4.7 Korrosion
4.7.1 Allgemeines
Corrodere (lat.) = zernagen
- Oxidative Zerstörung eines Metalls durch chemische Einflüsse (z.B. Säuren, Laugen, Sauerstoff, Chlor, usw.).
- Die Metallatome gehen dabei in den Ionenzustand über
Man unterscheidet folgende Metallkorrosionen
a) chemische Metallkorrosion
Hier findet die Korrosion in einem elektrisch schlecht oder nichtleitenden Korrosionsmedium statt (z.B. in trockenen Gasen wie SO₂)
Bsp.: Zinkdächer bilden mit SO₂ leichtlösliches Zinksulfat, ZnSO₄
b) elektrochemische Metallkorrosion
Hier findet die Korrosion in Gegenwart eines Elektrolyten statt (Säurekorrosion, Sauerstoffkorrosion).
4.7.2 Elektrochemische Korrosion
Versuch vgl. AB
Versuchsbeobachtung:
a) messbare Potentialdifferenz; Gasbildung am Zinkstab.
b) keine messbare Potentialdifferenz mehr (diese wird über den Draht ausgeglichen); Gasbildung jetzt auch am Kupferstab.
c) Bei direkter Berührung findet man die gleichen Ergebnisse wie bei b).
Skizze zu Versuch b:
Formuliert hierfür einmal die Reaktionsgleichungen (Halb- und Gesamtreaktion; sie dürften euch von weiter vorne bekannt vorkommen):
{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}
Oxidation: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻
Reduktion: 2H₃O⁺ + 2 e⁻ → H₂ + 2 H₂O
Gesamt. Teilchenglng:
Zn(s)+ 2 H₃O⁺(aq) + 2 Cl⁻(aq)→ H₂(g) (g) + Zn²⁺(aq) + 2 Cl⁻(aq) + 2 H₂O(l)
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Bei den Versuchen b) und c) vollzieht sich eine elektrochemische Korrosion durch Bildung eines Lokalelements.
Lokalelement
Unter einem Lokalelement versteht man ein kurzgeschlossenes galvanisches Element; z.B. zwei verschieden edle Metalle tauchen in dieselbe Elektrolytlösung, mit der Möglichkeit des direkten Stromflusses. Das unedlere Metall (im Versuch Zink oder Eisen) wird dabei oxidiert.
Zusammenfassung
Unter elektrochemischer Korrosion versteht man die Zerstörung unedler Metalle durch Bildung von Lokalelementen mit edleren Metallen.
Prinzip
Zwei verschieden edle Metalle stehen in direktem Kontakt in einer Elektrolytlösung.
4.6.2 Die elektrolytische Raffination von Kupfer
vgl. AB
Reinkupfer
Nach Silber besitzt Reinkupfer die beste elektrische Leitfähigkeit unter allen Metallen. Allerdings vermindert z.B. Arsenverunreinigung von 0,07% die elektrische Leitfähigkeit um ein Drittel.
Weitere Eigenschaften und Verwendungen von Reinkupfer:
gute Wärmeleitfähigkeit ⇨ Heizrohre, Kühlschlangen
gute Widerstandsfähigkeit ⇨ Dächer, Dachrinnen
Gewinnung von Reinkupfer
- Herstellung von Rohkupfer wird aus Kupferkies (CuFeS₂), Kupferglanz (Cu₂S) und Rotkupfererz (Cu₂O) hergestellt.
- Rohkupfer enthält etwa 94 – 97 % Cu; die Beimengungen bestehen aus Zink (Zn), Zinn (Sn), Eisen (Fe), Cobalt (Co), Nickel (Ni), Blei (Pb), Arsen (As), Antimon (Sb), Schwefel (S), Tellur (Te) sowie gegebenenfalls aus den Edelmetallen Silber (Ag), Gold (Au) und Platin (Pt).
- Gewinnung von Reinkupfer aus Rohkupfer durch Elektrolyse.
Als Anode ( + Pol) dient das Rohkupfer, als Kathode (- Pol) eine Reinkupferlektrode. Als Elektrolytlösung verwendet man eine schwefelsaure Kupfer(II)-sulfatlösung.
Ergänze folgende Abbildung und Reaktionsgleichungen.
Folgende Elektrodenreaktionen sind möglich:
Kathode (- Pol)
________________ → ________________ E° = _______
2 H₂O + 2 e⁻ → ________________ E = - 0,41 V (pH = 7)
________________ → ________________ E° = - _______
________________ → ________________ E° = - _______
Anode (+ Plus)
________________ → ________________ E° = _______
2 SO₄²⁻ → S₂O₈²⁻ + 2 e⁻ E° = 2,01 V
2 H₂O → ________________ E = 0,82 V (pH = 7)
________________ → ________________ E° = - _______
________________ → ________________ E° = - _______
Bei der Elektrolyse werden _____
__________________________ _____________ oxidiert und gehen mit diesem als Kationen in Lösung. Die _______________ __________ sinken als Anodenschlamm ab. An der Kathode wird _______________ abgeschieden (da das __________ Metall in Lösung).
Die Lösung findet ihr unter dem nächsten Slider. Aber bitte: Versucht es erst selbständig zu lösen!
