Diagrammes de Pourbaix Université Sidi Mohammed Ben Abdellah Faculté des Sciences Dhar El Mahraz-Fès Master Génie des matériaux Diagrammes de Pourbaix Réalisé par: Bounakta Meryam Benjelloun Kenza RABIE Noura COULIBALY Karidia Encadré par: Pr. Mouhcine Sfaira 2014/2015

DIAGRAMME DE PREDOMINANCE OU D’EXISTENCE

Vocabulaire Une espèce A prédomine sur B ssi : [A] >[B] Une espèce A est majoritaire devant B [A] ≥10[B] Une espèce C est ultra minoritaire devant B [C]≤1/10[B] ≤ 1/100[A] Ces notions est importante pour réaliser les bonnes approximations dans les calculs: Réaction d’acido-basique : échange de proton pH Réaction de précipitations: échange d’anion Réaction de complexation: échange de ligand Réaction de d’oxydoréduction : échange d’électron E pL

Diagramme de prédominance Cas des ions de l’eau: Prédominance: [H3O+] > [OH-] pH < 7 [H3O+] < [OH-] pH > 7 Majorité: [H3O+] >10 [OH-] pH ≤ 6,5 [H3O+] < 10[OH-] pH ≥ 7,5 D.P H3O+ OH- pH=7 pH Coexistence de OH- et H3O+ H3O+ maj OH- maj D.P pH 6,5 7 7,5

Cas d’un couple monoacide/monobase (AH / A-) AH + H2O A- + H3O+ Ka = [A-] * [H3O+] / [AH] pH= pKa + log [A-] / [AH] Prédominance: [AH] > [A-] pH < pKa [AH] < [A-] pH > pKa Majorité: [AH] ≥ 10[A-] pH ≤ pKa - 1 10[AH] ≤ [A-] pH ≥ pKa + 1

Cas des formes OX / Red en solution. Ox et Red de même stœchiométrie: Fe 3+(aq) + 1e - = Fe2+ Équation de Nernst: E=E°(Fe3+ / Fe2+)+ 0,06log[Fe3+]/[Fe2+] On suppose que la concentration en élément fer introduite est C0 : C0= [Fe3+] + [Fe2+] Frontière: [Fe3+] = [Fe2+]= C0 /2 E=E°(Fe3+ / Fe2+)= 0,77 V Prédominance: [Fe3+] > [Fe2+] E > 0,77V [Fe3+] < [Fe2+] E < 0,77V Fe2+ Fe3+ E(V) 0,77

Ox et Red de stœchiométrie différente: Br2 + 2 e - = 2Br- E=E°(Br2/Br-) + 0,06/2 log [Br2]/[Br-]2 Convention 1: choix d’une concentration arbitraire du tracé C0 C0 = [Br2]=[Br-] E=E°(Br2/Br-) + 0,03 log 1/C0 E = 1,14V Convention 2: choix d’une concentration totale en élément Brome C0 = 2[Br2] + [Br-] E=E°(Br2/Br-) + 0,03 log (C0/4)/((C0^2)/4) E =E°(Br2/Br-) + 0,03 log 1/C0 Données: E=E°(Br2/Br-) =1,08V et C0 =10-2 M Br- Br2 E 1,14

Existence d’une forme solide ou gazeuse Cas de la présence d’une forme solide Fe2+(aq)+ 2e - = Fe(s) Convention 1: choix d’une concentration arbitraire du tracé C0 E=E°(Fe3+ / Fe2+)+ 0,06/2 log[Fe2+]= -0,5V Convention 2: choix d’une concentration totale en élément fer II introduite C0= [Fe2+] E=E°(Fe3+ / Fe2+)+ 0,06/2 logC0 E=-0,5V Données: E°(Fe3+ / Fe2+)= -0,44 V et C0=10-2 M Fe Fe2+ E(V) -0,5

Cas de la présence d’une forme gazeux(H3O+/H2) H3O+(aq) + 1 e- = ½ H2(g) + H2O Ou H+ + e- = ½ H2(g) E=E°+ 0,06log [H3O+]/P(H2)^1/2 Convention: la pression de l’espèce gazeuse est fixée à une pression arbitraire de tracé P0 Pression standard(P°) = Pression de tracé (P0) H2(g) H3O+ E(V)

