Chapitre 7 – Oxydoréduction et protection des métaux contre la corrosion
Terminale Bac Pro ICCER (Grpt 1) | Chimie
ICCER — Mise en situation Protéger les canalisations et les ballons ECS contre la corrosion
Dans une installation de chauffage ou de production d'eau chaude sanitaire, les canalisations en acier
et les ballons de stockage sont exposés à l'eau chaude, à l'air dissous et aux sels minéraux.
Sans protection, la corrosion perfore les parois en quelques années.
Dans ce chapitre, vous comprendrez les mécanismes chimiques de la corrosion grâce à la notion
d'oxydoréduction, et vous découvrirez comment les techniciens chauffagistes utilisent
les anodes sacrificielles en magnésium pour protéger les ballons ECS,
et la galvanisation au zinc pour protéger les canalisations et structures métalliques.
Objectifs d'apprentissage
Définir oxydation et réduction en termes de transfert d'électrons ; identifier les espèces oxydantes et réductrices.
Écrire les demi-équations d'oxydoréduction et les combiner pour obtenir l'équation bilan.
Utiliser la classification électrochimique pour prévoir le sens d'évolution spontanée d'une réaction.
Expliquer et illustrer les phénomènes de corrosion des métaux par le dioxygène de l'air.
Comprendre et distinguer les deux modes de protection : passivation et anode sacrificielle.
1. Oxydation et réduction
Définition
Une oxydation est une perte d'électrons par une espèce chimique.
Une réduction est un gain d'électrons par une espèce chimique.
Moyen mnémotechnique — OIL RIG O I L R I G Oxidation Is Loss — Reduction Is Gain
(L'oxydation est une perte — La réduction est un gain [d'électrons])
Couple oxydant / réducteur
Un couple oxydant/réducteur (noté Ox/Red) regroupe deux espèces conjuguées qui se transforment l'une en l'autre par échange d'électrons. La relation générale est :
\(\mathrm{Ox} + n\,e^- \rightleftharpoons \mathrm{Red}\)
avec \(n\) le nombre d'électrons échangés (entier positif)
L'espèce Ox (oxydant) est celle qui capte des électrons.
L'espèce Red (réducteur) est celle qui cède des électrons.
Exemples de couples : \(\mathrm{Cu^{2+}/Cu}\), \(\mathrm{Zn^{2+}/Zn}\), \(\mathrm{Fe^{2+}/Fe}\), \(\mathrm{Fe^{3+}/Fe^{2+}}\), \(\mathrm{O_2/H_2O}\).
Attention
Une oxydation et une réduction ont toujours lieu simultanément : les électrons cédés par le réducteur sont immédiatement captés par l'oxydant. On ne peut pas avoir l'une sans l'autre. C'est pourquoi on parle de réaction d'oxydoréduction.
Application
Lors de la corrosion d'un tuyau en fer (Fe), le fer perd des électrons : Fe → Fe²⁺ + 2e⁻. S'agit-il d'une oxydation ou d'une réduction ? Identifier l'espèce oxydante et réductrice dans ce couple.
C'est une oxydation (perte d'électrons — OIL). Le fer Fe est le réducteur (il cède des électrons). L'ion Fe²⁺ est l'oxydant conjugué. Le couple est Fe²⁺/Fe.
2. Demi-équations d'oxydoréduction
Une demi-équation traduit le gain ou la perte d'électrons pour un couple Ox/Red. Elle doit être équilibrée en charges électriques et en éléments chimiques.
Méthode — Écriture d'une demi-équation
Pour écrire la demi-équation de réduction du couple \(\mathrm{Ox/Red}\) :
Écrire l'espèce oxydante à gauche et l'espèce réduite à droite.
Équilibrer les éléments autres que O et H.
Équilibrer les atomes d'oxygène en ajoutant des molécules \(\mathrm{H_2O}\).
Équilibrer les atomes d'hydrogène en ajoutant des ions \(\mathrm{H^+}\) (milieu acide ou neutre).
Équilibrer les charges électriques en ajoutant des électrons \(e^-\) du côté le plus chargé positivement.
