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Chemie
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Elektrochemische Korrosion

 

Bedeutung der Korrosion:

Unter Korrosion versteht man die von der Oberfläche ausgehende Zerstörung eines Metalls durch elektrochemische Reaktionen mit der Umwelt.

Ein Viertel der jährlichen Produktion an Metallwerkstoffen wird durch diesen Vorgang zerstört. Dabei unterscheidet man zwischen gleichförmiger Korrosion, die überall auf dem Metall und mit gleicher Geschwindigkeit abläuft, sowie der lokalen Korrosion. Die lokale Korrosion ist ein Korrosionsangriff an bestimmten Stellen. Hierbei kann man weiterhin Kontaktkorrosion an Rohren und im Meerwasser, Lochkorrosion an mit Korrosionsprodukten bedeckten Stellen und Spaltkorrosion beispielsweise am Auto unterscheiden. Bei der Spaltkorrosion entsteht ein Belüftungselement durch das Eindringen von Wasser mit gelöstem Sauerstoff in die Spalten an Schraub- und Nietverbindungen. Die Elektrolytlösung entsteht hierbei durch die Verbindung der kondensierten Luftfeuchtigkeit mit CO2, SO2 und O2 aus der Luft. Die Gefahr besteht also in den Korrosionsrissen, die bei mechanischer Beanspruchung und Materialermüdung auftreten können, und somit das Werkstück unbrauchbar machen.

 

Lokalelemente:

Lokalelemente sind die Hauptursache für elektrochemische Korrosionsvorgänge. Ein Lokalelement ist ein kleines, kurzgeschlossenes galvanisches Element, dass nur innerhalb eines geringen Umkreises (lokal) wirkt. Meist bildet es sich durch unterschiedlich edles Elektrodenmaterial. Diese Art des Lokalelements ist dem Daniell-Element vergleichbar. Des weiteren kann ein Ladungstransport auch durch unterschiedliche Konzentration der Ionen und durch unterschiedliche Temperaturen der Elektrolytlösungen ermöglicht werden (siehe Abbildung).

Lokalelemente. Aus: Chemie. Sekundarstufe II. Volk und Wissen Verlag GmbH. Berlin. 1995.

Es gibt zwei verschiedene Arten der Korrosion: die Säurekorrosion (auch Wasserstoffkorrosion) und die Sauerstoffkorrosion.

Die Säure- oder Wasserstoffkorrosion findet vorwiegend in sauren Elektrolytlösungen statt. Diese entstehen durch die Reaktion der an der Metalloberfläche kondensierten Luftfeuchtigkeit mit anderen Luftbestandteilen (z.B. CO2; SO2) zu schwachen Säuren (z.B. H2CO3; H2SO3). Das Lokalelement bildet sich durch zwei verschieden edle Metalle, die kurzgeschlossen werden. Das Metall mit dem niedrigeren Standard-Elektrodenpotential bildet in jedem Falle die Anode (Negativer Pol) und geht in Lösung. Es ist der Elektronen-Donator (Oxidation). Das Metall mit dem höheren Standart-Elektrodenpotential bildet die Katode (Positiver Pol). Es ist der Elektronen-Akzeptor, an ihm werden die entstehenden positiv geladenen Ionen entladen (Reduktion). Folgende Beispiele sollen die Vorgänge an den Elektroden verständlicher machen.

 

Korrosionsvorgänge an verzinntem Stahlblech

Verzinntes Stahlblech wird vorwiegend für Konservendosen, Rührschüsseln oder andere Lebensmittelbehältnisse verwendet. Der Zinnüberzug ist gegen Fruchtsäuren oder ähnliches unanfällig und beeinträchtigt auch nicht dem Geschmack. Falls aber ein Schaden an der Zinnschicht entsteht, so setzt die Korrosion des Eisens sehr schnell ein. Da das Eisen (Fe) niedrigeres Standard-Elektrodenpotential als Zinn (Sn) besitzt, bildet es die Anode und geht folglich in Lösung. Die eigentlich schützende Zinnschicht bildet die Katode. Es laufen vereinfacht folgende Reaktionen ab:

Anode: Fe à Fe2+ + 2 e- Oxidation des Eisens zu Eisen-Ionen; Elektronen werden frei

Folgereaktion: 4 Fe2+ + 18 H2O + O2 à 4 Fe(OH)3 + 8 H3O+

Katode: 2 H3O+ + 2 e- à 2 H2O + H2 Hydronium-Ionen werden entladen; es entsteht Wasser und Sauerstoff

Korrosionsvorgänge an verzinntem Stahlblech. Aus: Klaus Sommer. Wissensspeicher Chemie. Volk und Wissen Verlag. Berlin. 1991.

