Chimie universitaire — 2e année · Bachelor Year 2

12Corrosion et protection

Déposons une goutte d’eau salée sur un morceau d’acier propre. Au bout d’un jour, le métal est piqué au centre de la goutte, tandis que la rouille s’est formée en anneau près de son bord, là où se dissout le dioxygène de l’air. Le fer se dissout là où il y a le moins de dioxygène, et le dioxygène est réduit là où il y en a le plus : la goutte est une pile que personne n’a construite, court-circuitée par le métal lui-même. Ce chapitre lit la corrosion sur les courbes intensité–potentiel, explique pourquoi une tôle galvanisée rayée ne rouille pas alors qu’une boîte de conserve en fer-blanc rayée rouille, et conçoit la protection d’un pipeline enterré.

Rappel

Le volume de première année : diagrammes E–pH des métaux et leurs domaines d’immunité, corrosion et passivation (« savoir si une couche protège est une question de cinétique »). Chapitre 10 : courbes intensité–potentiel, courants limites. Chapitre 11 : le potentiel mixte. Le volume scolaire : corrosion, rouille, galvanisation.

Un vieux pont ferroviaire riveté. Des coulures de rouille descendent des rivets et des joints, là où l’eau et le dioxygène séjournent le plus longtemps et où la peinture cède en premier.

12.1 La corrosion humide, une pile en court-circuit

Dans une eau contenant du dioxygène dissous, le fer est oxydé, $\ce{Fe -> Fe^2+ + 2e-}$ , et les électrons sont captés sur le même morceau de métal par la réduction du dioxygène, $\ce{O2 + 2H2O + 4e- -> 4OH-}$ (en milieu acide, aussi par $\ce{2H+ + 2e- -> H2}$ ). Les ions fer(II) et les ions hydroxyde se rencontrent dans l’eau, et une oxydation ultérieure par l’air transforme leur précipité en rouille, un oxyde de fer(III) hydraté.

Définition 12.1 (Corrosion uniforme)

La corrosion uniforme est la corrosion d’un métal dont l’oxydation et la réduction de l’oxydant ont lieu en des sites répartis uniformément sur sa surface. Le potentiel de corrosion est le potentiel mixte que prend alors le métal, et le courant de corrosion est le courant anodique d’oxydation du métal à ce potentiel.

Le diagramme d’Evans du fer dans une eau neutre aérée (courbes modèles). La courbe cathodique du dioxygène est aussi tracée réfléchie vers le haut (en tirets) : le potentiel de corrosion se situe là où elle rencontre la courbe anodique du fer. Comme la réduction du dioxygène y a atteint son palier de diffusion, le courant de corrosion est égal au courant limite du dioxygène : agiter ou aérer l’eau fait corroder le fer plus vite.

Proposition 12.2 (Vitesse de corrosion)

Un métal de masse molaire $M$ et de masse volumique $\rho$ , oxydé avec $n$ électrons par atome sous une densité de courant de corrosion $j_{\text{corr}}$ (courant par unité de surface), perd par unité de surface et de temps la masse $j_{\text{corr}}M/(nF)$ , soit une épaisseur

\frac{de}{dt} = \frac{j_{\text{corr}}\,M}{nF\rho} .

Démonstration. D’après la Proposition 10.3, la densité de courant anodique $j_{\text{corr}}$ oxyde $j_{\text{corr}}/(nF)$ moles de métal par unité de surface et de temps ; multiplier par $M$ pour la masse et diviser par $\rho$ pour l’épaisseur. ∎

Exemple 12.3 (Le fer à $10\,\text{µ}\mathrm{A}/\mathrm{cm}^{2}$ )

Avec $j = 0.10\,\mathrm{A}/\mathrm{m}^{2}$ , $M = 55.845\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $n = 2$ , $\rho = 7.87\,\mathrm{g}/\mathrm{cm}^{3}$ : $de/dt = 0.10 \times 55.845/(2 \times 96\,485 \times 7.87 \times 10^6) = 3.7 \times 10^{-12}\,\mathrm{m}/\mathrm{s}$ , soit $0.12\,\mathrm{mm}$ par an.

