Dégradation des matériaux: Corrosion

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Marie-Agnès Blanchard
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1 Session 6 Dégradation des matériaux: Corrosion Références chapitre 8 p

2 Contenu Dégradation des polymères et des céramiques Dégradation des métaux par corrosion Types de corrosion et influence du milieu Corrosion généralisée Corrosion galvanique Oxygénation différentielle Vitesse de corrosion Protection contre la corrosion Anode sacrificielle Isolation électrique: revêtement Potentiel imposé Passivation 6-2

3 Si la corrosion était un phénomène simple à maîtriser, elle n'existerait plus depuis longtemps! 6-3

4 Motivations Motivations: connaître les types de corrosion afin de prendre des mesures préventives: Modifier le milieu ambiant Choisir un matériau moins réactif Protéger le matériau Prévoir la vie des matériaux en milieux corrosifs. 6-4

5 Objectifs Expliquer pourquoi les céramiques sont très résistantes à la corrosion. Décrire les différents types de corrosion. Calculer le potentiel d une cellule et indiquer le sens et le type de réaction électrochimique. Déterminer la vitesse d oxydation d un métal. Énumérer des mesures de protection contre le corrosion. 6-5

6 Dégradation des céramiques Liaison covalente/ionique forte Types Oxydes: Al 2 O 3, SiO 2, Fe 2 O 3 (rouille) Carbures: WC-Co, SiC, B 4 C, Fe 3 C Nitrures: BN, AlN Déjà oxydés ----> STABLES 4 Al +3 O > 2 Al 2 O 3 4 Fe + 3O > 2 Fe 2 O 3 6-6

7 Dégradation des céramiques La réduction des céramiques donne encore des céramiques S i O 2 + N HT---> S i3 N 4 + NO/NO 2 S i O 2 + C ----HT ---> S i C + CO/CO 2 Nitrures résistent à la nitruration Si 3 N 4 + N HT---> rien Carbures résistent à la carburation S i C + C ----HT---> rien AlN + N HT---> rien 6-7

8 Dégradation des polymères absorbe le solvant et se gonflent. Les molécules du soluté s installent entre les molécules des polymères et les forcent à s écarter. ---> affaiblissement des liaisons de Van derwalls --> matériaux devient mous. Rupture des liaisons: scission Dégradation sous rayons ultra-violet altère la structure moléculaire. Ces rayonnements pénètrent dans les polymères et interagit avec les atomes. Polyéthylène + T élevée + O2 devient fragile Polychlorure de vinyle + T élevée acquiert un coloration et perd son intégrité Chaleur Rupture des liaisons à T élevée et déclenchement des réactions chimiques --> perte de masse des polymères. Plus la liaison est forte, meilleure est la stabilité thermique 6-8

9 Corrosion des métaux 6-9

10 Corrosion généralisée en milieu acide À l anode M ne M n ph < 7 À la cathode M n ne M 2H 2e H 2 Dégagement de H

11 Corrosion généralisée en milieu acide + O 2 À l anode Fe 2e Fe 2 À la cathode O2 4H 4e 2H2O La solution s enrichit en H 2 O 6-11

12 À l anode Milieu basique ou neutre + O 2 Cu 2e Cu 2 À la cathode O H O 4e 4OH La solution s enrichit en ions 6-12

13 Réactions d oxydo-réduction Réactions anodiques EX. Fe 2e Fe Zn 2e Zn 2 2 M ne M n 2H 2e H Réactions cathodiques Dégagement de H 2 2 solution acide O2 4H 4e 2H 2O Réduction de O 2 : solutions acides O2 2H 2 O 4e 4( OH) Réduction de O 2 : M n ne M solutions neutres ou basiques Dépôt métallique Electrolyte = eau pure 6-13

14 Mesure du potentiel d un métal En pratique, il est impossible de mesurer directement le potentiel d'équilibre qui s'établit entre le métal et la solution car la sonde de mesure serait aussi le siège d'une réaction électrochimique. Standardise donc à l'aide de deux demi-piles jumelées. 6-14

15 Mesure du potentiel d un métal En pratique on utilise de l hydrogène 2H 2e H 2 E 0 (H 2 ) = 0 v : potentiel de référence 6-15

16 Cathodique Anodique 6-16

17 Corrosion galvanique 6-17

18 Corrosion galvanique : cellule électrochimique de Fe et Cu Potentiels E (Cu) = V E(Fe) = V DE = 0.78 V Solution riche en ions Fe 2+ Solution riche en ions Cu 2+ Circuit ouvert: pas de corrosion. Réactions d oxydo-réduction réversibles déplacement d e du fer ( E = v ) au Cu (E =+0.34v) Circuit fermé Corrosion du fer (anode) Fe -----> 2e+ Fe 2+ Dépôt du cuivre à la cathode: Cu 2+ +2e----> Cu 6-18

19 Corrosion galvanique (2) Fe et Cu se corrodent indépendamment l un de l autre Corrosion du fer Eau de mer Eau de mer 6-19

20 Cathodique Potentiels de corrosion des métaux dans l eau de mer 33 g/l de sel (NaCl) ph = 8.2 Température : 25 C Anodique 6-20

