Rost

Als Rost bezeichnet man das Korrosionsprodukt aus Eisenoxid und Wasser der allgemeinen Zusammensetzung von $xFe(II)O\cdot yFe(III)O\cdot zH_{2}O$ (x, y, z positive Verhältniszahlen). Es bildet sich bei Raumtemperatur durch Oxidation von Eisen und Stahl in Gegenwart von Sauerstoff und Wasser.

Schematische Darstellung des Rostens von Eisen (grau) in Gegenwart von Wasser (blau) und Sauerstoff ("O" bzw. hellblaue Tönung).

Rost bildet lockere Gefüge geringer Festigkeit. Die Oxidation bewirkt eine Massenzunahme, das Material wird schwerer. Die damit verbundene Volumenzunahme führt zu Spannungen und zum Abplatzen der Rostschicht. Die elektrische (Ionen-) Leitfähigkeit und die Sauerstoffpermeabilität unterstützt die Korrosion an der Rost/Materialgrenzfläche. Die Elemente Zink, Chrom, Aluminium oder Nickel sind teilweise unedler als Eisen, rosten aber unmerklich. Dort schützt die Oxidationsschicht wirksam vor weiterer Reaktion mit Sauerstoff.

Die Oxidationsprodukte, die sich bei hohen Temperaturen auf der Oberfläche von Eisen bilden, heißen Zunder und bestehen aus Eisenoxiden unterschiedlicher Oxidationsstufen.

Elektrochemisches Modell der Rostbildung

Datei:Rost16.jpg Rostiger Nagel, Durchmesser ca. 5mm. Links ist die Rostschicht zum Teil abgeplatzt, der Schichtzuwachs durch Rosten ist deutlich zu erkennen.

Ein stark angerosteter Träger einer Stahlbrücke

Die Zahlen im Text beziehen sich auf das Diagramm rechts, das den Vorgang des Rostens veranschaulicht. Auf einer Eisenoberfläche (grau) liegt ein Wassertropfen (blau), umgeben von Luft (weiß). Gemäß der Spannungsreihe der Elemente diffundieren positiv geladene Eisenatome in die wässrige Umgebung (1):

(A) $Fe\leftrightarrow Fe^{2+}+2e^{-}$

Zunächst könnte man annehmen, das Eisen reagiere mit dem Wasserstoff des Wassers gemäß:

$Fe+2H^{+}\leftrightarrow Fe^{2+}+H_{2}$

Die negative Aufladung des Metalls und die Grenzschicht aus positiv geladenen Eisenionen verhindert aber eine schnelle Umsetzung mit Protonen.

Ist Sauerstoff vorhanden, kann er den Transport der Elektronen übernehmen. Im Diagramm oben diffundiert Sauerstoff von außen in den Wassertropfen. Der Konzentrationsunterschied im Wassertropfen erzeugt eine Potenzialdifferenz zwischen (2) und (3). Der anodische Bereich (2) und kathodische Bereich (3) bilden mit dem Wasser als Elektrolyten eine galvanische Zelle, die aufgrund des Kurzschlusses zwischen (2) und (3) als Korrosions- oder Lokalelement bezeichnet wird.

Bei (3) reagieren die Elektronen mit Wasser und Sauerstoff zu Hydroxid:

(B) $H_{2}O+{\frac {1}{2}}O_{2}+2e^{-}\rightarrow 2OH^{-}$

Die Hydroxid-Ionen bilden mit den Eisenionen Eisen(II)hydroxid (4). Unter Beteiligung von Sauerstoff und Wasser fällt schwerlösliches Eisen(III)hydroxid aus, das sich auf der Eisenoberfläche bei (5) ablagert:

$2(Fe^{2+}+4(OH)^{-})+{\frac {1}{2}}O_{2}+H_{2}O\rightarrow 2Fe(OH)_{3}$

$Fe(OH)_{3}\rightarrow FeO(OH)\cdot H_{2}O$

Vereinfacht lautet die Summengleichung aus (A) und (B):

$2Fe+3/2O_{2}+3H_{2}O\rightarrow 2Fe(OH)_{3}$

Wenn Eisen mit einem anderen Metall in Berührung kommt, entsteht an der Kontaktstelle ebenfalls ein Lokalelement, das zur Korrosion des unedleren Metalls führt.

Korrosionsschutz

Aus dem Modell lassen sich drei Strategien für den Korrosionsschutz ableiten:

Fernhalten von Sauerstoff

Beispiel: Heizungsrohre aus Eisen rosten nicht, wenn das Wasser in einem geschlossenen System ohne Luftzutritt geführt wird.

Fernhalten von Feuchtigkeit, die als Elektrolyt wirkt

Eisenpfosten, dessen Schutzschicht durch Rostaufbrüche teilweise abgeplatzt ist.

Getränkedose aus Weißblech mit Rostdurchbrüchen durch die Zinn-Schutzschicht.

Beispiel 1: In Ländern mit geringer Luftfeuchtigkeit gibt es praktisch keine Rostschäden an Autos.

Beispiel 2: Schutzschichen aus Fett, Lack oder Metallauflagen schirmen Eisen von der Umgebung ab (Feuerverzinken, Weißblech), siehe Bilder links und rechts.

Beispiel 3: Eine Eisenlegierung mit einem Chromanteil von mehr als 12 % Chrom wird durch die Chromoxidschicht vor Oxidation geschützt.

Abbau der Potenzialdifferenz in Lokalelementen

Beispiel 1: Feuerverzinkung schützt Eisen nachhaltig vor Rostbefall. Kommt es zu einer Schädigung der Beschichtung, bilden Zink und Eisen bei Zutritt von Wasser ein Lokalelement. Zink als das unedlere Metall korrodiert und bewahrt das Eisen vor einer Zersetzung.

Bei einer Beschichtung mit einem edleren Metall (zum Beispiel Zinn bei Weißblech) tritt der umgekehrte Fall ein. Das Eisen rostet, möglicherweise verdeckt von der Schutzschicht (siehe Bild der Getränkedose). Die Anwesenheit eines edleren Metalls fördert sogar die Oxidation. Das Lokalelement aus Eisen und dem edleren Metall verhindert die schützende negative Aufladung des Eisens (siehe oben).

Beispiel 2: Eisenrohre werden elektrisch mit einer sogenannten Opferanode aus einem unedleren Metall verbunden. Wie im ersten Bespiel wird Eisen auf Kosten der Opferanode geschützt, sofern beide über einen Elektrolyten, zum Beispiel feuchtes Erdreich, im Kontakt stehen.

Beispiel 3: Statt einer Opferanode schützt auch eine elektrisch leitende Elektrode (zum Beispiel Graphit), wenn sie über eine externe Gleichspannungsquelle auf einem positiven Potenzial relativ zum Eisen gehalten wird.

siehe auch

Korrosion

Literatur

• Werner Schatt: Einführung in die Werkstoffwissenschaft. 1991
• Günter Schulze: Werkstoffkunde, Hans-Jürgen Bargel. 1999

Weblinks

• Chemische Experimente zur Korrosion