Élaboration, protection et corrosion des métaux

Fiche de présentation de la ressource
Classe : Terminale S
Enseignement : Spécialité
Thème du programme : Matériaux
Domaine d’étude : Cycle de vie
Élaboration, protection et corrosion des métaux
Nicolas di Scala
Prérequis :
(programme de 1ère S, thème : « Agir : défis du XXIème siècle »)
Oxydant, réducteur, couple oxydant/réducteur,
réaction d’oxydo-réduction, modèle par transfert d’électrons
Extrait du BOEN
Bulletin officiel spécial n°8 du 13 octobre 2011
Enseignement de spécialité de physique-chimie – classe terminale de la série scientifique
Domaines d’étude
Mots-clés






Cycle de vie
Élaboration,
Vieillissement,
Corrosion,
Protection,
Recyclage,
Élimination.
Résumé du contenu de la ressource
Cette séquence pédagogique a pour but de reproduire en laboratoire les conditions favorisant la
corrosion. Il s’agira alors ensuite d’illustrer différentes méthodes de protection contre ce phénomène sur
l’acier d’un clou en particulier.
Compétences et attitudes mises en œuvre
Compétences





S’approprier,
Réaliser,
Valider,
Communiquer,
Autonomie.
Attitudes





Mobiliser ses connaissances,
Formuler des hypothèses,
Définir une procédure de résolution,
Choisir une solution et la justifier d’un point de vue
scientifique, technologique, socio-économique,
Rendre compte d'une démarche et de résultats à l’écrit.
Type de ressource





Réinvestissement, approfondissement
Activité documentaire
Activité expérimentale
Evaluation des compétences expérimentales
Démarche d’investigation
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Élaboration, protection et corrosion des métaux
Introduction
Le fer, le cuivre, le zinc, etc… on trouve des métaux de partout. La chimie du fer a d’ailleurs vu son étude accélérée
par l’observation des phénomènes de corrosion et la nécessité de protéger ce matériau afin d’augmenter la durée de vie
des coques de bateau. On étudiera particulièrement le fer tout au long de cette séquence pédagogique.
Plan de la séquence pédagogique
I.
II.
III.
Introduction (10 min)
Élaboration et corrosion du fer (2h20)
a. Analyse et synthèse de documents scientifiques (50 min)
b. Expériences (1h30)
i. Identification des ions (10 min)
ii. Modélisation de la corrosion du fer (1h)
iii. Protection du fer – passivation (20 min)
Conclusions (15 min)
Duré de la séquence
Cette séquence pédagogique nécessite une durée de travail moyennement longue (un peu moins de 3h). La
première séance d’enseignement d’une heure est consacrée à des analyses et synthèses de documents scientifiques
permettant une approche de la thématique abordée. Elle donne ainsi aux élèves envie d’aller plus en avant dans la
problématique abordée. La deuxième séance de 1h30 permet de modéliser et de vérifier la corrosion du fer et les
moyens de protection possible, en particulier la passivation du fer. Une conclusion (trace écrite) de 15 min s’en suit
pour résumer les conclusions que l’on a pu tirer des expériences.
Terminale S spécialité : 64h annuel sur 32 semaines (36 en réalité mais 10% du temps est consacré à
l’évaluation des élèves)
Évaluations
Les activités expérimentales proposent une démarche scientifique à partir de l’étude de la corrosion de
différentes pièces de fer par une solution corrosive chaude, ainsi que la protection du fer grâce à sa passivation par
l’action de l’acide nitrique concentré. Elles peuvent faire l’objet d’évaluations sous forme de bilan des compétences
acquises à l’issue la phase de formation (évaluations présentées dans ce document). Ces évaluations peuvent aussi être
menées pendant la séance d’étude par les élèves.
Conclusion -prolongement d’étude possible
Il aurait été possible d’intégrer l’étude de l’aération différentielle au niveau de la pile à corrosion (différence de
gradient de concentration en O2(g) dissous). Cela permet d’expliquer aux élèves pourquoi la corrosion de la coque d'un
navire est plus importante au niveau de la quille plutôt qu'à la ligne de flottaison.
Il serait également possible de réaliser expérimentalement l’étude de l’anodisation (dans le cas de l’aluminium
par exemple). Cela permettrait ainsi de s’intéresser en suite logique à la couche protectrice d’alumine formée sur
l’aluminium (qui fait pourtant partie des métaux les plus réducteurs). L’étude de l’oxydation du cuivre est une piste
possible également.
Une extension possible permettant une transition vers le supérieur serait d’étudier non plus seulement l’aspect
thermodynamique (avec les domaines d’immunité, de corrosion et de passivité), mais également l’aspect cinétique en
nous intéressant aux courants de corrosion via l’étude des courbes intensité-potentiel i(E).
Remarques
Avec ces activités documentaires/expérimentales, il est difficile de réaliser des mesures amenant l’élève à
calculer des incertitudes.
