La corrosion humide PDF courbe intensité-potentiel du fer

Exercices de révisions : Physique-chimie

cours désigne l'état du système en cours d'évolution pour divers avancements. Indiquer le réactif limitant. Exercice n°6 : Action du cuivre sur le zinc.

Chapitre CHIMIE – Le pH I – Les solutions acides neutres et

Peut-on nettoyer des pièces en laiton (alliage de Cuivre et de Zinc) avec de l'acide chlorhydrique ? Exercice n°6 : a. Les ions qui disparaissent sont les ions

Exercice 1 (6 points) Etude cinétique de la réaction doxydation du

Le zinc est un métal qui réagit avec une solution aqueuse d'acide chlorhydrique (H3O+ + Cu - ) selon l'équation suivante: Zn (s) + 2 H3O+. (aq) ? Zn2+.

La corrosion humide

courbe intensité-potentiel du fer dans un milieu acide chlorhydrique a Magnésium Zinc Aluminium Fer Plomb Etain Nickel Cuivre Acier Argent Titane Or ...

Cours et exercices de chimie des solutions

En pratique on utilise surtout le pourentage en masse : P (%) = wi × 100. Exemple :Une solution commerciale concentrée d'acide nitrique à 70 % contient 70 g de.

Fiche de révision de 3eme en physique chimie - DNB

Réaction entre de l'acide chlorhydrique et le zinc: 2 H+. + Zn = H2. +. Fe2+. Réaction entre de l'acide chlorhydrique et l'aluminium:.

Action des solutions acides et basiques sur quelques métaux I

1 ) Action de l'acide chlorhydrique sur le fer. a ) Expérience : b ) Observations : Le bilan de la réaction entre l'acide chlorhydrique et le zinc est :.

Dosages par titrage direct 10 Extraits de sujets corrigés du bac S

EXERCICE 2 – UN EXEMPLE DE CHIMIE VERTE : LA SYNTHÈSE DE L'IBUPROFÈNE de la réaction qui se produit lors de l'ajout de l'acide chlorhydrique dans la.

Réactions de quelques métaux avec les solutions acides et les

Connaître l'action d'une solution d'acide chlorhydrique sur les métaux fer cuivre

Les ciments verres ionomères (CVI)

Support de Cours (Version PDF) - silicates et le liquide des ciments polycarboxylates de Zinc. ... Elle résulte de l'action d'un acide sur une base.

I) ACTION DE L’ACIDE CHLORHYDRIQUE SUR LES METAUX - AlloSchool

solution de chlorure de zinc c) Conclusion : Le réagit avec la solution d’acide chlorhydrique Au cour de cette réaction les réactifs sont le zinc Zn et les ions d’hydrogène H+ et les produits sont le gaz dihydrogène H2 et la solution de chlorure de zinc (Zn2+ + 2Cl-) dont : Le bilan littéral est :

La corrosion humide

Sauf indication contraire, les potentiels sont mesurés par rapport à une électrode standard à hydrogène.

1. Présentation des phénomènes

1.1. Généralités

La corrosion est le phénomène par lequel les métaux et les alliages subissent de la part de leur environnement une

oxydation en ions métalliques, éventuellement complexés par le milieu.

Cette corrosion est dite sèche quand les agents oxydants ne sont pas en solution ; elle est dite humide dans le cas

contraire.

La corrosion sèche est étudiée dans le chapitre 10 traitant des diagrammes d'Ellingham. L'objet du présent chapitre est

l'étude de la corrosion humide.

Remarque : un milieu oxygéné est un milieu aérobie, un milieu désoxygéné est un milieu anaérobie. On note O2(d), le

dioxygène dissous.

Remarque sans dégagement de dhydrogène.

On forme ainsi une pile appelée pile de corrosion.

Un métal plongé dans un milieu corrosif présente à sa surface des zones anodiques et des zones cathodiques. 1.2. Aspects thermodynamiques de la corrosion

La possibilité thermodynamique de corrosion d'un métal donné en fonction du pH est bien visualisée par un

diagramme potentiel-pH. Les concentrations des espèces métalliques provenant des phénomènes de corrosion sont en

général faibles. On trace alors un diagramme potentiel-pH pour une concentration de tracé de 1mol/L.

