Ae 2 corrosion avec correction - Enseignement des Sciences

Terminale spécialité_Thème 1_LES MATERIAUX
Cycle de vie des matériaux_AE 2
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LA CORROSION
La corrosion des métaux est favorisée lorsque l’atmosphère est humide et contient des espèces
ioniques dissoutes. Pour mettre en évidence, le phénomène de corrosion en milieu maritime, nous allons
réaliser quelques expériences simples.
Document 1 : Qu’est-ce que la corrosion ?
La corrosion désigne l’altération d’un matériau par réaction chimique avec un oxydant (le dioxygène et le
cation H+ en majorité). Il faut en exclure les effets purement mécaniques (cela ne concerne pas, par exemple, la
rupture sous l’effet de chocs), mais la corrosion peut se combiner avec les effets mécaniques ; de même, elle
intervient dans certaines formes d’usure des surfaces dont les causes sont à la fois physicochimiques et mécaniques.
Les exemples les plus connus sont les altérations chimiques des métaux à l’air ou dans l’eau, telles la rouille du fer et
de l’acier ou la formation de vert-de-gris sur le cuivre et ses alliages (bronze, laiton). Cependant, la corrosion est un
domaine bien plus vaste qui touche toutes sortes de matériaux (métaux, céramiques, polymères) dans des
environnements variables (milieu aqueux, atmosphère, hautes températures).
La corrosion des métaux est, dans la grande majorité des cas, une réaction électrochimique (une oxydoréduction) qui
fait intervenir la pièce manufacturée et l’environnement.
La rouille : exemple le plus familier de corrosion Corrosion différentiée sur deux métaux plus et moins oxydables
La corrosion est un problème industriel important : le coût de la corrosion, qui recouvre l’ensemble des
moyens de lutte contre la corrosion, le remplacement des pièces ou ouvrages corrodés et les conséquences directes et
indirectes des accidents dus à la corrosion, est estimé à 2 % du produit brut mondial ! Chaque seconde, ce sont
quelques 5 tonnes d’acier qui sont ainsi transformées en oxydes de fer …
tiré de www.wikipédia.fr
 A quoi est due la corrosion ? Et pourquoi cherche-t-on à l’éviter ?
Document 2 : Tests caractéristiques d’identification d’ions
Ion à tester
Réactif test
observations
Tube
ion fer II
Fe2+
ion hexacyanoferrate III (ou ferricyanate)
(Fe(CN)6)3-
Tube
ion zinc II
Zn2+
ion hexacyanoferrate III (ou ferricyanate)
(Fe(CN)6)3-
Tube
ion hydroxyde
……
phénolphtaléine

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Document 3 : Mise en évidence expérimentale du phénomène de corrosion
 Dans 1 boîte de Pétri, préparer : un clou en fer,
un clou en fer enroulé au centre par un fil de cuivre,
un clou en fer en contact avec une lame de zinc.
Les clous en fer doivent être bien décapés à l’aide de papier de verre.
 Verser, sur chacun de ces clous, une solution d’eau distillée chauffée à 60 °C et contenant {chlorure de sodium
(NaCl), agar-agar, hexacyanoferrate de potassium K3[Fe(CN)6], phénolphtaléine}. On évitera alors de remuer les boîtes.
Document 4 : Couples oxydant/réducteur mis en jeu
O2 / HO- ; Zn2+ / Zn ; Fe2+ / Fe ; Cu2+ / Cu
Document 5 : « Noblesse » d’un métal
Un métal est dit « noble » s’il ne s’oxyde par spontanément à l’air. Le métal le moins noble se corrode alors
que le métal le plus noble reste protégé. Certains métaux considérés comme inoxydables sont en fait protégés par une
couche d'oxyde compacte adhérente et surtout étanche à l'oxydant, comme par exemple l'aluminium et le titane : ils
ne sont pas nobles, mais leur corrosion est très lente car les oxydes d'aluminium et de titane sont étanches au
dioxygène.
Travail à effectuer
1. Questions préliminaires : Préciser l’intérêt de la présence, dans la solution, de chlorure de sodium ?
D’agar-agar ? D’hexacyanoferrate de potassium ? De phénolphtaléine ?
2. Réaliser la démarche scientifique (schémas et observations ; interprétations en termes d’oxydation,
réduction et mouvements d’électrons) permettant de déterminer l’équation d’oxydoréduction ayant lieu
dans chacune des 3 situations et de conclure en établissant un classement sur la noblesse des trois
métaux rencontrés.
3. Quel pourrait être l’intérêt de fixer des blocs de zinc sur la coque des navires ?
4. Application : Comment protéger la coque d’un bateau de la corrosion ?
La corrosion est un phénomène bien connu des marins. Les bateaux dont la coque est en acier en sont
victimes et doivent en être protégés. Une méthode de protection consiste à poser à la surface de la coque des blocs de
métal que l’on appelle « anodes sacrificielles ».
L’objectif est d’évaluer, à l’aide des documents ci-après, la masse de l’anode sacrificielle nécessaire à la
protection d’un bateau.
Document 1 : Le phénomène de corrosion
La corrosion d’un métal M est sa transformation à l’état de cation métallique Mk+ par réaction avec le dioxygène
dissous dans l’eau.
Le métal perd un ou plusieurs électrons, il est oxydé selon la demi-équation rédox : M Mk+ + k e-
Une mole de métal oxydé produit k moles d’électrons.
Anode
sacrificielle
Image provenant du site
www.hisse-et-oh.com

