Transport - Ducros Prof

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Secteur Sciences
Leçon :
Transport Corrosion et Protection
Introduction
Au cours de cette séance, nous allons rappeler les grands principes de l’oxydoréduction afin de vérifier l’acquisition du
vocabulaire spécifique. Puis nous étudierons des expériences de création de piles électrochimiques. Ces expériences vont nous
permettre d’expliquer le phénomène de corrosion par pile que nous aborderons dans un troisième temps. Nous verrons alors
tout le vocabulaire associé aux piles et à la corrosion. Enfin, à travers l’étude de différentes expériences, nous évoquerons les
conditions nécessaires à la réaction de corrosion ainsi que les facteurs pouvant accélérer cette réaction.
Objectifs :
Les objectifs de cette séance sont :
Réaliser une expérience de corrosion d’un métal,
Connaître les facteurs nécessaires à la corrosion et comprendre leur utilité,
Connaître un catalyseur des réactions de corrosion.
Pré requis :
Les pré-requis de cette séance sont :
Elaboration de demi équations connaissant les couples,
Equilibrage d’une équation d’oxydoréduction,
1- L’Oxydoréduction
Dans cette première partie de la séance, nous allons rappeler les grands principes qui régissent les réactions d’oxydoréduction.
Après avoir revu le vocabulaire et le fonctionnement de l’oxydoréduction, nous donnerons un exemple de pile, pour introduire
dans un dernier temps la corrosion par phénomène de pile.
Définition
Une réaction chimique où intervient un transfert d’électrons entre un réducteur qui cède des électrons et un
oxydant qui capte des électrons est une réaction d’oxydoréduction.
Définition
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Une oxydoréduction se produit spontanément entre l’oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort des deux
couples redox selon la règle du gamma.

Activité N°1 :

Activité N°2 :
Pour chacun des couples suivants écrire la demi-équation électrochimique correspondante :
a) Zn2+/Zn.
b) Cu2+/ Cu
c) Ag+/Ag.
d) H+/H2.
e) Fe2+/Fe3+.
f)
O2/H2O
g) MnO4-/ Mn2+.
Réponses :
Zn2+ + 2 eZn
Cu2+ + 2 eCu
Ag+ + eAg
2 H+ + 2 eH2
Fe3+ + eFe2+
MnO4- +8 H+ + 5 eMn2+ + 4 H2O
On vous donne la classification électrochimique ci-contre :
1)
2)
3)
4)
Ecrire les demi-équations électrochimiques de ces couples.
A l’aide de cette classification, prévoir les différentes réactions pouvant avoir lieu.
L’ion H+ peut-il oxyder le fer ? Si oui, écrire l’équation bilan de cette réaction chimique
L’ion H+ peut-il oxyder le cuivre ? Si oui, écrire l’équation bilan de cette réaction chimique
Réponses :
1)
Cu2+ + 2 eCu
2 H+ + 2 eH2
Fe2+ + 2 eFe
Zn2+ + 2 eZn
2) Les ions cuivre II peuvent réagir avec le dihydrogène, les ions H+ peuvent réagir avec le fer et le zinc, enfin les ions Fe II
peuvent réagir avec le Zinc.
3) L’ion H+ peut oxyder le fer et la réaction est :
2 H+ + Fe
Fe2+ + H2
+
4) L’ion H ne peut pas oxyder le cuivre.
2- Mécanisme de la corrosion
Afin de séparer chacune des réactions et précédentes pour mieux présenter ces deux réactions, on peut crée, non plus une
seule pile, mais deux demi piles comme le montre l’expérience ci-dessous.

Document N°1 :
Voici le matériel et les produits nécessaires à l’élaboration de cette expérience :
Matériel :
une plaque de Zinc
une plaque de Cuivre
un pont salin
2 pinces crocodiles
Produits :
une solution de sulfate de zinc à 0,1 mol/L
une solution de sulfate de cuivre à 0,1 mol/L
Montage :
Compléter le schéma de montage suivant :
Questions :
1) Proposer les deux demi équations des deux couples redox.
2) Avec l’échelle électrochimique proposée dans le
paragraphe
précédent, prévoir les réactions qui vont avoir lieu.
3) A-t-on crée une pile ?
4) Quelle est l’électrode portant le nom de cathode et quel est le nom
du métal qui la compose ?
5) Quel est le métal le plus réducteur ?
6) Quelle est l’électrode portant le nom de anode et quel est le nom
du métal qui la compose ?
7) Quel est le métal le plus oxydant ?
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Réponses :
1) Les deux demi équations sont :
Cu2++ 2 eCu
Fe2++ 2 eFe
2) Grâce à la règle du gamma et à la classification électrochimique, on en déduit que la réaction qui aura lieu :
Fe + Cu2+
Fe2+ + Cu
3) Le pôle positif porte le nom de cathode, cette cathode est composée par le cuivre.
4) Le pôle positif d’une pile est toujours constitué du métal le plus réducteur ici c’est le cuivre.
5) Le pôle négatif porte le nom de anode, cette cathode est composée par le fer.
6) Le pôle négatif d’une pile est toujours constitué du métal le plus oxydant ici c’est le fer.
Définition : Mécanisme de corrosion
La corrosion des métaux est la destruction progressive d’un matériau métallique.
La corrosion du fer se traduit par la formation d’oxydes de fer constituant la rouille.
La corrosion s’explique essentiellement par le phénomène de pile.

