Unité spécifique C3 Cours

Unité spécifique C3
CORROSION - PROTECTION
1 Oxydoréduction en solution aqueuse
L’oxydoréduction en solution aqueuse est l’étude des réactions chimiques
s’effectuant en solution aqueuse et mettant en jeu un transfert d’électrons lors
des réactions.
1.1 Réaction entre un métal M et un ion métallique M2+
Pour étudier la corrosion, on va établir un équilibre formel entre le métal M et son
ion métallique M2+ grâce à un transfert électronique du type :
 eM 2 2
M
On appelle cet équilibre une demi-équation électronique. C’est une équation du
type :
neOx
dRe
Où
Ox
désigne l’oxydant qui est donc l’ion métallique, il capte les électrons.
Et
dRe
désigne le réducteur qui est donc le métal, il libère les électrons.
A chaque oxydant on peut associer un réducteur et former un couple
Oxydant/Réducteur que l’on note :
dOx Re/
soit :
MM /
2
La demi-équation transformant un oxydant en réducteur est une réduction :
MeM   2
2
dneOx Re 
c’est une capture d’électrons
La demi-équation transformant un réducteur en oxydant est une oxydation :
MeM   2
2
dneOx Re 
c’est une libération d’électrons
Les réactions de corrosion sont des réactions transformant un métal en son ion
métallique
LA CORROSION EST L’OXYDATION D’UN METAL

1.2 Classification des couples redox.
1.2.a Conditions standard
La corrosion des métaux dépend de nombreux facteurs mais l’on voit que dans des
conditions identiques, chaque métal se comporte différemment.
On peut ranger les métaux selon une échelle dite électrochimique qui dans des
conditions définies classe les métaux selon leur capacité à s’oxyder ou à se réduire.
Dans les conditions standard on a le tableau ci-contre
où les oxydants sont classés de haut en bas du plus
fort au plus faible et les réducteurs associés du plus
faible au plus fort.
On notera que plus un oxydant est fort plus le
réducteur associé est faible et inversement plus un
oxydant est faible plus son réducteur associé est fort.
On se placera toujours dans nos exercices dans les
conditions standard mais il faut savoir que la réalité est parfois fort différente des
conditions standard, l’ordre des couples en est alors sensiblement modifié par
rapport au tableau ci-dessus.
1.2.b Utilisation de la classification électrochimique
Lors des réactions d’oxydoréduction il y a un transfert d’électrons.
Une réaction ne peut avoir lieu que si les électrons
libérés par un réactif n°1 (un réducteur) :
 neOxd11 Re
sont captés par un autre réactif n°2 (un oxydant) :
22 Re dneOx  
Ainsi la réaction d’oxydoréduction est une réaction :
entre un oxydant
2
Ox
d’un couple
22 Re/dOx
et un réducteur
1
Re d
d’un couple
11 Re/dOx
qui s’écrit :
2112 ReRe dOxdOx 
OU IL Y A AUTANT D’ELECTRONS LIBERES PAR LE REDUCTEUR QUE D’ELECTRONS CAPTES PAR L’OXYDANT.
Cette réaction ne peut se faire naturellement que si l’oxydant qui réagit est plus
fort que l’oxydant produit.
Ainsi naturellement les réactions s’effectuent dans le sens d’une diminution du
pouvoir oxydant et du pouvoir réducteur, ce qui libère de l’énergie.
Les réactions inverses ne sont possibles qu’à condition de fournir de l’énergie.
Oxydant Couple Réducteur
ion platine II........ Pt2+/Pt ..........platine
ion mercure II...... Hg2+/Hg ........mercure
ion cuivre II......... Cu2+/Cu ..........cuivre
ion plomb............. Pb2+/Pb ...........plomb
ion étain............. Sn2+/Sn ............étain
ion nickel............ Ni2+/Ni ...........nickel
ion fer II............. Fe2+/Fe ...............fer
ion zinc.............. Zn2+/Zn .............zinc
ion magnésium...... Mg2+/Mg .....magnésium

