Korrosion verschiedener Metalle

Als Korrosion bezeichnet man die von der Umgebung ausgehende Zerstörung der Oberfläche des Metalls durch elektrochemische Reaktionen. Auch andere Materialien wie Beton oder Kalk können korrodieren, wobei jedoch keine elektrochemischen Reaktionen ablaufen.

Metalle verlieren durch elektrochemische Korrosion häufig ihre positiven Eigenschaften, z. B. ihre Festigkeit und ihren metallischen Glanz. Besonders durch Korrosion von Eisen, die jeder unter der Bezeichnung Rosten kennt, entstehen jährlich immense volkswirtschaftliche Schäden.

Korrosionserscheinungen sind vielfältig. Während die Flächenkorrosion nahezu eine gleichmäßige Zerstörung der gesamten Oberfläche aufweist, zeigt sich bei der Lochkorrosion (auch Lochfraß genannt) eine Zerstörung der Oberfläche nur an kleinen Bereichen, sodass Risse und Löcher im Metall entstehen. Die chemischen Vorgänge, die dabei ablaufen, sind Redoxreaktionen. Mithilfe von Kenntnissen über elektrochemische Prozesse kann man sie verstehen.

Korrosion an feuchter Luft

Jeder weiß, dass unedle Metalle unter dem Einfluss von Wasser und Sauerstoff korrodieren. Die Metallatome reagieren durch Elektronenabgabe zu Metall-Ionen, die in die wässrige Lösung übergehen, sodass sich das Metall langsam auflöst.

Oxidation:

$Me\to M{e}^{n+}+n{e}^{-}$

In feuchter Luft werden die abgegebenen Elektronen von im Wasser gelösten Sauerstoffmolekülen aufgenommen. Es entstehen Sauerstoff-Ionen $(O^{2-})$, die sofort mit Wassermolekülen zu Hydroxid-Ionen ($O{H}^{-}$) reagieren. Diesen Vorgang bezeichnet man als Sauerstoffkorrosion.

Reduktion bei der Sauerstoffkorrosion:

O₂ + 2 H₂O + 4 e^- –→ 4 OH^-

In einigen Gebieten der Erde wird die Korrosion durch sauren Regen verstärkt. Kennt man die elektrochemischen Prozesse, wird dies verständlich.
Es reagieren nämlich zusätzlich die im Wasser enthaltenen Wasserstoff-Ionen ($H^{+}$). Bei der Säurekorrosion nehmen sie die abgegebenen Elektronen auf und werden zu Wasserstoffatomen und dann zu Wasserstoffmolekülen ($H_2$) reduziert.

Reduktion bei der Säurekorrosion:

2 H⁺ + 2 e^- –→ H₂

Säurekorrosion findet vor allem bei niedrigen pH-Werten und auch in Abwesenheit von Sauerstoff statt, also in sauren Lösungen. Dagegen überwiegt die Sauerstoffkorrosion, wenn der Luftsauerstoff ungehindert an die Metalloberfläche gelangt und dort ein fast neutraler pH-Wert vorliegt.

Im Wasser vorhandene Salze (z. B. Meerwasser oder Streusalz) fördern die Korrosion in erheblichem Maße, da sich die Leitfähigkeit des Elektrolyten erhöht. Der Ladungstransport innerhalb der Lösung wird dadurch erleichtert.

Korrosion durch Ausbildung von Lokalelementen

Manchmal sieht man, dass Dachrinnen aus Kupfer mit anderen Metallen verbunden sind oder Zinkrohre mit Kupferrohren verlötet werden. Diese Verbindungen werden recht schnell zerstört sein, denn Korrosionserscheinungen treten vor allem an Stellen auf, an denen ein unedles Metall mit einem edleren Metall in Berührung kommt.

Dieses Phänomen bezeichnet man allgemein als Kontaktkorrosion. Sie basiert auf der Bildung kleiner galvanischer Elemente. Durch die Luftfeuchtigkeit und durch Regen sind die Metalle von Elektrolyten umgeben. Der Ort der Oxidation und der Ort der Reduktion liegen in diesem Spezialfall in direkter Nachbarschaft zueinander, sodass man von einem Lokalelement spricht.

Das unedlere Zink, die sogenannte Lokal-Anode, wird zerstört, da an der Oberfläche eine Oxidation stattfindet.

$Zn\to Z{n}^{2+}+2e^{-}$

Die Elektronen können durch das Zink zur Oberfläche des Kupfers fließen, wo die Reduktion ungehindert ablaufen kann. Kupfer wird dadurch zur Lokal-Katode. An der Kupferoberfläche erfolgt die Reduktion der Wasserstoff-Ionen. Die Atome lagern sich sofort zu Molekülen zusammen.

$2H^{+}+2e^{-}\to H_2$

Lokalelemente können sich auch ausbilden, wenn Metalle durch edlere Metalle oder Kohlenstoff verunreinigt sind. Dies trifft auf die meisten in der Technik verwendeten Metalle zu. Beispielsweise enthält Roheisen im Verhältnis zu Stahl zahlreiche Verunreinigungen. Roheisen rostet daher wesentlich schneller als Stahl.

