Dégradation des matériaux: Corrosion

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1 Dégradation des matériaux: Corrosion
Session 6 Dégradation des matériaux: Corrosion Références chapitre 8 p

2 Contenu Dégradation des polymères et des céramiques
Dégradation des métaux par corrosion Types de corrosion et influence du milieu Corrosion généralisée Corrosion galvanique Oxygénation différentielle Vitesse de corrosion Protection contre la corrosion Anode sacrificielle Isolation électrique: revêtement Potentiel imposé Passivation ox

3 Si la corrosion était un phénomène simple à maîtriser, elle n'existerait plus depuis longtemps!

4 Motivations Motivations: connaître les types de corrosion afin de prendre des mesures préventives: Modifier le milieu ambiant Choisir un matériau moins réactif Protéger le matériau Prévoir la vie des matériaux en milieux corrosifs.

5 Objectifs Expliquer pourquoi les céramiques sont très résistantes à la corrosion. Décrire les différents types de corrosion. Calculer le potentiel d’une cellule et indiquer le sens et le type de réaction électrochimique. Déterminer la vitesse d’oxydation d’un métal. Énumérer des mesures de protection contre le corrosion.

6 Dégradation des céramiques
Liaison covalente/ionique forte Types Oxydes: Al2O3, SiO2, Fe2O3(rouille) Carbures: WC-Co, SiC, B4C, Fe3C Nitrures: BN, AlN Déjà oxydés ----> STABLES 4 Al +3 O > 2 Al2O3 4 Fe + 3O > 2 Fe2O3

7 Dégradation des céramiques
La réduction des céramiques donne encore des céramiques SiO2 + N2 ----HT---> Si3N4 + NO/NO2 SiO2 + C HT ---> SiC + CO/CO2 Nitrures résistent à la nitruration Si3N4 + N2 ----HT---> rien AlN + N2 ----HT---> rien Carbures résistent à la carburation SiC + C ----HT---> rien

8 Dégradation des polymères
absorbe le solvant et se gonflent. Les molécules du soluté s’installent entre les molécules des polymères et les forcent à s ’écarter. ---> affaiblissement des liaisons de Van derWalls --> matériaux devient mous. Rupture des liaisons: scission Dégradation sous rayons ultra-violet altère la structure moléculaire. Ces rayonnements pénètrent dans les polymères et interagit avec les atomes. Polyéthylène + T élevée + O2 devient fragile Polychlorure de vinyle + T élevée acquiert un coloration et perd son intégrité Chaleur Rupture des liaisons à T° élevée et déclenchement des réactions chimiques --> perte de masse des polymères. Plus la liaison est forte, meilleure est la stabilité thermique

9 Corrosion des métaux

10 Corrosion généralisée en milieu acide
À l’anode pH < 7 À la cathode Dégagement de H2

11 Corrosion généralisée en milieu acide + O2
À l’anode À la cathode La solution s’enrichit en H2O

12 Milieu basique ou neutre + O2
À l’anode À la cathode La solution s’enrichit en ions

13 Réactions d’oxydo-réduction
Réactions anodiques EX. Réactions cathodiques Dégagement de H2 solution acide Réduction de O2: solutions acides Réduction de O2: solutions neutres ou basiques Dépôt métallique Electrolyte = eau pure

14 Mesure du potentiel d’un métal
En pratique, il est impossible de mesurer directement le potentiel d'équilibre qui s'établit entre le métal et la solution car la sonde de mesure serait aussi le siège d'une réaction électrochimique. Standardise donc à l'aide de deux demi-piles jumelées.

15 Mesure du potentiel d’un métal
En pratique on utilise de l ’hydrogène E0 (H2) = 0 v : potentiel de référence

16 Cathodique Anodique

17 Corrosion galvanique

18 Corrosion galvanique : cellule électrochimique de Fe et Cu
Potentiels E (Cu) = V E(Fe) = V DE = 0.78 V Solution riche en ions Fe 2+ Solution riche en ions Cu 2+ Circuit ouvert: pas de corrosion. Réactions d’oxydo-réduction réversibles déplacement d’e du fer ( E = v ) au Cu (E =+0.34v) Circuit fermé Corrosion du fer (anode) Fe -----> 2e+ Fe 2+ Dépôt du cuivre à la cathode: Cu 2+ +2e----> Cu

19 Corrosion galvanique (2)
Fe et Cu se corrodent indépendamment l’un de l’autre Corrosion du fer Eau de mer Eau de mer

20 Cathodique Anodique Potentiels de corrosion des métaux
dans l’eau de mer 33 g/L de sel (NaCl) pH = 8.2 Température : 25°C Anodique

21 Détermination de la vitesse de corrosion

22 Perte en masse de métal de l’anode (g)
Vitesse de corrosion Vitesse de corrosion: m/t = f (courant) A: masse atomique (g/mole) i0: courant de corrosion (A) t: temps (secondes) n: nombre d’électrons de valence du métal Loi de Faraday Perte en masse de métal de l’anode (g) Si la dissolution est uniforme, alors i0 devient la densité de courant (A/dm2) m/t est exprimée en perte d’épaisseur par année: e/t (mm/a) m/t la perte de masse par dm2 par jour (mg/(dm2 x j)) Ex. Vitesse de corrosion de l’acier dans l’eau de mer stagnante: 0.15 mm/année ou 33 mg /dm2/jour densité de courant: i0 = 1.3 mA /dm2

