Лабораторные работы по "Неорганической химии"

Федеральное агентство  по образованию Российской федерации

 

Владимирский государственный  университет

 

Кафедра химии.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Лабораторная  работа №14.

 

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Выполнил:

Студент гр. Хб-109

Леденёв С.А.

 

Проверил:

Проф. Орлин Н.А

 

 

 

 

 

 

Владимир 2010.

Теоретическая часть.

 

Коррозией называют самопроизвольное разрушение металлов и сплавов под действием окружающей среды. Среда, в которой происходит разрушение, называется коррозийной. Химические соединения, образующиеся в результате коррозии, называют продуктами коррозии.

 

Так как самопроизвольно  протекающий процесс коррозии сопровождается выделением энергии, он приводит к росту  энтропии системы. Следовательно, коррозия – необратимый процесс. Причиной коррозии является термодинамическая неустойчивость металла в окружающей среде. В природе металлы находятся в окисленном состоянии. Получение металлов происходит с затратой энергии. Энергия, затраченная на получение металлов, накапливается в них в виде свободной энергии Гиббса и делает их химически активными. При коррозии энергия Гиббса высвобождается, т. е. процесс окисления металлов характеризуется уменьшением ΔG.

 

По механизму взаимодействия металла со средой различают следующие  виды коррозии:

Химическая коррозия – разрушение металлов в результате действия на них окислителей (без участия электролитов).

 

Электрохимическая коррозия – разрушение металлов в результате действия микрогальванопар в среде электролита. При контакте двух металлов с разными потенциалами, а также в металлах с примесями, возникают среди электролита гальванопары, в которых анодные участки (металл с более отрицательным потенциалом) окисляются – разрушаются, а на катодных участках происходит восстановление Н₂ или О₂.

Восстановление Н₂ или О₂ на катодном участке возможно по следующим четырем реакциям:

Среда  нейтральная или щелочная:

1) О₂ + 2Н₂О + 4е = 4ОН^-          2) 2Н₂О + 2е  = Н₂ + 2ОН^-

 

Среда кислая:

3) О₂ + 4Н⁺ + 4е = 2Н₂О            4) 2Н⁺ + 2е = Н₂

 

Для определения катодного процесса необходимо  φ_Ме анодного участка сравнить с φ_Н2 и φ_О2:

Если φ_А<φ_Н2 на катоде восстанавливается водород по уравнению 2 или 4.

Если φ_А>φ_Н2, φ_А<φ_О2 на катоде восстанавливается кислород по уравнению 1 или3.

 

Атмосферная коррозия – протекает в результате различного доступа О2 к поверхности металла. Металлическая поверхность в ненастную погоду под действием капель дождя и О₂ воздуха, проникающего к поверхности металла, подвергается коррозии.

 

Электрокоррозия – частный случай электрохимической коррозии, но причиной служат блуждающие токи.

Факторы, влияющие на электрокоррозию:

1. рН среды
2. состояние поверхности металла
3. соотношение количества О₂ и Н₂О
4. температура (через ΔG)
5. наличие постоянных ионов, которые могут либо активировать, либо замедлить коррозию

 

Способы защиты металла от коррозии:

1. Нанесение на поверхность металла защитного покрытия
2. Изменение структуры поверхности металла (оксидирование, фосфатирование)
3. Электрозащита
4. Протекторная защита
5. Ингибиторы

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Выполнение  работы.

 

Цель работы: изучить электрохимическую коррозию.

Приборы и реактивы. Штатив с пробирками, пластинка стали, кусочки цинка, алюминия, свинца, оцинкованного и луженого железа, медная проволока. Растворы: серной кислоты – 0,2 н., сульфата меди (II) – 0,5 н., хлорида натрия 3 % - ный, уксусной кислоты – 0,5 н., иодида калия – 0,5 н., ферроксилиндикатора, красной кровяной соли – 0,5 н.

 

Опыт №1.

Коррозия, возникающая при  контакте двух различных металлов.

 

В пробирку было налито 10 капель раствора серной кислоты, затем туда была опущена  медная проволока. Пузырьки водорода на поверхности проволоки не выделялись. При опускании в пробирку кусочка цинка наблюдалось довольно сильное его окисление с выделением водорода, который образовывался в виде пузырьков на поверхности цинка. При касании цинка медной проволокой скорость образования пузырьков водорода заметно увеличивается (т.к. образуется гальванопара и цинк окисляется еще активнее). Также пузырьки водорода образуются и на поверхности проволоки (т.к. в образовавшейся гальванопаре она является катодом)

 

 

1. ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

Zn / H₂SO₄ / ZnО

 

А:   Zn – 2e = Zn²⁺

К: 2Н⁺ + 2е = Н₂

 

 

2)Zn + Н₂SO₄ = ZnSO₄ + Н₂

Zn / H₂SO₄ / Cu

 

А: Zn – 2е = Zn²⁺

K: 2H⁺ + 2e = H₂

 

 

Опыт № 2.

Образование микрогальванопар.

