Korrosion laboration
1KB201 Grundläggande Materialkemi
Utförs av:
William Sjöström
(SENSUR)
Rapport skriven av:
William Sjöström
Sammanfattning
Om en metall inte är stabil i den omgivande miljön så kan den korrodera. Detta sker genom att
metallen avger elektroner. Genom att hindra flödet av elektroner så förhindras alltså korrosionen. I
denna laboration undersöks vid vilka omgivningar som olika metaller korroderar samt vad som kan
göras för att motvera korrosion.
Resultatet blir att om två metaller är i kontakt med varandra så kommer den oädlaste skydda den
ädlare från korrosion genom att själv korrodera.
Uppsala
2015-05-14
Sida 1 av 8
Inledning
Om en metall inte är stabil i den omgivande miljön så kan den korrodera. Detta sker genom att
metallen oxideras, det vill säga avger elektroner. Elektronerna tas upp antingen av samma metallbit,
eller av en annan, beroende på metallens omgivningen. Den del som avger elektroner kallas för anod,
medan den som tar upp elektronerna kallas för katod.
Det blir således en ström riktad från katoden mot anoden (strömmens riktning är definierad som den
motriktade elektron-riktningen). Denna ström kan användas som mått för att se hur fort ett material
korroderar.
Reaktionen kan påskyndas om metallen/metallerna är i kontakt med en elektrolyt. I denna laboration
så använvänds NaCl-lösning som elektrolyt. Jonerna i lösningen gör det enlare för elektronerna att
förflytta sig mellan anod och katod.
I och med att oxidation måste ske för att korrosion ska kunna ske så kan man dock även skydda
metaller från korrosion genom att belägga dem med ett material som inte elektroner kan ta sig
genom. I vissa fall består skicktet av en oxid som bildas av metallen själv.
Beläggning av metallen kan ske med en annan metall. Vanligtvis väljs en oädlare metall som
beläggning då den blir anod och således oxiderar istället för metallen som man vill skydda. Väljer
man en ädlare metall som beläggning så är det alltså viktigt att denna är heltäckande.
Vidare så undersöks även hur ädelheten av två metaller i kontakt med varandra påverkar placeringen
av anod och katod samt hur korrosion kan motverkas.
Syfte
Syftet med laborationen är att undersöka vid vilka omgivningar som olika metaller korroderar. Samt
undersöka vad som påverkar korrosionshastigheten. Men även se hur korrosion kan motverkas med
ytbeläggning.
Utförande
När Fe2+ och K3Fe(CN)6 är lösta i samma lösning så reagerar de och bildar berlinerblått, vilket har en
tydlig blå färg. Detta utnytjas i laborationen för att se var anoden är i de fall då anodytan är på järn.
Fenolftalein är färglös i sur och neutral miljö, men blir röd/rosa i basisk miljö. Detta utnyttjas i
laborationen för att se var katoden är, eftersom att det kommer att finnas hydroxidjoner (OH-) runt
katoden i lösningen, vilka är basiska. Således kommer lösningen att färgas röd/rosa där katoden är.
Laborationen delas upp i fyra olika experiment för att testa olika saker.
Sida 2 av 8
Experiment 1 – Enmetallkorrosion
I experiment 1 så undersöks var anoden och katoden befinner sig och hur de flyttar på sig med tiden
på en oxiderande järnbit.
Ett järnbläck slipades och avfettades för att ta bort eventuella beläggningar och oxider. Sedan
gjordes en rispa i järnbläcket med ett vasst föremål. Järnblecket lades i en petrilskål och en droppe
vardera av fenolftalein, K3Fe(CN)6-lösning och 0,5M NaCl-lösning placerades som elektrolyt över
rispan på järnblecket.
För att förhindra avdunstning så täcktes järnblecket med en upp och ned vänd glasbägare vilandes på
uppblött hushållspapper. Järnblecket studerades i en timme och alla synliga förändringar noterades.
Experiment 2 – Korrosionscellen
När två metaller är i kontakt med varandra och en elektrolyt så har man en galvanisk cell. Det innebär
att man får en minuspol (anoden) och en pluspol (katoden). Elektroner vandrar från anoden till
katoden, detta medför en polspänning.
Ett kopparbleck och ett järnbleck veks ihop så att de hade kontakt och bildade en 90 graders vinkel
sedan lades de i en petrilskål. Samma sak gjordes för ett zink och ett järnbleck.
