LES PILES – LA CORROSION
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T BEP date : LA CORROSION PAR EFFET DE PILE La corrosion est l'action destructrice qu'exerce le milieu ambiant sur un métal. On estime que sur une production mondiale annuelle de 800 tonnes, plusieurs dizaines de millions de tonnes sont transformées en rouille. Plus de 5 % de la masse d'acier produite dans le monde disparaît chaque année. Nous n'aborderons que la corrosion humide qui est la corrosion par des agents contenus dans les eaux, les sols ou l'air humide, de loin la plus importante (la corrosion sèche concerne l'attaque des métaux par des gaz en l'absence d'humidité présente surtout dans les installations industrielles). L'étude ne portera que sur le fer. La corrosion électrochimique est une oxydation du métal. Les électrons libérés induisent nécessairement une réduction, mais pas au même endroit : Il y a donc des zones d'oxydation et des zones de réduction entre lesquelles circulent des ions et des électrons. Zone d'oxydation e- Zone de réduction ions On a la structure d'une pile. Le phénomène de corrosion est dû à la formation de micropiles. I- Expériences de corrosion du fer Afin d'accélérer les phénomènes de corrosion, nous allons utiliser une solution de chlorure de sodium à environ 0,5 mol.l-1. Nous ajoutons à cette solution : - de la phtaléïne (réactif des bases) pour observer la formation d'ions hydroxyde OH– (coloration rouge violacée) ; - du ferricyanure de potassium (ou hexacyanoferrate III de potassium) qui donne naissance avec les ions Fe2+ à une couleur bleue. Pour éviter la diffusion trop rapide des couleurs, on gélifie la solution par addition d'agar-agar. Au bout d'une heure environ, on constate l'apparition de zones colorées bleu en rose et d'autres en bleu. Interprétation Les zones bleues ont été le siège de l'oxydation du fer : Fe Fe2+ + 2 e–. Les zones roses indiquent la formation d'ions OH– : Error! O2 + H2O + 2 e– 2 OH– rose Ces ions OH– sont formés par la réduction du dioxygène O2 dissous dans l'eau (solubilité). – (couple O2 / OH ) : Ph. Georges Chimie 1/3 Remarque: le phénomène de réduction est lent du fait de la faible solubilité (50 cm3/l ) du dioxygène dans l'eau. Par conséquent, le processus de corrosion est lui-même lent. Conclusion Il s'est constitué une pile. La zone du clou où à lieu l'oxydation en est la cathode (pôle –) et e– l'oxygène est réduit à 'anode (pôle +). La micro pile est en court-circuit puisque – + Électrolyte : solution de NaCl Fe Cathode anode et cathode sont deux parties du même clou. I O2 , Fe Anode Les zones anodiques et cathodiques constituent les électrodes de la pile dont l'électrolyte est la solution de chlorure de sodium ; le circuit extérieur est le clou lui-même, donc un court-circuit. La corrosion se produit aux endroits où la surface présente des irrégularités (pointe et tête du clou), des rayures ou là où le métal a subit des contraintes. rose Expérience : un clou est plongé dans un tube à essais contenant une solution saline et les indicateurs colorés précédents. Le clou est oxydé à sa base, c'est-à-dire au fond du tube. Ce résultat paraît paradoxal car le fer s'oxyde là où il y a le moins de dioxygène dissous (le dioxygène de l'air diffuse dans la solution à partir de la surface). Mais le dioxygène est réduit à la cathode qui est la partie supérieure du clou ; le fer est donc oxydé plus bas. bleu Cela justifie le fait que la corrosion de la coque d'un navire soit plus importante à la quille qu'à la ligne de flottaison : on appelle se phénomène l'effet Evans II- Pile de corrosion fer / cuivre Deux lames de fer et de cuivre en court-circuit plongent dans une solution – + aqueuse de chlorure de sodium (eau salée). fer cuivre Quelques gouttes de phénolphtaléïne et de ferricyanure de potassium permettent eau salée de mettre en évidence le phénomène de corrosion. Au bout de quelques minutes, on peut faire les observations suivantes : Autour de l'électrode de fer, le ferricyanure de potassium prend une teinte bleue caractéristique de la présence d'ions Fe2+. Borne – : Fe Fe2+ + 2 e– Autour de l'électrode de cuivre, la phénolphtaléïne vire au rose ; le milieu est basique (excès d'ions OH–). Borne + : O2 + 2 H2O + 4 e– 4 OH– Le pôle – est du côté du métal le plus réducteur, le fer, qui s'oxyde en libérant des électrons. Le courant circule du cuivre vers le fer dans le circuit extérieur. Lors de la réalisation d'une "pile de corrosion", le métal le plus réducteur s'oxyde et constitue l'électrode négative, la cathode. Ph. Georges Chimie 2/3 T BEP date : EXPÉRIENCES : CORROSION DU FER Afin d'accélérer les phénomènes de corrosion, on utilise une solution de chlorure de sodium à environ 0,5 mol.l-1. Pour mettre en évidence les produits de la réaction d'oxydoréduction, on ajoute à cette solution : - de la phtaléïne, le réactif des bases, pour observer la formation d'ions hydroxyde OH– et qui donne une couleur rose. Error! réduction du dioxygène O2 dissous dans l'eau (couple O2 / OH–) : Error! O2 + H2O + 2 e– 2 OH– - du ferricyanure de potassium (ou hexacyanoferrate III de potassium) qui donne naissance avec les ions Fe2+ à une couleur bleue. Fe Fe2+ + 2 e– Error! oxydation du fer : Pour éviter la diffusion trop rapide des couleurs, on gélifie la solution par addition d'agar-agar. Dissoudre dans 100 ml d'eau : 3 g de NaCl, 1 g de ferricyanure de potassium 2 g d'agar-agar 10 gouttes de phtaléïne à 3 g/l. On chauffe cette solution en l'agitant et on la verse, dans une boite de Pétri ou un tube à essais, sur le clou avant prise en masse. Autre source : Préparer un gel en dispersant 2 g d'agar-agar en poudre dans 200 ml d'eau à ébullition. environ 1 g de NaCl une dizaine de gouttes de solution de ferricyanure de potassium à 30 g/l une dizaine de gouttes d'une solution alcoolique de phénolphtaléïne à 10 g/l. Au bout d'une heure environ, on constate l'apparition de zones colorées en rose et d'autres en bleu. bleu rose bleu rose Ph. Georges Chimie 3/3
