4096

Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования

«Воронежский государственный лесотехнический университет имени Г.Ф.Морозова»

ЗАЩИТА ТРАНСПОРТНЫХ СРЕДСТВ ОТ КОРРОЗИИ

Методические указания к лабораторным работам для бакалавров по направлению подготовки

15.03.02 – «Технологические машины и оборудование»

Воронеж 2016

УДК 629.3.067 : [620.19 + 667.6 + 621.793]

Новикова, Л.А. Защита транспортных средств от коррозии [Текст]: методические указания к лабораторным работам для бакалавров направления 15.03.02 – «Технологические машины и оборудование» / Л. А. Новикова, Л. И. Бельчинская, А. И. Дмитренков, Н.А. Ходосова; Министерство образования и науки РФ, ФГБОУ ВО «ВГЛТУ». – Воронеж, 2016. – 48 с.

ВВЕДЕНИЕ

Методические указания предназначены для бакалавров направления подготовки 15.03.02 – «Технологические машины и оборудование» при изучении дисциплины по выбору «Защита транспортных средств от коррозии» и содержат лабораторные работы по данному курсу. При освоении данной дисциплины студент приобретает знания в области обеспечения защиты транспортных средств от коррозии для создания условий надежности работы их агрегатов и узлов при эксплуатации. В курсе дисциплины обобщаются знания о причинах, видах и механизме коррозионных процессов, включая методы борьбы с коррозией с использованием неметаллических и металлических покрытий, в том числе, гальванических покрытий.

При самостоятельной подготовке к лабораторной работе студент должен составить конспект работы и изучить теоретический материал по соответствующему разделу дисциплины. Для получения допуска к лабораторной работе студент представляет конспект и отвечает на вопросы преподавателя по теории и порядку выполнения опытов. Студент, получивший допуск к работе, выполняет опыты по теме и оформляет работу в рабочей тетради по следующей форме: тема работы, цель, теоретическая часть (даются основные понятия и определения), экспериментальная часть – подробное описание выполнения опыта, полученные результаты и их анализ, вывод.

Лабораторная работа № 1

СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ, ИСПОЛЬЗУЕМЫХ В АВТОМОБИЛЕСТРОЕНИИ

Цель работы:

1.Определить стандартные потенциалы медного, цинкового и свинцового электродов.

2.Изучить взаимодействие металлов с кислородом воздуха, водой,

кислотами и щелочами.

Теоретическая часть

Металлы и металлические сплавы – основные конструкционные материалы для большинства отраслей промышленности. Характерные признаки металлов обусловлены электронным строением внешних оболочек. Для металлов характерна кристаллическая структура, высокая тепло- и электропроводность, металлический блеск, магнитные и механические свойства и др. Химические свойства металлов ярко выражены в их восстановительной способности. Атомы металлов отличаются склонностью образовывать положительно заряженные ионы: М − nē = Мn+ , где М − атом металла; ē − электрон; Мn+ − положительно заряженный ион металла с зарядом n+.

Для металлов характерна небольшая величина энергии (потенциала) ионизации. Это наименьшая энергия, необходимая для удаления одного электрона с внешней электронной оболочки атома или иона. Чем меньше энергия ионизации, тем активнее металлы участвуют в восстановительном процессе. Самыми энергичными восстановителями являются щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs), так как их атомы характеризуются самыми малыми значениями энергии ионизации.

По активности металлы расположены в определенной последовательности, названной рядом напряжений металлов, или рядом стандартных электродных потенциалов (табл.1).

Таблица 1

Стандартные электродные потенциалы в водных растворах

В этом ряду металлы расположены слева направо в порядке возрастания величин стандартных электродных потенциалов. Чем меньше потенциал, тем металл химически активнее, тем он легче окисляется и труднее восстанавливается из своих ионов. Каждый металл вытесняет все другие металлы, имеющие более положительные электродные потенциалы, из растворов их солей. Например, цинк будет вытеснять из растворов только ионы металлов, стоящих в ряду напряжений после него. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснять его из растворов, в которых окислителем является ион водорода Н+.

Металлы вступают в реакции с различными окислителями: неметаллами, солями, кислотами, оксидами, щелочами, водой. Окисляемость металлов кислородом воздуха в определенной степени связана с их положением в ряду напряжений. Металлы от Li до Na окисляются быстро, от Mg до Pb − медленнее, но ещѐ при обычных температурах; Cu,Hg − при нагревании; такие металлы, как, например, Pt и Au на воздухе не окисляются. Образующаяся оксидная пленка у одних металлов рыхлая (Fe), у других − весьма плотная и прочная (Al, Cr), способная защищать металл от коррозии.

