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I. La corrosion des métaux
Les outils, les objets, les constructions en métal ou constitués des métaux, après une longue durée d’utilisation provoquent des problèmes, tels que la corrosion, l’exemple de corrosion que l’on a vu dans la quotidienne est la corrosion du fer ou du zinc.
Les métaux dans la nature sont corrodés par plusieurs causes telles que la surface du métal est en contact avec l’eau et le dioxygène gazeux, pour la corrosion du fer, on peut expliquer ainsi : dans la zone où la surface de fer est en contact avec l’eau a des échanges des électrons tels que l’atome de fer cède deux électrons pour produire de l’ion Fe2+, tandis que l’eau et le dioxygène dans l’air gagne des électrons pour produire OH.Les réactions de corrosion du fer dans la nature sont :
Anode : Fe(s) Fe2+(aq)+ 2 e (2) Cathode : O2(g)+ 2 H2O(ℓ)+ 4e4 OH(aq)
Réaction globale : 2Fe(s) +O2(g) + 2 H2O(ℓ)Fe2+(aq) + 4 OH(aq)
Fe2+(aq) et OH(aq)forme Fe(OH)2 insoluble dans l’eau selon l’équation de réaction :
Fe2+(aq) + 2 OH(aq) Fe(OH)2(s)
Fe(OH)2formé réagit avec l’eau et le dioxygène de l’air selon l’équation dela réaction:
4Fe(OH)2(s)+ O2(g) + 2 H2O(ℓ) 4Fe(OH)3(s)
L’hydroxyde de fer (III)formé s’écrit généralement sous forme d’oxyde de fer (III) hydraté, appelé rouille de formule, Fe2O3.nH2O, d’où le nombre de molécule d’eau dans la formule de la rouille peut être différent.
Le dioxyde de carbone est l’une des causes de la corrosion du fer car le dioxyde de carbone réagit avec l’eau et forme H2CO3 qui peut s’ioniser en H+ gagnant des électrons selon les réactions suivantes :
Anode : Fe(s) Fe2+(aq)+ 2 e
Cathode : O2(g)+ 4H+(aq) + 4e 2 H2O(ℓ)
Fe2+formé est oxydé pour obtenir de la rouille :
La rouille a une couleur brun rougeâtre, lorsque le linge provoque les taches de rouille, il est difficile de rincer, mais la saleté des taches de rouille peut être éliminée par l’acide oxalique de pH environ 4-5. Cet acide dissout dans l’eau se dissocie en H+ et C2O24 associé avec Fe3+ dans la rouille pour produire l’ion trioxalate de fer (III).
Figure 23.1 Structure de l’ion trioxalate de fer (III)
La formation de la rouille est rapide lorsque le fer est en contact avec les oxydants tels que les acides, quelques solutions ionique (NaCℓ), les métaux possédant le potentiel standard de la demi-pile plus grande. En plus, les autre métaux peuvent être corrodés tels que le cuivre et l’argent mais la corrosion du cuivre et de l’argent se fait lentement car ces métaux perdent difficilement des électrons.
II. Prévention de la corrosion des métaux
Activité : Prévention de la corrosion du fer1) Prendre 7 bécher de 50 cm3, 7 clous de fer de longueur de 5 cm, bien décaper jusqu’à propreté et organiser l’équipement et des produits chimiques ainsi :
- Le bécher n°1 : mettre du clou de fer bien décapé et propreté.
- Le bécher n°2 :mettre du clou de fer revêtu de la vaseline ou enrobé du scotch transparent et ajouter de l’eau distillée jusqu’à 2 cm.
- Le bécher n°3 :mettre du clou de fer tel que les parties extrêmes du clou (pointe et tête) est au- dessus de l’eau distillée. L’eau distillée ajoutée est de 2 cm.
- Le bécher n°4 : mettre du clou de fer enrobé l’extrémité aiguë par le fil de magnésium décapé de taille 0,2 cm 6 cm.
- Le bécher n°5 : faire la même expérience que le bécher n°4, mais en remplaçant le fil de magnésium par le fil de cuivre décapé.
- Le bécher n°6 : mettre du clou de fer de façon que l’extrémité aiguë soit plongée dans le bécher contenant de l’eau de hauteur de 2 cm et relier au pôle positif de la batterie de 6 V.
- Le bécher n°7 :faire la même expérience que le bécher n°6, mais en reliant le clou de fer au pôle négatif de la batterie.
2) Laisser pendant 1 jour et observer les changements.
3) Ajouter 2-3 gouttes de la phénolphtaléine sur les clous de fer et dans l’eau, observer les changements.
