Corrosion
 

 

On appelle corrosion , la destruction lente, progressive et spontanée des métaux et de leurs alliages.

Corrosion sèche : le métal est attaqué par un gaz : Fe + Cl2 ---------> FeCl2

Corrosion humide : elle se produit en présence d’une solution.

Corrosion chimique

l’atmosphère contient des acides HNO3, H2SO4, etc.., résidus de combustion.
Ces acides attaquent des métaux : Fe + 2 H+ ---------> Fe++ + H2

L’oxygène de l’air, en présence d’eau, oxyde le fer et forme Fe(OH)3, nH2O : la rouille, cet oxyde est poreux et ne protège pas le fer.
L’acier inox contient du chrome : les oxydes qui se forment en surface de l’alliage gênent la progression de l’oxygène.

Corrosion électrochimique

-0,83 volt H2 + 2 OH- <---------> 2 H2O + 2e 0,83 volt
-0,44 volt Fe ---------> Fe++ + 2e 0,44 volt
0,00 volt H2 <---------> 2 H+ + 2e 0,00 volt
0,40 volt 4 OH- <--------- O2 + 2 H2O + 4e -0,40 volt
1,23 volt H2O <---------> ½ O2 + 2 H+ + 2e -1,23 volt

En milieu aqueux ou humide, il y a formation de micro piles à la surface du métal :

LE METAL EST OXYDE, L'OXYGENE DISSOUT DANS L'EAU EST REDUIT
  1. Ce phénomène se produit si

- un morceau de fer comporte à sa surface une impureté constituée par un métal moins oxydable que lui.

- un morceau de fer est hétérogène dans sa structure.

- un morceau de fer plonge dans un milieu dont la teneur en oxygène n’est pas constante :

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lutte contre la corrosion

protections par revêtements :

dépôt galvanique d’un métal plus oxydable (zinc sur fer)

peintures étanches, films plastiques, parkérisation, etc…

protections électrochimiques :

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relier la structure à protéger au pôle négatif d’un générateur relier la structure à protéger à un métal plus oxydable (anode sacrifiée)

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