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COURS DE CORROSION

Nadjim tech

11 يناير 2023

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COURS DE CORROSION

1.Introduction

La corrosion, du latin ‘’corrodère’’, signifie ronger, attaquer. C'est une destruction non voulue des

métaux sous l'action de milieux corrosifs (agents atmosphériques ou réactifs chimiques). Après attaque, les métaux ont tendance à retourner à leur état primitif d'oxyde, sulfure, carbonate etc., plus stable par rapport au milieu considéré et ainsi à subir une détérioration de leurs propriétés.

En service les matériaux métalliques sont souvent en contact avec un milieu agressif liquide ou gazeux,

donc le phénomène de corrosion est un problème de surface ou plus précisément d'interface entre un métal et un milieu agressif liquide ou gazeux ; comme il a été déjà mentionné ci-dessus le processus de la corrosion entraîne une destruction des matériaux métalliques. Ce phénomène à pris de nos jours une importance considérable, étant donné l'utilisation de plus en plus grande des métaux et alliages dans la vie moderne.

Les métaux se distinguent des autres matériaux par un ensemble de propriétés avantageuses tels que

bonne ductilité, résistance élevée à la traction, résistance aux hautes températures, bonne conductibilité

électrique et thermique, grande facilité de mise en oeuvre etc. Leurs inconvénients est leur instabilité au

contact de l'air et de l'eau ce qui diminue leur résistance à la corrosion et à l'usure, c'est à dire leur durabilité.

Mais pour mieux remplir leur fonction pendant la durée de vie prévue on emploie des techniques de protection adéquates contre la corrosion. L'emploi de nouveaux matériaux résistant à la corrosion ont fait l'objet d'un grand nombre de recherche ces dernières années.

Au point de vue économique la corrosion est d'une importance primordiale. On estime par exemple que

chaque année le quart de la production d'acier est détruit par la corrosion, ce qui correspond environ à 150

millions de tonnes/an ou encore 5 tonnes/seconde. Ces pertes pouvaient être supérieures s'il n'y avait pas la protection contre la corrosion.

Le remplacement des équipements et matériel corrodés constitue pour l'industrie une charge financière

très élevée à laquelle il faut ajouter le manque à gagner correspondant à l'arrêt des installations nécessaires pour effectuer les réparations.

Les coûts annuels imputables à la corrosion et à ses conséquences s'élèvent à plusieurs milliards de

dollars par an dans la plupart des pays industrialisés. Aux Etats-Unis, les pertes occasionnées par la corrosion sont évaluées à plus de 7 milliards de dollars.

La corrosion ne se limite pas à l'acier, mais affecte tous les métaux ainsi que les polymères et

céramiques et elle touche tous les domaines de l'économie du circuit intégré au pont en béton armé.

L'évaluation des pertes dues à la corrosion doit prendre en considération

- Les pertes directes : remplacement des matériaux et équipements corrodés.

- Les pertes indirectes : réparation, pertes de production.

- Les mesures de protection : utilisation de matériaux plus résistants à la corrosion et plus chers, de

revêtement et de protection cathodique

- Les mesures de préventions surdimensionnement des structures porteuses inspection, entretien.

Les pertes directes ne représentent donc qu'une partie des coûts de la corrosion Elles sont souvent

inférieures aux pertes indirectes.

Par exemple, si l'on doit arrêter une machine ou un équipement dont l'un des éléments constituant est

corrodé, le prix de ce dernier est dérisoire par rapport aux pertes de gain dues au manque de production.

L'emploi des matériaux plastiques ou composites dans les différentes branches d'industrie ont trouvés

une grande importance chez les utilisateurs, car ces matériaux résistent bien à la corrosion et n'exigent aucun

revêtement de protection.

2. Différents processus de la corrosion

Les causes de la corrosion sont multiples et complexes et elles résultent d'interactions chimiques et /ou

physiques entre le matériau et son environnement. La corrosion jusqu'à ce jour n'est pas complètement

éclairée et cela est expliqué par les essais de laboratoire qui ne permettent pas de prévoir avec certitude le comportement d'un métal ou d'un alliage donné lorsqu'il exposé à la corrosion et de même il n'y a pas de métal résistant, d'une manière générale un métal résiste à la corrosion dans des conditions bien

déterminées.