12.2 La corrosion différentielle

Définition 12.4 (Corrosion différentielle)

La corrosion différentielle est une corrosion dans laquelle les sites anodiques et cathodiques sont séparés, le métal étant oxydé préférentiellement aux sites anodiques. On parle de corrosion galvanique lorsque deux métaux différents en contact électrique baignent dans le même électrolyte, et d’aération différentielle lorsqu’un même métal est exposé à des eaux de teneurs en dioxygène différentes.

Proposition 12.5 (Deux métaux en contact)

Lorsque deux métaux en contact électrique plongent dans la même eau aérée, ils prennent un même potentiel mixte. Le métal dont le potentiel de corrosion est le plus bas devient l’anode et se corrode plus vite que seul ; l’autre devient une cathode, sur laquelle le dioxygène est réduit, et il est protégé.

Démonstration. Reliés par un conducteur de résistance négligeable, les deux métaux sont au même potentiel, où la somme de tous les courants anodiques est égale à l’opposé de la somme de tous les courants cathodiques. La courbe anodique du métal le moins noble monte la première ; au potentiel commun, elle porte presque tout le courant anodique, et le dioxygène est réduit sur toute la surface mouillée, y compris celle du métal le plus noble, dont le courant anodique propre y est négligeable. ∎

Le fer couplé à d’autres métaux (courbes modèles). Avec le zinc, le potentiel commun s’abaisse jusqu’à ce que le zinc porte le courant anodique : le fer est protégé, le zinc se corrode. Avec le cuivre, la surface cathodique offerte au dioxygène double : le courant de corrosion du fer double aussi.

Proposition 12.6 (Aération différentielle)

Sur un métal exposé à des eaux de teneurs en dioxygène différentes, la zone la moins aérée est anodique et se corrode ; la zone la mieux aérée est cathodique.

Démonstration. Là où la teneur en dioxygène est plus élevée, le couple $\ce{O2}$ / $\ce{OH-}$ a un potentiel de Nernst plus élevé et un courant limite plus grand : la courbe cathodique est plus haute et s’étend plus loin. Le métal, conducteur unique, se fixe à un seul potentiel ; le fort courant cathodique disponible dans la zone aérée doit être compensé par un courant anodique, qui circule là où le métal peut être oxydé avec peu de concurrence de la réduction du dioxygène, c’est-à-dire dans la zone mal aérée. L’oxydation s’y concentre. ∎

La goutte d’Evans sur l’acier, schéma. Le dioxygène se dissout à la surface et atteint le métal surtout près du bord mince de la goutte, qui devient la cathode ; le centre, privé de dioxygène, est l’anode et se creuse de piqûres. Les ions fer(II) et les ions hydroxyde se rencontrent entre les deux, où la rouille précipite en anneau.

Le même mécanisme attaque les interstices, les parties d’une structure situées sous un dépôt ou un joint, et un pieu d’acier dans la mer juste au-dessous de la ligne de flottaison, où l’eau est moins aérée qu’en surface.

Méthode 12.7 (Diagnostiquer une corrosion)

Recenser les métaux en contact et l’électrolyte ; vérifier qu’ils sont reliés électriquement.
Pour deux métaux, celui dont le potentiel de corrosion est le plus bas (en général celui dont le potentiel standard est le plus bas) est l’anode.
Pour un seul métal, repérer les zones les moins aérées (interstices, dessous des dépôts, fond d’une goutte) : elles sont anodiques.
La vitesse est fixée par la réaction cathodique (apport de dioxygène, surface de la cathode) : une petite anode sur une grande cathode se corrode vite.

12.3 La passivation

Définition 12.8 (Passivation)

La passivation est la forte diminution de la vitesse de corrosion d’un métal lorsqu’il se recouvre d’une couche mince, compacte et adhérente de son oxyde, le film passif, qui le sépare de la solution. Un métal dans cet état est dit passif.

Proposition 12.9 (Le palier de passivité)

La courbe anodique d’un métal passivable monte à partir de son potentiel de corrosion, atteint un pic, puis retombe à un faible courant passif presque constant sur un domaine de potentiels, avant de remonter aux potentiels élevés (domaine transpassif : oxydation du film ou de l’eau). L’état passif peut se rompre localement, par exemple sous l’action des ions chlorure, ce qui donne des piqûres.

