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Korrosion von Metallen

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Lerntext zum Thema Korrosion von Metallen

Was ist Korrosion?

Die Definition von Korrosion

Der rotbraune Rost an Eisennägeln oder die grüne Patina auf den Kuppeln aus Kupfer des Berliner Doms – beides entsteht durch einen chemischen Prozess, der Korrosion genannt wird.

Die Korrosion tritt dann auf, wenn Metalle mit Elementen oder Verbindungen aus der Umwelt in Kontakt kommen und mit diesen reagieren. Ein solches Element ist zum Beispiel der Sauerstoff in der feuchten Luft, der das Eisen rosten lässt. Die Patina auf Kupferoberflächen entsteht durch Reaktionen mit Verbindungen aus der Atmosphäre wie Kohlenstoffdioxid und Schwefeldioxid.

Rostiger Nagel Berliner Dom

Durch die Korrosion entsteht eine chemische Verbindung mit neuen Eigenschaften, die sich von den Eigenschaften des Metalls unterscheiden, beispielsweise in der Farbe und Beschaffenheit. Meist sind die neuen Eigenschaften unerwünscht. Zum Beispiel ist verrostetes Eisen spröde und bricht leicht. Durch die Korrosion können so Bauteile aus Eisen zerstört und enorme Schäden verursacht werden. Der Begriff Korrosion kommt aus dem Lateinischen corrodere und bedeutet übersetzt so viel wie zerfressen oder zerstören.

Die Korrosion ist eine Redoxreaktion, bei der das Metall durch ein Oxidationsmittel aus der Umwelt oxidiert und zerstört wird.

Die Sauerstoffkorrosion

Bei der Sauerstoffkorrosion reagiert das Metall in wässriger Umgebung mit dem Oxidationsmittel Sauerstoff. Zum Beispiel kann dies die Korrosion des Eisens durch den Sauerstoff aus der feuchten Luft sein.

Die Metallatome $\ce{Me}$ geben Elektronen ab und werden zu Metall-Kationen $\ce{Me^+}$ oxidiert. Das Oxidationsmittel selbst, also Sauerstoff $\ce{O2}$, nimmt in Gegenwart von Wasser Elektronen auf und wird zu Hydroxid-Ionen $\ce{OH^-}$ reduziert. Die allgemeinen Redoxgleichungen für die Sauerstoffkorrosion eines einwertigen Metalls $\ce{Me}$ lauten:

$\begin{array}{llclclcl}\text{Oxidation:} & \ce{4 Me -> 4 Me^+ + 4 e^-} \\ \text{Reduktion:} & \ce{O2 + 2 H2O + 4 e^- -> 4 OH^-} \\[2pt]\hline\\[-10pt]\text{Redoxreaktiont:} & \ce{4 Me + O2 + 2 H2O → 4 Me^+ + 4 OH^-}\end{array}$

Damit die Redoxreaktion zwischen Metall und Sauerstoff in wässriger Umgebung ablaufen kann, muss das Standardpotential $\Delta E^{0}$ des Metall-Redoxpaares $\ce{Me/Me^+}$ geringer sein als das Standardpotential des Redoxpaares $\ce{O2/OH^-}$ . In der elektrochemischen Spannungsreihe sind die Redoxpaare entsprechend ihrer Standardpotentiale $\Delta E^{0}$ aufgelistet. Je kleiner das Standardpotential eines Metalls ist, desto unedler ist das Metall und wird eher oxidiert.

