La corrosion : pourquoi et comment l`éviter - UCL
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Bourgeois Sabine Gautier Jean-Nicolas Pirard Michel Vanhove Frédéric Warnier Léticia La corrosion : pourquoi et comment l’éviter ? Didactique spéciale en sciences naturelles SC2321 M. De Kesel P. Hautier B. Tinant (C. Vander Borght) Université Catholique de Louvain Année académique 2004-2005 La corrosion : pourquoi et comment l’éviter ? 1. Description de la situation-problème ____________________________________ 3 2. Public visé _________________________________________________________ 4 3. Liens avec le programme _____________________________________________ 4 4. Prérequis nécessaires ________________________________________________ 4 5. Compétences visées (gén. /spéc.) _______________________________________ 4 6. Concepts (savoirs) à faire acquérir _____________________________________ 5 6.1. Liste des concepts et leurs définitions ________________________ 5 6.2. Carte conceptuelle _______________________________________ 7 7. Description du déroulement___________________________________________ 8 7.1. Tous les métaux se corrodent-ils de la même manière en présence d’air, en présence d’eau et en présence d’air et d’eau ? _____________ 8 7.2. Comment peut-on protéger le fer de la corrosion ?_____________ 13 7.3. Pour conclure__________________________________________ 17 8. Bibliographie _____________________________________________________ 18 2 1. Description de la situation-problème Avant de commencer le labo proprement dit, nous comptons donner aux élèves les extraits de presse ci-dessous ainsi que les questions qui les suivent1. En quoi consiste le mécanisme de corrosion responsable du phénomène de dégradation des structures métalliques que tu as rencontré en parcourant ces articles ? Quelles sont les réactions mises en jeu ? Qu’est-ce que la rouille ? Connais-tu des moyens permettant d’éviter la corrosion ? 1 Les notes en italique ne seront pas données aux élèves, elles permettent de vous expliquer ce que nous désirons faire et ce que nous attendons d’eux. 3 Cette manière d’introduire la situation-problème permet aux élèves, d’une part, de contextualiser leur apprentissage : on part de quelque chose qui leur fait sens. D’autre part, les questions qui leur sont posées permettent de recueillir leurs conceptions préalables par rapport à ce que l’on désire leur faire découvrir et donc d’adapter si nécessaire notre laboratoire (par exemple en les aidant plus lors de leurs observations et raisonnements). Par ailleurs, lors des restructurations qui leur seront proposées, nous pourrons intégrer leurs conceptions préalables qu’elles soient bonnes ou mauvaises car dans ce dernier cas ils pourront se rendre compte que leurs représentations initiales étaient erronées ainsi que des modifications qu’ils y auront apportées. La suite des documents qui leur seront donnés est au point 7. Nous allons maintenant vous présenter les différents points demandés dans le canevas. 2. Public visé Le public visé est celui de sixième en sciences générales. 3. Liens avec le programme La situation-problème qui sera traitée s’intègre dans le thème 7 du programme de sixième année pour le cours de sciences générales. La plus grande partie de ce thème y est couverte : 1. Le point 7.1. : Les réactions d’oxydation, de réduction, d’oxydoréduction, les oxydants et les réducteurs 2. Le point 7.2. : Notion de couple oxydant-réducteur 3. Une partie du point 7.4. : Les technologies liées aux phénomènes redox : protection de la corrosion. 4. Prérequis nécessaires Savoir écrire une réaction chimique de manière équilibrée. Notion de nombre d’oxydation, de réaction d’oxydation, de réaction de réduction, d’oxydant et de réducteur. 5. Compétences visées (gén. /spéc.) Compétences générales visées : Les élèves devront pouvoir expliciter le phénomène de détérioration des structures en fer (Erika, ponts, …) en déterminant, sur base d’un cheminement expérimental, le phénomène de corrosion. Par ailleurs, les élèves devront pouvoir expliciter la galvanisation et la protection anodique sacrificielle. Pour y arriver, ils devront trouver quel métal parmi le cuivre, le zinc et l’argent peut protéger le fer de la rouille en se sacrifiant et ils devront expliciter le mécanisme mis en jeu. 4 Par rapport au programme cela correspond de manière adaptée à : 1. Suite à une recherche expérimentale organisée autour d’un questionnaire, élaborer de nouveaux concepts, découvrir ou valider des lois et des théories dans le cadre d’une situation concrète. 