Weg im Metall
Elektronen bewegen sich vom anodischen Bereich, an dem Eisen oxidiert wird, zum kathodischen Bereich. Die beiden Bereiche können direkt nebeneinander auf demselben Bauteil liegen.
Chemie · Klasse 9–13 · Grundlagen & Vertiefung
Korrosion und Korrosionsschutz
Warum rostet Eisen – und warum schützt Zink sogar an einem Kratzer? Verfolge die Elektronen, vergleiche Schutzverfahren und erkläre Alltagsbeispiele mit einfachen Redoxgleichungen.
Eisen gibt Elektronen ab.
Sauerstoff nimmt Elektronen auf.
Schutz: Umgebung abschirmen oder Eisen zur Kathode machen.
Korrosion: Ein Werkstoff reagiert mit seiner Umgebung
Korrosion ist die Reaktion eines Werkstoffs mit seiner Umgebung, durch die seine Eigenschaften beeinträchtigt werden können. Ein bekanntes Beispiel ist das Rosten von Eisen oder gewöhnlichem Stahl. Nicht jedes Korrosionsprodukt heißt Rost: Rost bezeichnet die typischen Eisenkorrosionsprodukte.
Für das häufige Rosten in feuchter Luft sind Wasser und Sauerstoff entscheidend. Ein dünner Wasserfilm reicht: In ihm können Ionen wandern. Im Metall bewegen sich Elektronen. So entstehen auf einer Oberfläche kleine elektrochemische Reaktionsbereiche.
Das lernst du: die Teilreaktionen des Rostens erklären, den Einfluss von Salz verstehen und Lack, Zinkschutz sowie Metallkontakte beurteilen. Für die Vertiefung helfen galvanische Zellen.
Rosten Schritt für Schritt: zwei Reaktionsorte
1 · Anodischer Bereich: Eisen löst sich
Eisenatome geben Elektronen ab und gelangen als Fe²⁺-Ionen in den Wasserfilm. Das Metall verliert an dieser Stelle Substanz.
Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻
Das ist eine Oxidation. Der Ort heißt anodischer Bereich oder Lokalanode.
2 · Kathodischer Bereich: Sauerstoff wird reduziert
An einer anderen Stelle der elektrisch verbundenen Oberfläche nimmt gelöster Sauerstoff die Elektronen auf. In neutralem bis schwach basischem Wasser entsteht dabei Hydroxid:
O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻
Das ist die Sauerstoffreduktion. Der Ort heißt kathodischer Bereich oder Lokalkathode. Im sauren Milieu können andere Teilgleichungen zweckmäßiger sein.
3 · Die Elektronenbilanz ausgleichen
Für die Sauerstoffreduktion werden vier Elektronen benötigt. Die Eisenoxidation wird deshalb verdoppelt.
2 Fe → 2 Fe²⁺ + 4 e⁻
2 Fe + O₂ + 2 H₂O → 2 Fe²⁺ + 4 OH⁻
4 · Korrosionsprodukte entstehen
Fe²⁺ und OH⁻ können Eisen(II)-hydroxid bilden:
Fe²⁺ + 2 OH⁻ → Fe(OH)₂
Weitere Reaktionen mit Sauerstoff führen zu verschiedenen Eisen(III)-Oxidhydroxiden und wasserhaltigen Oxiden. Rost ist ein Gemisch; eine vereinfachte Sammelschreibweise ist Fe₂O₃ · x H₂O. Er ist nicht einfach immer reines Fe₂O₃.
Die Stromwege: Elektronen im Metall, Ionen im Wasser
Weg im Wasserfilm
Ionen transportieren Ladung im feuchten Film. Es braucht keinen sichtbaren Draht und keine Batterie: Die leitende Metalloberfläche und der Elektrolyt verbinden die Teilreaktionen.
Lokale Unterschiede in der Oberfläche, in den Werkstoffbestandteilen oder in der Sauerstoffversorgung können die Bereiche entstehen lassen. Unter einem Tropfen kann beispielsweise ein sauerstoffärmerer Bereich anodisch reagieren. Das genaue Muster hängt von den Bedingungen ab.
Wichtig: Die Stelle, an der du Rost siehst, muss nicht exakt die Stelle sein, an der sich das Eisen ursprünglich aufgelöst hat. Ionen können sich im Wasserfilm verteilen, bevor Korrosionsprodukte entstehen.
Welcher Schutz funktioniert auch am Kratzer?
Wähle eine Oberfläche und die Umgebung. Überlege zuerst, welcher Stoff Elektronen abgibt.
1 · Oberfläche wählen
2 · Umgebung wählen
Wasserfilm mit gelöstem Sauerstoff
Eisen / Stahl
Schematischer Querschnitt. Wasserfilm und Metall ermöglichen die beiden Ladungstransportwege.
