Лабораторна робота № 7 Корозія металів.

Мимовільне руйнування металів і сплавів (ΔG < 0) у результаті хімічної або електрохімічної взаємодії навколишнього середовища, при якому вони утрачають властиві їм властивості, називається корозією. Механічне руйнування металевих матеріалів (стирання, вивітрювання, крихкування і т.п.) називається ерозією.

Процеси корозії за механізмом їхньої дії поділяються на два типи: хімічну та електрохімічну.

При хімічній корозії відбувається гетерогенна взаємодія металевої поверхні з окислювачем навколишнього середовища. Іноді її називають газовою або високотемпературною, уточнюючи тим самим фазовий стан окислювача або температурні умови, при яких йде процес.

У результаті хімічної корозії метал (сплав) покривається шаром продуктів свого окислювання – найчастіше плівкою оксиду або гідроксиду, що перешкоджає дифузії окислювача до чистого металу і тим самим сповільнює або припиняє подальшу корозію металу.

Швидкість окислювання визначається суцільністю і захисними властивостями поверхневої плівки і залежить від наявності в ній тріщин, утворення яких визначається умовами розтягання або стиску в процесі росту плівки. Це, у свою чергу, залежить від відношення між об’ємами продуктів корозії V_ок і металу V_ме, з якого вони утворилися:

Vок/Vме=Mdме/ndок

(7.1)

де М – молекулярна маса оксиду;

d_ок – щільність оксиду;

d_ме – щільність металу;

n – число атомів металу в молекулі оксиду;

V_ок – об’єм оксиду;

V_ме – об’єм металу.

Якщо V_ок/V_ме < 1, то плівка, що утвориться, не може бути суцільною і захищати метал від корозії (Na, Ca, Ba).

Для металів, у яких V_ок/V_ме > 1, процес корозії буде гальмуватися дифузією реагентів через плівку (Fe, Co, Mn).

Для ряду металів (Zn, Al, Cr) характерні плівки, що володіють високими захисними властивостями, високим коефіцієнтом суцільності.

Причиною електрохімічної корозії є контакт двох металів і наявність середовища електроліту, у першу чергу води, що обволікає тонкою плівкою поверхню твердих тіл. При рН ≈ 7 електродний потенціал іонів Н⁺(Н₃О⁺) складає –0,41 В. У такий спосіб вода здатна окисляти метали, у яких Е^о менше цієї величини:

2Н₂О + 2е  Н₂ + 2ОН^-

Ме^о – ne  Me ⁿ⁺

Звичайно при контакті двох металів у присутності електролітичного середовища виникає гальванічний елемент, у якому більш активний метал (анодна ділянка) окислюється, а менш активний метал (катодна ділянка) є сполучною ланкою між анодом і середовищем, на якому відновлюються іони середовища. Основною відмінністю процесів електрохімічної корозії від процесів у гальванічному елементі є відсутність зовнішнього ланцюга, тобто корозійний елемент являє собою короткозамкнений елемент. Виникаючий електричний струм тим більшої сили, чим далі розташовані друг від друга метали в ряді напруг. При цьому потік електронів йде від більш активного металу до менш активного; більш активний метал у цьому випадку руйнується (кородує).

Найбільш часто при корозії спостерігається іонізація кисню і відновлення іонів водню.

Корозія за участю кисню (атмосферна) називається корозією з поглинанням кисню або корозією з кисневою деполяризацією:

Анодний процес Ме^о – nē  Me ⁿ⁺

Катодний процес О₂ + 2Н₂О + 4ē 4ОН^-.

Корозія за участю іонів водню звичайно в кислому середовищі (рН < 7) називається корозією з поглинанням водню або корозією з водневою деполяризацією:

Анодний процес Ме^о – nē  Me ⁿ⁺

Катодний процес 2Н⁺ + 2ē2Н₂.

Енергія Гіббса (G) реакції безпосередньо пов'язана з ЕРС елемента співвідношенням:

G=-nēFЕРС,

(7.2)

де n_ē – число електронів, що беруть участь у реакції;

F – число Фарадея.

Корозія можлива лише в тому випадку, якщо ЕРС >0, тобто за умови, що потенціал окислювача позитивніший ніж потенціал металу, що є анодом.

При вмісті у воді розчиненого кисню потенціал такої системи (О₂ + Н₂О) може досягати +0,815 В.

Корозію металів можна загальмувати зміною потенціалу металу, пасивуванням металу, зниженням концентрації окислювача, ізоляцією поверхні металу і т.п. Усі методи захисту умовно поділяються на наступні групи:

а) легування металів;

б) захисні покриття (металеві, неметалічні);

в) електрохімічний захист;

г) зміна властивостей корозійного середовища.

Дослід 1. Корозія заліза в різних середовищах.

Узяти п'ять пробірок і в кожну налити по 0,5 її об’єму наступних рідин: у першу – розчин хлористого натрію (рН = 7), у другу – розчин хлористого натрію і дві краплі розчину їдкого натрію (рН = 13), у третю – дистильованої води і дві краплі розчину сірчаної кислоти (рН = 2), у четверту - дистильованої води (рН = 5) і в п'яту налити водогінної води з-під крана (рН = 8). В усі пробірки додати по дві краплі розчину червоної кров'яної солі (реактив на іон двовалентного заліза). Уміст кожної пробірки збовтати і в усі п'ять пробірок занурити по цвяху, попередньо зачищеному наждаковим папером. Спостерігати через 2 – 5 хвилин, у яких пробірках відбулося посиніння розчину біля цвяха, а у яких не відбулося.

Пояснити, які іони є інгібіторами (сповільнювачами) і які активаторами корозії заліза. Цвяхи після досліду промити і скласти в порцелянову чашечку. Написати реакцію на анодній ділянці і реакцію виявлення іона Fe²⁺.

Звіт про роботу оформити у вигляді таблиці 1.

Таблиця 1

Номер пробірки	Середовище	рН	Хімічна реакція на катодній ділянці	Явища, що спостерігаються
1	Розчин NaCl	7
2	NaCl + NaOH	13
3	Н2О дист. + H2SO4	2
4	Н2О дист.	5 – 7
5	Н2О водогінна	8

Дослід 2. Корозія оцинкованого і лудженого заліза.

У дві пробірки налити по 3–4 мл дистильованої води, у кожну додати по 2 краплі розчину K₃[Fe(CN)₆] і занурити зразки оцинкованого і лудженого заліза, у яких порушений поверхневий шар. Спостерігати, які зміни відбудуться в кожній пробірці через 5–10 хвилин.

З огляду на те, що швидкість корозії збільшується в кислому середовищі, проробити цей же дослід, попередньо підкисливши дистильовану воду 1-єю краплею розчину сірчаної кислоти.

На підставі спостережень зробіть висновок про те, яке з покрить (анодне чи катодне) є більш ефективним для захисту заліза від корозії. Напишіть рівняння реакцій на анодній і катодній ділянках для рН ≈ 7 і рН <7.