Mécanismes et facteurs de la corrosion endo-buccale

1. INTRODUCTION

• Corrosion: Réaction chim. ou électrochim entre un matériau, généralement un métal, et son environnement qui produit une détérioration du matériau et de ses propriétés.

• La corrosion électrochimique des matériaux métalliques est issue d’une OXYDATION (= perte d’électron du métal ) en présence d’un électrolyte, entraînant une libération d’ions mé-talliques.• corrosion sèche: chimique, oxydation à haute t°• corrosion en milieu aqueux: électro-chim, le métal est en contact avec un électrolyte

(milieu conducteur ionique,courant accompagné d’un déplacement de matière)• Ions en solution ou composés plus ou moins adhérents à la surface (oxydes).• Perte de substance dans tous les cas.• Les réactions sont de type oxydo-réduction:

• Couple red-ox:Le réducteur s'oxyde (réaction d'oxydation), l'oxydant se réduit (réaction de réduc-tion). L'oxydo-réduction se compose donc de deux demi-réactions : une oxydation et une réduction. Sont séparées dans le cas de la pile et génèrent un courant. • Oxydation

réducteur(1) ⇌ oxydant(1) + ne-

• Réductionoxydant(2) + ne- ⇌ réducteur(2)

• Oxydo-réduction (« somme » de l'oxydation et de la réduction)oxydant(2) + réducteur(1) → oxydant(1) + réducteur(2)

• Alliages métalliques en dentaire: amgs, dispositifs ortho, 3 classes d’all. prothèse peuvent se corroder.

• L’oxydation dépend de l’alliage (composition, structure), de son environnement: nature de l’électrolyte càd de la salive (composition, ph,...), présence d’autres alliages à proximité.

• Intérêts de l’étude de la corrosion endo-buccale: -conséquences sur la cavité buccale: biocompatibilité (cytotox,tox,allergies), car libéra- tion d’ions -conséquences sur la longévité des restaurations

2. LA CORROSION ELECTROCHIMIQUE

2.1. SYSTEME ELECTROCHIMIQUE SCHEMA

• Cellule électrochimique=ensemble d’électrodes+ électrolyte • électrode= surface sur laquelle se produit la 1/2 de la réaction red-ox dans cell.• électrolyte= mil. conducteur dans lequel le passage de courant électrique est ac-

compagné d’un mouvement de matière.• Différents types de cellules: galvaniques (piles)= corrosion ou électrolytiques (R non

spontanées, source de courant nécessaire)

En bouche, couplage de métaux ≠ correspond à pile: macro ou micropile (≠ᵩ dans l’alliage).

• Métaux = électrodes • Electrolyte = salive, liquides tissulaires. Courant électrique=circulation ionique• Le métal le plus électro-= ANODE (pole-, oxydation), qui s’oxyde, qui se corrode.

2.2. NOTION DE POTENTIEL D’ELECTRODE

2.2.1. REACTIVITE DES SURFACES SCHEMA

• Oxydation du métal en solution aqueuseMn⇋Mn+ + ne- en solution aqueuse,

• Mn+ restent au voisinage de la surface par attraction électrostatique: ions de paroi

• Le métal prend un certain potentiel par rapport à la solution, ddp=E, potentiel d’électrode.

• Si ∆G<0, spontané• L’énergie libre de Gibbs détermine la spontanéité de la réaction:

∆G= - E n F (n= nbre d’e-// F= cste de faraday, en coulombs= Nbre Avogadro.charge e-)si ∆G<0, réaction spontanée mais attention, on prend E pour une réaction d’oxy-dation, donc le signe est inversé par rapport potentiel standard d’équilibre (cf diapo Meyer)

2.2.2. POTENTIEL STANDARD, RELATION DE NERNST

• Potentiel standard d’une électrode E0: pot d’un élément mesuré dans des conditions standards (par rapport à une électrode de référence à hydrogène=0, dans une solution de leur propre sel à conc 1 mol/L)= tendance d’un métal à s’oxyder. (métaux nobles et non nobles).

• Echelle de potentiel standard d’électrode de différents métaux purs (dans sol de leur propre sel à conc 1mol/L: E fction nature, conc., pH électrolyte).

→métaux cathodiques: compt électro positif par rapport électrode de référence , passent difficilement en solution. →métaux anodiques: électr- par rapport électrode de référence , passent en sol.

• Equation de Nernst: potentiel d’électrode (par rapport ECS pex)E=E0+ RT/nF log (ox)/(red)E0=pot normal d’oxydation cf électrode hydrogène, R=cste des gaz, T=t°absolue, n=nbre d’électrons mis en jeu

• Le pot d’électrode varie en fction nature de l’électrolyte et électrode de réfé-rence utilisée.

• Electrode de référence à hydrogène, ou au calomel saturé (en KCl→Hg2Cl2 chlorure de mercure).