Argument. Aux faibles surtensions, le métal nu se dissout de plus en plus vite. Au-delà d’un seuil, l’oxyde devient stable à la surface (le domaine de passivation du diagramme E–pH) et forme un film que les ions ne traversent que lentement : le courant s’effondre jusqu’à ce faible flux. Aux potentiels élevés, le film lui-même est oxydé en espèces solubles, ou l’eau est oxydée à sa surface. Les ions chlorure, petits et fortement complexants, peuvent dissoudre le film en ses points faibles, où le métal mis à nu se corrode alors comme une petite anode face à une immense cathode passive. L’allure de la courbe est ici celle d’un modèle. ∎

Courbe anodique d’un métal passivable (modèle). Le courant, élevé tant que le métal nu se dissout, s’effondre quand le film passif se forme, et reste faible sur un large domaine de potentiels avant la remontée transpassive.

Les aciers inoxydables contiennent assez de chrome pour former un film passif d’oxyde de chrome qui se reforme de lui-même à l’air ; l’aluminium est protégé par son film d’alumine, qui rend un métal situé bien au-dessous de l’hydrogène dans la classification utilisable pour les cadres de fenêtres et les canettes de boisson. Le cuivre verdit à l’air libre, la patine étant une couche de sels basiques de cuivre qui ralentit l’attaque ultérieure.

Une statue de cuivre plus que centenaire : sa peau de fine tôle de cuivre a verdi, recouverte d’une patine de sels basiques de cuivre qui protège le métal sous-jacent. (Photographie : Elcobbola, domaine public, Wikimedia Commons.)

12.4 La protection

On combat la corrosion en séparant le métal de l’eau et du dioxygène (peinture, plastique, émail, ou couche d’un autre métal), en modifiant le milieu (élimination du dioxygène, ajout d’inhibiteurs qui s’adsorbent sur le métal), ou en déplaçant le potentiel du métal dans son domaine d’immunité.

Définition 12.10 (Protection cathodique)

La protection cathodique abaisse le potentiel d’une structure métallique jusqu’à l’arrêt de son oxydation, en en faisant la cathode d’une pile. La pile peut être formée avec une anode sacrificielle, un métal moins noble (zinc, magnésium, alliages d’aluminium) relié à la structure et consommé à sa place, ou être entraînée par un générateur, dans la protection par courant imposé, l’anode étant alors une électrode inerte enterrée à proximité.

Proposition 12.11 (Durée de vie d’une anode sacrificielle)

Une anode sacrificielle de masse $m$ et de masse molaire $M$ , oxydée avec $n$ électrons et un rendement $\eta$ (fraction du métal qui produit un courant utile, le reste se corrodant de lui-même), débite un courant $I$ pendant une durée

t = \frac{\eta\,m\,nF}{M I} .

Démonstration. La charge utile vaut $\eta\,(m/M)\,nF$ ; il reste à diviser par le courant. ∎

Protection cathodique d’une conduite enterrée, schéma. À gauche : une anode en magnésium, reliée à la conduite, se corrode à sa place. À droite : un redresseur fait circuler un courant d’une anode inerte à travers le sol jusqu’à la conduite.

Une anode sacrificielle en zinc boulonnée sur la coque en acier d’un bateau, après une saison dans l’eau : le zinc est rongé, l’acier qui l’entoure est intact. (Photographie : Zwergelstern, CC BY-SA 3.0, Wikimedia Commons.)

Une rayure à travers un revêtement métallique, schéma. Le zinc, moins noble que le fer, devient l’anode et protège l’acier mis à nu, quelle que soit la taille de la rayure. L’étain, plus noble que le fer, devient une grande cathode autour d’une petite anode d’acier, qui se corrode plus vite que ne le ferait l’acier nu.

Méthode 12.12 (Choisir une protection)

Éviter les couples galvaniques : isoler les métaux différents, ou donner au moins noble la plus grande surface.
Revêtir : un revêtement barrière (peinture, étain) ne protège que tant qu’il est intact ; un revêtement sacrificiel (zinc) protège même rayé.
Pour une structure dans le sol ou dans l’eau de mer, ajouter une protection cathodique : anodes sacrificielles pour les faibles courants ou les eaux conductrices, courant imposé pour les longues structures ou les sols résistants.
Ne pas surprotéger : un potentiel trop bas réduit l’eau en dihydrogène sur la structure, ce qui décolle les revêtements et peut fragiliser les aciers à haute résistance.

