Doświadczenie 4. Elektrochemiczne rozpuszczanie cynku.
Do pierwszej próbówki, do której wrzucono granulkę cynku i dodano roztwór H2SO4 nastąpiło powolne wydzielanie się wodoru. Cynk posiada ujemne potencjały normalne. Jest metalem nieszlachetnym, który wypiera wodór z kwasów. Zachodzi tutaj reakcja:
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 ↑
Do drugiej próbówki także wrzucona granulkę cynku, dodano roztwór H2SO4 i dodano także parę kropli rozcieńczonego roztworu CuSO4. Zaobserwowano, że w próbówce zaczął wydzielać się wodór. W tym roztworze CuSO4 był przyspieszaczem, dzięki któremu wodór wydzielał się szybciej niż w próbówce poprzedniej. Opiłek cynku czarniał, ponieważ osadziła się na nim miedź. Zaszła tu reakcja:
2Zn + H2SO4 + CuSO4 2Zn SO4 + Cu + H2 ↑
Substancję oddającą elektrony w czasie reakcji chemicznej nazywamy reduktorem. W tym doświadczeniu reduktorem jest cynk.
Zn Zn 2+ + 2e –
Substancję pobierającą elektrony podczas reakcji chemicznej nazywamy utleniaczem. Utleniaczem w tym doświadczeniu jest miedź.
Cu 2+ + 2e - Cu
Doświadczenie 5. Korozja glinu w obecności rtęci.
Blaszkę aluminiową zwilżoną roztworem soli rtęci, po 1-2 minutach wytarto do sucha. Po wytarciu blaszki plama zaczęła bardzo szybko czarnieć. Chwilę później pod wpływem powietrza zaczęły rosnąć na niej krystaliczne igiełki. Rtęć jest katalizatorem glinu, dodano ją do doświadczenia aby przyspieszyć reakcję, czyli powstanie korozji. Zaszła tutaj reakcja:
4Al + 3O2 2Al2O3
Wnioski
Powyższe doświadczenia świadczą o różnorodnych rodzajach korozji, która zachodzi pomiędzy różnego rodzaju metalami. W zależności od rodzaju korozji i charakteru chemicznego czynników korozyjnych istnieje wiele sposobów zapobiegania lub zmniejszania skutków korozji. Korozja elektrochemiczna przebiega szybciej, jeżeli środowisko, w jakim znajduje się metal, zwiększa agresywność roztworu elektrolitu.
LITERATURA CYTOWANA
[1] Albin Czernichowski „Korozja metali”, 2011.
[2] www.wikipedia.pl