Oxydoréduction et protection des métaux contre la corrosion | Terminale Bac Pro ICCER | Physique-Chimie
Capacités et connaissances du programme :
C1 – Identifier oxydant et réducteur dans une réaction redox
C2 – Écrire et équilibrer une demi-équation redox
C3 – Écrire l'équation globale d'une réaction d'oxydoréduction
C4 – Expliquer la corrosion électrochimique des métaux
C5 – Identifier les méthodes de protection (galvanisation, protection cathodique, anodisation)
C6 – Classer des couples redox ; prévoir le sens d'une réaction
C1 — Identifier oxydant et réducteur
Oxydant : espèce qui capte des électrons (il est réduit). Réducteur : espèce qui cède des électrons (il est oxydé).
Moyen mnémotechnique : LEO dit GER — Loss of Electrons = Oxidation ; Gain of Electrons = Reduction.
Exercice 1
Dans la réaction : \(\text{Fe} + \text{CuSO}_4 \rightarrow \text{FeSO}_4 + \text{Cu}\), identifier l'oxydant et le réducteur.
Le fer (Fe) cède des électrons et passe de 0 à +2 : c'est le réducteur.
L'ion cuivre (Cu²⁺) capte des électrons et passe de +2 à 0 : c'est l'oxydant.
Exercice 2
Dans la réaction de corrosion du fer en milieu acide : \(\text{Fe} + 2\text{H}^+ \rightarrow \text{Fe}^{2+} + \text{H}_2\), identifier l'oxydant et le réducteur.
Le fer (Fe) passe de 0 à +2 en cédant 2 électrons : c'est le réducteur.
Les ions H⁺ captent chacun 1 électron et forment H₂ (degré 0) : c'est l'oxydant.
Exercice 3
Un technicien chauffagiste observe qu'une vieille tuyauterie en acier dans un circuit de chauffage présente de la rouille (oxyde de fer Fe₂O₃). Dans cette réaction de corrosion, l'oxygène O₂ dissous dans l'eau est l'oxydant. Que joue le fer ?
Le fer cède des électrons en passant de l'état métallique (Fe, degré 0) à l'état ionique (Fe²⁺ ou Fe³⁺). Le fer joue le rôle de réducteur. L'oxygène O₂ capte ces électrons et est réduit : il est l'oxydant.
C2 — Écrire et équilibrer une demi-équation redox
Méthode d'équilibrage d'une demi-équation :
1. Écrire l'espèce oxydée et l'espèce réduite (couple redox)
2. Équilibrer les atomes (autres que O et H)
3. Équilibrer O avec H₂O, puis H avec H⁺
4. Équilibrer les charges avec des électrons (e⁻)
Exercice 1
Écrire la demi-équation d'oxydation du fer : le couple est Fe²⁺/Fe.
Le fer Fe cède 2 électrons pour donner Fe²⁺ :
\[\text{Fe} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + 2\text{e}^-\]
C'est une demi-équation d'oxydation (perte d'électrons).
Exercice 2
Écrire la demi-équation de réduction des ions H⁺ en H₂ : le couple est H⁺/H₂.
Deux ions H⁺ captent chacun 1 électron pour former une molécule H₂ :
\[2\text{H}^+ + 2\text{e}^- \rightarrow \text{H}_2\]
C'est une demi-équation de réduction (gain d'électrons).
Exercice 3
Écrire et équilibrer la demi-équation de réduction de O₂ en H₂O en milieu acide (couple O₂/H₂O). Cette réaction se produit lors de la corrosion du fer en présence d'eau et d'oxygène.
C3 — Écrire l'équation globale d'une réaction d'oxydoréduction
Méthode :
1. Écrire la demi-équation d'oxydation (réducteur cède e⁻)
2. Écrire la demi-équation de réduction (oxydant capte e⁻)
3. Multiplier les demi-équations pour égaliser les électrons
4. Additionner membre à membre et simplifier
Exercice 1
Écrire l'équation globale de la réaction entre Fe et H⁺ en milieu acide (corrosion acide du fer).
Demi-équations : \(\text{Fe} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + 2\text{e}^-\) et \(2\text{H}^+ + 2\text{e}^- \rightarrow \text{H}_2\)
Les deux demi-équations ont le même nombre d'électrons (2) : on les additionne directement.
\[\text{Fe} + 2\text{H}^+ \rightarrow \text{Fe}^{2+} + \text{H}_2\]
Exercice 2
Écrire l'équation globale de la corrosion du fer par l'oxygène en milieu acide.
Demi-équations : \(\text{Fe} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + 2\text{e}^-\) et \(\text{O}_2 + 4\text{H}^+ + 4\text{e}^- \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}\)
Pour équilibrer les électrons : multiplier l'oxydation par 2 (pour obtenir 4e⁻).
\[2\text{Fe} \rightarrow 2\text{Fe}^{2+} + 4\text{e}^-\]
Addition :
\[2\text{Fe} + \text{O}_2 + 4\text{H}^+ \rightarrow 2\text{Fe}^{2+} + 2\text{H}_2\text{O}\]
Exercice 3
La réaction entre le zinc (Zn) et les ions cuivre (Cu²⁺) est utilisée dans les piles. Écrire l'équation globale sachant que Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ et Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu.
Les deux demi-équations ont 2 électrons : on les additionne directement.
\[\text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu}\]
Le zinc s'oxyde (réducteur) et les ions cuivre se réduisent (oxydant).
C4 — Expliquer la corrosion électrochimique des métaux
La corrosion électrochimique se produit quand deux métaux différents sont en contact dans un électrolyte (eau salée, eau de chauffage acide). Le métal le moins noble (le plus réducteur) se corrode préférentiellement.