• Série galvanique: liste de métaux et all. arrangés selon leurs potentiels re-latifs dans un environnement donné. (dans salive: Meyer)

2.2.3. EVOLUTION DU POTENTIEL DANS LE TEMPS, 3 types de comportement (SCHEMA)

• Corrosion: le pouvoir ox. de la sol. est > aux forces de cohésion du métal.• Immunité:

-Potentiel positif par rapport réf= cathode si couplage. -All nobles: au moins 75% en poids (1 atome sur 2) de métaux nobles (cou- ches ext compl)

• Passivation: -Réduction de la réactivité électrochimique d’1 alliage qui se couvre d’ une couche protectrice (imperm. à la diffusion d’ions)

-Cr, Mo dans alliages NiCr forment ions de paroi, avides d’oxygène→format- ion couche d’oxyde. Il faut Cr>16%, Mo>4%, taux de C bas. (cf SCHEMA)

2.1. LES DIFFERENTES FORMES DE LA CORROSION (schémas)

2.1.1. UNIFORME• généralisée, métal actif dans le milieu considéré• ex: alliage à faible teneur en or

2.1.2. INTERGRANULAIRE• au dépend des joints de grains• zones d’énergie interne plus élevée, précipités composants bas pt fusion

2.1.3. PAR PIQURE• point ou zone très réduite, cavité• degré élevé d’acidité, stagnation salive• cf hétérogénicité des pièces: ségrégations• ressemble à porosités• ex: Ni-Cr

2.1.4. PAR CREVASSE• ressemble à piqûre mais région protégée par un autre matériau (couple

d’aération différencielle)• joints (couronnes or), téléscopes, joint amg conventionnel.• au détriment souvent du métal d’apport plus noble: joint de brasure

2.1.5. SOUS CONTRAINTE et FATIGUE-CORROSION• contraintes de traction surtout, ou applic répétées de contraintes

2.1.6. PAR FROTTEMENT• corrosion+glissement à l’interface entre 2 surfaces en contact

2.1.7. GALVANIQUE• corrosion accélérée d’un métal en contact électrique avec un métal plus

noble• la plus fréquente en bouche

3. LES FACTEURS STRUCTURAUX DE LA CORROSION ELECTROCHIMIQUE

3.1. NATURE DU METAL• cf potentiel standard d’électrode: électro + ou -, immunité, passivation ou corrosion. NB:

alliage avec 2 électro- peut devenir électro+• En cas de couplage, c’est le métal le plus électro- qui se corrode• Classif des alliages, rôle des éléments d’addition, de base:

• Précieux: Ag et éléments addition altèrent compt électrochim, AuPd>• NP: Fe, Be, Al, Si idem mais Cr et Mo ➚• Titane: OK, passivables, sauf avec HF

3.2. STRUCTURE DU METAL• inv ∺ taille des grains: plus il y a de joints de grains, plus il y a corrosion• ∺ nombre de phases: micropile cf amalgame, Ni Cr

3.3. ETAT DE SURFACE• degré de polissage, propreté surface, impuretés

3.4. SOUDURE3.5. DEFAUTS DE COULEE

• ségrégations: traitement thermique (homogénéisation mais↘propr méc).• contraintes internes• inclusions, impuretés• porosités

4. LES FACTEURS LIES A L’ENVIRONNEMENT

4.1. LES COUPLES D’AERATION DIFFERENCIELLE, ou d’Evans, ou pile de concentration SCHEMA

• Variation de conc. en ions réductibles⇒var E du métal• zone cathodique= zone de Fe aérée, l’eau s’oxyde (O2 +2H20+4e-→4 OH-)• anodique= zone de Fe désaérée ⇒rouille en périphérie de la goutte• zone occlusale et cervicale avec amg: salive et 02≠, crevasses

4.2. L’INFLUENCE DU PH-DIAGRAMME DE POURBAIX SHEMA• Conc H+ fait varier le potentiel d’électrode: attention hygiène, pH salive.

4.3. LES SURFACES DE COUPLAGE SHEMA• La cinétique de dégradation ➚ avec la densité de courant

4.4. AUTRES FACTEURS• t° fait varier le potentiel d’électrode• Mécaniques: Frottements, contraintes• tps: vieillissement, entretien• Débit salivaire:↘conc ions

5. IMPLICATIONS CLINIQUES

• Eviter le couplage

• Eviter les ddp élevées

• Se rappeler que c’est l’anode qui se corrode

• Prendre en compte la localisation des pièces prothétiques: couple d’aération différentielle

• Eviter les fortes densités de courant en tenant compte des surfaces relatives des all. présents

• Choisir des alliages R à la corrosion et tenir compte des all. déjà présents.

- alliages nobles: min 75% en poids d’éléments nobles (immunité)

- alliages non nobles (base Ni et Co): min 16% de Cr+ Mo (2-4%) (passivation)

• Exemples de corrosion à développer: - Métalloses - Allergies: combinaison ions avec AA - Cytotoxicité: ions au niveau parodonte - IC NP+ cour or: galvanisme, étanchéité, ciment PhZn et IOV conducteurs, joint (O2, surf) - Tenon laiton: exposition du laiton - Bouche avec amalgames et chassis or: dépôt sur or (sels de chlorures, sulfures) - Relations biocompatibilité-corrosion: paradoxe de l’amalgame dentaire (salive stagnante, couple d’aération différentielle ) - Choix des amgs et des alliages (Meyer): meilleure et pire combinaison - Courbe I/E NP avec Cr et Mo