Chapitre 5 – Prévoir une réaction d'oxydoréduction et protéger les métaux contre la corrosion
Terminale Bac Pro ERA-MA | Groupement 3 | Chimie
Objectifs du chapitre
Identifier l'oxydant et le réducteur dans un couple redox
Écrire des demi-équations électroniques et l'équation de réaction
Prévoir le sens d'évolution spontanée d'une transformation redox
Comprendre la corrosion des métaux et les méthodes de protection
1. Introduction – La corrosion, un enjeu majeur en métallerie
Dans le bâtiment et la métallerie, la corrosion est un problème quotidien. Les charpentes métalliques, les garde-corps, les escaliers en acier, les armatures en béton armé… tous ces éléments sont soumis à l'oxydation par l'humidité et l'air. En France, la corrosion coûte plusieurs milliards d'euros par an en maintenance et remplacement.
Application professionnelle
Un menuisier métallier installe des garde-corps en acier sur une terrasse exposée aux intempéries. Sans traitement, ces éléments vont rouiller en quelques années. Choisir la bonne protection (galvanisation, peinture, inox) repose sur la compréhension de la chimie des métaux : l'oxydoréduction.
2. Notions essentielles – L'oxydoréduction
Définition
Une réaction d'oxydoréduction (ou réaction redox) est une réaction chimique avec transfert d'électrons entre deux espèces. Elle associe toujours une oxydation et une réduction.
Définition L'oxydant est une espèce qui accepte des électrons (il se réduit). Le réducteur est une espèce qui donne des électrons (il s'oxyde).
Demi-équation de réduction (oxydant reçoit des e⁻) :
\[ \text{Ox} + n\,e^- \rightarrow \text{Red} \]
Exemple : Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
Définition
Un couple redox est noté Ox/Red. Les deux formes sont liées par la demi-équation de réduction.
Exemples : Fe²⁺/Fe | Cu²⁺/Cu | Zn²⁺/Zn | H⁺/H₂
Méthode Écrire les demi-équations électroniques d'un couple redox
Identifier le couple Ox/Red concerné (ex : Cu²⁺/Cu).
Écrire l'espèce oxydante (Ox) à gauche et l'espèce réductrice (Red) à droite de la flèche : Ox → Red.
Équilibrer les éléments chimiques autres que O et H.
Équilibrer les charges en ajoutant des électrons \( e^- \) du côté de l'oxydant : \( \text{Ox} + n\,e^- \rightarrow \text{Red} \).
Vérifier que le nombre de charges est identique des deux côtés de la flèche.
Application
Écrire les demi-équations du couple Fe²⁺/Fe et du couple H⁺/H₂.
Fe²⁺/Fe : Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe (réduction du fer)
H⁺/H₂ : 2H⁺ + 2e⁻ → H₂ (réduction des protons en dihydrogène)
Dans les deux cas, l'oxydant est à gauche et reçoit les électrons.
3. Transfert d'électrons – Schéma
Réaction : Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu (le zinc réduit les ions cuivre)
4. Classification électrochimique des métaux
Propriété – Règle de la gamma (γ)
L'oxydant du couple situé en haut de la classification réagit spontanément avec le réducteur du couple situé en bas. En résumé : le réducteur le plus fort réduit l'oxydant le plus fort en face de lui (règle en croix ou règle γ).
Couple Ox/Red
Potentiel standard E° (V)
Caractère
Au³⁺ / Au
+1,50
Oxydant très fort
Ag⁺ / Ag
+0,80
Oxydant fort
Cu²⁺ / Cu
+0,34
Oxydant moyen
H⁺ / H₂
0,00
Référence
Fe²⁺ / Fe
−0,44
Réducteur moyen
Zn²⁺ / Zn
−0,76
Réducteur fort
Al³⁺ / Al
−1,66
Réducteur très fort
Attention aux erreurs fréquentes
Ne pas confondre oxydant et réducteur ! L'oxydant se réduit (il reçoit des électrons), et le réducteur s'oxyde (il perd des électrons). L'oxydant n'est pas forcément un oxygène !
Méthode Prévoir si une réaction redox est spontanée (règle γ)
Repérer les deux couples redox en présence et leurs potentiels standard E°.
Identifier le couple avec le E° le plus élevé : son oxydant est l'oxydant de la réaction.
