accelerating process since the decrease in pH causes further
metal oxidation.
Intergranular Corrosion
As mentioned earlier, stainless steels rely on the formation
of chromium oxides to passivate the surface. If some areas of
the alloy become depleted in chromium, as can happen if carbides are formed at the grain boundaries, the regions adjacent
to the grain boundaries become depleted in chromium. The
If two metals are independently placed within the same
solution, each will establish its own electrode potential with
respect to the solution. If these two metals are placed in electrical contact, then a potential difference will be established
between them, electrons passing from the more anodic to the
more cathodic metal. Thus equilibrium is upset and a continuous process of dissolution from the more anodic metal will take
place. This accelerated corrosion process is galvanic corrosion.
It is important if two different alloys are used in an implantable
device when the more reactive may corrode freely.
MCG2542
Matériaux biologiques et de l’ingénieur II
Semaine 11.1: Bio-corrosion_1
FIG. 3. Crevice corrosion is evident in the screw hole in this fracture fixation plate.
uOttawa.ca
5:28 1/9/03 CH-06.tex]
RATNER: Biomaterials Science
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
Page: 436
Bio-corrosion des implants métalliques
• Une fois qu’un biomatériau est choisi comme implant, basé sur ses exigences
fonctionnelles, il doit être évalué en termes d’interaction entre le matériau et le corps
(biocompatibilité)
• Le biomatériau réagit avec l’environnement local, le type de réaction dépend de la
classe de matériau (métal, polymère ou céramique)
•
•
•
Métaux: sont susceptibles à la corrosion
Polymères: lixiviation (leaching) et absorption
Céramiques: sont généralement considérés comme étant chimiquement inertes
(sauf si elles sont conçues pour être bioactives ou biodégradables)
• Les effets de la dégradation chimique peuvent affecter à la fois le tissu et le matériau
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.2
Bio-corrosion des implants métalliques
• Bien que de nombreux problèmes puissent survenir avec l’implant après la chirurgie, l’un
des plus importants est l’interaction entre la surface de l’implant et l’environnement
physiologique
• Cette interaction peut:
•
•
Causer une défaillance de l’implant à fonctionner (comme il était prévu)
Avoir un effet indésirable sur le patient – causant le rejet de l’implant
• Le corps humain est un environnement hostile pour les matériaux implantés : il peut être
décrit comme un électrolyte aqueux dont la teneur en eau (fluide) est comprise entre 40 et
60 %, et qui est :
•
•
•
•
Électrolyte salin hautement oxygéné
pH = 7.4
Température = 37oC
Contient du Cl, P, et des ions de Na, K, Ca, et Mg, ainsi que d’autres substances organiques
(acides amines, protéines, plasma, salive)
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.3
Bio-corrosion des implants métalliques
• L'exigence fondamentale pour choisir un matériau d'implant métallique est qu'il doit
être biocompatible - pas de toxicité pour le système biologique environnant
• La corrosion des implants métalliques provoque des effets indésirables sur les tissus
environnants et sur l'implant lui-même:
•
Produit des substances chimiques nocives pour les organes
•
Détérioration des propriétés mécaniques de l'implant
• Ainsi, la résistance à la corrosion d'un implant métallique est un aspect important de sa
biocompatibilité
• La corrosion est également la cause principale de dégradation des biomatériaux, et il
donc important de connaître ses mécanismes pour la contrôler
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.4
Les principes de la corrosion
QU’EST-CE QUE LA CORROSION?
• La corrosion est la détérioration ou la dégradation d'un métal
due à sa réaction électrochimique avec son environnement.
• Cette dégradation a lieu à la surface du métal sous forme de
dissolution du matériau ou sous d'autres formes.
Comment et pourquoi la corrosion se produit-elle?
• Les métaux courants sont produits à parOr de minéraux
(minerais) dont la producOon nécessite une grande quanOté
d'énergie
• L'acier, par exemple, est obtenu à parOr de minerais de fer tels
que Fe2O3 et Fe3O4.
• Ainsi, du point de vue de la thermodynamique, la corrosion se
produit parce que les métaux purs ont tendance à se converOr à
leur état oxydé (minerais).
