7.13. Elektrochemische Korrosion (Seite 182)

Korrosion: Zerstörung der Oberfläche eines Metalls durch chemische Reaktion mit seiner Umgebung (Beim Eisen spricht man auch von Rosten).
Man unterscheidet zwischen:
• Flächenkorrosion:   nahezu gleichmäßige Korrosion auf der gesamten Metalloberfläche
• Lochkorrosion: Korrosion die auf einem kleinen Oberflächenbereich stattfindet (Lochfraß)
• Risskorrosion: in Stahlkonstruktionen oder Leitungsrohren
(gefährlich weil von außen nicht sichtbar)

a. Elektrochemische Korrosion: Korrosion die auf Bildung von Lokalelementen beruht
- Beispiel 1:
    1. Zinkstab in Säure
    ⇒ H2-Gasentwicklung und Bildung von Zn2+-Ionen
    2. Zinkstab wird mit einem Kupferstab berührt
    ⇒ viel heftigere H2-Gasentwicklung vor allem am edleren Kupferstab und Bildung von Zn2+-Ionen
Erklärung:
Die Oxidation am Zinkstab (Zn → Zn2+) und die Reduktion an der Oberfläche des Kupferstabs (H3O+ → H2) laufen an räumlich getrennten Stellen ab: da die beiden Metalle sich berühren und die Kontaktfläche von Elektrolytlösung umgeben ist, entsteht auf kleinstem Raum ein kurzgeschlossenes galvanisches Element, Lokalelement oder Kontaktelement.

 Reduktion 

 2 H3O+ + 2 e-

  

 H2 + 2 H2O 

 Lokalkathode (Kupferoberfläche)

 ⊕-Pol 

 Oxidation 

 Zn 

  

 Zn2+ + 2 e-

 Lokalanode 

 ⊖-Pol 

Die heftigere H2-Gasentwicklung am edleren Metall ist bedingt durch die Spannung des Lokalelementes: dadurch entsteht ein Elektronenfluß vom unedleren Metall (Lokalanode, hier Zink) zum edleren Metall (Lokalkathode, hier Kupfer) an dessen Oberfläche die Reduktion von H3O+ zu H2 stattfindet.

- Beispiel 2:
Rosten von Eisen (Eisen enthält geringe Mengen an edleren Metallen)
1. Säurekorrosion (überwiegend in sauren Lösungen bei Sauerstoffmangel)







2. Sauerstoffkorrosion (in neutralen oder alkalischen Lösungen bei Sauerstoffzutritt)









Die Rostschicht ist spröde, porös und leitfähig, das darunterliegende Eisen wird nicht vor weiterer Korrosion geschützt.
In Anwesenheit von Salzen (Elektrolyte) wird die Korrosion beschleunigt: die Salze erhöhen die Leitfähigkeit und wirken katalytisch.

Aufgabe 1 Seite 183
Formulieren Sie für die Reaktion von Eisen mit Salzsäure die Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion.






b. Korrosionsschutz beim Eisen (Seite 184)
1. Oberflächenschutzschichten ("passiver Korrosionsschutz")

Schutz durch einen dünnen fest haftenden Überzug eines unedleren Metalls welches schneller als Eisen korrodiert und so eine schützende Oxidschicht bildet.

Schutz durch einen dünnen fest haftenden Überzug eines edleren Metalls welches korrosionsbeständiger als Eisen ist und deshalb die Eisenoberfläche vor Wasser und Luft schützt.

Wird der Überzug aber beschädigt, so korrodiert Eisen durch Bildung von Lokalelementen rascher als ungeschütztes Eisen.

Anbringen der Überzüge durch:

    (1) Galvanisieren:  

elektrolytisches Abscheiden an der Kathode
(Vergolden, Verchromen, Verzinken).

    (2) Schmelztauchen:  

Tauchen des Werkstücks in eine Schmelze des Überzugsmetalls
("Feuerverzinken").
Die Schichten sind wesentlich dicker als beim Galvanisieren.

    (3) Anstreichen:  

Schichten aus Zn3(PO4)2, farblos
Schichten aus ZnCrO4, gelb
Schichten aus Pb3O4 (Mennige), rot
Lacke, Kunststoffpulver oder Email

2. Kathodischer Korrosionsschutz ("aktiver Korrosionsschutz")
- Eisenkonstruktionen werden mit auswechselbaren Elektroden aus Magnesiumlegierungen oder Zink leitend verbunden. Magnesium ist ein viel stärkeres Reduktionsmittel als Eisen:
⇒ Eisen bildet die Kathode, das Magnesium bildet eine sich auflösende Anode, die e- fließen vom Magnesium (Schutz- oder Opferanode) zum edleren Eisen wo H3O+ zu H2 reduziert wird.
 Anode   Oxidation   ⊖-Pol   Mg      Mg2+ + 2 e- 
 Kathode  Reduktion   ⊕-Pol   2 H3O+ + 2 e-     H2 + 2 H2O
Mg + 2 H3O+Mg2+ + H2 + 2 H2O
* an der Oberfläche des Eisens

- Alternativ können die e- auch vom Minuspol einer Gleichspannungsquelle ("Fremdstromanlage") geliefert werden. Als Anode wird dann Graphit oder Gusseisen verwendet.



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