2. Interpréter un phénomène : expliquer le fonctionnement d’un objet technologique (galvanisation et protection par anode sacrificielle) en utilisant des modèles ou des théories scientifiques. 3. Communiquer par écrit un raisonnement élaboré sur base (de théories scientifiques et) d’expériences afin d’éclairer une personne confrontée à des questions relatives à la sécurité, l’environnement, … Compétences spécifiques visées : Correspondance entre compétences spécifiques et compétences générales visées dans notre situation-problème 4. Utiliser des tableaux de couples redox pour justifier et prévoir des phénomènes d’oxydoréduction de la vie courante et établir des équations rédox correspondantes. Ce qui nécessite le classement qualitatif des couples redox et savoir écrire des équations ioniques. 5. Expliquer le fonctionnement d’une pile (protection anodique sacrificielle) : insister sur le caractère spontané des réactions s’effectuant.. 6. Expliquer le phénomène de corrosion : savoir schématiser le phénomène de corrosion et interpréter ce phénomène. Expliciter le principe qui permet d’éviter la corrosion d’un métal. (Ce qui nécessite la compréhension et la maîtrise des notions d’oxydant, de réducteur, de réaction d’oxydoréduction). 1 2 3 X X X X X X X X X 6. Concepts (savoirs) à faire acquérir 6.1. Liste des concepts et leurs définitions Notion d’oxydation et de réduction Notion d’oxydant et de réducteur Notion d’oxydoréduction Notion de couple rédox Classification des couples rédox mais sans la notion de potentiel (classification des métaux selon leur propension à être corrodés) Protection de la corrosion par galvanisation et par anode sacrificielle Nous pensons que pour que les élèves s’approprient ces notions en les comprenant et pas seulement en les restituant, il est préférable de partir de deux cas concrets. Vu notre situation-problème, il nous semble que la réaction d’oxydation du Fe en Fe2+ et celle de réduction de l’oxygène en présence d’eau pour donner des OH- peuvent être prises comme exemples : 5 Fe → Fe2+ + 2 e- (1) O2 + 2 H2O + 4 e- → 4 OH- (2) Pour les notions d’oxydant et de réducteur, nous proposons de prendre le problème en « sens inverse » en partant des définitions d’oxydation et de réduction en fonction du nombre d’oxydation : Par la réaction (1) : le fer métal à l’étage d’oxydation zéro passe à l’étage d’oxydation +2, son nombre d’oxydation augmente. Il s’oxyde donc ou dit autrement, il subit une oxydation. Et en s’oxydant, il libère deux électrons. Mais qu’en est-il des électrons libérés ? Par la réaction (2) : l’oxygène à l’étage d’oxydation 0 passe à l’étage d’oxydation -2, son nombre d’oxydation diminue. Il se réduit donc ou dit autrement subit une réduction. Et en se réduisant, il consomme des électrons. Mais d’où viennent ces électrons ? Si nous mettons ces deux équations ensemble, nous avons la solution aux deux questions posées ci-dessus : Fe + O2 + 2 H2O → Fe2+ + 4 OH- (3) Le fer en s’oxydant libère deux électrons qui sont acceptés par l’oxygène qui se réduit, le fer provoque donc en s’oxydant une réduction, il est donc un réducteur. Un réducteur est une espèce chimique qui, en subissant une oxydation, provoque une réduction L’oxygène en se réduisant accepte deux électrons qui ont été libérés par le fer qui s’est oxydé, l’oxygène provoque donc en se réduisant une oxydation, il est donc un oxydant. Un oxydant est une espèce chimique qui, en subissant une réduction, provoque une oxydation. De part ce développement, nous arrivons directement à la notion de réaction d’oxydoréduction : équation (3). Une réaction d’oxydoréduction ou rédox : est une réaction globale composée de deux demi-réactions, celle d’oxydation (équ.1) et celle de réduction (équ.2). est une réaction où il y a transfert d’électrons et donc