Elektrochemische Spannungsreihe mit ausgewählten Redoxpaaren
Redoxpaar | $\Delta E^{0}$ in V
$\text{Zn/Zn}^{2+}$ | – 0,76
$\text{Fe/Fe}^{2+}$ | – 0,41
$\text{Cu/Cu}^{2+}$ | + 0,35
$\text{OH}^{–}\text{/O}_2$ | + 0,40
$\text{Ag/Ag}^{+}$ | + 0,80
$\text{Pt/Pt}^{2+}$ | + 1,20
$\text{Au/Au}^{3+}$ | + 1,41

Das Metall-Redoxpaar $\ce{Fe/Fe^{2+}}$ hat mit $\pu{–0,41 V}$ ein niedrigeres Standardpotential $\Delta E^{0}$ als das Redoxpaar $\ce{OH^- /O2}$ mit einem Standardpotential $\Delta E^{0}$ von $\pu{+0,40 V}$. Demnach wird das Eisen oxidiert. Setzt man nun anstelle von Me das Eisen $\ce{Fe}$ ein, so erhält man die folgenden Redoxgleichungen:

$\begin{array}{llclclcl}\text{Oxidation:} & \ce{2 Fe -> 2 Fe^2+ + 4 e^-} \\ \text{Reduktion:} & \ce{O2 + 2 H2O + 4 e^- -> 4 OH^-} \\[2pt]\hline\\[-10pt] \text{Redoxreaktion:} & \ce{2 Fe + O2 + 2 H2O -> 2 Fe^2+ + 4 OH^-} \end{array}$

Durch Elektronenabgabe, also Oxidation, entstehen zweifach positiv geladene Eisen(II)-Ionen. Diese Reaktion wird als Primäroxidation bezeichnet.

Die Eisen(II)-Ionen und Hydroxid-Ionen reagieren miteinander zu Eisen(II)-hydroxid, das in Wasser unlöslich ist und ausfällt.

$\ce{2 Fe^{2+} + 4 OH^- -> 2 Fe(OH)2 (v)}$

Das ausgefällte $\ce{Fe(OH)2}$ reagiert weiter mit Sauerstoff. Dabei oxidiert das zweiwertige Eisen auf eine Oxidationsstufe von $+3$ und es entsteht Eisen(III)-oxid-hydroxid.

$\ce{2 Fe(OH)2 + \frac{1}{2} O2 → 2 FeO(OH) + H2O}$

Diese auf die Primäroxidation folgende Reaktion wird als Sekundäroxidation bezeichnet.

Die Rostschichten

Rost besteht aus Schichten verschiedener, durch Korrosion entstandener, Eisenoxide. Ihre Entstehung ist abhängig von der Verfügbarkeit von Sauerstoff.

rostschichten

$\color{violet}{(1)}$ In der äußersten Schicht, die die höchste Verfügbarkeit an Sauerstoff aufweist, befindet sich der rotbraune Rost. Das ist das Eisen(III)-oxid-hydroxid mit der chemischen Formel $\ce{FeO(OH)}$.

$\color{#8DB600}{(2)}$ In der mittleren Schicht befindet sich das grüne Magnetithydrat mit der chemischen Formel $\ce{2 Fe3O4 * H2O}$.

${(3)}$ In der innersten Schicht, in der Sauerstoffmangel herrscht, liegt schwarzes Magnetit mit der chemischen Formel $\ce{Fe3O4}$ vor.

Das Korrosionselement

Korrosionselemente entstehen, wenn ein unedles Metall wie Eisen mit einem edleren Metall wie Kupfer sowohl in direktem Kontakt steht, als auch über eine elektrolytische Lösung, zum Beispiel Wasser, verbunden ist. Es findet eine elektrochemische Korrosion des unedleren Metalls statt, wobei das unedle Metall die Anode und das edlere Metall die Kathode bilden. Das unedlere Metall gibt Elektronen in die elektrolytische Lösung ab und oxidiert. An der Kathode findet durch Elektronenaufnahme eine Reduktion statt. Es entsteht ein galvanisches Element.

Allgemein: Mit Eisen:
Anodische Oxidation: $\ce{4 Me → Me^+ + 4 e^–}$ $\ce{2 Fe → 2 Fe^{2+} + 4 e^–}$
Kathodische Reduktion: $\ce{O2 + 2 H2O + 4 e^– → 4 OH^–}$ $\ce{O2 + 2H2O + 4 e^– → 4 OH^–}$

Womit kann ich Rost entfernen?

Mechanisch

Rost kann mechanisch durch Schmirgeln entfernt werden. Dabei wird Schicht für Schicht der Rost durch Reibung von der Oberfläche des Metalls abgelöst.