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.5
Les principes de la corrosion
Haute énergie de production
• C’est ceQe énergie qui rend les métaux instables
et qui veulent réagir avec l’environnement (pour
revenir à leur état d’origine)
• Les métaux qui ont besoin de haute énergie
pour leur producRon sont plus suscepRble à la
corrosion
Susceptibilité à la corrosion
Comment et pourquoi la corrosion se produit?
Magnésium
Aluminium
Titane
Zinc
Chrome
Fer
Nickel
Étain
Cuivre
Argent
Platine
Or
Faible énergie de production
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.6
Les principes de la corrosion
•
•
•
Tous les métaux ont tendance à se corroder, certains se corrodent plus facilement que
d’autres
Les métaux sont extraits des minerais: ‘métallurgie extractive’
La corrosion peut être décrite comme “métallurgie extractive à l’envers”
Énergie libre, DG
Métal
Minerai
Produit de corrosion
RéacRon
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.7
ç
#HAPTERç
ç
ç
Corrosion aqueuse:
Zn
HCl
#ORROSIONç"ASICSç
#ORROSIONç%LECTROCHEMISTRYç
Les principes de la corrosion
4HE SHORT HANDõ
DESCRIPTION
IN %Q IS VALID FOR BOTH CELLS
#ORROSIONõASõAõ#HEMICALõ2EACTION
SHOWN IN &IGS AND 3UCH A DESCRIPTION IS OFTEN USED TO SIMPLIFY
õ #ORROSIONõINõ!CIDS
TEXTUAL REFERENCE TO SUCH CELLS
/NE OF THE COMMON WAYS OF GENERATING HYDROGEN IN A LABORATORY IS TO
:N:N 3/ PLACE
3/
ZINC INTO
A DILUTE
ACID SUCH AS HYDROCHLORIC
OR SULFURIC 7HEN
#ONC #U
#ONC #U
THIS IS DONE THERE IS A RAPID REACTION IN WHICH THE ZINC IS ATTACKED OR
#ONC AND #ONC IN %QhDISSOLVEDv
INDICATE
RESPECTIVELY
CONCENTRATION
AND
HYDROGENTHE
IS EVOLVED
AS A GAS &IG 4HIS IS SHOWN
OF ZINC SULFATE AND COPPERINSULFATE
THAT MAY
DIFFER
%QS TO IN THE TWO HALF CELLS
WHILE THE TWO SLANTED BARS DESCRIBE THE PRESENCE OF A SEPARATOR
:N THE
(#L
lELECTRODE
:N#L (AS
4HE SAME SHORT HAND DESCRIPTION ALSO IDENTIFIES
ZINC
G
THE ANODE THAT IS NEGATIVE IN THE CASE OF A SPONTANEOUS REACTION AND
THE COPPER CATHODE AS
POSITIVE
:N (
#L l :N #L
( G
Zn
Zn
4HE FACT THAT CORROSION CONSISTS OF AT LEAST ONE OXIDATION AND ONE
%QUATIONS
ARE THE
CHEMICAL SHORTHAND FOR THE
REDUCTION REACTION IS NOT ALWAYS
AS OBVIOUS
AS ITAND
IS IN
CHEMICAL
POWER
FOLLOWING
/NE ZINC ON
ATOM
PLUS TWO HYDROCHLORIC ACID
CELLS AND BATTERIES 4HE TWO
REACTIONSSTATEMENT
ARE OFTEN COMBINED
A SINGLE
MOLECULES
DISSOCIATE IN
AS &IG
IONS
( AND #L AND BECOME ONE MOLECULE OF
PIECE OF METAL AS IT IS ILLUSTRATED
SCHEMATICALLY
ZINCIMMERSED
CHLORIDE ININ%Q
;WRITTEN
A SOLUBLE SALT IN THE FORM OF :N
)N &IG A PIECE OF ZINC
HYDROCHLORIC
ACIDAS
SOLUTION
AND
#L
IONS
IN
%Q
=
PLUS
ONE
MOLECULE
IS UNDERGOING CORROSION !T SOME POINT ON THE SURFACE ZINC IS OF HYDROGEN GAS WHICH IS