En général on peut résumer les différents processus de la corrosion comme ci-dessous :

- Corrosion chimique (sèche).

- Corrosion électrochimique (humide).

- Corrosion biochimique.

- Corrosion accompagnée d’érosion (mécanique).

2.1. Corrosion chimique (sèche)

Il s'agit d'une réaction hétérogène entre une phase solide (le métal) et une phase gazeuse. Le processus

d'oxydoréduction de la corrosion chimique se déroule dans le domaine atomique avec le milieu ambiant

sans présence d'électrolyte. Donc la corrosion purement chimique ne fait donc pas intervenir le passage

d'un courant électrique, un flux électronique cesse, car l'échange d'électrons entre les différents partenaires de réactions s'effectue directement. L'air renferme l'oxygène, de la vapeur d'eau et des vapeurs acides

(anhydride carbonique C02 et sulfureux S02, hydrogène sulfureux Sli2 etc.) ce sont les agents corrosifs

mais le plus souvent c'est le C02. On admet que la formation de la rouille est alors la résultante de l'action de tous ces corps, mais il faut qu'un acide soit présent, même en protection faible pour que l'attaque puisse se produire.

L'attaque du métal par une réaction chimique avec le milieu ambiant sans intervention du courant

électrique nécessite généralement des températures élevées, la réaction qui se produit est de la forme :

A solide + B gaz AB solide

Il est très difficile de donner des exemples de corrosion purement chimique, puisque le plus souvent elle est accompagnée de corrosion électrochimique. On peu considérer comme corrosion chimique l'attaque d'un métal par un autre métal liquide (Hg), par un seul fondu ou par une solution aqueuse (A1 dans Ccl4) l'exemple de la corrosion sèche en atmosphère oxydante à haute température

2.2. Corrosion biochimique

C'est l'attaque bactérienne des métaux en particulier dans les canalisations enterrées. Le mécanisme de

ce mode de corrosion peut être de plusieurs types.

a. Chimique par production de substances corrosives telles que CO2, H2S, H2SO4,, NH3 ou d'un acide

organique, le cas le plus répandu est celui rencontré dans les canalisations enterrées et déterminé par la

formation d'acide sulfurique qui attaque le métal.

b. Certaines bactéries peuvent réduire les sulfates pat l'intermédiaire d'hydrogène. SO4

L'hydrogène provient par exemple des régions cathodiques, il y a donc dépolarisation des cathodes et

formation accélérée de Fe 2+ aux anodes.

c. Dans certains cas, on peut observer sur les canalisations des dépôts adhérents résultant de l'attaque,, non pas du métal lui-même, mais celle de certains constituants du milieu ambiant par des bactéries. Il en résulte la formation de piqûres sur le métal, à l'endroit où s'est produit le dépôt, suivant un processus de corrosion par différence de concentration en oxygène.

2.3. Corrosion avec érosion, avec frottement et par cavitation

Dans ce cas les produits de corrosion forment un dépôt adhérant et continu à la surface de métal. Ils

ralentissent en général la vitesse de la corrosion. Cette couche peut être éliminée en certains points par

abrasion du métal due au mouvement du liquide lui-même ou bien à celui des particules solides qu'il contient, il y a accélération de la corrosion. Il en est de même lorsque deux pièces se déplacent l'une par rapport à l'autre (frottement).

La corrosion par cavitation est due à la présence de bulles de vapeurs qui se forment dans une

canalisation, ou au voisinage d'une pièce tournante lorsque par suite de l'augmentation locale de la vitesse du liquide où la pression statique devient inférieure à la tension de vapeur du liquide, il en résulte un violent martèlement de la surface métallique et une destruction locale du film de corrosion protecteur, la corrosion petit donc se développer à nouveau.