21 Détermination de la vitesse de corrosion 6-21

22 Vitesse de corrosion Vitesse de corrosion: m/t = f (courant) Loi de Faraday Perte en masse de métal de l anode (g) m A i 0 t n A: masse atomique (g/mole) i 0 : courant de corrosion (A) t: temps (secondes) n: nombre d électrons de valence du métal Si la dissolution est uniforme, alors i 0 devient la densité de courant (A/dm 2 ) m/t est exprimée en perte d épaisseur par année: e/t (mm/a) m/t la perte de masse par dm 2 par jour (mg/(dm 2 x j)) Ex. Vitesse de corrosion de l acier dans l eau de mer stagnante: 0.15 mm/année ou 33 mg /dm 2 /jour densité de courant: i 0 = 1.3 ma /dm

23 Montage pour courbes de polarisation Courant: i =? 6-23

24 Courbes de polarisation On suit l'évolution de E au fur et à mesure que la résistance R diminue (I augmente) Quand la résistance R est nulle (théorie) les potentiels cathodique et anodique s'équilibrent Corrosion en régime permanent = i corr η Loi de Tafel β log( i i 0 ) : surtension b: pente de la courbe 6-24

25 Réaction anodique (quand i =0) Circuit ouvert: i = 0 Réaction anodique: Cu Réaction anodique Fe 6-25

26 Intérêt de la loi de Tafel: Choix des dimensions des électrodes Boulon: Al Tôle: acier inox. Al: anode Inox: cathode Sc/Sa >> 1 Vitesse de corrosion élevée 6-26

27 Passivation et corrosion par piqure 6-27

28 Passivation Cas des métaux dont la vitesse de corrosion baisse et devient moins de 1/10 3 mm /année. Le métal devient passif. Rapport de courant Principaux métaux passivables Aciers inox. Alliages de nickel-chrome : inconel alliages de cobalt-chrome: stellite Titane et ses alliages i i actif passif

29 Corrosion des alliages passivables Courant de corrosion i p = cte 6-29

30 C A Pouvoir oxydant de C1 > C3 B E C1 C3 D C2 6-30

31 Mécanisme de piqûre M n nh2o Cl M( OH) n nh Cl 6-31

32 Carbure de chrome sur acier inox 2 mm [Cr] requis pour passivation Ségrégation du Cr-C dû à la mise en forme de l acier inox. 6-32

33 Piqûre sur un couteau 6-33

34 Autres facteurs influençant la corrosion 6-34

35 Influence de la conductibilité électrique de l électrolyte Conductibilité électrique Conductibilité électrique Vitesse de corrosion proportionnelle à la densité de courant i 6-35

36 Effet de crevasse Concentration en O 2 faible 6-36

37 Effet de crevasse Eau Zone cathodique Concentration en O 2 élevée Zone anodique Concentration en O 2 faible 6-37

38 Corrosion par courant vagabond 6-38

39 Influence du milieu Très agressif moins agressif 6-39

40 Corrosion et tenue en fatigue La corrosion abaisse la limite d endurance à la fatigue 6-40

41 Lutte contre la corrosion 6-41

42 Lutte contre la corrosion Actions sur le milieu Éliminer O 2 dissout Éliminer cl - Inhibiteurs de corrosion: réduire corrosivité du milieu Action sur la pièce Design Choix des matériaux Revêtement des électrodes Protection électrochimique Anode sacrificielle Courant imposé 6-42

43 Protection par revêtement Revêtements non métalliques: continues et adhérentes. (contiennent souvent des poudres de Zn ou Al qui agissent comme anodes) peintures Polymères, plastiques Goudrons ou bitume (structures enfouies) Revêtements métalliques Anodiques: Zn sur Fe (galvanisation) Cathodiques : Sn, Ni, Cr,.., sur Fe Modifications de la surface par voie chimique Aciers: Phosphatation (formation d une couche de phosphate de fer, protectrice, à la surface de l acier lorsqu il est trempé dans l acide phosphorique) Aluminium: oxydation anodique (Al 2 O 3 ): anodisation 6-43

44 Protection cathodique par anode sacrificielle Protection cathodique: fournir au métal à protéger des électrons d une source extérieure Ce métal devient un cathode: M n+ + ne ----> M (réaction inverse) 6-44

45 anode sacrificielle 6-45

46 Protection par courant imposé Corrosion par courant vagabond m A i 0 t n 6-46

47 Protection par revêtement: galvanisation Revêtement plus anodique que le métal protégé Zn Acier plus anodique que le chrome DANGER 6-47

48 Protection par passivation ( Ti, Nb, Ta, Cr, Ni, Co) Protection par développement d une couche protectrice: La vitesse de corrosion baisse et devient moins de 10-3 mm /année. Le métal devient passif suite à la formation d une couche protectrice (d ions ou d oxydes) Rapport de courant Principaux métaux passivables Aciers inox. Alliages de nickel-chrome : inconel alliages de cobalt-chrome: stellite Titane et ses alliages Lire section page 820 (mise en évidence et mécanismes) i i actif passif

49 Design des assemblages et corrosion 6-49

50 Corrosion des assemblages boulonnés Faible en O2 6-50

51 Design des réservoirs et corrosion 6-51

52 Design des coudes et corrosion 6-52

53 *** À retenir aujourd hui *** 1. Les matériaux sont anode ou cathode 2. Il existe une courbe de polarisation 3. Il existe trois types de milieux propices à la corrosion 4. La loi de Faraday permet de calculer la vitesse de corrosion 5. Attention, couple galvanique!!!!! 6-53

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