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Nom original: corrosion_2.pdfTitre: Présentation PowerPointAuteur: Nicole Cortial

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Le 4 mars 1965, un gazoduc
corrodé éclata à Natchitoches
en Louisiane en provoquant un
incendie qui causa la mort de
17 personnes.
On évalue la quantité de fer détruite
annuellement par corrosion à
1 / 4 de la production annuelle de fer !

La corrosion désigne le phénomène par lequel, les
métaux tendent à revenir à l’état sous lequel ils se
trouvent dans la nature :
oxydes, sulfates, carbonates, …
Le fer est présent, à l’état naturel, sous forme
d’oxydes.
Il doit être réduit dans des hauts-fourneaux .

Les métaux qui, comme l’or se trouvent dans le sol
à l’état natif résistent très bien à la corrosion .

Introduction
Diagrammes de Pourbaix
Potentiel d’électrode
Diagramme: généralités
Exemples: fer et eau
cuivre et eau
aluminium et eau
Corrosion électrochimique
par aération différentielle
cas d’un revêtement défectueux
Protection
protection cathodique
protection anodique

La corrosion désigne l'ensemble des
phénomènes par lesquels un métal ou un
alliage métallique tend à s'oxyder sous
l'influence d’agents oxydants

 oxydants gazeux (corrosion sèche)
ou

 en solution (corrosion humide).

L’atmosphère terrestre contient toujours un
peu de vapeur d'eau ; par condensation sur les
pièces métalliques, cette vapeur forme un film
d'eau chargé de diverses substances présentes
dans l'atmosphère:
dioxygène, dioxyde de carbone, oxydes
d’azote, …

C’est pourquoi la corrosion humide est le
phénomène sur lequel nous allons nous
pencher !

La présence simultanée de dioxygène et d'eau est
un facteur favorable à la corrosion humide.
Il en est de même de la présence d'ions, même
quand ils ne participent pas au bilan des réactions !
La corrosion humide se traduit par une
réaction à laquelle des espèces chimiques et des
charges électriques prennent part.
On parle, alors, de corrosion électrochimique.
Elle résulte de l’établissement de courants locaux
dus à l’existence de piles locales, la réduction
cathodique et l’oxydation anodique étant localisées
en deux zones distinctes.

L’oxydation d’un métal, en milieu humide se
traduit, la plupart du temps, par la dissolution de
celui-ci dans le milieu aqueux, sous forme d’ions.
Cependant, il peut y avoir formation d’un oxyde
solide.
Les phénomènes de corrosion sont complexes…
Les réactions sont fonction des concentrations des
réactifs en présence, de la température, de l’état
de surface des corps en présence, …

1°) Potentiel d’électrode (rappels)

Soit une lame métallique ( métal M )
plongeant dans une solution contenant les

métal M

ions métalliques M n + .
Il existe une différence de potentiel
entre la lame métallique et la solution.

solution
M n+

Par définition, cette différence de
potentiel est appelée potentiel d'électrode.

E ( M n+ / M )
Ce potentiel est caractéristique du couple mis en jeu.

2°) Mesure ( rappels )

EXEMPLE

Conditions standards
COM

E.S.H.
H2
H

Pt

pont salin

+

E0(H+/H2)=0V
Choix arbitraire

V

V

lame de cuivre
Cu 2 +

E 0 ( Cu 2 + / Cu ) = 0,34 V

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

Plus généralement

Un métal a un potentiel qui dépend fortement
de son environnement !

Certains potentiels d’électrode sont
influencés par le pH du milieu environnant.

Diagramme de Pourbaix E = f ( pH )

Diagramme de Pourbaix : organisation générale
E ( en V )

Milieux
oxydants et
acides

25 °C
0

Milieux
oxydants et
alcalins

pH

7
Milieux
réducteurs et
acides

Milieux
réducteurs et
alcalins

E
Les diagrammes de Pourbaix (potentiel-pH) sont
utiles pour prévoir les réactions de corrosion
métallique.
Ces prévisions ne font pas intervenir de
considérations cinétiques….
Or une réaction thermodynamiquement possible
peut s’effectuer avec une vitesse si faible qu’elle
devient, de fait, impossible !

pH

4°) Comment lire un diagramme de Pourbaix ?

