Grüße chemweazle,
Korrosion von Stahl mit der Oxidation des Eisens zu Eisen(II)-hydroxid mit luftfreiem , neutralen Wasser als Oxidationsmittel
Fe0(s) + 2 H2O → Fe(OH)2(s) ↓ + H2(g) ↑
Die Lösung ist schwach alkalisch, nach der groben Schätzrechnung.
Der größte Teil der enstehenden Hydroxidionen wird durch die Bildung des schwerlöslichen Eisen(II)hydroxids aus der Lösung entfernt.
Die Konzentration(Gleichgewichtskonzentration) der noch in Lösung befindlichen Hydroxidionen ist somit eher gering bis sehr gering.
Die Alkalizität dieser betrachteten Lösung entspricht eher der einer klassischen Kernseifenlösung, pH = 8,5.
Molmasse : M(Fe(OH)2) = 89,86 g / mol , Lit.: Wikipedia
Löslichkeit in Wasser, bei der Temperatur von θ = 25 °C, β = 0,207 mg /l = 0,000207 g / l (Massenkonzentration)
Lit.: periodensystem-online.de
Die bei der Oxidation des Eisens im Stahl mit Wasser entstehenden hydratisierten Eisen(II)-Ionen und die bei der Reduktion des Wassers zu Wasserstoff verbleibenden Hydroxidionen ergeben einen hellblauen, flockigen Niederschlag von schwerlöslichen Eisen(II)hydroxid.
Es liegt dann eine gesättigte Lösung von Eisen(II)hydroxid vor.
Die Gleichgewichtskonzentration der Hydroxidionen ist doppelt so groß, wie die der hydratisierten Eisen(II)-Ionen.
Fe(OH)2(s) ↓ ⇌ Fe(aq)(2+) + 2 OH(-)(aq)
c(Fe(II) = c(Fe(OH)2
$$\dfrac{c(OH^{(-)})}{c(Fe(II))} = \frac{2}{1} = 2$$
$$c(Fe(OH)_{2}) = \dfrac{\beta}{M} = \frac{0,00207\cdot g\cdot mol}{89,86\cdot g\cdot l}\approx 2,31\cdot 10^{-6}\cdot \frac{mol}{l} = c(Fe(II))$$
$$c(OH^{(-)}) = 2\cdot c(Fe(II)) = 4,62\cdot 10^{-6}\cdot \frac{mol}{l}$$
pOH = – log10[c(OH(-)) * l * mol-1] ≈ 5,34
pH = 14 – pOH = 14 – 5,34 ≈ 8,66