12.5 Exercices

Exercice 12.1 ★

Du zinc se corrode uniformément sous une densité de courant de $2.0\,\text{µ}\mathrm{A}/\mathrm{cm}^{2}$ . Calculer sa perte d’épaisseur par an ( $\rho = 7.13\,\mathrm{g}/\mathrm{cm}^{3}$ ).

Solution

Solution de Exercice 12.1.

$j = 0.020\,\mathrm{A}/\mathrm{m}^{2}$ : $de/dt = 0.020 \times 65.38/(2 \times 96\,485 \times 7.13 \times 10^6) = 9.5 \times 10^{-13}\,\mathrm{m}/\mathrm{s}$ , soit $0.030\,\mathrm{mm}$ par an.

Exercice 12.2 ★

Des boulons en acier maintiennent des feuilles de cuivre sur un toit. Quel métal se corrode ? Même question pour des clous en zinc dans des tôles d’acier.

Solution

Solution de Exercice 12.2.

Boulons en acier sur du cuivre : le fer, moins noble, est l’anode, et les petits boulons sur une grande cathode de cuivre se corrodent vite. Clous en zinc dans de l’acier : le zinc se corrode et protège l’acier qui l’entoure.

Exercice 12.3 ★

Deux plaques d’acier sont assemblées par un boulon et laissées dans l’eau de mer. Où la corrosion se concentre-t-elle, et pourquoi ?

Solution

Solution de Exercice 12.3.

Dans l’étroit interstice entre les plaques et sous la tête du boulon, où l’eau se renouvelle lentement et où son dioxygène est vite épuisé : par aération différentielle, ces zones confinées deviennent des anodes, les surfaces dégagées des cathodes.

Exercice 12.4 ★

Un seau galvanisé et une boîte en fer-blanc sont tous deux rayés jusqu’à l’acier. Lequel rouille au niveau de la rayure ?

Solution

Solution de Exercice 12.4.

La boîte en fer-blanc : l’étain, plus noble que le fer, fait de l’acier mis à nu l’anode d’une grande cathode. Sur le seau galvanisé, c’est le zinc qui se corrode à la place de l’acier.

Exercice 12.5 ★★

Sur le diagramme d’Evans du fer dans l’eau aérée, expliquer ce que deviennent le potentiel et le courant de corrosion lorsqu’on agite l’eau, puis lorsqu’on en élimine le dioxygène.

Solution

Solution de Exercice 12.5.

L’agitation amincit la couche de diffusion : le palier du dioxygène s’élève, la courbe anodique du fer le rencontre plus haut, et le potentiel comme le courant de corrosion augmentent. Sans dioxygène, la seule réaction cathodique qui subsiste dans une eau neutre est la réduction lente de l’eau : le potentiel de corrosion baisse et le courant de corrosion devient très faible.

Exercice 12.6 ★★

Une anode de zinc de $5.0\,\mathrm{kg}$ protège une coque de bateau avec un courant de $0.10\,\mathrm{A}$ et un rendement de 90 % (données de l’exercice). Combien de temps dure-t-elle ?

Solution

Solution de Exercice 12.6.

$t = 0.90 \times 5000 \times 2 \times 96\,485/(65.38 \times 0.10) = 1.33 \times 10^{8}\,\mathrm{s}$ , environ 4.2 ans.

Exercice 12.7 ★★

Calculer la charge, en ampères-heures par kilogramme, fournie par des anodes de zinc, de magnésium et d’aluminium avec un rendement de 100 %, ainsi que les potentiels standard de leurs couples à partir des $\Delta_f G^\circ$ ( $\ce{Zn^2+}$ $-147.06$ , $\ce{Mg^2+}$ $-454.8$ , $\ce{Al^3+}$ $-485$ $\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ ). Pourquoi préfère-t-on le magnésium dans les sols secs ?

Solution

Solution de Exercice 12.7.

