Corrosion et protection galvanique
Utiliser des acides, des solutions salines et de l'eau pour mettre en œuvre des processus de corrosion, et découvrir les procédés permettant de protéger les substances contre la corrosion.
Ce que les élèves apprennent
Les fondements scientifiques de cette expérience
La corrosion est essentiellement un processus électrochimique, dû à la tendance des métaux à se dissoudre dans des solutions et à former des cellules électrolytiques lorsqu'ils sont mis en contact avec d'autres métaux.
Plus le potentiel réducteur d'un métal est négatif, plus sa capacité à réduire des ions hydrogène ou un autre métal dont le potentiel est moins négatif est grande.
Zn + 2H₃O⁺ → Zn²⁺ + 2H₂O + H₂ ↑.
Fe + 2H₃O⁺ → Fe²⁺ + 2H₂O + H₂ ↑.
Dans ces exemples, les métaux se dissolvent dans la solution à des vitesses différentes, en fonction de leur potentiel standard.
Le cuivre résiste à l'attaque des acides, car le potentiel du couple redox Cu/Cu²⁺ est positif par rapport à celui du couple redox H₂/2H⁺ (± 0 V).
Le potentiel standard du couple redox Fe/Fe²⁺ est de – 0,44 V, tandis que celui du couple Cu/Cu²⁺ est de + 0,34 V ; le fer va donc se dissoudre dans la solution et réduire les ions cuivre (il s'agit d'un processus visible : la solution prend une couleur jaunâtre).
Le processus de corrosion des métaux communs dans une solution acide et dans certaines solutions salines peut être très rapide.
Deux métaux reliés par des pinces crocodiles et plongés dans la solution équivalent à une pile galvanique en court-circuit. De cette manière, le métal ayant le potentiel le plus négatif se dissout dans la solution et ses électrons se dirigent vers l’autre métal, où ils peuvent réduire les ions hydrogène à proximité de celui-ci. La présence, dans la pile en court-circuit, du métal le plus basique empêche la corrosion du métal le moins basique tant que le premier n’est pas plongé dans la solution. Cette propriété permet de protéger le métal le moins basique contre la corrosion.
Matériel utilisé
- 2 pinces crocodiles — 2531,52
- Électrodes en cuivre — 4716.21
- Électrodes en zinc — 4716.16
- 3 × électrodes en fer — 4 716,23
- 4 × tubes à essai — 1 473,60
- Portoir pour tubes à essai — 1680.06
Produits chimiques et réactifs
- Solution de sulfate de cuivre, diluée — R : 22-35/38-50/53 S : 22-60-61
- Acide chlorhydrique, environ 10 % — R : 34-37 S : 26-45
Consignes de sécurité
Questions destinées aux élèves
- Rapportez vos observations sur ce qui s'est passé au niveau des électrodes dans les tubes à essai, et indiquez quel métal se corrode le plus facilement.
- Faites part de vos observations concernant les électrodes métalliques et l'eau.
À quoi s'attendre
<p>Electrode rusts and the solution slowly turns colour to yellow, the presence of copper ions eases the oxidation of iron.</p><p>After one day, the water in the first beaker (Fe/Cu couple) contains brown flakes of iron (III) hydroxide (rust), and the iron electrode is noticeably corroded, much more than the one in the test tube which is a single iron electrode.</p><p>The iron electrode of the second beaker (Fe/Zn couple) shows no change from the day before, but there are whitish zinc hydroxide flakes in the water.</p><p>This demonstrates the protection of iron coupled with zinc as sacrificial electrode.</p>
Élimination
Versez les solutions dans le conteneur à déchets.
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Cette expérience fait partie d'ATP « Mobile Lab » — un laboratoire autonome qui transforme une salle de classe ordinaire en véritable laboratoire scientifique, proposant plus de 200 expériences en physique, chimie, biologie, robotique et ingénierie. « Gali », le tuteur basé sur l'IA intégré à ATP Connect, guide les élèves à chaque étape et répond à leurs questions pendant les travaux pratiques.
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