Chapitre v La Corrosion

8/18/2019 Chapitre v La Corrosion

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Departement de Chimie

SMARA ●▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ஜ ஜ▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬●

Filière science de la matière chimie

Module : Chimie Physique 1

Élément de module : Module Chimie Analytique & Electrochimie


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La corrosion désigne l'ensemble desphénomènes par lesquels un métal ou un

alliage métallique tend à s'oxyder sousl'influence d’agents oxydants

oxydants gazeux (corrosion sèche)

ou

en solution (corrosion humide).


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La réduction de l’oxygène est liée au pH de lasolution…

L’oxygène ou l’ion hydrogène s’appellent les

moteurs naturels de corrosion

2 H+ + 2 e-

H2 en milieu acide

O2 + 4H+ + 4e- 2 H2O Milieu acide

O2 + 2 H2O + 4e- 4 OH- Milieu neutre

ou basique


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1°) Potentiel d’électrode (rappels)

métal M Soit une lame métallique ( métal M )

plongeant dans une solution contenant les

ions métalliques M n + .

Il existe une différence de potentiel

entre la lame métallique et la solution.

Par définition, cette différence de

potentiel est appelée potentiel d'électrode.

Ce potentiel est caractéristique du couple mis en jeu

EQUATION DE NERNST

E ( M n + / M )

solution

M n +


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2°) Mesure ( rappels )

lame de cuivre

pont salin

V

H +

V COM

PtH 2

Conditions standards

Cu 2 +

E 0 ( H + / H 2 ) = 0 V

Choix arbitraire

EXEMPLE

E0 (Cu2 + / Cu) = + 0,34 V

E.S.H.


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3°) Potentiel d’un métal-milieu environnant / E.S.H.

Un métal a un potentiel qui dépend fortementde son environnement !

Certains potentiels d’électrode sont

influencés par le pH du milieu environnant.

Diagramme de Pourbaix E = f ( pH )

Plus généralement


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Exemple : Diagramme de POURBAIX de l’eau

O 2

E ( en V )

pH

H 2 OH 2

H 2 O25 °C

7

0

La zone de stabilité de l’eau esten bleu


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Diagramme de Pourbaix de l’aluminium ( simplifié ).

2,6 12,6

Al 3 + Al 2 O 3

Al ( OH ) 4 -

E

pH

Al ( s )

Immunité

PassivationCorrosion

Corrosion

0

( alumine )


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Diagramme de POURBAIX du fer (simplifié)

Ox

y d a t i on

E ( en V )

pH

Passivation

Immunité Fe (s)

9,5

Fe 2 O 3 ( s )

Fe 2 +

83,7

Fe 3 +


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Diagramme de POURBAIX du fer et de l’eau

E ( en V )

pH

Immunité Fe (s)

9,5

Fe 2 O 3 ( s )

Fe 2 +

83,7

Fe 3 +

H 2 OH 2

H 2 O

O 2


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Action du dioxygène dissous dans l’eau sur le fer

E ( en V )

pH

Immunité Fe (s)

9,5

Fe 2 +

83,7

O 2

9,5

O 2

H 2 O

Possibilité d’oxydation du fer par O 2


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Action de l’eau sur le fer

E ( en V )

pH

Immunité Fe (s)

9,5

Fe 2 +

83,7 H 2 O

H 2

9,5

Possibilité d’oxydation du fer par

l’eau surtout en milieu acide.


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Cu 2 +

Cu

Cu 2 O 3

Cu

O

Cu O 2 -

6Cu 2 O

Oxydation

Oxydation

Immunité

E

pH

Diagramme de Pourbaix du cuivre (simplifié)

Passivation


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Cu 2 +

Cu

Cu 2 O 3

Cu O

Cu O 2 -

6Cu 2 O

Immunité

E

pH

O 2

H 2 O

Diagramme de Pourbaix du cuivre et de l’eau


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Cu

6Cu 2 O

Immunité

E

pH

H 2 O

Diagramme de Pourbaix du cuivre et de l’eau

L’eau et le cuivre ont des domaines

communs ; l’eau n’oxyde pas lecuivre.


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Diagramme de Pourbaix de l’aluminium et de l’eau

2,6 12,6

Al 3 +

Al 2 O 3

Al ( OH ) 4 -

E

pH

Al ( s )

Immunité

H 2

O

PassivationCorrosion

Corrosion

0

( alumine )


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Métaux courants pouvant être attaqués par l’eauavec dégagement de dihydrogène:

plomb

étain

nickel

fer

chrome

zinc

aluminium

Métaux courants pouvant êtreattaqués par des solutionscontenant du dioxygène :

cuivre

argent


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Zone périphérique plus oxygénée

Goutte d’eau

Zone moins oxygénée

fer

Étude sur une goutte d’eau


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Oxydation du fer (zone moins aérée)

Réduction du dioxygène (zone plus aérée )

Formation de la rouille

e2FeFe

2oxydation

)s(

+ OH2e2OHO21 réduction 22

)s(22 )OH(FeOH2Fe + -+

)s(3)s(2 )OH(Fe)OH(Fe ROUILLE


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Oxydation du fer (zone moins aérée)

Réduction du dioxygène (zone plus aérée )

Formation de la rouille

e2FeFe

2oxydation

)s(

+ OH2e2OHO21 réduction 22

)s(22 )OH(FeOH2Fe + -+

)s(3)s(2 )OH(Fe)OH(Fe Fe 2 O 3 , n H 2 O

Corrosion par piq re Al


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Corrosion par piq re AlPas de Cl- pH neutre: bactéries sulphato-

réductrices


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Corrosion par piqûre

.


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Corrosion sous contrainteMatériau sous microscope

.


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Directe = mesure de la perte de masse ou

dosage des ions passés en solution Indirecte = exploiter l’électrochimie

La vitesse de corrosion peut

être estimée directement ouindirectement.


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osage de la solution

Plusieurs techniques pour suivre laconcentration des ions en solution :

Spectroscopie UV-Visible en suivant lacoloration des ions: Cu2+ absorbe dans levisible Loi de Beer-Lambert .

Spectroscopie d’absorption atomique (SAA) .

Techniques électrochimiques :potentiometrie, polarographie…


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xploitation de l’ lectrochimie

Tracé des courbes intensité -potentiel :

I = f(E) ou E = f(I)

Cinétique électrochimique


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Fe / H2SO4 0.5 M

Anodique

M Mn+ +ne-

Cathodique

2H+ +2e- H2


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Montage potentiodynamique

1- Thermomètre 2- Électrode de travail 3- Électrode de référence 4- Contre électrode 5- Barreau magnétique 6- Barboteur d’Azote

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