Charge par kilogramme, $nF/M$ : zinc $820\,\mathrm{A}\,\mathrm{h}/\mathrm{kg}$ , magnésium $2.21 \times 10^{3}\,\mathrm{A}\,\mathrm{h}/\mathrm{kg}$ , aluminium $2.98 \times 10^{3}\,\mathrm{A}\,\mathrm{h}/\mathrm{kg}$ . Potentiels standard : $\ce{Zn^2+}$ / $\ce{Zn}$ $-0.76$ , $\ce{Mg^2+}$ / $\ce{Mg}$ $-2.36$ , $\ce{Al^3+}$ / $\ce{Al}$ $-1.68\,\mathrm{V}$ . Dans un sol sec et résistant, le courant doit traverser une grande résistance : le magnésium, bien plus bas que le fer, offre la plus grande tension motrice.

Exercice 12.8 ★★

Une conduite enterrée exige un courant de protection de $2.0\,\mathrm{A}$ . Le lit d’anode inerte présente une résistance de $4.0\,\Omega$ par rapport au sol et la cellule exige $1.5\,\mathrm{V}$ supplémentaires (données de l’exercice). Calculer la tension du redresseur et l’énergie électrique par an.

Solution

Solution de Exercice 12.8.

$U = 2.0 \times 4.0 + 1.5 = 9.5\,\mathrm{V}$ ; puissance $19\,\mathrm{W}$ ; par an, $19 \times 8766 = 1.7 \times 10^{5}\,\mathrm{W}\,\mathrm{h}$ , $1.7 \times 10^{2}\,\mathrm{kW}\,\mathrm{h}$ .

Exercice 12.9 ★★

Un pieu d’acier se dresse dans la mer. Expliquer pourquoi il se corrode le plus un peu au-dessous de la ligne de flottaison, et non à la ligne de flottaison elle-même.

Solution

Solution de Exercice 12.9.

À la ligne de flottaison, le métal est mouillé par une eau riche en dioxygène : c’est une cathode ; juste au-dessous, l’eau est moins aérée et la zone devient l’anode de la pile formée avec la ligne de flottaison : l’acier s’y corrode, selon une bande.

Exercice 12.10 ★★★

Expliquer, à l’aide de la courbe de passivité, pourquoi l’acier inoxydable résiste à l’eau aérée mais peut se piquer dans l’eau de mer, et pourquoi une piqûre, une fois amorcée, se creuse plutôt qu’elle ne s’élargit.

Solution

Solution de Exercice 12.10.

Dans l’eau aérée, le potentiel de corrosion de l’acier inoxydable tombe sur son palier de passivité : un courant minuscule, le film se reformant de lui-même. Les ions chlorure rompent le film en ses points faibles ; le métal mis à nu y est une petite anode face à une immense cathode passive, si bien que sa densité de courant est énorme. Dans la piqûre, les ions métalliques s’hydrolysent et acidifient la solution, des ions chlorure y sont attirés pour équilibrer la charge, et le film ne peut pas se reformer : la piqûre se creuse.

Exercice 12.11 ★★★

Un raccord en cuivre est vissé sur une conduite en acier transportant de l’eau aérée. La densité de courant limite du dioxygène vaut $5\,\text{µ}\mathrm{A}/\mathrm{cm}^{2}$ sur toute surface mouillée ; le cuivre offre $20\,\mathrm{cm}^{2}$ et l’acier proche du raccord $2\,\mathrm{cm}^{2}$ (données de l’exercice). Estimer le courant de corrosion de l’acier et sa perte d’épaisseur par an près du raccord.

Solution

Solution de Exercice 12.11.

Le dioxygène est réduit sur la totalité des $22\,\mathrm{cm}^{2}$ : courant cathodique $22 \times 5 = 110\,\text{µ}\mathrm{A}$ , entièrement fourni par l’oxydation des $2\,\mathrm{cm}^{2}$ d’acier proches du raccord, $j = 55\,\text{µ}\mathrm{A}/\mathrm{cm}^{2}$ . La perte vaut $5.5$ fois celle du fer à $10\,\text{µ}\mathrm{A}/\mathrm{cm}^{2}$ , soit environ $0.64\,\mathrm{mm}$ par an.

