AE Corrosion des métaux et protection

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Corrosion des métaux et protection
Document 1 : Corrosion de l’acier
Le phénomène de corrosion correspond à l’oxydation d’un métal ou d’un alliage métallique par des
réactifs gazeux ou en solution. À l’échelle planétaire, cinq tonnes d’acier sont oxydées en rouille chaque
seconde. Un quart de la production mondiale d’acier disparaît ainsi chaque année. . .
La corrosion de l’acier est favorisée lorsqu’il est placé dans une atmosphère est humide ou plongé dans
un électrolyte liquide (solution aqueuse contenant des espèces ioniques dissoutes).
La corrosion est dite uniforme si la surface du métal est attaquée uniformément. Dans le cas contraire,
on parle de corrosion différentielle.
Figure 1 – Charnière rouillée en bord de mer (Crédit : Éric Magnan)
Document 2 : Des métaux inégaux face à la corrosion
Les objets en acier, alliage dont le composant principal est le fer, finissent par rouiller lorsqu’ils sont
exposés à l’air. Le responsable de ce phénomène est le dioxygène : il réagit en surface avec le fer, créant
une couche de divers oxydes de fer. Cette couche appelée rouille est poreuse et a tendance à se détacher
de la surface du métal.
La situation est bien différente pour le cuivre, le zinc, l’aluminium ou le titane car la couche d’oxydes
formée en surface est étanche à l’eau et à l’air et contribue ainsi à les protéger d’une oxydation en profondeur. Les métaux précieux, comme l’or ou le platine, ne sont pratiquement pas sujets à la corrosion.
Plusieurs techniques permettent d’assurer la protection d’un métal contre le vieillissement.
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La protection la plus simple consiste à recouvrir l’acier d’une couche protectrice imperméable
comme de la peinture, du vernis ou un film plastique.
L’acier peut être recouvert d’un autre métal dont l’oxydation crée une couche étanche. Par exemple,
les tôles d’acier des voitures sont zinguées par galvanisation (immersion de l’acier dans un bain de
zinc fondu) ou par électrozingage (dépôt de zinc sur l’acier par électrolyse).
On peut utiliser le procédé à anode sacrificielle. Ce type de protection est par exemple utilisé pour
les coques des bateaux : un bloc de zinc relié à la coque en acier à protéger s’oxyde à la place de
l’acier qui est donc épargné.
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Document 3 : Principe de l’électrolyse
Lorsqu’un générateur est nécessaire pour qu’une réaction d’oxydoréduction ait lieu, il s’agit d’une électrolyse. Elle est réalisée dans un récipient appelé électrolyseur (bécher, tube en U ou cuve spécifique
muni de deux électrodes) contenant une solution électrolytique.
+
−
b
com
mA
com
V
électrodes
de
graphite
dépôt
de cuivre
formation de
Br2 (orangé)
solution de bromure de cuivre (II)
Figure 2 – Schéma de principe de l’électrolyse d’une solution de bromure de cuivre
L’électrolyse est une transformation forcée : le générateur apporte l’énergie nécessaire pour que la réaction ait lieu. Il impose le sens de circulation du courant électrique et des électrons, et donc les lieux de
l’oxydation et de la réduction : l’électrode où a lieu l’oxydation est appelée anode, celle où se produit la
réduction est la cathode.
Document 4 : Charge électrique débitée par un générateur lors d’une électrolyse
On appelle Q la quantité d’électricité débitée par un générateur pendant la durée de l’électrolyse. Cette
quantité d’électricité, exprimée en coulomb (C) et égale à la valeur absolue de la charge totale des électrons échangés à l’une des deux électrodes, dépend de la durée de fonctionnement ∆t et de l’intensité I
du courant débité :
Q = n(e–) · NA · e = I · ∆t
avec n(e–) la quantité de matière d’électrons échangés, NA le nombre d’Avogadro, e la charge électrique
élémentaire, I l’intensité du courant débité en ampère et ∆t la durée de l’électrolyse en seconde.
