Comprendre la corrosion Problème

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Dernière modification : 01/10/2020 - Conforme au programme 2018-2019

On place dans un tube à essai un gel contenant une solution aqueuse ionique, de phénolphtaléine (incolore en milieu acide et rose en milieu basique) et un indicateur coloré qui devient bleu en présence d'ions \ce{Fe^{2+}_{(aq)}}.

On introduit dans le tube un clou en fer dont l'extrémité dépasse et reste à l'air. Après un moment, on observe une coloration bleue dans le fond du tube et une coloration rose près de la surface.

Les couples oxydant / réducteur à considérer sont : \ce{O2_{(aq)}}/\ce{HO^{-}_{(aq)}} et \ce{Fe^{2+}_{(aq)}}/\ce{Fe_{(s)}}.

Quels sont les réactifs et les produits de cette transformation ?

Les réactifs sont le fer solide et le dioxygène dissous.
Les produits sont les ions fer II et hydroxyde.

Les réactifs sont les ions fer II et hydroxyde.
Les produits sont le fer solide et le dioxygène dissous.

Les réactifs sont le fer solide et l'ion hydroxyde.
Les produits sont les ions fer II et le dioxygène dissous.

Les réactifs sont les ions fer II et le dioxygène dissous.
Les produits sont le fer solide et l'ion hydroxyde.

Pour identifier réactifs et produits, on se base sur les informations fournies dans l'énoncé.

Etape 1

Cas du couple oxydant / réducteur \ce{Fe^{2+}_{(aq)}}/\ce{Fe_{(s)}}

On a introduit dans le tube un clou en fer et après un moment, on observe une coloration bleue dans le fond du tube : cela signifie que le fer solide a été transformé en ions fer II puisque l'indicateur coloré préalablement introduit devient bleu en présence de ceux-ci.

Ainsi :

Le fer solide est un réactif.
Les ions fer II sont les produits.

Etape 2

Cas du couple oxydant / réducteur \ce{O2_{(aq)}}/\ce{HO^{-}_{(aq)}}

Après un moment, on observe aussi une coloration rose près de la surface. Or, s'il y a du dioxygène dissous en solution, c'est là qu'il est le plus facilement renouvelé.

La coloration rose signifie que le milieu, près de la surface (puisqu'on n'agite pas pour homogénéiser) est basique, puisque la phénophtaléine préalablement introduite devient rose en milieu basique. Il y a donc eu formation d'ions hydroxyde.

Ainsi :

Le dioxygène est un réactif.
Les ions hydroxyde sont les produits.

Dans cette transformation :

Les réactifs sont le fer solide et le dioxygène dissous.
Les produits sont les ions fer II et hydroxyde.

Quelles sont les demi-équations de réaction qui ont lieu près de la surface du gel et au fond du tube ?

Les demi-équations de réactions qui ont lieu sont :

Près de la surface du gel : \ce{O2_{(aq)}} + 2 \ce{H2O_{(aq)}} +4 e^{-} = 4\ce{HO^{-}_{(aq)}}
Au fond du tube : \ce{Fe^{2+}_{(aq)}} + 2e^{-} = \ce{Fe_{(s)}}

Les demi-équations de réactions qui ont lieu sont :

Près de la surface du gel : \ce{Fe^{2+}_{(aq)}} + 2e^{-} = \ce{Fe_{(s)}}
Au fond du tube : \ce{O2_{(aq)}} + 2 \ce{H2O_{(aq)}} +4 e^{-} = 4\ce{HO^{-}_{(aq)}}

Les demi-équations de réactions qui ont lieu sont :

Près de la surface du gel : \ce{O2_{(aq)}} + 2 \ce{H2O_{(aq)}} = 4\ce{HO^{-}_{(aq)}} +4 e^{-}
Au fond du tube : \ce{Fe_{(s)}} = \ce{Fe^{2+}_{(aq)}} + 2e^{-}

Les demi-équations de réactions qui ont lieu sont :

Près de la surface du gel : \ce{Fe_{(s)}} = \ce{Fe^{2+}_{(aq)}} + 2e^{-}
Au fond du tube : \ce{O2_{(aq)}} + 2 \ce{H2O_{(aq)}} = 4\ce{HO^{-}_{(aq)}} +4 e^{-}

On identifie tout d'abord les couples concernés :

Près de la surface du gel, il s'agit du couple \ce{O2_{(aq)}}/\ce{HO^{-}_{(aq)}}.
Au fond du tube, il s'agit de \ce{Fe^{2+}_{(aq)}}/\ce{Fe_{(s)}}.

