MEC200_Lab de corrosion
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MEC 200 Laboratoire : Introduction aux phénomènes de corrosion des matériaux Montréal 2010 MEC 200 : Technologie des Matériaux Table des matières 1. Objectifs ................................................................................................................................... 3 1.1 Déterminer le potentiel standard d’un matériau (séance #1) ............................................. 3 1.2 Étudier la corrosion galvanique (séance #2)...................................................................... 3 1.3 Étudier les techniques de protection (séance #3)............................................................... 3 2. Mise en situation ...................................................................................................................... 3 3. Travaux préliminaires .............................................................................................................. 3 4. Manipulations et matériaux disponibles ................................................................................... 5 4.1 Matériaux disponibles........................................................................................................ 5 4.2 Équipement disponible ...................................................................................................... 5 4.3 Manipulations .................................................................................................................... 5 4.3.1 Mesure du potentiel standard de référence des différents métaux ............................. 5 4.3.2 Mesure de la vitesse de corrosion en fonction de la température et de la concentration de l’électrolyte................................................................................................... 6 4.3.3 Méthodes de protection .............................................................................................. 8 5. Questions ................................................................................................................................ 10 6. Rapport ................................................................................................................................... 11 Annexe 1 : Données expérimentales de polarisation. .................................................................... 12 Tableau A1 : essai de référence...................................................................................................... 12 Tableau A2 : Polarisation, paramètre variable : température de l’électrolyte ................................ 13 Tableau A3 : Polarisation, paramètre variable : température de l’électrolyte ................................ 14 Annexe 2 : Guide de corrosion ....................................................................................................... 15 A.1 Potentiels standards de référence ........................................................................................ 16 A.2 La corrosion galvanique ...................................................................................................... 16 A.3 Passivation ........................................................................................................................... 19 A.4 Influence du milieu de corrosion ......................................................................................... 20 A.5 Protection contre la corrosion.............................................................................................. 21 Références ...................................................................................................................................... 21 Page 2 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux 1. Objectifs 1.1 Déterminer le potentiel standard d’un matériau (séance #1) • • Déterminer l’échelle des potentiels standards de différents matériaux dans l’eau de mer (acier, aluminium, titane, cuivre, zinc…) à l’aide d’un montage expérimental Comprendre et prédire le sens de la réaction d’oxydation 1.2 Étudier la corrosion galvanique (séance #2) • • • • • Comprendre le phénomène de corrosion galvanique (échanges électroniques) Caractériser ce phénomène Réaliser le montage permettant d’obtenir le courant de corrosion (polarisation) Calculer la vitesse de dégradation grâce à la relation de Faraday Étudier l’impact de l’environnement sur les résultats : température, électrolyte… 1.3 Étudier les techniques de protection (séance #3) • • Effectuer le placage du cuivre sur l’électrode d’acier Réaliser un montage permettant d’étudier la méthode de protection par anode sacrificielle 2. Mise en situation Vous travaillez actuellement pour la compagnie « Aqua-Tubo Inc. » qui fabrique des tuyaux de en cuivre et des raccords en acier 1018 pour le domaine de la plomberie. Toutefois, un dépôt de rouille apparaît après quelque temps sur des tuyaux de cuivre. Vous devez trouver la cause de ce problème et les moyens de les prévenir. 