corrosion

P CORMERAIS Corrosion LP ROMPSAY LA ROCHELLE
Page 1 sur 6
T 3
1 BAC PROFESSIONNELLE
COMMENT PROTEGER UN VEHICULE CONTRE LA CORROSION ?
I FACTEURS FAVORISANT LA CORROSION
1° Expériences 1
Réalisez les expériences ci-après, puis ajouter
de la phénol phtaléine et du ferri cyanure
de potassium dans les tubes 3, 4 et 5.
Remarques
* La coloration rose de la P.P. traduit la
présence d'ions OH.
* La coloration bleu-vert du ferricyanure
de potassium traduit la présence d'ions
* Le chlorure de calcium est un déshydratant.
2° Interprétation
II REACTION ENTRE LE CUIVRE METAL ET LES IONS ARGENT Ag+
1° Expérience
Verser dans un bêcher une solution de nitrate d'argent. Introduisez une lame de cuivre bien décapée dans cette
solution, puis observez
2° Interprétation électronique
3° Remarque
La solution de nitrate d'argent se transforme en ..............................................
4° Conclusion
5° Contre Expérience
Introduisez un fil d'argent dans une solution de sulfate de cuivre II.
La corrosion nécessite de ................... (O2) et de l’..........................
Le milieu ................. ou les ions ......................... accélèrent le phénomène.
La corrosion se traduit par la formation de rouille.
Une telle réaction est une réaction d’.......................................
Le réducteur ........... est oxydé en ions Cu2+ et l’.................. Ag+ est réduit en métal ............

P CORMERAIS Corrosion LP ROMPSAY LA ROCHELLE
Page 2 sur 6
III REACTION ENTRE LE ZINC METAL ET LES IONS CUIVRE Cu2+
1° Expérience
Verser dans un bêcher une solution de sulfate de cuivre II.
Introduisez une lame de zinc bien décapée dans cette solution.
2° Interprétation électronique
Ecrivez les deux demi équations redox, puis l'équation bilan
de la réaction d'oxydoréduction.
Quel est le réducteur ? .................. Quel est l'oxydant ? .......................
3° Remarque
La solution de sulfate de cuivre se transforme en ...................
..................................
4° Contre Expérience
Introduisez une lame de cuivre dans une solution de sulfate de zinc.
IV GENERALISATION
Ainsi le cuivre peut exister sous deux formes :
Quelle est la forme oxydée du cuivre ? Quelle est la forme réduite du cuivre ?
L'ensemble de ces deux formes constitue un couple oxydoréducteur Cu2+/ Cu.
De façon générale, pour tout métal M donnant des ions Mn+ en solution, on pourra écrire :
La réaction d’oxydoréduction est l’ensemble de deux phénomènes simultanés.
 ...................... qui est une ................... d’électrons
 ...................... qui est un ..................... d’électrons.
 Le réactif qui capte un ou plusieurs électrons est l’.....................
 Le réactif qui perd un ou plusieurs électrons est le .....................
M n+ + n e- M
..................... + n e- .................

P CORMERAIS Corrosion LP ROMPSAY LA ROCHELLE
Page 3 sur 6
V CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE
1° Règle
2° Classification électrochimique des couples oxydo-réducteurs
3° Conclusion
4° Applications
A l'aide de la classification, nommez quelques métaux attaqués par les solutions acides (H+ ou H3O+).
Pourquoi les métaux comme l'or, l'argent, le cuivre sont appelés "métaux nobles" ?
Pendant la réaction spontanée d’oxydoréduction entre deux couples M n+ /M, c’est le réducteur le plus fort
qui cède des électrons à l‘oxydant le plus fort.
Un réducteur ne peut réduire que les formes oxydées des couples moins réducteurs que lui.
Oxydant 1 Réducteur 1
Oxydant 2 Réducteur 2
Oxydant .... + Réducteur ..... Oxydant .... + Réducteur ....
Pouvoir
Oxydant
croissant
croissant
Pouvoir
Réducteur
croissant
croissant