GIVEN OFF AS
INDICATED
BY REACTION
THE VERTICAL
ARROW )T SHOULD BE NOTED THAT
TRANSFORMED TO ZINC IONS ACCORDING
TO %Q
4HIS
PRODUCES
THE
CHLORIDE
IONS
DO
NOT
PARTICIPATE
DIRECTLY
ELECTRONS AND THESE PASS THROUGH THE SOLID CONDUCTING METAL TO OTHER IN THIS REACTION ALTHOUGH
THEY COULD PLAY AN IMPORTANT ROLE IN REAL CORROSION SITUATIONS
3IMILARLY ZINC COMBINES WITH SULFURIC ACID TO FORM ZINC SULFATE
A SALT AND HYDROGEN GAS AS SHOWN IN %QS AND :N
Réactions électrochimiques:
:N
(
l :N
( G
3/ 1,
ÕLLˆ˜}]ʜÀÊ º«>̈˜}ʜÕÌÊÊ
œvÊ Þ`Àœ}i˜»Êœ˜Ê
∘Vʈ““iÀÃi`ʈ˜Ê>Ê
ä°£ÊÊÃՏvÕÀˆVÊ>Vˆ`Ê
܏Ṏœ˜°Ê­ œÕÀÌiÃÞÊ
ˆ˜}Ã̜˜Ê/iV ˜ˆV>Ê
-œvÌÜ>Ài®
( G
Zn
M ® Mn+ + ne(Perte d’électrons)
- La
réaction cathodique
: consomme des électrons
genie.uOttawa.ca
l engineering.uOttawa.ca
1, ÊΰÎÊ
3/ Réac'on anodique:
Zn
Zn+2 + 2eÊÓ°nÊ ®
Ê
Observations:
1. Une réaction vigoureuse se produit
2. Formation de bulles à la surface du Zn
La corrosion implique à la fois une réaction anodique et
une réaction cathodique
- La réaction anodique : implique la dissolution du métal
(“corrosion”)
( 3/ l :N3/ Réaction cathodique:
2H+ + 2e- ® H2
iVÌÀœV i“ˆV>ÊÀi>V̈œ˜ÃʜVVÕÀÀˆ˜}Ê`ÕÀˆ˜}ÊÌ iÊVœÀÀœÃˆœ˜ÊœvÊ∘VÊ
A. Ourdjini@2017
ˆ˜Ê>ˆÀ‡vÀiiÊ Þ`ÀœV œÀˆVÊ>Vˆ`°
Ourdjini@2024
1.8
Les principes de la corrosion
•
Toute réaction qui peut être divisée en 2 (ou plus) réactions partielles d’oxydation et de
réduction est appelée ‘électrochimique’
• Les réactions anodiques et cathodiques doivent se produire simultanément et à la même
vitesse: “la vitesse d’oxydation = la vitesse de réduction”
•
La réaction anodique implique la dissolution du métal (corrosion) – pertes d’électrons
M ® Mn+ + ne-
perte d’électrons
• La réaction cathodique consommé d’électrons (gain d’électrons)
• La réaction cathodique dépend de la nature de l’environnement:
1. Environnement acide (sans O2): évolution de l’hydrogène:
2H+ + 2e- ® H2(g)
2. Environnement acide (avec O2): évolution de l’oxygène :
O2 + 4H+ + 4e- ® 2H2O
3. Environnement neutre ou alcalin (sans O2): évolution de l’oxygène : O2 + 2H2O + 4e- ® 4OH-
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.9
Les composants fondamentaux d’une cellule de corrosion
Voie électrique
Électrons (e-)
Circuit
électrique
Électrons (e-)
Conducteur électrique
(fournit un chemin pour
la conduc'on ionique
CATHODE
ANODE
ELECTROLYTE
Le métal est oxydé (il perd
des électrons pour former
des ions métalliques) et se
corrode
Fournit un chemin pour que les
électrons libérés par l’anode circulent
vers la cathode
Le métal sur lequel se
produit la réduc'on et
où sont consommés les
électrons libérés par
l’anode
La corrosion se produit en raison de la formation d'une cellule électrochimique.
