Observer les images suivantes et les décrire en faisant abstraction des objets qu’elles représentent mais de l’état
dans lequel se trouvent ces objets.
La corrosion désigne l'altération d'un matériau par réaction chimique. Les exemples les plus connus sont les
altérations chimiques des métaux, telles la rouille du fer et de l'acier ou la formation de vert-de-gris sur
le cuivre et ses alliages (bronze, laiton). Cependant, la corrosion est un domaine bien plus vaste qui touche
toutes sortes de matériaux (métaux, céramiques, polymères) dans des environnements variables (milieu aqueux,
atmosphère, hautes températures).
L'étude fondamentale des phénomènes de corrosion relève essentiellement de l'électrochimie.
L'étude appliquée des phénomènes de corrosion est un domaine de la science des matériaux, qui comporte à la fois des
notions de chimie et de physique (physico-chimie).
La corrosion est un problème industriel important : le coût de la corrosion, qui recouvre l'ensemble des moyens de
lutte contre la corrosion, le remplacement des pièces ou ouvrages corrodés et les conséquences directes et indirectes
des accidents dus à la corrosion, est estimé à 2 % du produit brut mondial. Chaque seconde, ce sont quelque 5 tonnes
d'acier qui sont ainsi transformées en oxydes de fer…
Dans l'écrasante majorité des cas, le métal est présent sur Terre sous forme d'oxyde, dans
les minerais : bauxite pour l'aluminium, hématite pour le fer, chalcopyrite pour le cuivre, rutile pour le titane…
Depuis la préhistoire, le travail de métallurgie a consisté à réduire ces oxydes dans des bas-fourneaux puis des
hauts-fourneaux pour fabriquer le métal. La corrosion n'est qu'un retour à l'état d'oxyde
naturel.
La corrosion des métaux est dans la grande majorité des cas une réaction électrochimique (une oxydoréduction) qui
fait intervenir la pièce manufacturée et l'environnement.
Une réaction d'oxydoréduction ou rédox est une réaction chimique au cours de laquelle se produit un échange
d'électrons. L'espèce chimique qui capte les électrons est appelée « oxydant » ; celle qui les cède,
« réducteur ».
Lors de la réaction lorsque l’on immerge de la paille fer dans une solution de sulfate de cuivre (II): - Au bout de quelques secondes on observe alors sur la paille de fer un dépôt brun rouge. - Au bout d'une durée suffisamment longue on observe la décoloration de la solution de sulfate de cuivre (II).
Le fer cède deux électrons. C'est un réducteur. Fe(s) --> Fe2+(aq) + 2e-
L'ion cuivre (II) capte deux électrons. C'est un oxydant. Cu2+(aq) + 2 e- --> Cu(s)
Il apparaît donc que cette réaction mettant en jeu un oxydant et un réducteur, ou réaction rédox, consiste en un
transfert de deux électrons du réducteur Fe(s) à l'oxydant Cu2+(aq).
Fe(s) + Cu2+(aq) --> Fe2+(aq) + Cu(s)
Lors de la réaction d’oxydoréduction le réducteur Fe(s) est oxydé et l'oxydant Cu2+(aq) est réduit.
III) Réaliser et interpréter des réactions d’oxydoréduction :
Certaines réactions chimiques peuvent être qualifiées de réactions d’oxydoréduction. Ce type de transformation est
caractérisé par un transfert d’électrons entre deux réactifs de départ : un oxydant et un réducteur. Un oxydant est
une espèce capable de capter des électrons. Un réducteur est à l’inverse capable de céder des électrons. Ces derniers
ne pouvant exister libres en solution aqueuse, tout électron perdu par un réducteur est automatiquement capté par un
oxydant.
Les oxydants et les réducteurs peuvent être des atomes, des ions ou des molécules. Un métal comme le zinc Zn, un ion
tel que le manganèse Mn2+ en solution aqueuse, ou une molécule comme le méthane CH4, sont des
réducteurs. Les ions cuivre Cu2+ ou le dioxygène gazeux O2 sont par contre de très bons
oxydants.
Par exemple, en plongeant une lame de zinc (métal Zn) dans une solution de sulfate de cuivre CuSO4
(composée d’ions Cu2+), la couleur bleue caractéristique des ions cuivre Cu2+ disparaît, un
dépôt rouge de cuivre métallique Cu et des ions zinc Zn2+ se forment alors.
Les ions cuivre Cu2+ ont réagi selon la demi-équation électronique suivante :
Cu2+ + 2 e- --> Cu.
En captant deux électrons, les ions Cu2+ jouent le rôle d’oxydant, ils subissent donc une réduction (gain d’électrons).
Le zinc métallique Zn a lui été transformé en ions Zn2+ selon la demi-équation électronique suivante :
Zn --> Zn2+ + 2 e-.
En cédant deux électrons, Zn joue le rôle de réducteur et subit une oxydation (perte d’électrons).
