LC25 : Corrosion humide des métaux

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Biblio

• Chimie tout en un PSI, Bruno Fosset, p342
• Bariliero pour l’électrozingage

Prérequis

• Diagrammes E/pH
• Courbes courants-potentiel : potentiel mixte, électrolyse

Les élèves viennent de faire le cours i(e), donc on commence par leur montrer la courbe, c’est frais dasn leur tête, et ensuite on se demande quand est-ce que c’est possible… Le coût annuel de la corrosion est exorbitant : 3 à 4 % du PIB des pays industrialisés, soit environ 80 milliards d’Euros pour la France en 2017. A cela s’ajoutent les pertes de production (arrêt d’une centrale électrique par exemple), les dommages environnementaux (naufrage d’un pétrolier, rupture d’un pipeline), les atteintes aux personnes par blessure ou décès (effondrement d’infrastructures routières ou ferroviaires).

I Oxydation d’un métal en milieu aqueux

1) Position du problème

Vous avez déjà vu les conditions de réaction ox/red sur un diagramme i/e. On s’intéresse à la corrosion aujourd’hui : Def : La corrosion est le phénomène électrochimique par lequel les métaux et alliages subissent de leur environnement une attaque qui les fait évoluer à l’état d’ions métalliques par une réaction d’oxydation. Les phénomènes de corrosion sont importants pour un grand nombre de métaux placés au contact de solutions aqueuses (on parle alors de corrosion humide).

Exemple de la courbe du Fer (p345 Fosset). Définition de la vitesse de corrosion et potentiel de corrosion.

On va d’abbord s’intéresser à la corrosion uniforme des métaux, cas rare mais bon début pour comprendre le phénomène. Donc on va devoir regrouper quelques notions pour appliquer ce que l’on sait à une problématique moderne. Par où commencer? Une condition nécessaire à ce que la réaction d’oxydo réduction se fasse est la thermo

2) Aspect thermodynamique

Diagramme E-pH, domaines de corrosion, immunité, passivation. Donc on connaît des conditions dans lesquelles il peut y avoir corrosion.

Cependant, l’aspect cinétique peut nous apporter des informations supplémentaires : souvenez vous, lorsqu’on met du fer et du platine ensemble, réduction sur Pt. Il peut y avoir des effets similaires, on va s’intéresser à l’oxydation : l’endroit où elle se produit sera potentiellement siège de corrosion.

3) Corrosion différentielle

On a vu en 1) toutes les définitions générales pour la corrosion homogène. Le cas plus fréquent est d’avoir plusieurs espèces en contact, comme cuivre et fer par exemple (sur une même pièce). De même qu’avec le platine et le fer, on a oxydation et réduction à deux endroits différents, mais c’est important à savoir puisque la corrosion peut endommager la pièce. On parle de corrosion galvanique. Exemple cuivre fer p345

Et si maintenant on place du zinc au lieu du cuivre? Le zinc se fait oxyder à la place…

II Protection contre la corrosion

1) Anode protectrice

C’est ce qu’on appelle une protection par anode sacrificielle, on met du zinc qui s’oxyde à la place du fer. Et c’est utilisé par exemple pour les bateaux.

Deux méthodes : soit on le colle comme sur les bateaux, soit on peut le mettre de façon homogène sur toute la surface.

2) Revêtement

Il suffit de regarder les diagrammes i(e) pour comprendre la méthode : Electrozingage.

C’est une méthode assez générale, recouvrir un métal pour empêcher l’oxydant d’être en contact avec le métal. Problème : si rayure, part en vrille.

Mais parfois, pas besoin de protéger avec une électrolyse :

3) Retour sur la passivation

Si l’oxyde formé dans le domaine de passivation est imperméable, l’oxydation s’arrête. C’est le cas du cuivre, et du zinc! C’est pourquoi la couche qu’on a formée sur le fer est suffisante, le zinc s’oxyde mais se passive et se protège ! Et c’est très utilisé, toits de Paris, barrières d’autoroute,…

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