C’est une piste d’amélioration future possible en calculant par exemple la variation de masse obtenue entre le
début et la fin d’une électrolyse à anode soluble (une électrode de cuivre jouant le rôle de l’anode, et une électrode de
graphite jouant le rôle de cathode et permettant une meilleure visualisation du dépôt de cuivre sur cette dernière).
Il serait également possible de leur faisant résoudre un problème scientifique sur la protection du fer par
étamage et/ou par électrozingage par exemple.
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Remarques :
 L’enseignement de spécialité […] lui permet en effet d’affirmer sa maîtrise de la démarche
scientifique ainsi que celle des pratiques expérimentales […].
 L’élève est ainsi amené à développer trois activités essentielles chez un scientifique:
 - la pratique expérimentale;
 - l’analyse et la synthèse de documents scientifiques;
 - la résolution de problèmes scientifiques.
 […] le professeur aborde tous les domaines d’étude en développant son enseignement à partir de
quelques mots-clés […] sous-tendent des connaissances nouvelles complétant l’enseignement
spécifique. Nécessaires à la compréhension des sujets étudiés, elles ne sont cependant pas exigibles
au baccalauréat.
 La pratique expérimentale doit être soutenue et diversifiée et favoriser l’initiative des élèves. Pour
chaque thème, elle doit prendre en compte leurs centres d’intérêt.
 L’analyse et la synthèse de documents scientifiques prolongent les compétences «extraire et
exploiter» mises en œuvre dans l’enseignement spécifique.
 Lors de la démarche de résolution de problèmes scientifiques, l’élève analyse le problème posé pour
en comprendre le sens, construit des étapes de résolution et les met en œuvre. Il porte un regard
critique sur le résultat, notamment par l’évaluation d’un ordre de grandeur ou par des considérations
sur l’homogénéité. Il examine la pertinence des étapes de résolution qu’il a élaborées et les modifie
éventuellement en conséquence.
 Il ne s’agit donc pas pour lui de suivre les étapes de résolution qui seraient imposées par la rédaction
d’un exercice, mais d’imaginer lui-même une ou plusieurs pistes pour répondre à la question
scientifique posée.
 C’est sur la façon d’appréhender une question scientifique, sur le choix raisonné de la méthode de
résolution et sur les moyens de vérification qu’est centrée la formation de l’élève lors de la démarche
de résolution de problème.
 Le professeur fera largement appel à des situations comportant une dimension expérimentale.
Liens avec les autres programmes du secondaire
Terminale STI2D, thème : « Longévité et sécurité »
Notions et contenus
Capacités exigibles
 Distinguer les différentes familles de matériaux présentes dans
un dispositif de transport et relier leurs propriétés physicoDes matériaux résistants:
chimiques à leur utilisation.
contraintes mécaniques et
 Illustrer le rôle des différents facteurs agissant sur la corrosion
thermiques, corrosion.
des métaux et le vieillissement des matériaux.
 Prévoir différents moyens de protection et vérifier
expérimentalement leur efficacité.
Terminale STD2A, thème : « Du monde de la matière au monde des objets »
Notions et contenus
Capacités exigibles
 Présenter, par des exemples appropriés, l’action des acides et des
Matériaux métalliques
bases sur les métaux.
 Expliquer l’expression «métaux nobles».
Action de l’eau, des acides,
 Différencier la corrosion du fer (rouille) et la corrosion de
des bases et de l’oxygène
l’aluminium (passivation).
atmosphérique sur les
 Proposer et expliquer quelques méthodes de protection contre la
métaux.
corrosion: peintures, chromage, anodisation, etc.
 Donner des usages possibles des alliages en D2A en précisant
Protection contre la
leur rôle.
corrosion.
 Citer les constituants des aciers inoxydables.
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Compétences liées à l’épreuve d’Evaluation des Compétences Expérimentales (ECE)
Compétences expérimentales évaluées lors de l’épreuve pratique du baccalauréat S et du baccalauréat STL
Extrait « Bacheliers scientifiques 2013 ».
Formation en physique-chimie au collège et au lycée, Septembre 2012
Inspection générale de l’Education nationale Groupe physique
Compétence
S’approprier
Analyser
Conditions de mise en œuvre
Cette compétence est mobilisée dans chaque sujet
sans être nécessairement évaluée.
Lorsqu’elle est évaluée, l’énoncé ne doit pas
fournir les objectifs de la tâche.
Le sujet doit permettre une diversité des
approches expérimentales et le matériel à
disposition doit être suffisamment varié pour
offrir plusieurs possibilités au candidat. Les
documentations techniques seront mises à
disposition.
Le sujet doit permettre à l'examinateur d'observer
la maîtrise globale de certaines opérations
techniques et l’attitude appropriée du candidat
dans l’environnement du laboratoire.
Réaliser
Valider
Le sujet doit permettre à l’examinateur de
s’assurer que le candidat est capable d’identifier
des causes de dispersion des résultats, d’estimer
l’incertitude à partir d’outils fournis, d’analyser
de manière critique des résultats et choisir un
protocole plus approprié parmi deux possibles.
