\documentclass[10pt,a4paper]{article}

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\title{LC25 -- Corrosion humide des métaux}
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\date{\today}

\newenvironment{systemein}
    {\left\{\begin{aligned}}
    {\end{aligned}\right.
    }

\begin{document}

\titre{Aurélien Goerlinger}{Yohann Faure}{}{}

\subsection*{Niveau : CPGE}


\subsection*{Programme officiel (MP)}
\begin{table}[H]
    \centering
    \begin{tabular}{p{8cm}|p{8cm}}
Transformations spontanées : notion de potentiel
mixte. & Positionner qualitativement un potentiel mixte sur
un tracé de courbes courant-potentiel.\\
\hline
Potentiel de corrosion, intensité de courant de
corrosion, densité de courant de corrosion.
Corrosion uniforme en milieu acide ou en milieu
neutre oxygéné. & Interpréter qualitativement un phénomène de
corrosion uniforme à l'aide de données
expérimentales, thermodynamiques et cinétiques.
Citer des facteurs aggravants de la corrosion.\\
Corrosion différentielle par hétérogénéité du
support ou du milieu. & Interpréter qualitativement un phénomène de
corrosion différentielle faisant intervenir deux
métaux à l'aide de courbes courant-potentiel.\\
\hline
Protection contre la corrosion :

- revêtement ;

- passivation ;

- anode sacrificielle ;

- protection électrochimique par courant imposé. 

& Exploiter des tracés de courbes courant-potentiel
pour expliquer qualitativement :

- la qualité de la protection par un revêtement
métallique ;

- le fonctionnement d'une anode sacrificielle.


Mettre en oeuvre des protocoles illustrant les
phénomènes de corrosion et de protection.\\
\end{tabular}
\end{table}




\subsection*{Bibliographie}
\begin{tabular}{@{\livre}p{0.48\linewidth} @{\  \ }p{0.48\linewidth}}
\textit{L'Oxydo-réduction}, \textbf{Sarrazin}  &  Manips originales pp27-301\\ 
\textit{Chimie MP (blanc)}, \textbf{Grécias}  &  Cours complet\\
\textit{Chimie Tout-en-un MP}, \textbf{Fosset}  &  Autre approche du cours \\
\url{https://www.f-legrand.fr/scidoc/docmml/sciphys/electrochim/corrosion/corrosion.html} \\
\end{tabular}


\noindent
\begin{minipage}[t]{0.48\linewidth}



\subsection*{Prérequis}
\begin{itemize}[label=\ding{226}]
 \item RedOx
 \item E-pH
 \item i-E
 \item potentiel mixte
\end{itemize}
\end{minipage}
\begin{minipage}[t]{0.48\linewidth}
\subsection*{Expériences}
	\begin{itemize}[label=\Coffeecup]
	\item Aération différentielle
	\item Clous tordus
	\end{itemize}
\end{minipage}




\tableofcontents

\newpage

\setlength{\parskip}{1em}


\section*{Introduction}
Maintenant que nous connaissons les bases de l'oxydoréduction et de l'électrochimie, nous allons nous intéresser à un cas pratique très courant, celui de la corrosion. C'est un phénomène que l'on connaît tous, par exemple, on sait que le fer rouille. Il représente un enjeu de sécurité considérable (sécurité d'un véhicule, d'une infrastructure métallique, ou d'un centre de stockage nucléaire) mais également économique (5t d'acier qui disparaissent chaque seconde dans le monde, près de 2\% du PIB mondial perdu à cause de la corrosion chaque année). Nous allons d'abord définir plus précisément la notion de corrosion, voir l'étudier et surtout comment protéger les objets de la corrosion.

\vspace{0.2cm}



\section{Théorie de la corrosion}
\subsection{Définition}
\livre IUPAC Gold Book

\textbf{Définition officielle :} An irreversible interfacial reaction of a material (metal, ceramic, polymer) with its environment which
results in consumption of the material or in dissolution into the material of a component of the enviroment. [...]