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.10
Les principes de la corrosion
•
Si maintenant nous plaçons un morceau de Zn dans une soluRon contenant la sulfate
de cuivre (CuSO4)
Zn
Zn
Zn
CuSO4
•
On observe un dépôt sombre de Cu sur Zn, et une
décoloration de la solution bleue
Décoloration de la
solution
Dépôt sombre
Zn + Cu+2 ® Cu + Zn+2
la réacRon complète:
La réacRon anodique (oxydaRon) :
Zn ® Zn+2 + 2e-
La réacRon cathodique (réducRon) :
Cu+2 + 2e- ® Cu
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.11
Les principes de la corrosion
•
Les deux caractérisOques physiques qui déterminent la corrosion d’un implant sont:
•
Thermodynamique: provoque la corrosion soit par oxydaOon, soit par réacOon de
réducOon, mais ne peut pas prédire la vitesse de corrosion
•
CinéOque: déterminer la vitesse de corrosion
La thermodynamique de la corrosion : La corrosion se produira ou non
•
Le changement d'énergie libre accompagnant une réacOon de corrosion peut être calculé
comme suit (également connu sous le nom de la loi de Faraday)
Δ𝐺 = −𝑛𝐹𝐸
•
n : est le nombre d’électrons transférés dans the réacOon. F : est la constante de Faraday
(96500 A.s/mol), E: est connu comme le “Poten7el de la cellule électrochimique” en volts
•
•
Si 𝛥𝐺 < 0; (négaOve), la réacOon est spontanée (de gauche à droite)
Si 𝛥𝐺 > 0; (posiOve), la réacOon n’est pas spontanée (de droite à gauche)
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.12
Les principes de la corrosion
Série des potentiels standard d’équilibre (electromotive force series-‘emf’ )
• La série emf est un arrangement des potentiels des demi-cellules standard (standard halfcell potential) (Eo) (activité unitaire ou conditions 1M)
• La série standard emf est très utile pour classer la résistance générale des métaux à la
corrosion
• Comme il est impossible de mesurer la valeur absolue du potentiel d'une électrode demicellule, les valeurs des potentiels demi-cellules standard trouvées dans la série ‘emf’ ont
été mesurées par rapport à une électrode de référence d'hydrogène (H2) (également
appelée électrode standard d'hydrogène ou SHE)
• La série standard emf est le résultat du couplage de l’électrode d’hydrogène standard à des
demi-cellules standard de divers métaux
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.13
Les principes de la corrosion
Eo (V)
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.14
Les principes de la corrosion
• Par exemple, une cellule constituée d’une électrode hydrogène (SHE) et une autre de Cu
peut être utilisée pour déterminer le potentiel standard (Eo) du Cu
• Les électrons circulent de l’anode vers la cathode. Les réactions sont :
La réaction globale :
H2(g)⟶2H+(aq) + 2e−
Anode (oxydation)
Cu2 + (aq) + 2e− ⟶ Cu(s)
Cathode (réduction)
Cu2+ (aq) + H2(g) ⟶ 2H+ (aq) + Cu(s)
%
%
%
𝐸!"##$#"
= 𝐸!&'(%)"
− 𝐸&*%)"
%
%
+0.34 𝑉 = 𝐸+$
!" /+$ − 𝐸- " /!
%
+0.34 𝑉 = 𝐸+$
!" /+$ − 0
H+
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.15
Les principes de la corrosion
Exemple:
En supposant que tous les réactifs et produits sont dans un état standard, déterminez la
direction spontanée des réactions suivantes en calculant le potentiel
a)
b)
Cu + HCl = CuCl2 + H2
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
SoluOons:
a)
𝐸 ! = −0.337 𝑉
𝐸! = 0 𝑉
∑ 𝐸 ! = −0.337 𝑉
Cu+2 + 2e- = Cu (reversed)
2H+ + 2e- = H2
Cu + HCl ← CuCl2 + H2
Δ𝐺 = −𝑛𝐹𝐸 = −2 96500 −0.337 = +𝑣𝑒
b) Fe+2 + 2e- = Fe (reversed)
2H+ + 2e- = H2
𝐸 ! = 0.44 𝑉
𝐸! = 0 𝑉
∑ 𝐸 ! = 0.44 𝑉
Δ𝐺 = −𝑛𝐹𝐸 = −2 96500 0.44 = −𝑣𝑒
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.16
Les principes de la corrosion
Types de cellule de corrosion
3 types de cellule de corrosion:
1.
Cellules à électrodes dissemblables (Cellules galvaniques):
ü
ü
ü
La Vitesse de corrosion dépend de la position du métal dans la série ‘emf’
La force motrice de la corrosion: la différence de potentiel entre l’anode et la cathode
Le métal ayant un potentiel électronégatif (ou le le métal le plus négatif) agit comme l’anode et
l’autre métal agit comme la cathode
!