Exercice 12.12 ★★★

À l’aide du diagramme E–pH du fer et des courbes de l’eau, expliquer pourquoi le potentiel d’une structure en acier protégée doit être maintenu au-dessous d’environ $-0.6\,\mathrm{V}$ , mais pas bien au-dessous de $-1\,\mathrm{V}$ , dans une eau neutre.

Solution

Solution de Exercice 12.12.

Le fer est immunisé au-dessous de la droite $\ce{Fe^2+}$ / $\ce{Fe}$ , $-0.41 + 0.0296\log 10^{-6} = -0.59\,\mathrm{V}$ : maintenu au-dessous d’environ $-0.6\,\mathrm{V}$ , l’acier ne se dissout plus. Beaucoup plus bas, l’eau est réduite sur l’acier à une vitesse croissante (la droite $\ce{H+}$ / $\ce{H2}$ est à $-0.41\,\mathrm{V}$ à pH 7 et la surtension sur l’acier vaut quelques dixièmes de volt) : du courant est gaspillé et le dihydrogène décolle le revêtement.

12.6 Problème : protéger un pipeline

Problème 12.1

Problème du week-end — la corrosion d’une conduite en acier nu dans un sol humide, le choix d’un métal sacrificiel, le magnésium nécessaire pour vingt ans, et la solution du courant imposé

Un pipeline en acier de $10.0\,\mathrm{km}$ de long et de $0.30\,\mathrm{m}$ de diamètre est enterré dans un sol humide. Données : fer $M = 55.845\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $\rho = 7.87\,\mathrm{g}/\mathrm{cm}^{3}$ ; magnésium $M = 24.305\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ; $\Delta_f G^\circ$ ( $\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ ) : $\ce{Fe^2+}$ $-78.90$ , $\ce{Zn^2+}$ $-147.06$ , $\ce{Mg^2+}$ $-454.8$ , $\ce{Al^3+}$ $-485$ . Données de l’exercice : densité de courant de corrosion de l’acier nu dans ce sol $10\,\text{µ}\mathrm{A}/\mathrm{cm}^{2}$ ; densité de courant de dimensionnement pour la protection de l’acier nu $20\,\mathrm{mA}/\mathrm{m}^{2}$ ; le revêtement laisse 1.0 % de la surface à nu ; anodes de magnésium de $15\,\mathrm{kg}$ , rendement 50 % ; résistance du lit d’anode pour le courant imposé $5.0\,\Omega$ .

Partie I — La conduite nue.

Écrire les réactions anodique et cathodique sur la conduite.
Pourquoi le courant de corrosion est-il fixé par l’apport de dioxygène ?
Calculer la masse de fer perdue par mètre carré et par an.
Calculer la perte d’épaisseur de paroi par an.
Combien de temps la conduite nue mettrait-elle à perdre la moitié d’une paroi de $8\,\mathrm{mm}$ ?
Pourquoi la conduite réelle cède-t-elle plus tôt, en quelques points ?

Partie II — Le métal de l’anode.

Calculer les potentiels standard des couples du fer, du zinc, du magnésium et de l’aluminium.
Quels métaux peuvent protéger le fer comme anodes sacrificielles ?
Pourquoi l’aluminium est-il peu utilisé dans les sols ?
Pourquoi préfère-t-on le magnésium au zinc dans un sol de forte résistivité ?
Calculer la masse de magnésium consommée par ampère et par an.

Partie III — Le dimensionnement.

Calculer la surface extérieure de la conduite.
Calculer la surface laissée à nu par le revêtement.
Calculer le courant de protection.
Calculer la charge nécessaire pour vingt ans.
Calculer la masse de magnésium nécessaire.
Combien d’anodes faut-il ?
Pourquoi les répartit-on le long de la conduite plutôt que de les enterrer en un seul point ?

Partie IV — Le courant imposé.

Décrire la solution du courant imposé.
Estimer la tension du redresseur à partir de la résistance du lit d’anode, en ajoutant $1.5\,\mathrm{V}$ pour les électrodes.
Calculer l’énergie électrique consommée par an.
Que se passe-t-il si la conduite est surprotégée ?
Au-dessous de quel potentiel le fer est-il immunisé dans une eau neutre, en prenant une concentration en fer(II) de $1 \times 10^{-6}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ?
Donner la masse d’anodes de magnésium nécessaire pour vingt ans.

