LES TRANSPORTS / Comment protéger un véhicule contre la corrosion ?

Même si, de nos jours, les véhicules sont de plus en plus légers par ce qu’ils contiennent moins de métaux que les anciens modèles, ces métaux doivent être protégés de la corrosion.

En effet, la corrosion est une réaction chimique naturelle d’oxydoréduction qui détériore les métaux au fil du temps. Cette détérioration est accentuée avec l’oxygène de l’air ainsi qu’avec d’autres facteurs tels que l’eau et le sel. Lors de la corrosion, les métaux s’oxydent.

Lorsque les métaux s’oxydent, ils subissent une réaction d’oxydoréduction (rédox) au cours de laquelle intervient un transfert d’électrons : un métal qui s’oxyde est un métal qui perd des électrons.

Lors d’une telle réaction, le métal, appelé réducteur, subit l’attaque d’un agent oxydant : l’agent oxydant prend des électrons au métal qui devient oxydé. L’agent oxydant devient alors réduit.

Ainsi, une réaction d’oxydoréduction fait intervenir deux éléments qui passent respectivement d’une forme à une autre au cours de la réaction :

• L’oxydant devient réduit ;
• Le réducteur (métal) devient oxydé.

On désigne donc deux couples rédox mis en jeu dans la réaction :

• Oxydant(1)/réducteur(1) : l’oxydant(1) devient réducteur(1) ;
• Oxydant(2)/réducteur(2) : le réducteur(2) devient oxydant(2).

Pour prévoir si une réaction rédox est possible entre deux éléments, on utilise une classification électrochimique, où les éléments sont classés en fonction de leur pouvoir oxydant. Exemple avec le cuivre et le zinc :

Soit une réaction rédox entre l’ion argent $\rm Ag^+$ et le zinc métallique $\rm Zn$.

Sur la classification électrochimique, la règle du gamma s’applique et confirme donc que l’argent est plus oxydant que le zinc :

Couples rédox mis en jeu :

\[\rm Ag^+ / Ag \text{ et } Zn^{2+} / Zn\]

Demi-équations :

1. $\rm Ag^+ + e^- = Ag$
2. $\rm Zn^{2+} + 2e^- = Zn$

${\bf \color{red}{Attention}}$ - L’énoncé précise qu’il s’agit d’une réaction entre l’ion argent $\rm Ag^+$ et le zinc métallique $\rm Zn$. Il faut donc écrire les demi-équations dans le sens de la réaction :

1. $\rm Ag^+ + e^-$ ${\bf \color{red}\Rightarrow}$ $\rm Ag$
2. $\rm Zn$ ${\bf \color{red}\Rightarrow}$ $\rm Zn^{2+} + {\bf \color{red} 2}e^-$

$\rm Ag^+$ et $\rm Zn$ subissent tous deux une transformation.

$\bf{\color{red}{Attention}}$ – Le nombre d’électrons captés par $\rm Ag^+$ doit correspondre au nombre d’électrons fournit par $\rm Zn$. Il faut donc multiplier par $2$ la demi-équation $1.$ :

1. $\rm (Ag^+ + e^- \Rightarrow Ag)$ ${\bf\color{red}{\times~ 2}}$

Soit :

1. ${\bf\color{red} 2}\rm Ag^+ + {\bf \color{red}2}e^- \Rightarrow {\bf \color{red}2}Ag$
2. $\rm Zn \Rightarrow Zn2^+ + 2e^-$

L’équation bilan s’obtient alors en additionnant membre à membre les deux demi-équations :

1. $\rm {\bf \color{red}2}Ag^+ + {\bf \color{red}2}e- \Rightarrow {\bf \color{red}2}Ag$
2. $\rm Zn \Rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$

\[\rm 2Ag^+ + {\bf \color{red}{2e^-}} + Zn \Rightarrow 2Ag + Zn^{2+} + {\bf \color{red}{2e^-}}\]

Après simplification des électrons, on obtient l’équation bilan :

\[\rm 2Ag+ + Zn \Rightarrow 2Ag + Zn^{2+}\]

L’ion $\rm Ag^+$ devient $\rm Ag$ métallique : il subit une réduction et devient réduit.
Le zinc métallique $\rm Zn$ devient ion $\rm Zn^{2+}$ : il subit une oxydation et devient oxydé.

Pour protéger les métaux contre la corrosion, divers procédés peuvent être mis en place :

• Utilisation d’une anode sacrificielle ;

• Dépôt électrolytique d’un métal (chromage, nikelage,…)

• Dépôt de peinture ;

• Dépôt d’un voile plastique ;

• Protection cathodique du métal ;

• Passivation du métal par l’acide nitrique fumant.