Exemples de capacités et d’attitudes
(non exhaustifs)
- rechercher, extraire et organiser l’information en lien
avec une situation,
- énoncer une problématique,
- définir des objectifs.
- formuler une hypothèse,
- proposer une stratégie pour répondre à la
problématique,
- proposer une modélisation,
- choisir, concevoir ou justifier un protocole / dispositif
expérimental,
- évaluer l’ordre de grandeur d’un phénomène et de ses
variations.
- évoluer avec aisance dans l’environnement du
laboratoire,
- suivre un protocole,
- respecter les règles de sécurité,
- utiliser le matériel (dont l’outil informatique) de
manière adaptée,
- organiser son poste de travail,
-effectuer des mesures avec précision,
-reporter un point sur une courbe ou dans un tableau,
- effectuer un calcul simple.
- exploiter et interpréter des observations, des mesures,
- utiliser les symboles et unités adéquats,
- vérifier les résultats obtenus,
- valider ou infirmer une information, une hypothèse,
une propriété, une loi, …,
- analyser des résultats de façon critique,
- proposer des améliorations de la démarche ou du
modèle,
- utiliser du vocabulaire de la métrologie.
Cette compétence est transversale. Elle est
mobilisée sur l'ensemble de l’épreuve sans être
nécessairement évaluée.
Communiquer
Être autonome,
faire preuve
d’initiative
Si on choisit de l’évaluer, le support de
communication doit être imposé dans le sujet.
Elle ne peut alors se réduire à une observation de
la maîtrise de la langue au cours de quelques
échanges avec l’examinateur. Il s’agit de
construire ici une argumentation ou une synthèse
scientifique en utilisant l’outil de communication
imposé par le sujet (un poster, une ou deux
diapositives, un enregistrement sonore ou une
vidéo, … ). Ce temps de communication ne
pourra pas excéder 2 à 3 minutes en cas d’une
communication orale imposée. Le contenu devra
être en cohérence avec la réflexion et les résultats
obtenus par le candidat.
Cette compétence est transversale. Elle est
mobilisée sur l'ensemble de l’épreuve en
participant à la définition du niveau de maîtrise
des autres compétences.
- utiliser les notions et le vocabulaire scientifique
adaptés,
- présenter, formuler une proposition, une
argumentation, une synthèse ou une conclusion de
manière cohérente complète et compréhensible.
- travailler seul,
- demander une aide pertinente.
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I.
Introduction (durée conseillée : 10 min)
Documents issus de Wikipédia : activité documentaire
Document 1
La corrosion désigne l'altération d'un matériau par réaction chimique avec un oxydant (le dioxygène
et le cation H+ en majorité). Il faut en exclure les effets purement mécaniques (cela ne concerne pas, par
exemple, la rupture sous l'effet de chocs), mais la corrosion peut se combiner avec les effets mécaniques et
donner de la corrosion sous contrainte et de la fatigue-corrosion ; de même, elle intervient dans certaines
formes d'usure des surfaces dont les causes sont à la fois physicochimiques et mécaniques.
Les exemples les plus connus sont les altérations chimiques des métaux à l'air ou dans l'eau, telles la rouille
du fer et de l'acier ou la formation de vert-de-gris sur le cuivre et ses alliages (bronze, laiton). Cependant, la
corrosion est un domaine bien plus vaste qui touche toutes sortes de matériaux (métaux, céramiques,
polymères) dans des environnements variables (milieu aqueux, atmosphère, hautes températures).
Document 2
La corrosion des métaux est dans la grande majorité des cas une réaction électrochimique (une
oxydo-réduction) qui fait intervenir la pièce manufacturée et l'environnement.
La rouille : exemple le plus familier de corrosion
Document 3
La corrosion est un problème industriel important : le coût de la corrosion, qui recouvre l'ensemble
des moyens de lutte contre la corrosion, le remplacement des pièces ou ouvrages corrodés et les
conséquences directes et indirectes des accidents dus à la corrosion, est estimé à 2 % du produit brut
mondial. Chaque seconde, ce sont quelque 5 tonnes d'acier qui sont ainsi transformées en oxydes de fer…
En vous appuyant sur les documents donnés, répondre aux questions suivantes :
1) Qu’est-ce que la corrosion ?
2) À quoi est-elle due ?
3) Quels sont les effets de la corrosion ?
II.
Élaboration et corrosion du fer
Démarrer la partie expérimentale B.2) puis revenir à la partie A.
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PARTIE A : Analyse et synthèse de documents scientifiques (durée conseillée : 50 min)
Compte tenu de ses propriétés mécaniques très intéressantes, le fer, pur ou sous forme d’alliages, est le
métal le plus utilisé dans l’industrie et le bâtiment. Élaboré à partir de minerais principalement constitués
d’oxydes de fer, il s’oxyde naturellement à l’air s’il n’est pas protégé.
Document n°1 : Élaboration du fer, de la fonte et de l’acier.