une réaction au cours de laquelle les nombres d’oxydation changent. En ce qui concerne, la définition du concept de couple d’oxydoréduction ou rédox, il suffit de faire remarquer qu’une équation d’oxydation, celle du Fe en Fe2+ par exemple, peut s’écrire dans l’autre sens et que dans ce cas, nous avons une réduction, celle du Fe2+ en Fe. Fe → Fe2+ + 2 e- (1) Fe2+ + 2 e- → Fe (4) Le Fe s’oxyde, il est donc un réducteur Le Fe 2+ se réduit, il est donc un oxydant Le Fe et le Fe2+ peuvent être représentés sous forme d’un couple oxydant/réducteur (réactif/produit) : Fe2+/Fe. Il en est de même pour l’oxygène : O2/OH- 6 Les élèves passerons ensuite à la notion de classification des métaux selon leur propension à être corrodés. Cette dernière consiste à comparer les substances chimiques en fonction de leur pouvoir oxydant (tendance à oxyder une autre substance chimique) ou de leur pouvoir réducteur (tendance à réduire une autre substance chimique). Cette classification permet en effet un classement des métaux suivant une échelle qui va des couples ayant les pouvoirs oxydants les plus forts (du côté des réactifs, forme oxydée) aux couples ayant les pouvoirs réducteurs les plus forts (du côté des produits, forme réduite). Une fois toutes ces notions bien intégrées, les élèves auront à trouver les mécanismes permettant de protéger les structures métalliques de la corrosion, à savoir : - la galvanisation : protection par recouvrement d’un fin film de zinc ; - la protection par anode sacrificielle : protection par contact avec du zinc. Ils devront s’approprier le mécanisme explicatif de la corrosion : mise en contact de la structure métallique (le fer) avec un métal plus oxydable (plus réducteur) que le fer, ce qui est le cas du zinc. Le zinc va donc se sacrifier : il s’oxyde préférentiellement par rapport au fer. La prédiction d’un métal permettant de protéger le fer de la corrosion par recouvrement ou par contact fait appel à la classification des couples redox. 6.2. Carte conceptuelle Corrosion = dégradation du matériau Réaction d’oxydoréduction Oxydant : O2 Qui subit une réduction Transfert d’électrons Réducteur : Matériau (fer) Qui subit une oxydation Matériau qui se dégrade : - conducteur - oxydable par l’oxygène (plus réducteur que l’oxygène) - couche d’oxyde non isolante Environnement : - air - eau Classification des couples rédox Fortement oxydant O2/OH- Fe/Fe2+ Fortement réducteur Dégradation du matériau qui est oxydé par l’oxygène 7 Comment éviter la corrosion du fer ? Par galvanisation (recouvrement) ou Par anode sacrificielle (mise en contact) Avec un métal (Zn) plus réducteur que le fer qui s’oxyde donc à la place du fer Fe2+/Fe Fortement oxydant Zn2+/Zn Fortement réducteur 7. Description du déroulement2 7.1. Tous les métaux se corrodent-ils de la même manière en présence d’air, en présence d’eau et en présence d’air et d’eau ? Tu as pu constater sur base des articles de presse que la corrosion est responsable de l’endommagement de structures métalliques et que, si l’on n’y prend pas garde, elle peut même conduire à des catastrophes comme celle de l’Erika. Pour les éviter, les pièces corrodées doivent être traitées (en moyenne, tous les 15 ans, les coques des navires doivent être refaites,… ) ou doivent être remplacées, ce qui coûte à la collectivité des milliards d’euros. Nous allons te demander de t’approprier, par l’observation d’expériences, le phénomène de corrosion (quel mécanisme, quelles réactions impliquées, …). Par ailleurs, nous allons également te demander de trouver par le biais d’expériences que vous réaliserez, des mécanismes qui permettent de protéger les structures métalliques de la corrosion (en quoi consiste la galvanisation,…). Objectif de la manipulation Sur base le l’observation du fer qui aura été plongé, trois semaines auparavant, dans trois milieux différents (en présence d’air uniquement, en présence d’eau uniquement et en présence d’air et d’eau simultanément), ainsi que du cuivre (en présence d’eau uniquement et en présence d’air et d’eau simultanément), du zinc et de l’argent en présence d’air et d’eau simultanément, les élèves auront pour objectifs de trouver le mécanisme