 

В пробирку с серной кислотой был помещен кусочек цинка. Наблюдалось  окисление цинка с выделением водорода. Потом в пробирку был  добавлен раствор сульфата меди. Скорость выделения водорода увеличилась, на поверхности цинка восстанавливается  медь.

 

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂

Zn / H₂SO₄ / H₂

 

 

Zn + CuSO₄ = Cu + ZnSO₄

 

Zn / H₂SO₄ / Cu

 

А: Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂

 

K: 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^-

 

Опыт №3.

Активирующее  действие ионов хлора на коррозию.

 

Поместили в две пробирки по кусочку алюминия и по 10 капель 0.5 н. раствора сульфата меди и по 3 капли 0.2 н. раствора серной кислоты. В одну из пробирок добавили 3 капли 3%-ного раствора хлорида натрия.

 

1 пробирка: Al+CuSO₄+H₂SO₄+NaCl

2 пробирка: Al+CuSO₄+H₂SO₄

 

Наблюдали контактное выделение  меди на поверхности алюминия в виде черноватого налета и в следствии этого обесцвечивание раствора.

 

2Al+3CuSO₄=Al₂(SO₄)₃+3Cu

Al│H₂SO₄│Al₂O₃

 

Также наблюдаем образование пузырьков водорода.

 

A: Al-3e=Al³⁺                          K: 2H⁺+2e=H₂, Cu²⁺+2e=Cu

Al│H₂SO₄, NaCl│CuSO₄

 

Ионы, разрушающие защитные пленки металлов и тем самым способствующие коррозии, называют активаторами коррозии. В данном опыте активатором коррозии является ион хлора. Из этого следует, что в первой пробирке процессы протекают  интенсивнее, т.к. присутствуют ионы хлора.

 

Опыт№4.

Коррозия в  результате различного доступа кислорода  к поверхности металла(атмосферная  коррозия).

Очистили стальную пластину наждачной бумагой. На чистую поверхность  нанесли каплю специального реактива – ферроксилиндикатора (состоящий из фенолфталеина ( индикатор на гидроксильные ионы) и красной кровяной соли (индикатор на ионы двухвалентного железа – синее окрашивание)). Через 10 минут наблюдали появление синей окраски (свидетельствует о наличии Fe²⁺) в центре капли и розовой (свидетельствует о наличии OH^-) по окружности.

 

Fe│H₂O, O₂│FeO

 

A: Fe-2e=Fe²⁺

K: O₂+H₂O+4e=4OH^-

Из-за различного доступа  кислорода к поверхности металла  возникают участки с различными потенциалами, т.е. образуется гальванопара. Катодные участки с наиболее положительным потенциалом возникают возле краев капли, куда легче проникает кислород. Анодные участки с наиболее отрицательным потенциалом возникают в центре капли, защищенные каплей электролита.

 

Fe²⁺+2OH^-=Fe(OH)₂

4Fe(OH)₂+O₂+2H₂O=4Fe(OH)₃

Fe(OH)₃=FeO(OH)+H₂O

 

Опыт№5.

Анодные и катодные покрытия.

 

Налить в пробирки по 10-15 капель 3 %-ного раствора хлорида  натрия и по 1-2 капли 0,5 М раствора K₃[Fe(CN₆)] – красная кровяная соль. Поместить в одну пробирку кусочек оцинкованного, в другую – луженого железа.

При коррозии оцинкованного железа – коррозии подвергается покрытия.

 

Реакция на аноде.                              Реакция на катоде.           

Zn-2e=Zn²⁺                                        2H₂O+2e=H₂+2OH^-                     

 

 

 

                           Fe | K₂ [Fe(CN)₆] |  Zn

При коррозии лужённого железа – коррозии подвергается железо.

 

Реакция на аноде.                              Реакция на катоде.                

Fe-2e=Fe²⁺                                         2H₂O+2e=H₂+2OH^-

                        Sn | K₂ [Fe(CN)₆] | Fе                                          

3Fe(OH)₂  + 2 = Fe₃   +  6KOH

 

Опыт № 6.

Протекторная  защита.

 

В две пробирки  по налили по 10-15 капель раствора уксусной кислоты и по 2-3 капли 0,5н.раствора иодида калия. В одну пробирку поместили кусочек свинца, а в другую – кусочек свинца в контакте с кусочком цинка. Желтая окраска быстрее появляется в первой пробирке.

1) PbO + 2CH₃COOH = (CH₃COO)₂Pb + H₂O

 

Pb| CH₃COOH | PbO

 

А: Pb – 2е = Pb²⁺

К: 2H⁺ + 2e = H₂

 

Pb + 2CH₃COOH = (CH₃COO)₂Pb + H₂

 

Pb | CH₃COOH | Zn

 

А:   Zn – 2e = Zn²⁺

     К: 2Н⁺ + 2е = Н₂

Кусочек цинка, находящейся  в контакте со свинцом,  предотвращающего коррозию свинца вследствие того, что цинк имеет более отрицательный потенциал в отличие от свинца, и поэтому на аноде будет окисляться цинк.

 

 

Вывод: мы изучили электрохимическую коррозию.