Corrosion humide des métaux
I. Introduction :
La corrosion des métaux est un phénomène auquel nous sommes confrontés régulièrement.
En effet beaucoup de structures, tels que les immeubles, les bateaux … , utilisent des métaux
dans leur conceptions. Si ces métaux se corrodent, ils compromettent la stabilité de ces
structures et donc la sécurité des personnes qui les utilisent. Ainsi dans le domaine
économique, par exemple, les dommages causés par la corrosion ont une incidence non
négligeable sur l'établissement des prix de revient. chaque année une grande quantité d'acier
utilisée pour le remplacement des installations de toutes sortes détruites par la corrosion.
Le remplacement du matériel corrodé constitue donc, pour l'industrie en particulier, une
charge financière très élevée à laquelle il faut ajouter le manque à gagner correspondant à
l'arrêt des installations, nécessaire pour effectuer les réparations.
C’est pourquoi il est important de comprendre ce phénomène afin de pouvoir s’en protéger.
Les objectifs de notre leçon sont :
Savoir définir la corrosion et déterminer les différents processus de corrosion .
Savoir définir et déterminer les différents types de corrosion humide ainsi que leur
processus.
Savoir définir et déterminer l’étude des diagrammes E-PH et aussi courbe intensité
potentiel pour un métal.
Savoir définir les modes de protection des métaux
II. Généralités sur le phénomène de corrosion:
1. Définitions :
La corrosion, du latin ‘’corroder’’, signifie ronger, attaquer.
- La corrosion est l’interaction physico-chimique entre un métal et son milieu
environnant entraînant des modifications dans les propriétés du métal et pouvant
conduire à une dégradation significative de la fonction du métal, du milieu environnant
ou du système technique dont ils font partie .Cette interaction est souvent de nature
électrochimique.
- La corrosion est le résultat de l'action qu'exerce un réactif liquide ou gazeux sur un
métal ou un alliage. - La corrosion est une réaction chimique altérant les métaux. Ces attaques sont liées à
des réactions chimiques internes aux métaux ou au milieu environnemental. La
corrosion peut prendre plusieurs formes mais la plus connue est l’oxydation du métal.
Dans certains cas, la corrosion peut aboutir à la destruction du métal.
2. Les différentes formes de corrosion :
La corrosion peut être sèche (dans l'air) ou humide (dans l'eau).
a. Corrosion chimique (sèche) :
Il s'agit d'une réaction hétérogène entre une phase solide (le métal) et une phase gazeuse. Le
processus d'oxydoréduction de la corrosion chimique se déroule dans le domaine atomique
avec le milieu ambiant sans présence d'électrolyte. Donc la corrosion purement chimique ne
fait donc pas intervenir le passage d'un courant électrique, un flux électronique cesse, car
l'échange d'électrons entre les différents partenaires de réactions s'effectue directement. L'air
renferme l'oxygène, de la vapeur d'eau et des vapeurs acides ( anhydride carbonique `CO_{2}` et
sulfureux `SO_{2}` ,etc… ) ce sont les agents corrosifs mais le plus souvent c'est le `CO_{2}`. On admet
que la formation de la rouille est alors la résultante de l'action de tous ces corps, mais il faut
qu'un acide soit présent, même en protection faible pour que l'attaque puisse se produire.
L'attaque du métal par une réaction chimique avec le milieu ambiant sans intervention du
courant électrique nécessite généralement des températures élevées, Il est très difficile de
donner des exemples de corrosion purement chimique, puisque le plus souvent elle est
accompagnée de corrosion électrochimique. On peu considérer comme corrosion chimique
l'attaque d'un métal par un autre métal liquide (Hg), par un seul fondu ou par une solution
aqueuse (A1 dans Ccl4) l'exemple de la corrosion sèche en atmosphère oxydante à haute
température.
b. Corrosion humide :
C'est le phénomène de corrosion le plus important et elle se manifeste lorsque le réactif est un
liquide ou lorsqu'il existe une hétérogénéité soit dans le métal ou dans le réactif, présentant
une dissymétrie de composition. L'existence de ces hétérogénéités détermine la formation d'une pile, alors un courant électrique circule entre anodes et cathodes dans le réactif et les
zones qui constituent les anodes sont attaquées (corrodées). En général il n'existe pas un métal
idéalement pur, il contient toujours des hétérogénéités physiques ou chimiques . La corrosion
humide d’un métal nécessite un conducteur électronique (le métal) et un conducteur ionique
(l’électrolyte).Notre étude porte en particulier sur la corrosion humide, Appelée aussi
corrosion électrochimique, elle se produit lorsqu’il y a hétérogénéité soit dans le métal ou
l’alliage métallique soit dans le milieu. Il y a formation d’une pile avec passage de d’un
courant.
-Cathode : électrode où se produit la réaction de réduction (déposition à la surface du
métal), où le courant passe de la solution vers le métal.
- Les réactions électrochimiques sont des réactions d'oxydoréduction avec transfert d’électrons. Toute réaction
d’oxydoréduction se compose de deux réactions :
Une réaction d’oxydation `Red \leftrightarrow Ox+ze^{-}`
réaction anodique, pôle (-), avec perte d’électrons
Une réaction de réduction `Ox+ze^{-} \leftrightarrow Red ` réaction cathodique, pôle (+), avec gain d’électrons
- Les zones cathodiques sièges d'une réduction qui peut-être
a. en milieu acide:`2H^{-}+2^{-} \leftrightarrow H_{2}`
b. en milieu neutre désoxygéné : `2H_{2}O+2e^{-} \leftrightarrow H_{2}+2HO^{-}`
c. en milieu neutre oxygéné : `O_{2}+2H_{2}O+4e^{-} \leftrightarrow 4HO`
Mais ce processus n’est possible que si les potentiel redox du métal est inférieur au potentiel
redox de l’oxydant .