En Europe, la fabrication du fer date de 1700 ans av. J.C. :
on superposait plusieurs couches successives de minerai de
fer et de bois et on chauffait ces échafaudages. Le métal
fondu était travaillé sur place. Actuellement, coexistent deux
filières d’élaboration de l’acier: la filière fonte et la filière
ferraille.
Dans la filière fonte, après broyage, le minerai est introduit
dans le haut fourneau avec du coke (constitué essentiellement
de carbone). Le coke brûle: la chaleur dégagée fait fondre le
minerai. Le monoxyde de carbone CO(g), formé par la
combustion, réduit en fer les oxydes de fer constituant le
minerai. On obtient alors de la fonte en fusion. La fonte est
ensuite acheminée vers un convertisseur où du dioxygène est introduit. L’oxygène brûle une partie du
carbone et des résidus de la fonte; on obtient alors de l’acier.
Dans la filière ferraille, la ferraille, triée et broyée ou à l’état brut, est introduite dans un four électrique : de
l’acier en fusion est obtenu. Du dioxygène est éventuellement introduit.
La production d’une tonne d’acier par la filière fonte s’accompagne du dégagement de deux tonnes de
dioxyde de carbone.
D’après www.acier.org/lacier/comment-fabrique-t-on-lacier.html
Document n°2 : Fer, fonte acier, ne pas confondre.
Ces trois produits diffèrent par leur teneur en carbone.
Le fer est un matériau mou et malléable, dont la teneur en carbone est infime.
L’acier est un alliage de fer et de carbone avec une teneur en carbone pouvant varier de 0,03 % à 2 %
maximum en masse; il est à la fois malléable et résistant. L’acier inox est un alliage d’acier, de chrome (de
16 à 19 %), de nickel (9 à 13 %), et de carbone (< 1%).
La fonte, avec une teneur élevée de carbone (de 2 % à 6 %), existe en plusieurs qualités : de malléable et
ductile(*) à très dure et résistante.
(*) ductile : qui peut être étiré, étendu sans se rompre.
Document n°3 : Fonctionnement d’un haut-fourneau
Le principal oxyde de fer dans un minerai de fer est l’hématite ou oxyde de fer (III) Fe2O3(s). Sa réduction par
le monoxyde de carbone CO(g), permet d’obtenir, en cinq étapes, le fer ou ses alliages, l’acier et la fonte.
Dans une première étape, le carbone C(s) du charbon de coke réagit avec le dioxygène O2(g) pour donner du
dioxyde de carbone CO2(g), qui dans une seconde réaction, donne du monoxyde de carbone, CO(g), en
réagissant avec le carbone solide C(s). À la température du haut-fourneau, l’excès de carbone permet la
conversion de la totalité du CO2(g) en CO(g).
Le CO(g) produit réduit les oxydes de fer en trois étapes:
- Pour 320°C < θ < 620°C, Fe2O3(s) est réduit en Fe3O4(s);
- Pour 620°C < θ < 950°C, Fe3O4(s) est réduit en FeO(s);
- Pour θ > 950°C, FeO(s) est réduit en Fe(s).
Au cours de ces réactions, CO(g) est oxydé en CO2(g).
1. Pourquoi les premiers métallurgistes utilisaient-ils du bois ?
La chaleur dégagée par la combustion du bois fait fondre le minerai de fer et permet de réduire les oxydes
de fer constituant le minerai (doc.1).
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2. Comment obtient-on de la fonte dans la filière fonte? Comment est-elle transformée en acier ?
On obtient de la fonte en chauffant dans un haut-fourneau, vers 1250°C, un mélange de minerai de fer et
de charbon à coke (schéma du doc.1). La fonte liquide obtenue réagit ensuite avec du dioxygène, dans un
convertisseur vers 1600°C, qui brûle une partie du carbone et des résidus présents dans la fonte : on
obtient alors de l’acier (doc.1 + schéma).
3. Qu’est-ce qui différencie la fonte de l’acier ?
L’acier et la fonte sont deux alliages de fer et de carbone mais les teneurs en carbone sont différentes : 2 %
maximum en masse pour l’acier et entre 2 et 6 % pour la fonte (doc.2).
4. Écrire et ajuster les cinq équations de réactions mises en jeu dans le document n°3.
(1) C(s) + O2(g)  CO2(g)
(2) C(s) + CO2(g) 2 CO(g)
(3) 3 Fe2O3(s) + CO(g) 2 Fe3O4(s) + CO2(g)
(4) Fe3O4(s) + CO(g) 3 FeO(s) + CO2(g)
(5) FeO(s) + CO(g) Fe(s) + CO2(g)
Globalement les deux réactifs de l’ensemble des cinq réactions mises en jeu dans le haut fourneau sont C(s) et
Fe2O3(s) et les deux produits sont Fe(s) et CO2(g). En déduire l’équation bilan des cinq réactions mises en jeu
dans le haut-fourneau.
