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La corrosion humide des métaux |
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Contenu
Generalités 1
1 Rappels d’électrochimie 2
1.1 Généralités 2
1.1.1 Passage de courant électrique dans une solution aqueuse 3
1.1.2 Potentiel métal/solution 3
1.1.3 Transferts à travers l’interface : réactions anodiques et cathodiques –loi de Faraday 4
1.1.4 Réactions électrochimiques et corrosion métalliques 5
1.2Equilibre chimique et électrochimiques 6
1.2.1 Equilibres chimiques 6
1.2.2 Equilibre électrochimique – Equation de Nernst 6
1.2.3 Diagramme d’équilibre potentiel-pH – Diagramme de Pourbay 7
1.3 Cinétique des réactions électrochimiques 8
1.3.1 Courbe de polarisation – résistance de polarisation 8
1.3.2 Polarisation de concentration 9
2 Nature électrochimique de la corrosion 9
2.1Potentiel de corrosion – Diagramme d’Evans 10
2.1.1 Réaction de réduction et potentiel de corrosion 10
2.1.2 Diagramme d’Evans 10
2.2 Réactions cathodiques 10
2.3 Couplage galvanique 11
2.3.1 Principe du couplage galvanique 11
2.3.2 Conséquence du couplage galvanique 12
3 Les différentes formes de corrosion 13
3.1 Corrosion uniforme 13
3.1.1 Dissolution d’un métal nu 133.2 La corrosion atmosphérique 16
3.2.1 Humidité 16
3.2.2 Espèces polluantes contenues dans l'air ambiant 17
3.2.3 Caractérisation de la corrosion atmosphérique 18
3.2.4 Mécanisme de la corrosion atmosphérique de l'acier 18
3.3 La corrosion localisée 20
3.3.1 La corrosion galvanique 20
3.3.2 La corrosion par aération différentielle ou corrosion caverneuse 21
3.3.3 Lacorrosion par piqûres 23
3.3.4 La corrosion intergranulaire 24
3.3.5 Corrosion sélective 24
3.3.6 Biocorrosion 25
4 Protection contre la corrosion 27
4.1 Protections de surfaces. 27
4.1.1 Protection par revêtement non métallique. 27
4.1.2 Protection par revêtement métallique. 27
4.1.3 Protection chimique superficielle. 28
4.2 Protection anodique du métal par passivation.28
4.3 Protections cathodiques. 28
5 Références 30
* Généralités
La corrosion désigne l'altération d'un objet métallique par l'environnement. Les exemples les plus connus sont les altérations chimiques des métaux dans l'eau — avec ou sans oxygène — telles la rouille du fer et de l'acier, ou la formation de vert-de-gris sur le cuivre et ses alliages (bronze, laiton). Ces altérationschimiques sont regroupées sous le terme de corrosion aqueuse. Elles sont dues à des effets de plusieurs sortes : dissolution des métaux dans l'eau, apparition de piles électrochimiques, existence de gradients de concentration, aération différentielle ou par piqure ; effets que nous évoquerons ultérieurement.
Figure [ 1 ] : Pépite de cuivre présentant un oxyde de type Vert de gris | Figure [ 2 ] : .Carcasses métalliques de 2CV corrodées |
Globalement, la corrosion aqueuse est un phénomène dont l'impact économique est très important, nécessitant une grande variété de moyens de protections des métaux. On estime, en effet que sur les 900 millions de tonnes d’acier produites chaque année (estimation en 2009), 20% sont destinées au remplacement des pièces corrodées [1].
La corrosion naturelledes métaux consiste essentiellement en en retour à leur état oxydé. Le phénomène d’oxydation n'est pas toujours une combinaison de l’élément avec de l’oxygène.
La vitesse de corrosion est en général exprimée en termes de perte de masse par unité de surface et par unité de temps ou par l'épaisseur de métal corrodé en fonction du temps.
Ces deux grandeurs sont reliées par la masse volumique dumatériau considéré ; et pour les aciers courants on a un ordre de grandeur de 1 g.dm-2.an-1 = 12 μm.an-1.
Dans certains cas particuliers, cette corrosion générale peut être notablement accélérée par l'action d'agents extérieurs au couple matériau-milieu environnant.
La corrosion générale résulte de l'existence simultanée de deux réactions électrochimiques uniformément réparties sur la surface du...
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