Zone anodique : oxydation (corrosion) — Zone cathodique : réduction (protégée).
Exercice 1
Un circuit de chauffage associe des tuyauteries en cuivre et un corps de chauffe en acier (fer). Expliquer pourquoi l'acier se corrode plus vite que le cuivre.
Dans la série des potentiels électrochimiques, le fer est moins noble que le cuivre (Fe est plus réducteur). En contact dans l'eau du circuit (électrolyte), une pile se forme : le fer joue le rôle d'anode (il s'oxyde et se corrode) et le cuivre joue le rôle de cathode (il est protégé). L'acier se dégrade donc préférentiellement.
Exercice 2
Un technicien de maintenance énergétique observe des piqûres de corrosion sur un tube en acier d'un circuit de chauffage. Quelles conditions (pH, oxygène dissous, température) favorisent cette corrosion ?
Conditions favorisant la corrosion :
– pH acide (bas) : les ions H⁺ oxydent le fer directement.
– Oxygène dissous élevé : O₂ est un oxydant puissant, surtout en présence d'eau.
– Température élevée : accélère les réactions chimiques.
– Présence de chlorures : ions Cl⁻ attaquent les couches passivantes de l'acier.
Le traitement de l'eau du circuit (inhibiteurs, dégazage, contrôle du pH) est essentiel pour limiter la corrosion.
Exercice 3
Expliquer pourquoi l'eau d'un circuit de chauffage doit être dégazée (élimination de l'O₂ dissous).
L'oxygène dissous (O₂) est l'un des principaux oxydants responsables de la corrosion des tuyauteries en acier. La demi-équation de réduction de l'O₂ produit des ions OH⁻ ou de l'eau, ce qui alimente la corrosion électrochimique. En éliminant l'O₂ dissous par dégazage (dégazeur thermique ou membrane), on supprime cet oxydant et on ralentit drastiquement la corrosion du circuit.
C5 — Identifier les méthodes de protection contre la corrosion
Principales méthodes de protection :
– Galvanisation : dépôt de zinc sur l'acier (Zn sacrificiel)
– Protection cathodique : anode sacrificielle (Zn ou Mg) ou courant imposé
– Anodisation : couche d'alumine protectrice sur aluminium
– Revêtements organiques : peinture, époxy (barrière physique)
– Inhibiteurs : additifs dans l'eau du circuit
Exercice 1
Un chauffe-eau en acier est protégé par une anode en magnésium vissée à l'intérieur. Expliquer le principe de cette protection.
Le magnésium est plus réducteur que l'acier (Fe). En contact dans l'eau du chauffe-eau (électrolyte), c'est le magnésium qui joue le rôle d'anode sacrificielle : il s'oxyde à la place de l'acier. L'acier est ainsi cathodiquement protégé. L'anode doit être contrôlée régulièrement et remplacée quand elle est consommée.
Exercice 2
Un technicien chauffagiste installe des tuyauteries en acier galvanisé. Décrire le principe de la galvanisation et expliquer pourquoi la protection reste efficace même si la couche de zinc est rayée.
La galvanisation consiste à déposer une couche de zinc (Zn) sur l'acier, par immersion dans un bain de zinc fondu (galvanisation à chaud). Si la couche de zinc est rayée, le zinc exposé se corrode préférentiellement à l'acier car le zinc est plus réducteur. Le zinc joue le rôle d'anode sacrificielle : il protège l'acier autour de la rayure même sans couverture continue.
Exercice 3
Un circuit de chauffage contient de l'eau traitée avec un inhibiteur de corrosion à base de molybdate de sodium. Expliquer le rôle de cet inhibiteur.
Un inhibiteur de corrosion est un additif chimique dissous dans l'eau du circuit. Il agit en formant une couche protectrice (film passivant) sur les parois métalliques, empêchant le contact direct entre le métal et l'eau corrosive. Le molybdate de sodium favorise la formation d'une couche d'oxyde protectrice sur les surfaces en acier et en fonte, ralentissant significativement la corrosion. L'inhibiteur doit être maintenu à une concentration suffisante (contrôle régulier).
C6 — Classification électrochimique ; sens d'évolution spontané
À retenir
Classification par pouvoir réducteur croissant :
Au < Ag < Cu < Pb < Fe < Zn < Al < Mg
Un métal plus réducteur réduit les ions d'un métal moins réducteur. Exemple : Zn réduit Cu²⁺ (Zn → Zn²⁺ et Cu²⁺ → Cu).
Exercice 16
Un installateur thermique constate que des tuyaux en cuivre raccordés à des pièces en acier (fer) se corrodent différemment en présence d'eau.
D'après la classification, quel métal s'oxyde en priorité ?
Écrire la demi-équation d'oxydation du fer.
Proposer une solution technique pour éviter cette corrosion galvanique.
Le fer s'oxyde en priorité car il est plus réducteur que le cuivre (Fe après Cu dans la classification).
\(\text{Fe} \to \text{Fe}^{2+} + 2e^-\)
Interposer un manchon diélectrique (isolant) entre les deux métaux, ou utiliser un raccord en laiton, ou protéger l'acier par une anode sacrificielle en zinc.
Exercice 17
On plonge une lame d'aluminium dans une solution de sulfate de fer (Fe²⁺). Prévoir la réaction.
L'aluminium peut-il réduire Fe²⁺ ? Justifier avec la classification.
Écrire les demi-équations et l'équation globale.
Que va-t-on observer sur la lame d'aluminium ?
Oui : Al est plus réducteur que Fe (Al après Fe dans la classification).