Etude de la corrosion uniforme d`aciers non alliés et inoxydables

Chapitre I : revue bibliographique
Chapitre I
Revue bibliographique
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Chapitre I : revue bibliographique
1.1. La corrosion uniforme
1.1.1. Généralités
1.1.1.1. Quelques rappels
La corrosion uniforme est la conséquence de l’oxydation sous forme d’ions, de tous les
atomes constitutifs de la surface du matériau qui sont attaqués sensiblement à la même vitesse
par le milieu corrosif. Ceci se traduit, à l’échelle macroscopique, par une diminution régulière
de l’épaisseur de métal, par opposition à la corrosion localisée.
D’un point de vue pratique, le couplage d’une ou plusieurs réactions d’oxydation d’un métal
ou alliage, avec une ou plusieurs réactions de réduction d’espèces en solution, conduit à
l’obtention d’un potentiel « mixte » de corrosion, appelé aussi potentiel libre ou potentiel
d’abandon, situé dans un domaine du diagramme potentiel-pH où le métal est actif
(diagramme de Pourbaix [POU-63]). La totalité de la surface du métal prend cette valeur de
potentiel et est le siège d’une corrosion généralisée décrite par la réaction (I.1) :
z M + n Oxz+ → z Mn+ + n Red (I.1)
M désigne le métal et Mn+ l’ion correspondant ; Red désigne l’espèce réduite et Oxz+ l’oxydant
associé.
Lorsque les sites de réaction sont très proches les uns des autres et répartis au hasard sur la
surface métallique et dans le temps, il se produit une corrosion généralisée (hypothèse de
Wagner-Traud), qui se traduit par une dissolution uniforme du matériau.
La réaction anodique correspond à la dissolution du métal : M → Mn+ + n e- (I.2)
Le cation dissous peut ensuite se présenter sous différentes formes (hydratée, hydrolysée…)
ou encore former des liaisons plus complexes.
La réaction cathodique, quant à elle, varie suivant la nature des espèces oxydantes présentes
en solution. Les phénomènes cathodiques les plus fréquemment rencontrés sont :
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• La réduction du proton H+ (ou H3O+) en milieu acide :
2 H+ + 2 e- → H2 ou, sous la forme hydratée 2 H3O+ + 2 e- → 2 H2O + H2 (I.3)
La corrosion se développe indéfiniment tant qu’elle n’est pas limitée par l’appauvrissement en
protons aux pH élevés, ou par la saturation du milieu ou du voisinage de la surface, en ions
Fe2+, qui entraînent la formation d’un dépôt protecteur par précipitation d’hydroxyde ferreux
aux pH basiques et limitent en général la corrosion (figure 1.1).
• La réduction de l’oxygène dans des milieux aérés (milieux neutres ou basiques) :
Dans les solutions aqueuses aérées peu acides, neutres ou basiques, la réaction cathodique la
plus importante sur le plan cinétique est la réduction de l’oxygène dissous :
½ O2 + H2O + 2 e- → 2 OH- (I.4)
Les ions Fe2+ formés suite à la réaction anodique sont alors susceptibles de réagir avec les
ions OH- pour former de l’hydroxyde ferreux Fe(OH)2 (lorsque le produit de solubilité est
atteint), qui peut ensuite conduire à la précipitation de l’hydroxyde ferrique Fe(OH)3 selon:
Fe2+ + 2 OH- → Fe(OH)2
Fe(OH)2 + ½ H2O + ¼ O2 → Fe(OH)3
(I.5)
Il est également possible de décrire l’oxydation des ions ferreux en ions ferriques par action
de l’oxygène dissous, sous la forme ionique (si les produits de solubilité ne sont pas atteints) :
Fe2+ + ½ H2O + ¼ O2 → Fe3+ + OH- (I.6)
Comme le montrent les figures 1.1 et 1.2, le composé Fe(OH)3 qui se forme alors est très peu
soluble et les produits de corrosion peuvent s’accumuler à la surface des matériaux. A la suite
de la formation de ces dépôts de produits de corrosion, les conditions locales sont
considérablement modifiées et le mécanisme d’endommagement peut évoluer. Les
phénomènes susceptibles d’intervenir dans ce cas (aération différentielle, corrosion uniforme
sous dépôt) seront présentés dans le paragraphe 1.1.3.
• La réduction d’ions oxydants, par exemple :
Fe3+ + e- → Fe2+ (I.7)
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Fig. 1.1 : solubilité des hydroxydes ferreux en fonction du pH
Fig. 1.2 : solubilité des hydroxydes ferriques en fonction du pH
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