Document N°2 : Corrosion du fer
Si on dispose un morceau de fer dans de l’eau salée on remarque au bout de quelques jours que le fer s’est oxydé.
En utilisant les couples redox qui participent à cette oxydation on peut écrire :
pour le fer :
2 Fe
2 Fe2+ + 4epour l’oxygène :
O2 + 2 H2O + 4 e4 OHSoit finalement,
2Fe2+ + 4 OH-
2 Fe + O2 + 2 H2O
L’échange d’électron ne peut avoir lieu dans la solution et on montre que c’est en fait la
déformation du métal qui permet et favorise la différence de potentiel entre deux zones du même
métal, il y a donc création d’une micropile :

Document N°3 : Création d’une micro pile
Le phénomène micro pile à la surface d’un seul métal
Clou en fer
Zones protégées de
l’oxydation (rose)
Réduction
Zone de corrosion (bleu)
Oxydation
Milieu corrosif (gel)
NaCl + phénolphtaléïne +
ferricyanure de potassium
La corrosion est une oxydation du métal, donc une perte d’électrons. Ces électrons libérés vont produire une réduction à un
autre endroit du clou. Il y a donc des zones d’oxydation et des zones de réduction entre lesquelles circulent des électrons.
Le phénomène de corrosion est dû à la formation de micropile.
Oxydation du fer : Fe
Fe
Fe2+ + 2 e(pôle – de la micropile)
Les ions Fe2+ réagissent avec le ferricyanure de potassium pour
former un complexe bleu.
Réduction de l’oxyde de fer FeO qui recouvre le clou surtout à la pointe et à la tête :
FeO + H2O + 2 eFe + 2 OH- (pôle +)
Les ions OH- réagissent avec la phénolphtaléïne pour donner
une coloration rose.
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Les couples rédox qui interviennent sont : Fe2+ / Fe et FeO / Fe
Schéma de la micropile :
courant
(pôle -)
Fe
e(pôle +)
électrolyte (NaCl)
Zone d’oxydation (anode)
FeO
Zone de réduction (cathode)
L’électrode où a lieu l’oxydation est l’anode.
Par définition
L’électrode où a lieu la réduction est la cathode.
3- Facteurs Favorisant la corrosion

Document N°4 :
Voici le matériel et les produits nécessaires à l’élaboration de cette expérience :
Matériel :
des clous de fer
des tubes à essais
des bouchons pour les tubes
2 pinces crocodiles
Produits :
de l'eau bouillie
de l'eau salée
du chlorure de calcium
de la ouate humide
Montage :
Voici les différentes expériences proposées.
Expérience N°1 :
Le clou est disposé dans un milieu plus ou moins riche en dioxygène,
Expérience N°2 :
Le clou est dans un milieu plus ou moins humide sachant que le Chlorure de
Calcium dessèche le contenu du tube,
Expérience N°3 :
Le clou est confronté à de l’eau et de l’eau salée.
Observations :
On remarque que l’oxygène est indispensable à la corrosion. On remarque aussi
que la formation de rouille est intimement liée à l’humidité. En effet, dans le tube
privé d’humidité (celui contenant le chlorure de calcium) le clou n’a pas subi de corrosion.
Le clou placé dans l’eau salée est bien plus corrodé que celui placé dans l’eau bouillie.
Questions :
1- Quelle est l’influence de la présence de dioxygène sur la corrosion du clou ?
2- Quelle est l’influence de l’humidité ?
3- Quelle est l’influence des ions chlorures (du sel) ?
Réponses :
1- Le dioxygène de l’air dissous dans l’eau est indispensable à la corrosion, il intervient dans les réactions chimiques.
2- L’humidité de l’air entraîne la formation de la rouille, car elle joue le rôle d’électrolyte et assure le transport des
charges électriques.
3- La corrosion du fer nécessite de l’air et de l’humidité. Elle est accélérée par la présence d’ion Cl-, on parle alors de
catalyseurs de réaction chimique, c’est particulièrement visible en bord de mer sur les ouvrages en acier mal
entretenus.
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Remarque :
Un autre catalyseur de la réaction de corrosion et simple à déterminer, (cela est à évoquer avec les élèves).
En effet, lorsqu’un métal est abîmé il subit une corrosion bien plus violente.