La corrosion est donc une réaction irréversible se produisant à l'interface entre un matériau et son envoronnement et qui cause la consommation du matériau où sa dissolution dans une des espèces composant son environnement.

Il existe deux types de corrosion : la \textbf{corrosion sèche} qui se fait dans une atmosphère sèche avec $\mathrm{O_2}$ ou $\mathrm{Cl_2}$ ; et la \textbf{corrosion humide} qui se fait en présence d'eau (liquide ou dans une atmosphère humide).
Cette leçon ne traitera que la corrosion humide des métaux.

Un exemple classique de corrosion est celui du fer qui se transforme en $\mathrm{Fe_2O_3}$, communément appelé rouille, via les réactions suivante :
$$\mathrm{2Fe+2H_2O+O_2 \rightarrow 2Fe(OH)_2}$$
$$\mathrm{4Fe(OH)_2+2H_2O+O_2 \rightarrow 4Fe(OH)_3}$$
$$\mathrm{2Fe(OH)_3 \rightarrow Fe_2O_3+3H_2O}$$
On peut ainsi tout de suite remarquer que la rouille des alliages de fer n'est pas réellement de la corrosion mais un signe de corrosion puisque l'oxyde de fer (III) $\alpha-\mathrm{Fe_2O_3}$ est en réalité issu d'une réaction spontanée de l'hydroxyde de fer (III) en oxyde de fer (III).


\transition{On a affaire à de l'oxydoréduction donc on peut dégainer nos diagrammes E-pH}



\subsection{Aspect thermodynamique : diagrammes E-pH}
Pour comprendre la thermodynamique des réaction entre deux espèces différentes, il faut superposer leurs diagrammes E-pH. 

Bien évidemment, puisqu'on s'intéresse à la corrosion \textit{humide} des \textit{métaux}, les deux espèces en question seront l'eau d'un côté et un métal de l'autre (thank you Captain Obvious).

Deux types de réaction vont intervenir dans ces diagrammes : les réactions d'oxydoréduction et les réactions de complexation. 

\smallbreak
 \noindent \textbf{Diagramme de l'eau :}

Ce diagramme est très simple : il ne fait intervenir que deux couples redox. On a alors
$$\begin{systemein}
\mathrm{O_2+4H^++4e^-} &= \mathrm{2H_2O} &\qquad &E&=&E^0(\mathrm{O_2/H_2O)-0.06\text{pH} } \\
\mathrm{2H^++2e^-} &= \mathrm{H_2} &\qquad &E&=&E^0(\mathrm{H^+/H_2)-0.06\text{pH}}
\end{systemein}
$$

Ainsi, ce diagramme comporte deux droites de pente -0.06 unités de pH/V et d'ordonnées à l'origine les potentiels standards de $\mathrm{O_2/H_2O}$ et $\mathrm{H^+/H_2}$ (attention à d'éventuelles surtensions et/où un potentiel de référence différent de l'ESH pour les valeurs des potentiels standards).

\vspace{0.2cm}

\noindent \textbf{Diagramme d'un métal en présence d'eau :}

Lorsqu'on s'intéresse au diagramme d'un métal en présence d'eau, on définit plusieurs zones différentes :
\begin{itemize}
    \item la zone d'immunité : zone dans laquelle le métal est stable dans l'eau
    \item la zone de corrosion : zone dans laquelle la forme stable dans l'eau est une forme ionique solvatée par l'eau
    \item la zone de passivation : zone dans laquelle la forme stable est un oxyde métallique solide (la notion de \textit{passivation} sera abordée un peu plus tard dans la leçon).
\end{itemize}


\begin{center}
    \includegraphics[width=0.45\textwidth]{fig/eau_fer.png}
    \includegraphics[width=0.45\textwidth]{fig/eau_zn.png}
    \includegraphics[width=0.45\textwidth]{fig/eau_pb.png}
    \includegraphics[width=0.45\textwidth]{fig/eau_cu.png}
\end{center}
On peut identifier sur ces diagrammes les zones d'immunité, de passivation et de corrosion.