Pour la demi-équation d'oxydation, écrire le réducteur à gauche et l'oxydant à droite, puis les électrons libérés apparaissent à droite.
Exemples de demi-équations
Couple \(\mathrm{Fe^{2+}/Fe}\) — réduction de l'ion fer(II) :
Couple \(\mathrm{O_2/H_2O}\) — réduction du dioxygène en milieu acide :
\[
\mathrm{O_2 + 4\,H^+ + 4\,e^- \longrightarrow 2\,H_2O}
\]
Vérification : charges à gauche \(0 + 4(+1) + 4(-1) = 0\) ; charges à droite \(0\). ✓ — atomes O : 2 des deux côtés ✓
Couple \(\mathrm{Fe^{3+}/Fe^{2+}}\) — réduction de l'ion fer(III) en ion fer(II) :
\[
\mathrm{Fe^{3+} + e^- \longrightarrow Fe^{2+}}
\]
Ce couple intervient notamment dans la corrosion du fer en présence d'ions Fe³⁺ et dans les piles.
3. Écriture de l'équation bilan — combinaison de deux demi-équations
L'équation bilan d'une transformation d'oxydoréduction s'obtient en combinant la demi-équation de réduction et la demi-équation d'oxydation, de manière à éliminer les électrons de l'équation finale.
Méthode
Écrire la demi-équation de réduction (l'oxydant capte des électrons).
Écrire la demi-équation d'oxydation (le réducteur cède des électrons).
Multiplier chaque demi-équation par un coefficient entier pour que le nombre d'électrons soit identique dans les deux demi-équations.
Additionner membre à membre ; les électrons se compensent et doivent disparaître.
Exemple détaillé : réaction du zinc avec les ions cuivre(II)
Situation : On plonge une lame de zinc \(\mathrm{Zn}\) dans une solution de sulfate de cuivre \(\mathrm{CuSO_4}\). On observe le dépôt d'un solide rougeâtre (cuivre métallique) sur la lame et la décoloration progressive de la solution bleue.
Étape 1 — Demi-équation de réduction (les ions \(\mathrm{Cu^{2+}}\) sont réduits en \(\mathrm{Cu}\)) :
\(\mathrm{Zn_{(s)} + Cu^{2+}_{(aq)} \longrightarrow Zn^{2+}_{(aq)} + Cu_{(s)}}\)
Le zinc (réducteur) est oxydé ; les ions cuivre (oxydant) sont réduits.
Vérification des charges : gauche \(0 + (+2) = +2\) ; droite \(+2 + 0 = +2\). ✓ Vérification des éléments : 1 Zn des deux côtés ✓ ; 1 Cu des deux côtés ✓.
Attention
Les électrons ne doivent jamais apparaître dans l'équation bilan finale. Si des électrons subsistent après addition des deux demi-équations, les coefficients multiplicateurs ont été mal choisis.
4. Classification électrochimique des couples Ox/Red
Il est possible de classer expérimentalement les couples Ox/Red par ordre de pouvoir oxydant croissant (ou de pouvoir réducteur décroissant). Cette classification est établie par rapport à l'électrode normale à hydrogène (ENH) et donne le potentiel standard de réduction \(E°\) de chaque couple.
Classification électrochimique (extrait) — potentiel standard croissant vers le haut
Oxydant (Ox) ↓ oxydant de + en + fortréducteur de + en + fort ↑ Réducteur (Red)\(E°\) (V)
\(\mathrm{Au^{3+}}\)/\(\mathrm{Au}\)+1,50
\(\mathrm{Ag^{+}}\)/\(\mathrm{Ag}\)+0,80
\(\mathrm{Cu^{2+}}\)/\(\mathrm{Cu}\)+0,34
\(\mathrm{H^+}\)/\(\mathrm{H_2}\)0,00
\(\mathrm{Fe^{2+}}\)/\(\mathrm{Fe}\)−0,44
\(\mathrm{Zn^{2+}}\)/\(\mathrm{Zn}\)−0,76
\(\mathrm{Al^{3+}}\)/\(\mathrm{Al}\)−1,66
\(\mathrm{Mg^{2+}}\)/\(\mathrm{Mg}\)−2,37
Les potentiels standard E° sont donnés par rapport à l'électrode normale à hydrogène (ENH), à 25 °C. Plus E° est élevé, plus l'oxydant est puissant ; plus E° est faible, plus le réducteur est puissant.
