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Korrosion: Rosten, Redoxreaktionen und Schutz
Korrosion verändert einen Werkstoff durch Reaktionen mit seiner Umgebung. Bei der elektrochemischen Korrosion von Metallen gibt das Metall Elektronen ab; Feuchtigkeit dient als elektrisch leitender Elektrolyt. Rosten ist deshalb ein wichtiger Sonderfall der Korrosion, aber nicht dasselbe wie Korrosion allgemein.
Auf dieser Seite lernst du, die Bedingungen und Teilreaktionen beim Rosten zu erklären, gefährliche Metallkontakte zu erkennen und ein passendes Schutzprinzip auszuwählen.
Hake ab, was du schon kannst — und komm am Ende hierher zurück!
Wann beginnt ein Metall zu korrodieren?
Korrosion
Korrosion ist die von der Oberfläche ausgehende Veränderung oder Zerstörung eines Werkstoffs durch Reaktionen mit seiner Umgebung. Bei Metallen läuft sie häufig elektrochemisch als Redoxprozess ab. Rosten bezeichnet dagegen speziell die Korrosion von Eisen und Stahl.
Für die hier betrachtete elektrochemische Korrosion braucht es:
- ein Metall, das Elektronen abgibt,
- einen Stoff, der Elektronen aufnimmt,
- eine leitende Flüssigkeitsschicht als Elektrolyt.
Schon ein dünner Feuchtigkeitsfilm oder Handschweiß kann als Elektrolyt genügen. Gelöste Salze erhöhen seine Leitfähigkeit und fördern den Ladungstransport. Deshalb kann Streu- oder Meerwasser Korrosion verstärken.
Korrosion kann fast gleichmäßig über eine Oberfläche verlaufen (Flächenkorrosion) oder örtlich Löcher und Risse bilden (Lochkorrosion oder Lochfraß).
Ein trockener Eisennagel hat keinen leitenden Wasserfilm. Ein feuchter Nagel besitzt dagegen einen Elektrolyten; gelöster Sauerstoff kann an der elektrochemischen Reaktion teilnehmen. Salzwasser macht den Film leitfähiger und begünstigt den Vorgang zusätzlich.
Wie läuft das Rosten als Redoxprozess ab?
Eine Redoxreaktion koppelt Elektronenabgabe und Elektronenaufnahme. Die Elektronen entstehen nicht frei aus dem Nichts: Genau so viele Elektronen, wie Eisen abgibt, nimmt eine andere Teilreaktion auf.
Am anodischen Bereich wird Eisen oxidiert:
$$2\,\mathrm{Fe} \rightarrow 2\,\mathrm{Fe}^{2+} + 4\,\mathrm{e}^{-}$$
Am kathodischen Bereich wird gelöster Sauerstoff reduziert:
$$\mathrm{O_2} + 2\,\mathrm{H_2O} + 4\,\mathrm{e}^{-} \rightarrow 4\,\mathrm{OH}^{-}$$
Zusammen ergibt sich für diesen ersten Schritt:
$$2\,\mathrm{Fe} + \mathrm{O_2} + 2\,\mathrm{H_2O} \rightarrow 2\,\mathrm{Fe}^{2+} + 4\,\mathrm{OH}^{-}$$
Oxidation ist die Abgabe von Elektronen, Reduktion ihre Aufnahme. Beim Rosten wird Eisen oxidiert und Sauerstoff reduziert.
Wähle in jeder Lücke die passende Form und prüfe anschließend deine Antworten.
Beim Rosten gibt Eisen Elektronen ab und wird . Sauerstoff nimmt Elektronen auf und wird . Der Feuchtigkeitsfilm wirkt als .
Warum beschleunigt ein Metallkontakt die Korrosion?
Lokalelement
Ein Lokalelement ist eine kleine galvanische Zelle auf oder zwischen Metallen. Zwei unterschiedlich edle Bereiche sind elektrisch verbunden und berühren zugleich einen Elektrolyten. Der unedlere Bereich ist die Anode und wird oxidiert; am edleren Bereich, der Kathode, läuft die Reduktion ab.
Beim Kontakt von Zink und Kupfer in verdünnter Säure gibt Zink Elektronen ab:
$$\mathrm{Zn} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+} + 2\,\mathrm{e}^{-}$$
Die Elektronen fließen im Metall zum Kupfer. Dort werden Wasserstoff-Ionen reduziert:
$$2\,\mathrm{H}^{+} + 2\,\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{H_2}$$
Zink löst sich als Zink-Ionen, während am Kupfer Wasserstoff entsteht. Auch Verunreinigungen oder unterschiedliche Bereiche in einem Werkstoff können solche kleinen Zellen bilden.