Identifier le couple avec le E° le plus faible : son réducteur est le réducteur de la réaction.
Écrire la demi-équation de réduction (oxydant + e⁻ → réducteur) pour le couple à E° élevé.
Écrire la demi-équation d'oxydation (réducteur → oxydant + e⁻) pour le couple à E° faible.
Équilibrer le nombre d'électrons échangés, puis additionner les deux demi-équations pour obtenir l'équation bilan.
Application
En utilisant la règle γ, prévoir si la réaction entre le zinc (Zn) et les ions cuivre (Cu²⁺) est spontanée. Écrire l'équation bilan. Données : E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V ; E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V
Cu²⁺ est l'oxydant (E° = +0,34 V, le plus élevé). Zn est le réducteur (E° = −0,76 V, le plus faible). La réaction est spontanée.
Demi-réduction : Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
Demi-oxydation : Zn → Zn²⁺ + 2e⁻
Équation bilan : Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
5. Potentiels standard de réduction (graphique)
6. Écrire une réaction redox – Méthode étape par étape
Exemple résolu Écrire la réaction entre le fer (Fe) et les ions cuivre (Cu²⁺).
Identifier les couples : Cu²⁺/Cu (E° = +0,34 V) et Fe²⁺/Fe (E° = −0,44 V).
Appliquer la règle γ : Cu²⁺ est l'oxydant (E° plus grand), Fe est le réducteur (E° plus petit). La réaction est spontanée.
Additionner les deux demi-équations (les électrons se compensent) :
\[ \text{Fe} + \text{Cu}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + \text{Cu} \]
7. La corrosion des métaux
Définition
La corrosion est la dégradation d'un métal par réaction chimique avec son environnement (humidité, oxygène, sel…). La corrosion humide du fer donne de la rouille.
Réaction de corrosion du fer (simplifiée) :
\[ 4\,\text{Fe} + 3\,\text{O}_2 + 6\,\text{H}_2\text{O} \rightarrow 4\,\text{Fe(OH)}_3 \]
Fe(OH)₃ = rouille (hydroxyde de fer III) – couleur brun-orange caractéristique
Attention
La corrosion est accélérée par : la présence d'eau salée (bord de mer), les écarts de pH (acide/basique), les contacts entre métaux différents (pile galvanique), les chocs mécaniques qui détériorent les revêtements protecteurs.
8. Animation – Simulation de la corrosion
Observez la progression de la corrosion sur l'acier non protégé (gauche) vs l'acier galvanisé (droite).
9. Méthodes de protection contre la corrosion
1 – Galvanisation
Dépôt d'une couche de zinc sur l'acier (par immersion dans un bain de zinc fondu ou électrodéposition). Le zinc forme une barrière physique ET protège chimiquement l'acier (protection sacrificielle).
Exemples : tôles de couverture, boulons, profilés pour charpente légère.
2 – Anode sacrificielle (protection cathodique)
Un bloc de zinc (ou magnésium) est fixé sur la structure métallique. Étant un réducteur plus fort, le zinc se corrode à la place de l'acier (le zinc est "sacrifié").
Exemples : coques de bateaux, pipelines, structures métalliques immergées.
3 – Peinture anticorrosion
Barrière physique isolant le métal de l'humidité et de l'air. Souvent combinée à un primaire époxy (adhérence) + peinture de finition.
Exemples : garde-corps, portails, escaliers métalliques extérieurs.
4 – Passivation (couche d'oxyde protectrice)
Certains métaux forment naturellement une couche d'oxyde fine et adhérente qui bloque la corrosion : aluminium (Al₂O₃), inox (Cr₂O₃).
Exemples : menuiseries aluminium, raccords inox, plans de travail cuisine.
Méthode Choisir une protection anticorrosion adaptée
Identifier le métal à protéger et son environnement (intérieur/extérieur, humidité, bord de mer, contact avec l'eau…).
Si le métal est de l'acier en milieu très agressif (eau de mer, enterré) : privilégier la protection cathodique (anode sacrificielle en zinc ou magnésium).
Si le métal est de l'acier exposé aux intempéries : choisir la galvanisation (barrière physique + protection sacrificielle).
Si l'aspect esthétique est important (garde-corps, portail) : appliquer une peinture anticorrosion (primaire + finition).
