À l'état naturel, les métaux existent sous forme d'oxyde (minerai), la métallurgie primaire consistant justement à faire la transformation oxyde $\mathrm{\rightarrow}$ métal (réduction). Les métaux ont donc une tendance à retourner à leur état naturel, celui d'oxyde. La corrosion est en quelque sorte ce retour, une transformation métal $\mathrm{\rightarrow}$ oxyde (oxydation). Il faut donc considérer le couple métal $+$ environnement, ainsi que l'interface entre les deux : la principale protection contre la corrosion se trouve dans la conception.
La protection contre la corrosion peut jouer sur cinq facteurs :
- Matériau : choix du matériau résistant à l'environnement :
- environnement : maîtrise de l’environnement
- interface matériau/environnement : forme et état de surface, traitement de surface
- réaction chimique : modification des conditions thermodynamiques et cinétiques
- maintenance : suivi et remplacement de la pièce avant rupture.
L'eau contient du dioxygène dissous (ce qui permet aux poissons de « respirer »). Le métal $\mathrm{M}$ peut donc s'oxyder par réaction avec ce
dioxygène :
$\mathrm{2~M+O_2\rightarrow2~MO}$
L'écriture ci-dessus est une écriture générique, chaque métal réagissant avec des proportions différentes, par exemple :
$\mathrm{4~Cr+3~O_2\rightarrow2~CR_2O_3}$
$\mathrm{4~Fe+3~O_2\rightarrow2~Fe_2O_3}$
$\mathrm{4~Al+3~O_2\rightarrow2~Al_2O_3}$
$\mathrm{4~Cu+O_2\rightarrow2~Cu_2O}$
$\mathrm{2~MG+O_2\rightarrow2~MgO}$
$\mathrm{2~Zn+O_2\rightarrow2~ZnO}$
Par ailleurs, le métal peut aussi réagir avec l'eau, produisant un dégagement de dihydrogène :
$\mathrm{M+H_2O\rightarrow MO+H_2}$
Ce phénomène est aggravé par la présence d'ions chlorure, notamment par la présence de sel dans l'eau (eau de mer, salage des routes).
L'oxydation du métal peut former :
- une couche d'oxyde protectrice (adhérente, compacte) : cette couche isole le métal de l'environnement et ralentit considérablement la corrosion, c’est la passivation ; c’est le cas du cuivre, de l'aluminium et des inox
- une couche poreuse et/ou peu adhérente, donc non protectrice, c’est le cas de la rouille.
Il peut aussi se former un hydroxyde métallique :
$\mathrm{M+2~H_2O\rightarrow M(OH)_2+H_2}$
Les ions métalliques se dissolvent dans l'eau, notamment dans l'eau acide :
$\mathrm{MO+2~H^+_{acide}\rightarrow M^{2+}_{dissout}+H_2O}$
$\mathrm{M(OH)_2+2~H^+_{acide}\rightarrow M^{2+}_{dissout}+2~H_2O}$
Donc en milieu acide, la corrosion est accélérée. On remarque par exemple que les pièces métalliques du placard de cuisine contenant la bouteille de vinaigre rouillent plus vite que les autres.
La corrosion décrite ici touche la totalité de la surface d'une pièce. On parle de corrosion généralisée.
Lorsque l’on met deux métaux différents en contact, il se produit un phénomène de pile électrique :
- un des métaux sert de support à une décomposition de l'eau grâce à l'apport d'électrons (électrolyse) ; il « pompe des électrons » pour
pouvoir réaliser cette réaction - l'autre métal s'oxyde pour pouvoir fournir ces électrons.
On parle de corrosion galvanique ou de pile de corrosion ; c’est une corrosion très rapide. On peut voir cela de la manière suivante : la corrosion est une oxydation, c'est-à-dire une perte d'électrons ; un métal « fournit des électrons » et empêche l'autre métal d’en perdre, donc de s'oxyder.
Le métal qui ne se corrode pas est appelé « métal noble » ; il est totalement protégé de la corrosion par le métal moins noble. On peut faire des essais deux à deux et déterminer un classement, appelé série galvanique, du métal le plus noble vers le moins noble :
$\mathrm{Au > Ag > Ti > acier~inox > bronzes, laitons > Cr > Ni > Cu > acier, fonte > Pb > Sn > Al > Zn > Mg}$
Protection par modification des conditions de réaction :
- L'oxydation d'un métal fournit des électrons, qui doivent être consommés par une autre réaction chimique. Si l’on fournit des électrons d'une autre manière, on empêche le métal de se corroder : il ne peut plus libérer ses électrons puisqu’il y en a déjà trop, donc il ne s'oxyde pas. On parle de protection cathodique. Ces électrons peuvent être fournis par une pièce qui elle-même se corrode ; cette pièce est appelée « anode sacrificielle » ou « anode soluble ». On peut aussi fournir des électrons en imposant un courant avec une électrode plongée dans le liquide. Les méthodes utilisées sont :
- anode sacrificielle ($\mathrm{Zn, Mg, Al}$) : simple et bon marché, mais provoque des rejets environnementaux (métaux dissous)
- peinture anti-rouille (charge de $\mathrm{Zn}$) : durée de vie limitée
- courant imposé : nécessite une infrastructure (générateur de courant) et une maintenance.
