TP Corrosion [PDF]

Zitiervorschau

Université des Sciences et de la Technologie HOUARI BOUMEDIENEFaculté génie des procédés et génie mécanique Département de Génie Chimique et Cryogénie

Compte rendu de TP corrosion Master 2 Génie Pétrochimique Présenté par: SAHNOUNE Mohammed

171732026735 KOCEIR Mohamed Salah Eddine 171732026735

Introduction : La corrosion est le phénomène de dégradation le plus répandu dans les unités de procédés. Il est à l’origine de la majorité des défaillances d’équipements sous pression. Le quart de la production annuelle mondiale d’acier est détruite par la corrosion. Environ 5 tonnes d’acier détruites par seconde. On définit la corrosion comme la destruction des métaux qui se produit sous l'effet de réactions chimiques ou électrochimiques, lorsqu'ils sont en contact avec un électrolyte. Les théories sur la corrosion sont toutes fondées sur la structure atomique de la matière. L'atome est formé d'un équilibre de charges positives (protons) et de charges négatives (électrons). Les métaux, de par la répartition des électrons sur les orbites autour du noyau, ont tendance à perdre des électrons, il y a alors excès de charges positives, l'atome est devenu un ion positif. Spontanément, un métal plongé dans un électrolyte a tendance à faire passer en solution des ions positifs. Le métal reste chargé négativement par les électrons. L'attraction des couches positives et négatives établit un certain équilibre. 𝐹𝑒 ⇌𝐹𝑒+2 +2𝑒− Toute destruction de cet équilibre, provoquée par le départ des électrons, provoque les phénomènes de corrosion. Cet équilibre, correspond à une certaine différence de potentiel entre le métal et l'électrolyte dans lequel il est plongé. Dans la majorité la corrosion est un phénomène purement électrochimique puisqu'il s'agit d'échanges d'électrons en présence d'un électrolyte. Il y a dissolution du métal.

1

er

Manipulation :

Dans un bécher de 250 ml, on prépare une solution de 100ml d’eau distillée, on ajoute 5 spatule de sel (pour avoir une solution proche de l’eau de mer) et 6 gouttes de phénolphtaléine et une pointe de spatule de ferricyanure de potassium K3[Fe(CN)6]. On obtient un milieu transparent. On va bien mélanger cette solution, puis on va immerger dans le bécher une lame de fer et une lame de cuivre. Et on les fixe avec un système de fixation des électrodes. Nous avons mis le Fer avec le pole positif et le cuivre avec pole négatif car le fer (Fe) est plus réducteur que le cuivre (Cu) ; il cède plus facilement des électrons. Résultats :

+ apparition des bulles (gaz O2) dans l’anode et apparition des bulles (gaz H2) dans la cathode.

Explication : Le fer, en présence d’un électrolyte, va se dissoudre sous la forme d’un ion positif Fe 2+ et libérer 2 électrons.

2+ 𝐹𝑒(𝑆) → 𝐹𝑒(𝑎𝑞) + 2é Il envoie donc dans la solution un cation (atome de métal chargé d’électricité positive) et en même temps, il se charge lui-même d’électricité négative. On dit qu’un potentiel électrique se crée entre le métal et la solution de ses ions. Le fer est en contact avec l’eau salée, le circuit électrique va pouvoir se refermer. En effet, l’eau sera partiellement ionisée : (Dans La Cathode)

+ − 𝐻2 𝑂(𝑙) → 𝐻(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)

(Milieu basique)

Et une certaine quantité d’ions H + vont réagir sur une partie du métal en récupérant les électrons libérés par la dissolution du fer et former de l’hydrogène gazeux (apparition de petites bulles d’hydrogène) :

+ 2H(aq) + 2é → 𝐻2 (𝑔) On Véra une formation de gaz H2 ou niveau de la cathode. La corrosion se traduit par une circulation d'électrons. Le métal qui cède des électrons constituant l'anode, les ions H + qui absorbant les électrons constituant la cathode. Cette fois, le Fe continue à se dissoudre en Fe2+.