L’équation bilan de l’ensemble des réactions mises en jeu dans le haut-fourneau est:
2 Fe2O3(s) + 3 C(s) 4 Fe(s) + 3 CO2(g)
Remarque: (3) + 2x(4) + 6x(5) donne: 3 Fe2O3(s) + 9 CO(g) 6 Fe(s) + 9 CO2(g) (6)
(6) + (9/2)x(2) donne: 3 Fe2O3(s) + 9/2 CO(g) 6 Fe(s) + 9/2 CO2(g)
soit: 6 Fe2O3(s) + 9 CO(g) 12 Fe(s) + 9 CO2(g)
d’où: 2 Fe2O3(s) + 3 C(s) 4 Fe(s) + 3 CO2(g)
Document n°4 : Corrosion de l’acier.
Le phénomène de corrosion correspond à la dégradation d’un métal,
ou d’un alliage métallique, par des réactifs gazeux ou en solution.
À l’échelle de la planète, chaque seconde, cinq tonnes d’acier sont
oxydées en rouille, mélange complexe d’oxydes et d’hydroxydes
de fer plus ou moins hydratés.
La corrosion est un fléau industriel. On estime en effet que 20 % de
la production mondiale d'acier sont perdus chaque année sous forme
de rouille. La corrosion de l’acier est favorisée lorsque l’atmosphère
est humide et contient des espèces ioniques dissoutes. La corrosion
est dite uniforme lorsque toute la surface du métal en contact avec
cette solution est attaquée de la même façon, différentielle si ce n’est
que partiellement.
Document n°5 : Protection de l’acier contre la corrosion.
La corrosion a des conséquences importantes au niveau
économique. La lutte contre la corrosion permet de rallonger
la durée de vie des objets en acier.
On peut :
- incorporer du chrome et du nickel à l’acier pour obtenir un
acier inoxydable ;
- recouvrir l’acier d’une couche protectrice imperméable
(peinture, vernis, plastique) ;
- recouvrir l’acier d’un autre métal : en plongeant la pièce d’acier dans un bain de
zinc fondu (galvanisation) ou par électrozingage (électrolyse);
- relier un bloc de zinc à l’objet en acier à protéger : le zinc est alors oxydé et le dioxygène est réduit à la
surface du fer ou de l’acier, qui n’est alors pas corrodé (anode sacrificielle sur la coque des navires).
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Document n°6 : Corrosion galvanique.
La corrosion galvanique a lieu en présence de trois conditions différentes :
- 2 métaux de natures différentes, aux potentiels d’oxydoréduction différents,
- la mise en contact électrique de ces 2 métaux,
- la présence d’eau agissant en tant qu’électrolyte, recouvrant les 2 métaux.
 La corrosion galvanique c’est un peu comme une
pile en court-circuit. Le terme galvanique désigne un
courant électrique circulant entre deux métaux avec
déplacement d’ions métalliques.
 Le métal 1 rongé est appelé anode : l’acier libère
des ions de métal (Fe2+ par exemple). Un courant
électrique circule entre ces 2 métaux : il correspond à
un déplacement d’électrons.
 Le métal 2 sur lequel apparaît un dépôt métallique est la cathode.
Document n°7 : Recyclage des aciers.
Même protégés, les aciers se corrodent lentement. Les objets en acier corrodé peuvent
ensuite être recyclés. Les exigences en matière de taux de recyclage des véhicules
automobiles sont élevées : actuellement 54 % de l’acier présent dans une voiture est
de l’acier recyclé. Avec un taux de recyclage qui dépasse les 62 %, l’acier est le matériau
le plus recyclé en Europe. Le recyclage de l’acier permet de préserver les ressources
naturelles, de réduire l’utilisation d’énergie et de diminuer l’émission de gaz
à effet de serre.
5. Qu’est-ce que la rouille ?
La rouille est un mélange complexe d’oxydes de fer et d’hydroxydes de fer (doc.4).
6. Quel environnement favorise la corrosion de l’acier ?
La corrosion de l’acier est favorisée par un environnement humide et contenant des espèces ioniques
dissoutes (doc.4).
7. Qu’est-ce que la galvanisation ?
La galvanisation est une méthode de protection de l’acier qui consiste à recouvrir la pièce d’acier par une
pellicule de zinc, en la plongeant dans un bain de zinc fondu (doc.5).
8. Comment peut-on extraire des objets en fer, en fonte ou en acier d’un mélange de métaux ?
Le fer, l’acier et la fonte sont attirés par un aimant (doc.7). On peut les extraire d’un mélange de métaux en
utilisant un électroaimant.
PARTIE B : Expériences (durée conseillée : 90 min)
Le port d’une blouse correctement attachée, le port de lunettes et de gants sont
obligatoires en TP de physique - chimie.
1) Identification des ions (expérience 1)
 Réaliser 2 expériences permettant d’identifier les ions proposés dans des tubes à essais. Verser
environ 2 mL de la solution de l’ion à tester et quelques gouttes du réactif test.
Compléter le tableau.