d’oxydoréduction explicatif du phénomène de corrosion et d’en donner une représentation schématique. Cela nécessite la compréhension des notions de réducteur, d’oxydant, de réaction d’oxydoréduction. Par ailleurs, cette expérience introduira la classification des métaux selon leur degré de corrosion (pouvoir réducteur). Le temps imparti 35 minutes 2 Les notes en italique ne seront pas données aux élèves, elles permettent de vous expliquer ce que nous désirons faire et ce que nous attendons d’eux 8 Des consignes méthodologiques claires Sur base de l’observation des différents métaux (fer, cuivre, zinc, argent), explicitez schématiquement le mécanisme de corrosion. Pour vous y aider, répondez aux questions du questionnaire relatif à l’expérience 1. Des contraintes éventuelles Veillez à ne pas renverser les récipients, à ne pas toucher les morceaux de métaux et à ne pas ouvrir les récipients fermés. La liste du matériel nécessaire à la réalisation de l’expérience - 5 clous de fer et 2 morceaux de cuivre, 1 de zinc et 1 d’argent 9 flacons transparents dont 1 doit pouvoir être fermé Le protocole détaillé 1. Sur base de l’observation des récipients contenant les clous de fer et de cuivre, déterminez la réaction explicitant le phénomène de corrosion et donnez-en une représentation schématique. Photo 1 Photo 2 Photo 3 Photo 4 Photo 1 : Clou de fer dans l’air Photo 2 : Clou de fer dans l’eau Photo 3 : Clou de fer en présence d’air et d’eau Photo 4 : Présence de Fe2+ mise en évidence par l’orthophénantroline 1.1. En présence d’air et d’eau : Les élèves devront se rendre compte que la corrosion signifie que le métal a été oxydé. Pour les aider à s’en rendre compte, un indicateur (l’orthophénantroline) sera utilisé pour visualiser la formation de l’ion ferreux lors de la corrosion du fer. Ainsi, dans une première étape, ils trouveront la réaction d’oxydation du fer. 9 - - Recueil des perceptions préalables des élèves sur le phénomène de corrosion Qu’observez-vous ? Comment nommez-vous ce que vous observez ? Pouvez-vous expliquer ce qu’il s’est passé ? Déterminez l’équation explicitant quelle réaction a subi le fer métal. Pour vous y aider, un indicateur a été rajouté dans l’un des récipients3, sa coloration (orange si présence de Fe2+ et incolore en absence de Fe2+) vous permet de déterminer sous quelle forme le fer métal s’est transformé. Le fer a-t-il perdu ou gagné des électrons ? Le fer a-t-il subi une oxydation ou une réduction ? 1.2. Sur base des différents récipients contenant des clous de fer ou de cuivre, déterminez les conditions nécessaires à la corrosion. Photo 5 Photo 6 Photo 5 : Feuille de cuivre en présence d’eau Photo 6 : Feuille de cuivre en présence d’air et d’eau Les élèves devront se rendre compte que pour qu’il y ait corrosion, il faut qu’il y ait à la fois présence d’air (oxygène) et d’eau. Pour faciliter cette observation, le clou sera à moitié plongé dans l’eau et ils se baseront également sur la corrosion du cuivre. Suite à cette observation, nous les aiderons4 à trouver la réaction de réduction de l’oxygène. - - Le fer est-il corrodé de la même manière dans les différentes conditions (en présence d’air uniquement, en présence d’eau uniquement et en présence d’air et d’eau simultanément). Décrivez ce que vous observez (corrodé ou non, importance de la corrosion). Faites de même pour le cuivre. Sur base de vos observation quelles sont les conditions les plus propices à la corrosion du fer ? Vous avez là le (ou les réactifs) à considérer pour la question suivante. 3 Nous aurions voulu que les élèves réalisent eux-mêmes le test avec l’indicateur, mais malheureusement, il faut un certain temps pour que l’indicateur se colore. 4 Nous voulions utiliser un test de pH ou une mesure du pH à l’aide d’une électrode , mais cela s’est avéré inefficace. 10 - Ecrivez l’équation représentant la réaction que subit ce (ou ces) réactif(s) sachant que le produit formé est l’ion hydroxyde. N’oubliez pas d’assurer l’équilibre électronique de votre réaction. Lors de cette réaction, il y a _______ d’électron(s), c’est donc une réaction de __________. 