1.3 Couples redox intervenants dans les phénomènes de corrosion.
Dans les phénomènes de corrosion, il y a oxydation d’un réducteur (le métal) par
un oxydant.
La corrosion est une oxydation particulière dans le sens où les espèces produites
sont solubles.
Ainsi par exemple les ions fer II produits lors de la corrosion du fer sont solubles
dans l’eau et donc éliminable de la surface du métal qui peut donc continuer à se
corroder.
L’oxydant peut être l’oxygène de l’air mais aussi un acide, un dérivé chloré, un
autre métal sous sa forme ionique, ou tout autre réactif oxydant.
Pour savoir comment se corrode un métal dans les conditions dans lesquelles il est
placé il suffit de connaître la classification électrochimique dans ces conditions.
Ce métal se corrodera avec tout oxydant placé au dessus de lui dans la
classification.
Oxydant Couple Réducteur
dichlore................ Cl2/Cl-.....ion chlorure
dioxygène.............. O2/H2O...............eau
ion platine II........... Pt2+/Pt ...........platine
ion mercure II......... Hg2+/Hg ..........mercure
ion argent.............. Ag+/Ag ............argent
ion cuivre II............ Cu2+/Cu ............cuivre
ion hydrogène......... H+/H2.....dihydrogène
ion plomb.............. Pb2+/Pb ............plomb
ion étain............... Sn2+/Sn ..............étain
ion nickel.............. Ni2+/Ni .............nickel
ion fer II................ Fe2+/Fe ................fer
ion zinc................. Zn2+/Zn ...............zinc
ion aluminium......... Al3+/Al .......aluminium
ion magnésium........ Mg2+/Mg ......magnésium
ion sodium............. Na+/Na ...........sodium
ion potassium......... K+/K ........potassium
ion lithium............. Li+/Li ...........lithium
Sa vitesse de corrosion sera d’autant plus grande qu’ils seront éloignés sur la
classification électrochimique.
Le couple intervenant dans la corrosion à l’air est le couple O2/H2O qui s’équilibre :
- en milieu acide :
  eHO 44
2
OH2 2
ou encore
  eHO 22
2
2
1
OH2
- en milieu basique :
 eOHO 44 22
HO4
ou encore
 eOHO 22 22
2
1
HO2

2 Corrosion par phénomène de pile
Lorsque qu’une situation de corrosion est créée il se produit un transfert d’électron
qui se traduit par un courant électrique dans le métal conducteur.
Ce phénomène de pile se traduit par une oxydation en un lieu (où la structure
cristalline du métal est favorable à la corrosion) qui peut être très éloigné du lieu
où a lieu la réduction
Ainsi lors de l’étude de l’influence du milieu d’un système subissant une corrosion,
il est indispensable de prendre en compte l’ensemble des éléments reliés
électriquement.
Lors de l’éclatement d’un béton du fait de la corrosion d’une armature il faut
prendre en compte tout l’ouvrage à armatures reliées.
Lors du choix de radiateurs d’un système de chauffage il faut prendre en compte
tout le système de chauffe relié électriquement par les conduites généralement en
cuivre.
La pile créée lors de la réaction d’oxydoréduction est donc constituée :
-d’une anode où a lieu l’oxydation (les électrons sont libérés : pole -).
-d’une cathode où a lieu la réduction (les électrons sont captés : pole +).
2.1 Influence du milieu.
La connaissance du milieu est indispensable pour le choix des solutions de lutte
contre la corrosion et des matériaux à utiliser.
Ainsi lors de la construction d’un ouvrage, les choix à faire varieront s’il est situé
en milieu marin (pont), en milieu urbain pollué (parking) ou en milieu rural.
Une canalisation d’eau usée, d’eau potable ou d’eau d’irrigation ne sera pas
construite avec les mêmes caractéristiques.
L’étude du milieu consiste donc à regarder les oxydants potentiels ainsi que leur
concentration, mais aussi à regarder les caractéristiques physico-chimiques
influençant la corrosion :
- le pH,
- la température,
- les défauts de structure du métal dus à une contrainte, une déformation,
une altération,
- …
Vitesse de corrosion de l'acier
pH
246810 12 14
BINET

2.2 Influence de la nature des métaux.
On sait par expérience que l’aluminium se corrode beaucoup plus difficilement que
le fer.
Expliquons la différence qui existe entre les métaux à l’aide du diagramme suivant:
0 V
0,4V
24
Fe(OH)2
Fe(OH)3
HFeO2
Fe
Fe2+
Fe3+
6810 12 pH
Tension
Cette espèce est très peu soluble, elle
précipite lors du test Fe3+ + 3 HO-
Cette espèce est très peu
soluble, elle précipite lors du
test Fe2+ + 2 HO-
Ces 3 espèces sont solubles
BINET
Sans détailler le mode de lecture de ce diagramme potentiel-pH on voit qu’il y a
trois grands domaines :
La zone où le fer métallique est la forme stable : Zone d’immunité.
La zone où les formes stables sont des espèces solubles : Zone de corrosion.
La zone où les formes stables sont des précipités (solides insolubles dans l’eau) : Zone de passivation.
Dans les conditions habituelles la forme stable est une zone de corrosion dans le
cas du fer alors qu’il s’agit d’une zone de passivation dans le cas de l’aluminium.
Ainsi l’aluminium se recouvre en surface d’un oxyde (dont on reparlera dans le
chapitre sur les ciments) qui protège le métal d’une corrosion en profondeur.