Лабораторный практикум.... Практикум по электрохимии учебное пособие для студентов всех специальностей

• Название: Практикум по электрохимии учебное пособие для студентов всех специальностей
• Анкор: Лабораторный практикум....doc
• Дата: 21.12.2017
• Размер: 2.97 Mb.
• Имя файла: Лабораторный практикум....doc
• Тип: Практикум; #12416
• страница: 9 из 11

ЗАЩИТА МЕТАЛЛОВ ОТ КОРРОЗИИ

Коррозию металлов можно затормозить изменением потен­циала металла, пассивированием металла, снижением концен­трации окислителя, изоляцией поверхности металла от окислите­ля, изменением состава металла и др. Выбор способа опреде­ляется его эффективностью, а также экономической целесооб­разностью. Все методы защиты условно делятся на следующие группы: а) легирование металлов; б) защитные покрытия (ме­таллические, неметаллические); в) электрохимическая защита; г) изменение свойств коррозионной среды; д) рациональное кон­струирование изделий.

Легирование металлов - эффективный (хотя и дорогой) ме­тод повышения коррозионной стойкости металлов. При легирова­нии в состав сплава вводят компоненты, вызывающие пассива­цию металла. В качестве таких компонентов применяют хром, никель, вольфрам и др. К коррозионностойким сплавам, например, относятся нержавеющие стали, в которых легирующим компонентом служат хром, никель, и другие металлы. содержание хром, кремний, молибдена (4-9%) улучшает жаропрочность стали, такие сплавы применяют в парогенераторо- турбостроении. Сплав, содержащий 9-12% хрома, применяет для изготовления турбин, деталей реактивных двигателей и т.п.

Защитные покрытия. Слои, искусственно создаваемые на по­верхности металлических изделий и сооружений для предохра­нения их от коррозии, называются защитными покрытиями. Если наряду с защитой от коррозии покрытие служит также для де­коративных целей, его называют защитно-декоративным. Выбор вида покрытия зависит от условий, в которых используется металл.

а) металлические покрытия. Материалами для металлических защитных покрытий могут быть как чистые металлы (цинк, кадмий, алюминий, ни­кель, медь, хром, серебро и др.), так и их сплавы (бронза, ла­тунь и др. По характеру поведения металлических покрытий при коррозии их можно разделить на катодные и анодные.

Покрытие называется анодным, если защищающий металл имеет более отрицательный потенциал, чем металл детали. Примером могут служить оцинкованное железо, хромированное железо и др. Если на каком-либо участке покрытие будет нарушено, то разрушаться начнет покрытие (роль анода), а железо сохранится, так как он будет пассивным (катодным) участком.

Например, коррозия хромированного железа в кислой среде протекает следующим образом :

А(-) Cr /H₂SO₄/Fe (+)К;

на аноде Cr⁰ - 3ê = Cr³⁺;

на катоде 2Н⁺+ 2ê = Н⁰_2.

Ккатоднымпокрытиям относятся покрытия, потенциалы кото­рых в данной среде имеют более положительное значение, чем потенциал основного металла. В случае катодного покрытия (металлическое покрытие пассивнее основной детали) появление в покрытии трещин, пор или других повреждений повлечет коррозию самого изделия, т.к. катодное покрытие защищает металл механически, изолируя его от воздействия среды. Примерами катодного покрытия являются никелированное, луженое (покрытие оловом) железо.

Коррозия никелированного железа во влажном воздухе может быть выражена уравнениями:

А(-) Fе /H₂O, O₂/ Ni (+);

на аноде Fе ⁰ - 2ê = Fe^2+;

на катоде O₂ + 2H₂O + 4ê = 4OH^-.

Д
а


ля получения металлических защитных покрытий применя­ются различные способы:

- электрохимический (гальванические покрытия), погружение в расплавленный металл, металлиза­ция, термодиффузионный и химический. Из рас­плава получают покрытие цинка (горячее цинкование) и олова (горячее лужение).

- химический способ получения металлических покрытий заключается в восстановлении соединений металла с помощью водорода, гидразина и других восстановителей.

в) органические покрытия: к ним относятся лакокрасочные покрытия, покры­тия смолами, пластмассами, полимерными пленками, резиной. Лакокрасочные покрытия наиболее распространены и неза­менимы. Лакокрасочное покрытие должно быть сплошным, бес­пористым, газо- и водонепроницаемым, химически стойким, эла­стичным, обладать высоким сцеплением с материалом, механи­ческой прочностью и твердостью.

г

) В качестве неорганических покрытий применяют неоргани­ческие эмали,оксиды металлов, соединения хрома, фосфора и др.

