CORROSION GALVANIQUE: MÉCANISMES, EXEMPLES, PROTECTION - CHIMIE - 2025

La corrosion galvanique ou électrochimique est un processus par lequel un métal ou un alliage se dégrade plus précipitamment par rapport à l'oxydation conventionnelle. On peut dire qu'il s'agit d'une oxydation accélérée, voire intentionnellement favorisée; comme cela se produit dans les cellules ou les batteries.

Cela se déroule sous un certain nombre de conditions. Tout d'abord, il doit y avoir un métal actif, appelé anode. En outre, et deuxièmement, il doit y avoir un métal noble faiblement réactif appelé cathode. Les troisième et quatrième conditions sont la présence d'un milieu où se propagent les électrons, comme l'eau, et d'espèces ioniques ou d'électrolytes.

Couronne de fer rouillé. Source: Pixnio.

La corrosion galvanique est particulièrement observable en milieu marin ou sur les rives des plages. Les courants d'air soulèvent des masses de vapeur d'eau, qui à leur tour transportent des ions; ces derniers finissent par adhérer à une fine couche d'eau ou à des gouttes qui reposent sur la surface métallique.

Ces conditions d'humidité et de salinité favorisent la corrosion du métal. En d'autres termes, une couronne de fer comme celle de l'image ci-dessus rouillera plus rapidement si elle est exposée près de la mer.

La facilité qu'aura un métal à s'oxyder par rapport à un autre peut être mesurée quantitativement à travers ses potentiels de réduction; Les tableaux avec ces potentiels abondent dans les livres de chimie. Plus vous êtes négatif, plus votre tendance à la rouille est grande.

De même, si ce métal est en présence d'un autre à potentiel de réduction très positif, présentant ainsi un ΔE important, l'oxydation du métal réactif sera plus agressive. D'autres facteurs, tels que le pH, la force ionique, l'humidité, la présence d'oxygène et la relation entre les zones du métal oxydé et réduit, sont également importants.

Mécanismes

Concepts et réactions

Avant d'aborder les mécanismes de la corrosion galvanique, certains concepts doivent être clarifiés.

Dans une réaction redox, une espèce perd des électrons (s'oxyde) tandis qu'une autre les gagne (réduit). L'électrode sur laquelle se produit l'oxydation s'appelle l'anode; et sur laquelle se produit la réduction, cathode (en anglais la règle mnémonique redcat est généralement utilisée pour s'en souvenir).

Ainsi, pour une électrode (pièce, vis, etc.) d'un métal M, si elle s'oxyde, on dit qu'il s'agit de l'anode:

M => M ^{n +} + ne ^-

Le nombre d'électrons libérés sera égal à l'amplitude de la charge positive du cation résultant M ^{n +}.

Puis une autre électrode ou métal R (les deux métaux doivent être en contact d'une manière ou d'une autre), reçoit les électrons libérés; mais celle-ci ne subit pas de réaction chimique si elle gagne des électrons, car elle ne ferait que les conduire (courant électrique).

Par conséquent, il doit y avoir une autre espèce en solution qui peut formellement accepter ces électrons; sous forme d'ions métalliques facilement réduits, par exemple:

R ^{n +} + ne ^- => R

Autrement dit, une couche de métal R se formerait et l'électrode deviendrait donc plus lourde; tandis que le métal M perdrait de la masse en raison de la dissolution de ses atomes.

Dépolariseurs

Et s'il n'y avait pas de cations métalliques qui pourraient être réduits assez facilement? Dans ce cas, d'autres espèces présentes dans le milieu prendront les électrons: les dépolariseurs. Ceux-ci sont étroitement liés au pH: O ₂, H ⁺, OH ^- et H ₂ O.

L'oxygène et l'eau gagnent des électrons dans une réaction exprimée par l'équation chimique suivante:

O ₂ + 2H ₂ O + 4e ^- => 4OH ^-

Alors que les ions H ⁺ sont transformés en H ₂:

2H ⁺ + 2e ^- => H ₂

C'est à dire les espèces OH ^- et H ₂ sont des produits courants de la corrosion galvanique ou électrochimique.