2.4. Corrosion électrochimique

C'est le phénomène de corrosion le plus important et elle se manifeste lorsque le réactif est un liquide ou

lorsqu'il existe une hétérogénéité soit dans le métal ou dans le réactif, présentant une dissymétrie de

composition.

L'existence de ces hétérogénéités détermine la formation d'une pile, alors un courant électrique circule

entre anodes et cathodes dans le réactif et les zones qui constituent les anodes sont attaquées (corrodées). Pour

une corrosion électrochimique on a :

A solide + B liquide AB solide

En général il n'existe pas un métal idéalement pur, il contient toujours des hétérogénéités physiques ou

chimiques dont le potentiel de corrosion est en général différent de celui de la matrice. C'est à dire les métaux ne sont pas monophasés lorsqu'ils sont plongés dans le réactif.

Même pour un alliage, si ces éléments d'addition sont en solution solide, on ne peut pas les considérer

comme parfaitement monophasés, car ils présentent toujours des inclusions. Oxydes, sulfures etc. ou bien des régions écrouis.

Donc les légères différences de propriétés chimiques ou physiques entre les différentes parties du métal

déterminent une électrode composite (cellule électrochimique) qui contient des micro-cathodes et des

micro-anodes en court-circuit, c'est à dire formant des couples électriques (piles).

Lorsqu'une électrode composite est plongée clans un électrolyte, ce qui est toujours réalisé, elle est donc

le siège d'un phénomène de corrosion électrochimique et les anodes sont attaquées avec une vitesse qui

dépend de l'intensité du courant débité par les piles locales.

Exemples d'électrodes composites :

Le fer contenant des inclusions de sulfure de fer, le fer représente la cathode de la pile, le potentiel de

corrosion ainsi que le courant de corrosion seront élevés dans le cas où la teneur en sulfure de fer est grande et plus le potentiel de corrosion de l'électrode devient plus négatif.

Le deuxième exemple est celui de l'acier laminé, recouvert d'une couche d'oxyde, en général, cette

couche n'est pas parfaitement continue, si bien qu'en certains points l'acier est à nu, l'oxyde constitue la

cathode de la pile d'acier et l'acier représente l'anode. Plus la surface d'acier exempte d'oxyde est grande et plus l'intensité du courant de corrosion est élevée. Si la surface des anodes est très petite, il est possible que localement la densité de courant soit très élevées et qu'ainsi une piqûre se développe rapidement en profondeur ; par contre si la surface des anodes est grande, bien que la quantité de métal attaqué soit élevée, la diminution de l'épaisseur de la pièce pourra être faible en chaque point.

Dans le premier cas, le métal pourra être percé localement, alors que dans le second cas la corrosion,

répartie sur une surface plus grande, permettra une utilisation plus longue de la pièce.

3. Les facteurs de la corrosion

Les phénomènes de corrosion dépendent de plusieurs facteurs qui peuvent être classés en quatre groupes

principaux tels que les :

- facteurs définissant les modes d'attaque,

- facteurs métallurgiques,

- facteurs définissant les conditions d'emploi,

- facteurs dépendant du temps.

Dans ce chapitre nous allons insister sur quelques uns d'entre eux :

3.1. Concentration du réactif et présence d'O2, Ph

Le milieu corrodant dans lequel baigne le métal agit d'abord par sa nature même (acide, basique, salin) et aussi par la pression, concentration, pureté, température, viscosité, état de repos ou d'agitation. On ne peut pas savoir, à priori, si l'augmentation de la concentration d'un réactif favorise ou au contraire diminue la vitesse d'attaque d'un métal. Ainsi l'attaque du zinc est plus grande dans une solution aqueuse NaCI de titre N/10 que dans une solution de titre N/10.000, par contre le fer est attaqué dans une solution normale d'acide nitrique, alors qu'il ne l'est pas dans une solution 12N par suite de la passivation du métal.

La concentration en oxygène dissous du milieu corrodant influe aussi sur le phénomène de corrosion, cela est expliqué par l'effet connu sous le nom « effet EVANS », dont l'attaque d'un métal par une goutte saline est plus importante au centre de la goutte où la teneur en oxygène est plus faible que sur les bords de la goutte où la teneur en oxygène dissous est plus grande.