1.3. Déterminez la réaction globale explicitant le phénomène de corrosion en vous basant sur les réactions obtenues aux points 1.1 et 1.2. Les élèves devront, par une écriture globale de la réaction explicitant le phénomène de corrosion, arriver aux notions de réducteur, d’oxydant et de réaction d’oxydoréduction. - Déterminez la réaction globale explicitant le phénomène de corrosion en vous basant sur les réactions obtenues aux points 1.1 et 1.2. Sur base de cette réaction, complétez les phrases suivantes en utilisant les mots appropriés donnés dans la liste ci-dessous. Lors du phénomène de ___________, le fer subit une ___________en ___________ l’oxygène, le fer est donc un __________, quant à l’oxygène, il subit une __________ en _________ le fer, l’oxygène est donc un ____________. La réaction globale représentant le phénomène est une réaction __________________. (oxydant, réducteur, oxydation, réduction, corrosion, oxydoréduction, oxydant, réduisant). A ce stade, nous comptons introduire la notion de couple rédox comme explicité dans la liste des concepts et leur définition. 1.4. Pouvez-vous maintenant déterminer ce qu’est la rouille et comment elle se forme ? Nous tenons à ce que les élèves réalisent que la rouille est formée par des ions Fe3+ et qu’ils puissent écrire sa réaction de formation. Pour les aider à s’en rendre compte nous leur indiquons que la couleur brunâtre de la rouille signifie qu’elle est constituée d’ions ferriques. - Sachant que la couleur brunâtre de la rouille signifie la présence d’ions Fe3+, déterminez la réaction que subit l’ion Fe2+ pour obtenir l’ion Fe3+. Sur base de ce que vous avez déterminé précédemment, donnez la réaction associée. (quel composé a oxydé l’ion ferreux ? et quelle réaction a subi ce composé ?) Quel composé se cache donc sous le nom de la rouille ? 1.5. Représentez schématiquement le phénomène de corrosion du fer et détaillez les conditions nécessaires à la corrosion. Les élèves devront représenter schématiquement le phénomène de corrosion, ce qui leur permettra de synthétiser les différentes notions impliquées et de comparer ces dernières à leur conception initiale. Ils devront également déterminer les conditions pour qu’il y ait corrosion. - Sur votre schéma, indiquez la zone où il y a oxydation (zone anodique), la zone où il y a réduction (zone cathodique) et le sens de circulation des électrons. 11 - Dans quel milieu les électrons circulent-ils ? Quelle est la propriété importante que doit assurer ce milieu afin de permettre cette circulation des électrons ? Dans quel milieu les OH- se déplacent-ils ? Vous savez tous qu’une fois la rouille apparue, le fer continue à se détériorer. Quelle propriété de la rouille fait que la corrosion du fer continue une fois la rouille apparue ? Pour conclure cette première partie, le schéma ci-dessous sera réalisé avec les élèves, sur base des schémas qu’ils auront réalisés, afin de restructurer les différentes notions qu’ils auront découvertes. Figure 1 : Schématisation du phénomène de corrosion 2. Sur base de la comparaison des différents métaux (fer, cuivre, zinc et argent) en présence d’air et d’eau, tous les métaux se corrodent-ils de la même manière ? (formation d’un dépôt, d’une pellicule) Photo 7 Photo 8 Photo 7 : Feuille de zinc en présence d’air Photo 8 : Feuille de zinc en présence d’air et d’eau Les élèves devront se rendre compte que tous les métaux ne se corrodent pas de la même manière, ce qui conduit à la classification des métaux. - Observez-vous le même phénomène sur les autres métaux que sur le fer ? 12 - Y a-t-il des métaux qui ne sont pas corrodés ? Sur base de vos observations, essayez de les classer de manière qualitative du métal le moins corrodé au métal le plus corrodé. Selon votre classification, quel est parmi ces 4 métaux, celui qui est le plus réducteur et celui qui est le plus oxydant ? 