Remarque : 1 µmol = 10-6 mol un conducteur métallique permettant la circulation des électrons

entre les zones anodique et cathodique des zones anodiques où le métal est oxydé :

M Mn+ + ne-

des zones cathodiques sièges d'une réduction qui peut-être en milieu acide : 2H+ + 2e- H2 en milieu neutre désoxygéné :

2H2O + 2e- H2 + 2HO-

en milieu neutre oxygéné : O2(d)+ 2 H2O + 4e- 4HO- un électrolyte par l'intermédiaire duquel l'anode et la cathode sont en contact.

Zone anodique

Zone cathodique e- ions ions milieu humide 0

Dans le cas qui nous intéresse, celui de la corrosion humide du fer, c'est l'oxyde Fe2O3(s) qui apparaît à la place de

l'hydroxyde Fe(OH)3(s). FeO(s) n'étant pas stable à température ordinaire, il n'est pas pris en compte.

On obtient alors le diagramme potentiel-pH

simplifié ci-contre :

On fait ainsi apparaître trois zones :

* une zone où le métal est thermodynamiquement stable : c'est la zone d'immunité ; prédomine sous forme soluble : c'est la zone de corrosion ; insolubles : c'est la zone de passivation.

PUqV ILQH VRXYHQP LQYLVLNOH j O

°LO QX TXL IMLP

écran entre le métal et la solution mais cela empêche toute oxydation ultérieure du métal. Il faut encore le vérifier expérimentalement.

Ces notions définies dans le cadre du

généralisables aux autres métaux.

1.3. Aspects thermodynamiques et cinétiques de la corrosion

On distingue deux domaines de potentiels :

Un domaine de potentiel dans lequel le fer se

comporte comme une cathode. Seule une réduction est possible, le fer est protégé. Il est

Un domaine de potentiel dans lequel le fer se

comporte comme une anode. Seule une oxydation est possible, le fer est attaqué. Il est dans son domaine de corrosion. E i ou j

Le fer est une anode :

le fer est corrodé. H2H+

Le fer est une cathode :

le fer est protégé corrosion. Il apparaît en plus deux domaines :

Remarque

extérieur. Il est dans son domaine de passivation. Remarque : La nature du film protecteur dépend du milieu corrosif.

Un domaine de potentiel dans lequel

2. Le métal est-il corrodé ?

2.1 Grandeurs relatives à la corrosion

2.1.1 Potentiel de corrosion

métal prend un potentiel noté Ecor et le courant global qui traverse le conducteur métallique a une intensité nulle. Dans un milieu acide par exemple, cela correspond à la situation ci-contre :

2.1.2 Intensité ou densité de courant de corrosion

E i ou j

Fe Fe2+

Le fer est une anode :

le fer est corrodé.

H2(g)H+

Le fer est une cathode :

le fer est protégé a chuté : le fer est passivé.

Une nouvelle oxydation

H2OO2(g)

0 i ou j E

M(s) Mn+

H2H+

Ecor,M

0 Dans un milieu corrosif, le métal présente des zones anodiques et des zones cathodiques. Il est parcouru par ic,M. On a donc nécessairement ia,M = - ic,M = icor.

Attention : ia,M = - ic,M a,M = - jc,M que si les

surfaces anodiques et cathodiques sont égales. Au voisinage de Ecor,M, les courbes intesité-potentiel ont

La courbe en trait plein correspond à la

courbe intensité-potentiel du métal M(s) dans le milieu acide : i = ia,M + ic,M = f(E). La courbe en points carrés correspond à la partie cathodique seule de la réduction de H+ sur le métal M(s) : ic,M = f(E). La courbe en tirets correspond à la partie f(E).

Remarque

2Fe Fe

2sur MH H g

milieu corrosif. Remarque sur la détermination de icor dans les exercices. Pour une interprétation qualitative des phénomènes de de fonctionnement du système, celui pour lequel icor = ia,M = - ic,M .

