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crsa_cM6_corrosion.odt - Marie Pierrot – Lycée du Rempart - 30/04/13
La corrosion des métaux
1. L'oxydoréduction
1.1. Les ions
Un atome peut perdre ou gagner des électrons. On obtient alors un ion. Il existe deux types d'ions :
les cations→ : ils proviennent d'atomes ayant perdu un ou plusieurs électrons. Ils sont donc chargés positivement.
Ex : H+ est un cation. L'atome d'hydrogène a perdu un électron. (Cu2+, Zn2+, Fe2+, Fe3+... )
les anions→ : ils proviennent d'atomes ayant gagné un ou plusieurs électrons. Ils sont donc chargés négativement.
Ex : O2- est un anion. L'atome d'oxygène a gagné deux électrons. (Cl-, S2-... )
Afin de tester la présence d'ions dans une solution, on peut ajouter de la soude (hydroxyde de sodium : Na+ + OH-) et dans certains cas il y a
apparition d'un précipité coloré.
Par exemple :
Cuivre Cu2+ précipité bleu →
Fer (II) Fe2+ précipité vert →
Fer (III) Fe3+ précipité rouille →
Zinc Zn2+ précipité blanc →
1.2. Expérience
Matériel :
- 2 clous (1 essai, 1 témoin) en fer,
- 20 ml de solution de sulfate de cuivre, CuSO4 (Fluka n° 61245) env. 1 mol/l (3,2 g ds 20 ml d'eau distillée)
- 10 ml de soude
Expérience clou en fer dans le sulfate de cuivre : http://www.epsic.ch/branches/chimie/demonstrations/depot-chim.html
Observations :
- On observe un changement de la coloration de la solution.
- On observe un dépôt rouge sur le clou.
- Lorsqu’on ajoute de la soude, il y formation d’un précipité vert.
Interprétations :
1. On observe la formation d’un précipité vert d’hydroxyde de fer (II), Fe(OH)2, ce qui signifie la présence d’ions Fe2+.
Il est donc « apparu » des ions Fe2+ : Fe Fe→2+ + 2e-
On dit que le fer métallique a été oxydé en ions Fe2+.
Chaque atome de fer a subi une oxydation en perdant des électrons : le fer est donc un réducteur.
Réaction d’oxydation : Fe Fe→2+ + 2e-
(Réducteur)
2. Les ions Cu2+ ont « disparu » (réagi) et du cuivre métallique est « apparu » (s’est formé) : Cu2+ + 2e- Cu →
On dit que les ions cuivre ont été réduits à l’état de cuivre métallique Cu.
Chaque ion cuivre Cu2+ a subi une réduction en gagnant des électrons : l’ion cuivre est donc un oxydant.
Réaction de réduction : Cu2+ + 2e- Cu→
(Oxydant)
1.3. Réactions d’oxydation et de réduction
Une oxydation est une perte d’électrons. Le réducteur perd des électrons.
Ex : Fe Fe→2+ + 2e-
Une réduction est un gain d’électrons. L’oxydant gagne des électrons.
Ex : Cu2+ + 2e- Cu →
Les équations chimiques traduisant l’oxydation ou la réduction sont appelées demi-équations électroniques.
1.4. Couples rédox
Cu2+ + 2e- = Cu : Dans cet exemple, l’ion cuivre gagne 2 électrons, c’est donc un oxydant.
Cu = Cu2+ + 2e- : Le cuivre perd 2 électrons, c’est donc un réducteur.
Cu2+/Cu constitue un couple oxydant réducteur, appelé couple rédox.
Les éléments d’un couple rédox sont reliés par la demi-équation électronique : Ox + ne- = Red
Par convention, lorsqu’on écrit un couple rédox, on écrit toujours l’oxydant en premier, puis son réducteur conjugué (« o » puis « r »).
Exemples : Fe3+ / Fe ; Zn2+ / Zn ; O2 / H2O.
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1.5. Equation-bilan d’une réaction d’oxydoréduction
Une réaction d’oxydoréduction met toujours en jeu deux couples redox. Elle nécessite la confrontation de l’oxydant d’un couple avec le réducteur
d’un autre ; les électrons consommés par l’un sont fournis par l’autre. Si un couple réagit dans le sens de l’oxydation l’autre réagit dans le sens de la
réduction.
On traduit une réaction d’oxydoréduction par une équation-bilan ( Remarque : Aucun électron ne doit figurer dans l’équation bilan ).
Ex : Fe = Fe2+ + 2e-Zn = Zn2+ + 2e-
Cu 2+ + 2e - = Cu 2H + + 2e - = H 2
Fe + Cu2+ Fe→2+ + Cu Zn + 2H+ Zn→2+ + H2
1.6. La classification électrochimique
Les couples redox Ox/Red sont classés selon leur
pouvoir oxydant sur un axe vertical.
Grâce à cette classification, dite classification
électrochimique, il est possible de prévoir les réactions
d’oxydoréduction qui vont se produire (donc,
également celles qui ne peuvent pas se produire
spontanément).