On remarque alors que ni le fer, ni le zinc ne sont stables pour $E=0$ V dans l'eau. On voit également que selon de pH, ils sont transformés en une forme ionique ou bien en une forme solide (passivation, cf partie 3). Par contre, on est bien dans la zone d'immunité du fer si on se place à un potentiel de -0.5 V et un pH de 4 par exemple. 
On voit également que le plomb n'est stable qu'à un pH basique dans l'eau. Le cuivre est stable en présence d'eau pour tout pH.

\manip{Mettre un morceau de fer et un morceau de plomb dans deux béchers d'acide différents. On voit une réaction pour le fer mais pas pour le plomb. On peut alors toucher le plomb avec du platine pour voir que la réaction a finalement lieu.}

On observe que le plomb ne réagit pas en milieu acide contrairement à ce que prévoit son diagramme E-pH. Cependant, gardons à l'esprit que ces diagrammes ne représentent que l'aspect thermodynamique des réactions. En l'occurrence, le plomb ne réagit pas avec l'eau à cause d'un blocage cinétique.



\transition{L'aspect thermodynamique d'une réaction ne suffit pas pour la comprendre, il faut aussi l'aspect cinétique. Pour cela, on sort les courbes i-E du placard.}

\subsection{Aspect cinétique : courbes I-E}
Pour comprendre la cinétique de la réaction entre deux espèces différentes en présence l'une de l'autre, il faut regarder leurs courbes i-E.

Pour cela, on rappelle quelques notions :
\begin{itemize}
    \item un couple est rapide si une petite variation de potentiel autour de $E^o$ donne une variation d'intensité non nulle
    \item un couple est lent si une petite variation de potentiel autour de $E^o$ donne une variation d'intensité nulle (on a un plateau sur la courbe i-E)
    \item pour un couple lent, on parle de surtension cathodique $\eta_c$ et anodique $\eta_a$ les surtensions à appliquer pour mesurer respectivement une intensité négative et positive.
\end{itemize}

La corrosion d'un métal M passe par son oxydation en ion M$^+$ et une réduction du dioxygène dissout dans l'eau ainsi que de l'eau en H$_2$.


Dans le diagramme i-E (on peut aussi tracer un diagramme d'Evans, qui est un diagramme |i|-E), on place les courbes anodiques correspondant à des oxydations pour des intensités positives et les courbes cathodiques correspondant aux réductions pour des intensités négatives.


On peut alors définir un \textbf{potentiel mixte} $E_\text{mixte}$ et une \textbf{intensité mixte} $i_\text{mixte}$ pour deux espèces lorsque la courbe anodique d'oxydation de la première espèce coupe la courbe cathodique de réduction de la seconde espèce dans le diagramme d'Evans : les coordonnées du point d'intersection sont alors ($E_\text{mixte}$, $i_\text{mixte}$).


\smallbreak
\begin{center}
    \includegraphics[width=0.7\textwidth]{fig/cinetique.jpg}
\end{center}

On note $E_{M+/M}=E^o(M^+/M)+\eta_a$ le potentiel standard du couple M$^+$/M auquel on ajoute une éventuelle surtension anodique. On fait de même pour les couples de l'eau (pour lesquels on a d'éventuelles surtensions cathodiques). Il existe alors plusieurs cas :
\begin{itemize}
    \item si $E^o(M+/M)$ > $E_{H+/H_2}$ et $E_{O_2/H_2O}$ : on ne peut pas définir de $i_\text{mixte}$, cela correspond à une réaction thermodynamiquement infavorable. La corrosion n'a pas lieu. \textbf{(courbe rouge)}
    \item si $E^o(M+/M)$ < $E_{O_2/H_2O}$ < $E^o(M^+/M)+\eta_a$ : $i_\text{mixte}$ est défini mais vaut 0, cela correspond à un blocage cinétique. La corrosion par O$_2$ n'a pas lieu. Cependant, on peut également un $i_\text{mixte}$ non-nulle par rapport à $E_{H+/H_2}$ donc on a corrosion par l'eau. \textbf{(courbe verte)}
    \item si $E^o(M+/M)$ < $E_{H^+/H_2}$ < $E^o(M^+/M)+\eta_a$ : on a un blocage cinétique donc pas de corrosion par l'eau (et donc pas de corrosion par O$_2$). \textbf{(courbe noire)}
    \item si $E^o(M^+/M)+\eta_a$ < $E_{O_2/H_2O}$ : on a un $i_\text{mixte}$ non nul donc on a corrosion par O$_2$. \textbf{(courbe grise)}
\end{itemize}


