GALVANISCHE KORROSION: MECHANISMEN, BEISPIELE, SCHUTZ - CHEMIE - 2025

Die galvanische oder elektrochemische Korrosion ist ein Prozess, bei dem ein Metall oder eine Legierung im Vergleich zur herkömmlichen Oxidation stärker abgebaut wird. Man kann sagen, dass es sich um eine beschleunigte Oxidation handelt, die sogar absichtlich gefördert wird. wie es in Zellen oder Batterien passiert.

Dies erfolgt unter einer Reihe von Bedingungen. Erstens muss es ein aktives Metall geben, das Anode genannt wird. Und zweitens muss es ein niedrigreaktives Edelmetall geben, das als Kathode bezeichnet wird. Die dritte und vierte Bedingung sind das Vorhandensein eines Mediums, in dem sich Elektronen ausbreiten, wie Wasser, und ionischer Spezies oder Elektrolyte.

Rostige Eisenkrone. Quelle: Pixnio.

Galvanische Korrosion ist besonders in Meeresumgebungen oder an den Ufern von Stränden zu beobachten. Die Luftströmungen erhöhen Massen von Wasserdampf, die wiederum einige Ionen tragen; Letztere haften an einer dünnen Wasserschicht oder Tropfen, die auf der Metalloberfläche aufliegen.

Diese Bedingungen von Feuchtigkeit und Salzgehalt begünstigen die Korrosion des Metalls. Das heißt, eine Eisenkrone wie die im Bild oben rostet schneller, wenn sie der Nähe des Meeres ausgesetzt ist.

Die Leichtigkeit, mit der ein Metall im Vergleich zu einem anderen oxidieren muss, kann durch seine Reduktionspotentiale quantitativ gemessen werden. Tabellen mit diesen Potenzialen gibt es in Chemiebüchern im Überfluss. Je negativer Sie sind, desto größer ist Ihre Neigung zum Rosten.

Befindet sich dieses Metall in Gegenwart eines anderen mit einem sehr positiven Reduktionspotential und damit einem großen ΔE, ist die Oxidation des reaktiven Metalls ebenfalls aggressiver. Andere Faktoren wie pH-Wert, Ionenstärke, Feuchtigkeit, das Vorhandensein von Sauerstoff und die Beziehung zwischen den Bereichen des Metalls, die oxidiert und reduziert werden, sind ebenfalls wichtig.

Mechanismen

Konzepte und Reaktionen

Bevor auf die Mechanismen der galvanischen Korrosion eingegangen wird, sollten bestimmte Konzepte geklärt werden.

Bei einer Redoxreaktion verliert eine Spezies Elektronen (oxidiert), während eine andere sie gewinnt (reduziert). Die Elektrode, an der Oxidation auftritt, wird Anode genannt; und an der die Reduktion auftritt, Kathode (im Englischen wird normalerweise die mnemonische Regel redcat verwendet, um sich daran zu erinnern).

Wenn also für eine Elektrode (ein Stück, eine Schraube usw.) eines Metalls M oxidiert wird, heißt es die Anode:

M => M ^{n +} + ne ^-

Die Anzahl der freigesetzten Elektronen entspricht der Größe der positiven Ladung des resultierenden Kations M ^{n +} .

Dann empfängt eine andere Elektrode oder ein anderes Metall R (beide Metalle müssen auf irgendeine Weise in Kontakt sein) die freigesetzten Elektronen; Dies unterliegt jedoch keiner chemischen Reaktion, wenn es Elektronen gewinnt, da es diese nur leiten würde (elektrischer Strom).

Daher muss es eine andere Spezies in Lösung geben, die diese Elektronen formal aufnehmen kann; als leicht reduzierte Metallionen, zum Beispiel:

R ^{n +} + ne ^- => R.

Das heißt, eine Metallschicht R würde sich bilden und die Elektrode würde daher schwerer werden; während das Metall M aufgrund der Auflösung seiner Atome an Masse verlieren würde.

Depolarisatoren

Was wäre, wenn es keine Metallkationen gäbe, die leicht genug reduziert werden könnten? In diesem Fall nehmen andere im Medium vorhandene Spezies die Elektronen auf: die Depolarisatoren. Diese stehen in engem Zusammenhang mit dem pH-Wert: O ₂ , H ⁺ , OH ^- und H ₂ O.