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Folgende Elektrodenreaktionen sind möglich:
Kathode (- Pol)
Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu E° = 0,35 V
2 H₂O + 2 e⁻ → H₂ + 2 OH⁻ E = - 0,41 V (pH = 7)
Fe² + 2 e⁻ → Fe E° = - 0,41 V
Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn E° = - 0,76 V
Anode (+ Plus)
Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ E° = 0,35 V
2 SO₄²⁻ → S₂O₈²⁻ + 2 e⁻ E° = 2,01 V
2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ E = 0,82 V (pH = 7)
Fe → Fe²⁺ + 2e⁻ E° = - 0,41 V
Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ E° = - 0,76 V
Bei der Elektrolyse werden alle im Vergleich zum Cu unedleren Metalle oxidiert und gehen mit diesem als Kationen in Lösung. Die Edelmetalle Ag, Au und Pt sinken als Anodenschlamm ab. An der Kathode wird nur Cu abgeschieden (da das edelste Metall in Lösung).
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4.6 Herstellung von Stoffen mit Hilfe von erzwungene Redoxreaktionen
4.6.1 Chlor-Alkali-Elektrolyse
Vgl. AB:
Wichtig: Lest Euch aufmerksam das dazugehörige Arbeitsblatt durch und versucht die Tabelle zu vervollständigen. Im Anschluss findet ihr die Lösung:
{slider title="Lösung" open="false" class="icon"}
| Amalgam-Verfahren | Diaphragma-Verfahren | |
|
Elektroden |
- Pol: Quellsilber |
- Pol: Stahl (vereinfacht Eisen) + Pol: Titan (früher Graphit, Kohlenstoff) |
| Folgende Reaktionen sind an den beiden Elektroden denkbar | ||
| Kathode ( - Pol) | Na¹⁺(aq) + 1 e⁻ → Na (s) E° = - 2,71V 2 H₂O(l) + 2e⁻ → H₂ (g) + 2 OH⁻(aq) E° = - 0,41 V (pH = 7) |
|
| Anode (+ Pol) | 2 Cl⁻(aq) → Cl₂(g) + 2 e⁻ E° = +1,36V 2 H₂O(l) → O₂(g) + 4 H⁺(aq) + 4 e⁻ E° = +0,82 V (pH = 7) |
|
| Produkte an der Kathode: | Natrium (bildet mit Quecksilber eine Legierung Natriumamalgam NaHgx) kein Wasserstoff: Hohe Überspannung von Wasserstoff an Hg |
Wasserstoff |
| Produkte an der Anode | Chlor ⊖ hohe Überspannung von Sauerstoff an Graphit |
Chlor ⊖ hohe Überspannung von Sauerstoff an Titan |
{/sliders}
Vergleich Membran-Verfahren und Diaphragma-Verfahren
vgl. AB
4.5 Akkumulatoren
Wiederaufladbar
Vgl. Bleiakku
4.5.1 Lithium-Ionen-Akkumulator
Minuspol: Lithium
Vorteil: Unedel, Leichtmetall
Nachteil: reagiert mit Wasser → nichtwässrige Elektrolyte
Elektrode: Edelstahl
Pluspol (Oxidationsmittel): Chromoxid (CrOx), Braunstein (MnO₂), Thionylchlorid (SOCl₂), Bismutoxid (Bi₂O₃)
Formuliert für den Minuspol einmal die Halbreaktion
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Minuspol: Li (s) → Li⁺ + e⁻
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Pluspol: 
(bzw. LiMn₂O₄)
⇨ Lithium wird in das Mangandioxid-Gitter eingelagert.
Elektrolyt: Organische Lösungsmittel (Propylencarbonat oder Demthoxyethan) mit Lösung von Lithiumperchlorat (LiClO₄)
Geringe Selbstentladung, bei geringe Entladeströme bis zu 10 Jahre nutzbar ⇨ EDV als Datenspeicher
Beschrifte folgende Abbildung:
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4.5.2 Nickel/Cadmium-Akkumulator
Geladener Zustand
Minuspol: fein verteiltes Cadmium
Pluspol: Nickel(III)-oxidhydroxid
Nicht ganz einfach: Formuliert mal den Entladevorgang:
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Minuspol: Cd (s) + 2 OH⁻ (aq) → Cd(OH)₂ (s) + 2 e⁻
Pluspol: 2 NiOOH (s) + 2 H₂O (l) + 2 e⁻ → 2 Ni(OH)₂ + 2 OH⁻
{/sliders}
Problem: giftiges Cadmium (Recycling)
4.5.3 Nickel/Metallhydrid-Akkumulator
Besonderheit: Metalllegierung (La, Ni, Co, Si, Cr, Mo, Co), welches reversibel Wasserstoff speichern kann.
Wirklich schwierig. Deshalb schaut es euch erst einmal an und versucht es dann erst zu lösen.
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Minuspol: Metall-H₂(s) + 2 OH⁻ (aq) → Metall + 2 H₂O (l) + 2 e⁻
Pluspol: 2 NiOOH (s) + 2 H₂O (l) + 2 e⁻ → 2 Ni(OH)₂ + 2 OH⁻
-----------------------------------------------------------------------------------------
Zellreaktion: Metall-H₂ (s) + 2 NiOOH (s) →Metall + 2 Ni(OH)₂ (s)
{/sliders}
Dass Metall nicht oxidiert werden (am Ende der Entladung) wird negative Elektrode überdimensioniert.