La corrosion humide des métaux | | |

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 1.2 Equilibre 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 2.1 Potentiel 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 13 3.2 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 La corrosion 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.