23 Montage pour courbes de polarisation
Courant: i = ?

24 Courbes de polarisation
On suit l'évolution de E au fur et à mesure que la résistance R diminue (I augmente) Quand la résistance R est nulle (théorie) les potentiels cathodique et anodique s'équilibrent Corrosion en régime permanent = icorr Loi de Tafel : surtension b: pente de la courbe Pour des courants supérieurs à des valeurs seuils i0a à l’anode et ioc à la cathode, le potentiel de la cathode diminue et celui de l’anode augmente. Pour un courant I, il se produit une surtension cathodique c à la cathode et une surtension anodique a à l’anode. Leurs valeurs obéit à la loi de Tafel : où  représente la pente des courbes de polarisation Quand la résistance R est nulle, les potentiels cathpodique et anodique s’équilibre à une valeur Ecorr à laquelle correspond un corant de corrosion icorr dont l’intensité est déterminée par l’intersection des courbes de polarisation (des droites de Tafel) (en général on n’obtient pas par expérience des droites qui se coupent car R n’est jamais vraiment nul (résistance de l’électrolyte lui-même) mais le courant de corrosion est quand même déterminé par l’intersection des droites). Plus les valeurs de  sont élevées, plus le courant de corrosion est faible (donc la vitesse de corrosion)

25 Circuit ouvert: i = 0 Réaction anodique (quand i =0) Réaction anodique: Cu Réaction anodique Fe

26 Intérêt de la loi de Tafel: Choix des dimensions des électrodes
Boulon: Al Tôle: acier inox. Al: anode Inox: cathode Sc/Sa >> 1 Vitesse de corrosion élevée

27 Passivation et corrosion par piqure

28 Passivation Cas des métaux dont la vitesse de corrosion baisse et devient moins de 1/103 mm /année. Le métal devient passif. Rapport de courant Principaux métaux passivables Aciers inox. Alliages de nickel-chrome : inconel alliages de cobalt-chrome: stellite Titane et ses alliages

29 Corrosion des alliages passivables
Rupture du film passif ip croît Courant de corrosion ip = cte Loi de Tafel Ces métaux dits “passivables” ont un comportement tout à fait différents des autres, comme le montre leur courbe de polarisation. Droites correspondant aux cour

30 A Pouvoir oxydant de C1 > C3 C D E C1 B C2 C3

31 Mécanisme de piqûre

32 Carbure de chrome sur acier inox
2 mm [Cr] requis pour passivation Ségrégation du Cr-C dû à la mise en forme de l’acier inox.

33 Piqûre sur un couteau

34 Autres facteurs influençant la corrosion

35 Influence de la conductibilité électrique de l’électrolyte
Vitesse de corrosion proportionnelle à la densité de courant i

36 Effet de crevasse Concentration en O2 faible

37 Effet de crevasse Eau Zone cathodique Concentration en O2 élevée
Zone anodique Concentration en O2 faible

38 Corrosion par courant vagabond

39 Influence du milieu Très agressif moins agressif

40 Corrosion et tenue en fatigue
La corrosion abaisse la limite d’endurance à la fatigue

41 Lutte contre la corrosion

42 Lutte contre la corrosion
Actions sur le milieu Éliminer O2 dissout Éliminer cl- Inhibiteurs de corrosion: réduire corrosivité du milieu Action sur la pièce Design Choix des matériaux Revêtement des électrodes Protection électrochimique Anode sacrificielle Courant imposé

43 Protection par revêtement
Revêtements non métalliques: continues et adhérentes. (contiennent souvent des poudres de Zn ou Al qui agissent comme anodes) peintures Polymères, plastiques Goudrons ou bitume (structures enfouies) Revêtements métalliques Anodiques: Zn sur Fe (galvanisation) Cathodiques : Sn, Ni, Cr, .., sur Fe Modifications de la surface par voie chimique Aciers: Phosphatation (formation d’une couche de phosphate de fer, protectrice, à la surface de l’acier lorsqu’il est trempé dans l’acide phosphorique) Aluminium: oxydation anodique (Al2O3): anodisation

44 Protection cathodique par anode sacrificielle
Protection cathodique: fournir au métal à protéger des électrons d’une source extérieure Ce métal devient un cathode: Mn+ + ne ----> M (réaction inverse)

45 anode sacrificielle

46 Protection par courant imposé
Corrosion par courant vagabond

47 Protection par revêtement: galvanisation
Zn Revêtement plus anodique que le métal protégé Acier plus anodique que le chrome DANGER

48 Protection par passivation ( Ti, Nb, Ta, Cr, Ni, Co)
Protection par développement d’une couche protectrice: La vitesse de corrosion baisse et devient moins de 10-3 mm /année. Le métal devient passif suite à la formation d’une couche protectrice (d’ions ou d’oxydes) Rapport de courant Principaux métaux passivables Aciers inox. Alliages de nickel-chrome : inconel alliages de cobalt-chrome: stellite Titane et ses alliages Lire section page 820 (mise en évidence et mécanismes)

49 Design des assemblages et corrosion

50 Corrosion des assemblages boulonnés
Faible en O2

51 Design des réservoirs et corrosion

52 Design des coudes et corrosion

53 *** À retenir aujourd’hui ***
Les matériaux sont anode ou cathode Il existe une courbe de polarisation Il existe trois types de milieux propices à la corrosion La loi de Faraday permet de calculer la vitesse de corrosion Attention, couple galvanique!!!!!