Für Kontaktkorrosion müssen der unedlere und der edlere Werkstoff elektrisch leitend verbunden sein und mit einem Elektrolyten in Kontakt stehen. Fehlt der leitende Kontakt oder der Elektrolyt, ist dieser Korrosionsweg unterbrochen.
Wie entsteht aus den Ionen Rost?
Eisen(II)-Ionen und Hydroxid-Ionen entstehen bevorzugt an verschiedenen Stellen der feuchten Oberfläche. Sie bewegen sich im Elektrolyten aufeinander zu und bilden Eisen(II)-hydroxid:
$$\mathrm{Fe}^{2+} + 2\,\mathrm{OH}^{-} \rightarrow \mathrm{Fe(OH)_2}$$
Luftsauerstoff oxidiert dieses Zwischenprodukt weiter zu Eisen(III)-oxidhydroxid:
$$4\,\mathrm{Fe(OH)_2} + \mathrm{O_2} \rightarrow 4\,\mathrm{FeO(OH)} + 2\,\mathrm{H_2O}$$
Rost ist kein einheitlicher Reinstoff. Er kann unter anderem rotbraunes Eisen(III)-oxidhydroxid und schwarzes Eisen(II)-Eisen(III)-oxid enthalten.
Unter einem Wassertropfen ist Sauerstoff ungleich verteilt. In sauerstoffärmeren Bereichen entstehen vor allem Eisen(II)-Ionen; in sauerstoffreicheren Bereichen entstehen Hydroxid-Ionen. Erst nachdem die Ionen durch den Wasserfilm gewandert sind, bilden sich die schwer löslichen Rostvorstufen. Deshalb müssen Ort der Eisenauflösung und Ort der sichtbaren Rostbildung nicht übereinstimmen.
Rost schützt das darunterliegende Eisen nicht zuverlässig. Die Schicht ist porös und kann sich ablösen. Wasser und Sauerstoff erreichen dadurch wieder die Metalloberfläche. Eine dichte, fest haftende Oxidschicht wie bei passiviertem Aluminium wirkt anders.
Welches Schutzprinzip passt zur Situation?
Korrosionsschutz unterbricht mindestens eine notwendige Bedingung oder lenkt die Oxidation auf einen anderen Stoff um.
| Schutzprinzip | Wirkidee | Wichtige Grenze |
|---|---|---|
| Lack oder Kunststoff | Trennt das Metall von Wasser und Sauerstoff | Eine beschädigte Schicht kann den Schutz verlieren |
| Passivierung | Eine dichte Oxidschicht hemmt weitere Reaktion | Eisen bildet von selbst keine vergleichbare dichte Rostschicht |
| Edler Metallüberzug | Der Überzug reagiert nur schwer | Bei einer Verletzung kann ein Lokalelement die Eisenkorrosion verstärken |
| Opferanode aus Magnesium | Magnesium oxidiert bevorzugt und liefert Elektronen an das Eisen | Magnesium wird verbraucht und muss als Schutzstoff eingeplant werden |
Eine verzinnte Eisendose ist geschützt, solange der Zinnüberzug dicht bleibt. Wird er bis zum Eisen zerkratzt und feucht, bildet das edlere Zinn mit dem unedleren Eisen ein Lokalelement. Dann wird Eisen an der Schadstelle bevorzugt oxidiert. Ein edler Überzug ist also nicht automatisch sicher, wenn er beschädigt ist.
Karteikasten
Überlege zuerst selbst und drehe die Karte anschließend zum Prüfen um.
Alles auf einen Blick
- Korrosion von Metallen
- Bedingungen
- Metall, Elektronenakzeptor und Elektrolyt
- Salz erhöht die Leitfähigkeit
- Elektrochemischer Ablauf
- Anode: Oxidation des Metalls
- Kathode: Reduktion
- Rosten von Eisen
- Eisen-Ionen und Hydroxid-Ionen bilden Rostvorstufen
- Poröser Rost schützt nicht dauerhaft
- Kontaktkorrosion
- Unedleres Metall wird angegriffen
- Leitender Kontakt und Elektrolyt sind nötig
- Schutz
- Barriere oder Passivschicht
- Opferanode wird bevorzugt oxidiert
- Bedingungen