Cours 2 Cor

Chapitre II
: CORROSION ELECTROCHIMIQUE
Objectifs de cours II
 Comprendre le caractère électrochimique de la corrosion électrochimique
 Comprendre la notion d’oxydoréduction
 Savoir déterminer le nombre d’oxydation d’un élément au sein d’un édifice
 Savoir déterminer le caractère « oxydant ou » « réducteur » d’une espèce
chimique
 Etre capable d’ écrire et équilibrer une équation globale redox
II.1 Introduction
La nature électrochimique de la corrosion des matériaux métalliques est liée par essence à la
structure atomique et électrique de ces derniers. Elle est constituée de deux phases, la
première est métallique solide composé d’ions métalliques M+ disposés suivant un
empilement compact (le réseau cristallin) et d’électrons de conductions, qui confère à cette
phase une grande conductibilité électrique.
La seconde est aqueuse, composée de molécules neutres, eau, composés divers non dissociés,
et d’ions. C’est la mobilité de ces derniers qui confère à la solution sa conductibilité
électrique.
A l’interface, entre les deux phases (métallique et aqueuse), les ions métalliques peuvent
passer d’une phase à l’autre. Ce transfert correspond à un transfert de charge électrique.
Ainsi, l’aspect électrochimique de la corrosion aqueuse vient de la différence de structure

atomique entre l’électrolyte et le métal. Le transfert de charge et la dissolution du métal forme
un ensemble de deux réactions électrochimiques dont l’une est anodique (oxydation) et l’autre
est cathodique (réduction) .
II.2. Potentiel d’équilibre d’un couple redox
Lorsqu’on place on place un métal au sein d’une solution ce dernier ce met à l’équilibre avec
la solution en s’ionisant (une infime partie du métal passe en solution sous forme d’ions)
Cette ionisation correspond à un équilibre redox entre le métal et les ions métalliques présents
en solution :
M(s) Mn+(aq) + né Couple (Mn+/M)
Une fois l’équilibre s’établi, il apparait une distribution de charge à l’interface métal
solution , le système obtenu peu être assimilé à un condensateur plan caractérisé par une
différence de potentiel notée Eeq entre le métal et la solution
II.3. Potentiel standard d’un couple redox
Nous remarquerons tout de suite que le potentiel d’équilibre associé a un couple (Ox /Red) dépend de
plusieurs grandeurs :
 De l’activité (ou concentrations, pressions … associées) des espèces oxydantes et réductrices.

 Du pH de la solution lorsque l’équilibre redox fait intervenir des protons (H +).
 De la température de milieu d’étude.
Dans ces conditions, il serait bien difficile de comparer les potentiels de plusieurs couples
redox si toutes ces variables n’étaient pas fixées. C’est pour ces raison que des conditions
dites standard ont été définies.
Les conditions standard sont les suivantes :

 La solution est supposée idéal : les solutés ne subissent aucune interaction et la concentration
des espèces est égale 1 mol.L-1 .
 Les pressions des espèces gazeuses sont égales à 1 bar.
 Le pH est égal à 0.
II.4. Mesure du potentiel d’une électrode
La mesure de différence de potentiel e se fat pas directement avec un voltmètre en effet,

brancher l’un des conducteur au métal ne pose pas de problème, mais le second plongé en
solution réaliserait une nouvelle interface est par conséquent un nouvel équilibre redox
Ceci nous amène a associer l’électrode à une autre électrode appelée électrode de référence
par définition le potentiel de cette électrode est connu et constant.
FigureII.* : Schéma du montage pour la mesure du potentiel d’une électrode