Même si le métal R ne participe à aucune réaction, le fait qu'il soit plus noble que M favorise son oxydation; et par conséquent, il y aura une production plus élevée d'ions OH ^- ou d'hydrogène gazeux. Car, après tout, c'est la différence entre les potentiels de réduction, ΔE, l'un des principaux moteurs de ces processus.

Corrosion du fer

Mécanisme de corrosion pour le fer. Source: Wikipédia.

Après les précisions précédentes, l'exemple de la corrosion du fer peut être abordé (image du haut). Supposons qu'il y ait une fine couche d'eau dans laquelle l'oxygène se dissout. Sans la présence d'autres métaux, ce seront les dépolarisants qui donneront le ton à la réaction.

Ainsi, le fer perdra certains atomes de sa surface pour se dissoudre dans l'eau sous forme de cations Fe ²⁺:

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

Les deux électrons traverseront le morceau de fer car c'est un bon conducteur d'électricité. Ainsi, où l'oxydation ou le site de l'anode a commencé est connu; mais pas où la réduction ou l'emplacement du site cathodique se déroulera. Le site de la cathode peut être n'importe où; et plus sa surface possible est grande, plus le métal se corrode.

Supposons que les électrons atteignent un point comme indiqué dans l'image ci-dessus. Là, l'oxygène et l'eau subissent la réaction déjà décrite, par laquelle l'OH ^- est libéré. Ces anions OH ^- peuvent réagir avec Fe ²⁺ pour former Fe (OH) ₂, qui précipite et subit des oxydations ultérieures qui finissent par le transformer en rouille.

Pendant ce temps, le site de l'anode se fissure de plus en plus.

Exemples

Dans la vie quotidienne, les exemples de corrosion galvanique sont nombreux. Il n'est pas nécessaire de se référer à la couronne de fer: tout artefact en métal peut subir le même processus en présence d'environnements humides et salins.

En plus de la plage, l'hiver peut également offrir des conditions idéales pour la corrosion; par exemple, lors du pelletage de sels dans la neige sur la route pour empêcher les voitures de déraper.

D'un point de vue physique, l'humidité peut être retenue dans les joints soudés de deux métaux, étant des sites actifs de corrosion. En effet, les deux métaux se comportent comme deux électrodes, la plus réactive perdant ses électrons.

Si la production d'ions OH ^- est considérable, elle peut même corroder la peinture de la voiture ou de l'appareil en question.

Index anodiques

On peut construire ses propres exemples de corrosion galvanique en utilisant les tables de potentiel de réduction. Cependant, la table d'index anodique (simplifiée en soi) sera choisie pour illustrer ce point.

Indices anodiques pour différents métaux ou alliages. Source: Wikipédia.

Supposons par exemple que nous voulions construire une cellule électrochimique. Les métaux qui sont en haut du tableau d'indice anodique sont plus cathodiques; c'est-à-dire qu'ils sont facilement réduits et il sera donc difficile de les mettre en solution. Alors que les métaux qui se trouvent au fond sont plus anodiques ou réactifs, et ils se corrodent facilement.

Si nous choisissons l'or et le béryllium, les deux métaux ne pourraient pas être ensemble longtemps, car le béryllium s'oxyderait extrêmement rapidement.

Et si, par contre, on a une solution d'ions Ag ⁺ et qu'on y plonge une barre d'aluminium, elle se dissoudra en même temps que les particules métalliques d'argent précipiteront. Si cette barre était connectée à une électrode en graphite, les électrons s'y rendraient pour y déposer électrochimiquement de l'argent sous forme de film d'argent.

Et si au lieu de la barre d'aluminium, elle était en cuivre, la solution deviendrait bleuâtre en raison de la présence d'ions Cu ²⁺ dans l'eau.