3. Travaux préliminaires • • • Lire les chapitres 8.1 – 8.2 – 8.3 dans le manuel « Des Matériaux » Lire le guide de corrosion disponible à l’annexe 1 Préciser dans l’espace ci-après, la différence entre la corrosion galvanique et la corrosion généralisée ? Page 3 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux • Identifier les 3 conditions nécessaires pour être en présence d’une corrosion galvanique? • Expliquer à quoi sert l’échelle des potentiels standards d’équilibre ? • Pour chacun des montages présentés à la Figure 1, indiquer sur quelle(s) barre(s) de métal immergée(s) pourra-t-on relever une perte de masse. Montage 1 : ______________________________________________________ ______________________________________________________ Montage 2 : ______________________________________________________ ______________________________________________________ Montage 3 : ______________________________________________________ ______________________________________________________ Fe Fe Montage nº1 Zn Fe Montage nº2 Fe Zn Montage nº3 Figure 1: Montages de corrosion • Identifiez les formes de corrosion pour chacun des cas de perte de matière de la Figure 1: Montage 1 : ______________________________________________________ Montage 2 : ______________________________________________________ Montage 3 : ______________________________________________________ Page 4 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux 4. Manipulations et matériaux disponible disponibles 4.1 Matériaux disponibles • • • • • Acier 1018, acier inox 304 Cuivre (99%) aluminium 6061et 7075 Titane grade 2 Zinc pur 4.2 Équipement disponible • • • • • • Balance de précision – Mettler : 1200g max 4x Plaque chauffante/vibrante – Corning : 30ºC... 550ºC, 60... 1200 RPM Électrodes référence au calomel (Hg2Cl2) saturé en KCl (ECS) PH – mètre Multimètres digitales Agitateur magnétique, béchers et éprouvettes graduées 4.3 Manipulations 4.3.1 Mesure du potentiel standard de référence des différents métaux Monter une cellule de mesure du potentiel standard tel que montré à la Figure 2. • Électrolyte : eau de mer (33 g/L) à 222ºC. • Électrode de référence : électrode au calomel (Hg2Cl2) saturé en KCl (ECS) • Liaison métal – électrode de référence : multimètre en position 2 V DC Prendre rendre en note les valeurs des potentiels standards de référence dan dans le Tableau 1. E0 ECS Électrolyte Figure 2:: Cellule de mesure du potentiel standard d'un métal par rapport à une électrode au Calomel saturé ([1], adapté de la figure 8.4, p 329) Page 5 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux Tableau 1 : Potentiels standards d’équilibre Potentiel standard d’équilibre EH[V] ([1] Tableau 8.1, page 330 Électrode Potentiel expérimental Eexp[V] Essai #1 Essai #2 Potentiel littérature Elit[V] [2] Calomel +0.24 Réf Cuivre +0.34 -0.15 Acier 1018 -0.44 -0.6 Zinc (pur) -0.76 -1.01 Alu (6061) -1.67 -0.74 Alu (7075) -1.67 -0.75 Titane -1.75 - Inox (304) - - 4.3.2 Mesure de la vitesse de corrosion en fonction de la température et de la concentration de l’électrolyte Réalisez le montage permettant la mesure des courbes de polarisation, puis étudiez l’influence de la température et de la composition de l’électrolyte (Figure 3). 1ère étape : Essai de référence • • • • Composition de l’électrolyte : eau de mer (33 g/L) Température de l’électrolyte : 22ºC Électrode de référence : électrode au calomel (Hg2Cl2) saturé en KCl (ECS) Connexion anode – cathode : Mise en série du boîtier de résistances variables (100 000 → 0 Ω) avec un multimètre en position 20 mA DC • Connexion entre métal – électrode de référence : multimètre en position 2V DC. Rapporter dans le tableau A1 de l’annexe 1 (page 13) les valeurs du courant entre l’anode et la cathode ainsi que leurs potentiels respectifs. Répétez cet essai 2 fois afin d’évaluer la répétabilité de vos résultats. Page 6 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux i E0a E0c ECS ECS Figure 3: Montage permettant la mesure des courbes de polarisation anodiques et cathodique. (ECS : Électrode au calomel saturé) ([1], adapté de la figure 8.6, page 333). 