Etape 1

Cas du couple oxydant / réducteur \ce{Fe^{2+}_{(aq)}}/\ce{Fe_{(s)}}

À tout couple oxydant / réducteur, on associe la demi-équation électronique d'oxydoréduction suivante :

Ox+n e^{-} = Red

Ici, le nombre d'électrons échangés entre l'oxydant et le réducteur est de 2. La demi-équation associée à ce couple est donc :

\ce{Fe^{2+}_{(aq)}}+ 2 e^{-} = \ce{Fe_{(s)}}

Etape 2

Cas du couple oxydant / réducteur \ce{O2_{(aq)}}/\ce{HO^{-}_{(aq)}}

Ici, la situation est plus compliquée car il va falloir faire intervenir les espèces présentes dans l'eau (les ions \ce{HO^{-}} et l'eau elle-même) pour équilibrer correctement les charges et les atomes de la demi-équation.

On place d'abord de part et d'autre du signe = l'oxydant et le réducteur :

\ce{O2_{(aq)}} = \ce{HO^{-}_{(aq)}}

On équilibre ensuite les \ce{O} par ajout de molécules d'eau :

\ce{O2_{(aq)}} = \ce{HO^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(aq)}}

On équilibre les \ce{H} par ajout d'ions \ce{H^{+}_{(aq)}} :

\ce{O2_{(aq)}} + 3 \ce{H^{+}_{(aq)}} = \ce{HO^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(aq)}}

Comme on est en milieu basique, on ajoute des deux côtés de la demi-équation 3 ions \ce{HO^{-}_{(aq)}} pour faire "disparaître" les ions \ce{H^{+}_{(aq)}} selon la réaction inverse de l'autoprotolyse de l'eau :

\ce{O2_{(aq)}} + 3 \ce{H2O_{(aq)}} = 4\ce{HO^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(aq)}}

Enfin, on équilibre les charges par ajout du nombre d'électrons nécessaires :

\ce{O2_{(aq)}} + 3 \ce{H2O_{(aq)}} +4 e^{-} = 4\ce{HO^{-}_{(aq)}} + \ce{H2O_{(aq)}}

La demi-équation associée à ce couple est donc :

\ce{O2_{(aq)}} + 2 \ce{H2O_{(aq)}} +4 e^{-} = 4\ce{HO^{-}_{(aq)}}

Les demi-équations de réactions qui ont lieu sont :

Près de la surface du gel : \ce{O2_{(aq)}} + 2 \ce{H2O_{(aq)}} +4 e^{-} = 4\ce{HO^{-}_{(aq)}}
Au fond du tube : \ce{Fe^{2+}_{(aq)}} + 2e^{-} = \ce{Fe_{(s)}}

Quelle est alors l'équation globale d'oxydoréduction ?

2\ce{Fe_{(s)}} + \ce{O2_{(aq)}} + 2 \ce{H2O_{(aq)}} \ce{->} 4\ce{HO^{-}_{(aq)}} + 2\ce{Fe^{2+}_{(aq)}}

2\ce{Fe_{(s)}} + 4\ce{HO^{-}_{(aq)}} \ce{->} 2\ce{Fe^{2+}_{(aq)}} + \ce{O2_{(aq)}} + 2 \ce{H2O_{(aq)}}

2\ce{Fe^{2+}_{(aq)}} + \ce{O2_{(aq)}} + 2 \ce{H2O_{(aq)}} \ce{->} 2\ce{Fe_{(s)}} + 4\ce{HO^{-}_{(aq)}}

2\ce{Fe_{(s)}} + \ce{O2_{(aq)}} + 2 \ce{e-} \ce{->} 4\ce{HO^{-}_{(aq)}} + 2\ce{Fe^{2+}_{(aq)}}

Les demi-équations de réactions sont :

\ce{O2_{(aq)}} + 2 \ce{H2O_{(aq)}} +4 e^{-} = 4\ce{HO^{-}_{(aq)}}
\ce{Fe^{2+}_{(aq)}} + 2e^{-} = \ce{Fe_{(s)}}

Comme le nombre d'électrons échangés n'est pas le même pour les deux demi-équations, on doit les multiplier par un coefficient différent permettant d'avoir le même nombre d'électrons échangés.

