Corrosion du fer

Thème : Matériaux
La corrosion : un enjeu économique.
Protection du fer et aciers
Document 1 : La corrosion des métaux.
La corrosion désigne l'altération d'un matériau par réaction chimique avec un oxydant. Les exemples les plus connus sont les altérations chimiques
des métaux à l'air ou dans l'eau, telles la rouille du fer et de l'acier ou la formation de vert-de-gris sur le cuivre et ses alliages (bronze, laiton).
Cependant, la corrosion est un domaine bien plus vaste qui touche toutes sortes de matériaux (métaux, céramiques, polymères) dans des
environnements variables (milieu aqueux, atmosphère, hautes températures).
L'étude fondamentale des phénomènes de corrosion relève essentiellement de l'électrochimie. L'étude appliquée des phénomènes de corrosion
est un domaine de la science des matériaux, qui comporte à la fois des notions de chimie et de physique (physico-chimie).
La corrosion est un problème industriel important : le coût de la corrosion, qui recouvre l'ensemble des moyens de lutte contre la corrosion, le
remplacement des pièces ou ouvrages corrodés et les conséquences directes et indirectes des accidents dus à la corrosion, est estimé à 2 % du
produit brut mondial. Chaque seconde, ce sont quelque 5 tonnes d'acier qui sont ainsi transformées en oxydes de fer…
D’après un article de Wikipédia
Document 2 : La corrosion du fer
Le phénomène de corrosion pose de graves problèmes tant sur le plan économique qu'industriel. En effet, le cas du fer est assez significatif. Il s'agit
du métal le plus utilisé dans l'industrie sous forme de fontes ou d'aciers. A part des aciers spéciaux, dit inoxydables, tous les composés du fer sont
corrodés. Les pertes occasionnées en France par la corrosion des aciers sont estimées à plus de un milliard d'euros par an et on estime à l'heure
actuelle que 20% de la production annuelle d'acier sert à remplacer les installations corrodées.
Document 3 : la corrosion du fer en condition humide.
Sous l'action conjuguée du dioxygène de l'air, de l'humidité, des impuretés du métal et des substances polluantes de l'atmosphère, les métaux
ferreux en général se recouvrent d'une couche poreuse de couleur rouge-brun. Celle-ci a une composition mal définie où l'oxyde de fer (III) (Fe2O3)
est le constituant principal. La couche de rouille qui se forme étant poreuse, l'attaque de fer se poursuit en profondeur jusqu'à détérioration totale
du métal.
On peut modéliser le principe de la corrosion à l'aide des étapes suivantes :
Première étape :
Une réaction d’oxydoréduction lente entre l’eau, H2O, et le métal, Fe, a lieu pour produire des ions Fe2+.
Cette réaction est suivie par la formation rapide d’un hydroxyde selon la réaction suivante :
Fe2+ + 2 HO− → Fe(OH)2 ,
Deuxième étape :
L'hydroxyde de fer II est alors rapidement oxydé en hydroxyde de fer III :
4 Fe(OH)2 + 2 H2O + O2 → 4 Fe(OH)3.
Et finalement, cet hydroxyde de fer III se transforme spontanément en oxyde de fer III hydraté (rouille) :
2 Fe(OH)3 → Fe2O3,3H2O.
Document 4 : Classement électrochimique des couples oxydant-réducteur et réaction d’oxydoréduction.
Pour prévoir les réactions d’oxydoréduction, on peut s’appuyer en
première approche sur l’échelle suivante, appelée échelle des
potentiels standard.
Tous les couples oxydant/réducteur peuvent être classés par leur
potentiel standard.
 L’élément le plus oxydant du tableau est l’ion Au3+ et le
moins oxydant est l’ion Mg2+.
 L’élément le plus réducteur du tableau est le métal
magnésium (Mg) et le moins réducteur est le métal or (Au).
 Lorsqu’un oxydant est au contact d’un réducteur, il y aura
réaction chimique si le potentiel standard du couple de
l’oxydant est supérieur à celui du réducteur.
 Lorsqu’un oxydant est au contact avec deux réducteurs
eux même en contact, il y aura réaction chimique si le
potentiel standard du couple de l’oxydant est supérieur à un
des réducteurs. Si son potentiel est supérieur aux deux, il y
aura réaction avec le réducteur possédant le plus faible
potentiel standard.