L'idée à retenir c'est de comparer le potentiel $E_a$ pour lequel la courbe anodique démarre à celui pour lequel la courbe cathodique $E_c$ démarre. Si $E_a<E_c$, il y a corrosion. Sinon, soit on a blocage cinétique, soit la réaction n'est pas thermodynamiquement favorable.


\begin{center}
    \begin{tabular}{c|c}
        Couple & $E^o$ (V vs ESH)\\
        \hline
        Zn$^{2+}$/Zn & -0.76  \\
        Fe$^{2+}$/Fe & -0.44  \\
        Pb$^{2+}$/Pb & -0.13  \\
        Cu$^{2+}$/Cu & +0.34  \\ 
        Fe$^{3+}$/Fe$^{2+}$ & +0.77  \\
        Ag$^+$/Ag & +0.7996\\
        Au$^{3+}$/Au & 1.52 \\
    \end{tabular}
\end{center}

On peut alors expliquer pourquoi certains métaux sont corrodés et d'autres non.
Pour le plomb, la surtension cathodique de H$^+$/H$_2$ est assez forte pour causer un blocage cinétique. Cependant, si on met en contact le plomb avec du platine, la réduction de H$^+$ se fera sur la platine avec une surtension plus faible, au point qu'on aura plus un blocage cinétique.

\section{Étude expérimentale de la corrosion}

L'objectif de cette partie est d'analyser différentes expériences (réalisées si possible en direct) et de les interpréter avec nos outils théorique. \textbf{Quand c'est rose, c'est basique, donc on a réduit O$_2$}, et quand c'est vert, c'est acide, c'est là qu'on a oxydé le fer.

\prepa{Fil rouge : les clous dans l'agar agar : préparation du milieu}{internet !}{1h en tout}{

\textbf{DOUBLER LES QUANTITÉS !}

\textbf{Matériel :} bécher (250ml), sel, phénolphtaléine, ferricianure de potasium, agar agar.

Portez à ébullition 125 mL d'eau dans le bécher de 250 mL; dissolvez-y petit à petit 2,0g d'agar-agar; laissez bouillir jusqu'à ce que la solution soit claire. Ajoutez 0,1 g de phénolphtaléine, 0,1 g de K$_3$Fe(CN)$_6$ et 4g de NaCl.

Si ça mousse, sortir du feu.

On obtient la solution que j'appellerais par la suite le \textit{Gelimmonde}$^\copyright$. 
}

\prepa{Fil rouge : les clous dans l'agar agar : disposition}{}{}{

\textbf{Matériel :} des clous LONGS, une petite plaque de fer, des fils de zinc et de cuivre, des boites de pétri, un tube à essai, une pile 1.5V.