2ème étape : Étudier l’influence de la température • • • • Composition de l’électrolyte : eau de mer (33 g/L) Température de l’électrolyte : 35, 50 et 75ºC Électrode de référence : électrode au calomel (Hg2Cl2) saturé en KCl (ECS) Connexion anode – cathode : Mise en série du boîtier de résistances variables (100 000 → 0 Ω) avec un multimètre en position 20 mA DC • Connexion entre métal – électrode de référence : multimètre en position 2 V DC Rapporter dans le tableau A2 de l’annexe 1 (page 14) les valeurs du courant entre l’anode et la cathode ainsi que leurs potentiels respectifs. 3ème étape : Étudier l’influence de la composition de l’électrolyte • • • • Composition de l’électrolyte : [NaCl] = 10, 50 et 75 g/L Température de l’électrolyte : 22ºC Électrode de référence : électrode au calomel (Hg2Cl2) saturé en KCl (ECS) Connexion anode – cathode : Mise en série du boîtier de résistances variables (100 000 → 0 Ω) avec un multimètre en position 20 mA DC • Connexion entre métal – électrode de référence : multimètre en position 2 V DC Rapporter dans le tableau A3 de l’annexe 1 (page 15) les valeurs du courant entre l’anode et la cathode ainsi que leurs potentiels respectifs. Page 7 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux 4.3.3 Méthodes de protection Protection par placage du cuivre sur l’acier • Lire le chapitre concernant le placage du cuivre dans l’ASM [9] • Sabler les tiges d’acier et de cuivre (commencer avec le papier sablé 240 et, par la suite, 400) • Nettoyer les éprouvettes à l’aide du nettoyant tout usage disponible (essuyer avec le papier) • Nettoyer les éprouvettes à l’aide du nettoyant acide tout usage disponible (essuyer avec le papier) • Rincer les éprouvettes à l’aide de méthanol (dégraissage) (essuyer avec le papier) • Composition de l’électrolyte : Sulfate de cuivre à 100 g/L (H2SO4 + Cu2+) • Température de l’électrolyte : 22ºC • Connexion anode – cathode : source d’alimentation afin d’inverser le sens du courant de corrosion. Densité du courant est 0.17 A/dm2, les surfaces émergées du cuivre et de l’acier sont égales, agitation de la solution est 120 RPM, la durée du placage est 6 min. Figure 4: Montage pour la réalisation du placage du cuivre sur l’acier ([1], adapté de la figure 8.11, page 339) Essai de corrosion galvanique pour vérifier la qualité de placage (Figure 5) • Composition de l’électrolyte : eau de mer (33 g/L) • Température de l’électrolyte : 22ºC • Connexion anode – cathode : multimètre en position 20 mA DC • Observer l’évolution du courant au cours du temps (15 min) avec une électrode plaquée et non plaquée Page 8 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux Figure 5: Montage de corrosion galvanique ([1], adapté de la figure 8.11, page 33) Protection par anode sacrificielle (Figure 6) • Composition de l’électrolyte : eau de mer (33 g/L) • Température de l’électrolyte : 22ºC • Connexion anode – cathode: multimètre en position 20 mA DC • Connexion anode – anode sacrificielle (zinc pur) • Observer l’évolution du courant au cours du temps (15 min) pour un montage avec et sans anode sacrificielle. Figure 6 : Montage de corrosion galvanique en présence de l’anode sacrificielle ([1], adapté de la figure 8.11, page 33) Page 9 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux 5. Questions • • • Quel est l’intérêt de mesurer le potentiel standard de référence d’un matériau ? Tracer les courbes de polarisation pour chacune des expériences : E = log(i) (regrouper le tout en 2 graphiques : 1) Impact de la température et 2) impact de la composition de l’électrolyte) À partir des courbes de polarisation, déterminez les courants de corrosion (icorr) comme montré à la Figure 7. Potentiel (V) E0c Ecorr E0a icorr log ( i ) Figure 7:: Exemple de courbes de polarisation des électrodes : polarisation anodique et cathodique. • • • • • En utilisant la loi de Faraday, déterminez la masse de matière perdue en une année. Quelle est l’influence d’une augmentation de température dans l’électrolyte, expliquez ? Quelle est l’influence d’une augmentation de sel dans l’électrolyte et ce, jusqu’à saturation, expliquez ? Proposer 2 autres procédés de protection complets offrant des meilleures meilleur conditions de protection contre la corrosion. Si vous aviez un assemblage de tuyauterie comme celui présenté à la Figure 8, dans quelle direction le courant d’eau chaude devrait devrait-il circuler pour éviter la corrosion ? Fe Cu Figure 8 : Assemblage de tuyauterie Page 10 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux 6. Rapport Votre rapport, d’une dizaine de pages max (recto-verso), devra contenir les grands titres suivants : 1. Un résumé 2. Un sommaire 3. Une introduction 4. Travaux préliminaires 5. Une description expérimentale 6. Une partie présentation et analyse des résultats où vous devez répondre aux différentes questions qui vous sont posées. 