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Korrosion 13:24 min

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Transkript Korrosion

Guten Tag und herzlich willkommen. In diesem Video geht es um die Korrosion. Der Film gehört zur Reihe Elektrochemie. An Vorkenntnissen solltest du wissen, was Redoxreaktionen sind und dich mit Elektrolyse auskennen. Mein Ziel ist es, dir eine Einführung in die Ursachen, das Wesen und die Vermeidung der Korrosion so geben. Das Video besteht aus 5 Abschnitten. 1. Korrosion überall 2. Korrosionsvorgang 3. Entfernung von Rost 4. Korrosionsschutz 5. Zusammenfassung

  1. Korrosion überall. Corrodere ist ein lateinisches Wort. Es bedeutet zu Deutsch zerfressen oder zernagen. Rost ist das Ergebnis der Korrosion von Eisen. Ihr sehr es und ihr wisst es: Der Rost ist allgegenwärtig. Rost sieht nicht nur unschön aus, er kann auch zu üblen Folgen führen, wenn zum Beispiel Löcher in einen Tanker hineingefressen werden und das Öl ausläuft. Oder es kann zu schlimmen Unfällen kommen, wie zum Beispiel bei diesem Eisenbahnunglück, wenn es zu Ermüdungserscheinungen - Korrosionserscheinungen - von Material kommt. 25 Milliarden Euro Verlust vom Bruttosozialprodukt hatte die deutsche Wirtschaft allein durch Korrosion, und das, in einem einzigen Jahr. Diese Angabe bezieht sich auf etwa das Jahr 2005. 1/3 der Eisenherstellung wird nur dafür verwendet, um die Korrosionsverluste zu kompensieren. Aber nicht nur Eisen leidet unter der Korrosion. Auch das viel edlere Metall Kupfer korrodiert. Es bildet die sogenannte Patina. Grünspan, wie die Patina häufig genannt wird, ist etwas anderes. Patina, das sind Kupfersalze, hauptsächlich Sulfat, aber auch Carbonat oder Chlorid. Diese Salze sind alle basisch. Bei Grünspan hingegen handelt es sich um ein anderes Kupfersalz, das Kupferacetat.

  2. Korrosionsvorgang. Zum Einen kann der Korrosionsvorgang als chemische Korrosion ablaufen. Hervorgerufen wird er hier meist durch Industrieabgase. Denkbar wäre folgende Reaktion. Eisen wird durch Schwefeltrioxid von der Oxidationsstufe 0 bis zur Oxidationsstufe 3 oxidiert. Auch die Reaktion mit sauren Gasen zählt zur chemischen Korrosion. Eisen wird von der Oxidationsstufe 0 zur Oxidationsstufe +2 oxidiert. Wir haben es jeweils mit einer Oxidation zu tun, die zur Zerstörung des Eisens führt. Die 2. Möglichkeit der Korrosion ist elektrochemische Korrosion. Hier bilden Eisen auf der einen Seite und Wasser beziehungsweise Sauerstoff auf der anderen Seite, die Elektroden einer elektrochemischen Reaktion. Die Eisenatome geben Elektronen ab und bilden zweifach positiv geladene Eisen-Ionen. Das ist eine Oxidation. Wassermoleküle und Sauerstoffmoleküle nehmen Elektronen auf und bilden einfach negativ geladene Hydroxid-Ionen. Elektronenaufnahme ist eine Reduktion. Die Oxidation findet an der Anode statt, die Reduktion entsprechend an der Kathode. Die Gesamtreaktion lautet so: Eisenatome und Wassermoleküle reagieren mit Sauerstoffmolekülen zu Eisen(II)-Ionen und Hydroxid-Ionen OH-. Diese Reaktion bezeichnet man als Primäroxidation. Daran anschließend reagieren die Eisen(II)-Ionen mit den Hydroxid-Ionen zu Eisen(II)-Hydroxid, welches als unlösliche Verbindung ausfällt. Man hat es hier mit einer Fällungsreaktion, kurz Fällung, zu tun. An die Primäroxidation schließt sich die Sekundäroxidation an. Eisen(II)-hydroxid mit der Oxidationsstufe +2 für Eisen wird von Luftsauerstoff weiter oxidiert. Eisen bekommt die Oxidationszahl +3 und wird zu FeO(OH) und Wasser. Diese Verbindung bezeichnet man als Rost. 2 Moleküle dieser Verbindung kann man auch als Fe2O3 mit einem Molekül Kristallwasser darstellen. Das ist der Rost mit der allseits bekannten rostbraunen Farbe. Stark verrostetes Eisen liefert ein interessantes Bild. Man beobachtet an ihm Rostschichten. Die äußere rostbraune Farbe wird von Eisenoxid-Hydroxid gebildet. Das ist der herkömmliche Rost. Darunter findet man häufig eine Schicht von grüner Färbung. Dabei handelt es sich um Magnetithydrat. Die von der Oberfläche entfernteste Schicht ist meistens schwarz. Das ist Eisen(II)3-Oxid, Fe3O4 oder Magnetit genannt. Es gibt eine einfache Erklärung für diese Rostschichten. Der Sauerstoffmangel wächst von außen nach innen und daher haben die inneren Schichten weniger Sauerstoff, als die Äußeren. Eine interessante Erscheinung beim Korrosionsvorgang ist das sogenannte Korrosionselement. Es entsteht, wenn ein unedles Metall, wie Eisen, mit einem edlen Metall, wie zum Beispiel Kupfer, miteinander im direkten Kontakt steht. Was kann da wohl schon passieren? Es passiert viel und zwar genau dann, wenn beide mit Wasser überdeckt werden. Die Eisenatome geben wieder Elektronen ab und bilden Ionen. Es findet eine anodische Oxidation statt. Diese kennen wir bereits, genau wie die kathodische Reaktion, die zwischen Sauerstoff, Wasser und den beiden aufgenommenen Elektronen stattfindet. Man spricht hier von Kontaktkorrosion, die bedeutend stärker abläuft, als die gewöhnliche Korrosion. Warum ist das so? Die schnelle Korrosion erfolgt, weil ein kleiner Strom zwischen dem unedlen Eisen und dem edlen Kupfer fließt. Durch Kontaktkorrosion gab es vor einigen Jahren große Gefahr für die Freiheitsstatue in New York. Um etwa 1990 drohte sie dadurch einzustürzen. Das für den Bau verwendete Eisen wurde darauf hin schleunigst durch Stahl ersetzt.