Mettre les clous et une plaque de fer dans le gelimmonde$^\copyright$, avec différentes positions et dispositions, comme décrit au fur et à mesure de l'exposé.

pétri  : 1 plié, trois entourés, 2 sur une pile

Essai : 1 dans un tube à essai.
}

\subsection{Corrosion uniforme}

La corrosion uniforme, c'est ce que l'on observe là :

\begin{figure}[H]
    \centering
    \includegraphics[width=.4\textwidth]{fig/pipelines.jpg}
    \caption{Corrosion uniforme sur des pipelines.}
    \label{fig:pipelines}
\end{figure}

\textbf{Montrer la plaque dans l'agar agar.}

Toute la surface du matériaux est attaquée uniformément, et de ce fait il n'y a pas de circulation d'électrons dans le matériaux. En effet on effectue la réduction de H$^+$ au même endroit que l'oxydation du métal.

$$
\mathrm{Fe_{(s)}+2H^+=Fe^{2+}+H_{2(g)}}
$$

Cette corrosion dépend bien évidement de paramètres extérieurs, on a tous déjà remarqué qu'un bout de ferraille à l'ai libre rouille plus vite que dans une boite. Les facteurs aggravants principaux sont

\begin{itemize}
    \item La vapeur d'eau atmosphérique
    \item la pluie (directement des H$^+$)
    \item l'eau de mer (car NaCl), la présence d'ions de manière générale
\end{itemize}

Cependant cette corrosion n'est généralement pas la plus problématique, en effet étant généralisée elle est relativement lente, et son uniformité fait qu'elle est aisément repérable.

\subsection{Corrosion différentielle}
La corrosion différentielle, c'est ce qu'il se passe lorsque l'on a des inhomogénéités, soit dans le milieu, soit dans le matériaux.

\begin{center}
    \includegraphics[height=.2\textwidth]{fig/clouplie.png}
    \includegraphics[height=.2\textwidth]{fig/clouprofond.png}
\end{center}

Là on a deux inhomogénéités différentes.
\begin{itemize}
    \item \textbf{Premier cas :} Vu qu'on a coupé la convection en augmentant diantrement la viscosité, on a un gradient de concentration en O$_2$ qui s'établit dans le tube à essai, ce qui donne une corrosion différentielle à cause du milieu.

\begin{center}
    \includegraphics[width=.4\textwidth]{fig/explication_clou.png}
\end{center}

    \item \textbf{Deuxième cas :} C'est le cas de l'usure mécanique. Une pièce fragilisée par l'usure, la pliure ou qui aurait par exemple une petite cavité sera le siège d'une corrosion différentielle, le métal s'abîme au niveau de la pliure.
\end{itemize}

Il est à noter que l'oxydation du doxigène se fait là où le dioxygène est abondant, mais que la réduction du fer se fait là où le dioxygène n'est point. O$_2$ est réduit en H$_2$O dans les zones à grande teneur en O$_2$. Donc l'oxydation qui accompagne la réduction de O2 se fait dans les zones complémentaires à faible teneur de O$_2$.


\subsection{Corrosion galvanique [pas le temps]}

\experience{Pile de corrosion}{Sarrazin p. 287}{5mn}{
On prend deux métaux dans de l'acide chlorhydrique, et on observe la corrosion. Quand on les relie par un fil électrique, phénomène de pile, on voit bien ce qui se passe ! (Attention, Sarrazin se trompe, c'est la corrosion du fer qui est stoppée en présence de Zn, pas l'inverse). On les met dans deux béchers différents reliés par un pont salin pour plus de facilité.

Mettre de la phénolphtaléine comme indicateur coloré.
}
\remarque{Rôle de la salinité}{En milieu chlorure, c'est que la corrosion se fait dans un environnement localement acide avec une grande concentration en ions chlorure or ces ions chlorures ont tendance à décaper la couche protectrice existante. En diminuant le pH, on déstabilise généralement l'oxyde protecteur. Et comme les zones faiblement aérées sont les plus favorables à la corrosion (oxygénation différentielle) le phénomène est autocatalytique : on a une zone fragile où il y a accumulation locale d'ions chlorure et acidification qui favorise la corrosion qui favorise la formation d'une zone mal aérée, etc... Ça c'est l'effet de corrosion caverneuse. De plus, la conduction de la solution augmente ce qui permet d'écarter les zones anodique et cathodiques les unes des autres. Du coup, normalement on basifie à l'anode et on acidifie à la cathode. Si les deux zones ne sont pas trop loin, alors cela permet de former localement l'hydroxyde dans une zone intermédiaire. En présence d'ions chlorures, les zones sont plus écartées et on défavorise la formation de l'hydroxyde protecteur vu qu'il n'y a plus proximité et donc "rencontre" entre les ions Fe2+ et OH-. Et cet effet est plutôt lié à la force ionique.}