Règle du gamma (ou règle en croix)
Une réaction d'oxydoréduction spontanée se produit entre :
L'oxydant le plus fort — celui du couple ayant le potentiel E° le plus élevé (en haut dans la classification)
Le réducteur le plus fort — celui du couple ayant le potentiel E° le plus faible (en bas dans la classification)
En traçant une diagonale (en forme de gamma) entre les deux espèces réactives dans la classification, on visualise directement la réaction qui se produit spontanément.
Application
On a les couples : Fe²⁺/Fe (E° = −0,44 V) et Cu²⁺/Cu (E° = +0,34 V). Appliquer la règle du gamma pour déterminer si une plaque de fer plongée dans une solution de Cu²⁺ va réagir. Écrire l'équation bilan.
Oxydant le plus fort : Cu²⁺ (E° le plus élevé = +0,34 V). Réducteur le plus fort : Fe (E° le plus faible = −0,44 V). La réaction spontanée est : Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu. La plaque de fer se corrode et du cuivre se dépose dessus — phénomène de corrosion galvanique à éviter dans les installations thermiques mixtes fer/cuivre.
Application de la règle du gamma
On dispose des couples Cu²⁺/Cu (E° = +0,34 V) et Zn²⁺/Zn (E° = −0,76 V).
Oxydant le plus fort : Cu²⁺ (potentiel le plus élevé)
Réducteur le plus fort : Zn (potentiel le plus faible)
La réaction spontanée est donc Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu.
La réaction inverse (Cu + Zn²⁺) n'est pas spontanée dans les conditions standard.
Attention
La règle du gamma permet de prévoir le sens spontané de la réaction (aspect thermodynamique). La vitesse de cette réaction (aspect cinétique) est une information distincte : une réaction peut être spontanée mais extrêmement lente. Par exemple, l'oxydation de l'or par l'air est spontanée mais négligeable en pratique — c'est pourquoi l'or est utilisé en joaillerie et en électronique.
Le graphique ci-dessous représente les potentiels standards E° de différents couples.
Sélectionnez deux métaux pour voir si leur réaction est spontanée et laquelle se corrode en premier.
6. Corrosion des métaux — oxydation par le dioxygène de l'air
Définition
La corrosion est la dégradation spontanée d'un métal par réaction chimique avec son environnement (dioxygène de l'air, eau, acides, sels dissous…). Il s'agit d'une réaction d'oxydation du métal par un agent extérieur.
En présence de dioxygène de l'air O₂ et d'eau, le fer se corrode pour former la rouille, composée principalement d'oxyde de fer(III) hydraté Fe₂O₃·nH₂O.
Réaction de corrosion du fer par le dioxygène (milieu acide)
Équation bilan (addition des deux demi-équations) :
\(\mathrm{2\,Fe_{(s)} + O_{2(g)} + 4\,H^+_{(aq)} \longrightarrow 2\,Fe^{2+}_{(aq)} + 2\,H_2O_{(l)}}\)
Le fer est oxydé (réducteur) ; le dioxygène est réduit (oxydant).
Les ions Fe²⁺ sont ensuite ré-oxydés en Fe³⁺ par l'oxygène, puis précipitent en présence d'eau sous forme de rouille Fe₂O₃·nH₂O.
Conditions favorisant la corrosion
Présence simultanée d'eau et de dioxygène (milieu humide)
Milieu acide (pH faible accélère fortement la corrosion)
Présence de sels dissous : les ions Cl⁻ (eau de mer) accélèrent la corrosion en détruisant les couches protectrices
Contact entre deux métaux de potentiels différents (corrosion galvanique)
Températures élevées
ICCER Enjeux en installation thermique
Les canalisations en acier d'un réseau de chauffage sont soumises à la corrosion par :
L'eau chaude (dioxygène dissous) qui oxyde le fer des parois intérieures
L'humidité de l'air extérieur qui attaque les parois extérieures non protégées
Les condensats acides (CO₂ dissous dans l'eau → acide carbonique H₂CO₃)
Une fuite non détectée peut provoquer des dégâts importants dans un délai de quelques mois.