  3. Entfernen von Rost. Natürlich kann man Rost mechanisch entfernen, durch einfaches Schmirgeln, doch das ist - könnt ihr euch denken - sehr aufwendig. Besser ist es, Rostentferner zu verwenden oder am besten, Rostumwandler. Was das ist, möchte ich kurz erklären. Rost kann man recht einfach entfernen, zum Beispiel durch eine Säure. Besonders geeignet ist Zitronensäure, weil sie mit den Eisen-Ionen Komplexe bildet und diese leichter herauslöst. Im Ergebnis erhält man blankes, vom Rost befreites Eisen. Man hat hier einen Rostentferner verwendet. Man kann hier aber, so höre und staune, mit Cola Rost entfernen. Das liegt daran, weil Cola Phosphorsäure enthält. Phosphorsäure ist auch ein Rostentferner. Sie ist aber gleichzeitig ein Rostumwandler. Das hängt damit zusammen, dass sich aus den Eisenionen und den Phosphationen der Säure Eisenphosphat bildet. Das Eisenphosphat bedeckt das saubere Eisen und schützt es, zumindest für einige Zeit, vor weiterem Rosten. Links haben wir es daher mit einer Entfernung des Rosts zu tun, rechts mit einem Entfernen des Rosts und gleichzeitig einem Schutz vor weiterem Rosten.

  4. Korrosionsschutz. Korrosionsschutz kann aktiv oder passiv sein. Bei aktivem Korrosionsschutz kann man eine Opferanode (zum Beispiel bei Schiffen) verwenden. Das unedlere Metall Zink in der Opferanode wird zersetzt und schützt das edlere Metall Eisen vor der Zerstörung. Andere Möglichkeiten des aktiven Korrosionsschutzes sind die Zugabe von Reduktionsmitteln oder Inhibitoren. Passiver Korrosionsschutz wird durch Überzüge gebildet. Solche bestehen aus Oxiden, Phosphaten, Silikaten, Emaille, Zement, Gummi, Polyethylen, Polypropylen, Lacken, Anstrichen oder Kunstharzen. Ein interessantes Thema beim passiven Korrosionsschutz, sind die metallischen Überzüge. Interessanterweise werden auch unedle Überzüge, wie zum Beispiel Zink, auf edleren Metallen, wie Eisen, verwendet. Zink selbst ist passiviert und die Oxidschicht wird nicht zerstört. Interessant ist es, dass Zerstörung dieses Überzugs möglich ist, ohne, dass das Eisen ernsthaft gefährdet wird. In diesem Fall braucht sich der Überzug, dass heißt das Zink, auf. Es wird korrodiert. Es bildet sich ein Korrosionselement. Anders verhält es sich, wenn der Überzug edel ist, wenn zum Beispiel Eisen durch Kupfer geschützt wird. Dann führt die Zerstörung zu fatalen Folgen. Eisen wird zerstört, denkt an unser Korrosionselement Kupfer-Eisen.

  5. Zusammenfassung. Korrosion ist chemische oder elektrochemische Zerstörung unedler Metalle unter Umweltbedingungen. Rostentfernung kann mechanisch, rein chemisch oder chemisch mit gleichzeitiger Schutzwirkung erfolgen. Bei Korrosionsschutz hat man zwischen aktiver und passiver Anwendung zu unterscheiden. Verwendet man bei passivem Korrosionsschutz ein edles oder unedles Metall, so hat das entsprechend verschiedene Folgen.

Das war es schon wieder. Alles Gute und viel Erfolg, Tschüss!

5 Kommentare
  1. Danke für das Feedback,
    die entsprechende Stelle in der Übung wurde angepasst.

    Von Karsten Schedemann, vor 10 Monaten
  2. Bei der Aufgabe Nr 4 bitte die Wörter “verbraucht“ und “zerstört“ an beiden Stellen als möglich abspeichern, da es vom Wortsinne her keine Rolle spielt ob ich es oben oder unten einsetze. Es nervt wenn man sich wegen solchen sinnlosen Kleinigkeiten die Punkte versaut.

    Von Hendrik A., vor 10 Monaten
  3. Fragen:
    1 .Wie hat man auf Gleichungen "einzugehen"?
    2. Was ist der "Hauptpunkt"?
    A. O.

    Von André Otto, vor etwa 4 Jahren
  4. Leide nicht sehr hilfteich, es wird nicht genau auf die gleichungen eingegangen und der hauptpunkt ist auch nicht wirklich klar unter den ganzen informationen

    Von Saramaggi, vor etwa 4 Jahren
  5. Einmal angeschaut,sofort alles verstanden.Cola als Rostumwandler,sehr interessant.

    Von Leonhart, vor mehr als 6 Jahren

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.

  • 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.

  • 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.
  • 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.

  • 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.