APPLICATION À LA CORROSION DES MÉTAUX EN PRÉSENCE D’EAU
297
former, pas trop stables pour pouvoir ensuite réagir en surface et donner du dihydrogène). On notera, par exemple, que le platine (et surtout le platine platiné) est un bon
catalyseur des réactions d’hydrogénation.
E
i
Fe
Fe
2+
H 2 O
H 2
oxydation du fer
réduction de l'eau
sur le fer
i a
i c
potentiel pris par le fer
Figure 9.9 – Oxydation du fer par l’eau : interprétation par l’utilisation des courbes intensitépotentiel
3 Application à la corrosion des métaux en présence
d’eau
Il est important de comprendre et d’interpréter les conditions qui produisent ou non
la corrosion d’un métal dans des conditions données de pH. Cette compréhension
des phénomènes doit nous conduire à comprendre aussi les techniques de protection
contre la corrosion. L’essentiel pour nous est de garder à l’esprit qu’une réaction électrochimique s’accompagne, au voisinage de l’électrode, d’un transfert d’électrons.
3.1 Protection d’un métal par protection d’une couche d’oxyde
L’examen de nombreux diagrammes potentiel-pH ne permet pas de comprendre pour
quelle raison un métal notablement réducteur qui devrait s’oxyder reste à peu près
inerte dans certaines conditions. Citons l’aluminium et le chrome qui résistent bien,
lorsque le milieu n’est pas trop acide, à la corrosion. En effet, si le milieu n’est pas
trop acide, ces métaux se recouvrent d’une couche d’hydroxyde (ou d’oxyde). Ces
couches ont des propriétés adéquates :
297
former, pas trop stables pour pouvoir ensuite réagir en surface et donner du dihydrogène). On notera, par exemple, que le platine (et surtout le platine platiné) est un bon
catalyseur des réactions d’hydrogénation.
E
i
Fe
Fe
2+
H 2 O
H 2
oxydation du fer
réduction de l'eau
sur le fer
i a
i c
potentiel pris par le fer
Figure 9.9 – Oxydation du fer par l’eau : interprétation par l’utilisation des courbes intensitépotentiel
3 Application à la corrosion des métaux en présence
d’eau
Il est important de comprendre et d’interpréter les conditions qui produisent ou non
la corrosion d’un métal dans des conditions données de pH. Cette compréhension
des phénomènes doit nous conduire à comprendre aussi les techniques de protection
contre la corrosion. L’essentiel pour nous est de garder à l’esprit qu’une réaction électrochimique s’accompagne, au voisinage de l’électrode, d’un transfert d’électrons.
3.1 Protection d’un métal par protection d’une couche d’oxyde
L’examen de nombreux diagrammes potentiel-pH ne permet pas de comprendre pour
quelle raison un métal notablement réducteur qui devrait s’oxyder reste à peu près
inerte dans certaines conditions. Citons l’aluminium et le chrome qui résistent bien,
lorsque le milieu n’est pas trop acide, à la corrosion. En effet, si le milieu n’est pas
trop acide, ces métaux se recouvrent d’une couche d’hydroxyde (ou d’oxyde). Ces
couches ont des propriétés adéquates :