Et il y a une production d’O2 au niveau de l’anode par la réaction suivante :

+ 𝐻2 𝑂(𝑙) → 𝑂2(𝑔) + 4𝐻(𝑎𝑞) + 4é Le cuivre va subir une réduction :

2+ 𝐶𝑢(𝑎𝑞) + 2é → 𝐶𝑢(𝑠)

❖ On refait la même manipulation en changeant le fer par une lame d’aluminium dans l’anode et le cuivre par une lame de fer dans la cathode. Nous avons mis l’aluminium avec le pôle positif et le Fer avec pole négatif car l’aluminium (Al) est plus réducteur que le Fer (Fe). Donc l’aluminium qui va subir 3+ l’oxydation : 𝐴𝑙(𝑠) → 𝐴𝑙(𝑎𝑞) + 3é Résultats :

Anode : on observe des petites bulles d’air (formation de gaz O2) et une mousse blanche. Cathode : apparition de la couleur rose ce qui indique la présence des ions OH- et des petites bulles d’air ce qui signifié une libération de gaz H2 Même explication de l'expérience précédente La mousse blanche est la formation Hydroxyde d'aluminium 3+ − 𝐴𝑙(𝑎𝑞) + 3𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3 (𝑠)

II.

Étude de quelques facteurs de corrosion :

(1) Solution CaCl2 + clou en Fer

(2) Solution NaCl + clou en Fer

(3) Solution NaCl + couche d’huile + clou en Fer

(4) Eau Bouillie + clou en Fer

Résultats : On observe que les clous sont oxydés, et on remarque que le clou en fer du 2eme tube est très rouillé par rapport aux autres en présence de l’eau, de l’oxygène et le sel.

Que s’est-il passé ? Le fer a subi une réaction d’oxydation en forment de l’oxyde de fer 3 hydraté appelé rouille. Le sel et l’acide agissent comme des catalyseurs dans cette réaction, c’est la raison par laquelle le clou du 2eme tube forme plus de rouille.

Conclusion : L’action du dioxygène de l’air et de l’eau favorise la corrosion, Quant au milieu salin accélère le phénomène de corrosion.

III.

Étude des quelques techniques de protection contre la corrosion :

Résultats : ➢ Pour le clou (1), on observe la formation de la rouille ➢ Pour le clou (2), il est moins rouillé que le clou (1) à cause de la substance inhibitrice qui diminue la vitesse de corrosion. Les inhibiteurs de corrosion sont des produits chimiques qui, ajoutés à l’eau ou tout autre fluide de process, réduisent la vitesse de corrosion. L’efficacité de la plupart des inhibiteurs de corrosion est considérablement influencée par les caractéristiques chimiques de l’eau et les conditions physiques comme la température et la vitesse d’écoulement. ➢ Le clou (3) on trouve la formation de la rouille, le cuivre n’a pas protéger le fer. ➢ Pour le clou (4) recouvert de zinc, le fer n’est pas corrodé dans la zone couverte de zinc, Le zinc protège le fer. Le métal qui s’oxyde le plus facilement est celui qui est le plus réducteur, le zinc étant plus réducteur que le fer, le zinc s’oxydera plus facilement que le fer donc le zinc a protégé le fer.

Conclusion : Les moyens de lutte contre la corrosion comprennent : ▪ L’ajout d’inhibiteurs de corrosion dans l’eau ; ▪ L’application de potentiels électrochimiques, soit à partir d’un matériau sacrificiel (comme notre cas le Zinc), soit à partir de sour-ces extérieures (protection cathodique). Et on trouve comme d’autres méthodes de protection : ▪ L’isolation physique par des revêtements, métallique (voir acier galvanisé) mais le plus souvent organique (peintures, ébonitage…), voire minéral (fonte revêtue de mortier de ciment) … ▪ Le maintien des caractéristiques chimiques de l’eau dans un état réduisant au maximum les vitesses de corrosion.