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Ion à tester
ion fer (II): Fe2+(aq)
Tube 1
Sulfate ferreux
(Fe2+(aq) + SO42-(aq))
ion zinc (II): Zn2+(aq)
Tube 2
Sulfate de zinc
(Zn2+(aq) + SO42-(aq))
ion hydroxyde : HO- (aq)
Réactif test
ion hexacyanoferrate (III)
[Fe(CN)6]3Ferricyanure de
potassium
(3 K+(aq) + [Fe(CN)6]3-(aq))
ion hexacyanoferrate (III)
[Fe(CN)6]3Ferricyanure de
potassium
(3 K+(aq) + [Fe(CN)6]3-(aq))
Phénolphtaléïne
Observations
Précipité bleu de
Fe3(Fe(CN)6)2
3 Fe2+(aq) + 2 [Fe(CN)6]3- (aq)
Précipité jaunâtre de
Zn3(Fe(CN)6)2
(en fait blanc car la solution
du réactif test est jaune)
Coloration rose
Tube 3
Soude diluée
(Na+(aq) + HO-(aq))
indicateur pH
(composé organique)
Résultats :
Tube 1
- Tube 2
- Tube3
Remarque :
Afin de vérifier que ce sont bien ces ions qui sont mis en évidence par ces réactifs, on pourrait tester
l’hexacyanoferrate avec du sulfate de sodium (2 Na+(aq) + SO42-(aq)) et la phénolphtaléïne avec du chlorure de
sodium (Na+(aq) + Cl-(aq)).
2) Modélisation de la corrosion du fer (expérience 2)
 Matériel et produits
-
3 clous en fer,
1 fil de cuivre,
1 fil de zinc,
1 plaque de fer
2 boîtes de Pétri,
rétroprojecteur,
1 plaque chauffante,
1 éprouvette graduée,
-
NaCl(s) (3g dans 100mL d’eau)
3g d’agar-agar,
1 à 2mL de phénolphtaléine,
2 mL d'hexacyanoferrate de
potassium (III),
eau distillée,
1 bécher de 250 mL,
1 support magnétique (+1 barreau)
 Préparation du gel :
Porter à ébullition 100 mL d’une solution aqueuse de chlorure de sodium NaCl à 3% en masse (3g dans
100mL d’eau) dans un bécher. Ajouter 3g d’agar-agar en poursuivant l’ébullition pendant une dizaine de
minutes, en agitant vigoureusement. Ajouter alors 1 à 2 mL de phénolphtaléine (à 1% dans l’éthanol) et 2
mL d'hexacyanoferrate de potassium (III) (à 1% dans l’eau). Laisser refroidir.
Quand le gel commence à prendre, le verser dans les boîtes de Pétri et sur la plaque de fer comme indiqué cidessous.
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Pour éviter la diffusion trop rapide des ions, et pouvoir localiser les réactions chimiques mises en
évidence par les deux indicateurs colorés, on gélifie la solution par addition d'agar-agar.
 Expérience de mise en évidence de la corrosion
Décaper 3 clous en fer (avec du papier de verre) ainsi qu’une plaque de fer (ou d’acier).
a) Mettre un clou en fer dans une boîte de Pétri notée A,
b) Mettre un clou en fer enroulé du fil de cuivre, à plat, dans une autre boîte de Pétri notée B.
c) Mettre un clou en fer enroulé du fil de zinc, à plat, dans la même boîte de Pétri B.
Verser le gel qui commence à prendre sur la plaque de fer ainsi que dans les boîtes de Pétri. Cette
expérience nécessite environ 30 minutes pour être véritablement exploitable, en attendant vous pouvez faire
revenir à l’activité documentaire et ensuite faire l’expérience 1) sur l’identification des ions.
 Question :

Réaliser des schémas légendés afin de rendre compte de vos observations sur la plaque d’acier et
dans les boîtes de Pétri.

Interpréter les expériences après avoir fait un schéma légendé des boîtes de Pétri et de la plaque
d’acier. On attend l’écriture des réactions d'oxydoréduction mises en jeu lors de la corrosion du clou
en fer et de l'oxydation du zinc.