Образование на поверхности металличе­ских изделий защитных оксидных пленок в технике называют оксидированием. Так, например, процессы нанесения на сталь оксидных пленок иногда называют воронением, а электрохимическое ок­сидирование алюминия — анодированием.

Фосфатные покрытия на стали получают из растворов ортофосфорной кислоты и ортофосфатов марганца или цинка (на­пример, ZnHPO₄ + H₃PO₄). При реакции образуется пористый кристаллический фосфат металла, хорошо сцепленный с поверх­ностью стали. Сами по себе фосфатные покрытия не обеспечивают достаточной защиты от коррозии. Их используют в основ­ном в качестве подложки под краску, что повышает сцепле­ние лакокрасочного покрытия со сталью и уменьшает коррозию в местах царапин.

Электрохимическая защита (протекторная) осуществляется присоедине­нием к защищаемой конструкции металла с более отрицательным значением электродного потенциала. Такие металлы называютсяпротекторами. Вспомогательный электрод (анод) растворяется, на защи­щаемом сооружении (катоде) выделяется водород.Для их изготовления большей частью используют магний и его сплавы, цинк, алюминий.

Наиболее применима электрохимическая защита в корро­зионных средах с хорошей ионной электрической проводи­мостью. Сущность катодной защиты заключается в том, что защи­щаемое изделие подключается к отрицательному полюсу внеш­него источника постоянного тока, поэтому оно становится като­дом, а анодом служит вспомогательный, обычно стальной элек­трод. Катодная поляризация используется для защиты от кор­розии подземных трубопроводов, кабелей. Катодную защиту применяют также к шлюзовым воротам, подводным лодкам, вод­ным резервуарам, морским трубопроводам и оборудованию хи­мических заводов.

Изменение свойств коррозионной среды. Для снижения аг­рессивности среды уменьшают концентрацию компонентов, опас­ных в коррозионном отношении. Например, в нейтральных сре­дах коррозия обычно протекает с поглощением кислорода. Его удаляют деаэрацией (кипячение, барботаж инертного газа) или восстанавливают с помощью соответствующих восстановителей (сульфиты, гидразин и т. п.). Агрессивность среды может умень­шаться также при снижении концентрации ионов Н⁺, т. е. по­вышении рН (подщелачивании). Для защиты от коррозии широко применяют ингибиторы.

Ингибитором называется вещество, при добавлении ко­торого в среду, где находится металл, значительно уменьшается скорость коррозии металла. К анодным замедлителям нужно отнести замедлители окисляю­щего действия, например нитрит натрия NaNО₂, дихромат натрия Na₂Cr₂O₇. К катодным ингибиторам относятся органические вещества, содержащие азот, серу и кислород, на­пример диэтиламин, уротропин, формальдегид, тиокрезол.

Защита от коррозии блуждающими токами. Токи, ответвляю­щиеся от своего основного пути, называются блуждающими. Источниками блуждающих токов могут быть различные системы и устройства, работающие на постоянном токе, например желез­нодорожные пути электропоездов, заземления постоянного тока, установки для электросварки, электролизные ванны, системы катодной защиты и т. д.

Коррозия металлов под влиянием электрического тока от внешнего источника называется электрокоррозией. В качестве примера рассмотрим электрокоррозию подземного трубопровода во влажной почве. Схема возникновения блуждающего тока от трамвайной линии, где стальные рельсы используются для воз­вращения тока к генераторной станции. Борьба с коррозией блуждающими токами заключается, пре­жде всего, в их уменьшении. Для электрифицированных желез­ных дорог, у которых рельсы служат обратными проводами, это достигается поддержанием в хорошем состоянии электрических контактов между рельсами и увеличением сопротивления между рельсами и почвой.
6.2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Работа № 1

ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Порядок выполнения работы
Задание 1
Изучение отношения металлов к действию кислот.

Ряд активности металлов
а) Взаимодействие металлов с разбавленной серной или соляной кислотой.

1. 
   В пять пробирок наливают разбавленную серную или соляную кислоту (примерно треть пробирки).
   
2. 
   В пробирки опускают по кусочку металлов: магния, алюминия, цинка, железа, меди.
   
3. 
   Отмечают, в какой пробирке выделение водорода происходит наиболее интенсивно, в каких − менее интенсивно, в какой не наблюдается совсем.
   
4. 
   В пробирку с реагирующим железом добавляют несколько капель ( не пользуясь пипеткой) раствора соли К₃[ Fе(СN)₆]. Объясняют возникновение синего окрашивания, приводя уравнение соответствующей реакции.
   
5. 
   Пишут уравнения происходящих реакций, отмечая интенсивность выделения водорода. На основании наблюдений располагают металлы в ряд по убыванию их активности.
   

б) Взаимодействие металлов с разбавленной азотной кислотой (опыт выполняется в вытяжном шкафу).