Remarque : Le pouvoir oxydant est mesuré par une
grandeur appelée potentiel standard d’oxydoréduction
et noté E° (en Volts). Par exemple : E° (H+/H2) = 0V
La réaction naturelle entre deux couples redox se produit entre l’oxydant le plus fort, et le réducteur le plus fort.
Ce résultat peut se retrouver à l’aide de la « règle du gamma » ( ). γ
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2. Corrosion des métaux
2.1. Définitions et paramètres influençant la corrosion
La corrosion est une altération lente de matériaux, tels des métaux et leurs alliages, due aux
attaques du milieu extérieur (dioxygène de l’air, eau, acides...).
Corrosion de l'aluminium par le sulfate de cuivre :
http://www.youtube.com/watch?v=jMk9rPDeQ8w
Corrosion du cuivre par de l'acide nitrique :
http://www.youtube.com/watch?v=y3yha-TILZ8
http://www.youtube.com/watch?v=ow4f4vaq5b4
On parle de corrosion humide lorsque le milieu extérieur est une solution.
Ex : l’eau de mer (H+, Na+, ...), acides (H+)...
On parle de corrosion sèche dans le cas contraire.
Ex : dioxygène de l’air (O2)
Remarques :
- Les métaux nobles (or Au, platine Pt) sont très peu sensibles à la corrosion.
- Des caractéristiques du milieu influencent le phénomène de corrosion : le pH ; la température ; les défauts de structure du métal dus à une
contrainte, une déformation, une altération...
2.2. Conséquences
Dans l’industrie et la construction, les corrosions ont des conséquences économiques considérables, tant directement, par les coûts →
d’intervention et la consommation de produits métallurgiques qu’elles engendrent indirectement (arrêt des unités industrielles de production pour
réparations, dégradation de la qualité des produits manufacturés en contact avec l’eau chargée de métaux dissous, etc.).
Lorsqu’il s’agit d’eau de consommation humaine, la pollution de l’eau par les métaux mis en solution dans l’eau peut avoir des conséquences →
tantôt désagréables pour le consommateur (couleur ou saveur altérées), tantôt beaucoup plus graves (intoxications par certains métaux lourds
comme le plomb ou le cadmium, par exemple).
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3. Protections contre la corrosion
3.1. Protection par un revêtement isolant
Le métal est isolé du milieu corrosif par un revêtement isolant non métallique (peintures, vernis, laque, plastique, porcelaine...).
Ex : peinture anti-rouille, grillage plastifié
Ce revêtement isole la surface du métal de l’atmosphère oxydante.
3.2. Protection par un traitement chimique de surface
On plonge une pièce métallique dans une solution de façon à former une couche imperméable.
Exemple : On plonge du fer Fe dans un bain d’acide phosphorique H3PO4 : une couche protectrice de phosphate de fer Fe3(PO4)2 se forme.
Cette technique est utilisée dans l’industrie automobile pour protéger les carrosseries.
3.3. Protection par un revêtement métallique
On protège le métal corrodable par un autre métal que l’on peut déposer par électrolyse ou par immersion dans le métal de protection à l’état fondu.
Premier cas : Le métal de protection est un moins bon réducteur que le métal à protéger :
Ex : étamage du fer : on recouvre l’intérieur des boites de conserve d’étain
C’est l’étain qui est attaqué et le fer qui est protégé. La protection est efficace tant que la couche d’étain n’est pas altérée. Si une rayure apparaît
dans la couche d’étain, c’est le fer qui s’oxyde.
Problème : corrosion invisible.
Deuxième cas : Le métal de protection est plus réducteur que le métal à protéger :
Ex : électrozingage (électrolyse) ou galvanisation (trempage) du fer : on recouvre des tuyaux en fer de zinc.
Galvanoplastie : http://www.youtube.com/watch?v=hNtaeRbhRYk
C’est le zinc qui est attaqué et le fer protégé (le zinc résiste mieux à la corrosion atmosphérique car il se recouvre
d’une couche d’hydrogénocarbonate adhérente et imperméable).
Si une rayure apparaît dans la couche de zinc : c’est d’abord le zinc qui s’oxyde puis le fer.
Cette méthode de protection reste donc efficace même si la couche de zinc n'est pas continue.
3.4. Utilisation d’une anode sacrificielle
On relie le métal à protéger par un bloc de métal plus réducteur.
Ex : coque d’acier d’un bateau protégée par un bloc de zinc, canalisation protégée par un bloc de zinc...
Le bloc de zinc va s’oxyder (il joue le rôle de l’anode « sacrificielle »). L’acier est protégé tant que le zinc n’a pas
disparu. Il faut donc changer le bloc de zinc régulièrement.
Avantage : le zinc est un métal bon marché
3.5. Évolution et transformation des matériaux
Par addition de titane Ti, de nickel Ni, de chrome Cr, on obtient des composés plus résistants à la corrosion mais
beaucoup plus chers ...
Ex : L’acier inoxydable est composé de fer, de chrome et de nickel - « Acier 18/8 » : 18% de chrome, 8% de nickel -
Acier inoxydable : http://www.youtube.com/watch?v=z6KoYQXY8T4
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