Chemisch

Mit der chemischen Rostentfernung wird der Rost in eine neue chemische Verbindung umgewandelt. Entsteht dabei eine lösliche Verbindung, spricht man von einem Rostentferner. Zum Beispiel ist die Zitronensäure ein Rostentferner. Die Zitronensäure bildet mit den Eisen-Ionen lösliche Komplexe.

Setzt sich die neue Verbindung als eine schützende Schicht auf das Metall, dann spricht man von einem Rostumwandler. Die Phosphat-Ionen der Phosphorsäure bilden mit Eisen-Ionen das Eisenphosphat. Das Eisenphosphat bedeckt das metallische Eisen und schützt es vor weiterem Rosten. Phosphorsäure, die auch in Cola enthalten ist, ist ein Rostumwandler.

Wie funktioniert Korrosionsschutz?

Aktiv

Eine Methode, aktiven Korrosionsschutz zu bieten, ist der Einsatz einer Opferanode. Opferanoden sind unedlere Metalle, die zuerst korrodieren, und so das zu schützende Metall vor der Korrosion bewahren.

Passiv

Da die Korrosion ein auf der Oberfläche der Metalle stattfindender Prozess ist, kann man der Korrosion vorbeugen, indem die Oberfläche geschützt wird. Solch ein passiver Schutz kann durch verschiedene Überzüge erreicht werden. Mögliche Überzüge sind:

  • Oxide oder Silikate wie Emaille
  • Kunststoffe wie Polyethylen oder Polypropylen
  • Lacke, Anstriche
  • Kunstharz

Metalle können auch passiv durch die Beschichtung mit einem weiteren Metall geschützt werden. Dabei unterscheidet man in metallische Überzüge mit unedlen Metallen und in metallische Überzüge mit edlen Metallen.

Unedle Metalle wie Aluminium und Zink bilden auf ihrer Oberfläche stabile, haftende Oxidschichten. Sie sind dadurch passiviert und vor Korrosion geschützt. Die Oxidschichten von Eisen, also der Rost, hingegen haften nicht auf der Metalloberfläche und blättern ab. Dadurch entstehen immer wieder offenen Stellen auf der Oberfläche, die korrodieren. So dringt die Korrosion weiter durch das Eisen hindurch. Das besondere an dem Überzug mit unedlen Metallen ist: Wenn der Überzug doch mal verletzt wird, wird das Eisen darunter nicht zerstört, da ein Korrosionselement entsteht und zuerst das unedlere Metall korrodiert.

Edlere Metalle wie Zinn sind gegenüber Korrosion beständiger und können so als Überzug einen Schutz für unedlere Metalle bieten. Allerdings besteht dieser Schutz nur solange, wie der Überzug unverletzt bleibt. Ist das der Fall, so entsteht wieder ein Korrosionselement und wodurch erneut das unedlere Metall zuerst korrodiert, zum Beispiel Eisen, das eigentlich geschützt werden sollte.

Korrosion von Metallen – Zusammenfassung

  • Die Korrosion ist eine Redoxreaktion, bei der das Metall durch ein Oxidationsmittel aus der Umwelt oxidiert und zerstört wird.
  • Eisen reagiert mit Sauerstoff in feuchter Umgebung zu Eisen(II)-oxid-hydroxid, auch Rost genannt. Dies wird als Sauerstoffkorrosion bezeichnet.
  • Korrosionselemente entstehen, wenn ein unedles Metall mit einem edleren Metall sowohl in direktem Kontakt steht, als auch über eine elektrolytische Lösung verbunden ist. Dabei entsteht ein galvanisches Element. Am unedlen Metall findet eine anodische Oxidation statt. Am edlen Metall findet eine kathodische Reduktion statt.
  • Rost kann mechanisch durch Schmirgeln oder chemisch mit Hilfe von Rostentfernern und Rostumwandlern entfernt werden.
  • Metalle können aktiv mit Hilfe von Opferanoden oder passiv durch Überzüge vor Korrosion geschützt werden.

