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Terminale spécialité_Thème 1_LES MATERIAUX Cycle de vie des matériaux_AE 2
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LA CORROSION
La corrosion des métaux est favorisée lorsque l’atmosphère est humide et contient des espèces
ioniques dissoutes. Pour mettre en évidence, le phénomène de corrosion en milieu maritime, nous allons
réaliser quelques expériences simples.
Document 1 : Qu’est-ce que la corrosion ?
La corrosion désigne l’altération d’un matériau par réaction chimique avec un oxydant (le dioxygène et le cation H+ en majorité). Il faut en exclure les effets purement mécaniques (cela ne concerne pas, par exemple, la rupture sous l’effet de chocs), mais la corrosion peut se combiner avec les effets mécaniques ; de même, elle intervient dans certaines formes d’usure des surfaces dont les causes sont à la fois physicochimiques et mécaniques.
Les exemples les plus connus sont les altérations chimiques des métaux à l’air ou dans l’eau, telles la rouille du fer et de l’acier ou la formation de vert-de-gris sur le cuivre et ses alliages (bronze, laiton). Cependant, la corrosion est un domaine bien plus vaste qui touche toutes sortes de matériaux (métaux, céramiques, polymères) dans des environnements variables (milieu aqueux, atmosphère, hautes températures).
La corrosion des métaux est, dans la grande majorité des cas, une réaction électrochimique (une oxydoréduction) qui fait intervenir la pièce manufacturée et l’environnement.
La rouille : exemple le plus familier de corrosion Corrosion différentiée sur deux métaux plus et moins oxydables
La corrosion est un problème industriel important : le coût de la corrosion, qui recouvre l’ensemble des moyens de lutte contre la corrosion, le remplacement des pièces ou ouvrages corrodés et les conséquences directes et indirectes des accidents dus à la corrosion, est estimé à 2 % du produit brut mondial ! Chaque seconde, ce sont quelques 5 tonnes d’acier qui sont ainsi transformées en oxydes de fer …
tiré de www.wikipédia.fr
A quoi est due la corrosion ? Et pourquoi cherche-t-on à l’éviter ?
Document 2 : Tests caractéristiques d’identification d’ions
Ion à tester Réactif test observations
Tube ion fer II
Fe2+ ion hexacyanoferrate III (ou ferricyanate)
(Fe(CN)6)3-
Tube ion zinc II
Zn2+ ion hexacyanoferrate III (ou ferricyanate)
(Fe(CN)6)3-
Tube ion hydroxyde
…… phénolphtaléine
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Document 3 : Mise en évidence expérimentale du phénomène de corrosion
Dans 1 boîte de Pétri, préparer : un clou en fer,
un clou en fer enroulé au centre par un fil de cuivre,
un clou en fer en contact avec une lame de zinc. Les clous en fer doivent être bien décapés à l’aide de papier de verre.
Verser, sur chacun de ces clous, une solution d’eau distillée chauffée à 60 °C et contenant {chlorure de sodium
(NaCl), agar-agar, hexacyanoferrate de potassium K3[Fe(CN)6], phénolphtaléine}. On évitera alors de remuer les boîtes.
Document 4 : Couples oxydant/réducteur mis en jeu
O2 / HO- ; Zn2+ / Zn ; Fe2+ / Fe ; Cu2+ / Cu
Document 5 : « Noblesse » d’un métal
Un métal est dit « noble » s’il ne s’oxyde par spontanément à l’air. Le métal le moins noble se corrode alors que le métal le plus noble reste protégé. Certains métaux considérés comme inoxydables sont en fait protégés par une couche d'oxyde compacte adhérente et surtout étanche à l'oxydant, comme par exemple l'aluminium et le titane : ils ne sont pas nobles, mais leur corrosion est très lente car les oxydes d'aluminium et de titane sont étanches au dioxygène.
Travail à effectuer
1. Questions préliminaires : Préciser l’intérêt de la présence, dans la solution, de chlorure de sodium ?
D’agar-agar ? D’hexacyanoferrate de potassium ? De phénolphtaléine ?
2. Réaliser la démarche scientifique (schémas et observations ; interprétations en termes d’oxydation,
réduction et mouvements d’électrons) permettant de déterminer l’équation d’oxydoréduction ayant lieu
dans chacune des 3 situations et de conclure en établissant un classement sur la noblesse des trois
métaux rencontrés.
3. Quel pourrait être l’intérêt de fixer des blocs de zinc sur la coque des navires ?
4. Application : Comment protéger la coque d’un bateau de la corrosion ?
La corrosion est un phénomène bien connu des marins. Les bateaux dont la coque est en acier en sont
victimes et doivent en être protégés. Une méthode de protection consiste à poser à la surface de la coque des blocs de
métal que l’on appelle « anodes sacrificielles ».
