Korrosion und galvanische Elemente: Grundlagen und Beispiele

Korrosion: Chemische Reaktion von Metallen mit Reaktanten der Umwelt. Durch die nebenstehenden Reaktionen wird das Rosten vereinfacht dargestellt (Luft + Wasser → Rosten).

- Ursachen der Rostbildung sind Redoxreaktionen mit Sauerstoff, Wasser, Säuren oder die Bildung von Lokalelementen durch Verunreinigungen des Eisens.

- Man erkennt Korrosion an Rost, Löchern oder dem Grünwerden eines Kupferdaches.

Sauerstoffkorrosion: Voraussetzungen: - Elektrolytlösung neutral oder alkalisch mit gelösten Salzen - Sauerstoff gelöst im Elektrolyten

Beobachtung: Lokalkathode (Pluspol, Kathodenreaktion): O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻

Beispiel: Lokalanode (Minuspol, Anodenreaktion): 2 Fe → 2 Fe²⁺ + 4 e⁻

Säurekorrosion: Voraussetzungen: - Berührung zweier verschiedener Metalle mit unterschiedlichem Potential - Vorhandensein eines sauren Elektrolyten

Beobachtung: Wasserstoffentwicklung am edleren Metall, da H⁺ als Oxidationsmittel wirkt. Lokalkathode (Pluspol, Kathodenreaktion): 2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂

Beispiel: Lokalanode (Minuspol, Anodenreaktion): Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻

Korrosionsschutz: Ziel ist es, die Oberfläche des Metalls vor Luft und Wasser zu schützen.

Opferanode: Um Schiffe zu schützen, bringt man außen Zink-Platten an. Die Metallplatten lösen sich auf, während der zu schützende Stahl keine Korrosion zeigt. Durch die Verbindung des Stahls mit den unedleren Metallplatten entsteht eine kurzgeschlossene galvanische Zelle. Der Stahl wird zum Pluspol (Kathode), das unedlere Metall zum Minuspol (Anode). Die Anode liefert Elektronen an die Kathode und löst sich dabei auf. Diese Elektronen verhindern die Oxidation des Stahls.

Verzinken von Stahlblech: Feuerverzinken: Werkstücke wie Autokarosserien werden in eine 450 °C heiße Schmelze aus flüssigem Zink getaucht.

- Zink und Eisen bilden in Anwesenheit eines sauren Elektrolyten ein Lokalelement. Da Zink ein niedrigeres Potential als Eisen hat, reagiert es unter Bildung von Zn²⁺-Ionen. Am Eisen werden Hydronium-Ionen zu Wasserstoff-Molekülen reduziert.

- Säurekorrosion bei verzinktem Eisen: Oxidation: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻; Reduktion: 2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂

Verzinnen von Stahlblech: - Elektrolytische Verzinnung: Zur Herstellung von Weißblech für Konservendosen wird Zinn elektrolytisch abgeschieden.

- Zinn hat ein höheres Potential als Eisen. Wird die Zinnschicht beschädigt, entstehen Lokalelemente, bei denen das Eisen aufgrund seines kleineren Potentials zum Minuspol wird: Eisen(II)-Ionen gehen in Lösung. Zinn bildet den Pluspol, an dem Hydronium-Ionen zu Wasserstoffmolekülen entladen werden.

- Säurekorrosion bei verzinntem Eisen (Weißblech).

- Zinn wird von Lebensmittelsäuren nicht angegriffen. Es ist daher als korrosionsverhindernder Überzug für Stahlblechgefäße wie Konservendosen geeignet.

- Primärelemente: Liefern elektrische Energie aufgrund der Zusammensetzung aus zwei Elektroden mit unterschiedlichem Potential. Die Lebensdauer ist begrenzt, sie sind nicht wieder aufladbar (z. B. Trockenelement).

- Sekundärelemente: Beruhen auf reversiblen Elektrodenvorgängen. Als Stromquellen werden sie durch Zufuhr elektrischer Energie (Laden) wieder aufgeladen, die dann entnommen werden kann (Entladen). Die Lebensdauer ist beträchtlich, das Elektrodenmaterial wird nicht verbraucht, sondern unterliegt nur der Alterung.

- Stromentnahme (Entladen): freiwillige Redoxreaktion E_chem → E_el

- Stromzufuhr (Laden): erzwungene Redoxreaktion E_el → E_chem

Brennstoffzellen: Vergleich Primär- (Batterien) und Sekundärelemente (Akkus)

- Gemeinsamkeiten: Beide sind galvanische Elemente und mobile Energiequellen.

- Unterschiede: Primärelemente haben eine begrenzte Lebensdauer und reagieren nicht reversibel. Sekundärelemente haben eine beträchtliche Lebensdauer und reversible Reaktionen.

Leclanché-Element (Zink-Kohle-Batterie):

- Reaktion am Pluspol: Braunstein wird zu Mangan(III)-oxidhydroxid reduziert; dabei entstehen Hydroxid-Ionen: MnO₂ + H₂O + e⁻ → MnOOH + OH⁻

- Reaktion am Minuspol: Zink wird oxidiert, Zink-Ionen gehen in den Elektrolyten über: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻

- Sekundärreaktionen: 1) NH₄⁺ + OH⁻ → NH₃ + H₂O; 2) Zn²⁺ + 2 NH₃ → Zn(NH₃)₂²⁺ (schwer löslich)

Alkali-Mangan-Batterie (früher mit Quecksilber):

- Vorteile: Hohe Belastbarkeit bei hoher Stromleistung

- Nachteile: Schädlich für die Umwelt

- Reaktion am Pluspol: Beim Entladen wird Mangandioxid zunächst zu Mangan(III)-oxidhydroxid reduziert: MnO₂ + H₂O + e⁻ → MnO(OH) + OH⁻

- Reaktion am Minuspol: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻

Bleiakkumulatoren (z. B. Notlicht, Alarmanlagen):

- Aufbau (im geladenen Zustand): 2 Elektroden: Bleiplatten und Blei(IV)-oxid-Platten

- Elektrolyt: 20 %ige Schwefelsäure

- Entladevorgang: freiwillig verlaufende Redoxreaktion; chemische Energie → elektrische Energie → galvanisches Element

- Ladevorgang: Zufuhr von elektrischer Energie; unfreiwillig verlaufende Reaktion; elektrische Energie → chemische Energie → Elektrolyse

Reaktionsgleichung für den Gesamtvorgang: PbO₂ + Pb + 4 H⁺ + 2 SO₄²⁻ ⇌ 2 PbSO₄ + 2 H₂O

- Sekundärelement: Durch Zufuhr elektrischer Energie wird das galvanische Element wieder in den Ausgangszustand zurückversetzt und ist erneut als elektrochemische Spannungsquelle einsetzbar.

Entladevorgang: chemische Energie → elektrische Energie; galvanische Zelle (Element); Pb → Pb²⁺ + 2 e⁻; Pb + SO₄²⁻ → PbSO₄; PbO₂ + 2 e⁻ + SO₄²⁻ + 4 H⁺ → PbSO₄ + 2 H₂O; Gesamt: PbO₂ + Pb + 4 H⁺ → 2 PbSO₄ + 2 H₂O

Ladevorgang: elektrische Energie → chemische Energie; Elektrolyse; Kathode: PbSO₄ + 2 e⁻ → Pb + SO₄²⁻; Anode: PbSO₄ + 2 H₂O → PbO₂ + 2 e⁻ + SO₄²⁻ + 4 H⁺; Gesamt: 2 PbSO₄ + 2 H₂O → PbO₂ + Pb + 4 H⁺ + 2 SO₄²⁻