Corrosion des métaux

La corrosion est une réaction d'oxydoréduction lente au cours de laquelle un métal, comme le fer, est oxydé par le dioxygène de l'air en présence d'eau ; on la combat en isolant le métal ou en sacrifiant un métal plus réducteur.

Objectifs

Définir la corrosion comme une oxydation du métal et écrire les demi-équations correspondantes.
Expliquer la formation de la rouille et pourquoi elle ne protège pas le fer, contrairement à l'alumine sur l'aluminium.
Identifier les facteurs qui favorisent la corrosion (eau, dioxygène, sel, contact entre deux métaux).
Choisir et justifier un moyen de protection : revêtement, galvanisation, anode sacrificielle, alliage.
Exploiter une équation bilan pour calculer des quantités de matière.

1. La corrosion, une oxydation du métal

Notions clés

La corrosion est la dégradation d'un métal par une réaction chimique avec son environnement (dioxygène, eau, ions, acides). Il s'agit d'une oxydation du métal : les atomes du métal perdent des électrons et deviennent des ions métalliques.

Rappels d'oxydoréduction :

Un réducteur est une espèce capable de céder un ou plusieurs électrons ; un oxydant est une espèce capable d'en capter.
Une oxydation est une perte d'électrons ; une réduction est un gain d'électrons. Elles se produisent toujours en même temps : c'est une réaction d'oxydoréduction.
Chaque couple oxydant/réducteur s'écrit Ox/Red, par exemple \(\ce{Fe^2+}/\ce{Fe}\), avec la demi-équation \(\ce{Fe^2+ + 2e- <=> Fe}\).

Lors de la corrosion du fer, que subit le fer ?

Une réduction : il gagne des électrons
Une oxydation : il perd des électrons
Aucune transformation chimique, seulement un changement de couleur

Le fer est le réducteur : il cède des électrons selon \(\ce{Fe -> Fe^2+ + 2e-}\). Perdre des électrons, c'est être oxydé.

2. Comment se forme la rouille ?

Les deux demi-équations

Dans une goutte d'eau posée sur du fer, deux réactions se produisent à des endroits différents, reliées par les électrons qui circulent dans le métal :

Au centre de la goutte, là où arrive peu de dioxygène, le fer est oxydé : \[\ce{Fe -> Fe^2+ + 2e-}\]
Au bord de la goutte, là où le dioxygène de l'air se dissout facilement, le dioxygène est réduit (couple \(\ce{O2}/\ce{HO-}\) en milieu neutre) : \[\ce{O2 + 2H2O + 4e- -> 4HO-}\]

Étape 1 : au centre de la goutte, le fer perd des électrons et passe en solution sous forme d'ions fer(II).

Étape 2 : les électrons libérés circulent dans le métal vers le bord de la goutte.

Étape 3 : au bord, là où l'air est proche, le dioxygène capte ces électrons et forme des ions hydroxyde.

Étape 4 : là où les ions fer(II) et hydroxyde se rencontrent, il se forme un précipité qui, oxydé par l'air, devient la rouille, en anneau.

Le bilan

Pour écrire l'équation bilan, on multiplie l'oxydation du fer par 2 afin d'échanger 4 électrons :

\[\ce{2Fe + O2 + 2H2O -> 2Fe^2+ + 4HO-}\]

Les ions \(\ce{Fe^2+}\) et \(\ce{HO-}\) précipitent en hydroxyde de fer(II) \(\ce{Fe(OH)2}\), lui-même oxydé par le dioxygène en hydroxyde de fer(III) \(\ce{Fe(OH)3}\). En se déshydratant, celui-ci donne la rouille, un oxyde de fer(III) hydraté noté \(\ce{Fe2O3}\cdot n\,\ce{H2O}\). On résume souvent l'ensemble par :

\[4\,\ce{Fe} + 3\,\ce{O2} + 2n\,\ce{H2O} \longrightarrow 2\,\ce{Fe2O3}\cdot n\,\ce{H2O}\]

Pourquoi la rouille ne protège pas le fer, mais l'alumine protège l'aluminium

La rouille est poreuse et se détache en écailles : l'eau et le dioxygène continuent d'atteindre le fer en dessous, et la corrosion progresse jusqu'au cœur de la pièce.