2.1.3 Vitesse de corrosion

La lame de métal est une anode (au moins en certains points de sa surface) et la vitesse de corrosion est mesurée par

La vitesse de corrosion est

cor cor corijvnFS nF (avec S surface du métal). Elle est exprimée en mol.m-2.s-1.

La vitesse de corrosion est proportionnelle à la densité de courant de corrosion qui parcourt le métal corrodé.

du conducteur métallique est faible.

2.2. Le milieu corrosif est acide

2.2.1. Le milieu corrosif est acide et non oxydant

Ecor,M

i ou j icor ou jcor E 0 i

Ecor,M

icor E ia,M ic,M 0

Remarque

Le milieu étant acide et non oxydant, seul H+ peut être réduit : 2H+ + 2e- H2(g) . thermodynamiquement possible mais peut être cinétiquement lente. métal va gouverner le phénomène.

Dans le second cas, il existe une forte surtension du couple H+/H2(g) sur le métal qui est ainsi maintenu dans sa zone

2.2.2. Le milieu est acide et oxydant

A pH = 0,

3E (NO /NO(g))

2.3. Le milieu corrosif est neutre

Rappel : E0app(H+/H2(g)) = - 0,06 pH et E0app (O2(g)/H2O) = 1,23 0,06 pH pourra être plus facilement réduit.

Remarque

dihydrogène.

Le milieu étant neutre mais oxygéné, la corrosion du métal devra être couplée à la réduction du dioxygène dissous :

O2(d) + 2H2O + 4e- 4HO-

Ecor E i icor -icor E i

CORROSION

PAS de CORROSION

0 0

Remarque : les zones cathodiques pourront être mises en évidence par la phénolphtaléine qui se colore en rose en milieu

basique, les zones anodiques de corrosion du fer pourront être mises en évidence par le ferricyanure de potassium

6Fe(CN) ,3K

qui donne un complexe bleu en présence des ions ferreux Fe2+. en solution en concentration limitée ; la courbe de réduction présente alors un palier de possible : icor =kSmétal[O2(d)]. On dit alors que la corrosion est sous contrôle cathodique. Elle se fait sans dégagement de dihydrogène. On considèrera que la densité de courant cathodique de O2 est indépendante du métal. La hauteur du palier de diffusion de O2, pour une courbe intensité-potentiel, est indépendante de la nature du métal mais est proportionnelle à sa surface et à la concentration en dioxygène en solution en concentration limitée ; la courbe de réduction présente alors un palier de possible : icor =kSmétal[O2(d)]. On dit alors que la corrosion est sous contrôle cathodique. Elle se fait sans dégagement de dihydrogène. On considèrera que la densité de courant cathodique de O2 est indépendante du métal. La hauteur du palier de diffusion de O2, pour une courbe intensité-potentiel, est indépendante de la nature du métal mais est proportionnelle à sa surface et à la concentration en dioxygène

Remarque : pour une courbe densité de courant-potentiel, la hauteur du palier de diffusion de O2 ne dépend que de la

concentration en oxygène dissous dans le milieu.

ATTENTION

intensités ou des densités de courant car i = j S et le point de fonctionnement est tel que ia = - ic.

2.4. Echelle de noblesse des métaux.

Le tracé des courbes intensité-potentiel de différents métaux dans un milieu corrosif donné permet par la détermination

Magnésium Zinc Aluminium Fer Plomb Etain Nickel Cuivre Acier Argent Titane Or Platine

NOBLESSE CROISSANTE

Ecor icor i E (V)

M(s)Mn+

0 Ecor icor i E (V)

M(s)Mn+

Attention : le potentiel de corrosion dépend du métal, de son état de surface mais aussi de la nature du milieu corrosif.

Remarque cor est rare, seuls les potentiels standard des couples Mn+/M(s) (E0) sont indiqués. On considère aln+/M(s) est plus élevé.

