CORROSION

2. 1.Nature de la corrosion
a. Définition :
La corrosion d'un métal est l'oxydation de cet élément à l‘état
d'ion métallique.
- dans une atmosphère sèche par exemple avec O2 ou Cl2
(corrosion sèche)
- en présence d'humidité (corrosion humide).
La réaction électrochimique de corrosion du métal se traduit
donc par le bilan :
M + Ox → M n+ + Red n-
Nous nous penchons sur le phénomène de corrosion humide

3. b. Facteurs de la corrosion humide
On peut les classer en deux catégories :
 les facteurs extérieurs :
- air oxydant (O2, CO2)
- vapeur d'eau atmosphérique (H2O)
- Pluie acide (H2O, H+)
- contact eau de mer (H2O, sels divers NaCl)
 les facteurs liés au matériau :
- hétérogénéité de surface (défauts, rayures)
- hétérogénéité de composition (impuretés, alliage, contact
avec un autre métal, soudure)
- hétérogénéité de température
- hétérogénéité de concentration du milieu à son contact
(dilution différentielle, aération différentielle)

4. c. Corrosion uniforme ou différentielle
i. Corrosion uniforme
Il y a corrosion uniforme si toute la surface du métal est
attaquée de la même façon. Exemple d'une tige de fer pur
totalement immergée dans l'eau acidulée et parfaitement
agitée. Il y a transfert direct du réducteur Fe(s) à l'oxydant
H+(aq)
Fe(s) + 2 H +(aq) → Fe2+(aq) + H2(g)
La corrosion est dite chimique.
ii. Corrosion différentielle
Il y a corrosion différentielle lorsque l'attaque s'exerce de façon
différente en deux zones de la surface du métal. Il y a
nécessairement circulation d'électrons au sein du métal pour
relier ces deux zones. Cette corrosion est dite électrochimique
pour traduire la participation des électrons de conduction du
métal.

5. 2. Etude thermodynamique : E - pH de corrosion
a. Tracé des diagrammes E-pH
L'étude thermodynamique de la corrosion humide s’effectue à
l’aide de diagrammes E-pH, tracés avec :
- les concentrations des espèces solubles étant prises
égales à 10-6 mol.L-1(concentration faible pour traduire
l'apparition de corrosion)
- les phases condensées (hydroxydes, oxydes…)
envisagées étant les plus stables et assurent une protection du
métal contre l'agression de la solution aqueuse

7. b. Piles avec électrodes différentes
i. Aspect expérimental
Deux pièces métalliques constituées de métaux différents liés entre
eux en contact avec de l'eau pour réaliser une pile.
On considère deux électrodes court-circuitées, l'une de fer et l'autre de
cuivre, qui plongent dans une solution aqueuse préalablement désaérée de
NaCl à 1 mol.L-1 environ (milieu simulant l'eau de mer). On ajoute quelques
gouttes d'orthophénantroline.
E°(Cu2+/Cu) = 0,34 V
E°(Fe2+/Fe) = - 0,44 V
- rosissement de la solution traduisant la présence
d'ions Fe2+ qui donne avec l'orthophénantroline un
complexe rose. A l'anode, il y a eu (corrosion) du
fer :
Fe = Fe2+ + 2e−

8. - A la cathode de cuivre, il y a eu réduction :
2 H2O(l) + 2 e− = H2(g) + 2 HO −(aq)
- Grâce à la phénolphtaléine, on peut montrer que la solution devient
basique au voisinage du cuivre.
Fe(s) + 2 H2O(l) = Fe2+(aq) + H2(g) + 2 HO −(aq)
Conclusion : Des deux métaux en contact, c'est le plus électropositif, donc le
plus réducteur, qui est oxydé.

9. ii. Courbes intensité potentiel

10. d. Piles avec électrodes identiques
i- Pile de concentration
Deux électrodes identiques (fer) plongent dans
deux solutions différentes de Fe2+, l'une
concentrée à droite, et l'autre diluée à gauche.
Ce système Ne peut pas être en équilibre car
les concentrations ne sont pas les mêmes :
Le retour à l'équilibre va entraîner l'égalité des potentiels, donc des
concentrations, ce qui suppose :
- dans (2), une réduction cathodique : Fe2+(aq) + 2 e− = Fe(s)
- dans (1), une oxydation anodique : Fe(s) = Fe2+(aq) + 2 e−
Conclusion : Il y a donc corrosion dans la solution la plus diluée.