7.2. Comment peut-on protéger le fer de la corrosion ? Objectif de la manipulation Sur base d’essais de protection du fer dans de la gélatine soumise à un champ électrique (afin d’accélérer le processus), les élèves trouveront avec quel métal (zinc, cuivre ou argent) le fer doit être mis en contact pour être protégé de la corrosion. Le but de cette expérience est que les élèves : - trouvent le principe qui permet de protéger le fer de la corrosion et qu’ils puissent l’expliquer. - précisent la classification des 4 métaux qu’ils auront expérimentés selon leur pouvoir oxydant ou réducteur. Pour réaliser ces objectifs, chacun des groupes aura à tester la protection d’un clou de fer de la corrosion soit par du cuivre, soit par du zinc, soit par de l’argent. La comparaison de leurs observations de ces trois expériences aura pour but de leur faire comprendre la protection du fer par le principe de l’anode sacrificielle. Le temps imparti 40 min Des contraintes éventuelles Le protocole expérimental doit être suivi pour effectuer les expériences. La liste du matériel nécessaire à la réalisation de l’expérience Des clous de fer Des fils de cuivre, des bandelettes de zinc et d’argent Des boîtes de Petri dans lesquelles les essais de protection du fer puissent être faits Des feuilles de gélatine Une batterie (pile 9V) et des fils électriques Un indicateur pour visualiser : - la formation d’ion ferrique : le K4Fe(CN)6 - la formation de OH- : la phénolphtaléine Le protocole détaillé Lors de cette deuxième expérience, vous allez tester différents métaux que vous allez mettre en contact avec le clou de fer pour voir lequel peut le protéger de la corrosion. Vous devez pour cela vous séparer en 3 groupes, chacun testant la protection du fer par un métal différent : - Le groupe 1 : le clou protégé par un fil de cuivre - Le groupe 2 : le clou protégé par une feuille de zinc 13 - Le groupe 3 : le clou protégé par un fil d’argent Ensuite, chaque groupe compare ces trois essais et celui d’un clou seul au niveau de la corrosion du clou de fer et cela sur base de la coloration de deux indicateurs : - La phénolphtaléine dont la coloration rose correspond à la présence de OH- Le K4Fe(CN)6 dont la coloration bleue correspond à la présence d’ions Fe3+ Avant de présenter le protocole expérimental, nous leur expliquerons en quoi consiste l’expérience qu’ils devront réaliser et ce qu’elle leur permet d’observer et cela sur base de l’expérience du clou seul dans la gélatine que nous aurions bien évidemment réalisée préalablement. 1. Pour réaliser vos expériences, suivez le protocole expérimental suivant : - - Préparez votre clou avec la protection hypothétique souhaitée ; Versez la gélatine qui contient du K4Fe(CN)6 et de la phénolphtaléine dans la boîte de Petri ; Déposez le clou dans la boîte de Petri ; Mettez le tout dans le frigo jusqu’à ce que le gel prenne (5 min) ; Une fois que le gel a pris, créez un champ électrique à l’aide d’une pile de 9V et de deux fils électriques. Pour cela, reliez chacun des deux fils aux deux bornes de la pile et plantez l’autre extrémité de chacun des deux fils dans la gélatine de part et d’autre du clou (ne pas mettre les extrémités des fils électriques trop près du clou) ; Attendez environs 10 minutes ; Effectuez vos observations. 2. Ensuite, sur base de l’observation des expériences réalisées par chacun des groupes, répondez aux questions suivantes : Figure 2 : Expériences de protection du clou par mise en contact avec un fil de cuivre ou une feuille en zinc 2.1. Pour protéger le clou de fer de la corrosion, avec quel métal faut-il le mettre en contact ? 14 Nous tenons à ce que les élèves comparent les différents types de protection hypothétiques et qu’ils se rendent compte que tous les métaux ne sont pas à même de protéger le fer de la corrosion. Par ailleurs, le but est qu’ils découvrent le principe de la protection du fer par anode sacrificielle. Observez les différentes expériences de protection du clou de fer que vous avez réalisées et déterminez ce qui s’est passé, remplissez le tableau ci-dessous : - Notez vos observations (apparition de couleurs, à quel endroit,…) - Déterminez, le cas échéant, quel(s) produit(s) a (ont) été formé(s) (référez-vous à l’explication concernant les indicateurs) et la(s) réaction(s) qui a (ont) donné naissance à ce(s) produit(s). cuivre Clou de fer en contact avec : zinc argent Observations Produit(s) formé(s) Réaction(s) - Sur base de vos observations, quel(s) métal(aux) a (ont) permis de protéger le clou de fer de la corrosion ? Qu’est-il arrivé à ce(s) métal(aux) protecteur(s) ? Quelle réaction a (ont)-il(s) subi ? Pouvez-vous maintenant préciser le classement du fer, du cuivre, du zinc et de l’argent selon leur propension à être oxydé (corrodé) c’est-à-dire selon leur pouvoir réducteur ? Comparez cette classification à celle que vous aviez établie à la fin de la première expérience. 