Solution

Solution de Problème 12.1.

1. $\ce{Fe -> Fe^2+ + 2e-}$ ; $\ce{O2 + 2H2O + 4e- -> 4OH-}$ . 2. La réduction du dioxygène, lente et parvenue à son palier de diffusion, limite le courant cathodique ; la courbe anodique du fer la rencontre sur ce palier. 3. $j = 0.10\,\mathrm{A}/\mathrm{m}^{2}$ : $0.10 \times 3.156 \times 10^7/(2 \times 96\,485) \times 55.845 = 913\,\mathrm{g}$ par mètre carré et par an. 4. $913/7.87 \times 10^6 = 1.16 \times 10^{-4}\,\mathrm{m}$ , $0.12\,\mathrm{mm}$ par an. 5. $4/0.116 = 34$ ans. 6. La corrosion n’est pas uniforme : interstices, différences d’aération entre les sols et défauts du revêtement concentrent le courant anodique sur de petites surfaces, où des piqûres percent la paroi bien avant. 7. $E^\circ = \Delta_f G^\circ/(nF)$ pour chaque couple : $\ce{Fe}$ $-0.41$ , $\ce{Zn}$ $-0.76$ , $\ce{Mg}$ $-2.36$ , $\ce{Al}$ $-1.68\,\mathrm{V}$ . 8. Le zinc, le magnésium et l’aluminium, tous situés au-dessous du fer. 9. L’aluminium se passive : son film d’oxyde arrête sa dissolution et il ne débite alors que peu de courant, sauf s’il est allié pour empêcher la formation du film (ce qui fonctionne dans l’eau de mer, pas dans les sols). 10. Le courant doit traverser la résistance du sol : la tension motrice entre l’anode et l’acier protégé vaut environ $1.9\,\mathrm{V}$ pour le magnésium contre $0.35\,\mathrm{V}$ pour le zinc (d’après les potentiels standard). 11. $3.156 \times 10^7 \times 24.305/(2 \times 96\,485 \times 0.50) = 7.95\,\mathrm{kg}$ par ampère et par an. 12. $\pi \times 0.30 \times 10\,000 = 9.42 \times 10^{3}\,\mathrm{m}^{2}$ . 13. $94.2\,\mathrm{m}^{2}$ . 14. $0.020 \times 94.2 = 1.88\,\mathrm{A}$ . 15. $1.885 \times 20 \times 3.156 \times 10^7 = 1.19 \times 10^{9}\,\mathrm{C}$ . 16. $1.19 \times 10^9 \times 24.305/(2 \times 96\,485 \times 0.50) = 3.00 \times 10^{5}\,\mathrm{g}$ , $300\,\mathrm{kg}$ (ou $1.885 \times 20 \times 7.95$ ). 17. $300/15 = 20$ anodes. 18. La résistance du sol limite la distance sur laquelle une seule anode peut pousser son courant le long de la conduite : des anodes réparties la protègent uniformément. 19. Un redresseur fait circuler un courant depuis une anode inerte enterrée dans un lit d’anode, à travers le sol, jusqu’à la conduite reliée à son pôle négatif. 20. $1.885 \times 5.0 + 1.5 = 10.9\,\mathrm{V}$ . 21. $10.9 \times 1.885 = 20.6\,\mathrm{W}$ ; $20.6 \times 8766 = 1.8 \times 10^{5}\,\mathrm{W}\,\mathrm{h}$ , $180\,\mathrm{kW}\,\mathrm{h}$ par an. 22. L’eau est réduite sur la conduite : du dihydrogène se forme, décolle le revêtement et peut fragiliser l’acier, et du courant est gaspillé. 23. $E < -0.41 + 0.0296\log(10^{-6}) = -0.59\,\mathrm{V}$ . 24. Vingt ans de protection exigent $\boldsymbol{\approx 3.0 \times 10^{2}\,\mathrm{kg}}$ d’anodes de magnésium.

Termes définis dans ce chapitre

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