7. Animation — Protection par anode sacrificielle (zinc/fer)
L'animation ci-dessous montre le principe de la protection cathodique par anode sacrificielle.
Les électrons libérés par l'oxydation du zinc circulent vers le fer, qui reste intact.
Zn intact
Anode — Zinc (E°=−0,76 V)
Fe intact
Cathode — Fer protégé
0
Électrons transférés
8. Passivation — formation d'une couche d'oxyde protectrice
Définition
La passivation est le phénomène par lequel un métal, après avoir été légèrement oxydé, se recouvre d'une couche d'oxyde fine, dense et très adhérente qui isole le métal du milieu extérieur et stoppe ou ralentit fortement la poursuite de la corrosion. Le métal est dit passivé.
Métaux passivables et leur oxyde protecteur
Métal
Oxyde protecteur
Caractéristiques de la couche
Aluminium (Al)
\(\mathrm{Al_2O_3}\) (alumine)
Formée spontanément en quelques secondes à l'air ; épaisseur ~4 nm ; très dure, dense et adhérente
Chrome (Cr) / Acier inoxydable
\(\mathrm{Cr_2O_3}\)
L'ajout de plus de 12 % de chrome à l'acier confère la passivation ; utilisé dans le médical, l'alimentaire et l'architecture
Titane (Ti)
\(\mathrm{TiO_2}\)
Passivation très robuste et stable ; utilisé en aéronautique et pour les implants médicaux
La réaction de passivation de l'aluminium s'écrit :
\(\mathrm{4\,Al_{(s)} + 3\,O_{2(g)} \longrightarrow 2\,Al_2O_3{(s)}}\)
Réaction spontanée à température ambiante — la couche d'alumine formée est auto-protectrice.
ICCER Avantages de l'aluminium en aéronautique et en installation thermique
L'aluminium (et ses alliages) est massivement utilisé dans la construction aéronautique pour plusieurs raisons conjuguées :
Faible densité : ρ(Al) = 2,7 g/cm³ contre 7,9 g/cm³ pour l'acier — gain de masse = économies de carburant significatives.
Passivation naturelle : la couche d'alumine Al₂O₃ protège le métal sans traitement supplémentaire coûteux ni entretien permanent.
Bonne résistance mécanique des alliages d'aluminium à haute performance (séries 2xxx au cuivre, 7xxx au zinc).
En installation thermique : les gaines de ventilation en aluminium bénéficient de cette protection naturelle dans les locaux humides.
Limites de la passivation
La couche d'oxyde peut être détruite :
En milieu acide concentré ou en milieu très basique (l'alumine se dissout dans les bases fortes).
En présence d'ions chlorure Cl⁻ en concentration élevée (eau de mer) qui perfore localement la couche protectrice.
À noter : pour le fer, la rouille Fe₂O₃·nH₂O est poreuse, friable et non adhérente — elle n'assure aucune protection et la corrosion se poursuit jusqu'à la destruction totale de la pièce.
9. Protection par anode sacrificielle
Définition
La protection par anode sacrificielle (ou protection cathodique par anode galvanique) consiste à mettre en contact électrique le métal à protéger avec un métal plus réducteur, c'est-à-dire de potentiel standard E° plus faible. Ce métal "sacrifié" se corrode préférentiellement à la place du métal à protéger.
Principe électrochimique — Pourquoi l'anode sacrificielle se corrode-t-elle en premier ?
D'après la règle du gamma, la réaction spontanée a lieu entre l'oxydant le plus fort (O₂) et le réducteur le plus fort. Si deux métaux M₁ (moins réducteur, E° plus élevé) et M₂ (plus réducteur, E° plus faible) sont en contact dans un milieu corrosif :
M₂ (plus réducteur) joue le rôle d'anode : il cède ses électrons en premier — il est oxydé préférentiellement.