Das Rosten von Eisen geschieht auf ähnliche Weise wie die Korrosion von anderen Metallen, z. B. Zink. Doch der gebildete Rost (rötliche Farbe) weist andere Eigenschaften auf als andere Metalloxide.

Unter Abgabe von Elektronen oxidiert das Eisen zu zweifach positiv geladenen Eisen(II)-Ionen. An der Lokalkatode reduzieren die Elektronen den Sauerstoff und das Wasser (Elektrolytlösung) zu Hydroxid-Ionen.

$Fe-2e^{-}\to F{e}^{2+}$

$H_{2}O\underset{}{\rightleftarrows }{H}^{+}+O{H}^{-}$

Die positiv geladenen Eisen(II)-Ionen reagieren weiter mit den negativ geladenen Hydroxid-Ionen zu Eisen(II)-hydroxid. Das Eisen(II)-hydroxid wird wiederum mithilfe des Luftsauerstoffs zu Eisen(III)-oxid-hydroxid oxidiert, welches die rostrote Färbung bewirkt.

$\begin{array}{l}F{e}^{2+}+2O{H}^{-}\to Fe{(}_O\\ 4Fe{(}_O+O_2\to 4FeO(OH)+2H_{2}O\end{array}$

Das besondere Problem beim Rosten von Eisen besteht darin, dass Eisen(III)-oxid-hydroxid im Gegensatz zu anderen Oxiden wie im Falle von Zink oder Aluminium nicht auf der Metalloberfläche haftet. Stattdessen bilden sich kleine Rostplättchen, die immer wieder abplatzen, sodass ständig Luftsauerstoff und Wasser an die Metalloberfläche gelangen, bis das Eisenteil „durchgerostet“ ist.

Korrosionsschutz

Wasser spielt bei allen Korrosionsvorgängen eine wichtige Rolle. Den sichersten Korrosionsschutz bietet daher Trockenheit. Der Kontakt mit Wasser kann aber auch durch geeignete dünne Überzüge verhindert werden. Schon die alten Römer benutzten Wasser abweisende Pflanzenöle, um Eisenteile zu pflegen. Fette und Öle bieten jedoch nur einen kurzzeitigen Korrosionsschutz. Stabiler sind fest haftende Überzüge aus Kunststoff oder Lack.
Besonders unedle Metalle, wie Aluminium oder Zink, verfügen zu einem gewissen Grad über einen natürlichen Korrosionsschutz, da sie an ihrer Oberfläche mit Luftsauerstoff reagieren. Durch die Oxidation entsteht eine dünne fest haftende, luft- und wasserundurchlässige Metalloxidschicht, die weitere Oxidationen verhindert. Diesen Vorgang bezeichnet man als Passivierung. Beim Eloxieren von Aluminium wird die Oxidschicht künstlich verstärkt.

Eine natürliche Passivierung tritt beim Eisen nicht auf. Eisenwerkstoffe werden daher häufig mit Metallüberzügen versehen. Am häufigsten werden Eisenteile verzinkt. Zink haftet gut auf dem Eisen und wird selbst durch eine fest haftende Oxidschicht vor Korrosion geschützt. Da Zink unedler als Eisen ist, führt eine Verletzung der Deckschicht nicht zu einer verstärkten Korrosion des Eisens. Edlere Metalle wie Zinn, Kupfer, Silber oder Gold bieten sich an, da sie nur ein geringes Bestreben zur Elektronenabgabe aufweisen und dadurch korrosionsbeständig sind. Bei Beschädigung der Schutzschicht bilden sich jedoch Lokalelemente, die die Korrosion des Eisens noch verstärken. Deutlich in Erscheinung tritt die korrosionsverstärkende Wirkung bei verzinntem Eisen, dem sogenannten Weißblech, wenn die Zinnoberfläche verletzt wurde.

Auch nichtmetallische Überzüge sind zum Korrosionsschutz geeignet. Eine wichtige Rolle spielt dabei das Phosphatieren z. B. im Automobilbau. Die Karosserieteile werden beim Tauchen in phosphathaltige Lösungen mit einer fest haftenden Metallphosphat-Schicht bedeckt. Diese Schicht wirkt selbst schon als Korrosionsschutz, sorgt dann aber auch für eine gute Haftung des darauf aufgebrachten Lacks.

Eine besondere Form des Korrosionsschutzes wird angewendet, um Schiffswände, unterirdische Rohrleitungen oder Tanks zu schützen. Man verbindet die Eisenteile leitend mit Blöcken aus Magnesium. Magnesium ist unedler als Eisen. Die Blöcke lösen sich langsam auf und übertragen ihre Elektronen an die Eisenteile, die dadurch vor Oxidationen geschützt werden („Opferanode“).

Darüber hinaus gibt es noch viele Varianten des aktiven und passiven Korrosionsschutzes (Bild 4), wie das Galvanisieren, die Elektrotauchlackierung oder das Feuerverzinken, die in anderen Beiträgen beschrieben sind.