2.2. On désire protéger une tôle de fer, la coque de fer des bateaux,… par recouvrement d’un fin film d’un autre métal. Parmi le cuivre, le zinc et l’argent lequel vaut-il mieux choisir ? Quel métal se sacrifiera à la place du fer et pourquoi ? Nous voulons les aider à déduire de leurs expériences le meilleur moyen de protéger le fer de la corrosion. Le but est qu’ils découvrent le principe de la protection du fer par galvanisation. Cette partie a également pour but de renforcer ce qu’ils auront vu lors de la question 2.1. 15 Afin d’expliciter le mécanisme protecteur mis en place, nous vous proposons de suivre le raisonnement ci-dessous en vous posant la question suivante : Que se passe-t-il si le film protecteur est rayé ? Cuivre Le film protecteur est en : Zinc Argent Par rapport au fer, le métal composant le film est-il plus oxydable ? Est-ce le fer ou le film protecteur qui se corrodera dans le temps ? Quelles réactions auront lieu ? Une fois que les élèves auront bien intégré le fait que seul le zinc permet de protéger le fer de la corrosion, nous leur demanderons une schématisation de leur compréhension du phénomène de protection de la corrosion et de non protection. 2.3. Représentez schématiquement le phénomène de protection du fer de la corrosion par recouvrement de zinc et faites de même pour la non protection du fer de la corrosion par recouvrement de cuivre ? Pour expliciter le phénomène de protection et de non protection, considérez que le film a été rayé. - Indiquez la zone d’oxydation, de réduction, le sens de circulation des électrons ainsi que leur trajet (au sein de quels matériaux circulent-ils ?) Quelle caractéristique doit avoir le recouvrement de zinc pour protéger le plus efficacement possible le fer de la corrosion ? (que se passe-t-il si, sur une certaine surface, le fer n’est pas recouvert d’un film de zinc ?) Quelle propriété du cuivre (outre son pouvoir réducteur moins important que le fer), fait que la corrosion du fer est accentuée lorsque ce dernier est mis en contact avec du cuivre ? Pour conclure cette seconde partie, les deux schémas ci-dessous seront réalisés avec les élèves sur base de leurs réflexions et nous apporterons les restructurations nécessaires. Par ailleurs, lors de cette restructuration, ils pourront comparer les solutions trouvées par rapport à celles qu’ils avaient proposées lors du recueil de leurs conceptions préalables. 16 Figure 3 : Schématisation du principe de galvanisation Figure 4 : Schématisation de la non protection du fer par contact avec du cuivre 7.3. Pour conclure En conclusion, nous proposons de leur présenter la carte conceptuelle (point 6.2). Il aurait été intéressant de construire cette carte conceptuelle avec les élèves mais cela nous semble impossible vu le temps limité du labo. Une autre possibilité est que l’enseignant responsable de la classe consacre l’heure de cours qui suit le labo que nous leur proposerons, à réaliser cette carte conceptuelle. Cela permettra en outre une restructuration globale sur le phénomène de corrosion et sur les moyens mis en œuvre pour l’éviter. 17 8. Bibliographie 1) Chimie : molécules, matière, métamorphoses, Atkins P., Jones L., De Boeck Université, 1998 2) Chimie générale, Mc Quarrie, De Boeck Université, 3ème édition, 1991 3) Chimie des solutions, Steven S. Zumdahl, adaptation française de : Jean-Marie Gagnon, Edition De Boeck Université 4) http://sgbd.ac-poitiers.fr/bde/exos/98COU031/98COU031.htm 5) http://www.users.skynet.be/chr_loockx_sciences/corrosion.htm 6) http://www.ac-clermont.fr/pedago/physique/dossier/chimie/air/air.htm 7) http://www.cdess.org (Pierre Hautier et Jacques Koplowicz) 8) http://www.ac-noumea.nc/physique-chimie/corrosion.htm 9) La corrosion atmosphérique et la lutte contre la corrosion : traitement des surfaces, Didac, Bayer, Agfa 18