1,0 g agar löstes i 100g vatten genom uppvärmning på gränsen till kokning. När agar-vatten-lösningen
fått svalna i cirka två minuter så tillsattes 2g NaCl, 2 droppar K3Fe(CN)6-lösning och 7 droppar
fenolftaleinlösning. Lösningen blandades med glasstav innan den fördelades lika mellan de två
petrilskålarna med metallbläcken i så att metallbläcken blev helt täckta av lösningen.
Metallbitarna studerades i en timme och alla synliga förändringar noterades.
Experiment 3 – Passivering
I experiment 3 undersöktes hur olika mängder av kaliumdikromat-lösning påverkar korrosionen av
ett järnbleck.
Fyra stycken järnbleck slipades och avfettades för att ta bort eventuella beläggningar och oxider. De
fyra järnblecken lades brevid varandra i en petrilskål.
En droppe 0,05M NaCl-lösning placeras på varje järnbläck som elektrolyt. I tur och ordning (från
vänster) så droppades på järnblecken: 0M, 0,0015M, 0,015M och 0,15M kaliumkromat-lösning.
För att förhindra avdunstning så täcktes järnblecken med en upp och ned vänd glasbägare vilandes
på uppblött hushållspapper. Järnbitarna studerades efter en timme.
Sida 3 av 8
Experiment 4 – Reaktionshastighet
I experiment 4 så mättes flödet av elektroner och på så vis även reaktionshastigheten. Olika
kombinationer testades och vilken del av reaktionen som är drivande respektive bromsande
undersöktes.
Ett stort järnbleck och ett stort kopparbleck slipades och avfettades för att ta bort eventuella
beläggningar och oxider. En stor glasbägare fylldes med 0,5M NaCl-lösning och en magnetomrörare
stoppades i.
De båda metallbläcken kopplades till var sin ingång på multimetern, vilken ställdes in för att mäta
ström. Sedan sänktes metallbläcken ned i lösningen. Höjden på bläcken varierades och olika
kombinationer testades, den med multimetern uppmätta strömmen noterades för olika höjder och
kombinationer.
Sida 4 av 8
Resultat och diskussion
Resultat 1 – Enmetallkorrosion
Vid experimentets början så observerades blå färg i rispan, där bildades alltså anodytan. Färgen runt
rispan liknade mer och mer svart allt eftersom tiden gick, detta eftersom att lösningen färgades
mörkare av rosten.
Det var svårt att observera någon rosa färg där katodytan bildades vid experimentets början, detta
beror troligen på att lösningen snabbt färgades väldigt mörk av rosten. Men efter en timme så
syndes det tydligt att katodytan låg längst ut vid kanten av lösningen, se figur 1. Katodytan har alltså
vandrat mot kanten av lösningen allt eftersom tiden gick. Detta eftersom att reaktionen förbrukar
syret i lösningen och måste flytta sig till syrerikare delar av lösningen.
Figur 1, Järnbläcket efter 60 minuter.
Vid katodytan så kommer syret att reduceras:
2H2O(l) + O2(aq) + 4e- → 4OH-
(1)
Vid anodytan så kommer järnbiten att oxideras:
Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e-
(2)
Oxidation-reduktionsformeln kommer alltså att se ut som följande:
2Fe(s) + 2H2O(l) + O2(aq) → 2Fe2+(aq) + 4OH-
(3)
Enligt reaktionsformel (2) så finns Fe2+ i lösningen, vilket kommer att reagera med K3Fe(CN)6 och bilda
berlinerblått. Lösningen kommer alltså att färgas blå vid anodytan.
Fe2+ oxideras vidare till Fe3+ innan det reagerar med OH- :
2Fe3+(aq) + 6OH- → Fe2O3*3H2O(s)
Sida 5 av 8
(4)
Resultat 2 – Korrosionscellen
Redan cirka 10 sekunder efter att lösningen hällts över metallbitarna så började lösningen i
petrilskålen med zink och järn i att färgas rosa runt järnbiten. Här är alltså järnbiten katod.
Reaktionen i petrilskålen med koppar och järn i var lite långsammare, efter cirka 30 sekunder började
lösningen färgas blågrön runt järnbiten. Färgerna blev tydligare allt eftersom tiden gick.
