3.3.6 L'oxydo-réduction et la corrosion

Définition
Altération chimique ou électrochimique des métaux ou alliages dues à des oxydants ou des acides entraînant généralement leur destruction progressive par retour à l’état de sel ou d’oxyde. La rouille est un exemple de corrosion. Elle se produit lorsqu'un métal, par exemple le fer est exposé à l'oxygène de l'air. L'oxygène agit comme un agent oxydant et transforme le fer en oxyde de fer (II).

Figure 41: Clef rouillée

Piles de corrosion : Phénomène qui se déroule lorsque 2 électrodes sont mises en contact (court-circuitées).
Exemple

Exemples du Fe(s) + Cu(s) dans une solution de NaCl (1 mol.L-1)

Figure 41: Schéma de l'oxydation du fer

Apparition de Fe2+:
   -  Oxydation à l’électrode de Fer
   -  Réduction à l'électrode de Cu
Au bilan: Fe(s)  +  H2O  →  Fe2+(aq) +  H2(g)  +  2 OH-(aq)
C’est le métal le plus «électropositif» (plus petit E°) qui s’oxyde (le plus réducteur).

Figure 42: Echelle de comparaison des potentiels standard des couples redox

Exemple du  Fe(s)  +  Zn(s):

Figure 43: Schéma de l'oxydation du zinc

Zn(s) est oxydé en Zn2+ et au bilan:  Zn(s)  +  H2O( ι)  →  H2(g)  +  Zn(OH)2(s)
L'hydroxyde de zinc Zn(OH)2 se dépose sur l’électrode de zinc et crée une couche de passivation (voir plus loin)

Le phénomène de Piles de corrosion (même si métal unique) se produit lorsque:
  -   Alliage avec constituants jouant le rôle d’électrode
  -   Présence de défauts
  -   Soumis à des contraintes différentes

Exemple du Fe(s)  +  O2(g) dans solution de NaCl  (exemple de la vie courante: couvercle de pot de cornichons)

Figure 44: Schéma de principe de la pile

Au bilan: Fe(s) + 1/2O2(g) + H2O  →  Fe2+(aq) + 2OH-(aq)