Document 5 : Données physico-chimiques
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Le faraday correspond à la charge d’une mole d’électrons : F = NA · e = 9,65 × 104 C · mol−1
Quelques masses molaires atomiques
M(Fe) = 55,8 g · mol−1
M(Zn) = 65,4 g · mol−1
Quelques couples oxydant/réducteur
O2 (aq) / OH– (aq)
Zn2+ (aq) / Zn (s)
Fe2+ (aq) / Fe (s)
Cu2+ (aq) / Cu (s)
Document 6 : Matériel à disposition
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générateur de tension continue 6/12 V
rhéostat (résistance variable), interrupteur, fils électriques, pinces crocodile, multimètres
chronomètre
béchers
plaques de cuivre, fer, plomb, zinc
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solutions sulfate de cuivre (Cu2+ (aq) + SO4 2– (aq)), sulfate de fer (Fe2+ (aq) + SO4 2– (aq)) et sulfate de
zinc (Zn2+ (aq) + SO4 2– (aq)) à 0,1 mol · L−1 et 0,5 mol · L−1 .
Première méthode de protection de l’acier
Protocole expérimental
À partir des documents précédents et du matériel à disposition, proposer un protocole expérimental
pour réaliser la protection d’une plaque de fer par une des méthodes décrites dans le document 2. Le
montage expérimental mis en œuvre devra être schématisé.
–
Après accord du professeur, mettre en œuvre le protocole.
Exploitation des résultats
a. Écrire la demi-équation électronique de la réaction se produisant à la cathode.
b. Montrer que la masse théorique de zinc qui aurait dû se déposer à la cathode vaut :
m(Zn) =
I · ∆t · M(Zn)
2F
avec I l’intensité du courant circulant dans l’électrolyseur pendant la durée ∆t.
Calculer cette masse puis comparer le résultat à la masse réellement obtenue. Proposer une explication justifiant la différence observée.
d. Écrire la demi-équation électronique de la réaction se produisant à l’anode sachant que c’est le métal
qui réagit.
e. Justifier le terme de « procédé à anode soluble » pour ce dispositif.
c.
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Deuxième méthode de protection de l’acier
Document 7 : Description d’une expérience
On prépare 100 mL d’une solution gélifiante contenant :
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du chlorure de sodium à la concentration de 0,5 mol · L−1 ;
des ions hexacyanoferrate à la concentration de 3,0 × 10−2 mol · L−1 ;
de la phénolphtaléine ;
3,0 g de gel agar-agar.
Dans une boîte de Pétri, on place deux clous de gauche à droite :
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1 clou A en fer ;
1 clou B en fer dont on entoure le centre d’un fil de zinc ;
On recouvre ces clous de la solution gélifiante et on attend quelques minutes que la solution gélifie. On
observe alors l’apparition de couleurs à la surface des clous telles que représentées sur la figure 3.
Figure 3 – Observation des couleurs apparaissant à la surface des clous à l’issue de l’expérience
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Document 8 : Tests caractéristiques de quelques ions
Réactif test
Observations
ion fer II Fe2+ (aq)
ion hexacyanoferrate III [Fe(CN)6 ]3–
coloration bleue
ion zinc II Zn2+ (aq)
ion hexacyanoferrate III [Fe(CN)6 ]3–
coloration blanche
phénolphtaléïne
coloration rose
ion hydroxyde
HO– (aq)
a. Écrire la demi-équation électronique d’oxydation du fer.
b. Pour quel(s) clou(s) observe-t-on une corrosion du fer ? S’agit-il alors d’une corrosion uniforme ou
d’une corrosion différentielle ?
c. Dans le(s) cas où le fer ne subit pas la corrosion, quel métal la subit à sa place ? Écrire la demiéquation électronique correspondante.
d. Quelle méthode de protection du document 2 est mise en évidence dans cette expérience ?
e. D’après les documents introductifs, quelle espèce chimique est responsable de la corrosion ?
Écrire la demi-équation électronique associée à la transformation chimique qu’elle subit. Montrer
qu’elle est en accord avec les observations expérimentales.
f. Dessiner le clou A sur une feuille et indiquer pour ce clou dans quel sens se déplacent les électrons.
g. Si on avait préparé la solution gélifiante sans le chlorure de sodium, les couleurs obtenues auraient
été moins intenses. Justifier cette observation à l’aide d’une phrase tirée d’un des documents proposés.
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