11. ii. Pile d'Evans : aération différentielle
- La solution de gauche (1) a été portée à ébullition pour chasser l'air alors que
l'on fait barboter de l'air dans la solution de droite(2).
- Grâce à l'orthophénantroline,on met en évidence La formation d'ions Fe2+(aq)
dans le compartiment de gauche :
Fe(s) = Fe2+(aq) + 2 e−.
Dans le compartiment de droite, le dioxygène est donc réduit au contact du fer.
Phénolphtaléine : la solution devient basique :
O2(g) + 2 H2O + 4e− = 4 HO−(aq)
L'équation - bilan s'écrit donc :
2 Fe(s) + O2(g) + 2 H2O = 2 Fe2+(aq) + 4 HO−(aq)
Conclusion : c'est dans la zone la moins oxygénée que le fer se corrode.

13. Canalisation acier
Terrain plus aéré
(sable)
Terrain moins aéré
(argile)
Zones plus oxygénées
( brassage de l’eau)
MER
Exemples

14. Fe 2 +
O 2
O H -
rouille
électrons
oxydation
réduction
O 2
O 2
O 2
Fe
Zone cathodique
Zone anodique
Piqûre de rouille

16. 3- Protection contre la corrosion

17. a- Revêtement plastique
Huile ou graisse
Plastique
Peinture

18. Par un métal plus réducteur
Par un métal moins réducteur
Très bonne protection tant que le
revêtement n’est pas écaillé ou
rayé,…
Exemple: acier chromé
Si le métal à protéger est
accidentellement mis à nu, il se
produit, en ce point, une corrosion
La couche protectrice se corrode
avec le temps.
Exemple: acier galvanisé
Si le métal à protéger est
accidentellement mis à nu, le
métal reste protégé (cathode)
b- Revêtement métallique

19. Le but est toujours d’isoler le fer de l’air humide, mais désormais la
couche protectrice est créée par une réaction chimique.
Citons la phosphatation (ou parkérisation) des aciers, obtenue en
immergeant les pièces dans des bains d'acide phosphorique H3PO4. Elle
consiste à transformer la surface des métaux en phosphate métallique
stable et insoluble.
c- Protection chimique superficielle

20. ANODE
en zinc
électrons
G
I
+
-
électrons
objet à
recouvrir
CATHODE
anions
Zn2 +
Zn2 +
Zn2 +
cations
Zn2 +
Zn2 +
d- Dépôt électrolytique de zinc (zingage)

21. Le fer pourra être protégé
contre la corrosion par
abaissement de son potentiel
dans le domaine d’immunité .
E ( en V )
Immunité Fe (s)
9,5
Fe 2 O 3 ( s )
Fe 2 +
8
3,7
Fe 3 +
H 2 O
H 2
H 2 O
O 2
pH
e- abaissement de son potentiel dans le
domaine d’immunité .

22. A
N
O
D
E
Regard
Zn 2 +
Zn
électrons
O 2 , H 2 O
O H -
Oxydation
Réduction
Citerne
sol
f- Protection cathodique par anode sacrificielle

26. G -
+
Canalisation à protéger
électrons
I
sol
O 2 , H 2 O
Électrode
Couche
d’oxyde
protectrice
Oxydation Réduction
g- Protection anodique par courant imposé

27. * Pour E < E1 : immunité du fer.
* Pour E1 < E < F : corrosion du fer.
Le potentiel F où le courant s’annule est dit potentiel de Flade. Il
correspond à la surface du fer totalement recouverte par un film
d’oxyde Fe2O3.
* Pour E > F : passivation du fer.

28. 1. On constate que, à 298 K, la vitesse de corrosion du fer dans une
solution d’acide chlorhydrique augmente avec la concentration en acide.
Expliquer en utilisant les courbes intensité-potentiel. On donne à pH = 0
et à 298 K : E0(Fe2+/Fe(s) ) = - 0,44 V.
2. Une plaque de zinc subit une corrosion uniforme d’un milieu acide. La
densité de courant de corrosion est de 0,12 mA.cm-2.
a. Exprimer la vitesse d’usure du zinc vusure en fonction de jcor, M(Zn),
(Zn) masse volumique du zinc et F.
b. Calculer vusure en μm.an-1 dans ce milieu.
On donne : M(Zn) = 65,4 g.mol-1 ; (Zn) = 7,1 g.cm-3 et F = 96500 C.mol-1.
3. On vous propose pour la réalisation de la clôture de votre jardin des
poteaux en fer recouvert de nickel ou des poteaux en fer recouvert de
zinc. Lesquels choisissez-vous ? Justifier.
5. Un artisan a recouvert les planches de rives de votre toiture par des
plaques de cuivre. Au bout d’un an, vous constatez que votre gouttière
en zinc est percée. Que s’est -il passé ?
5- Applications