Ici, on multiplie uniquement la seconde par 2, ce qui donne 4 électrons échangés dans chaque demi-équation. On obtient :

\ce{O2_{(aq)}} + 2 \ce{H2O_{(aq)}} +4 e^{-} = 4\ce{HO^{-}_{(aq)}}
2\ce{Fe^{2+}_{(aq)}} + 4e^{-} = 2\ce{Fe_{(s)}}

Ensuite, il est possible de les combiner (après avoir éventuellement réécrit la deuxième dans l'autre sens car c'est le fer solide qui réagit) pour obtenir l'équation de la réaction :

2\ce{Fe_{(s)}} + \ce{O2_{(aq)}} + 2 \ce{H2O_{(aq)}} \ce{->} 4\ce{HO^{-}_{(aq)}} + 2\ce{Fe^{2+}_{(aq)}}

En quoi cette corrosion peut-elle rappeler le fonctionnement d'une pile ?

Comme dans le cas d'une pile, on retrouve la double circulation des porteurs de charges : les ions en solution et les électrons dans les parties métalliques.

Comme dans le cas d'une pile, il y a une réaction acidobasique entre un oxydant et un réducteur.

Comme dans le cas d'une pile, il s'agit de produire de l'énergie électrique à partir d'une énergie atomique.

Cette corrosion rappelle le fonctionnement d'une pile car elle fait intervenir les mêmes couples acides / bases.

La pile est un circuit électrique fermé : les charges s'échangent entre les deux couples oxydoréducteurs d'une part, grâce aux électrons dans le fil conducteur reliant les deux électrodes, et d'autre part, grâce aux ions en solutions qui font, eux aussi, le liant entre les électrodes.

Ici, on retrouve en effet aussi cette double circulation : les ions en solution et les électrons dans le clou de fer qui jouent à la fois le rôle de conducteur et le rôle d'électrode.
Ce second rôle est même double puisque l'oxydation du fer se produit à l'extrémité inférieure du clou tandis que la réduction du dioxygène se produit à l'extrémité supérieure qui est à l'air libre. Dans le cas de la réduction, le fer ne participe pas à la demi-équation mais il permet de mettre en contact les espèces du couple et les électrons.

Que se passerait-il si les pylônes immergés en fer des ponts n'étaient pas protégés contre la corrosion ? Comment pourrait-on se rendre compte de cette corrosion ?

Si les pylônes immergés des ponts n'étaient pas protégés contre la corrosion, ceux-ci verraient donc leur base détériorée.
Sans contrôle visuel direct, on ne se rendrait alors compte de cette corrosion qu'au moment où la stabilité et la sécurité du pont seraient compromises.

Si les pylônes immergés des ponts n'étaient pas protégés contre la corrosion, ceux-ci verraient donc leur base détériorée.
On pourrait alors se rendre compte de cette corrosion en utilisant les mêmes indicateurs colorés que dans l'expérience de laboratoire.

Si les pylônes immergés des ponts n'étaient pas protégés contre la corrosion, cela ne serait pas un problème car, une fois oxydé, il se formerait une couche de passivation qui protège le métal de futures attaques.

Si les pylônes immergés des ponts n'étaient pas protégés contre la corrosion, ceux-ci verraient donc leur base oxydée.
On pourrait alors se rendre compte de cette corrosion par mesure des courants et tensions à l'aide d'un multimètre.

Si les pylônes immergés des ponts n'étaient pas protégés contre la corrosion, ceux-ci seraient donc corrodés, c'est-à-dire que le fer les constituant s'oxyderait et passerait en solution sous forme d'ions. Les pylônes verraient donc leur base sous l'eau progressivement grignotée jusqu'à disparaître et ils ne soutiendraient alors plus le pont.

Sans contrôle visuel par envoi de plongeurs (les indicateurs n'étant guère efficaces en milieu ouvert, qui plus est s'il y a du débit ou du courant), on ne se rendrait alors compte de cette corrosion qu'au moment où la stabilité et la sécurité du pont seraient compromises.