7. Les causes d’erreurs et les palliatifs (3 causes d’erreurs avec palliatifs) 8. Une conclusion 9. Une bibliographie Page 11 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux Annexe 1 : Données expérimentales de polarisation. Tableau A1 : essai de référence Résistance Test #1 Test #2 (Ω) i (mA) ECu (V) EFe (V) i (mA) ECu (V) EFe (V) 100 000 50 000 25 000 15 000 10 000 7500 5000 2500 1000 500 250 100 50 Page 12 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux Tableau A2 : Polarisation, paramètre variable : température de l’électrolyte Résistance (Ω) Température #1 (T1 = 35ºC) i (mA) ECu (V) EFe (V) Température #2 (T2 = 50ºC) i (mA) ECu (V) EFe (V) Température #3 (T3 = 75ºC) i (mA) ECu (V) EFe (V) 100 000 50 000 25 000 15 000 10 000 7500 5000 2500 1000 500 250 100 50 Page 13 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux Tableau A3 : Polarisation, paramètre variable : température de l’électrolyte Résistance (Ω) Concentration en sel #1 [NaCl]1 = 10 g/L i (mA) ECu (V) EFe (V) Concentration en sel #2 [NaCl]2 = 50 g/L i (mA) ECu (V) EFe (V) Concentration en sel #3 [NaCl]3 = 75 g/L i (mA) ECu (V) EFe (V) 100 000 50 000 25 000 15 000 10 000 7500 5000 2500 1000 500 250 100 50 Page 14 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux Annexe 2 : Guide de corrosion La plupart des matériaux ont une interaction plus ou moins prononcée avec un grand nombre de milieux ambiants. Cette interaction altère souvent l’utilité du matériau en raison de la détérioration de ses propriétés mécaniques ou encore de son apparence. Dans les métaux, la détérioration produit une perte de matière soit par dissolution (corrosion), soit par formation d’une pellicule ou d’une couche non métallique (oxydation). La corrosion désigne l’attaque destructrice et involontaire que subit un métal. De nature électrochimique, elle s’amorce généralement à la surface du métal. Habituellement, les atomes métalliques perdent ou donnent des électrons lors de réactions dites d’oxydoréduction. Le lieu de l’oxydation (réaction anodique = perte d’électrons) porte le nom d’anode. Pour garder sa neutralité électronique, les électrons issus de chaque atome du métal oxydé doivent être transférés et s’intégrer à une autre espèce chimique lors d’une réaction de réduction qui se déroule au niveau de la cathode [1], [3]. La figure 1 donne une illustration des phénomènes se déroulant lors de la corrosion du fer. La réaction d’oxydation entraine la dégradation de fer avec la formation d’ions Fe2+ qui partent dans la solution et le transfert d’électrons vers une zone cathodique où ils se combinent avec les ions hydrogènes (réaction de réduction) pour former en fonction de la composition de l’électrolyte du dihydrogène gazeux (H2) ou alors des molécules d’eau (H2O). Figure 9 : (a) corrosion en milieu acide et (b) corrosion en milieu acide oxygéné [1] Page 15 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux A.1 Potentiels standards de référence Certains matériaux métalliques s’oxydent et produisent des ions plus facilement que d’autres. La série des potentiels standards d’équilibre permet de déterminer la noblesse de différents matériaux et donc leur réactivité. Le classement est effectué selon la différence de potentiel mesurée entre les différents matériaux et une électrode de référence [1], [3]. Les électrodes de référence généralement utilisées sont l’électrode normale à hydrogène (ENH) ou l’électrode au calomel saturé (ECS). Bien que la Figure 10a rassemble des valeurs obtenues dans les conditions idéales et qu’elle soit donc d’une utilité limitée, il n’en donne pas moins un bon aperçu de la réactivité relative des métaux. Il existe une autre classification plus réaliste et plus pratique, qui est celle de la série galvanique apparaissent à la Figure 10b. La Figure 10c présente quant à elle les potentiels des métaux mesurés par rapport à une électrode au calomel saturé dans l’eau de mer [4]. Figure 10 : (a) potentiels standard d’équilibre d’oxydoréduction à 25°C; (b) série galvanique de métaux dans l’eau de mer à 25°C [1]; (c) potentiel des métaux dans l’eau de mer mesurés par rapport à une électrode de calomel saturé (ECS) [4]. A.2 La corrosion galvanique La corrosion métallique peut être répartie en huit catégories : la corrosion uniforme, la corrosion galvanique, la corrosion caverneuse, la corrosion par piqûres, la corrosion intergranulaire, la lixiviation différentielle, la corrosion par érosion et la corrosion sous contraintes [1]-[6]. La corrosion galvanique sera celle qui nous intéressera dans