Variation d’enthalpie libre de la réaction ΔrG = ΔrG° + RT Ln Q Avec Q : quotient de la réaction A + B = C + D Q = [C][D]/[A][B] À l’équilibre : ΔrG = 0  ΔrG° = - RT Ln K NB : ΔrG° = - nFE ° à l’équilibre thermodynamique et selon la loi de Hess : Σ ΔrG° =0

Diagramme de Pourbaix (potentiel-pH) du chlore

Influence du pH sur la nature d’un couple redox Couple Cl+1 / Cl-1 soit l’acide hypochloreux HClO / chloure Cl ־

avec Par convention Potentiel standard apparent E°’1

Frontiere acido-basique: pKa (HClO/ClO-) = 7,5 pH ≤ 7,5 : HClO + 2e + H+ = Cl- + H2O Δ rG°1 = -2FE°1 ① pH ≥ 7,5 : ClO- + 2e+ 2H+ = Cl- + H2O Δ rG°2 = -2FE°2 ②

Bilan : HClO = ClO- + H+ Δ rG°3 = -RT lnKA ③ ① = ② + ③ → -2FE°1= -2FE°2 – RT lnKA Et donc E°2 = E°1 + 0,03pKa

Soit le couple avec Par convention Potentiel standard apparent E°’2

La continuité de potentiel impose : E1 = E2 à pH=pka càd [HClO] = [ClO-] E1= E°1 + 0,06/2 log H [HClO]/[ClO-] =(E°1 – 0,03pH) + 0,03log [HClO]/[ClO-] E2= E°2 + 0,06/2 log H [ClO-]/[Cl-] = (E°2 – 0,06pH) +0,03log [ClO-]/[Cl-] Donc: E°’1 = E°1 – 0,03pKa = E°’2= E°2-0,06pKa

On peut donc résumer cette étude en fixant le pH: pH≤ 7,5: Cl- HClO E°-0,03pH E ClO- Cl- E E°-0,06pH

En passant à un diagramme à deux dimensions ( E-pH ): E(v) Chloé E°2 ClO- E°1 -0,03 Cl- -0,06 pH pka = 7,5

DIAGRAMME E-pH DE L’EAU

n.o de O et H 1 . Faisons un tableau afin d’identifier les nombres d’oxydation de O et H dans chacune de ces espèces. H2O H3O+ HO− H2 O2 n.o.(H) +I n.o.(O) −II Remarque L’eau peut être à la fois un oxydant (couple H2O/H2) et un réducteur (couple O2/H2O).

Couple H+/H2 : la demi-équation associée au couple H+/H2 : H+ + e− ⇋ 1/2 H2(g) La formule de Nernst s’écrit: E(H+/H2) = E0(H+/H2) + 0, 06 log[H+]/P(H2)1/2 Avec : E0(H+/H2) = 0, 00 V P(H2) = 1 (bar) sur la frontière

on a E(H+/H2) = −0, 06 pH C’est l’équation d’une droite de pente −0, 06 V et d’ordonnée à l’origine nulle. Remarque : Si E > E(H+/H2), l’oxydant H+ prédomine. Si E < E(H+/H2), le réducteur H2 prédomine.

Couple O2/H2O la demi-équation associée au couple O2/H2O : 1/2 O2(g) + 2 H+ + 2 e− ⇋ H2O La formule de Nernst s’écrit : E(O2/H2O) = E0 (O2/H2O)+0, 06/2log(P(O2)1/2[H+]2) Avec : E0 (O2/H2O) = 1, 23 V P(O2) = 1 (bar) sur la frontière

on a E0 (O2/H2O) = 1, 23 − 0, 06 pH C’est l’équation d’une droite de pente −0, 06 V et d’ordonnée à l’origine 1, 23 V. Remarque Si E > E0 (O2/H2O), l’oxydant O2 prédomine. Si E < E0 (O2/H2O) le réducteur H2O prédomine.