Blankes Eisen kann in feuchter Luft rosten.
Qualitativer Vergleich für gewöhnlichen Stahl in sauerstoffhaltiger Umgebung: keine Vorhersage von Rostmenge oder Zeit. Intakter Lack wird als vollständig dichte Barriere modelliert. Zinkschutz setzt elektrische Verbindung, Elektrolytkontakt und eine ausreichend wirksame Zinkfläche voraus.
Warum Streusalz das Rosten häufig beschleunigt
Gelöste Salze liefern bewegliche Ionen. Dadurch wird ein Wasserfilm meist besser leitfähig und der elektrochemische Ladungstransport erleichtert. Chloridionen können außerdem schützende Oberflächenschichten stören. Manche Salzablagerungen halten Oberflächen länger feucht.
Salz ist aber keine notwendige Zutat für Rost. Eisen kann auch in salzfreiem Wasser bei Sauerstoffzufuhr korrodieren. Wie schnell das abläuft, hängt unter anderem von Feuchtigkeit, Sauerstoffversorgung, Temperatur, pH-Wert und Oberfläche ab. „Doppelt so viel Salz = doppelt so viel Rost“ ist keine allgemeine Regel.
Lack, Fett und Kunststoff: die Umgebung fernhalten
Eine dichte Beschichtung trennt das Metall von Wasser und Sauerstoff. Lackieren, geeignete Kunststoffüberzüge oder ein passender Fettfilm können deshalb schützen. Voraussetzung ist, dass die Schicht den jeweiligen Bedingungen standhält.
An einem Kratzer wird Eisen wieder zugänglich. Dort kann Korrosion einsetzen und unter die Beschichtung weiterlaufen. Die Beschichtung verhindert also den Kontakt, liefert aber selbst keinen elektrochemischen Schutz für freigelegtes Eisen.
Auch konstruktiver Schutz hilft: Wasser ablaufen lassen, dauerfeuchte Spalten vermeiden und Bauteile so gestalten, dass sie trocknen können. So wird bereits die Entstehung eines dauerhaften Elektrolyten erschwert.
Zink schützt doppelt: Barriere und Opferanode
Eine Zinkschicht kann zunächst als Barriere wirken. Wird sie lokal beschädigt, ist noch ein zweiter Mechanismus möglich: Unter geeigneten Bedingungen wird Zink bevorzugt oxidiert. Es ist gegenüber Eisen das unedlere Metall und wirkt als Opferanode.
Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻
Die Elektronen werden über die metallische Verbindung bereitgestellt. Die Eisenoberfläche wird zur Kathode; dort kann beispielsweise Sauerstoff reduziert werden. Die anodische Eisenauflösung wird dadurch unterdrückt.
Kathode: O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻
Der Schutz wird verbraucht: Zink löst sich mit der Zeit auf. Ohne ausreichendes wirksames Zink, ohne elektrische Verbindung oder ohne passenden Elektrolytkontakt funktioniert dieser Mechanismus nicht. Ein Stück Zink irgendwo neben dem Bauteil reicht nicht.
Dasselbe Grundprinzip nutzt man mit geeigneten Opferanoden etwa an Schiffen oder technischen Anlagen. Bei einem anderen Verfahren, dem Fremdstromschutz, hält eine kontrollierte äußere Stromquelle das Bauteil kathodisch. Das ist eine technische Auslegung und keine einfache Bastellösung.
Warum Kupferkontakt für Eisen ungünstig sein kann
Berühren sich Eisen und Kupfer elektrisch und sind beide über einen Elektrolyten verbunden, kann ein galvanisches Korrosionselement entstehen. Unter üblichen belüfteten wässrigen Bedingungen reagiert Eisen bevorzugt als Anode; auf Kupfer kann die kathodische Sauerstoffreduktion stattfinden.
Eisen · Anode
Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻
Eisen kann sich verstärkt auflösen.
Kupferoberfläche · Kathode
O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻
Kupfer wird nicht als Opferanode verbraucht.
Besonders ungünstig kann eine kleine freiliegende Eisenfläche neben einer großen kathodischen Fläche sein: Die Auflösung konzentriert sich dann auf wenig Eisenfläche. Deshalb schützt eine edlere Metallschicht ein Eisenbauteil an einer Fehlstelle anders als eine Zinkschicht.
Der bloße Kontakt zweier trockener Metalle genügt für diesen beschriebenen wässrigen Korrosionsmechanismus nicht. Man muss auch den Elektrolytweg und die Umgebung betrachten.