Sauerstoff und Wasser gewinnen Elektronen in einer Reaktion, die durch die folgende chemische Gleichung ausgedrückt wird:

O ₂ + 2H ₂ O + 4e ^- => 4OH ^-

Während die H ⁺ -Ionen in H _{2 umgewandelt werden} :

2H ⁺ + 2e ^- => H ₂

Es sind dh die OH-Spezies ^- und H ₂ sind übliche Produkte galvanische oder elektrochemische Korrosion.

Selbst wenn das Metall R an keiner Reaktion beteiligt ist, fördert die Tatsache, dass es edler als M ist, seine Oxidation; und folglich wird es eine höhere Produktion von OH ^- Ionen oder Wasserstoffgas geben. Denn schließlich ist der Unterschied zwischen den Reduktionspotentialen ΔE einer der Haupttreiber dieser Prozesse.

Eisenkorrosion

Korrosionsmechanismus für Eisen. Quelle: Wikipedia.

Nach den vorherigen Erläuterungen kann das Beispiel der Eisenkorrosion angesprochen werden (oberes Bild). Angenommen, es gibt eine dünne Wasserschicht, in der sich Sauerstoff löst. Ohne die Anwesenheit anderer Metalle geben die Depolarisatoren den Ton für die Reaktion an.

Somit verliert Eisen einige Atome von seiner Oberfläche und löst sich in Wasser als Fe ²⁺ -Kationen auf :

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

Die beiden Elektronen wandern durch das Stück Eisen, weil es ein guter Stromleiter ist. Wo also die Oxidation oder die Anodenstelle begann, ist bekannt; aber nicht dort, wo die Reduktion oder der Ort der kathodischen Stelle fortschreitet. Die Kathodenstelle kann überall sein; und je größer die mögliche Fläche ist, desto schlechter korrodiert das Metall.

Angenommen, die Elektronen erreichen einen Punkt, wie im obigen Bild gezeigt. Dort durchlaufen sowohl Sauerstoff als auch Wasser die bereits beschriebene Reaktion, bei der OH ^- freigesetzt wird . Diese OH ^- Anionen können mit Fe ²⁺ unter Bildung von Fe (OH) ₂ reagieren , das ausfällt und nachfolgende Oxidationen eingeht, die es schließlich in Rost umwandeln.

Inzwischen knackt die Anodenstelle immer mehr.

Beispiele

Im Alltag gibt es zahlreiche Beispiele für galvanische Korrosion. Wir müssen uns nicht auf die Eisenkrone beziehen: Jedes Artefakt aus Metallen kann in feuchten und salzhaltigen Umgebungen denselben Prozess durchlaufen.

Neben dem Strand bietet der Winter auch ideale Bedingungen für Korrosion. Zum Beispiel beim Schaufeln von Salz in den Schnee auf der Straße, um ein Schleudern der Autos zu verhindern.

Aus physikalischer Sicht kann Feuchtigkeit in den Schweißverbindungen zweier Metalle zurückgehalten werden, die aktive Korrosionsstellen sind. Dies liegt daran, dass sich beide Metalle wie zwei Elektroden verhalten, wobei die reaktivere ihre Elektronen verliert.

Wenn die Produktion von OH ^- Ionen beträchtlich ist, kann dies sogar den Lack des Autos oder des betreffenden Geräts angreifen.

Anodische Indizes

Man kann seine eigenen Beispiele für galvanische Korrosion unter Verwendung der Reduktionspotentialtabellen konstruieren. Die anodische Indextabelle (per se vereinfacht) wird jedoch ausgewählt, um diesen Punkt zu veranschaulichen.

Anodische Indizes für verschiedene Metalle oder Legierungen. Quelle: Wikipedia.

Nehmen wir zum Beispiel an, wir wollten eine elektrochemische Zelle bauen. Die Metalle, die oben in der anodischen Indextabelle stehen, sind kathodischer. das heißt, sie sind leicht zu reduzieren und es wird daher schwierig sein, sie in Lösung zu haben. Während die Metalle, die sich am Boden befinden, anodischer oder reaktiver sind und leicht korrodieren.