Aides/Jokers possibles pour interpréter les expériences :
- Le tableau d’identification des ions est nécessaire,
- Un clou en fer se comporte comme une micro-pile : l'oxydation et la réduction se produisent dans des
zones distinctes. L'électro neutralité du milieu est assurée par le déplacement des ions dans le gel,
- Les couples oxydant/réducteur mis en jeu sont : O2(g) / HO–(aq) ; Fe2+(aq) / Fe(s) ; Zn2+(aq) / Zn(s),
- Les potentiels standards d’oxydoréduction E0 en volt de ces couples sont : 1.23 ; -0.44 ; -0.76 (tracer
l’échelle)
- La demi-équation électronique associée au couple O2(g) / HO–(aq) est O2(g) + 4 e– + 2 H2O(l)  4 HO–(aq)
Résultats :
Au niveau de la plaque de fer (ou d’acier), on observe :
La coloration bleue au centre de la solution corrosive salée montre la formation d’ions Fe2+(aq). La plaque
d’acier s’est oxydée selon la réaction d’oxydation :
Fe(s)  Fe2+(aq) + 2 e–
La coloration rose sur les bords de la solution montre la formation d’ions hydroxyde HO-(aq) due à la
réduction du dioxygène selon la réaction:
O2(g) + 4 e– + 2 H2O(l)  4 HO–(aq)
(ou encore écrit en milieu acide : O2(g) + 4 H+ + 4 e-  2 H2O(l) )
10/19
Équation de la réaction de corrosion de l’acier:
Fe(s)  Fe2+(aq) + 2 e– (x2)
O2(g) + 4e– + 2 H2O(l)  4 HO–(aq) (x1)
------------------------------------------------------------------2 Fe(s) + O2(g) + 2 H2O(l)  2 Fe2+(aq) + 4 HO-(aq)
Remarque:
Le transfert d’électrons entre le fer et le dioxygène se fait par contact indirect, car le fer est oxydé
dans la partie centrale de la plaque d’acier et le dioxygène est réduit dans la partie périphérique. Les
électrons sont transmis entre les deux réactifs par l’intermédiaire de la solution corrosive gélifiée. Il s’agit
donc d’une micro-pile car le transfert d’électrons n’est pas directement par contact mais de façon indirecte
entre le fer et le dioxygène. Ce type de corrosion est une corrosion différentielle car elle ne se fait pas
uniformément sur toute la plaque.
Les zones d’oxydation sont colorées en bleues (oxydation du fer)
Les zones de réduction sont colorées en roses (réduction du dioxygène dissout)
A
Le clou décapé montre une coloration rose aux extrémités
(formation d’ions HO-(aq)) et une coloration bleue au voisinage du
centre (formation d’ions Fe2+(aq)). Le clou se comporte comme une
micro-pile.
L’équation de la réaction de corrosion de l’acier est :
2 Fe(s) + O2(g) + 2 H2O(l)  2 Fe2+(aq) + 4 HO-(aq)
B
Le clou en fer avec le morceau de zinc est entouré d’une
coloration rose seulement (pas de coloration bleue).
Le clou en fer entouré d’un fil de cuivre présente une
coloration bleue au centre et une coloration rose aux extrémités
identiques à celles du clou en fer seul dans l’expérience précédente.
Fe+Cu
B
La coloration blanche qui montre la formation d’ions Zn2+(aq).
La coloration blanche à l’extrémité du clou montre que le
zinc Zn(s) s’est oxydé en ions Zn2+(aq) et l’absence de coloration bleue
montre que le fer Fe(s) n’a pas été oxydé. Le contact du zinc a
protégé le fer de l’oxydation.
L’équation de la réaction qui a lieu est donc:
2 Zn(s) + O2(g) + 2 H2O(l)  2 Zn2+(aq) + 4 HO-(aq)
Fe+Zn
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En revanche le métal cuivre ne protège pas le fer de l’oxydation : en effet la coloration bleue montre
que le métal fer a été oxydé.
Les blocs de zinc posés sur la coque des navires servent d’anodes sacrificielles comme indiqué dans
le document n°5. Elles évitent l’oxydation de la coque en acier et la protège donc de la rouille.
Remarque :
En reproduisant l’expérience avec d’autres métaux entourant le clou en fer on aurait obtenu,
Le fer n’est pas oxydé quand il est en contact avec
Zn ou Mg. (Zones de réduction autour du fer). Le fer est
oxydé quand il est en contact avec Ag ou Cu. (Zones
d’oxydation autour du fer)
C’est Mg qui protège le mieux Fe, et c’est Ag qui le
protège le moins.
rose
bleu
D’où le
classement :


Par ailleurs, l’oxydation apparaît préférentiellement dans les régions ayant subi des contraintes (test
du clou que l’on tort et mis dans le gel corrosif précédent).
Le phénomène de réduction est lent du fait de la faible solubilité (50 cm3/L) du dioxygène dans l'eau.
Par conséquent, le processus de corrosion est lui-même lent.
Conclusion :
L’oxydation du fer et la réduction du dioxygène ont lieu simultanément mais dans des zones
différentes. On identifie le site anodique en bleu et le site cathodique en rose.
Les électrons produits dans la zone d’oxydation du fer sont consommés dans la zone de réduction du
dioxygène car ils se déplacent à l’intérieur du clou.
Les zones anodiques et cathodiques constituent les électrodes de la pile dont l'électrolyte est la
solution de chlorure de sodium ; le circuit extérieur est le clou lui-même. La micro pile ainsi formée est en
court-circuit puisque anode et cathode sont deux parties du même clou.
De plus, l’intensité de la corrosion augmente si les milieux contiennent une grande quantité d’ions (milieu
marin, salé) qui permettent de fermer le circuit électrique.
La prévision de la corrosion d’un métal est liée, en première approximation, à la position
du métal sur l’échelle des potentiels standards. Plus l’oxydation du métal est aisée (E° tout petit)
plus la tendance à la corrosion va être élevée. C'est donc le zinc qui a subi l'oxydation. Le clou
est ainsi protégé. Ceci est le principe de la protection cathodique par anode sacrificielle
(applications : coques des navires, pipelines, cuves en acier enterrées ou immergées…).