Warum Aluminium oder Edelstahl anders reagieren können
Einige Werkstoffe bilden unter passenden Bedingungen dünne, dichte und haftende Schutzschichten. Bei Aluminium ist das beispielsweise eine Oxidschicht. Bei nichtrostenden Stählen ist eine chromreiche Passivschicht entscheidend.
Rost auf gewöhnlichem Eisen schützt dagegen häufig nicht zuverlässig: Er ist meist porös und kann abplatzen. Wasser und Sauerstoff erreichen dann weiter das Metall. „Eine Oxidschicht schützt immer“ wäre deshalb falsch.
Auch passivierte Werkstoffe sind nicht unter allen Bedingungen unangreifbar. Beispielsweise können Chloride örtliche Korrosion begünstigen. Aus einer Spannungsreihe allein lässt sich die tatsächliche Korrosionsbeständigkeit eines Werkstoffs nicht vollständig ableiten.
Selbstcheck: vom Rostfleck zur Erklärung
Welche Reaktion schützt Eisen beim wirksamen Zinkschutz?
Wähle eine Antwort.
Nutze für die Reaktionsgleichungen das Modell mit neutralem Wasser und gelöstem Sauerstoff.
1 · Was wird beim Rosten oxidiert?
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Oxidation bedeutet Elektronenabgabe.
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Eisen: Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻. Eisenatome gehen als Ionen in den Wasserfilm über.
2 · Was nimmt im neutralen Wasser die Elektronen auf?
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Die kathodische Reaktion benötigt vier Elektronen.
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Gelöster Sauerstoff: O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻.
3 · Wie viele Fe-Atome liefern die Elektronen für ein O₂-Molekül?
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Ein Fe-Atom liefert zwei Elektronen.
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Zwei Fe-Atome liefern insgesamt vier Elektronen. Gesamt: 2 Fe + O₂ + 2 H₂O → 2 Fe²⁺ + 4 OH⁻.
4 · Warum kann Eisen ohne Salz rosten?
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Salz erleichtert einen Vorgang, ist aber keine Pflichtzutat.
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Wasserfilm und Sauerstoff ermöglichen bereits Korrosion. Salz kann die Leitfähigkeit erhöhen und Schichten beeinflussen, ist aber nicht grundsätzlich erforderlich.
5 · Lack und Zink haben einen Kratzer. Was ist der Unterschied?
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Nur einer der beiden Schutzstoffe kann eine Opferanode bilden.
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Bei Lack ist Eisen an der Fehlstelle ungeschützt zugänglich. Wirksames, elektrisch verbundenes Zink kann sich bevorzugt auflösen und auch das freigelegte Eisen kathodisch schützen.
6 · Eine Zinkanode ist vollständig verbraucht. Was folgt?
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Woher sollen weitere Elektronen zur Schutzwirkung kommen?
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Dieser Opferanodenschutz steht nicht mehr zur Verfügung. Das Bauteil ist unter geeigneten Korrosionsbedingungen wieder gefährdet; technische Anlagen benötigen Kontrolle und Ersatz.
7 · Warum kann Kupferkontakt Eisenkorrosion verstärken?
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Betrachte Anode und Kathode im gemeinsamen Elektrolyten.
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Eisen wird bevorzugt zur Anode. Sauerstoff kann auf der Kupferoberfläche reduziert werden. Das kann die Eisenauflösung verstärken, besonders bei kleiner Anoden- und großer Kathodenfläche.
8 · Fehlerdetektiv: „Jede Oxidschicht schützt das Metall.“
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Vergleiche Rost mit einer dichten Passivschicht.
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Falsch. Schutz hängt unter anderem von Dichtheit, Haftung und Stabilität ab. Rost ist häufig porös und nicht zuverlässig schützend; geeignete Passivschichten können dagegen schützen.
Für den Unterricht: Schutzverfahren begründet vergleichen
20–30 Minuten · ab Klasse 9/10: Starte mit der Frage „Warum ist ein Kratzer nicht bei jeder Beschichtung gleich schlimm?“ Gruppen ordnen Lack, Zink und Kupferkontakt zunächst nach vermuteter Wirkung. Danach prüfen sie die Fälle in der Simulation und korrigieren ihre Begründung.
Erwartung: Lack schützt als Barriere; wirksames Zink schützt zusätzlich elektrochemisch und wird dabei verbraucht; Kupferkontakt kann unter feuchten Bedingungen die Eisenauflösung begünstigen. In der trockenen Modellumgebung fehlt der leitfähige Wasserfilm.
Oberstufe: Beide Teilreaktionen mit Elektronenbilanz aufschreiben und erläutern, warum Standardpotenziale allein keine Korrosionsgeschwindigkeit vorhersagen. Als Abschluss eine Empfehlung für ein zerkratztes Bauteil begründen, statt nur ein Schutzverfahren zu nennen.
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