L’objectif est d’évaluer, à l’aide des documents ci-après, la masse de l’anode sacrificielle nécessaire à la protection d’un bateau.
Document 1 : Le phénomène de corrosion
La corrosion d’un métal M est sa transformation à l’état de cation métallique Mk+ par réaction avec le dioxygène dissous dans l’eau.
Le métal perd un ou plusieurs électrons, il est oxydé selon la demi-équation rédox : M Mk+ + k e-
Une mole de métal oxydé produit k moles d’électrons.
Anode
sacrificielle
Image provenant du site
www.hisse-et-oh.com
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Document 2 : Potentiels standard de différents métaux
Pour prévoir les réactions d’oxydoréduction, on peut s’appuyer en première approche sur l’échelle suivante, appelée échelle des potentiels standard. Tous les couples oxydant/réducteur peuvent être classés par leur potentiel standard.
Échelle des potentiels standards de quelques couples à 20°C : Lorsque deux métaux sont en contact et peuvent être oxydés par le dioxygène, c’est celui dont le couple a le potentiel standard le plus faible qui s’oxyde : il constitue l’anode et protège l’autre métal qui ne réagira pas.
Document 3 : Protection d’un bateau avec coque en acier
Lors de l’oxydation de l’anode sacrificielle, il s’établit un courant de protection au niveau de la surface S de la coque immergée. Sa densité de courant moyenne, intensité de courant par unité de surface, vaut : j = 0,10 A.m-2
Ce courant a son origine dans la charge électrique échangée lors de la réaction d’oxydo-réduction.
L’intensité I d’un courant électrique peut s’exprimer en fonction de la charge électrique Q échangée au cours de la
réaction pendant une durée t :
avec, dans le système international, I s’exprime en ampère (A), Q en coulomb (C) et t en seconde (s).
Questions préalables
Un bateau possède une coque en acier donc composée essentiellement de fer.
Écrire la demi-équation de l’oxydation du fer métallique en considérant uniquement les couples du document 2.
Citer en justifiant votre réponse, les métaux du tableau du document 2 susceptibles de protéger la coque en
acier d’un bateau. Pourquoi l’anode utilisée est-elle qualifiée de « sacrificielle » ?
Problème
On désire protéger pendant une année la coque en acier d’un bateau par une anode sacrificielle en zinc. La
surface de coque immergée dans l’eau de mer vaut S = 40 m². Une anode sacrificielle sur une coque de bateau doit
être remplacée quand elle a perdu 50 % de sa masse.
Quelle est la masse totale d’anode sacrificielle en zinc qu’on doit répartir sur la coque pour la protéger pendant une
année ? Exercer un regard critique sur la valeur trouvée.
Données :
Masse molaire du zinc : M = 65,4 g.mol-1
Une mole d’électrons possède une charge électrique q = 9,65×104 C
Remarque : L’analyse des données, la démarche suivie et l’analyse critique du résultat sont évaluées et nécessitent
d’être correctement présentées !
Élément Couple Potentiel standard (V)
Plomb Pb2+
/ Pb -0,126
Étain Sn2+
/ Sn -0,138
Nickel Ni2+
/ Ni -0,257
Fer Fe2+
/ Fe -0,447
Zinc Zn2+
/ Zn -0,760
Aluminium Al3+
/ Al -1,67
Magnésium Mg2+
/ Mg -2,37
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LES COUPLES D’OXYDOREDUCTION
MÉTHODE : Établissement d’une demi-équation d’oxydoréduction
1. Écrire le couple étudié avec la convention : oxydant/réducteur.
2. Appliquer la conservation des éléments pour les éléments autres que H et O.
3. Appliquer la conservation de l’élément oxygène en ajoutant des molécules d’eau H2O.
4. Appliquer la conservation de l’élément hydrogène en ajoutant des ions hydrogènes H+ ; la réaction se déroulant en milieu acide.
5. Equilibrer les charges électriques en ajoutant des électrons « e- ». Ils sont censés se trouver du même côté de l’équation que l’oxydant, ce dernier ayant pour définition de les capter !
Compléter le tableau suivant :
Couple Ox/Red Nom des éléments du couple demi-équation électronique associée
Cu2+/Cu
Fe3+/Fe2+
Fe2+/Fe
Zn2+/Zn
Ag+/Ag
H3O+/H2
I2/I-
Cℓ2/Cℓ-
H2O2/H2O
S4O62-/S2O3
2-
SO2/S2O32-
S2O32- /S
MnO4-/Mn2+
Cr2O72-/Cr3+
CO2/H2C2O4
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Correction
La corrosion d’un métal est due à son oxydation en présence de dioxygène.
