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Korrosion

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Die Autor*innen
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André Otto
Korrosion
lernst du in der Oberstufe 7. Klasse - 8. Klasse - 9. Klasse

Korrosion Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Korrosion kannst du es wiederholen und üben.
  • Erkläre das Wesen der Korrosion am Beispiel von Eisen.

    Tipps

    Das Potential $Fe/Fe^{3+}$ liegt mit -0,02V nur gering unter dem des Wasserstoffs.

    Rost, der die Eisen-(III)-Ionen enthält, entsteht über eine Eisen-(II)-Verbindung.

    Lösung

    Korrosion ist die zerstörende Wirkung chemischer, insbesondere elektrochemischer Reaktionen eines Metalls mit Stoffen aus der Umgebung. Hauptursache für die elektrochemische Korrosion stellt die Bildung von Lokalelementen - auch Kontaktelemente genannt - dar.

    Eisenwerkstoffe wie Gusseisen oder unlegierter Stahl unterliegen dem Korrosionsvorgang im ungeschützten Zustand sehr heftig. Die Ursachen für das schnelle Rosten sind: Sauerstoff, Luftfeuchtigkeit und die Bildung von Lokalelementen in Wassertropfen auf der Metalloberfläche. Im Zentrum der Wasserinsel ist die Konzentration an gelöstem Sauerstoff sehr viel geringer als am Rand. Deswegen entsteht ein Konzentrationselement, d.h. eine galvanische Zelle. Das Eisen im Zentrum fungiert als Anode (Oxidation). Zum Rand nach außen gehend, bildet das Metall die Kathode (Reduktion).

    • Anode: $2~Fe \rightarrow 2~Fe^{2+} + 4~e^-$
    • Kathode: $O_2 + 2~H_2O + 4~e^- \rightarrow 4~OH^-$
    Die Eisen-Ionen bilden mit den Hydroxid-Ionen einen schwer löslichen Niederschlag - das Eisen(II)-hydroxid:

    • $2~Fe^{2+} + 4~OH^- \rightarrow 2~Fe{(OH)}_2 \downarrow$
    Das Hydroxid kann nun in einer Sekundäroxidation zum Eisen(III)-oxidhydroxid oxidiert werden. Wichtig: Dabei ändert sich die Oxidationsstufe vom Eisen von +2 auf +3.

    • $2~Fe{(OH)}_2 + \frac{1}{2} O_2 \rightarrow 2~FeO(OH) \downarrow$
    Das fatale am Rost ist, dass er nicht z. B. wie die Oxidschicht auf dem Zink, die weitere Korrosion behindert. Das gesamte Metall wird zerstört.

  • Gib Möglichkeiten zum guten Korrosionsschutz an.

    Tipps

    An der Anode geht das unedlere Metall in Lösung und hinterlässt seine Elektronen im Metall.

    Lösung

    Grundsätzlich wird zwischen aktivem und passivem Korrosionsschutz unterschieden:

    $\begin{array}{c|c} aktiv & passiv \\ \hline \text{- Opferanode} & \text{- Beschichtungen (Lack, Emaille, Zement)}\\ \text{- Inhibitoren} & \text{- metallische Überzüge}\\ \text{- Reduktionsmittel} & \text{- Passivschichten (Oxide)}\\ \end{array}$

    • Ein Überzug mit einem edleren Metall kann auch helfen, würde aber bei Beschädigung der Oberfläche dazu führen, dass das unedlere Metall - das geschützt werden sollte - korrodiert!
    • Viele Schraub- und Nietverbindungen fördern ebenfalls den Korrosionsvorgang, weil dadurch der Zutritt von Wasser erleichtert ist und bei verschiedenen Metallen ständig Kontaktelemente vorliegen würden.
  • Erläutere die Korrosion durch Bildung von Lokalelementen.

    Tipps

    An der Anode findet die Oxidation statt.

    Eine Opferanode liefert dem edleren Metall Elektronen, damit es nicht korrodiert.