Häufig gestellte Fragen zum Thema Korrosion

Was ist Korrosion?
Ist Rost auch Korrosion?
Wie entsteht Rost?
Woraus besteht Rost?
Wie kann ich Rost entfernen?
Wie kann ich Werkstoffe aus Metall vor Korrosion schützen?
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Korrosion von Metallen Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Lerntext Korrosion von Metallen kannst du es wiederholen und üben.
  • Erkläre das Wesen der Korrosion am Beispiel von Eisen.

    Tipps

    Das Potential $Fe/Fe^{3+}$ liegt mit -0,02V nur gering unter dem des Wasserstoffs.

    Rost, der die Eisen-(III)-Ionen enthält, entsteht über eine Eisen-(II)-Verbindung.

    Lösung

    Korrosion ist die zerstörende Wirkung chemischer, insbesondere elektrochemischer Reaktionen eines Metalls mit Stoffen aus der Umgebung. Hauptursache für die elektrochemische Korrosion stellt die Bildung von Lokalelementen - auch Kontaktelemente genannt - dar.

    Eisenwerkstoffe wie Gusseisen oder unlegierter Stahl unterliegen dem Korrosionsvorgang im ungeschützten Zustand sehr heftig. Die Ursachen für das schnelle Rosten sind: Sauerstoff, Luftfeuchtigkeit und die Bildung von Lokalelementen in Wassertropfen auf der Metalloberfläche. Im Zentrum der Wasserinsel ist die Konzentration an gelöstem Sauerstoff sehr viel geringer als am Rand. Deswegen entsteht ein Konzentrationselement, d.h. eine galvanische Zelle. Das Eisen im Zentrum fungiert als Anode (Oxidation). Zum Rand nach außen gehend, bildet das Metall die Kathode (Reduktion).

    • Anode: $2~Fe \rightarrow 2~Fe^{2+} + 4~e^-$
    • Kathode: $O_2 + 2~H_2O + 4~e^- \rightarrow 4~OH^-$
    Die Eisen-Ionen bilden mit den Hydroxid-Ionen einen schwer löslichen Niederschlag - das Eisen(II)-hydroxid:

    • $2~Fe^{2+} + 4~OH^- \rightarrow 2~Fe{(OH)}_2 \downarrow$
    Das Hydroxid kann nun in einer Sekundäroxidation zum Eisen(III)-oxidhydroxid oxidiert werden. Wichtig: Dabei ändert sich die Oxidationsstufe vom Eisen von +2 auf +3.

    • $2~Fe{(OH)}_2 + \frac{1}{2} O_2 \rightarrow 2~FeO(OH) \downarrow$
    Das fatale am Rost ist, dass er nicht z. B. wie die Oxidschicht auf dem Zink, die weitere Korrosion behindert. Das gesamte Metall wird zerstört.

  • Gib Möglichkeiten zum guten Korrosionsschutz an.

    Tipps

    An der Anode geht das unedlere Metall in Lösung und hinterlässt seine Elektronen im Metall.

    Lösung

    Grundsätzlich wird zwischen aktivem und passivem Korrosionsschutz unterschieden:

    $\begin{array}{c|c} aktiv & passiv \\ \hline \text{- Opferanode} & \text{- Beschichtungen (Lack, Emaille, Zement)}\\ \text{- Inhibitoren} & \text{- metallische Überzüge}\\ \text{- Reduktionsmittel} & \text{- Passivschichten (Oxide)}\\ \end{array}$

    • Ein Überzug mit einem edleren Metall kann auch helfen, würde aber bei Beschädigung der Oberfläche dazu führen, dass das unedlere Metall - das geschützt werden sollte - korrodiert!
    • Viele Schraub- und Nietverbindungen fördern ebenfalls den Korrosionsvorgang, weil dadurch der Zutritt von Wasser erleichtert ist und bei verschiedenen Metallen ständig Kontaktelemente vorliegen würden.
  • Erläutere die Korrosion durch Bildung von Lokalelementen.