!
!
𝐸"#$$%$#
= 𝐸"&'(!)#
− 𝐸&*!)#
!
𝐸"#$$%$#
= 0.34 − (− 0.76) = 1.10 𝑉
(Lorsqu’on utilise cette formule, pas besoin
#
de renverser le signe de 𝐸!"#$%
)
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.17
Les principes de la corrosion
2. Cellules de concentration de sel:
ü
Se forment lorsqu'une électrode est en contact avec une solution concentrée et l'autre
électrode avec une solution diluée
ü
L'électrode en contact avec la solution diluée sera l'anode
Le potenOel dépend des concentraOons molaires en ions
[Mn+1 ] et [Mn+2 ] selon l'équaOon de Nernst
%&
0.0592
𝑀
$
𝐸 = 𝐸# −
log %&
𝑛
𝑀'
+
-
Cu(s) dans une solution
diluée de CuSO4
Cu se dissout sur l’anode:
Cu ® Cu+2 + 2e-
Cu(s) dans une solu'on
concentrée de CuSO4
Cu se dépose sur la cathode:
Cu+2 + 2e- ® Cu
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.18
Les principes de la corrosion
TYPES OF CORROSION CELLS
3.
Cellules d’aéraOon différenOelle:
ü
Courant dans la corrosion souterraine
Cathode:
O2 + 2H2O + 4e- → 4OH-
Anode:
Fe → Fe+2 + 2e-
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.19
Les principes de la corrosion
Exemple:
La moiRé d'une cellule électrochimique est consRtuée d'une électrode de nickel pur dans
une soluRon d'ions Ni2+; l'autre moiRé est consRtuée d'une électrode de cadmium
immergée dans une soluRon de Cd2+.
a) Si la cellule est standard, écrivez la réacRon globale spontanée et calculez le potenRel
de la cellule généré
b) Calculer le potenRel de la cellule à 25oC si les concentraRons de Cd2+ et de Ni2+ sont
respecRvement de 0,5M et 10-3M. La direcRon de la réacRon spontanée est-elle
toujours la même que pour la cellule standard?
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.20
Les principes de la corrosion
a)
!
𝐸-)
= −0.403 𝑉
!
𝐸./
= −0.250 𝑉
𝐶𝑑 → 𝐶𝑑 #$ + 2𝑒 %
Anode
𝑁𝑖 #$ + 2𝑒 % → 𝑁𝑖
Cathode
𝑁𝑖 +, + 𝐶𝑑 → 𝑁𝑖 + 𝐶𝑑 +,
!
!
!
𝐸"#$$%$#
= 𝐸"&'(!)#
− 𝐸&*!)#
!
𝐸"#$$%$#
= −0.250 − (−0.403) = +0.153 𝑉
b) Ni est la cathode et Cd est l’anode
𝑁𝑖 +, + 𝐶𝑑 → 𝑁𝑖 + 𝐶𝑑+,
𝐸 = 𝐸! −
Cd2+ = 0.5M, Ni2+ = 10-3M
0.0592
𝑀0*,
log *,
𝑛
𝑀+
0.0592
1012
𝐸 = +0.153 −
log
2
0.5
= +0.073 𝑉
Puisque le potentiel E est positif, la réaction est spontanée dans cette direction: Δ𝐺 = −𝑛𝐹𝐸 = −𝑣𝑒
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
𝑁𝑖 +, + 𝐶𝑑 → 𝑁𝑖 + 𝐶𝑑 +,
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.21
Les principes de la corrosion
Les facteurs affectant la corrosion
•
La position du métal dans la série ‘emf’ – détermine la vitesse de corrosion
NOBLE
•
•
•
•
ve(+)
POTENTIEL
ve(-)
ANODIQUE
La présence de l’électrolyte: les sels dissous dans l’eau
La concentration de l’oxygène (aération): le taux de of corrosion augmente avec une
augmentation d’O2. Les zones à faible teneur en O2 agissent comme des anodes
Les impuretés dans les métaux: augmentent le taux de corrosion (formation de
minuscules cellules électrochimiques)
Différence de température: l’augmentation de la température augmente la vitesse de
corrosion
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.22
Formes de Corrosion
Type de corrosion
Classée en fonction du type de l’environnement
•
–
ü
Corrosion sèche: attaque chimique par les gaz atmosphériques: O2, H2S, N2, SO2
3 types principaux :
1. Oxydation (réaction avec l’O2)
2. Corrosion par les gaz (réaction avec H2S, SO2, Cl2)
3. Corrosion des métaux liquides
–
Corrosion humide (corrosion aqueuse): se produit avec la présence d’un liquide
Environnement marin, corrosion dans les sols, corrosion atmosphérique,
corrosion dans le béton, corrosion biologique
Parmi ces deux catégories de corrosion, seule la corrosion humide est pertinente dans
le cas des biomatériaux
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.23
Formes de Corrosion
Corrosion
Corrosion
uniforme
•
Classée on foncRon de la forme de la corrosion
