Korrosion (lat.: corrodere, zerfressen) bezeichnet die Zersetzung eines Werkstoffes durch Witterungs- oder Umgebungseinflüsse. Im Bereich der Chemie handelt es sich zumeist um chemische oder elektrochemische Reaktionen von Metallen mit Bestandteilen der Umgebung, z. B. Luftsauerstoff oder Säuren.

Die bekannteste Art der Korrosion ist das Rosten von Eisen bzw. Stahl. Aber auch andere Metalle korrodieren. Dies verursacht weltweit wirtschaftliche Schäden von mehreren Milliarden Euro pro Jahr. Kenntnisse korrosiver Prozesse und vor allem Schutzmaßnahmen gegen diese haben daher eine hohe wirtschaftliche und Alltagsrelevanz.

Korrosion – eine elektrochemische Redoxreaktion

Redoxreaktionen sind Vorgänge, bei denen Elektronen übertragen werden. Als Reduktion bezeichnet man die Aufnahme von Elektronen, als Oxidation deren Abgabe. Unedle Metalle (s. Spannungsreihe der Metalle) neigen dazu, Elektronen abzugeben. Sie werden oxidiert.

Oxidation eines Metalls (M):

M → Mn+ + ne

Hierzu benötigen sie einen geeigneten Reaktionspartner (Oxidationsmittel), der die Elektronen aufnimmt. Zudem findet Korrosion nur unter Anwesenheit einer Elektrolytlösung (z. B. Wasser aus der Luft) statt. Denn in dieser kommt es zur Bildung einer galvanischen Minizelle, Lokalelement genannt. Schließlich müssen die abgegebenen Elektronen vom Metall zum Oxidationsmittel wandern können, wozu eine Potentialdifferenz nötig ist.

Je nach Reaktionspartner unterscheidet man u. a.:

Sauerstoffkorrosion

Bei der Sauerstoffkorrosion agiert in Elektrolytlösungen (z. B. Luftfeuchtigkeit) gelöster Sauerstoff als Oxidationsmittel.

Reduktion bei Sauerstoffkorrosion:

O2 + 2 H2O + 4e → 4OH

Sauerstoffkorrosion tritt bei alkalischen und neutralen pH-Werten und Sauerstoffverfügbarkeit auf.

Beispiel Rosten: Das Lokalelement bildet sich innerhalb der Wassertropfen, die auf der Metalloberfläche kondensieren. Das Eisen im Zentrum dieses Tropfens fungiert als Anode, am Rand als Kathode. Dabei laufen folgende Reaktionen ab:

Anode (Oxidation): 2Fe(s) → 2Fe2+(aq) + 4e

Kathode (Reduktion): O2(g) + 2H2O(l) + 4e → 4OH(aq)

Die entstandenen Eisenionen reagieren in zwei Schritten weiter zum Rost:

Fe2+(aq) + 2OH(aq) → Fe(OH)2(s)

4Fe(OH)2(s) + O2 → 4FeO(OH)(s) + 2H2O(l)

Säurekorrosion

Bei der Säure- oder Wasserstoffkorrosion wirken Säureprotonen (H+) als Oxidationsmittel, wobei sie zu Wasserstoffgas (H2) reduziert werden.

Reduktion bei Säurekorrosion:

2H+ + 2e → H2

Sicher kennst du aus der Schule entsprechende Versuche wie das Beträufeln eines Zinkbleches mit Salzsäure, bei dem du die Wasserstoffgas-Entwicklung gut beobachten konntest. Säurekorrosion tritt bei niedrigen pH-Werten und Sauerstoffmangel auf.

In beiden Fällen wird die Korrosion beschleunigt, wenn unterschiedliche Elektrodenmaterialien beteiligt sind, etwa durch Verunreinigung mit Fremdmetallpartikeln oder bei Schraub- und Nietverbindungen. Das unedlere Metall dient jeweils als Anode und wird zersetzt, wohingegen das edlere Metall praktisch unverändert bleibt.