Échelle des potentiels standards de quelques couples à 20°C :
Élément
Couple
Potentiel standard (V)
Or
Au3+ / Au
1,45
Chlore
Cl2 / Cl–
1,36
Dioxygène
O2 / H2O
1,23
Cuivre
Cu2+ / Cu
0,340
Eau
H2O / H2
0,00
Plomb
Pb2+ / Pb
-0,126
Étain
Sn2+ / Sn
-0,138
Nickel
Ni2+ / Ni
-0,257
Fer
Fe2+ / Fe
-0,447
Zinc
Zn2+ / Zn
-0,760
Aluminium
Al3+/ Al
-1,67
Magnésium
Mg2+ / Mg
-2,37
Pouvoir oxydant croissant
Pouvoir réducteur croissant

Document 5 : Protection des coques de bateaux
La corrosion est un phénomène bien connu des marins. Les bateaux dont la coque est en acier en sont victimes et doivent en être protégés. Pour
cela, on peut envisager plusieurs méthodes :
Protection physique : On peut isoler le fer du milieu corrosif en le recouvrant d'une pellicule de peinture. Exemples : peintures anti-rouille à base
de minium Pb3O4(s). De même, on peut déposer sur le fer un revêtement plastique permettant de réaliser des clôtures (grillage plastifié).
Protection métallique en surface : On peut protéger le fer par une couche protectrice de métal. En cas d'éraflure du métal protecteur, le fer est
mis en contact avec le milieu corrosif : on réalise alors une pile de corrosion dans laquelle c'est le métal le plus réducteur qui s'oxyde. Cet accident
n'entraîne donc pas la corrosion du fer.
Exemples : galvanisation ou électrozingage ; chromage.
Protection électrochimique : Cette méthode de protection consiste à poser à la surface de la coque des blocs de métal convenablement choisi
que l’on appelle « anodes sacrificielles ». L’ensemble « coque acier, eau de mer, métal » peut être alors considéré comme une pile où l’oxydation
se produit à l’électrode appelée anode, la réduction à celle appelée cathode.
Image provenant du site www.hisse-et-oh.com
Questions préliminaires :
1. Donner l’équation de l’étape 1 qui conduit à la formation de la rouille Fe2O3 en milieu basique.
Données utiles : Couples d’oxydoréduction mis en jeu : H2O/H2 ; Fe2+/Fe
2. Justifier l’utilisation du cuivre et non du fer comme matériau pour les canalisations d’eau.
3. Justifier le fait que l’or est un métal dit inoxydable.
4. Déterminer les métaux du tableau susceptibles de protéger la coque en acier d’un bateau.
5. Justifier le terme « d’anode sacrificielle ». Déterminer l’équation de réaction qui se produit avec l’eau dans le cas du zinc. Indiquer alors où se
situe l’anode? La cathode ?
6. Compléter le schéma ci-dessous : on y indiquera, entre autre, l’anode, la cathode et les particules se déplaçant du zinc vers le fer.
Pourquoi cet ensemble peut être considéré comme une pile ?
7. Compléter le schéma du montage électrique permettant de réaliser l’électrozingage d’un clou en fer donné ci-dessous. Justifier
rigoureusement le branchement du générateur (polarité) sur l’électrolyseur.
Expérience : réaliser l’électrolyse pendant une durée de 5 à 10 minutes selon
le temps disponible en imposant une intensité d’environ 0,6 A.
A la fin de l’expérience, gratter le zinc qui recouvre le clou, le sécher
sommairement avec du papier absorbant puis peser la masse de zinc ainsi
déposée.
Exploitation de l’expérience :
1. Pourquoi la solution électrolytique contient du chlorure de potassium ?
2. Déterminer la demi-équation au niveau du clou de fer puis déterminer
l’équation de la réaction globale qui a lieu lors de l’électrolyse.
3. Calculer la masse de zinc déposée théoriquement et expliquer la différence
avec la masse expérimentale.
Données :
Masse molaire du zinc MZn = 65,4 g.mol–1
Espèces électro-actives lors de l’électrolyse :
réducteur H2O (couple O2/H2O) ; réducteur Cl– (couple Cl2/Cl–)
Oxydant H2O (couple H2O/H2) ; Oxydant Zn2+ (couple Zn2+/Zn)
A
Clou de fer
Electrode
de graphite
Solution aqueuse
contenant du chlorure de
potassium et l’ion …
Pôle
Pôle
Zn
Fe
H2O
…
…
…
…
…