1. 
   В три пробирки наливают по 2-3 мл разбавленной азотной кислоты (меньше трети пробирки).
   
2. 
   Опускают в одну пробирку кусочек меди, во вторую − железа, в третью − магния. Если реакция идет слабо, слегка нагревают пробирку, соблюдая осторожность.
   
3. 
   К раствору, полученному при действии на железо азотной кислоты, добавляют дистиллированную воду. Полученный раствор делят на две части. К одной добавляют 1-2 капли раствора роданида калия КСNS, а к другой − несколько капель раствора соли К₄[Fе(СN)₆]. Отмечают окрашивание растворов в каждой пробирке и объясняют его.
   
4. 
   На основании наблюдений об активности металлов, сделанных в предыдущем опыте, и теоретических сведений, приведенных ранее, составляют схемы соответствующих реакций.
   
5. 
   На основании электронных уравнений процессов, протекающих в каждом случае, пишут полные уравнения окислительно-восстановительных реакций.
   
6. 
   Пишут уравнения проведенных качественных реакций на ион Fe^3+.
   

Задание_2__Изучение_отношения_металлов_к_действию_щелочей'>Задание 2
Изучение отношения металлов к действию щелочей

1. 
   В три пробирки наливают, не пользуясь пипеткой, 2-3 мл 30 %-го раствора NаОН (примерно треть пробирки).
   
2. 
   В одну пробирку опускают кусочек магния, в другую − алюминия, в третью − цинка.
   
3. 
   Отмечают, в какой пробирке наблюдается интенсивное выделение водорода, в какой − менее интенсивное, в какой не наблюдается совсем.
   
4. 
   На основании наблюдений и теоретических сведений, приведенных выше, пишут уравнения протекающих реакций.
   

Задание_3__Контактное_выделение_металлов'>Задание 3
Контактное выделение металлов

1. 
   Наливают в пять пробирок (примерно, треть пробирки) раствор нитрата свинца − Рb(NO₃)₂.
   
2. 
   В пробирки помещают предварительно очищенные наждачной бумагой кусочек магния, цинка, алюминия, меди, железный гвоздь (по одному металлу в пробирку). Оставляют металл в растворе соли на 3-5 минут (не встряхивая пробирки). Наблюдают, в каких пробирках на поверхности металла выделяется свинец (в виде блестящих иголочек).
   
3. 
   Опыт повторяют с растворами солей СuSO₄ и Cr₂(SO₄)₃ (металлы те же). Наблюдают, в каких случаях происходит вытеснение металлами меди или хрома (в случае соли хрома о вытеснении его из раствора другим металлом свидетельствует ослабление окраски раствора. Можно осторожно поцарапать поверхность металлов, чтобы увидеть покрытие).
   
4. 
   На основании наблюдений пишут уравнения протекающих реакций (в молекулярной и ионно-молекулярной форме) и располагают металлы в ряд по убыванию их активности.
   

Задание 4
Получение гидроксидов металлов и исследование

их отношения к кислотам и щелочам

1. 
   В шесть пробирок наливают, не пользуясь пипеткой, по 2-3 мл раствора соли железа (III), хрома (III), алюминия, меди (II), никеля (II) и цинка.
   
2. 
   К каждому раствору осторожно добавляют (по каплям) раствор гидроксида натрия − NаОН (2н) до образования осадков. Отмечают цвет образовавшегося осадка гидроксида металла.
   
3. 
   Каждый осадок гидроксида делят на две части (в две пробирки). К одной части осадка приливают соляную или разбавленную серную кислоту, к другой − раствор гидроксида натрия. Каждую пробирку встряхивают.
   
4. 
   Наблюдают, в каком случае происходит растворение осадка. На основании этого делают вывод о характере гидроксида (основной или амфотерный).
   
5. 
   Записывают в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения реакций образования каждого гидроксида и растворения его в кислоте и щелочи, отмечая в конце характер гидроксида.
   

Задание 5
Пассивация металлов различными окислителями

1. 
   В две пробирки наливают понемногу (примерно, одну четверть пробирки) разбавленную серную кислоту.
   
2. 
   В пробирки с кислотой опускают проволочки: в одну − алюминиевую, в другую − железную. Наблюдают протекающие реакции и записывают их уравнения в молекулярной форме.
   
3. 
   Вынутые из раствора серной кислоты проволочки промывают несколько раз водой и сушат фильтровальной бумагой.
   
4. 
   В три сухие пробирки, соблюдая осторожность, наливают, не пользуясь пипетками, по 2-3 мл концентрированной азотной кислоты (I), концентрированной серной кислоты (II) и раствора перманганата калия − КМnO₄.
   