M₁ (moins réducteur) joue le rôle de cathode : il reçoit les électrons — il est protégé de l'oxydation.
Le métal à protéger est maintenu à un potentiel suffisamment négatif pour ne pas s'oxyder : c'est la protection cathodique.
Exemple : protection de l'acier (fer) par le zinc — galvanisation
Comparaison des potentiels standard :
Fe²⁺/Fe : E° = −0,44 V
Zn²⁺/Zn : E° = −0,76 V
Le zinc est plus réducteur que le fer car E°(Zn²⁺/Zn) < E°(Fe²⁺/Fe). D'après la règle du gamma, c'est le zinc qui est oxydé spontanément en premier :
Le fer est maintenu cathodique : il n'est pas oxydé. Même si le revêtement de zinc est rayé et que le fer est localement exposé au milieu corrosif, il reste protégé tant que du zinc est en contact électrique — contrairement à un simple revêtement de peinture ou d'étain.
ICCER Applications des anodes sacrificielles en installation thermique
Ballon ECS : anode en magnésium (Mg, E°=−2,37 V) à l'intérieur du ballon en acier ; se consume lentement et protège la cuve contre la corrosion par l'eau chaude. À remplacer tous les 2 à 5 ans selon la dureté de l'eau.
Galvanisation : tôles de toiture, garde-corps, canalisations en acier galvanisé (zinc sur acier).
Coques de navires : blocs de zinc boulonnés sur la coque métallique ; remplacés lors de chaque carénage.
Pipelines enterrés : anodes de magnésium Mg connectées aux conduites en acier sur de grandes longueurs.
Remplacement régulier obligatoire
L'anode sacrificielle se consomme progressivement au cours du temps (elle s'oxyde à la place du métal protégé). Elle doit être inspectée et remplacée régulièrement. Une anode épuisée ne protège plus le métal principal, qui se corrode alors normalement.
Application
Un technicien de maintenance énergétique vérifie l'anode magnésium d'un ballon ECS. Les couples sont : Mg²⁺/Mg (E° = −2,37 V) et Fe²⁺/Fe (E° = −0,44 V). Expliquer pourquoi le magnésium protège le ballon en acier.
Le magnésium a E° = −2,37 V < E°(Fe) = −0,44 V → le magnésium est plus réducteur que le fer. D'après la règle du gamma, le Mg est oxydé spontanément en premier (Mg → Mg²⁺ + 2e⁻). Le fer reste cathodique et est protégé de la corrosion tant que du magnésium est présent. Il faut remplacer l'anode avant qu'elle soit totalement consumée.
10. Tableau récapitulatif des méthodes de protection contre la corrosion
Méthode de protection
Principe chimique
Exemples professionnels
Avantages
Limites
Passivation naturelle
Couche d'oxyde dense et adhérente (Al₂O₃, Cr₂O₃, TiO₂)
Gaines aluminium, acier inox robinetterie
Automatique, sans entretien courant
Détruite par Cl⁻ ou milieu très acide/basique
Revêtement de surface
Isolation physique (barrière mécanique)
Peinture anticorrosion sur charpentes
Simple, économique, esthétique
Inefficace si rayé ou écaillé
Galvanisation (zinc)
Barrière + protection électrochimique si rayure
Canalisations galvanisées, garde-corps
Double protection ; efficace même si rayé
Zinc se consomme ; limité en milieu très agressif
Anode sacrificielle (Mg, Zn)
Métal plus réducteur s'oxyde en premier
Ballon ECS (Mg), canalisations enterrées
Protection active ; simple à poser
À surveiller et remplacer régulièrement
Protection cathodique imposée
Courant électrique maintient le métal cathodique
Grands réseaux de pipelines
Permanente et ajustable
Nécessite énergie continue et surveillance
💡 À retenir absolument
Une oxydation est une perte d'électrons ; une réduction est un gain d'électrons. Mémo : OIL RIG.
Les deux phénomènes sont toujours simultanés : transfert d'électrons du réducteur vers l'oxydant.