    Lösung

    Lokalelemente beschleunigen die elektrochemische Korrosion. Es handelt sich dabei um ein kurzgeschlossenes galvanisches Element, d.h. eine elektrochemische Zelle, in der chemische Energie in elektrische Energie umgewandelt wird.

    1.) Lokalelement Eisen-Kupfer

    Kupfer ist ein edleres Metall als Eisen, deswegen gehen bei dem Experiment die Eisen-Ionen in Lösung und lassen die Elektronen im Metall zurück. Da in der wässrigen Lösung nur Eisen-Ionen und gelöster Sauerstoff vorliegen - und keine Kupfer-Ionen - wird nicht wie in dem galvanischen Element Kupfer gebildet, sondern der in Wasser gelöste Sauerstoff wird zu den Hydroxid-Ionen reduziert. Diese fällen die Eisen-(II)-Ionen aus der Lösung aus:

    • $2~Fe^{2+} + 4~OH^- \rightarrow 2~Fe{(OH)}_2 \downarrow$
    Dieses Hydroxid wird durch den Luftsauerstoff zum rot-glänzendem Rost ($FeO(OH) \equiv Fe_2O_3 \cdot H_2O$) oxidiert, der in der Lösung ausfällt:

    • $2~Fe{(OH)}_2 + \frac {1}{2} O_2 \rightarrow 2~FeO(OH) + H_2O$
    2.) Lokalelement Eisen-Zink

    Zink ist ein unedleres Metall als Eisen, deswegen geht in diesem Fall nicht das Eisen, sondern das Zink in Lösung und lässt seine Elektronen im Metall zurück. An der Reduktion nimmt ebenfalls der wässrig gelöste Sauerstoff teil und bildet Hydroxid-Ionen. Diese bilden allerdings im Überschuss mit Zink keinen schwer löslichen Niederschlag. Die Lösung bleibt farblos und das Eisen ist solange vor der Korrosion geschützt, bis das komplette Zink in Lösung gegangen ist.

    Damit dienen unedlere Metalle als Beschichtungen für ein edleres Metall. Man nennt diese Metalle auch „Opferanoden“.

  • Erkläre den Korrosionsschutz durch Opferanoden.

    Tipps

    Betrachte den Elektronenfluss in der oberen Abbildung. Ist Magnesium oder Eisen das edlere Metall?

    An einer Anode findet immer die Oxidation, d.h. die Elektronenabgabe, statt.

    Lösung

    Eine Opferanode ist ein Beispiel für den aktiven Korrosionsschutz. Dieser beruht auf der absichtlichen Bildung eines Lokalelements zwischen zwei unterschiedlich edlen Metallen (= galvanisches Element).

    Das unedlere Metall bildet die Opferanode. Es geht bei der Kontaktkorrosion in Form von Metall-Ionen in die Lösung über und hinterlässt die Elektronen im Metall. In diesem Beispiel bildet das Magnesium die Opferanode:

    • (Mg) Anode: $Mg \rightarrow Mg^{2+} + 2~e^-$
    Die vom Magnesium abgegebenen Elektronen fließen zum edleren Metall, dem Eisen. Dadurch kann dieses nicht mehr oxidiert werden und der Elektronenüberschuss reduziert die im Wasser gelösten Protonen aus dem Boden:

    • (Fe) Kathode: $2~H_3O^+ + 2~e^- \rightarrow H_2 + 2~H_2O^-$
    Bei dieser Reaktion werden keine Hydroxid-Ionen gebildet, da im Erdbereich eine Sauerstoffabschirmung vorliegt. Die nun ablaufende Reaktion wird auch als Säurekorrosion bezeichnet. Das Wasser dient wie beim Rostvorgang auch als Elektrolyt, der den Ladungstransport ermöglicht.

    Da sich die Opferanode im Laufe der Zeit abbaut, muss sie ständig erneuert werden. Zusammenfassend musst du dir merken:

    Erhält das Eisen durch ein unedleres Metall (Mg) Elektronen, so rostet es nicht.