L’équation générale de cette réaction d’oxydoréduction est la superposition des deux demi-équations électroniques précédentes :
Cu2+ + Zn --> Cu + Zn2+
Cu2+/Cu, tout comme Zn2+/Zn, constituent des couples oxydant/réducteur. Chaque oxydant possède
en effet son réducteur conjugué, il existe ainsi un nombre important de couples, tous répertoriés dans des tables.
Pour comprendre le vocabulaire et si on reprend l’équation précédente.
L’oxydant se transforme en réducteur, il a donc subit une réduction et le réducteur se transforme en oxydant, il a
donc subit une oxydation. D’où l’expression, l’oxydant se réduit et le réducteur s’oxyde.
Si à l’inverse de la réaction précédente, on plonge une lame de cuivre (métal Cu) dans une solution de sulfate de
zinc ZnSO4 (composée d’ions Zn2+), il ne se passe rien.
Un atome de cuivre ne peut pas céder deux électrons à un ion Zn2+ . Les ions Zn2+ n’oxydent pas le cuivre Cu.
D’après les deux expériences précédentes, on constate :
a) Zn réduit Cu2+ mais Cu ne peut réduire Zn2+ Zn est plus réducteur que Cu
b) Cu2+ oxyde Zn mais Zn2+ ne peut oxyder Cu Cu2+ est plus oxydant que Zn2+
On peut donc classer ces deux couples suivant leur pouvoir oxydant et réducteur croissant.
Le classement des différents couples oxydoréducteurs permet de prévoir quel est le sens de la réaction
d'oxydoréduction qui a lieu entre deux couples oxydoréducteurs.
V) Prévoir le sens d’une réaction d’oxydoréduction :
Une oxydoréduction se traduit par un transfert d'électrons. Dans ce transfert, un atome cède un ou plusieurs
électrons, il devient un ion positif et on dit qu'il a été oxydé. Ces électrons sont captés par un ion en solution,
cet ion redevient atome et se dépose sur l’élément dont sont issus les électrons. On dit qu'il a été réduit.
Cette réaction ne peut avoir lieu que si l'électropositivité de l'élément qui perd ses électrons est plus grande
que celle de l'élément qui les gagne. On peut donc classer les atomes par électropositivité croissante, c’est à dire
par réducteur croissant.
Les couples oxydant réducteurs sont classés en fonction de leur pouvoir oxydant ou réducteur.
C'est l'oxydant le plus fort qui réagit avec le réducteur le plus fort.
La règle du gamma permet de déterminer le sens de la réaction.
Le schéma ci-contre représente une classification électrochimique plus complète.
A l’aide de la règle du Gamma, on peut voir que les ions cuivre Cu2+ réagissent avec les atomes de zinc Zn
pour donner des atomes de cuivre Cu et des ions zinc Zn2+.
L’ion « plus haut » réagit avec l’atome « plus bas » que lui.)
On peut grâce à cette règle affirmer par exemple que l’ion zinc Zn2+ ne réagira pas avec l’atome de fer Fe.
En effet l’ion Zn2+ est « plus bas » que l’atome Fe dans la classification.)
Exercice 1: En appliquant la règle du Gamma et en utilisant la classification précédente, cocher les réactions possibles.
Exercice 2: Au cours d’une séance de travaux pratiques, Virginie réalise les expériences décrites par les schémas ci-dessous. Répondre aux questions.
Les erreurs sont mises en évidence par la couleur rouge donnée à celles-ci...
a) Pour chaque cas 1 à 4, en consultant la classification électrochimique, indiquer si la lame se recouvre d’un
dépôt métallique. Dans le cas positif, indiquer la nature du dépôt.
b) Écrire pour chaque réaction positive l’équation de la réaction d’oxydoréduction. On respectera la règle d'écriture
Ox1 + Red2 --> Ox2 + Red1, on mettra les coefficients stochiométriques
dans les cases vertes et les charges dans les cases rouges. Ne rien écrire dans les cases inutiles.
VI) La protection contre la corrosion des métaux :
(Document issu de l’académie de Besançon)
1) Par un métal plus réducteur que le fer:
Interprétation:
Fer + cuivre : le fer étant plus réducteur que le cuivre, c’est le fer qui s’oxyde.
Fer + zinc : le zinc étant plus réducteur que le fer, c’est le zinc qui s’oxyde. C’est donc le métal le plus réducteur qui s’oxyde.
La formation de la rouille (oxyde de fer) est évitée par la présence d’un métal plus réducteur que le fer : par
exemple Zn ou Mg. Application : bloc de Zn ou Mg pour protéger la coque d’un navire contre la corrosion.
Le fer ne se corrode pas quand il est relié à la borne négative de la pile (l’afflux d’électrons
provoque une réduction et non une oxydation)
Si on inverse les polarités, la corrosion du clou est immédiate.
Si on utilise un métal plus réducteur que le fer (Zn), la protection est assurée même si le revêtement n’est pas
uniforme. (Galvanisation)
Si on utilise un métal moins réducteur que le fer (Cr, Ni), la protection est assurée seulement si le revêtement est
uniforme. (Chromage, nickelage)
On peut aussi protéger par peinture à base de plomb (minium), ou par revêtement plastique.