Diagramme potentiel-pH relatif à l’EAU :

L’eau à une grande zone de stabilité thermodynamique L’eau à une grande zone de stabilité thermodynamique. Il ne peut pas se dismuter, la réaction serait totale dans le sens: ½ O2+ H2 H2O Tout couple redox dont le potentiel E au domaine de stabilité thermodynamique de l’eau est stable dans l’eau. Exemple: Fe3+/ Fe2+ E0= 0.77 V (Fe3+ et Fe2+ ont des D.P communs avec l’eau, donc ils sont stables dans l’eau. E à pH =0 F2 2.87 F- a O2 1.23 H2O Fe3+ 0.77 F2+ a H2O 0 H2 Na+ -2.71 Na

Les oxydants très forts; tels le difluore, oxydent H2O en O2. En revanche, tout couple redox dans le point figuratif est à l’extérieur du domaine de stabilité thermodynamique de l’eau soit oxydes l’eau en O2, soit le réduire en H2. Les réducteurs très forts, tels les métaux alcalins réduisent H2O en H2. Na+/Na E0= -2.71  DP de H2 Na +H2O  Na+ + HO- +1/2 H2(g) Les oxydants très forts; tels le difluore, oxydent H2O en O2. F2/F- E0 = 2.87  DP de O2 F2 + H2O  2HF + ½ O2 (g) En pratique certains oxydants tels que le permanganate MnO4- (MnO4- / Mn2+) Avec E0 = 1.51 V et l’eau de chlore (Cl2/Cl- , E0 = 1.4V) sont stables dans l’eau . Cet effet est du à la lenteur des réactions redox faisant intervenir les couples dans l’eau. On dit alors qu’il s’agit d’une métastabilité cinétique.

Le Digramme final de prédominance et d’existence : 6.5 13.75 la solution est homogène pour : pH< 6.5 ; pH > 13.75 La concentration des ions dans le domaine: 6.5 ≤ pH ≤ 13.75

Etude du couple Zn(II)/Zn(0) Les potentiels thermodynamiques d’oxydoréduction sont donnés par l'équation de Nernst : Ce qui nous intéresse dans cette étude est l’influence du pH sur l’évolution du système.

la solution est homogène : Premier cas : pH < 6.5 la solution est homogène : [Zn2+] = C0 = 10-1mol.L-1 E = E0 + 0,03 log [Zn2+] = E0 + 0,03 log C0 E = -0,79V Deuxième cas : 6,5 ≤ pH ≤ 13,5 [Zn2+] = 1012h2 donc E = -0,76+0,03log(1012h2) pH 6,5 Zn2+ Zn(OH)2 13,75 Zn(OH)42- Zn E = -0,4 - 0,06 pH

E = 0,425 - 0,12 pH Troisième cas : pH > 13,5 [Zn(OH)2-4 ] = 0,1mol.L-1 càd [Zn2+] = [Zn(OH)2-4 ]/ β4[HO-]4 = 1039.5h4 E = 0,425 - 0,12 pH On peut déduire E0 (ox/réd ) : E0 (Zn(OH)2/Zn = -0.4 V E0 (Zn(OH)2-4 /Zn ) = 0.455 V pH 6,5 Zn2+ Zn(OH)2 13,75 Zn(OH)42- Zn

DIAGRAMME DE POURBAIX E-pH du Zinc

Hypothèses et données Données Thermodynamiques Réaction de dissociation ou d’ionisation Réaction de complexation Réaction d’oxydoréduction du zinc

Zn Zn2+ Zn(OH)2 Zn(OH)42- n.o + II + II + II Espèces Retenues + II + II + II Convention Les concentrations des espèces solubles seront considérées comme constantes et égales : C0 = [ Zn2+] + [Zn(OH)42-] = 10-1 mol.L-1

pH = 6.5 Frontières acido-basique:Recherche des D.P Ks = [Zn2+] [OH-]2 pH1(pH de précipitation de Zn(OH)2 Zn2+ + 2HO- = Zn(HO)2 pKs=16 Ks = [Zn2+] [OH-]2 Ks= C0 [OH-]2 pH pOH = 1/2 ( pks + log C0) pH = 14-½ ( pks + log C0 ) pH = 6.5 Zn2+ Zn(OH)2 6.5 Diagramme de prédominance

pH2 (pH de la formation du complexe de Zn(OH)42- ) Méthode 1 : A l’équilibre thermodynamique selon la loi de Hess par utilisation des ΔG0 : ΔG1° = -RT Ln β4 ΔG2° = -RT Ln k’s K’s = β4 .Ks = 10-0.5 ΔG3° = -RT Ln ks

pH2 (pH de la formation du complexe de Zn(OH)42- ) Méthode 2 : Zn(HO)42- : Zn(OH)2 (s)  + 2HO- = Zn(HO)42- K’ =[ Zn(HO)42- ] / [ OH- ]² Zn2+ + 2HO- = Zn(HO)2 Ks = [Zn2+ ][ OH- ]² Zn2+ + 4HO- = Zn(HO)42- B4 = [Zn(HO)42- ]/ [Zn2+ ][ OH- ]4 On remarque que K’ = Ks * B4 K’ = 10-0.5