La règle du gamma : l'oxydant le plus fort (E° élevé) réagit spontanément avec le réducteur le plus fort (E° faible).
La corrosion du fer est due à son oxydation par O₂ ; la rouille est poreuse et n'assure aucune protection.
La passivation (Al → Al₂O₃ ; acier inox → Cr₂O₃) crée une couche d'oxyde dense et protectrice.
L'anode sacrificielle (Mg pour ballon ECS, Zn pour acier) se corrode en premier et protège le métal moins réducteur.
11. Bilan — Synthèse du chapitre
Formules et notions clés
Oxydation : Red → Ox + n e⁻ (perte d'e⁻)
Réduction : Ox + n e⁻ → Red (gain d'e⁻)
Équation bilan : somme des demi-équations (sans e⁻ à la fin)
Règle du gamma : sens spontané = Ox fort + Red fort
Classification : E° croissant du bas vers le haut
Applications professionnelles
Anode Mg dans ballon ECS (à changer tous 2-5 ans)
Galvanisation tuyaux acier/zinc
Gaines alu passivées naturellement
Acier inox robinetterie (Cr₂O₃)
Vérification pH de l'eau du circuit chauffage
12. Mini-exercices corrigés
▶ Exercice 1 — Demi-équations et équation bilan (anode Mg / acier)
L'anode sacrificielle en magnésium d'un ballon ECS protège la cuve en acier (fer) de la corrosion.
Dans l'eau chaude, le dioxygène dissous O₂ est l'agent oxydant.
Écrire la demi-équation d'oxydation du magnésium.
Écrire la demi-équation de réduction du dioxygène.
Écrire l'équation bilan de la réaction de l'anode sacrificielle.
Pourquoi le magnésium protège-t-il mieux le fer que le zinc ?
Correction :
1. \(\mathrm{Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2\,e^-}\) (oxydation, perte de 2 e⁻) 2. \(\mathrm{O_2 + 4\,H^+ + 4\,e^- \longrightarrow 2\,H_2O}\) (réduction, gain de 4 e⁻) 3. Multiplier la demi-équation du Mg par 2 : \(\mathrm{2\,Mg \longrightarrow 2\,Mg^{2+} + 4\,e^-}\)
Équation bilan : \(\mathrm{2\,Mg + O_2 + 4\,H^+ \longrightarrow 2\,Mg^{2+} + 2\,H_2O}\) 4. E°(Mg²⁺/Mg) = −2,37 V est très inférieur à E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V et E°(Fe²⁺/Fe) = −0,44 V.
Le magnésium est beaucoup plus réducteur que le zinc : il a une plus grande tendance à s'oxyder,
donc il protège plus efficacement et plus longtemps le fer dans les conditions d'un ballon ECS.
▶ Exercice 2 — Règle du gamma : acier en contact avec cuivre
Dans une installation de plomberie, un raccord en cuivre est soudé à une canalisation en acier (fer).
Cette jonction est immergée dans une eau légèrement acide.
Données : E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V ; E°(Fe²⁺/Fe) = −0,44 V.
Quel métal est l'oxydant le plus fort ? Quel métal est le réducteur le plus fort ?
D'après la règle du gamma, quel métal se corrode spontanément ?
Ce phénomène est-il souhaitable ? Que peut-on faire pour l'éviter ?
Correction :
1. Cu²⁺ est l'oxydant le plus fort (E° = +0,34 V > −0,44 V) ; Fe est le réducteur le plus fort (E° le plus faible). 2. D'après la règle du gamma : Fe se corrode spontanément. Réaction :
\(\mathrm{Fe + Cu^{2+} \longrightarrow Fe^{2+} + Cu}\). C'est une corrosion galvanique. 3. Non, c'est indésirable — la canalisation en acier est attaquée. Pour l'éviter :
Utiliser un raccord isolant (manchon diélectrique) entre les deux métaux.
Traiter l'eau pour réduire son acidité (augmenter pH).
Utiliser un seul type de métal (tout cuivre ou tout acier inox).