Сводой взаимодействуют в основном щелочные и щелочноземельные металлы (элементы групп IА и IIА, начиная с магния), образуя растворимые или частично растворимые в воде гидроксиды металлов. При этом из воды восстанавливается водород, например, 2K + H2O = 2KOH + H2.

Скислотами, в которых окислителем является ион водорода Н+, точнее Н3О+, взаимодействуют все металлы, имеющие отрицательные значения стандартных электродных потенциалов, т. е. находящиеся в ряду напряжений до водорода. В результате реакции образуется соль соответствующей кислоты с выделением водорода: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Fe − 2ē → Fe2+ – восстановитель, 2H+ + 2ē → H2 – окислитель. Исключение составляют металлы, стоящие в ряду напряжений непосредственно перед водородом, например свинец, которые пассивируются нерастворимыми или малорастворимыми осадками образующихся солей:

Pb + H2SO4 ≠ PbSO4↓ + H2

Металлы, занимающие в ряду напряжений места после водорода (исключение Au, Pt), взаимодействуют только с окисляющими азотной и концентрированной серной кислотами. В этих реакциях меняется степень окисления атома азота в HNO3 и атома серы в концентрированной H2SO4. Поэтому водород из них не вытесняется, а связывается кислородом в H2O. Продукты восстановления этих кислот в зависимости от их концентрации, активности металла и температуры различны.

Со щелочами взаимодействуют металлы, поверхностная пленка которых разрушаeтся щелочью (Be, Al, Zn, Sn, Pb и др.). Процесс растворения протекает в соответствии со со следующим уравнением химического процесса:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 Zn − 2ē → Zn+2

2H+ + 2ē → H2

Ионы металлов, находящихся в растворе, можно определить качественно и количественно. При качественном анализе используют обычно характерные реакции, сопровождающимися внешними эффектами. Например, образованием осадков, выделением газов, изменением окраски раствора или осадка и т. п.

Реактивы и оборудование

1.рН-метр

2.Хлорсеребряный электрод

3.Солевой мостик

4.Цинковая, медная и свинцовая пластины

5.1 М растворы солей ZnSO4, CuSO4, PbSO4

6.Провода, наждачная бумага.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Определение потенциалов отдельных электродов

Собрать стандартный медный электрод: хорошо зачищенную медную пластину погрузить в 1 М раствор, соединить медный электрод с хлорсеребряным электродом при помощи солевого мостика, оба электрода подсоединить к рН-метру. Измерить разность потенциалов. Записать измеренную величину ЭДС. Аналогичные измерения провести с цинковым и свинцовым электродом.

Таблица 2

Стандартные и экспериментально определенные величины потенциалов металлов

В таблицу 2 внести значения стандартного электродного потенциала и величину потенциала, полученную экспериментально. Рассчитать абсолютную и относительную погрешность измерений.

где δ – относительная погрешность измерения.

Опыт 2. Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами Реактивы и оборудование

1.Образцы металлов

2.Индикатор фенолфталеин

3.0,1 М соляная и азотная кислоты

4.Роданид железа KCNS, красная кровяная соль K3[Fe (CN)6]

5.1 М раствор NaOH, КОН.

Взаимодействие металлов с водой

Исследуйте взаимодействие магния, алюминия, цинка, железа, меди с водой. Для этого поместите металлы в пробирки и добавьте 5−10 капель воды.

Если реакция идет плохо, то пробирки нагрейте на водяной бане. Добавьте в пробирки 2-3 капли фенолфталеина. На присутствие каких ионов указывает окраска раствора? Напишите реакции, составив электронный баланс.

Взаимодействие металлов с кислотами

В две пробирки налейте по 1–2 мл разбавленной соляной, и в две – разбавленной азотной кислоты. В пробирки опустите по кусочку железа и меди.

Если реакции не идут, растворы осторожно подогрейте на спиртовке.

Чтобы определить степень окисления полученного в результате реакции железа, содержимое пробирок, в которые оно помещено, разделите на две части. К одной из них добавьте 1-2 капли роданида железа KCNS, который в присутствии Fe3+ окрашивает раствор в красный цвет:

Fe3+ + 3 KCNS = Fe (CNS)3 + 3 K+.

К другой части добавьте 1-2 капли красной кровяной соли K3[Fe (CN)6],

которая при наличии в растворе ионов Fe2+ образует осадок темно-синего цвета

– турнбулеву синь:

3 Fe2+ + 2 K3[Fe (CN)6] = Fe3[Fe (CN)6]2 + 6 K+.

Запишите схемы происходящих окислительно-восстановительных реакций и рассчитайте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления. Обратите