Zn(OH)2 Zn(OH)42- [Zn(OH)42-] = 10-1mol.l-1 pH A la limite de disparation du précipité on a : Zn(OH)2 Zn(OH)42- [Zn(OH)42-] = 10-1mol.l-1 13,75 pH Diagramme de prédominance pOH = ½ ( log K’s-log C0 ) pOH = 0.25 pH = 13.75

Diagramme potentiel-pH relatif au Zinc

Interaction du zinc et de l’eau

L’Hydrométallurgie du Zinc DU MINERAI AU MATÉRIAU L’Hydrométallurgie du Zinc

L’intérêt de la méthode hydro métallurgique : Permet d’obtenir le métal à une pureté de 99,99% Assure 80% de la production mondiale du métal

Où trouve-t-on le Zinc ? Le principal minerai est la blende (ZnS).

Le procédé d’obtention du zinc passe par cinq étapes : Un grillage Une lixiviation Une lixiviation Neutre Une cémentation Une électrolyse

Zn (s) Air H2SO4;Air ZnO (s) LIXIVIATION ACIDE Calcine ZnS (s) GRILLAGE ZnO (s) Calcine LIXIVIATION ACIDE Zn2+ (aq) + Impuretés (Fe2+ , Fe3+ , Cu2+,…) LIXIVIATION NEUTRE Zn2+ (aq) + Impuretés outre que le Fer CEMENTATION ZnSO4 + Céments ELECTROLYSE Zn (s)

DIAGRAMME DE POURBAIX E-pH du Cuivre

Définition du système d’étude: Espèces retenues pour l’étude: Cu Cu+ Cu2O Cu2+ Cu(OH)2 N.O +I +II Données Thermodynamiques : E01 = 0,52 V pour Cu+ / Cu E02 = 0,16 V pour Cu2+/Cu+ Cu(OH)2 = Cu2+ + 2 OH- : pKs2 = 18,2 Cu+ + OH- =1/2 Cu2O + 1/2 H2O: pKs1 = 14 Concentration de tracé : C0 = 10-2mol.L-1

Domaine de prédominance ou d’existence: : pH de précipitation de Cu(OH)2: Cu(OH)2 = Cu2+ + 2 OH- pKs2 = 18,2 Ks2 = [Cu2+] [OH-]2 [OH-]2 = Ks2 / [Cu2+] pH = 5,9 pH de précipitation de Cu2O: Cu+ + OH- =1/2 Cu2O + 1/2 H2O pKs1 = 14 Ks1 = [Cu+] [OH-] [OH-] = Ks1 / [Cu+] pH = 2

Tracé du diagramme de prédominance: Cu(OH)2 Cu2+ Cu+ Cu2O pH 5,9 2 Concentration des ions Cu2+ et Cu+: En présence du précipité Cu(OH)2 , on a: Ks2 = [Cu2+] [OH-]2 [Cu2+] = Ks2 / [OH-]2 [Cu2+] = 10 9,8 h2 En présence du précipité Cu2O , on a: Ks1= [Cu+] [OH-] [Cu+] = Ks1 /[OH-] [Cu+] = [H3O+] = h

Etude des couples : Couple I/0: Couple II/I: E=0,40 V E=0,52 - 0,06 pH Cu+ + 1e- = Cu(S) avec E = 0,52 + 0,06 log [Cu+] pH ≤ 2 : [Cu+]= 10-2mol L-1 pH ≥ 2 : [Cu+]= [H3O+] E=0,40 V E=0,52 - 0,06 pH Couple II/I: Cu2+ + 1e- = Cu+ avec E = 0,16 + 0,06 log [Cu2+]/[Cu+] pH ≤ 2 : [Cu+] = [Cu2+] = 10-2mol L-1 2 ≤ pH ≤ 5,9 : [Cu+] = [H3O+] ; [Cu2+] = 10-2mol L-1 pH ≥ 5,9 : [Cu2+] = 10-2mol L-1 ; E=0,16V E=0,04 + 0,06 pH E=0,789 - 0,06 pH [Cu2+] = 10 9,8 [H3O+]2

Etude des couples : Ebauche du diagramme E-pH: Couple II / I 0,4 2 6 8 10 12 14 pH 0,4 E (v) Couple II / I 0,28 Couple I /0 0.16 4