3. Différents types de corrosion et facteurs aggravants

La corrosion peut être uniforme : il se forme dans ce cas une couche uniforme d'oxyde à la surface du métal (rouille du

fer, ternissement de l'argent). Ce type de corrosion, appelée corrosion généralisée, conduit à une usure régulière du

Cependant, un grand nombre de phénomènes de corrosion sont dus à des hétérogénéités soit du métal, soit de

3.1.Corrosion galvanique

Ce type de corrosion se rencontre lorsque deux pièces métalliques de nature différentes sont mises en contact :

tuyauteries de fer et raccords de cuivre, soudures, hélice de bateau en bronze (Cu + Sn 3 à 20%) et coque en acier , etc.

Remarque : les impuretés du zinc élaboré par pyrométallurgie provoquent la corrosion galvanique de ce dernier. Ceci justifie

Quand deux pièces métalliques de nature différente sont mises en contact, la vitesse de corrosion du métal le moins

noble est fortement augmentée et celle du métal le moins noble est fortement diminuée.

Remarque : Le même phénomène est observé dans les alliages, on parle alors de corrosion sélective.

3.2. Aération différentielle

pas homogène dans le milieu.

3.2.1. Résultat expérimental

icor,M seul pMM

2sur M'HH

nM' M' i

Ecor,M seul

E E i couplés 0 E phénolphtaléïne et quelques gouttes de ferricyanure de potassium.

La formation de la rouille résulte de la migration des ions ferreux vers la zone plus riche en oxygène où ils sont oxydés en Fe(III)

est basique. La rouille se dépose donc dans les zones les plus oxygénées.

OXYGENEE qui est CORRODEE.

3.2.2. Corrosion caverneuse

Rappel : on appelle pile de concentration, une cellule électrochimique constituée de deux électrodes de même nature dans

lesquelles la concentration en espèces électroactives est différente.

un gradient de concentration de O2 dissous entre les zones oxygénées et les zones non oxygénées, créant ainsi une pile

de concentration. La zone de la pièce proche de la surface, donc plus oxygénée, devient une aire cathodique avec

réduction de O2 et libération de HO-. Cette zone se trouve protégée contre la corrosion. En revanche, la partie de la

phénomène est autocatalytique.

Les piles de concentration apparaissent quand une pièce métallique homogène est immergée dans une solution au sein

de laquelle la concentration en dioxygène dissous n'est pas uniforme. C'est le cas, par exemple, des piles métalliques

G structure (tôles pliées, raccords, joints, rayure sur une peinture de voiture).

4. Protection contre la corrosion

Pour lutter contre la corrosion, on peut :

eau air zone anodique, le fer est corrodé O2(d) HO- Fe2+

Zone cathodique,

le fer est protégé

Diffusion

de Fe2+

Diffusion

de O2(d) rouille zone riche en

O2 dissous

zone pauvre en O2 dissous rivet

Zones de corrosion

Zone de corrosion

bateau On peut, dans ce denier cas, amener le potentiel de la pièce à protéger

Pour protéger le fer de la corrosion, on le maintient à un potentiel plus faible que son potentiel de corrosion.

4.1. Protection électrochimique

Dans une pile de corrosion, le fer est corrodé là où il joue le rôle d'anode. Pour le protéger, on va donc chercher à lui

faire jouer un rôle de cathode. Pour cela, on constitue un circuit électrique pour diminuer son potentiel de sorte que le

GLR[\JqQH RX O

Un moyen simple est de réaliser un simple contact avec un métal moins noble que lui (Zn, Mg pour le fer). On parle

alors de couplage galvanique.

Ecor,ZnFe en contact < Ecor,Fe seul par contact avec Zn, le fer a maintenant un potentiel qui correspond à son domaine

le zinc se comporte comme une anode. La corrosion du zinc est accélérée. Le zinc est sacrifié.

Remarque : ce type de protection est utilisée en plus de la peinture pour protéger les coques en acier des bateaux.

sacrificielle.

On peut aussi réaliser une protection cathodique par courant imposé. Il suffit de contraindre la pièce à fonctionner en

circulation du courant.