L'effet de EVANS peut être aussi expliqué si on considère deux électrodes identiques d'un même métal (Fer) plongées dans une solution de NaCI. Lorsqu'on met en court-circuit ces électrodes on constate qu'aucun courant ne circule en raison de la symétrie du système.

Lorsqu'on envoie un courant d'air sur l'une des électrodes, on constate que le système se transforme en

pile dont l'électrode non aérée constitue l'anode et elle se corrode voir (fig. 125).

D'une manière générale, dans un milieu non uniformément aéré, ce sont les sites les moins aérés qui

jouent le rôle d'anode, on peut montrer que dans la zone la plus oxygénée, il y a une réaction de réduction :

Alors que dans la zone la moins oxygénée, il y a une dissolution du métal :

L'effet d'oxygène (effet d'EVANS) expliqué par ces deux équations permet de comprendre l'expérience

de le goutte d'EVANS qui caractérise le cas typique de la corrosion par piqûres.

L'expérience consiste à déposer sur une plaque de fer bien décapée, une goutte de solution aqueuse de

NaCI a 3%. On admet que la zone du métal situé à l'interface goutte-métal est localisée au centre de la goutte subit une attaque et s'entoure d'anneau de rouille (fig. 126).

Dans cette expérience la zone attaquée représente l'anode et la périphérie en présence de l'électrolyte aéré représente la cathode.

3.2. Diagramme potentiel - pH de Pourbaix

Les nombreuses réactions chimiques ou électrochimiques intervenant dans les phénomènes de corrosion

dépendent du pH de la solution. Pourbaix a établi des diagrammes potentiel-pH qui délimitent différents

domaines dans lesquels (fig. 127) :

- Corrosion : le métal est corrodé, le produit de corrosion possède principalement une forme soluble.

- Passivité : le métal est susceptible de passiver. Le produit de corrosion est un solide insoluble

susceptible de protéger le métal. La passivation du métal ne peut pas être observée si le produit

solide de la corrosion n'isole pas parfaitement le métal du réactif.

- Immunité : le métal est stable vis-à-vis du réactif (aucune réaction n'est thermodynamiquernent

possible).

Pour utiliser avec profit ces diagrammes, on doit bien connaître les conditions dans lesquelles ils sont

valables. Ces diagrammes sont établis par le calcul, à partir de données de le thermodynamique, ils font

intervenir toutes les réactions auxquelles peuvent participer tous les composés susceptibles de se former. Ils

sont établis à 25°C pour les corps supposés purs et ne sont donc pas applicables aux alliages. Le réactif est de l'eau pure. On admet que le métal est corrodable si la quantité qui peut être dissoute dans l'eau est au moins à 10 -6 at g/l (0,06 mg/l pour le fer).

Le pH indiqué en abscisse des diagrammes est celui qui existe au contact de la surface métallique. Etant

donné leur nature thermodynamique, ces diagrammes ne font intervenir aucune considération de cinétique.

Or les phénomènes de corrosion ne se développe que très rarement suivant un processus réversible. Ces

diagrammes sont utilisés en particulier pour tout ce qui concerne la protection électrochimique du fer.

Le diagramme de Pourbaix représenté sur la figure 132 indique qu'au dessous de la droite a, l'eau se

décompose avec un dégagement d'hydrogène, avec un dégagement d'oxygène au dessus de la droite b entre les droites a et b, l'eau est thermodynamiquement stable.

Dans ce diagramme on peut distinguer trois domaines :

- Domaine de corrosion : Les formes d'oxydation du métal sont des ions (Fe2+, Fe3+, Fe(OH)3 ).

- Domaine de passivité : Eventuellement les formes d'oxydation du métal sont des oxydes (Fe3 O4 ,

Fe2 O3 ) qui peuvent être protecteurs.