▶ Exercice 3 — Passivation de l'aluminium (gaines CTA)
Les gaines de ventilation d'une CTA sont en aluminium. Un technicien explique que "l'aluminium
résiste bien à la corrosion même dans les locaux humides sans peinture ni traitement particulier".
Expliquer le phénomène de passivation de l'aluminium en termes d'oxydoréduction.
Écrire la réaction de formation de la couche protectrice.
Pourquoi la rouille du fer ne joue-t-elle pas le même rôle protecteur ?
Correction :
1. L'aluminium s'oxyde spontanément au contact de l'air :
Al est oxydé (perd des électrons), O₂ est réduit (gagne des électrons).
La couche d'alumine Al₂O₃ formée est dense, adhérente et imperméable :
elle isole le métal sous-jacent du milieu corrosif et stoppe la réaction. 2. \(\mathrm{4\,Al + 3\,O_2 \longrightarrow 2\,Al_2O_3}\) — couche formée en quelques secondes à température ambiante. 3. La rouille Fe₂O₃·nH₂O est poreuse, friable et se détache de la surface.
Elle n'empêche pas l'eau et l'oxygène de continuer à atteindre le fer nu en dessous.
La corrosion se poursuit donc jusqu'à destruction complète, contrairement à l'aluminium.
▶ Exercice 4 — Anode sacrificielle : durée de vie (ballon ECS)
Un ballon ECS de 300 L est équipé d'une anode sacrificielle en magnésium de masse initiale
m₀ = 420 g. La consommation de l'anode est estimée à 80 g/an
dans les conditions d'utilisation normale (eau dure, T = 60 °C).
Calculer la durée de vie théorique de l'anode.
La plaquette de maintenance préconise de vérifier l'anode tous les 2 ans
et de la remplacer si elle est consommée à plus de 50 %. À quel moment faut-il la remplacer ?
Quelle masse de Mg²⁺ a été libérée dans l'eau au moment du remplacement ?
Correction :
1. Durée de vie théorique : t = m₀/consommation = 420/80 = 5,25 ans. 2. Consommation à 50 % → masse restante = 210 g → masse consommée = 210 g.
Temps = 210/80 = 2,6 ans. Donc lors de la vérification à 2 ans, l'anode a consommé
80 × 2 = 160 g (38 % consommée) → à conserver. À la vérification suivante (4 ans) :
320 g consommés (76 % > 50 %) → à remplacer lors de la visite de 4 ans. 3. Au moment du remplacement (4 ans) : masse de Mg libérée = 320 g.
Le magnésium sous forme Mg²⁺ s'est dissous dans l'eau du ballon.
(Note : dans un ballon bien entretenu, l'eau est régulièrement renouvelée et les ions Mg²⁺ partent avec l'eau chaude sanitaire.)
Erreurs fréquentes
❌
Confondre oxydation et réduction Oxydation = perte d'électrons (OIL). Réduction = gain d'électrons (RIG). Un élève dit souvent qu'un métal qui "rouille" est réduit — c'est faux : il est oxydé (il perd des électrons). Conseil : mémoriser OIL RIG (Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain).
❌
Oublier d'équilibrer les charges dans les demi-équations Une demi-équation doit être équilibrée en atomes ET en charges. Vérifier que la somme des charges à gauche = somme des charges à droite. Conseil : compter les charges des deux côtés avant de valider une demi-équation.
❌
Appliquer la règle du gamma dans le mauvais sens La réaction spontanée se fait entre l'oxydant du couple de potentiel le PLUS ÉLEVÉ et le réducteur du couple de potentiel le PLUS FAIBLE. Inverser les potentiels donne un sens de réaction faux. Conseil : dessiner la classification avec les potentiels croissants vers le haut avant d'appliquer la règle.
❌
Croire que l'anode sacrificielle protège par barrière physique L'anode sacrificielle protège par principe électrochimique (elle est oxydée à la place). Si elle est simplement posée à côté sans contact électrique, elle ne protège pas. Le contact électrique direct est indispensable. Conseil : vérifier toujours la connexion électrique de l'anode lors d'une maintenance.