  • Nenne Möglichkeiten, um Rost zu entfernen.

    Tipps

    Die Rostentfernung kann mechanisch oder chemisch erfolgen.

    Lösung

    Zum Entfernen von Rost gibt es prinzipiell drei Möglichkeiten:

    • Mechanisches Entfernen (z.B. durch Schmirgeln oder Schleifen)
    • Rostentferner (Zusatz von Zitronensäure, die den Rost in einen leicht löslichen Komplex überführt)
    • Rostumwandler (Reaktion mit Phosphorsäure aus der Cola, die zur Bildung von Eisen(III)-phosphat führt)
    Das Ablösen von Rost durch Salze oder Basen funktioniert nicht. Durch Zugabe sehr starker Säuren würde sich nicht nur der Rost, sondern auch das restliche Metall lösen.

    Elektrochemisch kann Rost über eine Elektrolyse entfernt werden. Dafür muss es als Kathode fungieren, an der Wasserstoff entsteht, wodurch der Rost abgelockert wird. Als Anoden-Elektrode kann z.B. Edelstahl verwendet werden und als Elektrolyt Kali- oder Natronlauge.

  • Erkläre, warum ein Brückengeländer verzinkt und ein Esslöffel verzinnt wird.

    Tipps

    $E^0(Sn/Sn^{2+}) > E^0(Fe/Fe^{2+})$

    Das unedlere Metall bildet immer die Anode.

    Lösung

    1.) Verzinnter Löffel

    Zinn verleiht einem Stahlblech einen zuverlässigen Korrosionsschutz. Zinn ist ein edleres Metall als Eisen. Wird die Zinnschicht allerdings beschädigt, so bildet das Eisen die Anode und es kommt bei Anwesenheit von Sauerstoff zur Rostbildung:

    • (Fe) Anode: $2~Fe \rightarrow 2~Fe^{2+} + 4~e^-$
    • (Sn) Kathode: $O_2 + 2~H_2O + 4~e^- \rightarrow 4~OH^-$
    In ähnlicher Weise tritt auch die Korrosion mit anderen edlen Metallen, wie z.B. Kupfer oder Nickel, auf.

    Da Zinn ein relativ hohes Standardpotential hat, ist es gegenüber dem Angriff von schwachen Säuren unreaktiv. Es wird damit von Säuren aus Lebensmittel nicht angegriffen und beeinträchtigt den Geschmack nicht.

    2.) Verzinkte Brücke

    Unter Sauerstoffkorrosion (Einwirkung von $H_2O$ und $O_2$) bildet sich auf der Zinkoberfläche eine Oxidschicht, d.h. es wird passiviert:

    • $2~Zn + O_2 \rightarrow 2~ZnO$$
    Wegen dieser Oxidschicht wird das Metall nur sehr langsam korrodiert. Bei einer Beschädigung der Zinkschicht kommt es zur Ausbildung eines Lokalelements, wobei das Zink die Anode bildet. Diese Oxidation ist durch die vorhandene Oxidschicht gehemmt:

    • (Zn) Anode: $2~Zn \rightarrow 2~Zn^{2+} + 4~e^-$
    • (Fe) Kathode: $O_2 + 2~H_2O + 4~e^- \rightarrow 4~OH^-$
    Bei Sauerstoffausschluss, der Säurekorrosion, bilden sich aus Oxonium-Ionen in einer Reduktion Wasserstoff und Wasser. Dieser Säurekorrosion unterliegt das Zink sowie $ZnO$ sehr stark. Damit ist es ein ungeeigneter Überzug, wenn es oft mit Säuren, wie z.B. Fruchtsäuren, in Berührung kommt. Hingegen eignet sich dieses Material (aufgrund der Hemmung der Korrosion durch die Oxidschicht auf dem Zink) hervorragend als Überzugsmaterial von Stahlteilen.

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