\textbf{Conséquences :} \textit{on a une corrosion nettement moins gentille, parce qu'elle est discrète, se passe dans un seul endroit, et qu'en plus, si par exemple on considère une fissure, elle agrandit les fissures ! C'est typiquement le genre de corrosion qu'on veut éviter à tout prix ! (enfin au prix du bateau quoi...)}


\section{Protection contre la corrosion}
\subsection{Par recouvrement}

Une première méthode consiste à isoler le métal du milieu oxydant, donc empêcher le contact avec l'eau et l'air. Plusieurs techniques d'isolement :

\subsubsection{Isolation}

\begin{itemize}
    \item En recouvrant d'une peinture (par ex. les bateaux qu'on repeint fréquemment, la Tour Eiffel repeinte tous les 7 ans)
    \item Parkerisation dans l'industrie automobile : on plonge le fer dans un bain chaud de phosphate de zinc, le fer est recouvert d'une pellicule de phosphate de fer \textbf{étanche}
    \item Chromage : on recouvre les pièces en acier de chrome (en fait d'un oxyde de chrome) qui n'est pas corrodé (cinétique lente + zone de passivation pour des pH supérieurs à 4-5). Mais cette technique a été abandonnée : la moindre rayure laissait apparaître le fer qui se corrodait alors, jouant le rôle d'anode sacrificielle pour le chrome.
\end{itemize}

\begin{center}
    \includegraphics[width=.4\textwidth]{fig/chrome.png}
\end{center}

\subsubsection{Passivation}

De nombreux métaux sont protégés par passivation. L'aluminium (oxyde d'alumine, aspect patiné) ou le cuivre (vert de gris) le font très bien : l'oxyde formé par passivation recouvre d'une fine pellicule le métal, l'isolant de l'air. \textbf{Ici, on revient sur les diagrammes E-pH pour montrer le domaine de passivation.}

\experience{Passivation du fer}{}{2mn}{
Le fer, attaqué par l'acide nitrique à 8 mol/L, puis passivé par celui à 16 mol/L, n'est ensuite plus attaqué par la première solution. Problème : la dé-passivation est très facile (il suffit d'une rayure, ou d'une zone non passivée, pour relancer la corrosion et détruire la couche de passivation. Autre expérience : dé-passiver à l'aide d'une jonction électrique avec une autre électrode (platine).
}

\subsection{Anode sacrificielle}

Une méthode très courante pour protéger des métaux est d'utiliser la corrosion différentielle (en fait galvanique) et d'introduire une hétérogénéité dans le matériau en lui greffant une anode sacrificielle (collée ou placée par piqûre),
\textit{i.e.} une pièce d'un métal plus réducteur qui va être oxydé en priorité et qui est souvent moins cher que le métal en
question.

\manip{On revient sur l'expérience de corrosion galvanique de tout à l'heure : on peut l'interpréter dans l'autre sens !}

C'est cette méthode qui est utilisée pour protéger la coque et autres parties métalliques de bateaux : des anodes sacrificielles (généralement en zinc pour les coques en fer) sont disposées sur les surfaces exposées et régulièrement remplacées.

\manip{Montrer les photos !!}

\begin{center}
\includegraphics[width=.4\textwidth]{fig/cloufil.png}
\end{center}



\subsection{Application d'un courant}

Lorsque l'isolement du métal avec le milieu oxydant n'est pas possible ou que la passivation ne suffit pas (pour le fer par exemple), on a recours pour des structures de grandes tailles à une protection par courant imposé : l'idée est alors d'imposer à l'aide d'un générateur continu un potentiel au métal à protéger afin d'en empêcher l'oxydation. On le fait par exemple pour protéger certaines canalisations enterrées, et pour les rails de trains.