.
II.5. Savoir déterminer l’état d’oxydation d’une espace
Définition
Le nombre d’oxydation d’un élément (n.o.), grandeur entière positive ou négative est
notée en chiffre romains, correspond la charge fictive portée par une espèce
Généralement le nombre d’oxydation de l’oxygène sera considéré comme égale à(-II) et celui
de hydrogène (+I)
Examinant les autres éléments cas par cas :
1 . Elément isolé (atome, ion)
Le nombre d’oxydation d’un nombre isolé (forme atomique ) est nul : n.o.= 0.
Exemples ; n.o.(Cu)=0
n.o.(Ag )=0
En ce qui concerne les ions monoatomiques (un seul atome), leur nombre d’oxydation est égal
à la valeur de leur charge, en effet un ion chargé +2 aura perdu deux électrons par rapport à sa
forme neutre est sers dans un état d’oxydation +II
Exemples : n.o.(Cu+2)=+II
n.o.( Ag+)= +I
n.o.(Cl-)= -I
2.Molecule diatomique homonucléaire
Une molécule diatomique homonucléraire est une molécule constituée de deux atomes
identiques, dans ce cas le nombre d’oxydation est nul.
Exemples : Molécule de dioxygène O2 n.o(O2)=0
Molécule de dichlore Cl2 n.o(Cl2)=0
3. Molécule diatomique hétéro nucléaire
Une molécule diatomique hétéro nucléaire est une molécule constituée de deux atomes de
nature différente. L’état d’oxydation de la molécule est nul
Exemples : Molécule de chlorure d’hydrogène H2 n.o(HCl)=0
4.Détermination de nombre d’oxydation d’élément au sein d’un édifice poly atomique

a)considérant comme fixes est connus les nombres d’oxydation des éléments oxygène et
hydrogène. Déterminant l’état d’oxydation du chlore au sein de l’édifice polyatomique neutre
HClO4 L’ensemble n’étant pas chargé, le nombre d’oxydation global de l’édifice est nul
(n.o(HClO4 )=0) soit : n.o(HClO4)= n.o(H)+n.o(Cl)+ 4xn.o(O)
0 = (+1) +(X) +4(-2)
0= +1 +X-8 d’où X= +7 ainsi n.o(Cl) =+ VII dans HClO4
b)considérant maintenant un édifice diatomique chargé : Cr2 O2- 7
On souhaite déterminer l’état d’oxydation du chrome. Dansce cas la somme des nombres
d’oxydation vaut –II. Ainsi :
n.o(Cr2 O2- 7) = 2xn.o(Cr) + 7xn.o(O)
-2 = 2xn.o(Cr) + 7xn.o(-2)
- 7xn.o(-2) - 2 = 2xn.o(Cr)
+14- 2 = 2xn.o(Cr)
6 = n.o(Cr) ainsi n.o(Cr) =+ VI dans Cr2 O2- 7
II.5. Détermination du caractère « oxydant ou » « réducteur » d’une espèce chimique
Lors d’une réaction d’oxydation certaines espèces perdent des électrons tandis que d’autre en
gagnent généralement on distingue les deux espèces par l’appellation suivante :
Un oxydant est une espèce capable de capter un ou plusieurs électrons
Un réducteur est une espèce capable de céder un ou plusieurs électrons
Dans un couple redox, le composé chimique de plus grand nombre d’oxydation jouera le
rôle d’oxydant, et celui de nombre d’oxydation plus faible sera le réducteur .
Le couple redox correspondant à la réaction Ag ++ 1é Ag (s) on a (Ag+/A g ) et ceci,

quel que soit le sens de l’évolution de la réaction (oxydation ou réduction). En effet d’après
la définition précédente il est claire que le Ag + en manque d’un é il jouera le rôle d’oxydant
et L’Ag sera le réducteur ainsi on écrira (Ag+/Ag) ═ (Ox/Red). Ceci est un cas très simple du
moment ou le nombre d’oxydation apparait pour le Ag+ est +I est pour Ag à l’état métallique
neutre donc le nombre d’oxydation est nul la situation diffère dans le cas ou l’élément
considéré se trouve combiné avec d’autre éléments dans un composé complexe qu’appel
« édifice »
Dans le but de savoir si une espèce joue le rôle d’oxydant ou de réducteur vis avis de l’autre
espèce. Pour se faire il faut déterminer le nombre d’oxydation dont on a expliquer la méthode
dans le paragraphe précédant
II. 7 .Ecrire et équilibrer une équation globale redox
Une réaction d’oxydo réduction peut se décomposé en deux demi réaction
Couple (Ox1/Red1) Ox1 + né = Red1 (réduction de Ox1)
Couple (Ox2/Red2) Red2 = Ox2 + né (oxydation de Red2)
La réaction globale :
Ox1 + Red2 = Red1+ Ox2
D’où la définition suivante :