P CORMERAIS Corrosion LP ROMPSAY LA ROCHELLE
Page 4 sur 6
II PROTECTION
1° Expériences
2° Interprétation
3° Protection électrochimique
a) Anode sacrifiée
b) Revêtement métallique sacrifié
c) Revêtement non métallique
Passivation (anodisation)
Il y a formation d’une .............. entre le fer et le cuivre
Fe Fe2+ + 2e-
O2 + 2H2O + 4 e- 4OH-
1. le fer est ................. quand il est en contact avec un métal moins ........................ que lui.
2. Ce sont les impuretés du fer qui permettent la formation de la pile donc de la ..........................
3. Le fer est protégé quand il est en contact avec un métal plus .................... que lui, c’est le zinc
qui est corrodé.
Le fer peut être recouvert d’un métal plus réducteur : zinc, c’est la ................................
Si une fissure se forme, il se crée une pile et le ................. s’oxyde.
Le fer peut être recouvert d’un métal moins ....................... : étain, c’est l’........................
Phosphatation ou ............................... : bains de phosphate, traitement des carrosseries
Formation d’une couche d’oxyde imperméable et
protectrice.
Exemple : aluminium anodisé.
On plonge l’aluminium dans une solution d’acide
sulfurique et on fait une électrolyse.

P CORMERAIS Corrosion LP ROMPSAY LA ROCHELLE
Page 5 sur 6
Exercice 1 : Un fil de cuivre plongé dans une solution de chlorure de mercure II, se recouvre d'un dépôt gris.
1. Que se passe t-il ?
2. Ecrivez les 2 demi équations redox puis l'équation bilan de la réaction
3.Précisez quels sont l'oxydant, le réducteur, l'oxydation et la réduction.
4. Quelle sera la couleur finale de la solution ?
Exercice 2 : On dépose un clou en fer dans une solution de nitrate d'argent.
1. Que se passe t-il ?
2. Ecrivez les deux demi équations redox puis l'équation bilan de la réaction
3. Précisez quels sont l'oxydant, le réducteur, l'oxydation et la réduction.
Exercice 3 : Pouvez-vous conserver une solution de sulfate de cuivre II dans un récipient en aluminium ?
Exercice 4 : On plonge une bague en argent dans une solution de chlorure d'or (AuCl3). La bague jaunit.
1. Que se passe t-il ?
2. Ecrivez les deux demi équations redox puis l'équation bilan de la réaction
3. Précisez quels sont l'oxydant, le réducteur, l'oxydation et la réduction.
Exercice 5 : Les réactions suivantes sont-elles possibles ?
* Cu2+ + Sn Cu + Sn2+ * Ni2+ + Ag Ni + Ag+
* Fe2+ + Cu Fe + Cu2+ * Au 3+ + Zn Au + Zn2+
* Sn2+ + Al Sn + Al3+
Exercice 6
1. En lisant l’énoncé précédent et à l’aide de la classification électrochimique, indiquer le métal qui subit la corrosion.
2. On considère qu’il s’agit d’une réaction d’oxydoréduction dont une des étapes met en jeu les couples
oxydant / réducteur suivants : Couple 1 : Fe 2+ / Fe Couple 2 : H3O+/ H2
Indiquer pour chaque couple l’oxydant et le réducteur.
3. Cette formation de rouille était prévisible. Expliquer pourquoi, lorsqu’on met en présence du cuivre, du fer et des
ions H3O+, seule la vis peut être oxydée. (voir classification électrochimique du cours).
4. Écrire la demi-équation d’oxydation du fer en ions Fe 2+.
5. Recopier et équilibrer la demi-équation de réduction des ions H3O+ en dihydrogène H2 :
......... H3O+ + ….......e - H2 + ….... H2O
6. Recopier et équilibrer l’équation bilan de la réaction entre ces deux couples :
Fe + …... H3O+ ........ Fe 2+ + ...... H2 + ...... H2O
7. Expliquer brièvement les raisons pour lesquelles les romains utilisaient de l’huile comme protection contre la
corrosion de certains métaux.
8. Citer deux autres moyens pour ralentir ou éviter la corrosion de la vis en acier.
Une statue en bronze est fixée à une stèle en granit à l’aide de vis en acier.
Le bronze est un alliage de cuivre et de zinc avec, dans le cas de cet exercice, un pourcentage
de cuivre bien supérieur à celui du zinc.
Soumise aux conditions climatiques habituelles, les vis en acier (alliage de fer et de carbone)
qui fixe la statue en bronze se sont couvertes de rouille au fil du temps.
Les Romains connaissaient déjà la corrosion. Au premier siècle après Jésus-Christ, un texte de
Pline (philosophe) mentionne des méthodes de protection pour éviter la corrosion du fer et du
bronze : « On utilisait de l'huile ou du bitume pour le bronze ; de la poix, du gypse ou de la
céruse pour le fer ».