Dans ce diagramme, les zones délimitées par des
traits indiquent les couple de valeurs ( E , pH )
pour lesquelles une espèce est stable.
SI on est dans une zone de stabilité d’espèces
solubles d’un métal, on parle de corrosion du
métal.
SI on est dans une zone de stabilité d’un de ses
oxydes, on parle de passivation du métal.
SI on est dans une zone de stabilité du métal, on
parle d’immunité.

Exemple : Diagramme de POURBAIX de l’eau
E ( en V )
La zone de stabilité de l’eau est
en bleu

O2

25 °C

H2O
0

7
H2

pH
H2O

Diagramme de Pourbaix de l’aluminium ( simplifié ).
E
Al ( OH ) 4 12,6

2,6
0

Al

3+

Corrosion

pH

Al 2 O 3
( alumine )
Passivation

Al ( s )
Immunité

Corrosion

5°) Prévision d’une réaction électrochimique

 Généralités
 Diagrammes de Pourbaix du fer et de l’eau
 Cas du cuivre
 Cas de l’aluminium
 Conclusion

E ( en V )
E imposé

Un métal M est en présence
d’un oxydant Ox qui lui
impose un potentiel bien
supérieur à E imm !

Ox
Réd

E imm
Immunité

M n+
M
pH

Alors, il peut y avoir corrosion !

E ( en V )
E imposé

Les domaines de
stabilité de l’oxydant
Ox et du métal M sont
disjoints.

Ox
Réd

E imm
Immunité

M n+
M
pH

Alors, il peut y avoir corrosion !

E ( en V )
E imposé

Les domaines de
stabilité de l’oxydant
Ox et du métal M sont
disjoints.

Ox
Réd

E imm
Immunité

M n+
M
pH

E ( en V )
E ( en V )
Ox

E imposé

Red

Ox
Réd

E imm

M n+

M n+ M

M
pH

Diagramme de POURBAIX du fer (simplifié)
E ( en V )

Oxydation

Fe

Passivation

3+

Fe 2 O 3 ( s )
3,7

8

9,5

Fe 2 +
Immunité

Fe (s)

pH

Diagramme de POURBAIX du fer et de l’eau
E ( en V )

Fe 2 O 3 ( s )
Fe 3 +

O2
H2O

3,7

Fe

8

9,5

pH
H2O

2+

H2
Immunité

Fe (s)

Action du dioxygène dissous dans l’eau sur le fer
E ( en V )
Possibilité d’oxydation du fer par O 2
O2

3,7

O2

H2O8

9,5

9,5
Fe 2 +

Fe (s)

Immunité

pH

Action de l’eau sur le fer
E ( en V )
Possibilité d’oxydation du fer par
l’eau surtout en milieu acide.

3,7

H 2 O8

9,5

9,5
Fe 2 +
H2

Fe (s)

Immunité

pH

E

Diagramme de Pourbaix du cuivre (simplifié)

Cu 2 O 3

Oxydation

Oxydation

Cu O 2 -

Cu 2 +
Cu O

Passivation
6

Cu

Cu 2 O

Immunité

pH

E

Diagramme de Pourbaix du cuivre et de l’eau

Cu 2 O 3
Cu O 2 Cu 2 +

O2
Cu O
H2O
6

Cu 2 O

Cu
Immunité

pH

E

Diagramme de Pourbaix du cuivre et de l’eau

L’eau et le cuivre ont des domaines
communs ; l’eau n’oxyde pas le
cuivre.

H2O
6

Cu 2 O

Cu
Immunité

pH

E

Diagramme de Pourbaix du cuivre et de l’eau

Possibilité d’oxydation du cuivre par
un oxydant comme le dioxygène.
Cu 2 +

O 2 dissous
H2O
6

Cu 2 O

Cu
Immunité

pH

Diagramme de Pourbaix de l’aluminium et de l’eau
E
Al ( OH ) 4 2,6
0

Al

H2O

12,6
pH

3+

Corrosion

Al 2 O 3 ( alumine )
Passivation

Al ( s )
Immunité

Corrosion

Diagramme de Pourbaix de l’aluminium et de l’eau
Il y a, en général,
passivation, en milieu
humide !

