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Correction de l’AE
Corrosion des métaux et protection
1 Première méthode de protection de l’acier
Protocole expérimental
La plaque de fer à disposition peut être protégée par électrozingage. Il faut donc réaliser une électrolyse
permettant de déposer du zinc métallique sur la plaque de fer.
On peut réaliser un montage tel que celui présenté sur la figure 2.
– Le tube en U sera remplacé par un bécher rempli d’une solution de sulfate de zinc. On prendra l’une
ou l’autre des 2 solutions proposées, celle de plus grande concentration permettant cependant un
dépôt plus rapide et plus important.
– L’électrode reliée au pôle −du générateur et constituant la cathode sera la plaque de fer à protéger
au niveau laquelle on observera une réduction (gain d’électrons car ces derniers y arrivent) des ions
Zn2+ présents en solution.
– L’électrode reliée au pôle + du générateur et constituant l’anode sera une plaque de zinc au niveau
de laquelle on observera une oxydation (perte d’électrons puisque car ces derniers en repartent)
du zinc métallique constituant l’électrode en ions Zn2+ (et régénérant ainsi ceux consommés à la
cathode).
K
RA
I
COM
lame de zinc lame de fer
ion zinc
L’intensité du courant débité par le générateur sera mesurée au moyen d’un ampèremètre. De manière
à contrôler la valeur de cette intensité et la maintenir constante, on place dans le circuit un rhéostat (ou
résistance variable).
La durée ∆tde l’électrolyse sera mesurée à l’aide d’un chronomètre.
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On prendra soin de mesurer au préalable la masse de la plaque de fer de manière à pouvoir déterminer
la masse de zinc qui y sera déposée.
Exploitation des résultats
a. Demi-équation électronique de la réaction se produisant à la cathode (plaque de fer) :
Zn2+ (aq) + 2 e–→Zn (s)
b. D’après la demi-équation précédente, 1 mol de zinc métallique est déposée à la cathode pour 2 mol
d’électrons échangées. On a donc :
n(Zn) = 1
2nech(e–)
Or d’après le document 4 :
n(e–) = I·∆t
NA·e=I·∆t F
D’où :
n(Zn) = I·∆t
2F
La masse théorique de zinc qui devrait être déposé à la cathode a donc pour expression :
m(Zn) = I·∆t·M(Zn)
2F
avec Il’intensité du courant circulant dans l’électrolyseur pendant la durée ∆t.
c. L’intensité du courant circulant dans l’électrolyseur est restée à peu près constante et égale à I=
0,35A. La durée de l’électrolyse est égale à ∆t= 15min = 900s.
La masse de zinc qui devrait déposer à la cathode vaut donc :
m(Zn) = 0,35 ×900 ×65,4
2×9,65 ×104
m(Zn) = 0,11g
La masse de zinc réellement déposée est mexp(Zn) = 0,09g, soit un pourcentage d’erreur de 18%.
Plusieurs choses peuvent expliquer cet écart entre masses théorique et expérimentale :
– l’intensité du courant n’a pas été constante au cours de l’électrolyse et a été sous-estimée ;
– une partie du zinc formé s’est « détaché » de la plaque et n’a pu être pesée ;
– des réaction parasites ont lieu à la cathode, tous les électrons atteignant la cathode ne servent
donc pas à la réduction des ions Zn2+.
Dans le cas où la masse expérimentale est supérieure à la masse théorique, on peut proposer que :
– l’intensité du courant n’a pas été constante au cours de l’électrolyse et a été surestimée ;
– le séchage de la plaque de fer à la fin de l’électrolyse n’a pas été correctement réalisé ;
– des réaction parasites ont lieu à l’anode.
d. Demi-équation électronique de la réaction se produisant à l’anode (plaque de zinc) :
Zn (s) →Zn2+ (aq) + 2 e–
e. L’anode de zinc est peu à peu consommée lors de l’électrolyse d’où le terme de « procédé à anode
soluble ».
2 Deuxième méthode de protection de l’acier
a. Demi-équation électronique d’oxydation du fer :
Fe (s) →Fe2+ (aq) + 2 e–
b. On observe une corrosion du fer pour le clou A. En effet, la présence des ions fer Fe2+ est mise en
évidence par la coloration bleue des ions hexacyanoferrate [Fe(CN)6]3– (voir document 8).
Il s’agit d’une corrosion différentielle car la surface du métal est uniquement attaquée aux extrémi-
tés du clou.
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c. L’absence de coloration bleue autour du clou B montre que ce dernier n’est pas oxydé. La présence
d’un précipité blanc sur ce même clou met en évidence la présence d’ions zinc Zn2+ (voir docu-
ment 8). C’est donc le métal zinc qui subit une oxydation :
Zn (s) →Zn2+ (aq) + 2 e–
d. Cette expérience illustre la méthode de protection par anode sacrificielle. Le zinc s’oxyde (se sacrifie)
à la place du fer.
e. D’après les documents 1 et 2, le dioxygène O2de l’air est responsable de l’oxydation ; celle-ci est
favorisée par un milieu humide et donc riche en eau H2O.
La demi-équation électronique de réduction du dioxygène est :
O2(aq) + 2 H2O (l) + 4 e–→4 OH–(aq)
Les ions hydroxyde OH–produits sont effectivement mis en évidence par la coloration rose observée
en présence de phénolphtaléïne.
f. Le clou A est oxydé aux extrémités (libération d’électrons) et on observe une réduction au centre
(électrons captés). Les électrons se déplacent donc des extrémités vers le centre du clou.
g. D’après le document 1, la corrosion de l’acier est favorisée lorsque celui-ci est plongé dans une
solution électrolytique. Si on avait préparé la solution gélifiante sans le chlorure de sodium, alors
la solution aurait été moins riche en ions, ce qui aurait diminué la corrosion : les couleurs obtenues
auraient été moins intenses.
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