Rost

Als Rost bezeichnet man das Korrosionsprodukt, das aus Eisen oder Stahl durch Oxidation mit Sauerstoff in Gegenwart von Wasser entsteht. Die Verwitterung von Eisenwerkstoffen an Luft und Wasser zu Rost verursacht weltweit jährliche Millionenschäden. Chemisch gesehen setzt sich Rost allgemein aus Eisen(II)-oxid, Eisen(III)-oxid und Kristallwasser zusammen, Summenformel: $\mathrm {x\ Fe^{II}O\cdot y\ Fe_{\ 2}^{III}O_{3}\cdot z\ H_{2}O}$ (x, y, z positive Verhältniszahlen).

Rost ist somit ein wasserhaltiges Oxid des Eisens, eine chemische Verbindung, die zu den Oxiden bzw. Chalkogeniden gehört und zusätzlich Wasser bzw. Hydroxidionen enthält. Sie entsteht durch die Oxidation des Eisens, ohne dass höhere Temperaturen erforderlich wären.

Rost bildet lockere Gefüge geringer Festigkeit. Die Oxidation bewirkt eine Zunahme der Masse und des Volumens. Letztere führt zu Spannungen und zum Abplatzen der Rostschicht (siehe Abbildung rechts). Betonstähle rosten nicht, wenn sie gut gekapselt im Beton eingebettet sind. Zusätzlichen Schutz bietet das alkalische Milieu von Beton. Wenn aber Wasser und Luft Zutritt zum Stahl erhalten, platzt der Beton infolge der Volumenzunahme des Rostes auf und der Zerfall wird beschleunigt.

Elektrochemisches Modell der Rostbildung

Die Rostbildung (Korrosion) an Eisen beginnt

durch den Angriff einer Säure (Säurekorrosion) oder
von Sauerstoff und Wasser (Sauerstoffkorrosion) auf die Metalloberfläche.

Säurekorrosion

Im Fall einer Säure- oder Wasserstoffkorrosion entziehen die Protonen (Wasserstoffionen) der Säure dem Metall Elektronen: Eisen reagiert mit Wasserstoff-Ionen im Wasser (bei A) zu Eisen-II-Kationen :

Fe\leftrightarrow Fe^{2+}+2\ e^{-}

Die Wasserstoffionen (Oxidationsmittel) reagieren hierbei zu Wasserstoffgas (Redoxreaktion), da sie die Elektronen des Metalles aufnehmen (Reduktion des Oxidationsmittels). Das Reaktionsschema der Gesamtreaktion lautet somit:

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

(Wasserstoffkorrosion)

Sauerstoffkorrosion

Im Fall einer Sauerstoffkorrosion (Verwitterung des Eisens zu Rost) ist Sauerstoff das Oxidationsmittel: Er nimmt Elektronen auf.

In der Schemazeichnung rechts befindet sich auf einer Eisenoberfläche (grau) ein Wassertropfen (blau), umgeben von Luft (weiß). Gemäß der Spannungsreihe der Elemente diffundieren die positiv geladenen Eisenionen in die wässrige Umgebung, die Elektronen verbleiben im Metall und laden es negativ auf (Siehe (1) in der Schemazeichnung). Auch neutrales Wasser enthält zwar Wasserstoffionen (Autoprotolyse):

H_{2}O\leftrightarrow H^{+}+OH^{-}

Die negative Aufladung des Metalles und die Grenzschicht aus positiv geladenen Eisenionen über der Eisenoberfläche verhindert jedoch im Allgemeinen eine schnelle Umsetzung mit Protonen: Sauerstoff- und luftfreies Wasser greift das Eisenmetall nicht an.

Ist jedoch Sauerstoff vorhanden, kann er den Transport der Elektronen übernehmen. Er diffundiert von außen in den Wassertropfen (siehe Schemazeichnung). Der Konzentrationsunterschied im Wassertropfen erzeugt nun eine Potenzialdifferenz zwischen (2) und (3). Der anodische Bereich (2) und kathodische Bereich (3) bilden mit dem Wasser als Elektrolyten daher eine galvanische Zelle, eine Redoxreaktion läuft ab. Die Elektronen reagieren mit Wasser und Sauerstoff zu Hydroxid-Ionen (siehe bei (3) im der Schemazeichnung):

H_{2}O+{\frac {1}{2}}\ O_{2}+2\ e^{-}\rightarrow 2\ OH^{-}

Die Hydroxid-Ionen bilden mit den Eisenionen Eisen(II)-hydroxid (4).

Eisen(II)-hydroxid ist olivgrün bis graugrün, wird jedoch in Gegenwart von Wasser und Luft umgesetzt, so dass Eisen-III-Ionen entstehen. Zusammen mit den Hydroxidionen bildet sich bei dieser zweiten Redoxreaktion rostbraunes Eisen(III)-hydroxid:

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

Vereinfacht lautet das Gesamt-Reaktionsschema somit:

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

Durch Wasserabgabe bildet sich hieraus schwerlösliches Eisen(III)-oxid-hydroxid, das sich auf der Eisenoberfläche bei (5) ablagert:

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

Das anfangs gebildete Gemisch aus Eisen(II)-hydroxid und Eisen(III)-hydroxid wird also durch teilweise Wasserabgabe schlussendlich zu einer beständigen Mischung aus Eisen(II)-oxid, Eisen(III)-oxid und Kristallwasser, die umgangssprachlich als Rost bezeichnet wird:

\mathrm {x\ Fe^{II}O\cdot y\ Fe_{\ 2}^{III}O_{3}\cdot z\ H_{2}O}

(x, y, z positive Verhältniszahlen)

Beschleunigende Faktoren bei der Rostbildung

Auch wenn Eisen mit einem anderen Metall in Berührung kommt, entsteht an der Kontaktstelle ein Lokalelement, das zur Korrosion des unedleren Metalls führt. Der Rostvorgang wird zudem durch die Anwesenheit von Salzen beschleunigt, da diese die Leitfähigkeit innerhalb des Wassertropfens erhöhen. Da die Elektronen auch über die anwesenden Ionen wandern können, kann der Vorgang schneller ablaufen. Einige Salze können zudem katalytisch wirken.

Oxidations- und Korrosionvorgänge, die der Rostbildung ähneln

Wasserfreie Oxidationsprodukte, die sich bei hohen Temperaturen auf der Oberfläche von Eisen bilden, werden als Zunder bezeichnet. Sie bestehen anders als Rost aus Wasser- bzw. Hydroxid-freien Eisenoxiden unterschiedlicher Oxidationsstufen. Besonders beim Schmieden von glühendem Eisen platzen durch Hammerschläge von der Oberfläche dünne grauschwarze Eisenoxidschichten ab, die als Hammerschlag bezeichnet werden.

Auch bei anderen Metallen, wie Zink, Chrom, Aluminium oder Nickel, die teilweise auch unedler als Eisen sind, oxidieren nur die obersten Atomlagen zu einer kaum sichtbaren Oxidschicht, die das darunterliegende Metall vor weiterer Reaktion mit Sauerstoff abschirmt (siehe auch Passivierung). In Gegenwart von Luft und Wasser können jedoch auch Verwitterungs- und Korrosionsvorgänge eintreten, so z. B. bei Kupfer zu Patina. Beim Eisen jedoch kommt die Korrosion an der Rost/Materialgrenzfläche nicht zum Stillstand, weil die elektrische Leitfähigkeit des schon gebildeten (feuchten) Rostes und seine Sauerstoffdurchlässigkeit die weitere Korrosion an der Grenze Rost/Material begünstigen.

Entrostung

Stark gerostete Metalle können durch Bürsten von Rost befreit werden. Leichter Rost lässt sich auch mit einer schwachen Säure abwaschen. Geeignet ist beispielsweise verdünnte Phosphorsäure, wie sie in Cola zu finden ist. Damit die Säure das Metall nicht angreift, muss sie mit viel Wasser abgespült werden. Das Metall muss gründlich getrocknet und vor weiterer Korrosion geschützt werden. Phosphorsäure dient auch als Rostumwandler und wird in verschiedenen Mischung für die Instandsetzung etwa von Autos eingesetzt.

Korrosionsschutz

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

Fernhalten von Sauerstoff

Beispiel: Heizungsrohre aus Eisen rosten innen nicht, wenn das Wasser in einem geschlossenen System ohne Luftzutritt geführt wird. Zudem sinkt die Löslichkeit von Sauerstoff mit steigender Temperatur des Wassers.

Man kann diesen Reaktionen aber auch durch verschiedene Schutzmaßnahmen vorbeugen. Ein Beispiel dafür ist die Passivierung – das Überziehen mit solchen unedleren Metallen, die eine stabile Oxidschicht bilden.

Überzieht man Metalle mit unedleren Metallen so nennt man dies Galvanisieren, Verzinken oder Verchromen. Um den Zutritt von Wasser zu verhindern, kann man Metalle lackieren oder mit einem Kunststoffüberzug versehen.

Fernhalten von Feuchtigkeit

Da Wasser als Elektrolyt in der Reaktion zur Rostentwicklung wirkt, ist das trocken halten eine gute Gegenstrategie. So gibt es beispielsweise in Ländern mit geringer Luftfeuchtigkeit praktisch keine Rostschäden an Autos.

Eine weitere Möglichkeit sind Schutzschichten aus Fett, Lack oder Metallauflagen, die das Eisen von der Umgebung abschirmen (Feuerverzinken, Weißblech). Sobald diese Schutzschicht zerstört wird, beginnt der Rostungsprozess, siehe Bilder links und rechts.

Rostfreier Stahl ist eine Eisenlegierung mit einem Chromanteil von mehr als 12 % und 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 (ähnlich einer Batterie). Zink als das unedlere Metall korrodiert und bewahrt das Eisen vor Oxidation.

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, Rösti). 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 Beispiel 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

Literatur

Werner Schatt: Einführung in die Werkstoffwissenschaft. Deutscher Verlag für Grundstoffindustrie, Leipzig 1991. ISBN 3-342-00521-1
Günter Schulze, Hans-Jürgen Bargel: Werkstoffkunde. Schroedel, Hannover 1978, Springer, Berlin ⁷2000. ISBN 3-540-66855-1

Weblinks

Wiktionary: Rost – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Commons: Rost – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien

Chemische Experimente zur Korrosion
www.wissenschaft.de: Wie Rost nützlich wird - Eisenoxid kann in Form von Nanopartikeln helfen, Trinkwasser zu säubern

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