Une classification des métaux et alliages en fonction de la valeur du potentiel de corrosion, on
parle alors de série galvanique ou échelle galvanique (Figure 1).
De très nombreux paramètres tels que la composition, la structure cristallographique, la mise
en œuvre des matériaux métalliques ont une influence sur les processus de corrosion.
Notre étude porte en particulier sur la corrosion humide, elle peut être divisée, en deux grandes classes : corrosion généralisée et corrosion localisée .
i. corrosion généralisée ou uniforme :
C'est la forme de corrosion la plus classique. La surface entière du métal sert à l’oxydation
et à la réduction, sans distinction de sites anodiques et cathodiques. Un seul métal intervient.
La totalité du système qui peut être le siège de la réaction d'oxydoréduction est relativement
homogène : la totalité de la surface du métal est alors oxydée. Dans ce cas il y a échange
direct des électrons entre l'oxydant et le métal.
Cependant, un grand nombre de phénomènes de corrosion sont dus à des hétérogénéités soit du métal, soit de l’environnement. On parle alors de corrosion localisée.
ii. La corrosion localisée :
dont il existe plusieurs types :
Galvanique (ou bimétallisme) : Comme son nom l'indique, deux métaux interviennent , il
faut qu'ils soient reliés électriquement (en contact, dans une solution aqueuse conductrice,
etc.). Un des métaux sera oxydé (sites anodiques) tandis que l'autre sera réduit (sites
cathodiques). C'est le premier (le moins noble des deux) qui sera donc "corrodé" : il
disparait progressivement sous sa forme oxydée.
Par aération différentielle : L'altération met en jeu un seul métal partiellement immergé
dans un électrolyte.
La concentration en oxygène étant supérieure au niveau de l'interface métal/air (cathode), on
observe la corrosion sur la partie la plus immergée (anode) .
Remarque :Il y a corrosion différentielle lorsque l'attaque s'exerce de façon différente en deux
zones de la surface du métal.
Exemple :
Corrosion par crevasses (caverneuse) : Elle peut apparaître lorsqu'une pièce métallique est au contact d'un électrolyte dont le renouvellement n'est pas assuré : interstices entre matériaux de même nature, dépôts divers, sous matériau isolants, etc. Le processus de développement de la corrosion par crevasse (caverneuse), n'est pas fondamentalement différent de celui de la corrosion par piqûres. Cependant, la cinétique et la morphologie de l'attaque sont toutes autres. Celle-ci s'étendent largeur à la surface de l'interstice ou sous le dépôt, et non pas en profondeur comme pour les piqûres. L'anode, dans l'interstice, est le siège d'une réaction
d'oxydation du métal tandis que le reste de la surface est la cathode où se produit la réduction
de l'oxygène. La corrosion par crevasses peut prendre un caractère dangereux, notamment
dans l'eau de mer. La prévention contre la corrosion caverneuse impose l'utilisation
d'assemblages sans interstices, soudés par exemple. Le nettoyage des dépôts et salissures,
l'utilisation de joints solides et non poreux.
3-Facteurs de la corrosion humide :
Etude du phénomène du corrosion humide :
1. Définition de la corrosion humide :
La corrosion humide se traduit par une réaction à laquelle des espèces chimiques et des
charges électriques prennent part. On parle de cette dernière quand les agents oxydants sont
en solution (aqueuse en pratique).
La corrosion constitue alors un phénomène
électrochimique.
2. Aspects thermodynamique :
a. Réactions de corrosion :
Ce sont des réactions d’oxydo-réduction irréversibles entre le métal et un agent oxydant du
milieu environnant.
L’oxydation du métal implique la réduction de l’agent oxydant:
En corrosion humide, Les équations des deux demi-réactions sont:
En corrosion humide, les agents oxydants autre que l’oxygène et l’ion hydrogène peuvent être:
-Des cations métalliques; `Cu^[+2},Fe^{+3}` ,…
-Des anions; `CrO_{4}^{2-}, NO_{3}^{-}` ,…
-Des gaz dissous; `Cl_{2}, SO_{3}`,…
i. Diagramme tension- pH (diagramme de Pourbaix) :
L’étude thermodynamique tension-pH (diagramme de Pourbaix) d’un métal permet de repérer
de point de vue thermodynamique différents états du métal.
- Immunité: dans le domaine d’immunité, le métal ne subit aucune transformation chimique
au contact de son milieu corrosif.
- Passivation: C’est le domaine où la corrosion du métal donne naissance à un produit de
corrosion stable susceptible de jouer un rôle protecteur.
- Activité ou corrosion: dans le domaine de corrosion, le métal se transforme en ions.
On parle
de la corrosion dès que la concentration en ion métallique dans la solution aqueuse atteint `10^{-6}` mol/l.
b. Exemple :
Cas d’une tige de fer pur totalement immergée dans l’eau acidulée et parfaitement agitée. Il y
a transfert direct du réducteur Fe à l’oxydant H+, la corrosion est dite chimique.
Mohamed AIT AOMAR
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