Notions de corrosion

• LA CORROSION

La corrosion métallique est un phénomène complexe qui peut être défini comme une altération chimique d’un métal massif à l’interface avec le milieu extérieur (atmosphère humide, solution, …). L’attaque peut s’étendre en profondeur si les produits formés sont pulvérulents (rouille par exemple), mais elle peut se limiter à une mince couche protectrice (alumine sur l’aluminium par exemple). Outre l’action de surface, la corrosion peut éventuellement entraîner une diminution des propriétés mécaniques du métal (fragilisation). L’impact économique de la corrosion est considérable. Pour le Fer par exemple, on estime les pertes engendrées par la corrosion au quart de la production mondial d’acier.

 

• NOTION DE CORROSION

En réalité, la corrosion est une détérioration superficielle d´un matériel causée par des phénomènes électriques, chimiques ou mécaniques. A l’exception de quelques métaux nobles (Or, Platine par exemple) à potentiel redox élevé, la thermodynamique indique pour les métaux une tendance spontanée à donner des composés chimiquement plus stables (oxydes par exemple). En fait l’attaque du métal est un processus d’oxydoréduction de type électrochimique qui voit son origine dans le caractère de conduction électrique des deux phases en présence : une conduction électronique dans la phase métallique et une conduction ionique dans l’électrolyte.

Les réactions électrochimiques permettent les transferts de charge au niveau de l’interface entre le métal (électrode) et l’électrolyte.

La corrosion d’un métal comme le fer est la résultante d’un processus qui peut être schématisé par l’équation suivante :

Fe → Fe²⁺ + 2 e^–                     (1)

Cette équation signifie simplement que les atomes du métal (Fe) sous l’action d’un processus de corrosion se transforment en ions positifs (Fe²⁺) qui quittent le métal pour passer dans le milieu. Il y a changement d’état de la matière lié à la réaction de dissolution du métal. Ce changement d’état s’accompagne de la libération d’électrons (2 e^– dans le cas du fer). La conservation de la neutralité du milieu impose que les électrons émis par la réaction de dissolution (1) soient consommés dans une deuxième réaction qui peut être par exemple :

2 H⁺ + 2 e^– →H2                     (2) milieu acide

½ O₂ + H₂O + 2 e^– → 2OH^–      (2’) milieu aéré neutre et basique

 

La deuxième réaction (2 et 2’) est liée à la nature du milieu avec lequel le matériau est en contact (électrolyte).

Lors d’un processus de corrosion, la surface du matériau est donc nécessairement le siège de deux réactions :

• Réaction de dissolution ou d’oxydation (réaction anodique);
• La réaction de décomposition du milieu : « réduction » (réaction cathodique).

Le processus de corrosion, superposition des réactions anodiques et cathodiques, s’accompagne de la circulation d’un courant électrique (circulation d’électrons dans le métal et d’ions dans l’électrolyte) entre les deux zones de l’interface.

 

Les électrons libérés par l’anode (libération d’un ion Fe2+ en solution) sont consommés par le processus cathodique. Pour ce faire, les électrons circulent dans le métal de l’anode vers la cathode dont le potentiel électrique est supérieur à celui de l’anode.

Pour qu’un processus de corrosion se déclenche, il faut donc :

• une surface métallique comportant des zones anodiques et des zones cathodiques, donc des hétérogénéités de potentiel;
• un électrolyte assurant le transport des ions afin de refermer le circuit électrique pour permettre la circulation des électrons. L’électrolyte est assurée par le milieu (sol immergé, eau …).

Lorsque la corrosion est généralisée, les différents points de la surface du métal sont successivement cathodiques et anodiques et la perte d’épaisseur est globalement uniforme. Dans ce cas, la vitesse de corrosion peut être évaluée, par exemple, par la mesure de l’épaisseur ou de la perte du poids permettant ainsi d’estimer la durée de vie de la pièce concernée.

A la différence de la corrosion généralisée, les corrosions localisées proviennent de la localisation des zones anodiques en certains endroits de l’interface, pour des raisons d’hétérogénéité dans le métal (défauts du métal…) ou dans l’électrolyte. La pénétration de la corrosion est d’autant plus rapide que le rapport de la surface anodique sur la surface cathodique est faible (insuffisance de la protection par anodes sacrificielles…).

 

• DIAGRAMMES DE POURBAIX

Les diagrammes de Pourbaix, aussi appelés diagrammes potentiel-[pH], indiquent sur un plan E-pH les domaines d’existence ou de prédominance d’un élément. Ils sont construits à partir de données thermodynamiques. La figure 2 donne l’exemple d’un diagramme simplifié de Pourbaix du fer.

Selon le diagramme de la figure 2, le fer peut se trouver dans trois états thermodynamiques suivant son potentiel et le pH de la solution dans laquelle il est immergé :

• Passivation thermodynamique s’il se trouve dans les domaines de stabilité des hydroxydes ferreux ou ferrique (Fe2O3);
• Activité ou corrosion dans les domaines de stabilité des ions ferreux et ferrique (Fe3+, Fe2+ et HFe vers les pH extrêmes);
• Immunité dans le domaine du diagramme correspondant à la stabilité du fer (Fe).

Dans l’état d’immunité, le métal et le milieu ambiant sont dans un état de stabilité thermodynamique : ils ne peuvent réagir et par conséquent, la corrosion n’est pas possible. Cette situation se rencontre naturellement avec les métaux nobles (potentiel bien supérieur à celui de l’électrode d’hydrogène. Cf. tableau 1).

Dans l’état de passivité, le métal et le milieu ne sont pas dans un état de stabilité thermodynamique, mais le métal se recouvre naturellement d’un film protecteur qui l’isole du milieu extérieur. Ce film (couche passive) doit être thermodynamiquement stable vis à vis du milieu extérieur et ne pas présenter de faiblesse localement. Dans le cas contraire, le métal se corrode localement. Dans la pratique en situation courante, l’acier inoxydable et le titane, par exemple, doivent leur résistance à la corrosion à leur comportement passif.

Dans l’état d’activité, le métal n’est pas stable thermodynamiquement, et n’est pas recouvert d’un film protecteur : il réagit avec son environnement et se corrode.

En se référant au processus électrochimique de corrosion présenté à la figure 1, la protection cathodique consiste à abaisser le potentiel électrochimique d’un métal pour que seules les réactions cathodiques puissent avoir lieu à sa surface. Cet abaissement de potentiel est obtenu en injectant un courant extérieur à la surface du métal pour le polariser.