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Catégorie :Category: mViewer GX Creator Lua TI-Nspire
Auteur Author: Osman_40
Type : Classeur 3.6
Page(s) : 63
Taille Size: 3.25 Mo MB
Mis en ligne Uploaded: 14/10/2021 - 17:53:52
Uploadeur Uploader: Osman_40 (Profil)
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Visibilité Visibility: Archive publique
Shortlink : http://ti-pla.net/a2797699

Description 

PHÉNOMÈNES DE CORROSION

Les pertes dues à la corrosion et les dépenses occasionnées par elle
dépassent largement
2 milliards d'euros par an.
Au niveau mondial, on estime que la corrosion détruit un quart de la
production annuelle d'acier,
soit 5 tonnes par seconde.




1
PREMIÈRE PARTIE
PROPRIÉTÉS DES SURFACES

INTERFACE MÉTAL ÉLECTROLYTE




Figure I.1: Double couche électrique à la surface d'un métal




2
Figure I.2: Double couche schématique à l'interface métal – solution




Figure I.3: Circuit électrique équivalent à l'interface métal – solution

3
Modèle de HELMOLTZ

dq ε H2O ε 0
CH   (1.1)
dΔ LH

CH représente la capacité de double couche (F.m-2) ne dépend pas de la concentration (plan // de signe opposé)
H2O la constante diélectrique de l'eau adsorbée,
 0 la constante de permittivité (F.m-1),
q la densité de charges dans la double couche (C.m-2),
 la différence de potentiel (V) aux bornes de la double couche =m - s
LH l’ épaisseur (m)




Figure I.4: Modèle de Helmholtz de la double couche

Ordre de grandeur :  0 = 9 10-12 F.m-1, H O = 78 à 25° C et en admettant que LH = 1 nm, on obtient pour CH une valeur
2


de 0,7 F.m-2. soit 70 µF.cm-2


4
DEUXIÈME PARTIE



NOTIONS FONDAMENTALES,
ASPECTS ÉLECTROCHIMIQUES DE LA CORROSION




Nous distinguerons en première approximation deux grandes familles de corrosion :





La corrosion sèche (en général l’attaque d'un métal par un gaz)





La corrosion en milieu aqueux




5
LA CORROSION SECHE

Il s'agit le plus souvent de l'attaque d'un métal M par un gaz G selon une réaction du type :

M + G X

Où X est un produit de corrosion le plus souvent solide.

Le gaz considéré est souvent l'oxygène mais il faut aussi tenir compte d'autres gaz tels que SO 2, Cl2, ou H2S.
En présence d'un environnement sec contenant de l'oxygène et essentiellement à haute température, le métal,
instable, tend à revenir sous sa forme oxydée stable.

Il se recouvre alors d'un film d'oxyde qui croît progressivement avec une vitesse égale à la vitesse de corrosion.


Le métal s'oxyde à l'interface métal-oxyde et les
cations diffusent vers l'extérieur du film. A la surface
extérieure l'oxygène se réduit en anions O2- qui
diffusent vers l'interface métal/oxyde.

Les électrons libérés à cette interface doivent
traverser la couche d'oxyde avant de réagir avec
l'oxygène externe. La surface extérieure du film joue
donc le rôle de cathode et l'interface métal-oxyde celui
d'anode. L'oxyde est ici simultanément électrolyte et
conducteur électronique.

Figure II - 1 : Mécanisme de l'oxydation à haute
température d'un métal avec l'oxygène dans le cas des
couches d’oxyde minces


6
Il s'agit donc d'un phénomène d'oxydo-réduction au cours duquel il y a transfert d'électrons.

Le métal, réducteur, fournit les électrons qu'accepte l'oxydant (ici l'oxygène).
Il s'établit alors une liaison de type ionique au cours de laquelle les différents ions s'arrangent en un assemblage
cristallographique bien défini avec grains et joints de grains.

Exemples : à haute température en présence d’oxygène le métal instable forme une couche d’oxyde

4 Cu + O2 2 Cu2O 2 Fe + O2 2 FeO

Ces deux réactions se décomposent de la manière suivante :

4 Cu 4 Cu+ + 4 e- 2 Fe 2 Fe2+ + 4 e-

4 e- + O2 2 O2- 4 e- + O2 2 O2-

Suivant les matériaux considérés, la loi donnant le taux de corrosion en fonction du temps ou équation d'oxydation
pourra être différente.
Si l'on représente par e l'épaisseur de métal corrodé et le temps par t :

Évolution linéaire (Ba, Mg) de/dt = k e=kt
Évolution parabolique (Fe, Ni, Cu) de/dt = k/e e2 = 2 k t

Évolution logarithmique (Zn) de/dt = k/t e = e0 + k Ln (t)

Ces lois vont en fait le plus souvent, par leur forme, rendre compte de l'étape limitante qui régit le phénomène. Ainsi,
une loi linéaire sera caractéristique d'une cinétique contrôlée par la réaction d'interface tandis qu'une loi parabolique
traduira un phénomène limité par la diffusion.
Il est important de remarquer ici que la simple détermination expérimentale de la loi de comportement à la corrosion
peut fournir des indications sur le mécanisme qui la contrôle.

7
LA CORROSION AQUEUSE




La corrosion aqueuse est de nature électrochimique.



Elle est caractérisée par l'apparition de courant électrique en dehors de toute source extérieure,

c'est-à-dire par déplacement d'électrons au sein de la masse métallique.




8
THERMODYNAMIQUE ÉLECTROCHIMIQUE

Soit M un métal en contact avec un solvant polaire tel que l'eau.
Dans le métal, chaque atome M peut être considéré comme un ion occupant un certain niveau d'énergie stabilisé par
son environnement électronique = enthalpie libre chimique molaire GC,M.
Dans le solvant, les ions Mn+ ont un niveau d'énergie différent, stabilisé par l'environnement des molécules d'eau
= enthalpie libre chimique molaire GC,S
Les ions métalliques auront tendance à
passer spontanément en solution s'ils
peuvent franchir la barrière d'énergie que
constitue la rupture de leurs liaisons
électroniques. La différence entre le sommet
de cette barrière d'énergie et GC,M représente
l'énergie d'activation G* nécessaire au
passage en solution du métal.


La présence d'ions positifs au voisinage de
l'interface métal-eau et l'excès d'e-
correspondant à la surface du métal créent
une barrière de potentiel qui a tendance à
inverser le phénomène de passage en
solution.




Figure II - 3 : Niveaux d'énergie traduisant le passage d'une
mole de métal en solution

9
Il se crée alors un équilibre dynamique que l'on peut schématiser par la réaction :


1

M Mn+ + ne- (2.1)

2
...

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