Korrosionsarten

Korrosion kann nicht nur anhand der unterschiedlichen Reaktionspartner, sondern auch nach dem Ort des Auftretens unterschieden werden. Die wichtigsten Arten sind:

  • Flächenkorrosion: Von Flächenkorrosion spricht man, wenn (fast) die gesamte Oberfläche gleichmäßig von korrodierenden Prozessen betroffen ist.
  • Lochfraß: Dieser tritt häufig an Fehlstellen oder Beschädigungen passivierter Metalle wie rostfreiem Stahl oder Aluminiumlegierungen auf und schreitet in der Tiefe zügig voran. Außerdem wird er aufgrund der geringen Lochdurchmesser oft erst spät erkannt.
  • Kontaktkorrosion: Sie tritt auf, wenn zwei unterschiedliche Metalle und ein korrosives Medium (z. B. Luftfeuchtigkeit) aufeinandertreffen. Es kommt zur Ausbildung eines galvanischen Elements, das unedlere Metall wird elektrochemisch zersetzt.

Korrosionsschutz

Werkstoffe werden durch Abschirmung von der Umgebung vor Korrosion geschützt. Dies kann auf unterschiedliche Weise geschehen:

1. passiver Korrosionsschutz

Beim passiven Schutz des Metalls wird dieses mit einer Schutzschicht versehen, die es von der Umgebung abschirmt und selber gegenüber dieser beständig ist. Hierzu gehören:

  • Passivierung: Als Passivierung wird ein Vorgang bezeichnet, bei dem das Metall selbst durch Reaktion mit Luftsauerstoff einen Korrosionsschutz ausbildet. Die entstehende Metalloxidschicht ist Undurchlässig für Luft und Wasser und verhindert dadurch die weitere Oxidation des Metalls. Aluminium und Zink bilden z. B. derartige Schichten aus:
    4 Al + 3O2 → 2Al2O3 (unter Beteiligung einer Elektrolytlösung)
    Die Aluminiumoxidschicht kann elektrochemisch durch das sogenannte Eloxalverfahren noch deutlich verstärkt werden. Die beim Rosten gebildete Eisenoxidhydroxidschicht (FeO(OH)) ist hingegen porös und verhindert das Fortschreiten der Korrosion nicht.
  • Schutzüberzüge: Dies können z. B. Lacke oder Kunstharze sein, die als dicke Schicht auf den Werkstoff aufgebracht werden. So werden z. B. Autos lackiert, um sie vor dem Rosten zu bewahren. Probleme entstehen, wenn diese Schutzschicht beschädigt wird, z. B. durch einen Unfall. Denn dort, wo kein Lack mehr ist, kann das Metall natürlich wieder korrodieren.
  • Metallüberzüge aus edleren Metallen: Edle Metalle reagieren kaum mit der Umgebung und eignen sich daher gut als Schutzüberzug unedlerer Metalle. Sobald jedoch der schützende Überzug beschädigt ist, bildet sich ein Lokalelement. Das edlere Metall wirkt hierbei gegenüber dem unedleren als Kathode. Hierdurch kommt es zu einem lokalen, starken Angriff auf das unedle Metall.

2. aktiver Korrosionsschutz

Von aktivem Schutz spricht man, wenn das Metall durch ein zweites, unedleres Metall geschützt wird, das aktiv und zuerst mit der Umgebung reagiert. Hierzu zählen:

  • Metallüberzüge aus unedleren Metallen: Hierbei wird i. d. R. ein Metall gewählt, dass sich selber durch Reaktion mit der Umgebung passiviert. So bildet z. B. ein Aluminiumüberzug mit der Zeit die bereits erwähnte Aluminiumoxidschicht.
  • Opferandode: Verbindet man zwei Metalle elektrisch leitend, so geht bei Reaktion stets das unedlere Metall in Lösung. Das edlere Metall dient wieder als Kathode, das unedlere als Anode. Da sich das unedlere mit der Zeit auflöst, also quasi geopfert wird, spricht man von Opferanode. Dieses Verfahren kommt häufig zur Anwendung, z. B. um unterirdische Leitungen, Stahlkessel oder offshore Bohrinseln zu schützen. Zum Schutz von Stahl eignen sich etwa Magnesium, Zink, Aluminium oder entsprechende Legierungen. Die Opferanode muss allerdings regelmäßig überprüft und ggf. erneuert werden.

Schreibe einen Kommentar

Deine E-Mail-Adresse wird nicht veröffentlicht. Erforderliche Felder sind mit * markiert.