Le métal se retrouve alors « rongé », libérant des ions et disparaissant progressivement. Si l’on
souhaite conserver intact le métal, il convient donc d’enrayer cette dégradation chimique.
1. Questions préliminaires :
D’après l’introduction, la corrosion est favorisée en présence d’ions. Le chlorure de sodium (= le sel)
va se dissoudre dans l’eau sous forme d’ions et donc accélérer l’oxydation du métal.
L’agar-agar permet de gélifier la solution afin d’observer plus facilement et localement les espèces qui
se forment.
L’hexacyanoferrate de potassium permet de révéler la présence des ions fer II ou zinc II selon la
couleur observée (cf document 2).
La phénophtaléine permet de révéler la présence d’ions hydroxyde HO- en cas d’apparition de la
couleur rose.
2. Observations & interprétations :
Fer seul : Une teinte bleue apparaît autour du fer avec l’apparition d’endroits rosés.
Le bleu met en évidence la formation d’ions fer II signe d’une oxydation du fer :
il y a corrosion à ces endroits. Les endroits rosés indiquent où le dioxygène de l’air est
réduit en HO-. Les électrons sont cédés par le fer oxydé pour réduire le dioxygène.
Demi-équation redox : Fe2+
/ Fe : Fe = Fe2+
+ 2.e-
(×2)
O2 / HO- : O2 + 4 H
+ + 2.e
- = 2 HO
-
Equation redox : 2 Fe(s) + O2 (g) + 4 H+
(aq) → 2 Fe2+
(aq) + 2 HO-(aq)
Fer + zinc : Le fer se « pare » de rose quasiment partout tandis que le zinc laisse apparaître
un précipité blanc autour de lui.
Le zinc est donc oxydé en ions zinc II et le dioxygène est réduit au niveau du fer
par les électrons libérés par le zinc.
Demi-équation redox : Zn2+
/ Zn : Zn = Zn2+
+ 2.e-
(×2)
O2 / HO- : O2 + 4 H
+ + 2.e
- = 2 HO
-
Equation redox : 2 Zn(s) + O2 (g) + 4 H+
(aq) → 2 Zn2+
(aq) + 2 HO-(aq)
Fer + cuivre : Le fer est bleu quasiment sur toute la longueur. Le fil de cuivre s’entoure de
rose.
Une nouvelle fois, le fer est oxydé. Il libère donc des électrons qui vont réduire
le dioxygène au niveau du cuivre.
Demi-équation redox : Fe2+
/ Fe : Fe = Fe2+
+ 2.e-
(×2)
O2 / HO- : O2 + 4 H
+ + 2.e
- = 2 HO
-
Equation redox : 2 Fe(s) + O2 (g) + 4 H+
(aq) → 2 Fe2+
(aq) + 2 HO-(aq)
Conclusion : Les trois expériences permettent de déterminer l’ordre d’oxydation des métaux :
le zinc puis le fer et enfin le cuivre.
On peut donc établir l’échelle de noblesse suivante : Cu > Fe > Zn
3. L’intérêt de fixer des blocs de zinc sur la coque des navires est que ces blocs vont s’oxyder avant le fer
contenu dans la coque des navires (notamment en présence d’acier = mélange de fer et de carbone) car
le fer est plus noble que le zinc.
Ainsi, la coque du navire ne sera pas oxydée avant que tout le zinc soit corrodé. Ces blocs constituent
donc une protection de la coque.
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4. application : Comment protéger la coque d’un bateau de la corrosion ?
Questions préalables
Demi-équation d’oxydation du fer métallique : Fe = Fe2+
+ 2.e–
Métaux susceptibles de protéger la coque en acier :
D’après le document 2, les métaux dont le potentiel standard est inférieur à celui du fer conviennent. Il s’agit du zinc, de
l’aluminium et du magnésium. Ces métaux vont être oxydés à la place du fer, ces métaux se « sacrifient » en étant
rongé au niveau de l’anode: les atomes métalliques sont transformés en ions métalliques qui sont dissous alors que le fer
reste intact. (cf manip de cours avec les clous en fer !)