cette étude. Elle apparaît lorsque deux métaux ou deux alliages de composition différente sont couplés électriquement et disposés dans un électrolyte. Page 16 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux Les potentiels de demi-cellule figurant à la Figure 10a sont des paramètres thermodynamiques relatifs à des systèmes à l’état d’équilibre. Mais puisque les systèmes de corrosions réels ne sont pas à l’état d’équilibre, il y a en fait un flux d’électrons entre l’anode et la cathode qui correspond à la mise en court-circuit des cellules électrochimiques et qui fait en sorte que les paramètres du potentiel des demi-cellules ne peuvent pas s’appliquer. La vitesse de corrosion n’est pas fonction de la différence de potentiel entre l’anode et la cathode, mais elle dépend essentiellement du courant de corrosion (icorr), qui s’établit entre les deux électrodes. La perte de masse peut être déterminée en utilisant la loi de Faraday : · · (1) · où m représente la perte de masse (g), A, la masse atomique de l’anode, t, le temps (s), n, le nombre d’électrons de valence, et F, la constante de Faraday (F = 96500 C/mol). Potentiel Pour étudier la corrosion, il est particulièrement important de connaître l’évolution des potentiels des électrodes en fonction du courant circulant entre l’anode et la cathode. Les courbes obtenues sont appelées courbes de polarisation (Figure 11). L’importance de ces courbes est capitale parce que plus les valeurs absolues de β, pente des courbes de polarisation, sont élevées, plus le courant de corrosion sera faible entrainant ainsi une faible dégradation (voir Figure 11). réd uct o xyd ion ation Figure 11 : Courbes de polarisation des électrodes; Adapté de [1]. Toutes les réactions électrochimiques consistent en une suite d’étapes se déroulant à l’interface électrode métallique - solution électrolytique. La polarisation d’activation désigne la situation dans laquelle la vitesse de réaction est déterminée par l’étape la plus lente de la Page 17 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux suite. Cette polarisation est dite « d’activation » parce qu’une barrière d’énergie d’activation est associée à cette étape. Dans tous les cas (réactions anodiques ou cathodiques), la polarisation d’activation se traduit par une surtension, η, déterminée par la loi de Tafel. Elle ne dépend pas de l’agitation de l’électrolyte, mais principalement de la nature des électrodes. La Figure 12 a) présente ce phénomène d’activation, en effet pour former la molécule H2, il y 4 étapes successives : 1 – Adsorption d’ions H+ de la solution à la surface du Zn; 2 – Transfert d’e- du Zn pour former un atome H; 3 – Association de 2 atomes H pour former H2; 4 – Coalescence de nombre de molécules H2 pour former une bulle. Il y a polarisation de concentration lorsque la vitesse de réaction est déterminée par la diffusion dans la solution. La polarisation de diffusion se produit également dans certaines réactions cathodiques. Elle varie beaucoup selon l’agitation, mais elle est indépendante de la nature des électrodes [1], [3]. La Figure 12 b) illustre cette polarisation de diffusion. Lorsque la vitesse de réaction est faible ou [H+] grande, la solution contient toujours suffisamment d’ions H+ près de l’électrode. Par contre, lorsque la vitesse de réaction est grande ou [H+] faible, il y a apparition d’une zone d’appauvrissement. L’impact sur la courbe de polarisation est présenté à la Figure 12 c) où on peut constater que le courant de corrosion tend vers une valeur limite qui dépend du milieu de corrosion. (a) (b) (c) Figure 12 : (a) polarisation d’activation, (b) polarisation de diffusion et (c) impact sur la courbe de polarisation [3] Page 18 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux A.3 Passivation Exposés à certains milieux particuliers, certains métaux et alliages normalement actifs perdent leur réactivité chimique et deviennent inertes. Ce phénomène, appelé passivation, s’observe avec le chrome, le fer, le nickel, le titane et un grand nombre de leurs alliages [7]. Il semble que cette passivité résulte de la formation d’une couche d’oxyde très mince et fortement adhésive à la surface du métal, qui protège contre toute corrosion ultérieure (Figure 13). Trois configurations sont présentées sur cette figure : C1 – Le métal est protégé par sa couche de passivation, la corrosion sera faible (faible courant ip). C2 – Le courant de corrosion est égal à iP (point B). Cependant, s’il y a rupture de la couche de passivation alors il y a reprise de la corrosion avec un courant de corrosion plus élevé (point E proche de icorr). La corrosion sera