    Tipps

    An der Anode findet die Oxidation statt.

    Eine Opferanode liefert dem edleren Metall Elektronen, damit es nicht korrodiert.

    Lösung

    Lokalelemente beschleunigen die elektrochemische Korrosion. Es handelt sich dabei um ein kurzgeschlossenes galvanisches Element, d.h. eine elektrochemische Zelle, in der chemische Energie in elektrische Energie umgewandelt wird.

    1.) Lokalelement Eisen-Kupfer

    Kupfer ist ein edleres Metall als Eisen, deswegen gehen bei dem Experiment die Eisen-Ionen in Lösung und lassen die Elektronen im Metall zurück. Da in der wässrigen Lösung nur Eisen-Ionen und gelöster Sauerstoff vorliegen - und keine Kupfer-Ionen - wird nicht wie in dem galvanischen Element Kupfer gebildet, sondern der in Wasser gelöste Sauerstoff wird zu den Hydroxid-Ionen reduziert. Diese fällen die Eisen-(II)-Ionen aus der Lösung aus:

    • $2~Fe^{2+} + 4~OH^- \rightarrow 2~Fe{(OH)}_2 \downarrow$
    Dieses Hydroxid wird durch den Luftsauerstoff zum rot-glänzendem Rost ($FeO(OH) \equiv Fe_2O_3 \cdot H_2O$) oxidiert, der in der Lösung ausfällt:

    • $2~Fe{(OH)}_2 + \frac {1}{2} O_2 \rightarrow 2~FeO(OH) + H_2O$
    2.) Lokalelement Eisen-Zink

    Zink ist ein unedleres Metall als Eisen, deswegen geht in diesem Fall nicht das Eisen, sondern das Zink in Lösung und lässt seine Elektronen im Metall zurück. An der Reduktion nimmt ebenfalls der wässrig gelöste Sauerstoff teil und bildet Hydroxid-Ionen. Diese bilden allerdings im Überschuss mit Zink keinen schwer löslichen Niederschlag. Die Lösung bleibt farblos und das Eisen ist solange vor der Korrosion geschützt, bis das komplette Zink in Lösung gegangen ist.

    Damit dienen unedlere Metalle als Beschichtungen für ein edleres Metall. Man nennt diese Metalle auch „Opferanoden“.

  • Erkläre den Korrosionsschutz durch Opferanoden.

    Tipps

    Betrachte den Elektronenfluss in der oberen Abbildung. Ist Magnesium oder Eisen das edlere Metall?

    An einer Anode findet immer die Oxidation, d.h. die Elektronenabgabe, statt.

    Lösung

    Eine Opferanode ist ein Beispiel für den aktiven Korrosionsschutz. Dieser beruht auf der absichtlichen Bildung eines Lokalelements zwischen zwei unterschiedlich edlen Metallen (= galvanisches Element).

    Das unedlere Metall bildet die Opferanode. Es geht bei der Kontaktkorrosion in Form von Metall-Ionen in die Lösung über und hinterlässt die Elektronen im Metall. In diesem Beispiel bildet das Magnesium die Opferanode:

    • (Mg) Anode: $Mg \rightarrow Mg^{2+} + 2~e^-$
    Die vom Magnesium abgegebenen Elektronen fließen zum edleren Metall, dem Eisen. Dadurch kann dieses nicht mehr oxidiert werden und der Elektronenüberschuss reduziert die im Wasser gelösten Protonen aus dem Boden:

    • (Fe) Kathode: $2~H_3O^+ + 2~e^- \rightarrow H_2 + 2~H_2O^-$
    Bei dieser Reaktion werden keine Hydroxid-Ionen gebildet, da im Erdbereich eine Sauerstoffabschirmung vorliegt. Die nun ablaufende Reaktion wird auch als Säurekorrosion bezeichnet. Das Wasser dient wie beim Rostvorgang auch als Elektrolyt, der den Ladungstransport ermöglicht.