- Domaine d'immunité : La forme stable est le métal plus précisément La concentration molaire

volumique des ions en équilibres y est inférieure à une valeur déterminée

3.3. Influence de l’état de surface

L'état de surface des pièces joue un rôle très important sur- le comportement du métal vis-à-vis de la

corrosion, car la corrosion étant le résultat de l'action que développe à la surface du métal un liquide ou un

gaz. Le degré de finition, les trous, les rayures servent souvent d'amorce à la corrosion qui se développe

facilement. Il semble aussi que l'orientation de la surface dans le milieu corrodant joue aussi un rôle, ainsi que

le rayon de courbure des pièces.

Ils existent quatre groupes principaux caractérisant l'état de surface.

3.3.1. Caractéristiques cristallographiques

Ils s'agit du type de structure à l'échelle du réseau, de la grosseur du grain (plus le grain est fin plus

l'attaque est faible), du degré de perfection résultant des conditions d'élaboration.

Concernant la structure, un atome situé à la surface échange avec ses voisins des liaisons plus fortes

que lorsqu'il est au coeur du métal, donc les atones de surface ont tendance à échanger de nouvelles liaisons avec les atomes ou les molécules étrangères de façon à rétablir l'équilibre du champ de forces auquel il est soumis.

Lorsque la grosseur des grains est grande, l'influence des différents cristaux peut se manifester dans le

cas d’un métal polycristallin, les joints de grains qui possèdent une plus haute enthalpie libre que le réseau, constituent une région où la corrosion peut se développer de façon préférentielle.

Le degré de perfection du réseau cristallin intervient également dans le phénomène de corrosion.

Les régions écrouies d'un métal s'attaquent plus facilement que celles qui sont recristallisées. Le sens du

courant dans une pile constituée par deux éprouvettes d'un même métal, l'une écrouie (E) et l'autre

recristallisée (R) (fig. 128) :

Le polissage d'une surface métallique par un abrasif même très fin a pour effet d'écrouir le métal. La

présence de tensions internes dues par exemple à des déformations permanentes à froid peut rendre la pièce attaquable par certains agents chimiques.

3.3.2. Caractéristiques physico-chimiques

Il est très rare que le réactif soit directement en contact du métal sauf vraisemblablement dans le cas de l'or ou du platine. Dès que la température devienne ordinaire, il se produit en général sur le métal des

phénomènes d'adsorption physique ou chimique, il en résulte qu'il existe presque toujours à la surface des métaux un film de nature variable et dont l'épaisseur peut aller de quelques angströms à quelques centaines d'angströms.

L'aluminium se recouvre spontanément à l'air d'une couche d'alumine dont l'épaisseur est de l'ordre de

0,1 μm lorsqu'une couche étanche et continue recouvre le métal ou l'alliage, il existe une barrière entre le métal et le réactif. Elle peut se produire spontanément dans le milieu considéré, ou encore par polarisation anodique en portant le métal dans un domaine de potentiel bien défini, on dit que le métal est passif. Cette passivation peut également intervenir quand on ajoute, à faible concentration dans le réactif, un corps appelé inhibiteur de corrosion. Donc les modifications des caractéristiques physico-chimiques de la surface métallique conduisent à la formation d'un filin continu et étanche permettant d'assurer une protection de la surface contre la corrosion dans le milieu considéré. Elles sont très utilisées en pratique.

3.3.3. Caractéristiques chimiques

Les impuretés du métal constituent des centres d'attaque privilégiés. La vitesse d'attaque dépend de leur

état. Donc un métal contenant des atomes étrangers s'attaque plus rapidement dans un réactif chimique

donné que le même métal pris à un degré de pureté élevé. La présence d'une soudure favorise également

l'attaque du métal.

3.3.4. Caractéristiques micro-géométriques

En effet les pointes ont une réactivité plus grande que les régions planes et d'autre part les irrégularités

superficielles augmentent la surface du métal au contact du réactif. Donc la quantité du métal attaquée est plus importante que si la surface était plane, même si en chaque point la réactivité est la même. De plus les creux peuvent être le siège de phénomènes de corrosion par différence de concentration en oxygène de réactif.