Si possible, choisir un métal qui se passive naturellement (aluminium ou inox) pour éviter tout traitement supplémentaire.
Application
Un artisan menuisier fabrique des garde-corps en acier pour une terrasse en bord de mer. Quelle protection choisir, et pourquoi ?
Le bord de mer est un milieu très corrosif (sel, humidité constante). Deux options possibles :
Acier galvanisé + peinture marine : protection par barrière physique renforcée et couche de zinc sacrificielle.
Inox 316L : métal qui se passive naturellement, résistant au sel — solution plus durable mais plus coûteuse.
Un simple primer anticorrosion serait insuffisant en milieu marin.
10. Schéma – Protection par anode sacrificielle
À retenir – Règle fondamentale
L'oxydant accepte des électrons → il se réduit
Le réducteur donne des électrons → il s'oxyde
La réaction spontanée met en jeu l'oxydant du couple à E° le plus élevé et le réducteur du couple à E° le plus faible
Zinc (E° = −0,76 V) protège l'acier/fer (E° = −0,44 V) car le zinc est réducteur plus fort
11. Applications métiers – Agencement et menuiserie
Charpente métallique
Les profilés acier utilisés en charpente sont galvanisés à chaud (couche de zinc de 85 µm minimum selon norme EN ISO 1461). Le zinc protège l'acier même si la couche est rayée (protection cathodique active).
Menuiserie aluminium
L'aluminium se passive naturellement (couche Al₂O₃). Les profils sont souvent anodisés (épaississement artificiel de la couche d'oxyde) pour améliorer la résistance et permettre la coloration.
Béton armé
Les armatures acier dans le béton sont protégées par le milieu alcalin du béton (pH ≈ 13). Si de l'eau salée pénètre (carbonatation, chlorures), la corrosion démarre et fait éclater le béton par gonflement de la rouille (augmentation de volume de l'ordre de ×3).
12. Mini exercices
Exercice 1
Dans le couple Fe²⁺/Fe, quel est l'oxydant ? Quel est le réducteur ? Voir la réponse
Fe²⁺ est l'oxydant (il accepte des électrons pour donner Fe). Fe est le réducteur (il donne des électrons pour donner Fe²⁺).
Exercice 2
Écrire la demi-équation de réduction de Cu²⁺ (couple Cu²⁺/Cu). Voir la réponse
\( \text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu} \)
Exercice 3
Une structure en acier est protégée par des blocs de zinc. Lequel se corrode en premier ? Pourquoi ? Voir la réponse
Le zinc se corrode en premier, car son potentiel standard de réduction (−0,76 V) est plus faible que celui du fer (−0,44 V) : le zinc est un réducteur plus fort. Il s'oxyde à la place de l'acier (il est "sacrifié").
Exercice 4
Citez deux méthodes de protection des métaux contre la corrosion utilisées en métallerie et expliquez brièvement leur principe. Voir la réponse
1) Galvanisation : dépôt d'une couche de zinc sur l'acier. Le zinc forme une barrière physique et se corrode à la place de l'acier. 2) Peinture anticorrosion : couche isolant le métal de l'humidité et de l'air.
(On peut aussi citer : anode sacrificielle, passivation.)
Confondre oxydant et réducteur L'oxydant se réduit (il reçoit des électrons), le réducteur s'oxyde (il perd des électrons). Ce sont deux opérations inverses toujours couplées. Conseil : retenir "OIL RIG" → Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain (d'électrons).
❌
Ne pas équilibrer les électrons avant d'additionner les demi-équations Il faut multiplier les demi-équations pour que le nombre d'électrons échangés soit identique dans les deux demi-réactions avant de les additionner. Conseil : vérifier que les électrons disparaissent bien dans l'équation bilan finale.
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Croire que la rouille protège l'acier Contrairement à l'aluminium (qui se passive), la rouille est poreuse et laisse passer l'humidité — elle ne protège pas, elle accélère la corrosion. Conseil : comparer avec l'aluminium qui forme une couche d'oxyde protectrice et imperméable.
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Choisir une protection inadaptée au milieu Une simple peinture est insuffisante en milieu marin ou enterré. La protection doit être choisie selon l'agressivité du milieu (humidité, sel, pH…). Conseil : en milieu agressif, privilégier la galvanisation, l'inox ou la protection cathodique.