La Corrosion Electrochimique

2-La Corrosion Électrochimique : (humide)

C'est la corrosion la plus répandue, elle a lieu en présence d'un milieu aqueux favorisant les échanges des particules chargées électriquement.

Mécanisme De La Corrosion Électrochimique :

Lorsqu'on plonge un métal (m) de valence (n) dans un milieu aqueux, le métal se dissout de la manière suivante :

M  --------->  Mⁿ⁺ + n é                 Réaction anodique

Selon le milieu dans lequel se produit la corrosion, selon sa concentration en ion H⁺ (ou PH) et sa teneur en oxygène dissous, plusieurs réactions cathodiques peuvent avoir lieu, dont les principales sont données ci-dessous:

Acide (PH < 7) Désaéré :

2H⁺ +2 é  ----------->  2H₂

Acide (PH < 7) Contenant De Dissous :

O₂ + 4H⁺ + 4é ------------->  2H₂O     

Milieu Neutre Ou Basique (PH ≥ 7) Contenant De L'oxygène Dissous:

O₂ + 2H₂O + 4 é  ----------->  4 OH^-

Aspect Thermodynamique De La Corrosion Électrochimique:

Il est intéressent d'aborder l'aspect thermodynamique, pour savoir si ces réactions sont possibles, dans quelles directions elles peuvent évoluer, il nous faut pour cela connaître les potentiels d'équilibre des divers réactions anodiques et cathodiques.

Le potentiel dépend à la fois du métal et du milieux, de ce fait, on va se différencier deux types de potentiel : Le potentiel standard d'électrode pris par un métal plongé dans une solution 1M d'un de ses sels et le potentiel spontané pris par un métal plongé dans une solution quelconque (ou potentiel de dissolution). Ce potentiel est représenté par l'équation de NERNST.

E = E° + RT/ nF x Ln(am)n+

 

                                                                                                                

R = La constante moléculaire des gaz [J/K°.mol]
 

F = Faraday
 

n = Valence

(am)ⁿ⁺ = Activité des ions Mⁿ⁺

E° = Potentiel standard.