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CHAP. 9 – COURBES INTENSITÉ-POTENTIEL. PHÉNOMÈNES DE CORROSION
Si pH < pH f , il n’y a pas de domaine commun au plomb métallique et la corrosion
du plomb par l’eau est thermodynamiquement possible. Si pH > pH f , la corrosion
n’est plus possible.
Pb
Pb
2+
H
H
+
pH frontière
2
Figure 9.1 – Existence d’un pH frontière pour la corrosion du plomb en milieu aqueux
Notons deux point importants :
• ces pH frontières dépendent de la concentration totale en espèce dissoute : la dilution favorise l’oxydation (si on reprend le calcul précédent avec une concentration
plus faible en espèce dissoute, le pH frontière croît) ;
• les milieux acides favorisent la corrosion des métaux : le pouvoir oxydant du proton est évidemment plus élevé dans des milieux riches en protons.
1.3 Influence de la présence d’autres espèces en solution
La possibilité d’une oxydation d’un métal M en présence d’eau liquide par le dioxygène ou l’eau est notablement influencée par la présence de complexants qui modifient la capacité d’un métal à se comporter comme un réducteur. Soit L le ligand (par
exemple ammoniac, ion chlorure, ion thiocyanate SCN − ). En présence de ce ligand
et de la possibilité de la formation d’un complexe soluble [ML p ] n+ , la demi-réaction
d’oxydoréduction s’écrit :
[ML p ]
n+
+ n e
−
=
M + p L
(nous supposerons ici, sans que cela nuise à la généralité de notre propos, que le
ligand L est neutre). Soit β p la constante globale de formation du complexe [ML p ] n+ :
β p =
[[ML p ] n+ ]
[L] p [M n+ ]
.
L’écriture de la relation de NERNST donne :
E = E
◦
M n+ /M +
0, 06
n
. log
[M
2+
]
CHAP. 9 – COURBES INTENSITÉ-POTENTIEL. PHÉNOMÈNES DE CORROSION
Si pH < pH f , il n’y a pas de domaine commun au plomb métallique et la corrosion
du plomb par l’eau est thermodynamiquement possible. Si pH > pH f , la corrosion
n’est plus possible.
Pb
Pb
2+
H
H
+
pH frontière
2
Figure 9.1 – Existence d’un pH frontière pour la corrosion du plomb en milieu aqueux
Notons deux point importants :
• ces pH frontières dépendent de la concentration totale en espèce dissoute : la dilution favorise l’oxydation (si on reprend le calcul précédent avec une concentration
plus faible en espèce dissoute, le pH frontière croît) ;
• les milieux acides favorisent la corrosion des métaux : le pouvoir oxydant du proton est évidemment plus élevé dans des milieux riches en protons.
1.3 Influence de la présence d’autres espèces en solution
La possibilité d’une oxydation d’un métal M en présence d’eau liquide par le dioxygène ou l’eau est notablement influencée par la présence de complexants qui modifient la capacité d’un métal à se comporter comme un réducteur. Soit L le ligand (par
exemple ammoniac, ion chlorure, ion thiocyanate SCN − ). En présence de ce ligand
et de la possibilité de la formation d’un complexe soluble [ML p ] n+ , la demi-réaction
d’oxydoréduction s’écrit :
[ML p ]
n+
+ n e
−
=
M + p L
(nous supposerons ici, sans que cela nuise à la généralité de notre propos, que le
ligand L est neutre). Soit β p la constante globale de formation du complexe [ML p ] n+ :
β p =
[[ML p ] n+ ]
[L] p [M n+ ]
.
L’écriture de la relation de NERNST donne :
E = E
◦
M n+ /M +
0, 06
n
. log
[M
2+
]