Corrosion
localisée
Les pires situaOons se produisent
lorsque les dommages sont confinés à
de peOtes zones anodiques (corrosion
localisée)
Flow Induced Corrosion
Galvanique
Galvanic Corrosion
Par piqûres
Pitting Corrosion
Par crevasses
Crevice Corrosion
Intergranulaire
Intergranular Corrosion
Dissolution sélective
SelecOve
Leaching/dealloying
Par frottement
Freing Corrosion
Par érosion
Erosion-corrosion
Sous contrainte
Stress Corrosion Cracking
Stress Induced Cracking
Fatigue-corrosion
Corrosion-Fatigue
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
Fragilisation par H
Hydrogen Embrittlement
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.24
Formes de Corrosion
1. Corrosion uniforme ou généralisée
•
La réaction électrochimique se déroule de manière uniforme sur toute la surface exposée
•
La corrosion uniforme est relativement facile à mesurer, à prévoir et à concevoir, à moins que le
matériau corrosif ne soit caché (corrosion interne d'un pipeline ou corrosion de structures
enterrées ou immergées) – l’importance du suivi de la corrosion
•
La corrosion uniforme peut être esOmée avec
précision à l’aide de tests relaOvement simples,
comme
l’immersion
d’échanOllons
dans
l’environnement corrosif
PrévenRon de la corrosion uniforme:
-
Choix correct des matériaux
ModificaOon de l’environnement
ProtecOon cathodique
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.25
Groupe 1: peut être identifiée par inspection visuelle
Corrosion uniforme
Corrosion par piqûre
Corrosion par
crevasse
Groupe 2: peut être identifiée avec des outils d’inspection spéciaux
Cavitation
Frottement
Intergranulaire
Érosion
Formes de Corrosion
Corrosion galvanique
Dissolution sélective
Flow affected corrosion
Groupe 3: peut être identifiée par examen microscopique
Sous
contrainte
FaOgue - Corrosion
FragilisaOon par hydrogène
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
Ourdjini@2017
P.R. Roberge, “Corrosion: Engineering: Principles and Prac@ce”A. Ourdjini@2024
1.26
Ciné;que de la corrosion
Cinétique de la corrosion
•
La dégradation des métaux et alliages par la corrosion est inévitable
•
La cinétique des réactions électrochimiques est essentielle pour déterminer la
vitesse de corrosion d’un métal M exposé à un environnement corrosif
•
La cinétique d’une réaction à la surface d’une électrode dépend du potentiel de
l’électrode, c’est-à-dire de la vitesse de circulation des électrons vers ou depuis
l’interface métal-électrolyte
•
Lorsque le système électrochimique est à l’équilibre, la vitesse nette de réaction est
nulle
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.27
Cinétique de la corrosion
La vitesse de corrosion
§ Est la vitesse à laquelle un métal se dissout par suite d’une réacRon chimique - (la
perte d’épaisseur d’un métal per unité de temps
1. La Vitesse de corrosion
𝑉) =
la Vitesse de corrosion en mm/an :
87.6 𝑊
𝜌𝐴𝑡
où: W est la perte de masse (mg) après le temps d’exposi8on t (heures), 𝜌 est la densité du métal
(g/cm3), A est la surface exposée (cm2)
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.28
Cinétique de la corrosion
2. La Vitesse de corrosion : la loi de Faraday
§ Les réacRons électrochimiques produisent des électrons (oxydaRon) ou en consomment
(réducRon)
§ Le taux de flux d'électrons vers ou depuis une interface de réacRon est une mesure du
taux de réacRon, c'est-à-dire qu'un courant est associé à une réacRon électrochimique
§ La vitesse de corrosion peut être exprimée en termes de densité de courant, i
𝑖𝑎
𝑉+ =
𝑛𝐹
Où: a est le poids atomique du métal (g/mole), F: nombre de Faraday, n: nombre d’électrons transférés
dans la réac8on anodique. Vc (g/s.m2) autrement appelé la perte de poids par unité de temps et par
unité de surface exposée.
