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Was ist Korrosion?
Korrosion ist die chemische oder elektrochemische Reaktion eines metallischen Werkstoffs mit seiner Umgebung, die zu einer messbaren Veränderung des Materials führt. Im Alltag bekannt ist das Rosten von Eisen und Stahl.
Korrosion ist stets mit einer Oxidation des Metalls verbunden:
$$\ce{Fe -> Fe^{2+} + 2e^-}$$Die elektrochemische Korrosion
Korrosion verläuft in Gegenwart von Wasser und Sauerstoff als elektrochemischer Prozess. Auf der Metalloberfläche bilden sich Lokalelemente:
Anodenreaktion (Oxidation)
Am Ort der Anode wird das Metall oxidiert und geht als Ion in Lösung:
$$\ce{Fe -> Fe^{2+} + 2e^-}$$Kathodenreaktion (Reduktion)
Der Sauerstoff aus der Luft wird reduziert (bei neutralen oder basischen Bedingungen):
$$\ce{O2 + 2H2O + 4e^- -> 4OH^-}$$In saurer Lösung erfolgt die Reduktion von Protonen:
$$\ce{2H^+ + 2e^- -> H2}$$Gesamtreaktion der Rostbildung
Das Eisen(II)-Ion reagiert weiter zu Eisen(III)-oxid-hydroxid – dem typischen Rost:
$$\ce{4Fe + 3O2 + 6H2O -> 4FeO(OH) + 4H2O}$$Der Rost ($Fe_2O_3 \cdot xH_2O$) ist voluminös und porös, sodass er die Oberfläche nicht schützt, sondern weiteres Rosten begünstigt.
Einflussfaktoren auf die Korrosion
| Faktor | Wirkung |
|---|---|
| Sauerstoff | Notwendig für die kathodische Teilreaktion |
| Feuchtigkeit | Ermöglicht den Ionentransport (Elektrolyt) |
| pH-Wert | Saure Umgebungen beschleunigen die Korrosion stark |
| Salze | Erhöhen die Leitfähigkeit des Elektrolyten (Streusalz!) |
| Temperatur | Höhere Temperaturen beschleunigen die Korrosion |
| Kontakt mit Edelmetallen | Führt zur Bildung von Lokalelementen |
Besonders gefährlich ist Lochkorrosion, bei der sich kleine, tiefe Löcher bilden, oder Spannungsrisskorrosion, die durch mechanische Spannung begünstigt wird.
Korrosionsschutzverfahren
Es gibt verschiedene Strategien, Metalle vor Korrosion zu schützen:
1. Passivierung
Manche Metalle (Aluminium, Chrom, Titan) bilden eine dichte, fest haftende Oxidschicht, die das darunterliegende Metall schützt:
$$\ce{2Al + 3H2O -> Al2O3 + 3H2}$$Diese Passivschicht ist nur wenige Nanometer dick, aber extrem stabil. Technisch wird die Passivierung durch Eloxieren (anodische Oxidation) von Aluminium verstärkt.
2. Beschichtungen
- Farblacke: Verhindern den Zutritt von Sauerstoff und Wasser
- Metallüberzüge: Verzinken (Feuerverzinkung), Verchromen, Vernickeln
- Emaille: Glasartige Schicht auf Stahl
3. Kathodischer Korrosionsschutz
Das zu schützende Metall wird zur Kathode gemacht, indem es mit einem unedleren Metall verbunden wird:
Opferanode: Ein unedleres Metall (Zink, Magnesium) wird mit dem Stahl verbunden. Das unedlere Metall oxidiert bevorzugt:
$$\ce{Zn -> Zn^{2+} + 2e^-}$$Die Elektronen fließen zum Stahl und verhindern dessen Oxidation. Opferanoden werden bei Schiffen, Pipelines und Warmwasserboilern eingesetzt.
Fremdstrom-Anodenschutz: Eine externe Gleichspannung erzwingt den kathodischen Schutz.
4. Inhibitoren
Chemische Zusätze, die die Korrosion verlangsamen:
- Farben (Phosphate, Chromate) – bilden Schutzschichten
- Organische Inhibitoren (Amine) – adsorbieren an der Metalloberfläche
- Flüchtige Inhibitoren (VCI) – werden in Verpackungen eingesetzt
Korrosion im Alltag
- Autos: Streusalz im Winter beschleunigt die Korrosion enorm. Hohlraumversiegelung und Unterbodenschutz sind wichtige Maßnahmen.
- Bauwerke: Bewehrungsstahl in Beton ist durch das alkalische Milieu ($pH \approx 12–13$) passiviert. Eindringendes $CO_2$ (Karbonatisierung) oder Chloride zerstören die Passivschicht.
- Heizungsanlagen: Sauerstofffänger (Sulfit, Hydrazin) werden dem Heizungswasser zugesetzt.
Übungen
- Erklären Sie den Korrosionsprozess anhand eines Lokalelements auf einer Eisenoberfläche. Welche Teilreaktionen laufen ab?
- Warum schützt eine Zinkschicht Stahl, obwohl Zink unedler ist?
- Berechnen Sie die Zellspannung eines Lokalelements aus Eisen und Kupfer in einer sauren Lösung ($pH = 3$, $c(Fe^{2+}) = 10^{-5}\ \pu{mol/L}$).
- Beschreiben Sie, warum Aluminium trotz seines geringen Standardpotentials nicht spontan korrodiert.