t3 : comment protéger un véhicule contre la corrosion

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Première
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Sciences
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T3
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Cours (
5
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Première ASSP – Sciences
T3 : COMMENT PROTÉGER UN VÉHICULE CONTRE LA CORROSION ?
Objectifs :
• Connaissances visées :
‒ Savoir que certains facteurs favorisent la corrosion.
‒ Savoir qu’un métal s’oxyde.
‒ Savoir qu’une réaction d’oxydoréduction est une réaction dans laquelle intervient un transfert
d’électrons.
‒ Savoir qu’une oxydation est une perte d’électrons.
• Capacités à acquérir :
‒ Mettre en évidence expérimentalement l’influence de certains facteurs extérieurs sur la corrosion
du fer.
‒ Identifier dans une réaction donnée un oxydant et un réducteur.
‒ Classer expérimentalement des couples redox.
‒ Prévoir si une réaction est possible à partir d’une classification électrochimique.
‒ Ecrire et équilibrer les demi-équations.
‒ Ecrire le bilan de la réaction d’oxydoréduction.
I- LA CORROSION DU FER
1) Influence des facteurs extérieurs
Expérience :
Placer un clou en fer dans quatre tubes à essai
contenant :
(a) De l’air sec
(b) De l’air et de l’eau du robinet
(c) De l’air et de l’eau salée
(d) De l’eau bouillie recouverte d’huile (l’eau
bouillie ne contient pas de dioxygène dissous).
Observations :
Observer et noter les résultats obtenus après une
quinzaine de jours.
………………………………………………………………………………………………….....
………………………………………………………………………………………………….....
………………………………………………………………………………………………….....
………………………………………………………………………………………………….....
………………………………………………………………………………………………….....
………………………………………………………………………………………………….....
Conclusion :
………………………………………………………………………………………………….....
………………………………………………………………………………………………….....
………………………………………………………………………………………………….....
………………………………………………………………………………………………….....
(a)
(b)
(c)
(d)

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2) Oxydation par des solutions ioniques
Expérience :
Le cuivre et le fer existent sous forme de métal ou d’ions.
‒ Réaliser et Observer
‒ Introduire quelques grammes de limaille de fer dans un tube à essai.
‒ Verser environ 3 ml d’une solution de sulfate de cuivre II sur la limaille de fer puis agiter.
‒ Observer le changement de couleur de la solution et l’aspect de la poudre de fer à la fin de l’expérience.
………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
‒ Transvaser la solution dans un second tube à essai (sans limaille) et ajouter quelques gouttes de soude.
‒ Interpréter et exploiter
‒ Avant la réaction, le cuivre est présent sous forme : métalique (Cu) ionique (Cu
2+
)
‒ Avant la réaction, le fer est présent sous forme : métalique (Fe) ionique (Fe
2+
)
‒ Quel métal s’est déposé sur la poudre de fer ? ………………………………………………………………………………………………..
‒ Avec l’aide du tableau ci-dessous, déterminer quel est l’ion mis en évidence par le test à la soude.
…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
Réactif Formule du
réactif Couleur du précipité Ion identifié
Nitrate d’argent (Ag
+
, NO
3-
) Précipité blanc qui noircit avec la
lumière L’ion chlorure Cl
-
Chlorure de
baryum (Ba
2+
, 2Cl
-
) Précipité blanc L’ion sulfate
SO
42-
Hydroxyde de
sodium (soude) (Na
+
, OH
-
) Précipité bleu
azur L’ion cuivre (II) Cu
2+
Hydroxyde de
sodium (soude) (Na
+
, OH
-
) Précipité vert
foncé L’ion fer (II) Fe
2+
Hydroxyde de
sodium (soude) (Na
+
, OH
-
) Précipité rouille L’ion fer (III)
Fe
3+
Hydroxyde de
sodium (soude) (Na
+
, OH
-
) Précipité blanc
gélatineux L’ion zinc Zn
2+
Hydroxyde de
sodium (soude) (Na
+
, OH
-
) Précipité blanc L’ion aluminium
Al
3+
Oxalate de
potassium (2K
+
, C
2
O
42-
) Précipité blanc L’ion calcium
Ca
2+
‒ Compléter le tableau avec les symboles suivants : Cu, Fe, Cu
2+
,Fe
2+
Avant réaction Après réaction
‒ Ecrire l’équation bilan : …………… + …………… → …………… + ……………