Une réaction d’oxydo réduction est une réaction qui fait intervenir les formes oxydées
« oxydant » et les formes réduites « réducteur » de deux espèces chimiques. Dans cette
réaction l’échange des électrons est implicite, c'est-à-dire que les « é » n’apparaissent pas
dans le bilan
Application :
Etudiant le cas d’une réaction redox simple les deux couples considérés sont :
(Ag+/Ag) et (Cu2+/Cu)
Les deux demi réactions redox correspondantes , équilibrer en élément et en charges sont les
suivantes :
2x( Ag+ + é = Ag )
Cu = Cu2+ + 2é
En multipliant l’équation 1 par un facteur de 2 ainsi le nombre é intervenant dans les deux
demi réactions est le même nous pouvant alors les sommer afin d’obtenir une réaction
globale Cu + 2Ag+ = Cu2+ + 2Ag
on constate que les ions d’argent ont oxydés le cuire métallique (Ag+) appris deux « é » au
cuivre qui se transforme en cuivre (+II), inversement on peut dire que le cuivre métallique a
réduit l’ion d’argent qui c’est transformé en argent métallique.
Remarque Voir TD N°1 c’est l’application de ce cours

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Chapitre II

Ainsi, l’aspect électrochimique de la corrosion aqueuse vient de la différence de structure

II.2. Potentiel d’équilibre d’un couple redox

M(s) Mn+(aq) + né Couple (Mn+/M)

 De l’activité (ou concentrations, pressions … associées) des espèces oxydantes et réductrices.

Les conditions standard sont les suivantes :

La mesure de différence de potentiel e se fat pas directement avec un voltmètre en effet,

FigureII.* : Schéma du montage pour la mesure du potentiel d’une électrode

II.5. Savoir déterminer l’état d’oxydation d’une espace

Examinant les autres éléments cas par cas :

1 . Elément isolé (atome, ion)

2.Molecule diatomique homonucléaire

Exemples : Molécule de dioxygène O2 n.o(O2)=0

Molécule de dichlore Cl2 n.o(Cl2)=0

3. Molécule diatomique hétéro nucléaire

Exemples : Molécule de chlorure d’hydrogène H2 n.o(HCl)=0

4.Détermination de nombre d’oxydation d’élément au sein d’un édifice poly atomique

0 = (+1) +(X) +4(-2)

0= +1 +X-8 d’où X= +7 ainsi n.o(Cl) =+ VII dans HClO4

b)considérant maintenant un édifice diatomique chargé : Cr2 O2- 7

n.o(Cr2 O2- 7) = 2xn.o(Cr) + 7xn.o(O)

6 = n.o(Cr) ainsi n.o(Cr) =+ VI dans Cr2 O2- 7

II.5. Détermination du caractère « oxydant ou » « réducteur » d’une espèce chimique

Le couple redox correspondant à la réaction Ag ++ 1é Ag (s) on a (Ag+/A g ) et ceci,

Une réaction d’oxydo réduction peut se décomposé en deux demi réaction

Couple (Ox1/Red1) Ox1 + né = Red1 (réduction de Ox1)

Couple (Ox2/Red2) Red2 = Ox2 + né (oxydation de Red2)

Ox1 + Red2 = Red1+ Ox2

D’où la définition suivante :

Remarque Voir TD N°1 c’est l’application de ce cours

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