Etude des couples : Pour un pH < 4 le degré d’oxydation I : Cu+ Cu2O(s) n’ont pas de domaine stable Si , on a pH< 2 la réaction est quasi–totale : Si , on a 2 <pH< 4 ;

a Etude des couples : Remarque: Le Cu+ est instable , il réagit sur lui même pour donner du Cu2+ et du Cu. a Cu+ Cu E01 = 0,52 v Cu2+ Cu+ E02 = 0,16 v E° pH=0 2Cu + = Cu2++ Cu

Etude des couples : Couple II/0: Détermination de E03 DG01 = - F E0 1 Cu2+ + 2 e- = Cu avec E = E03 + 0,03 log [Cu2+] Détermination de E03 Cu+ + e- = Cu Cu2+ + e- = Cu+ 1 2 DG01 = - F E0 1 DG02 = - F E0 2 Cu2+ + 2e- = Cu DG03= - 2 F E03 3 2 3 = 1 + DG03 = DG01+ DG02 - 2 F E0 3 = - F E01 - F E0 2 E03 = (E02 + E03) / 2 E03 = (0,16 + 0,52) / 2 E03 = 0,34 v pH < 4 : [Cu2+] = 10-2mol L-1 E=0,28V

Diagramme potentiel-pH relatif au Cuivre

DIAGRAMME DE POURBAIX E-pH du Fer

Données thermodynamiques Hypothèses On se limite aux n.o : 0, +II, +III , donc les espéces considérées sont: Fe(s) , Fe2+, Fe3+, Fe(OH)2 (s) et Fe(OH)3 (s) +II +III n.o (Cu) Fe(s) Fe2+ Fe3+ Fe(OH)2 (s) Fe(OH)3 (s) Données thermodynamiques Potentiel standard d’oxydo-réduction : E0(Fe2+/Fe) =-0,44 V E0 (Fe3+/Fe2+) = 0,77 V Constantes de solubilité : Ks1(Fe(OH)2) = 10-15 Ks2(Fe(OH)3) = 10-38 Concentration de tracé Concentration de tracé : C0 = 10-1 Mol.L-1 Convention : C0 est la concentration totale en atomes de Fer

Domaine de prédominance ou d’existence: : pH de précipitation de Fe(OH)2(s): Fe(OH)2 = Fe2+ + 2 OH- pKs= 15 Ks2 = [Fe2+] [OH-]2 [OH-]2 = Ks2 / [Fe2+] pH = 7 7 pH Fe2+ Fe(OH)2 pH de précipitation de Fe(OH)3(s): Fe3+ + 3OH- =Fe(OH)3 pKs’ = 38 Ks’ = [Fe3+] [OH-]3 [OH-]3 = Ks’ / [Fe3+] pH = 1.67 1.67 pH Fe3+ Fe(OH)3

On en déduit le diagramme primitif n.O= f(pH) Fe3+ Fe(OH)3 +III - +II - Fe2+ Fe(OH)2 0 - Fe(s) pH 1.67 7 Diagrammes primitif

Etude des couples : Couple II/0: Couple III/II: E= -0,47 V Fe2+ + 2e- = Fe(S) avec E = -0.44 + 0,03 log [Fe2+] pH ≤ 7 : [Fe2+]= 10-2mol L-1 pH ≥ 7 : [Fe2+]= 1013h2 E= -0,47 V E= -0,05 - 0,06 pH Couple III/II: Fe3+ + 1e- = Fe2+ avec E = 0,77 + 0,06 log [Fe3+]/[Fe2+] pH ≤ 1.67 : [Fe2+] = [Fe3+] = 10-2mol L-1 1.67 ≤ pH ≤ 7 : [Fe3+] = 104h3 ; [Fe2+] = 10-2mol L-1 pH ≥ 7 : [Fe3+] = 104h3 ; [Fe2+] = 1013 h2 mol L-1 E=0,77V E=1.07 -0.18 pH E=0,23 - 0,06 pH

Diagramme potentiel-pH relatif au Fer 1 0,5 1,5 - 0,5 -1 2 4 6 8 10 12 14 E ( v ) pH Fe3+ Fe(OH)3 E2= 0,77V Fe2+ E = 1,07- 0,18 pH E4= 0,23 - 0,06 pH E1= -0,5V Fe(OH)2 Fe E5 = -0,05 – 0,06 pH

