Chemie · Klasse 7–13 · aktualisiert
Korrosion: Rosten, Redoxreaktionen und Schutz
Du lernst, warum Metalle korrodieren, wie Eisen rostet und welche Rolle Feuchtigkeit, Kontakt und Sauerstoff spielen.
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Kurz gesagt
Korrosion ist die Schädigung eines Werkstoffs durch Reaktionen mit seiner Umgebung. Rosten ist die Korrosion von Eisen und Stahl. Bei elektrochemischer Korrosion geben Metallbereiche Elektronen ab; Wasser kann den Ionentransport ermöglichen.
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.
Deine Lernziele
Hake ab, was du schon kannst. Löst du alle Aufgaben eines Abschnitts, hakt Mela das Ziel für dich ab.
4 Abschnitte
Für die hier behandelte elektrochemische Korrosion braucht es ein Metall als Elektronengeber, einen Stoff als Elektronenempfänger und eine leitende Flüssigkeitsschicht als Elektrolyt. Schon ein dünner Feuchtigkeitsfilm oder Handschweiß kann genügen. Gelöste Salze erhöhen seine Leitfähigkeit; Streu- oder Meerwasser kann Korrosion verstärken. Korrosion kann flächig verlaufen oder örtlich Löcher bilden. Diese Formen heißen Flächenkorrosion und Lochkorrosion, auch Lochfraß genannt.
Definition
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.
Beispiel
- 1Ein trockener Eisennagel hat keinen leitenden Wasserfilm.
- 2Ein feuchter Nagel besitzt dagegen einen Elektrolyten; gelöster Sauerstoff kann an der elektrochemischen Reaktion teilnehmen.
- 3Salzwasser macht den Film leitfähiger und begünstigt den Vorgang zusätzlich.
Teste dich
Oxidation bedeutet Elektronenabgabe, Reduktion bedeutet Elektronenaufnahme. Eine Redoxreaktion koppelt beide Vorgänge. Ein Eisenatom \ce{Fe} kann zwei Elektronen abgeben und wird zu \ce{Fe^2+}, einem zweifach positiv geladenen Eisen-Ion. Man nennt es auch Eisen(II)-Ion; die II steht für die zweifach positive Ladung. Die hochgestellte 2+ ist die Ladung; eine 2 vor Fe zählt dagegen zwei Eisenatome. Im betrachteten Rostmodell gibt Eisen genauso viele Elektronen ab, wie Sauerstoff aufnimmt. Am anodischen Bereich wird Eisen oxidiert:
\ce{2Fe -> 2Fe^2+ + 4e-}
Am kathodischen Bereich wird gelöster Sauerstoff reduziert:
\ce{O2 + 2H2O + 4e- -> 4OH-}
\ce{OH-} heißt Hydroxidion. Für diesen ersten Schritt ergibt sich:
\ce{2Fe + O2 + 2H2O -> 2Fe^2+ + 4OH-}
Ein anderes Beispiel für ein Lokalelement ist elektrisch verbundenes Zink und Kupfer in verdünnter Säure, also einer sauren Flüssigkeit mit viel Wasser. Zink gibt Elektronen ab:
\ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-}
Die Elektronen fließen im Metall zum Kupfer. Dort nehmen Wasserstoffionen Elektronen auf:
\ce{2H+ + 2e- -> H2}
Zink löst sich, am Kupfer entsteht Wasserstoff. Auch Verunreinigungen oder verschiedene Bereiche eines Metalls können solche Zellen bilden. Für Kontaktkorrosion sind leitender Metallkontakt und ein Elektrolyt nötig; fehlt eines davon, ist dieser Weg unterbrochen.
Merke: Oxidation ist die Abgabe von Elektronen, Reduktion ihre Aufnahme. Beim Rosten wird Eisen oxidiert und Sauerstoff reduziert.
Definition
Lokalelement
Ein Lokalelement ist eine kleine galvanische Zelle auf oder zwischen Metallen: Eine freiwillige chemische Reaktion treibt Elektronen durch das Metall. Zwei unterschiedlich edle Bereiche berühren zugleich einen Elektrolyten und sind elektrisch verbunden. Der unedlere Bereich ist die Anode und gibt Elektronen ab; am edleren Bereich, der Kathode, nehmen Teilchen aus der Umgebung die Elektronen auf.