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3) Définitions
Lors de l’expérience réalisée ci-dessus, on constate que les ions cuivre Cu
2+
réagissent avec le métal fer pour donner
un dépôt de cuire métallique et des ions fer Fe
2+
.
‒ Le métal fer a été oxydé, il s’est transformé en ions fer II Fe
2+
. Le métal fer a perdu deux électrons :
Fe → Fe
2+
+ 2e
-
(demi-équation)
Fe
2+
/Fe est un couple Redox.
‒ Les ions cuivre Cu
2+
passent à l’état cuivre métallique. L’ion cuivre a gagné deux électrons :
Cu
2+
+ 2e
-
→ Cu (demi-équation)
Cu
2+
/Cu est un couple Redox.
‒ Cette réaction où intervient un transfert d’électrons est une réaction d’oxydoréduction. L’équation bilan de
cette réaction s’obtient en combinant les deux demi-équations :
Fe → Fe
2+
+ 2e
-
Cu
2+
+ 2e
-
→ Cu
Cu
2+
+ Fe → Fe
2+
+ Cu
De manière générale :
- Un métal peut s’oxyder.
- Une oxydation est une perte d’électrons / une réduction est un gain d’électrons.
- Une réaction d’oxydoréduction est une réaction dans laquelle intervient un transfert d’électrons.
- L’oxydant est celui qui gagne les électrons / le réducteur est celui qui perd les électrons (métal).
- Un couple redox est constitué de la forme ionique et de la forme métallique d’une même espèce, on le
note toujours dans cet ordre : oxydant/réducteur.
II- LE CLASSEMENT DES METAUX
1) Expérience
Trempons une lame de cuivre dans une solution de sulfate de
fer
Trempons une lame de fer dans une solution de sulfate de
cuivre
Observations : Observations :
Conclusion :
Cu
FeSO
4
Fe
CuSO
4

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Ag
+
Cu
2+
H
+
Fe
2+
Zn
2+
Al
3+
Ag
Cu
H
2
Fe
Zn
Al
Pouvoir
oxydant
croissant
de l’ion
2)
Classification électrochimique
3) Exemple
Cu
2+
réagit
avec Zn pour donner Zn
Redox (Cu
2+
/Cu et Zn
2+
/Zn) Cu
4) Applications
• La réaction entre les ions Ag
+
et le métal zinc est
• La réaction entre les ions Al
3+
et le métal cuivre est
III-
LA PROTECTION CONTRE LA CORROSION DES METAUX
Cu
2+
Zn
2+
Zn
Cu
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Pouvoir
réducteur
croissant
du métal
Classification électrochimique
Une classification électrochimique a été éta
de prévoir la réaction possible entre deux espèces
chimiques.
La règle du « gamma
» (
réaction possible entre l’oxydant le plus fort et le
réducteur le plus fort de deux couples Redox.
avec Zn pour donner Zn
2+
et Cu. Cette réaction est possible car pour ces deux couples
/Zn) Cu
2+
est l’oxydant le plus fort et Zn est le réducteur le plus fort.
et le métal zinc est
-elle possible
? Si oui, écrire l’équation d’oxydoréduction.
et le métal cuivre est
-elle possible
? Si oui, écrire l’équation d’oxydoréduction.
LA PROTECTION CONTRE LA CORROSION DES METAUX
Une classification électrochimique a été éta
blie afin
de prévoir la réaction possible entre deux espèces
» (
ɣ) permet de prévoir la
réaction possible entre l’oxydant le plus fort et le
réducteur le plus fort de deux couples Redox.
et Cu. Cette réaction est possible car pour ces deux couples
est l’oxydant le plus fort et Zn est le réducteur le plus fort.
? Si oui, écrire l’équation d’oxydoréduction.
? Si oui, écrire l’équation d’oxydoréduction.

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A l’aide des documents 1 et 2, répondre aux questions suivantes :
1) Quel est le métal qui constitue principalement le « fer blanc » ?
……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
2) Expliquer en quoi consiste l’étamage ?
……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
3) Quel est l’utilité de ce procédé ?
……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
4) Pour quel raison faut-il trier les emballages en fer blanc ?
……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
Conclusion :
Un métal peut être protégé contre la corrosion à l’aide d’un revêtement. Ce revêtement peut être de différentes
natures : peintures, vernis, laques, film plastique, revêtement métallique.
Il existe d’autres types de protection qui visent à empêcher les transferts d’électrons permettant la corrosion : les
inhibiteurs, la protection cathodique à l’aide d’une anode sacrificiel.