Korrosion und Korrosionsschutz

Rost an der Oberfläche von Eisen entsteht durch Korrosion. Die Korrosion beschreibt eine elektrochemische Reaktion, in der durch Kontakt von Luft bzw. Flüssigkeit und Metallen Redoxreaktionen an der Kontaktoberfläche stattfinden können. Neben Eisen können auch fast alle anderen Metalle korrodieren.

Je edler das Metall, desto langsamer dauert ein Korrosionsprozess dabei. Je unedler das Metall, desto schneller erfolgt die Korrosion. Weiterhin beschleunigen Lösungen von Salzen und saure Lösungen den Prozess der Korrosion ebenfalls.

Um Korrosion zu verhindern und das metallene Material zu schützen, gibt es verschiedene Ansätze zum Korrosionsschutz

• Passivierung
• Überzuge
• Opferanoden

Korrosion

Der Begriff kommt vom lateinischen corrodere und bedeutet zernagen, zerfressen. Die Korrosion ist eine Redoxreaktion und findet zwischen Metallen und der sie umgebenden Luft, Wasser oder Elektrolytlösung statt. Dabei geht diese elektrochemische Reaktion von der Kontaktoberfläche der beiden Redoxpartner aus und kann sich von dort aus weiter fortsetzen.

Elektrolytlösungen sind durch ihre elektrische Leitfähigkeit charakterisiert, dazu zählen Salzlösungen sowie saure und alkalische Lösungen.

Auch können Metalle, die sich nur an der Luft befinden oder in Kontakt mit Wasser stehen, korrodieren. Das liegt am Luftsauerstoff oder am im Wasser befindlichen Sauerstoff.

Ist beispielsweise Eisenmaterial einer Elektrolytlösung ausgesetzt, geben die oberflächlich mit der Lösung in Kontakt tretenden Eisenteilchen dabei Elektronen an positiv geladene Ionen in der Lösung ab, wodurch sich das Eisen zunehmend abbaut. Durch den zu Beginn nur oberflächlichen Rost, den man chemisch als Eisen(III)-oxidhydroxid bezeichnet, ist die Metalloberfläche durchlässiger und fördert die Fortsetzung des Rostvorganges. Der Rost ist porös und blättrig, er schützt das darunter liegende Metalle nicht und so kann es nach einiger Zeit dazu kommen, dass das komplette Metall reagiert.

Korrosion im Detail:

Sauerstoffkorrosion

Ist Eisen Wasser ausgesetzt, kann der im Wasser gelöste Sauerstoff eine elektrochemische Reaktion mit den oberflächlichen Eisenatomen auslösen. Es lösen sich Eisen(II)-Ionen ($$Fe^{2+}$$) der Eisenoberfläche im Wasser, wobei Elektronen an der Materialoberfläche zurückgelassen werden, die dann von Sauerstoff- und Wassermolekülen aus der Lösung aufgenommen werden und zu Hydroxid-Ionen $$OH^-$$​ reagieren. Durch die Aufnahme der Elektronen an der Metalloberfläche verbrauchten Sauerstoffmoleküle entsteht eine Konzentrationszelle. $$OH^-$$​und $$Fe^{2+}$$​ Ionen reagieren zunächst zu schwerlöslichen Eisen (II)-hydroxid $$Fe(OH)_2$$​, aus denen sich daraufhin Eisen(III)-oxidhydroxid $$FeOOH$$​ bildet, welches sich dann als Rost absetzt

Beispiel Eisen an Luft in Reaktionsgleichungen

Anode $$Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2e^-$$​ (Oxidation)

Kathode $$O_2 + 2 H_2O + 4 e^- \rightarrow 4 OH^-$$​ (Reduktion)

Redoxreaktion $$2 Fe + O_2 + 2 H_2O \rightarrow 2 Fe^{2+} + 4 OH^-$$​​

1. Folgereaktion $$Fe^{2+} + 2 OH^- \rightarrow Fe(OH)_2$$ (schwerlösliches Eisen(II)-hydroxid)

2. Folgereaktion $$Fe(OH)_2 + O_2 \rightarrow 4 FeOOH + 2 H_2O$$​ (Eisen(III)-oxidhydroxid = Rost)

Säurekorrosion

Wird ein Experiment durchgeführt, bei welchem im ersten Schritt ein Eisennagel in Säure getaucht wird, lässt sich eine Bildung von Gasblasen beobachten. Dies liegt einem Angriff von Oxonium-Ionen $$H^+$$​ zugrunde. Diese oxidieren Eisen-Atome des Nagels zu $$Fe2^+$$​ Ionen und werden durch Elektronenaufnahme von $$H^+$$​ Ionen zu $$H_2$$​ Molekülen (Wasserstoff) reduziert.