\manip{On a préparé au préalable des clous en fer dans l'agar-agar, mais en imposant une différence de potentiel entre eux (avec une pile de 1,5V). Un clou a été oxydé mais l'autre a été protégé en étant le siège de la réduction de l'eau.}

\url{https://publicacions.iec.cat/repository/pdf/00000087/00000045.pdf}

\section*{Conclusion}
La corrosion humide est un phénomène omniprésent dès que l'on parle de métaux puisqu'il s'agit de l'usure naturelle des métaux, la plupart n'étant pas stables thermodynamiquement dans l'eau. Deux aspects sont importants quelle que soit la corrosion étudiée : thermodynamique d'une part, cinétique d'autre part. Les deux aspects doivent être réunis pour avoir corrosion (qui reste généralement un phénomène lent).

On sait cependant protéger les métaux : revêtement, passivation, courant imposé, anode sacrificielle. Ces méthodes sont employées afin de contrer le phénomène de corrosion mais ont elles aussi un coût important. Compte tenu de l'omniprésence de ce phénomène, de son coût, et de ses conséquences, la compréhension de la corrosion et le développement de techniques pour l'empêcher est un enjeu majeur de l'industrie aujourd'hui encore.

Ouvrir sur la chimie verte avec la peinture et les solvants ?

\newpage

\section*{Remarques diverses}

Beaucoup de données dans le \livre Verdaguer.

Manip quantitative possible :

\experience{Rendement faradique de l’anodisation de l’aluminium}{Sarrazzin p. 298}{}{
Préparation de la plaque en éliminant la couche d’alumine.

Peser la plaque d’aluminium avec précision.

Aluminium au + du générateur, plomb au -, plonger les électrodes dans un milieu acide. Placer une résistance en série pour suivre la tension au cours du temps aux bornes de la tension.

Régler l’alimentation de manière à avoir une valeur stable du courant et enclencher l’acquisition. On observe un dégagement gazeux sur l’électrode de plomb.

Après environ 15 min, arrêter l’électrolyse en notant précisément la durée. Essuyer la plaque d'alu et la peser avec précision.

On présente les résultats sur une plaque électrolysée en préparation. On plonge la plaque dans l’acide : pas de dégagement acide, donc l’aluminium est bien protégé.
}

\section*{Remarques du jury}
Note de D. Chateau : "Cette leçon est présentée souvent sans recul et de manière trop proche des contenus bibliographiques. On constate des difficultés dans l’exploitation des expériences. Les courbes intensité-potentiel sont souvent mal maîtrisées. Le jury invite les candidats à approfondir leurs connaissances dans ce domaine, qui ne s’improvise pas. Les aspects cinétiques de la corrosion sont souvent négligés. Une mauvaise maîtrise des courbes intensité-potentiel en est en général la cause. Un lien existe entre les conditions de tracé des courbes i=f(E) et l’utilisation que l’on en fait dans l’application étudiée."

Correction 2018 : "La corrosion différentielle de la coque d’un bateau a lieu principalement à la quille qui joue le rôle d’anode (oxydation du Fer) et la cathode est au niveau de la ligne de flottaison (réduction de O2)."

Correction 2018 : "Le graissage de l’acier permet d’empêcher le contact avec H2O car la graisse est peu polaire."

Correction 2018 : "Connaître les alliages classiques (acier, bronze, laiton, acier inox)."

Retour 2015 : "Je pense que le jury a apprécié le fait que je justifie la nécessité de l’utilisation de i/E et de la cinétique avec une expérience ou je compare les prévision thermo (en plongeant, Pb, Zn, Cu...) dans HCl en comparant ce qu’on attend : dégagement gazeux pour tous les cas et ce qu’on observe : blocage cinétique sur le Plomb."

On peut aussi lire le cours d’électrochimie de Martin sur son site.

\end{document}