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Document 2 : Potentiels standard de différents métaux
Pour prévoir les réactions d’oxydoréduction, on peut s’appuyer en première approche sur l’échelle suivante,
appelée échelle des potentiels standard. Tous les couples oxydant/réducteur peuvent être classés par leur potentiel
standard.
Échelle des potentiels standards de quelques couples à 20°C :
Lorsque deux métaux sont en contact et peuvent être oxydés par le dioxygène, c’est celui dont le couple a le potentiel
standard le plus faible qui s’oxyde : il constitue l’anode et protège l’autre métal qui ne réagira pas.
Document 3 : Protection d’un bateau avec coque en acier
Lors de l’oxydation de l’anode sacrificielle, il s’établit un courant de protection au niveau de la surface S de la
coque immergée. Sa densité de courant moyenne, intensité de courant par unité de surface, vaut : j = 0,10 A.m-2
Ce courant a son origine dans la charge électrique échangée lors de la réaction d’oxydo-réduction.
L’intensité I d’un courant électrique peut s’exprimer en fonction de la charge électrique Q échangée au cours de la
réaction pendant une durée t :   
avec, dans le système international, I s’exprime en ampère (A), Q en coulomb (C) et t en seconde (s).
Questions préalables
 Un bateau possède une coque en acier donc composée essentiellement de fer.
Écrire la demi-équation de l’oxydation du fer métallique en considérant uniquement les couples du document 2.
 Citer en justifiant votre réponse, les métaux du tableau du document 2 susceptibles de protéger la coque en
acier d’un bateau. Pourquoi l’anode utilisée est-elle qualifiée de « sacrificielle » ?
Problème
On désire protéger pendant une année la coque en acier d’un bateau par une anode sacrificielle en zinc. La
surface de coque immergée dans l’eau de mer vaut S = 40 m². Une anode sacrificielle sur une coque de bateau doit
être remplacée quand elle a perdu 50 % de sa masse.
Quelle est la masse totale d’anode sacrificielle en zinc qu’on doit répartir sur la coque pour la protéger pendant une
année ? Exercer un regard critique sur la valeur trouvée.
Données :
 Masse molaire du zinc : M = 65,4 g.mol-1
 Une mole d’électrons possède une charge électrique q = 9,65×104 C
Remarque : L’analyse des données, la démarche suivie et l’analyse critique du résultat sont évaluées et nécessitent
d’être correctement présentées !
Élément
Couple
Potentiel standard (V)
Plomb
Pb2+ / Pb
-0,126
Étain
Sn2+ / Sn
-0,138
Nickel
Ni2+ / Ni
-0,257
Fer
Fe2+ / Fe
-0,447
Zinc
Zn2+ / Zn
-0,760
Aluminium
Al3+ / Al
-1,67
Magnésium
Mg2+ / Mg
-2,37