Efter cirka 40 minuter så började det att bli blått runt zinkbiten och rosa runt kopparbiten, se figur 2.
Figur 2, Experiment 2 efter 60 minuter. Petrilskålen till vänster innehåller zink och järn medan
petrilskålen till höger innehåller koppar och järn.
Oxidationsformel för zink och järn
Här skedde det två stycken delreaktioner, vid reaktion 2 så kommer zinkblecket att oxideras, zink är
alltså anoden:
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
(5)
Men vid reaktion 1 så reducerades järnbläcket enligt oxidation-reduktionsformel (3), det blir alltså
Fe2+-joner precis vid katodytan. Dessa Fe2+-joner reagerar med elektronerna som Zn släpper enligt
formel (5) vid reaktion 2 och således fås reduktionsformeln:
2Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s)
(6)
Oxidation-reduktionsformeln blev således:
Zn(s) + 2Fe2+(aq) → Zn2+(aq) + Fe(s)
Zinkbläcket bildade alltså ett passiveringsskydd för järnbläcket.
Sida 6 av 8
(7)
Oxidationsformel för koppar och järn
Även här akedde två ”reaktioner”, i reaktion 1 så oxiderades kopparbiten:
Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e-
(8)
Oxidation-reduktionsformeln för reaktion 1 är således:
2Cu(s) + O2(aq) → 2CuO(s)
(8.5)
Men i reaktion 2 så var anodytan vid järnet som oxiderade enligt formel (2). Alltså blev oxidationreduktionsformeln för reaktion 2:
Fe(s) + Cu2+(aq) → Fe2+(aq) + Cu(s)
(9)
Järnbläcket bildade alltså ett passiveringsskydd för kopparbläcket.
Resultat 3 – Passivering
I figur 3 visas resultatet efter 60 minuter. Det är mest rost på järnbiten längs till vänster, sedan blir
det mindre och mindre åt höger. Detta beror på den ökande koncentrationen av kaliumdikromat i
lösningen.
Figur 3, Experiment 3 efter 60 minuter.
Först så oxiderades järnet och kromet reducerades vilket bildade ett skyddande skikt av kromoxid på
järnbiten. När järnbiten har blivit tillräckligt täckt av kromoxid så kan inte elektronerna komma
genom skiktet, således kan inte järnet oxideras. Ett sådant skickt kallas passiverande skickt.
Desto mer kaliumdikromat som det är i lösningen, desto tjockare blir det passiverande skicktet, vilket
förhindrar korrosionen av järnbläcket.
Sida 7 av 8
Resultat 4 – Reaktionshastighet
I experiment 2 erhölls att koppar är katoden och järn är anoden, denna kunskap använder vi även i
experiment 4.
Tabell 1, mätvärden med varierande längd metallbläck under ytan i NaCl-lösningen.
Längd koppar under ytan
[cm]
0,5
3
10
5
0,5
Ström
Längd järn under ytan [cm] [mA]
0,5
0,173
0,5
1
0,5
1,5
5
1,2
5
0,54
Från tabell 1 avläses att det inte blir speciellt stora skillnader på strömmen när höjden på järnbläcket
ändras. Strömskillnaden är desto större när höjden på kopparblecket ändras.
Detta betyder alltså att järnblecket har den drivande reaktionen och kopparbläcket bromsar.
Strömmen bestämms således av kopparbäcket. I formel (8.5) avläses att kopparbläckets reaktion
måste lösa O2. Det är alltså tillgången på O2 runt kopparbläcket som bestämmer
korrosionshastigheten och strömmen.
Slutsatser
Vi kan se att om två metaller är i kontakt med varandra så kommer den oädlaste att bilda ett
passiverande skick på den ädlare. Vilket är varför man ofta belägger järn med oädlare metaller så
som tenn eller zink. Om man istället väljer en ädlare metall som beläggning så finns risken att det blir
en skada på beläggningen och att metallen som man vill skydda istället börjar oxideras och på så vis
skyddar den ädlare metallen.
Ett annat sätt att förhindra korrosion av järn är att till exempel föra bort allt syre och på så vis
förhindra oxidation.
Vi kan även se att korrosionen skapar en ström och vi kan ur experiment 4 förstå hur en typ av
batteri fungerar samt hur man kan begränsa strömmen till önskad storlek.
Sida 8 av 8