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.29
Ciné;que de la corrosion
Exemple
Une tôle d'acier épaisse d'une surface de 400 cm2 est exposée à l'air près de l'océan. Après
une période d'un an, on constate qu'elle subit une perte de poids de 375 g due à la
corrosion. Calculez la vitesse de corrosion en mm/an
La Vitesse de corrosion en mm/year
87.6 W
(87.6)(375 ×10' mg)
𝑉& =
=
= 1.2 mm/an
𝑔
ρAt
(
7.9 ;𝑐𝑚' (400cm ) 24 ℎ𝑟/𝑑𝑎𝑦 365 𝑑𝑎𝑦/𝑦𝑒𝑎𝑟 1 𝑦𝑒𝑎𝑟
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.30
La passivité
Passivité des métaux
•
Certains métaux normalement acRfs, lorsqu'ils sont exposés à quelques milieux
parRculiers, perdent leur réacRvité chimique et deviennent extrêmement inertes: ce
phénomène est appelé passivité
•
La passivité résulte de la formaRon d'une couche d'oxyde très mince et fortement
adhésive à la surface du métal, qui le protège contre toute corrosion ultérieure
•
La passivité s'observe avec des métaux comme: le chrome, le fer, le nickel et le Rtane
et leurs alliages
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.31
of metal M in solution 1 is greater than in solution 2 since iC(A) is greater than
iC(B) and rate is proportional to current density according to Equation 17.24. This
La passivité
difference in corrosion rate between the two solutions may be significant—several
orders of magnitude—when one considers that the current density scale in Figure 17.13
is Courbe
scaled logarithmically.
anodique pour un métal qui présente une transiRon acRve - passive
Potentiel
électrochimique, V
Electrochemical potential, V
Transpassive
Transition active-passive:
La Vitesse de corrosion diminue
lorsque le film passif commence à se
former
Passive
Figure 17.12 Schematic
polarization
État
transpassif curve for a metal
that displays an active–passive
transition.
État passif : un film passif
stable est formé
e–
2
2+ +
M
Active État actif
M
V (M/M2+)
i0 (M/M2+)
Log current density, i
Logarithme de la densité de courant, i
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
Materials Science & Engineering: An introduction Callister 8e.
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.32
Le diagramme de Pourbaix
Pourbaix diagram (Potential – pH diagram)
•
Une méthode très utile pour décrire la stabilité des métaux dans les solutions aqueuses est le
diagramme potentiel-pH ou Pourbaix
•
Le diagramme de Pourbaix est un graphique basé sur des calculs thermodynamiques qui peut
être utilisé pour distinguer un état corrosif d'un état non corrosif
•
Les diagrammes de Pourbaix ne prédisent pas la vitesse de corrosion, ils représentent la
stabilité d'un métal en fonction du potentiel (E) et du pH
•
Les diagrammes potentiel-pH sont généralement donnés pour les éléments purs, alors que de
nombreux biomatériaux métalliques sont des alliages.
•
Le diagramme de Pourbaix du Fe dans l'eau est présenté ci-dessous
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
A. Ourdjini@2017
Ourdjini@2024
1.33
Le diagramme de Pourbaix
46 Principles of Corrosion Engineering and Corrosion Control
•
3 zones sont possibles:
1. Immunité
2. Passivité
3. Corrosion
Si un produit de corrosion
insoluble est le plus stable: la
corrosion se produit
Si l’ion insoluble est
thermodynamiquemen
t le plus stable: très
faible corrosion (à
condition
que
la
couche passive reste
protectrice)
Si le métal est thermodynamiquement
stable, Pas de corrosion
genie.uOttawa.ca l engineering.uOttawa.ca
Le diagramme de Pourbaix du Fe dans l'eau
A. Ourdjini@2017
Figure 2.18 Potential–pH diagram for iron
Ourdjini@2024
1.34