E

2,6
0

Al

H2O

Al ( OH ) 4 -

12,6
pH

3+

Corrosion

Al 2 O 3 ( alumine )
Passivation

Al ( s )
Immunité

Corrosion

Métaux courants pouvant être attaqués par l’eau
avec dégagement de dihydrogène:
 plomb
 étain
 nickel
 fer

Métaux courants pouvant être
attaqués par des solutions
contenant du dioxygène :

 chrome

 cuivre

 zinc

 argent

 aluminium

L’oxydation peut se traduire par l’apparition
d’un oxyde (domaine de passivation du métal)

L’expérience montre que tout au moins, en présence
de solutions exemptes de chlorures, les films d’oxyde
sont généralement protecteurs pour :
l’aluminium, le chrome, le fer et l’étain.
Ils sont protecteurs, même en présence de chlorures
pour le titane (utilisation pour prothèses).

Remarque:
On entend souvent parler d'« acier inoxydable »
Le terme est impropre pour deux raisons :
 Ce type d'acier contient des éléments tels que le
chrome et le nickel qui s'oxydent ; c'est cette couche
d'oxyde qui protège l'acier.
 Il n'est protégé que pour certains types
d'environnements, et sera corrodé dans d'autres
environnements pour lesquels il n’a pas été prévu.

Toute cause d'hétérogénéité du métal comme du milieu
environnant, peut être source de corrosion
électrochimique !
De nombreuses situations sont possibles !

Le métal est
hétérogène !
La présence d’impuretés
à la surface d’un métal
peut entraîner l’existence
de piles de corrosion.

Le métal se trouve soumis à
un gradient important de
température, à des différences
de pression (cavitation),…..

Des traitements mécaniques et
thermiques fragilisent le métal qui etc, …
devient plus sensible à la corrosion

Exemples étudiés
Le métal se trouve dans un milieu dont la
teneur en oxydant n’est pas homogène !
Exemple : Aération différentielle
Le métal est en contact avec un métal moins
réducteur que lui !
Le métal est l’anode de la pile formée

MER

Zones plus oxygénées
( brassage de l’eau)

Terrain moins aéré
(argile)

Terrain plus aéré
(sable)

Canalisation acier

Étude sur une goutte d’eau

Zone périphérique plus oxygénée

Zone moins oxygénée

Goutte d’eau

fer

Goutte d’eau

O2

O2
O2
Fe 2 +

O2
Fe
électrons

O2

O2
O2
Fe 2 +

O2

oxydation
Fe
électrons

O2

O2
O2

réduction

OHFe 2 +

O2

oxydation
Fe
électrons

O2

O2
O2

réduction

OHFe 2 +

O2

oxydation
Fe
électrons

O2

O2
O2

réduction

OHFe 2 +

O2

oxydation
rouille
électrons

Fe

Piqûre de rouille

O2

O2
O2

réduction

OH-

Zone cathodique

Fe 2 +

O2

oxydation
rouille

Fe
Zone anodique

électrons

• Oxydation du fer (zone moins aérée)
Fe ( s )

oxydation
  Fe 2 + + 2 e -

• Réduction du dioxygène (zone plus aérée )
1
réduction
+
+





O2
H 2O
2e
2 OH
2

• Formation de la rouille
Fe

2+

Fe ( OH ) 2 ( s )

+ 2 OH

-

 Fe ( OH ) 2 ( s )

Fe ( OH ) 3 ( s )

ROUILLE

• Oxydation du fer (zone moins aérée)
Fe ( s )

oxydation
  Fe 2 + + 2 e -

• Réduction du dioxygène (zone plus aérée )
1
réduction
+
+





O2
H 2O
2e
2 OH
2

• Formation de la rouille
Fe

2+

Fe ( OH ) 2 ( s )

+ 2 OH

-

 Fe ( OH ) 2 ( s )

Fe ( OH ) 3 ( s )

Fe 2 O 3 , n H 2 O

Notons bien que la corrosion du fer a lieu dans la
zone la moins riche en dioxygène…

La formation de rouille, en consommant le
dioxygène, accentue la corrosion !

Canalisation acier
Réduction du dioxygène
Oxydation du fer
Terrain moins aéré
(argile)

Terrain plus aéré
(sable)

Métal moins
réducteur que le
fer

Défaut ponctuel

Electrolyte

Fer

Fe 2 +

Fe

Fer

Electrolyte

Métal moins
réducteur que le
fer

Défaut ponctuel

Electrolyte

Fer

Electrolyte

Fe

2+

O2 ; H2O

Oxydation

Fe
électrons
Fer


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