Wenn wir Gold und Beryllium wählen, könnten beide Metalle nicht lange zusammen sein, da Beryllium extrem schnell oxidieren würde.

Wenn wir andererseits eine Lösung von Ag ⁺ -Ionen haben und einen Aluminiumstab darin eintauchen, löst sich dieser gleichzeitig auf, wenn metallische Silberpartikel ausfallen. Wenn dieser Stab mit einer Graphitelektrode verbunden wäre, würden Elektronen dorthin wandern, um Silber als Silberfilm elektrochemisch darauf abzuscheiden.

Und wenn anstelle des Aluminiumstabs Kupfer verwendet würde, würde die Lösung aufgrund des Vorhandenseins von Cu ²⁺ -Ionen im Wasser bläulich werden .

Elektrochemischer Korrosionsschutz

Opferbeschichtungen

Angenommen, Sie möchten eine Zinkplatte in Gegenwart anderer Metalle vor Korrosion schützen. Die einfachste Möglichkeit wäre die Zugabe von Magnesium, das das Zink so beschichtet, dass die vom Magnesium freigesetzten Elektronen nach der Oxidation die Zn ²⁺ -Kationen zurück reduzieren .

Der MgO-Film auf Zink würde jedoch eher früher als später reißen und Anodenstellen mit hoher Stromdichte bereitstellen; das heißt, die Korrosion des Zinks würde sich gerade an diesen Punkten stark beschleunigen.

Diese Technik zum Schutz vor elektrochemischer Korrosion ist als Verwendung von Opferbeschichtungen bekannt. Das bekannteste ist Zink, das in der berühmten Technik des Verzinkens verwendet wird. In ihnen ist das Metall M, insbesondere Eisen, mit Zink (Fe / Zn) beschichtet.

Wieder oxidiert Zink und sein Oxid dient dazu, das Eisen zu bedecken und Elektronen darauf zu übertragen, die das gebildete Fe ²⁺ reduzieren .

Edle Beschichtungen

Angenommen, Sie möchten dieselbe Zinkfolie schützen, aber jetzt verwenden Sie Chrom anstelle von Magnesium. Chrom ist edler (kathodischer, siehe Tabelle der anodischen Zahlen) als Zink und wirkt daher als edle Beschichtung.

Das Problem bei dieser Art von Beschichtung besteht darin, dass sie nach dem Reißen die Oxidation des darunter liegenden Metalls weiter fördert und beschleunigt. In diesem Fall würde das Zink noch stärker korrodieren als mit Magnesium beschichtet zu sein.

Und schließlich gibt es noch andere Beschichtungen, die aus Farben, Kunststoffen, Antioxidantien, Fetten, Harzen usw. bestehen.

Experiment für Kinder

Eisenplatte beim Auflösen von Kupfersalzen

Ein einfaches Experiment kann aus derselben Tabelle von Anodenindizes erstellt werden. Wenn ein Kind eine angemessene Menge (weniger als 10 Gramm) CuSO ₄ · 5H ₂ O in Wasser löst , wird es gebeten, in eine polierte Eisenplatte einzutauchen. Ein Foto wird aufgenommen und der Vorgang kann sich einige Wochen lang entfalten.

Die Lösung ist anfangs bläulich, beginnt jedoch zu verblassen, während die Eisenplatte eine kupferfarbene Farbe annimmt. Dies liegt an der Tatsache, dass Kupfer edler als Eisen ist und daher seine Cu ²⁺ -Kationen aus den durch die Oxidation von Eisen gegebenen Ionen zu metallischem Kupfer reduziert werden:

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

Cu ²⁺ + 2e ^- => Cu

Silberoxidreinigung

Silberobjekte werden mit der Zeit schwarz, insbesondere wenn sie mit einer Quelle von Schwefelverbindungen in Kontakt kommen. Der Rost kann durch Eintauchen des Objekts in eine Wanne mit Backpulver und Aluminiumfolie entfernt werden. Das Bicarbonat liefert die Elektrolyte, die den Elektronentransport zwischen dem Objekt und dem Aluminium erleichtern.

Infolgedessen wird das Kind zu schätzen wissen, dass das Objekt seine schwarzen Flecken verliert und mit seiner charakteristischen silbernen Farbe leuchtet. während die Aluminiumfolie korrodiert, um zu verschwinden.

Verweise

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