Es wird nun fast dasselbe Experiment erneut durchgeführt, nur wird diesmal der Eisennagel teilweise mit einem Kupferdraht umwickelt. Jetzt ist zu beobachten, dass nur am Kupfer eine Gasbildung stattfindet und diese ist sogar stärker als die Gasbildung am Eisennagel zuvor. Durch den Kontakt von Eisennagel und Kupferdraht und der umgebenden sauren Lösung entsteht eine galvanische Zelle. Sie ist aufgrund des Kontakts von Eisennagel und Kupferdraht kurzgeschlossen. Die Kathode wird durch das edlere Kupfer gebildet, hier läuft die Reduktion der $$H^+$$​Ionen ab.

Hinweis: eine galvanische Zelle ist eine Vorrichtung zur Umwandlung von chemischer Energie aus Redoxreaktionen in elektrische Energie. Für eine galvanische Zelle werden zwei verschiedene Elektroden und ein Elektrolyt benötigt.

Diese kurzgeschlossene galvanische Zelle lässt sich auch als Lokalelement bezeichnen.

Ein Lokalelement kann bereits bei Vorhandensein geringster Mengen eines edleren Metalls, welches in Stahl oder Eisen eingeschlossen ist, entstehen und so zu einer schnelleren Korrosion des Materials führen. Das edlere Metall wird bei der Kontaktkorrosion nicht aufgelöst, es dient aber als Katalysator und kann eine schnelle Korrosion des unedleren Metalls hervorrufen.

Anode: $$Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2e^-$$​ (Oxidation)

Kathode: $$2 H^+ +2 e^-\rightarrow H_2$$​ (Reduktion)

Redoxreaktion $$Fe + 2 H^+ \rightarrow Fe^{2+} + H_2$$​

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Kontaktkorrosion

Bei Vorliegen zweier unterschiedlich edler Metalle, die von Elektrolytlösung umgeben sind, erfolgt an der Kontaktstelle der Metalle die Korrosion des unedleren Metalls unter den beiden.

Korrosionsschutz

Da die Beseitigung von Korrosionsschäden und die Erneuerung von korrodierten Metallen mit enorm grossen Kosten verbunden ist, ist ein Korrosionsschutz der Materialien von grosser Bedeutung. Dabei gibt es verschiedene Möglichkeiten.

Passivierung

Es gibt Metalle, die bei Luftkontakt eine Oxidschicht bilden. Diese Oxidschicht ist gut haftend und fest und verhindert durch Undurchlässigkeit eine Korrosion des Metalls. Metalle mit der Eigenschaft der Passivierung sind beispielsweise Aluminium, Magnesium, Zink, Chrom und Titan. Die Oxidschicht wird durch Reaktion von Sauerstoff und der oberflächlich liegenden Metallteilchen gebildet.

Überzüge

Ein anderer Schutz vor Korrosion erfolgt über die Abschirmung der Metalloberfläche von der Umgebungsluft bzw. von umgebender Lösung. Dies kann durch Überzüge erfolgen. Je nach Wahl des Überzuges können dabei verschiedene Vor- und Nachteile auftreten.

Überzug mit unedlen Metallen

Auch bei Beschädigung des Oberflächenüberzuges ist zunächst noch ein Schutz vorhanden, denn selbst bei Kontakt mit Luft bzw. Lösung, die eine Korrosion hervorrufen kann, erfolgt die Korrosion zunächst vom Überzugmetall.

• Zink: Verzinkung. Feuerverzinken erfolgt häufig bei Eisen. Das zu schützende Metall wird in geschmolzenem Zink gebadet, sodass sich ein dicker und fester Schutzmantel bildet, der das Eisen voll umschliesst.
• Zinn: Verzinnung. Erfolgt zum Beispiel gerne bei Stahlblech der Konservendosen und wird dann Weissblech genannt.
• Chrom: Verchromung. Schutzschicht und Verleihung eines eleganten und wertvolleren Aussehens.

Überzug mit edlen Metallen

Schutz des darunter liegenden Metalls nur solange die Schutzschicht des edleren Metalls auch unversehrt ist. Gelangt das unedlere darunter liegende Metall in Kontakt mit der Luft bzw. Lösung, so reagiert dieses eher als das edlere Metall an der Oberfläche und es kommt zur Korrosion des darunter liegenden Materials.

• Silber: Versilberung
• Gold: Vergoldung
• Titan: Titanisierung
  

Überzug mit passivierten Metallen

• Aluminium
• Magnesium
• Zink
• Chrom
• Titan
  

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Überzug aus anderen Materialien

Schutz des darunter liegenden Metalls nur solange Schutzschicht vorhanden und unbeschädigt, bei Kontakt des darunterliegenden Metalls mit der Umgebungsluft bzw. Lösung, korrodiert das der Stoff doch.

• Öl
• Lack
• Kunststoff
• Emaille

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Einsatz von Opferanoden

Unedle Metalle wie Magnesium und Zink können als Opferanode in Gegenwart von und elektrisch leitender Verbindung zu dem zu schützenden Metall einen Schutz bieten. Anstelle des zu schützenden Metalls, wird die Opferanode durch Kontaktkorrosion oxidiert. Sie verbraucht sich dadurch im Laufe der Zeit und muss dann ausgetauscht und erneuert werden. Der Gebrauch von Opferanoden findet gerne bei Rohrleitungen und Tanks aus Eisen statt.