4) Faire de même que 3) mais en utilisant la solution de K3Fe(CN)6 en remplaçant de la phénolphtaléine.
Figure 23.2 Expérience de la prévention de la corrosion des métaux
Résultats de l’expérience :
- Le clou de fer enrobé du fil de cuivre ou le clou relié au pôle positif de la batterie forme plus de la rouille que le clou de fer laissé dans l’air.
- Le clou de fer immergé dans l’eau forme plus de la rouille que la zone en contact avec l’eau et l’air.
- Le clou de fer revêtu de la vaseline ou enrobé du scotch transparent où la surface du fer n’est pas en contact avec l’eau et l’air n’est pas corrodé.
- Le clou de fer enrobé du fil de magnésium et le clou de fer relié au pôle négatif de la batterie n’est pas corrodé.
Les résultats de l’expérience aident à chercher les méthodes convenables pour protéger contre la corrosion ainsi :
(1) le revêtement des métaux par la graisse, la peinture ou le plastique pour éviter le contact de la surface du métal avec l’eau et de dioxygène gazeux est unmoyen pratique et efficace.
(2) le revêtement par un autre métal est le placage de la surface des métaux pour qu’ils ne soient pas en contact avec l’eau et le dioxygène gazeux en utilisant le principe de l’électrolyse par exemple le revêtement des métaux par le nickel, le cuivre, l’étain, l’argent, le chrome ou plonger les métaux désirés revêtus dans un métal fondu, par exemple, le revêtement du fer par le zinc fondu pour produire le zinc de toiture.
(3) la méthode cathodique : la corrosion des métaux a les mêmes réactions qui se forment à l’anode de l’électrolyse. Si on ne voudrait pas que le métal soit corrodé, il faut que ce métal soit à l’état de la cathode en enrobant ce métal avec du métal de faible potentiel standard ou relié au pôle négatif du générateur de courant continu, le métal de faible potentiel standard et la borne négative du générateur jouent le rôle de l’anode et le métal ne voulut pas être corrodé joue le rôle de la cathode.
(4) le revêtement du métal avec des agents antirouille, par exemple, le revêtement de la surface du fer avec les sels chromate produit FeCrO4, celui-ci revêtu à la surface du fer peut protéger contre la corrosion.
(5) la méthode anodique : quelques métaux, tels que Aℓ, Cr, Sn, Zn, lorsqu’ils réagissent avec le dioxygène de l’air forment des oxydes métalliques recouverts la partie extérieure de ces métaux, ce qui fait serrer de façon que la partie intérieur des métaux ne pourrait être en contact avec H2O et O2. Mais la formation des oxydes dans la nature est irrégulière, c’est pourquoi, dans l’industrie on utilise la méthode anodique pour que la surface des métaux forment des oxydes régulièrement.
(6) Protection de la corrosion du métal dans un système de refroidissement fermé. Cette méthode est utilisée pour protéger les machines et les génératrices électriques contre la corrosion. Le liquide de refroidissement utilisé est l’eau, généralement dissous de l’oxygène. Si les machines contiennent des mélanges de Aℓ, il se forme une couche mince de Aℓ2O3, protectrice de la corrosion. Mais les machines contiennent des mélanges de fer, l’oxyde de fer n’a pas le caractère de protectrice de corrosion, il faut donc ajouter du nitrite borax dans l’eau puisque lenitrite borax dissout dans l’eau donne une solution de pH supérieur à 8,5 qui a le
difficilement de la réaction d’oxydation, ce qui fait réduire la corrosion des métaux. L’avantage d’utiliser le système fermé, c’est éliminer la quantité de l’oxygène dissout dans l’eau, ce qui fait réduire la corrosion des métaux.
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1. Comment est formée la corrosion du métal ? Quelle méthode pourrait utiliser pour protéger les métaux contre la corrosion ?
2. S’il se forme 4-5 petits granulés de couleur rouge-brun sur la pièce de cuivre, quelles sont ces petits granulés ? Qu’est-il arrivé ?
3. Comment peut-on tester que les objets en fer sont rouillés et quelle méthode doit- on utiliser pour les protéger contre cette corrosion ?
4. Peut-on utiliser la méthode anodique pour protéger le fer contre la rouille ? Pourquoi ?
5. Faut-il mettre l’amulette en or accrochée à un collier en argent ? Pourquoi ? Les potentiels standards de l’or et l’argent sont données ci-dessous :
Au2+(aq) + 3 e Au E° = + 1,38 V Ag+(aq) + e Au E° = + 0,80 V
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