4. Cellule électrochimique (pile de corrosion)

Lorsque deux parties d'une surface métallique possédant un potentiel électrique différent, elles peuvent

former une cellule électrochimique que l'on appelle aussi pile de corrosion.

La différence de potentiel résulte d'une hétérogénéité du matériau (différentes phases, joints de grains,

inclusions, ségrégations) ou le l'environnement (aération, pH, convection, température). En général on peut définir une cellule électrochimique comme étant un système comprenant deux électrodes (appelées l'une anode et l'autre cathode), plongées dans un électrolyte. Pour prendre un modèle simple on considère une cellule électrochimique à deux électrodes (deux métaux A et B) dont les surfaces sont égales selon (fig. 129).

En l'absence de contact électrique c'est à dire lorsque les deux métaux sont isolés électriquement l'un de

l'autre, ils prennent les potentiels de corrosion par rapport à la solution E corA et E corB .

On suppose que E corB soit plus négatif que E corA (E corB < E corA ). Pour qu'il y ait corrosion, il faut qu'il y a un courant qui circule dans le circuit extérieur le la cathode vers l'anode. Dans notre cas B constitue l'anode de la pile, car B possède une charge négative plus élevée que celle de A et A constitue la partie cathode le la pile

Dès qu'un contact est établi entre les deux électrodes un courant I appelé courant externe passe lu pôle

positif (A) au pôle négatif (B) et les électrons circulent dans le sens opposé c'est à lire ils vont emprunter le circuit extérieur de B vers A, donc le potentiel de A va devenir plus négatif tandis que le potentiel de B deviendra moins négatif. Il en résulte que les cations de A ne pourront plus passer en solution si bien que A qui constitue la cathode de la pile sera protégée cathodiquement.

De même que le courant anodique proportionnel à la vitesse de corrosion augmente sur l'électrode B

simultanément, il diminue sur l'électrode A, en revanche, le courant cathodique diminue sur l'électrode B et augmente sur l'électrode A.

Dans les piles le corrosion, le courant anodique de l'électrode A s'avère souvent négligeable tout comme

le courant cathodique de l'électrode B. Formellement une pile de corrosion se traite comme une électrode mixte subissant une corrosion uniforme à une différence près. Les surfaces anodiques et cathodiques ne sont pas toujours égales. Si les courants partiels anodiques et cathodiques sont toujours équivalents en intensité, leur densité diffère en fonction du rapport des surfaces

Remarques concernant les électrodes et électrolytes :

Une confusion apparaît souvent dans l'utilisation des termes anode et cathode et du signe que l'on doit leur attribuer. Par convention on distingue :

L'anode : comme étant l’électrode dans laquelle l'oxydation a eu lieu et d'où partent des cations dans la

solution ou encore à partir de laquelle sont libérés les électrons, elle se charge donc négativement et on lui attribue le signe négatif (-).

La cathode : c'est l'électrode d'où partent les anions ou encore la partie où arrivent les électrons libres

par l'anode. On lui attribue le signe positif (+). Généralement la cathode ne s'oxyde pas (ne se corrode pas). Différents types de réactions cathodiques pouvant exister dans la corrosion métallique :

Evolution d'hydrogène

Dans une pile, l'anode est le pôle positif alors que dans la cellule d'électrolyse l'anode est le pôle négatif..

L'électrolyte : c’est le nom donné à la solution dans laquelle sont plongées l'anode et la cathode,

l'électrolyte est un conducteur d'électricité.

La connexion électrique : L'anode et la cathode doivent être connectées électriquement pour permettre au courant électrique de passer dans la cellule de corrosion (dans le cas où l'anode et la cathode font partie du même métal une connexion physique n'est pas nécessaire). Donc il y a quatre composants pour former une base d'une cellule électrochimique (corrosion humide). L'enlèvement de l'un des quatre constituants aboutira à l'arrêt de la réaction de corrosion. Dans une cellule électrochimique, on peut mesurer la différence de potentiel entre l'anode et la cathode par l'insertion d'un voltmètre.

On peut représenter le comportement d'une pile de corrosion par un circuit électrique équivalent

(fig. 130). Figure