5. 
   В первую пробирку помещают алюминиевую проволочку, использованную в предыдущим опыте, в третью − такую же, но не использованную алюминиевую проволочку, во второю − железную проволочку, использованную в предыдущем опыте (с концентрированными НNО₃ и H₂SO₄ работают в вытяжном шкафу).
   
6. 
   Через 3-4 минуты вынимают проволочки, промывают водой и вновь опускают в разбавленную серную кислоту. Отмечают, наблюдается ли теперь выделение водорода.
   
7. 
   Делают выводы о влиянии использованных окислителей (НNО_3(конц.), H₂SO_4(конц.), КMnO₄) на свойства железа и алюминия. Записывают уравнения соответствующих реакций, учитывая, что пассивация металлов вызвана образованием на их поверхности оксидных пленок (железо окисляется до трёхвалентного состояния). Продуктами восстановления кислот являются оксиды NO₂ и SO₂, соответственно. КMnO₄ восстанавливается до МnO₂ и КОН. На основании электронных уравнений процессов окисления и восстановления расставляют коэффициенты в уравнениях реакций.
   

Задание 6
Образование микрогальванопар

1. 
   Помещают кусочек гранулированного цинка в пробирку с 2-3 мл раствора сульфата меди (II) – СuSO₄.
   
2. 
   Через 3-4 минуты сливают раствор и осторожно промывают цинк с медным покрытием несколько раз водой.
   
3. 
   В две пробирки наливают по 3-4 мл разбавленной серной кислоты (2н).
   
4. 
   Опускают в одну из пробирок кусочек цинка, покрытого слоем меди, в другую − кусочек чистого цинка. Наблюдают интенсивность реакции в каждом случае.
   
5. 
   Описывают опыт уравнениями проведенных реакций, отмечая интенсивность выделения водорода. Необходимо при этом учесть, что при контакте двух металлов − меди и цинка − в серной кислоте (в случае омеднённого цинка) возникает микрогальванопара. Составляют её схему, отмечают, что является анодом, что является катодом, и электронными уравнениями иллюстрируют происходящие на аноде и катоде процессы.
   
6. 
   Наливают в пробирку 3-4 мл разбавленной серной кислоты).
   
7. 
   Помещают в кислоту кусочек цинка. Наблюдают выделение водорода.
   
8. 
   Прикасаются к цинку медной проволочкой и наблюдают выделение водорода на меди.
   
9. 
   Объясняют, почему на меди, стоящей в вытеснительном ряду после водорода, наблюдается выделение водорода.
   

Задание 7
Защитные свойства металлических покрытий

1. 
   В две пробирки наливают по 3-4 мл разбавленной серной кислоты.
   
2. 
   Добавляют в каждую пробирку 2-3 капли раствора гексацианоферрата калия К₃[Fе(СN)₆] реактива на ион Fе²⁺.
   
3. 
   В одну из пробирок помещают полоску оцинкованного железа, в другую - полоску луженого железа и оставляют на 4-5 минут.
   
4. 
   Отмечают, в какой пробирке появляется синее окрашивание. Дают объяснение, приведя уравнение качественной реакции.
   
5. 
   Составляют схемы образовавшихся гальванопар. Электронными уравнениями иллюстрируют анодные и катодные процессы.
   
6. 
   Объясняют, в каком случае имеет место анодное, в каком − катодное покрытие железа.
   

Контрольные вопросы

1. 
   Напишите полную и сокращенную электронные формулы атома железа.
   
2. 
   На основании электроно-графической формулы атома железа объясните, почему для железа наиболее характерны степени окисления +2 и +3?
   
3. 
   Как можно, исходя из металлического железа, получить:
   

а) соль железа (II); б) соль железа (III)?

4. 
   Какие качественные реакции на ионы Fе²⁺ и Fе³⁺ Вы знаете?
   
5. 
   У каких элементов периодической системы наиболее выражены металлические свойства? Почему?
   
6. 
   Как изменяются металлические свойства элементов в пределах одной группы и одного периода? Почему?
   
7. 
   Напишите уравнения реакций алюминия: а) с раствором щелочи; б) с разбавленной азотной кислотой; в) с концентрированной азотной кислотой (составьте электронные и полные уравнения реакций).
   
8. 
   Что такое электрохимическая коррозия? Какие наблюдаемые Вами в жизни явления коррозии относятся к данному типу?
   
9. 
   Что будет разрушаться быстрее: чистое железо или техническое? Почему?
   
10. 
    Какое покрытие выгоднее: анодное или катодное? Что будет разрушаться при нарушении целостности покрытия в случае хромированного и никелированного железа? Составьте уравнения протекающих процессов (в кислой среде).
    
11. 
    Какие еще анодные и катодные покрытия для железа Вы можете предложить?
    
12. 
    Что такое пассивация металла и как ее можно достичь?