alors rapide et très localisée (corrosion par piqûre). C3 – On se situe dans le domaine actif du matériau, il se produira alors une corrosion uniforme du métal. A C1 B C2 C3 E F Figure 13 : Courbes de polarisation d’un alliage passivable. Les courbes de polarisation cathodiques C1, C2 et C3 correspondent à des électrolytes semblables, mais dont le pouvoir oxydant est différent. Adapté de [1]. Page 19 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux A.4 Influence du milieu de corrosion Parmi les processus de corrosion à dépolarisation par oxygène il existe un cas particulier de formation de piles dont on doit tenir compte dans de nombreuses études pratiques et qui est la formation de piles d’aération différentielle [6], [8Erreur ! Source du renvoi introuvable.]. Pour un même métal, l'oxygène dissous a une activité chimique plus grande sur une partie de la surface que sur une surface voisine (par exemple, une poutre de fer enfouie par sa partie inférieure dans du sable, dans le cas où la vitesse de diffusion de l’oxygène vers les diverses parties d’une structure métallique est différente), cette dernière devient anode et subit la corrosion alors que là où l'oxygène est plus actif, la surface devient cathode et ne se corrode pas (ceci dû au fait que la stabilité de la couche protectrice formée à la surface du fer devient plus grande en présence d’oxygène). Alors, l'activité de l'oxygène dissous sur une surface métallique est d'autant plus grande que (1) la température locale est plus élevée; (2) l'eau est mieux renouvelée; (3) la surface métallique est davantage exempte de dépôts. Ainsi, des piles d'aération différentielle (Figure 14a) peuvent se créer (1) entre deux points d'un même métal à température différente; (2) lorsque localement il existe un dépôt poreux; (3) lorsqu'une partie du métal est recouverte par de l'eau stagnante s'appauvrissant en oxygène à côté d'une autre zone où l'eau est mieux renouvelée. Les caractéristiques du milieu de corrosion dont la composition, la température et la vitesse du fluide, peuvent avoir une incidence marquée sur les propriétés relatives à la corrosion des matériaux se trouvant dans un tel milieu. L’écrouissage ou la déformation plastique des métaux ductiles contribuent à en accroître la résistance, mais les rendent également plus sujets à la corrosion que lorsqu’ils sont à l’état recuit, trempé, après le revenu, etc. [2], [5]. Par, exemple, la martensite revenue dans l’acier contenant 0.95% de carbone est moins résistante à la corrosion dans l’acide H2SO4 que la martensite mais aussi au niveau de la perlite, une corrosion galvanique peut apparaître entre le cémentite (cathode) et la ferrite (anode) (Figure 14b) [5]. Figure 14 : (a) Corrosion due à une pile de concentration (aération différentielle) et (b) corrosion galvanique entre deux phases présentes dans un matériau (ici ferrite et cémentite) Page 20 sur 21 MEC 200 : Technologie des Matériaux A.5 Protection contre la corrosion Pour effectuer la protection électrochimique d’un métal, on modifie son potentiel de dissolution de façon à l’utiliser soit dans la zone d’immunité, soit dans la zone de passivité (Figure 11, Figure 13). Dans le premier cas, le potentiel de corrosion doit être inférieur au potentiel d’équilibre « métal-solution » – protection cathodique, dans le second cas, il doit être supérieur à ce potentiel d’équilibre, et c’est la protection anodique (cette méthode est uniquement applicable aux métaux passivables). Il existe deux formes de protection cathodique : par anode sacrificielle ou par courant extérieur imposé. Dans les plusieurs cas, la protection par anode sacrificielle est plus avantageuse que par courant imposé, parce qu’il ne demande pas d’installation de source de courant [1]. Il existe encore la protection par revêtements des surfaces qui permet isoler le métal du milieu corrosif. On utilise les revêtements métalliques (placage) et non métalliques (oxydes) [9]. Des traitements des surfaces peuvent modifier chimiquement les surfaces des métaux de façon à leur conférer une meilleure résistance à la corrosion (phosphatation, chromatation, bronzage, anodisation). De plus, les inhibiteurs peuvent y être ajoutés afin de réduire l’agressivité du milieu. Les inhibiteurs agissent sur la polarisation cathodique, au contraire des passivateurs qui eux agissent sur la surtension anodique (ce sont des agents oxydants : chromates, nitrites). Ils élèvent la valeur du potentiel de corrosion des métaux passivables jusque dans leur domaine de passivité. Références [1]. Baïlon J-P., Dorlot J-M. 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