Problème
=> Q = I.Δt
Or, la densité de courant vaut : j = 0,1 A.m-2
Donc pour une surface S = 40 m², l’intensité vaut : I = S × j = 40 × 0,10 = 4,0 A
La protection doit durer 1 an soit en seconde : Δt = 365 × 24 × 60 × 60 = 3,1.107 s
=> Q = I × ∆t = 4 × 3,1.107 = 1,3.10
8 C
Cette charge électrique est échangée par les électrons dont le nombre correspond à la quantité de matière n(e-)
d’électrons échangés au cours de l’oxydation : n(e-) =
=
= 1,3.10
3 mol
On peut alors déterminer la quantité de zinc sacrifié correspondante à l’aide de la demi-équation :
Zn = Zn2+
+ 2 e–
=> n(Zn sacrifié) = ( )
On en déduit que la masse de zinc sacrifié vaut :
m(Zn sacrif) = n(Zn sacrif) × M(Zn) = ( )
× M(Zn) = (1,3.10
3 / 2 ) × 65,4 = 4,3.10
4 g
On trouve donc environ 43 kg de zinc consommé par an.
MAIS, n’oublions pas que l’anode sacrificielle doit être remplacée lorsqu’elle a perdu 50 % de sa masse. La masse
totale de zinc à répartir doit être égale au double de la masse consommée soit une masse totale de 86 kg !
Regard critique
Ce résultat semble élevé, la photo montre une anode sacrificielle qui semble bien petite pour une si grosse masse
… Il y a sans doute plusieurs blocs de zinc répartis sur toute la coque.
Autre méthode : On cherche la masse de zinc : m(Zn)
m(Zn sacrifié) = n(Zn sacrifié) × M(Zn) → n(Zn sacrifié) ?
On peut déterminer la quantité de zinc sacrifié correspondante à l’aide de la demi-équation :
Zn = Zn2+
+ 2 e– => n(Zn sacrifié) =
( )
→ n(e-) ?
1 mole d’électron ↔ q = 9,65.104 C
n(e-) ↔ Q = charge électrique échangée au cours de la reaction n(e-) =
→ Q ?
=> Q = I × Δt → I ?
I = j × S
m(Zn sacrifié) = n(Zn sacrifié) × M(Zn) = ( )
× M(Zn) =
(
)
× M(Zn) =
(
)
× M(Zn) =
(
)
× M(Zn)
= ( ( )
)
× 65,4 = 43.10
3 g
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COUPLES D’OXYDOREDUCTION
MÉTHODE : Établissement d’une demi-équation d’oxydoréduction
1. Écrire le couple étudié avec la convention : oxydant/réducteur.
2. Appliquer la conservation des éléments pour les éléments autres que H et O.
3. Appliquer la conservation de l’élément oxygène en ajoutant des molécules d’eau H2O.
4. Appliquer la conservation de l’élément hydrogène en ajoutant des ions hydrogènes H+ ; la réaction se déroulant en milieu acide.
5. Equilibrer les charges électriques en ajoutant des électrons « e- ». Ils sont censés se trouver du même côté de l’équation que l’oxydant, ce dernier ayant pour définition de les capter !
Compléter le tableau suivant :
Couple Ox/Red Nom des éléments du couple demi-équation électronique associée
Cu2+/Cu ion cuivre II / cuivre Cu2+ + 2.e- = Cu
Fe3+/Fe2+ ion fer III / ion fer II Fe3+ + e- = Fe2+
Fe2+/Fe ion fer II / fer Fe2+ + 2.e- = Fe
Zn2+/Zn ion zinc II / zinc Zn2+ + 2.e- = Zn
Ag+/Ag ion argent / argent Ag+ + e- = Ag
H3O+/H2 ion oxonium / dihydrogène H3O+ + H+ + 2.e- = H 2 + H2O
I2/I- diiode / ion iodure I 2 + 2.e- = 2 I-
Cℓ2/Cℓ- dichlore / ion chorure Cℓ2 + 2.e- = 2 Cℓ-
H2O2/H2O peroxyde d’hydrogène (ou eau oxygénée) / eau H2O2 + 2 H+ + 2.e- = H2O + H2O
S4O62-/S2O3
2- ion tétrathionate / ion thiosulfate S4O62- + 2.e- = 2 S2O3
2-
SO2/S2O32- dioxyde de soufre / ion thiosulfate 2 SO2 + 2 H+ + 4.e- = S2O3
2- + H2O
S2O32- /S ion thiosulfate / soufre S2O3
2- + 6 H+ + 4.e- = 2 S + 3 H2O
MnO4-/Mn2+ ion permanganate / ion manganèse II MnO4
- + 8 H+ + 5.e- = Mn2+ + 4 H2O
Cr2O72-/Cr3+ ion dichromate / ion chrome III Cr2O7
2- + 14 H+ + 6.e- = 2 Cr3+ + 7 H2O
CO2/H2C2O4 dioxyde de carbone / acide oxalique 2 CO2 + 2 H+ + 2.e- = H2C2O4