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LES COUPLES D’OXYDOREDUCTION
 MÉTHODE : Établissement d’une demi-équation d’oxydoréduction
1. Écrire le couple étudié avec la convention : oxydant/réducteur.
2. Appliquer la conservation des éléments pour les éléments autres que H et O.
3. Appliquer la conservation de l’élément oxygène en ajoutant des molécules d’eau H2O.
4. Appliquer la conservation de l’élément hydrogène en ajoutant des ions hydrogènes H+ ; la réaction se déroulant en
milieu acide.
5. Equilibrer les charges électriques en ajoutant des électrons « e- ». Ils sont censés se trouver du même côté de
l’équation que l’oxydant, ce dernier ayant pour définition de les capter !
 Compléter le tableau suivant :
Couple Ox/Red
Nom des éléments du couple
demi-équation électronique associée
Cu2+/Cu
Fe3+/Fe2+
Fe2+/Fe
Zn2+/Zn
Ag+/Ag
H3O+/H2
I2/I-
Cℓ2/Cℓ-
H2O2/H2O
S4O62-/S2O32-
SO2/S2O32-
S2O32- /S
MnO4-/Mn2+
Cr2O72-/Cr3+
CO2/H2C2O4

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Correction
 La corrosion d’un métal est due à son oxydation en présence de dioxygène.
Le métal se retrouve alors « rongé », libérant des ions et disparaissant progressivement. Si l’on
souhaite conserver intact le métal, il convient donc d’enrayer cette dégradation chimique.
1. Questions préliminaires :
D’après l’introduction, la corrosion est favorisée en présence d’ions. Le chlorure de sodium (= le sel)
va se dissoudre dans l’eau sous forme d’ions et donc accélérer l’oxydation du métal.
L’agar-agar permet de gélifier la solution afin d’observer plus facilement et localement les espèces qui
se forment.
L’hexacyanoferrate de potassium permet de révéler la présence des ions fer II ou zinc II selon la
couleur observée (cf document 2).
La phénophtaléine permet de révéler la présence d’ions hydroxyde HO- en cas d’apparition de la
couleur rose.
2. Observations & interprétations :
 Fer seul : Une teinte bleue apparaît autour du fer avec l’apparition d’endroits rosés.
Le bleu met en évidence la formation d’ions fer II signe d’une oxydation du fer :
il y a corrosion à ces endroits. Les endroits rosés indiquent où le dioxygène de l’air est
réduit en HO-. Les électrons sont cédés par le fer oxydé pour réduire le dioxygène.
Demi-équation redox : Fe2+ / Fe : Fe = Fe2+ + 2.e- (×2)
O2 / HO- : O2 + 4 H+ + 2.e- = 2 HO-
Equation redox : 2 Fe(s) + O2 (g) + 4 H+(aq) → 2 Fe2+(aq) + 2 HO-(aq)
 Fer + zinc : Le fer se « pare » de rose quasiment partout tandis que le zinc laisse apparaître
un précipité blanc autour de lui.
Le zinc est donc oxydé en ions zinc II et le dioxygène est réduit au niveau du fer
par les électrons libérés par le zinc.
Demi-équation redox : Zn2+ / Zn : Zn = Zn2+ + 2.e- (×2)
O2 / HO- : O2 + 4 H+ + 2.e- = 2 HO-
Equation redox : 2 Zn(s) + O2 (g) + 4 H+(aq) → 2 Zn2+(aq) + 2 HO-(aq)
 Fer + cuivre : Le fer est bleu quasiment sur toute la longueur. Le fil de cuivre s’entoure de
rose. Une nouvelle fois, le fer est oxydé. Il libère donc des électrons qui vont réduire
le dioxygène au niveau du cuivre.
Demi-équation redox : Fe2+ / Fe : Fe = Fe2+ + 2.e- (×2)
O2 / HO- : O2 + 4 H+ + 2.e- = 2 HO-
Equation redox : 2 Fe(s) + O2 (g) + 4 H+(aq) → 2 Fe2+(aq) + 2 HO-(aq)
Conclusion : Les trois expériences permettent de déterminer l’ordre d’oxydation des métaux :
le zinc puis le fer et enfin le cuivre.
On peut donc établir l’échelle de noblesse suivante : Cu > Fe > Zn
3. L’intérêt de fixer des blocs de zinc sur la coque des navires est que ces blocs vont s’oxyder avant le fer
contenu dans la coque des navires (notamment en présence d’acier = mélange de fer et de carbone) car
le fer est plus noble que le zinc.
Ainsi, la coque du navire ne sera pas oxydée avant que tout le zinc soit corrodé. Ces blocs constituent
donc une protection de la coque.