Protection contre la corrosion électrochimique

Revêtements sacrificiels

Supposons que vous souhaitiez protéger une feuille de zinc de la corrosion en présence d'autres métaux. L'option la plus simple serait d'ajouter du magnésium, qui recouvrirait le zinc de telle sorte qu'une fois oxydés, les électrons libérés du magnésium réduiraient les cations Zn ²⁺.

Cependant, le film de MgO sur zinc finirait par se fissurer le plus tôt possible, fournissant des sites d'anode à haute densité de courant; c'est-à-dire que la corrosion du zinc s'accélérerait brusquement à ces seuls points.

Cette technique de protection contre la corrosion électrochimique est connue comme l'utilisation de revêtements sacrificiels. Le plus connu est le zinc, utilisé dans la fameuse technique appelée galvanisation. En eux, le métal M, en particulier le fer, est recouvert de zinc (Fe / Zn).

Là encore, le zinc s'oxyde et son oxyde sert à recouvrir le fer et à lui transmettre des électrons qui réduisent le Fe ²⁺ qui peut être formé.

Revêtements nobles

Supposons à nouveau que vous vouliez protéger la même feuille de zinc, mais maintenant vous utiliserez du chrome au lieu du magnésium. Le chrome est plus noble (plus cathodique, voir tableau des nombres anodiques) que le zinc, et fonctionne donc comme un revêtement noble.

Le problème avec ce type de revêtement est qu'une fois qu'il se fissure, il va encore favoriser et accélérer l'oxydation du métal en dessous; dans ce cas, le zinc se corrode encore plus que d'être recouvert de magnésium.

Et enfin, il existe d'autres revêtements composés de peintures, de plastiques, d'antioxydants, de graisses, de résines, etc.

Expérience pour les enfants

Plaque de fer en dissolution de sels de cuivre

Une expérience simple peut être conçue à partir du même tableau d'indices d'anode. En dissolvant une quantité raisonnable (moins de 10 grammes) de CuSO ₄ · 5H ₂ O dans l'eau, on demande à un enfant de plonger dans une plaque de fer poli. Une photo est prise et le processus peut se dérouler pendant quelques semaines.

La solution est initialement bleuâtre, mais commencera à s'estomper tandis que la plaque de fer prend une couleur cuivrée. Cela est dû au fait que le cuivre est plus noble que le fer, et donc ses cations Cu ²⁺ seront réduits en cuivre métallique à partir des ions donnés par l'oxydation du fer:

Fe => Fe ²⁺ + 2e ^-

Cu ²⁺ + 2e ^- => Cu

Nettoyage à l'oxyde d'argent

Les objets en argent deviennent noirs avec le temps, surtout s'ils sont en contact avec une source de composés soufrés. Sa rouille peut être éliminée en immergeant l'objet dans une cuve d'eau avec du bicarbonate de soude et du papier d'aluminium. Le bicarbonate fournit les électrolytes qui faciliteront le transport des électrons entre l'objet et l'aluminium.

En conséquence, l'enfant appréciera que l'objet perd ses points noirs et brillera de sa couleur argentée caractéristique; tandis que la feuille d'aluminium se corrode pour disparaître.

Références

1. Shiver et Atkins. (2008). Chimie inorganique. (Quatrième édition). Mc Graw Hill.
2. Whitten, Davis, Peck et Stanley. (2008). Chimie. (8e éd.). Apprentissage CENGAGE.
3. Wikipédia. (2019). Corrosion galvanique. Récupéré de: en.wikipedia.org
4. Stephen Lower. (16 juin 2019). Corrosion électrochimique. Chimie LibreTexts. Récupéré de: chem.libretexts.org
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6. Service technique à la clientèle Brush Wellman Inc. (sf). Un guide sur la corrosion galvanique. Brosser les matériaux d'ingénierie Wellman.
7. Giorgio Carboni. (1998). Expériences en électrochimie. Récupéré de: funsci.com