 

Korrosion an verzinktem Stahlblech

Verzinktes Stahlblech wird sehr häufig im Außenbereich eingesetzt. Gittermasten oder Dachrinnen bestehen oft aus diesem Material, da auch bei zerstörter Zinkschicht die Korrosion des Eisens vorerst nur langsam voranschreitet. Dies liegt darin begründet, dass das Zink (Zn) ein niedrigeres Standard-Elektrodenpotential besitzt als Eisen und folglich die Anode bildet und in Lösung geht. Das Eisen bildet also die Katode und wird daher nicht angegriffen. Vereinfacht laufen folgende Reaktionen ab:

Anode: Zn à Zn2+ + 2 e- Oxidation des Zinks zu Zink-Ionen; Elektronen werden frei

Katode: 2 H3O+ + 2 e- à 2 H2O + H2 Hydronium-Ionen werden entladen; es entsteht Wasser und Sauerstoff

Es kommt auch vor, dass die Zink-Ionen an der Katode wieder entladen werden (Zn2+ + 2 e- à Zn). Dann entsteht eine dünne und poröse Zinkschicht, die Schadenstelle "verheilt" wieder.

Korrosion an verzinktem Stahlblech. Aus: Klaus Sommer. Wissensspeicher Chemie. Volk und Wissen Verlag. Berlin. 1991.

Sauerstoffkorrosion:

Die Sauerstoffkorrosion findet in neutralen oder alkalischen Lösungen statt, in denen sich kein Wasserstoff bilden kann. Zur Reduktion wird hierbei Sauerstoff verwendet. Voraussetzung für die Sauerstoffkorrosion ist also die gleichzeitige Anwesenheit von Wasser und Sauerstoff. Das Lokalelement und somit die erforderliche Elektrolytlösung entsteht durch den Niederschlag von Luftfeuchtigkeit auf der ungeschützten Metalloberfläche. Somit bildet sich eine Wasserinsel (Wassertropfen), in den Sauerstoff zum Konzentrationsausgleich diffundiert. Durch das Konzentrationsgefälle des Sauerstoffs zum Inneren hin entsteht ein Lokalelement (Konzentrationselement). Am äußeren Rand der Wasserinsel befindet sich daraufhin die Kathode, im Inneren die Anode.

Die Geschwindigkeit der Korrosion fällt mit zunehmender Zeit auf ein konstantes Niveau ab, da der absorbierte Sauerstoff verbraucht ist und gelöster Sauerstoff durch die Metalloberfläche hindurch zum Ort der Korrosion diffundieren muss. Die Korrosionsgeschwindigkeit erhöht sich mit der Anwesenheit von Salzen und dem damit verbundenen besseren Ladungstransport.

Korrosionsgeschwindigkeit.

Reaktionen:

Anode: 2 Fe à 2 Fe2+ + 4 e-

Kathode: O2 + 2 H2O + 4 e- à 4 OH-

Lösung: 2 Fe2+ + 4 OH- à 2 Fe(OH)2

Autooxidation: 4 Fe(OH)2 + O2 à 4 FeO(OH) + 2 H2O = "Fe2O3 * H2O" [Rost]

FeO(OH) bezeichnet man als Goethit, der vor allem im Brauneisenstein vorkommt.

Bei der unvollständigen Oxidation laufen folgende Vorgänge ab:

Fe3O4 * H2O = "FeO * Fe2O3 * H2O"

Fe3O4 = "FeO * Fe2O3"

6 Fe(OH)2 + O2 à 2 Fe3O4 * H2O + 4 H2O

2 Fe2O3 * H2O à 2 Fe3O4 + 2 H2O

Bei der unvollständigen Korrosion entstehen unterschiedliche Korrosionsschichten, die sich durch ihre Farbe unterscheiden. Die inneren Schichten sind grün bis schwarz, während die äußeren eine rote Färbung aufweisen. Diese Unterschiede entstehen durch die Hemmung der Diffusion des Sauerstoffs durch die oberen Oxidschichten.

Da unter den oberen Oxidschichten eine unvollständige Oxidation abläuft, bieten diese keinen Korrosionsschutz.

 

Literaturangabe:

- Chemie. Sekundarstufe II. Volk und Wissen Verlag GmbH. Berlin. 1995.

- Karl Heinz Näser. Physikalische Chemie. Deutscher Verlag für Grundstoffindustrie. Leipzig. 1969.

- Brockhaus ABC Chemie. F.A. Brockhaus Verlag. Leipzig. 1965.

- Umwelt: Chemie. Klett Verlag GmbH. Stuttgart. 1988.

- Klaus Sommer. Wissensspeicher Chemie. Volk und Wissen Verlag. Berlin. 1991.


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