Teste dich
Eisen(II)- und Hydroxidionen entstehen an verschiedenen Stellen der feuchten Oberfläche. Im Elektrolyten können sie zusammentreffen und Eisen(II)-hydroxid bilden. In \ce{Fe(OH)2} zählt die tiefgestellte 2 zwei OH-Gruppen; sie ist keine Ladung:
\ce{Fe^2+ + 2OH- -> Fe(OH)2}
Luftsauerstoff oxidiert das Zwischenprodukt weiter:
\ce{4Fe(OH)2 + O2 -> 4FeO(OH) + 2H2O}
Rost ist kein einheitlicher Reinstoff. Er kann rotbraunes Eisen(III)-oxidhydroxid und schwarzes Eisen(II)-Eisen(III)-oxid enthalten. Die poröse Schicht kann sich ablösen; dann gelangen Wasser und Sauerstoff wieder an Eisen. Eine dichte Oxidschicht auf passiviertem Aluminium schützt anders.
Beispiel
- 1Unter einem Wassertropfen ist Sauerstoff ungleich verteilt.
- 2In sauerstoffärmeren Bereichen entstehen vor allem Eisen(II)-Ionen; in sauerstoffreicheren Bereichen entstehen Hydroxid-Ionen.
- 3Erst nachdem die Ionen durch den Wasserfilm gewandert sind, bilden sich die schwer löslichen Rostvorstufen.
- 4Deshalb müssen Ort der Eisenauflösung und Ort der sichtbaren Rostbildung nicht übereinstimmen.
Teste dich
Korrosionsschutz unterbricht mindestens eine notwendige Bedingung oder lenkt die Oxidation auf einen anderen Stoff um.
| Schutzprinzip | Wirkidee | Wichtige Grenze |
|---|---|---|
| Lack oder Kunststoff | Trennt Eisen von Wasser und Sauerstoff | Schäden öffnen die Barriere |
| Passivierung | Dichte Oxidschicht hemmt die Reaktion | Rost auf Eisen ist keine vergleichbar dichte Schicht |
| Edler Metallüberzug | Überzug reagiert nur schwer | Bei Verletzung kann ein Lokalelement Eisen angreifen |
| Magnesium-Opferanode | Magnesium wird anstelle des Eisens oxidiert, wenn es leitend verbunden ist. | Es wird verbraucht und muss ersetzt werden |
Beispiel
- 1Eine verzinnte Eisendose ist geschützt, solange der Zinnüberzug dicht bleibt.
- 2Wird er bis zum Eisen zerkratzt und feucht, bildet das edlere Zinn mit dem unedleren Eisen ein Lokalelement.
- 3Dann wird Eisen an der Schadstelle bevorzugt oxidiert.
- 4Ein edler Überzug ist also nicht automatisch sicher, wenn er beschädigt ist.
Teste dich
Alles auf einen Blick
Korrosion
Bedingungen
Metall, Elektronenempfänger 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
Musteraufgabe · Schritt für Schritt
Warum greift verdünnte Säure Zink neben Kupfer an?
- 1Ein Zinkblech und ein Kupferblech sind leitend verbunden und berühren dieselbe verdünnte Säure. Dies ist ein gedankliches Modell, keine Versuchsanleitung.
- 2Zink ist der unedlere Bereich. Es gibt Elektronen ab:
- 3\ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-}
- 4Elektronen fließen durch die Metallverbindung zur Kupferoberfläche.
- 5In der sauren Lösung nehmen Wasserstoffionen dort Elektronen auf:
- 6\ce{2H+ + 2e- -> H2}
- 7Ohne leitenden Kontakt oder Elektrolyt funktioniert dieses Lokalelement nicht.
Fehler finden
Rost an einer Eisenklammer beurteilen In einer Zeile steckt ein Fehler. Tippe sie an.
Fehler in Zeile 3Rost ist porös und kann sich ablösen. Er dichtet das darunterliegende Eisen nicht zuverlässig ab; deshalb kann die Korrosion weitergehen.
Lückentext
Wähl in jeder Lücke das passende Wort und prüf dann deine Antworten.
Beim Rosten gibt Eisen Elektronen ab und wird . Sauerstoff nimmt Elektronen auf und wird . Der Feuchtigkeitsfilm wirkt als .
Karteikasten
Erst selbst überlegen, dann umdrehen.
Übung mit Feedback