Document N°5 :
Classification électrochimique de quelques éléments
(voir ci-contre)
Il convient alors à la fin de cette séance de commencer à présenter les méthodes de protection contre la corrosion qui va faire
l’objet de la prochaine séance.
4- Protection contre la corrosion
Méthode N°1 :
La protection cathodique, consiste à créer une pile avec le fer, un électrolyte (l’eau de mer par exemple) et un métal plus
réducteur que lui. Sur les coques des bateaux, on soude des blocs de Zinc qui s’oxydent et disparaissent peu à peu, mais
pendant ce temps la coque est protégée.

Document N°6 :
Protocole :
On dispose dans une boite de Pétri un clou de fer enroulé d’un fil de
magnésium, un autre entouré d’un fil de cuivre et un troisième
entouré d’un fil de zinc.
On verse de l’eau de javel sur les trois clous.
Après quelques minutes on observe s’il y a oxydation du fer ou pas..
Interprétation :
Cette expérience montre que le fer est oxydé avec une formation de rouille seulement lorsqu’il est en contact avec un métal
moins réducteur que lui.
Voir la classification électrochimique du document N°5.
Propriété :
Les trois grands types de protection des métaux sont :
. Le revêtement du métal par des peintures, vernis, laques, films plastique, revêtements métallique (argenture,
cadmiage, nickelage, anodisation à l’aluminium),
. Les protections cathodiques (on utilise parfois un générateur auxiliaire) : le métal à protéger constitue la
cathode, l’anode est alors attaqué (anode sacrificielle),
. La modification du milieu : les inhibiteurs stoppent les échanges entre l’anode et la cathode de la pile de la
corrosion.
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Document N°6 :
Peinture à l’électricité :
Aujourd’hui plusieurs méthodes d’application de la peinture utilisent l’électricité.
L’électrophorèse chez les constructeurs automobiles :
Dans l’industrie automobile, pour protéger les
carrosseries métalliques de la corrosion, on a recours à
l’électrolyse.
La pièce de carrosserie est immergée dans un bac de
peinture. Des électrodes (anodes) sont placées dans les
cavités de la carrosserie et on fait passer un courant
continu entre la cathode (la carrosserie) et les anodes.
Soumis à une tension comprise entre 200 V et 350 V, les
ions positifs qui se trouvent dans la peinture se dirigent
vers la cathode, ils captent des électrons pour donner
des atomes ou des groupes d’atomes qui adhèrent à la
surface et constituent une pellicule continue de peinture
anticorrosion.
La carrosserie subit ensuite une cuisson de 25 minutes à
180°C qui assure la polymérisation de la peinture.
Cette technique porte le nom de « cataphorèse » car la peinture est d’origine organique : époxyde, acrylique ou polyuréthane.
La peinture électrostatique chez les carrossiers :
La peinture (liquide ou en poudre) est projetée par un pistolet
connecté à la borne positive du générateur délivrant une très haute
tension continue (50 à 80 kV) sous une très faible intensité (100 µA
environ) Les particules de peinture se charge positivement.
La pièce à peindre, reliée à la borne négative du générateur, attire la
peinture.

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Document N°7 :
Les autres méthodes de lutte contre la corrosion
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On empêche le contact entre le métal est le dioxygène en intercalant un composé imperméable au dioxygène. Ce
peut être un métal comme le chrome qui est recouvert naturellement ou artificiellement d’une couche d’oxyde ou un
revêtement plastique.

La galvanisation, cela consiste à recouvrir le fer par un métal plus réducteur que lui (comme le zinc) ainsi si une
fissure se produit les conditions d’une pile zinc fer sont réunies ainsi c’est le zinc qui est oxydé (règle du gamma).
L’étamage consiste à recouvrir le fer d’un métal moins réducteur que lui comme l’étain. C’est le procédé des boites de
conserves mais il n’est valable que si la couche d’étain reste intacte.
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