Corosion du fer

Disponible uniquement sur Etudier
  • Pages : 5 (1104 mots )
  • Téléchargement(s) : 0
  • Publié le : 19 mai 2010
Lire le document complet
Aperçu du document
Laure Rochat Rapport de Chimie : 20.04.10
Sandra Grizzo Corrosion du fer
Julie Grandjean

Introduction :

Durant ce laboratoire nous avons utilisé les notions d’oxydoréduction vues au cours de 2ème année. Pendant une réaction d’oxydoréduction, nous pouvons classer les éléments dans deux groupes. Le premier est les oxydants. Un oxydant est un élément chimique qui « prend » les électrons àl’élément du deuxième groupe. Ce deuxième groupe est les réducteurs, ceux-ci « donnent » leurs électrons aux éléments du premier groupe.
Dans une réaction d’oxydoréduction il y a deux types de réactions, celle d’oxydation et celle de réduction. Une réaction d’oxydation est une réaction pendant laquelle l’élément réactif perd un ou des électrons. Alors qu’une réaction de réduction est une réactionoù le réactif gagne un ou des électrons.
Nous pouvons illustrer ces explications avec la formule suivante :

2HCL + Zn Zn Cl2 + H2

La réaction d’oxydation:
Zn° (s) – 2e- Zn++(aq)

La réaction de réduction:
2 H+ (aq) – 2e- H2 (g)

Le potentiel d’oxydoréduction est une grandeur exprimée en Volts (V) et notée ε. Le potentiel d’oxydation standard(0) est celui de H+//H2. On trouve les différents potentiels dans la série électrochimique.

Mode opératoire et résultats :

Partie pratique :

Avant de commencer cette expérience, nous avons effectué une série de tests afin de déterminer les rôles des différents composants de la solution corrosive.

Lors du premier test effectué, nous avons mélangé 1 mL d’une solution de ferricyanure depotassium avec quelques gouttes d’une solution de Fe++. Suite au contact du Fe++ avec le ferricyanure de potassium, la solution est devenue verte. Il s’est donc produit une réaction d’oxydation.

2K₃[Fe(CN)₆] + 3Fe⁺⁺→ 6K⁺ + Fe₃[Fe(CN)₆]₂

Pour le deuxième test, nous avons mélangé de l’hydroxyde de sodium avec quelques gouttes de phénolphtaléine. La solution est alors devenue rose, ce quiindique une réaction de réduction.
Cette réaction permet de mettre en évidence les OH⁻.

En ce qui concerne le troisième test nous avons mélangé quelques gouttes d’une solution d’hydroxyde de sodium dans une solution d’un sel de Fe+++. La solution est devenue orange avec un précipité orange foncé, presque brun.
Le but de ce test est de mettre en évidence le moment ou le Fe++ s’oxyde en Fe+++.Fe⁺⁺⁺ + 3NaOH → 3Na⁺ + Fe(OH)₃

Dans le milieu corrosif il n’y a, ni NaOH, ni Fe⁺⁺⁺. Le but de ce test est de montrer les Fe⁺⁺ qui continuent de s’oxyder pour former de la rouille (Fe⁺⁺⁺).

I. Attaque du fer

Nous avons tout d’abord déposé une goutte de la solution corrosive sur une lame de fer que nous avons placé dans une boite de pétri. Après cinq minutes nous avons remarqué l’apparitiondes couleurs suivantes :

Au centre de la goutte (anode) , se passe une réaction d’oxydation ( couleur verte) . En effet, l’oxygène présent de l’air va permettre au fer (Fe°) de s’oxyder en Fe++ selon l’équation suivante :

Sur le bord de la goutte (cathode), se produit une réaction de réduction (couleur rose) . L’O2 dissout dans la solution corrosive va se réduire en OH- d’après l’équationsuivante :

Après une heure, nous avons pu remarquer qu’au centre de la goutte (dans le vert) apparaît une couleur brune orangé . Ceci s’explique par le fait que le Fe++ s’oxyde en Fe+++

C’est donc la formation de Fe2O5 qui donne au centre de la goutte sa couleur orange, c’est ce que l’on appelle la rouille.

II. Corrosion électrochimique :

Pour la première expérience, nous avons remplile tube en U avec la solution corrosive et nous avons plongé 1cm d’une électrode en fer de chaque côté du tube. Ces deux électrodes ont été branchées sur le galvanomètre. Nous avons obtenu 0.03 mA. Nous avons observé les réactions d’oxydation et de réduction sur les deux électrodes.

Pour la deuxième expérience, nous avons fait le même montage que pour la première expérience mais nous avons...
tracking img