L'aluminium est pourtant plus réducteur que le fer. Mais il se couvre très vite d'une fine couche d'alumine \(\ce{Al2O3}\), selon \(\ce{4Al + 3O2 -> 2Al2O3}\). Cette couche est compacte, imperméable et adhérente : elle bloque la réaction. On dit que l'aluminium est passivé. C'est pourquoi les marmites en aluminium durent des années.

Exemple résolu : une grille rongée par la rouille

La grille d'une boutique de Lomé a perdu \(11{,}2\ \text{g}\) de fer par corrosion. Quel volume de dioxygène a été consommé ? On donne \(M(\ce{Fe}) = 56\ \text{g/mol}\) et le volume molaire \(V_m = 24\ \text{L/mol}\). Cherche d'abord, puis dévoile les étapes.

Étape 1 : quantité de fer disparue : \[n(\ce{Fe}) = \frac{m}{M} = \frac{11{,}2}{56} = 0{,}20\ \text{mol}\]

Étape 2 : d'après l'équation \(4\,\ce{Fe} + 3\,\ce{O2} + 2n\,\ce{H2O} \longrightarrow 2\,\ce{Fe2O3}\cdot n\,\ce{H2O}\), 4 mol de fer réagissent avec 3 mol de dioxygène : \[n(\ce{O2}) = \frac{3}{4} \times n(\ce{Fe}) = \frac{3}{4} \times 0{,}20 = 0{,}15\ \text{mol}\]

Étape 3 : volume de dioxygène : \[V(\ce{O2}) = n \times V_m = 0{,}15 \times 24 = 3{,}6\ \text{L}\]

Étape 4 : conclusion : la corrosion de cette grille a consommé \(3{,}6\ \text{L}\) de dioxygène, soit environ \(18\ \text{L}\) d'air, car l'air contient environ un cinquième de dioxygène.

Quelle demi-équation décrit ce qui arrive au dioxygène au bord d'une goutte d'eau posée sur du fer ?

\(\ce{Fe -> Fe^2+ + 2e-}\)
\(\ce{4HO- -> O2 + 2H2O + 4e-}\)
\(\ce{O2 + 2H2O + 4e- -> 4HO-}\)

Le dioxygène est l'oxydant : il capte des électrons (réduction) et forme des ions hydroxyde en milieu neutre.

3. Ce qui accélère la corrosion

Étape 1 : seul le clou C, à la fois dans l'eau et au contact de l'air, rouille. Les clous A (pas d'eau : un desséchant absorbe l'humidité) et B (pas de dioxygène : l'eau bouillie en est privée et l'huile empêche l'air d'entrer) restent intacts.

Étape 2 : le clou D, dans l'eau salée au contact de l'air, rouille encore plus vite et davantage : le sel rend l'eau plus conductrice, ce qui facilite les échanges d'électrons.

Notions clés

Pour que le fer rouille, il faut à la fois de l'eau et du dioxygène.
Les ions dissous (sel de l'air marin, sel répandu sur les routes) et l'acidité accélèrent la corrosion ; la chaleur aussi.
Corrosion par contact entre deux métaux (corrosion galvanique) : quand deux métaux différents se touchent dans un milieu humide, c'est le métal le plus réducteur qui s'oxyde.

Classement de quelques métaux, du plus réducteur au moins réducteur :

\[\ce{Mg} > \ce{Al} > \ce{Zn} > \ce{Fe} > \ce{Sn} > \ce{Pb} > \ce{Cu} > \ce{Ag} > \ce{Au}\]

Pourquoi le clou du tube B (eau bouillie recouverte d'huile) ne rouille-t-il pas ?