4.2. Protection par revêtement

La corrosion étant provoquée par le contact du métal avec un environnement corrosif, on évite ce contact

en revêtant la surface métallique d'une couche imperméable. icor,Fe seul i

Ecor,Fe seul

Ecor, ZnFe en contact

icor,ZnFe en contact E icor,Zn seul 0

IH UHYrPHPHQP SHXP rPUH QRQ PpPMOOLTXH pPMLO SHLQPXUH YHUQLV ILOP GH PMPLqUH SOMVPLTXH HPŃ"B 0MLV VL OM ŃRXŃOH

protectrice présente des défauts ponctuels, le fer se retrouve en contact avec le milieu corrosif et une corrosion

suivant la noblesse relative du métal couvert et du métal couvrant.

Si le métal couvrant est plus noble que le couvert (Ni, Cr, Au, Ag, Cu, Sn sur le fer), une lacune dans le revêtement

conduit à une piqûre profonde due à un couplage galvanique et un rapport de surface défavorables. (confer exercice 3

Rappel : En cas de couplage par contact, la corrosion du métal le moins noble est fortement accélérée.

Si le métal couvrant est moins noble que le couvert (Zn, Cd dans le cas de Fe ), la protection est bonne et subsiste

Le zinc est très utilisé comme métal couvrant. A l'air humide, Zn se recouvre de carbonate-hydroxyde de zinc

(2ZnCO3,3Zn(OH)2) qui freine la progression de la corrosion.

Le dépôt d'une couche de zinc peut être réalisée par galvanisation : on plonge les pièces ou les tôles à traiter dans du

zinc fondu à 450°C.quotesdbs_dbs43.pdfusesText_43

[PDF] La corrosion humide courbe intensité-potentiel du fer

La corrosion humide

1. Présentation des phénomènes

1.1. Généralités

Remarque sans dégagement de dhydrogène.

M Mn+ + ne-

2H2O + 2e- H2 + 2HO-

Zone anodique

On obtient alors le diagramme potentiel-pH

On fait ainsi apparaître trois zones :

PUqV ILQH VRXYHQP LQYLVLNOH j O

°LO QX TXL IMLP

Ces notions définies dans le cadre du

1.3. Aspects thermodynamiques et cinétiques de la corrosion

On distingue deux domaines de potentiels :

Un domaine de potentiel dans lequel le fer se

Un domaine de potentiel dans lequel le fer se

Le fer est une anode :

Le fer est une cathode :

Remarque

Un domaine de potentiel dans lequel

2. Le métal est-il corrodé ?

2.1 Grandeurs relatives à la corrosion

2.1.1 Potentiel de corrosion

2.1.2 Intensité ou densité de courant de corrosion

Fe Fe2+

Le fer est une anode :

H2(g)H+

Le fer est une cathode :

Une nouvelle oxydation

H2OO2(g)

M(s) Mn+

Ecor,M

Attention : ia,M = - ic,M a,M = - jc,M que si les

La courbe en trait plein correspond à la

Remarque

2Fe Fe

2sur MH H g

2.1.3 Vitesse de corrosion

La vitesse de corrosion est

2.2. Le milieu corrosif est acide

2.2.1. Le milieu corrosif est acide et non oxydant

Ecor,M

Ecor,M

Remarque

2.2.2. Le milieu est acide et oxydant

A pH = 0,

3E (NO /NO(g))

2.3. Le milieu corrosif est neutre

Remarque

O2(d) + 2H2O + 4e- 4HO-

CORROSION

PAS de CORROSION

6Fe(CN) ,3K

ATTENTION

2.4. Echelle de noblesse des métaux.

NOBLESSE CROISSANTE

M(s)Mn+

M(s)Mn+

3. Différents types de corrosion et facteurs aggravants

3.1.Corrosion galvanique

3.2. Aération différentielle

3.2.1. Résultat expérimental

2sur M'HH

Ecor,M seul

OXYGENEE qui est CORRODEE.

3.2.2. Corrosion caverneuse

4. Protection contre la corrosion

Pour lutter contre la corrosion, on peut :

Zone cathodique,

Diffusion

Diffusion

O2 dissous

Zones de corrosion

Zone de corrosion

4.1. Protection électrochimique

GLR[\JqQH RX O

4.2. Protection par revêtement

Ecor,Fe seul

Ecor, ZnFe en contact