    Da sich die Opferanode im Laufe der Zeit abbaut, muss sie ständig erneuert werden. Zusammenfassend musst du dir merken:

    Erhält das Eisen durch ein unedleres Metall (Mg) Elektronen, so rostet es nicht.

  • Nenne Möglichkeiten, um Rost zu entfernen.

    Tipps

    Die Rostentfernung kann mechanisch oder chemisch erfolgen.

    Lösung

    Zum Entfernen von Rost gibt es prinzipiell drei Möglichkeiten:

    • Mechanisches Entfernen (z.B. durch Schmirgeln oder Schleifen)
    • Rostentferner (Zusatz von Zitronensäure, die den Rost in einen leicht löslichen Komplex überführt)
    • Rostumwandler (Reaktion mit Phosphorsäure aus der Cola, die zur Bildung von Eisen(III)-phosphat führt)
    Das Ablösen von Rost durch Salze oder Basen funktioniert nicht. Durch Zugabe sehr starker Säuren würde sich nicht nur der Rost, sondern auch das restliche Metall lösen.

    Elektrochemisch kann Rost über eine Elektrolyse entfernt werden. Dafür muss es als Kathode fungieren, an der Wasserstoff entsteht, wodurch der Rost abgelockert wird. Als Anoden-Elektrode kann z.B. Edelstahl verwendet werden und als Elektrolyt Kali- oder Natronlauge.

  • Erkläre, warum ein Brückengeländer verzinkt und ein Esslöffel verzinnt wird.

    Tipps

    $E^0(Sn/Sn^{2+}) > E^0(Fe/Fe^{2+})$

    Das unedlere Metall bildet immer die Anode.

    Lösung

    1.) Verzinnter Löffel

    Zinn verleiht einem Stahlblech einen zuverlässigen Korrosionsschutz. Zinn ist ein edleres Metall als Eisen. Wird die Zinnschicht allerdings beschädigt, so bildet das Eisen die Anode und es kommt bei Anwesenheit von Sauerstoff zur Rostbildung:

    • (Fe) Anode: $2~Fe \rightarrow 2~Fe^{2+} + 4~e^-$
    • (Sn) Kathode: $O_2 + 2~H_2O + 4~e^- \rightarrow 4~OH^-$
    In ähnlicher Weise tritt auch die Korrosion mit anderen edlen Metallen, wie z.B. Kupfer oder Nickel, auf.

    Da Zinn ein relativ hohes Standardpotential hat, ist es gegenüber dem Angriff von schwachen Säuren unreaktiv. Es wird damit von Säuren aus Lebensmittel nicht angegriffen und beeinträchtigt den Geschmack nicht.

    2.) Verzinkte Brücke

    Unter Sauerstoffkorrosion (Einwirkung von $H_2O$ und $O_2$) bildet sich auf der Zinkoberfläche eine Oxidschicht, d.h. es wird passiviert:

    • $2~Zn + O_2 \rightarrow 2~ZnO$$
    Wegen dieser Oxidschicht wird das Metall nur sehr langsam korrodiert. Bei einer Beschädigung der Zinkschicht kommt es zur Ausbildung eines Lokalelements, wobei das Zink die Anode bildet. Diese Oxidation ist durch die vorhandene Oxidschicht gehemmt:

    • (Zn) Anode: $2~Zn \rightarrow 2~Zn^{2+} + 4~e^-$
    • (Fe) Kathode: $O_2 + 2~H_2O + 4~e^- \rightarrow 4~OH^-$
    Bei Sauerstoffausschluss, der Säurekorrosion, bilden sich aus Oxonium-Ionen in einer Reduktion Wasserstoff und Wasser. Dieser Säurekorrosion unterliegt das Zink sowie $ZnO$ sehr stark. Damit ist es ein ungeeigneter Überzug, wenn es oft mit Säuren, wie z.B. Fruchtsäuren, in Berührung kommt. Hingegen eignet sich dieses Material (aufgrund der Hemmung der Korrosion durch die Oxidschicht auf dem Zink) hervorragend als Überzugsmaterial von Stahlteilen.

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Korrosion von Metallen
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