Parce qu'il manque le dioxygène
Parce qu'il manque l'eau
Parce que l'huile est un métal plus réducteur que le fer

L'ébullition chasse le dioxygène dissous et la couche d'huile empêche l'air d'entrer de nouveau. Sans oxydant, le fer ne peut pas être oxydé.

4. Protéger les métaux

flowchart TD
  P[Protéger le fer] --> I[Isoler le métal]
  P --> S[Sacrifier un métal]
  P --> A[Changer de matériau]
  I --> I1[Peinture ou graisse]
  I --> I2[Étamage]
  S --> S1[Galvanisation au zinc]
  S --> S2[Anode sacrificielle]
  A --> A1[Acier inoxydable]

Notions clés

Isoler le métal de l'eau et de l'air : peinture (antirouille), vernis, graisse, huile, plastique. Si la couche est rayée, la corrosion reprend à cet endroit.
Étamage : recouvrir le fer d'étain (boîtes de conserve). L'étain est moins réducteur que le fer : tant que la couche est intacte, le fer est protégé ; mais si elle est rayée, c'est le fer qui s'oxyde, et même plus vite.
Galvanisation : recouvrir le fer de zinc (tôles, seaux, grillages). Le zinc est plus réducteur que le fer : même si la couche est rayée, c'est le zinc qui s'oxyde à la place du fer, selon \(\ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-}\).
Anode sacrificielle : on relie la pièce en acier à des blocs d'un métal plus réducteur (zinc, magnésium ou aluminium), fixés par exemple sur la coque des bateaux ou sur des canalisations enterrées. Ces blocs se corrodent à la place de l'acier et sont remplacés régulièrement.
Alliage : l'acier inoxydable contient au moins 10,5 % de chrome, qui forme en surface une couche d'oxyde protectrice, comme l'alumine sur l'aluminium.

Exemple résolu : la tôle rayée

Une tôle galvanisée (fer recouvert de zinc) et une boîte de conserve (fer recouvert d'étain) sont toutes deux rayées jusqu'au fer, puis exposées à la pluie. Laquelle va rouiller ? Cherche d'abord.

Voir la solution

Dans la rayure, les deux métaux sont en contact avec l'eau : c'est le plus réducteur qui s'oxyde.

Tôle galvanisée : le zinc est plus réducteur que le fer, donc le zinc s'oxyde (\(\ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-}\)) et le fer est protégé : pas de rouille.
Boîte étamée : le fer est plus réducteur que l'étain, donc le fer s'oxyde (\(\ce{Fe -> Fe^2+ + 2e-}\)) : la boîte rouille dans la rayure, et même plus vite qu'un fer nu.

On veut protéger une canalisation en acier enterrée avec une anode sacrificielle. Quel métal choisir ?

Du cuivre
Du magnésium
De l'argent

L'anode sacrificielle doit être plus réductrice que le fer, pour s'oxyder à sa place. Le magnésium l'est ; le cuivre et l'argent sont moins réducteurs et accéléreraient la corrosion du fer.

Erreurs fréquentes

Récapitulatif

Corrosion

Oxydation d'un métal par son environnement : le métal perd des électrons et devient un ion.

Rouille

Oxyde de fer(III) hydraté \(\ce{Fe2O3}\cdot n\,\ce{H2O}\), poreux : il ne protège pas le fer.

Conditions de la rouille

Eau et dioxygène ensemble ; le sel et l'acidité accélèrent la réaction.

Passivation

Couche d'oxyde compacte et adhérente, comme \(\ce{Al2O3}\) sur l'aluminium, qui bloque la corrosion.

Galvanisation

Revêtement de zinc, plus réducteur que le fer, qui s'oxyde à sa place même si la couche est rayée.

Anode sacrificielle

Bloc de métal plus réducteur que le fer (zinc, magnésium) relié à la pièce et qui se corrode à sa place.