Lecture du diagramme : Stabilité du n.o. + II : On constate que tout pH, la frontière Fe III / FeII est au-dessus de la frontière FeII/ Fe : il ne se produit jamais de dismutation. Au contraire, en milieu très acide par exemple, l’ion Fe3+ ne peut pas exister en présence de fer (D.P. disjoints). Il se produit la réaction de médiamutation : 2Fe3+ + Fe  3 Fe2+ Stabilité de FeII et Fe III : FeII et Fe III ont des D.P. recouvrant partiellement le domaine de stabilité de l’eau : ils sont donc stables dans l’eau. Une eau désaérée ne peut oxyder FeII en Fe III . Attaque du fer par l’eau ou les acides : • Le domaine d’immunité du fer solide (D.P. de Fe) est extérieur au domaine de stabilité de l’eau ,Le fer est donc attaqué : il n’est pas un métal noble.

Action de l’eau supposée non aérée en milieu neutre : L’eau oxyde le métal de manière peu quantitative en Fe(OH)2 selon : Fe + 2 H2O = Fe(OH)2 + H2 (g) Action d’un acide à anion inerte (non oxydant) (type HCl): En milieu acide, les ions H3O+ (couple H2O/H2) oxydent le fer en Fe2+ selon : Fe + 2 H+ = Fe2+ + H2 (g) Action d’un acide à anion oxydant (type HNO3) : En général, le couple rédox associé à l’anion est un meilleur oxydant que le couple H+/H2. Ainsi, l’anion transforme le fer en Fe3+.

Influence de la concentration du tracé C0 : C0 passe de 10-1 à 10-2 mol/l : Dans ce cas les espèces à considérer restent les mêmes Toutes les frontières indépendantes de C0 telles : Fe3+/Fe2+ , Fe(OH)2/Fe , Fe(OH)3/Fe(OH)2 ne changent pas . En revanche, toutes celles ou intervenait C0 sont modifiées soient : FeII / Fe0 : apparition de Fe(OH)2(s) pour pH= 7.5 pH ≤ 7.5  Fe2+/Fe (s) : E= -0.5 V pH ≥ 7.5  Fe(OH) 2(s) / Fe(s) : E= -0.05-0.06pH Fe III / FeII : apparition de Fe(OH)3 pour pH=2 pH ≤ 2  Fe3+ / Fe2+ : E=0.77 V 2 ≤ pH ≤ 7.5  Fe(OH) 3(s) / Fe2+ : E=1,13-0.18pH pH ≥ 7.5  Fe(OH) 3(s) / Fe(OH) 2(s) : E =0.23-0.06pH NB : Le diagramme est très peu modifié et la lecture des propriétés chimiques se conserve .

C0 passe de 10-1 mol/l à 10-6 mol/l : Pourquoi le choix de C0 = 10-6 mol/l ? => Parce que c’est le choix usuel dans le domaine de la corrosion humide. En effet, la corrosion est un phénomène cinétiquement lent et les concentrations des ions produits restent faibles, d'ou la valeur du tracé à C0 = 1 micromoles/l. En outre , on utilise désormais non plus les hydroxydes mais les oxydes qui sont plus stables thermodynamiquement ( les hydroxydes se formaient plus rapidement ) Dans le cas du Fer, le seul oxyde stable à la température de 25°C est l’oxyde ferrique Fe2O3 ( l’oxyde ferreux FeO n’existe qu’au-delà de 570°C ) Le choix de C0 = 1micromol/l a changé la nature du système d’étude : Fe(s) , Fe2+ , Fe3+ , Fe2O3(s) Fe2+ / Fe : E = -0.62 V Fe III / FeII : le solide Fe2O3 apparait lorsque Q= Ks Fe3+ + 3 HO- = ½ Fe2O3 + 3/2 H2O pKs = 43 pH= 1.67 pH ≤ 1.67 ,Fe3+ / Fe2+ : E = 0.77 V pH ≥ 1.67 , Fe2O3 / Fe2+ en continuité de Fe3+ / Fe2+ E= 1.07 – 0.18 pH

Immunité, corrosion et passivation : Immunité = domaine de stabilité thermodynamique du métal Corrosion = oxydation du métal sous forme ionique soluble Passivité = zone de protection du métal par la formation d’oxydes ou d’hydroxydes à sa surface

MERCI DE VOTRE ATTENTION