Dans le monde, on estime que chaque seconde 5 tonnes d'acier est corrodé. La corrosion
coûte énormément d'argent aux industries qui doivent régulièrement changer les pièces
corrodées. C'est pour cela que des procédés ont été mis en place pour protéger les métaux de la
corrosion.
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III.
Protection du fer - passivation (expérience 3)
 Matériel et produits
-
2 boîtes de Pétri,
2 clous en fer,
1 fil de cuivre,
1 pince en bois,
1 baguette en verre,
-
acide nitrique HNO3(aq) concentré
(au moins 60%),
eau distillée,
1 bécher,
1 éprouvette graduée.
 Expérience de passivation du fer par l’acide nitrique concentré :
Sous la hotte, mettre quelques mL d’acide nitrique concentré HNO3(aq) (au moins à 60%) dans un
bécher, ajouter un volume d’eau et homogénéiser avec une baguette en verre.
Remplir 2 boîtes de Pétri, l’une avec la solution d’acide nitrique concentrée, l’autre avec la solution
d’acide nitrique précédemment diluée par deux.
1°) Mettre un clou en fer dans la boîte de Pétri contenant l’acide nitrique « dilué ». Observer et au bout
de quelques minutes, retirer le clou avec une pince aux embouts non métalliques et le rincer à l’eau.
2°) Plonger un autre clou dans la boîte de Pétri contenant l’acide non dilué. Observer et récupérer le clou
avec la pince en bois : plonger ensuite ce clou dans l’acide « dilué » précédent. Observer. Vous pouvez
toucher le clou avec un fil de cuivre pour voir ce qui se passe.
Retirer le clou à l’aide de la pince, rincer le clou et la pince.
 Question :

Réaliser des schémas légendés afin de rendre compte de vos observations au niveau des boîtes de
Pétri.

Interpréter les expériences après avoir fait un schéma légendé des boîtes de Pétri. On attend
l’écriture de la réaction d’oxydation du fer par l’acide nitrique.

Rédiger une synthèse pour recenser et justifier les moyens permettant de limiter la corrosion de
l’acier autant dans le cas des bateaux, des voitures que du bâtiment ou de l’outillage.
Résultats :
Observations
1°) Lorsque l’on plonge le clou dans l’acide nitrique dilué, on observe un dégagement gazeux et on observe
l’attaque rapide du fer. La solution prend une teinte rouille (due à la présence d’ions Fe3+(aq)) et d’abondantes
vapeurs rousses se forment.
2°) Lorsque l’on plonge le clou dans l’acide nitrique concentré, on observe une attaque quasi immédiate du
clou par l’acide, mais celle-ci s’arrête très rapidement. On constate par la suite que le clou, contrairement à
l’autre resté dans l’acide nitrique dilué, présente un aspect argenté (fine couche d’oxyde) et recouvrant
maintenant le clou.
Lorsque l’on plonge ce clou « argenté » dans l’acide nitrique dilué, cette fois rien ne se passe
Explications :
Certains métaux, comme le chrome, l'aluminium, le titane,… ont la propriété de se recouvrir d'une
couche d'oxyde protectrice.
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Le chrome est l'additif de base des aciers inoxydables et lui confère ce caractère inoxydable, il forme facilement
l'oxyde Cr2O3
L'aluminium est protégé par la couche d'alumine Al2O3 qui se forme naturellement à l'air. Pour obtenir une meilleure
protection, on décape le métal et l'on recrée la couche d'alumine par électrolyse; l'objet en aluminium en est l'anode.
Le cuivre se recouvre d'une couche protectrice de vert-de-gris. Sa composition chimique est un hydroxycarbonate de
cuivre CuCO3, Cu(OH)2.
L'or est un métal très peu oxydable. À l'air ambiant, il demeure pratiquement inaltéré.
Le fer est passivé par l'acide nitrique fumant.
1°) L’acide nitrique est un oxydant puissant (E0(NO3-(aq)/NO(g)=0.96 V) capable d’oxyder la plupart des
métaux et notamment le fer. Ainsi dans la solution d’acide nitrique « diluée » le fer est directement oxydé en
ions Fe3+(aq) (ce qui donne sa couleur rouille à la solution).
Les ions nitrates NO3-(aq) sont quant à eux réduits en monoxyde d’azote incolore, mais ce dernier s’oxyde
spontanément à l’air en dioxyde d’azote NO2(g), d’où les vapeurs rousses visibles.
La réaction d’oxydoréduction s’écrit :
Fe(s)  Fe3+(aq) + 3 eNO3-(aq) + 4 H+ + 3 e-  NO(g) + 2 H2O(g)
---------------------------------------------------------Fe(s) + NO3-(aq) + 4 H+  Fe3+(aq) + NO(g) + 2 H2O(g)
Suivie de la réaction spontanée du monoxyde d’azote :
2 NO(g) + O2(g)  2 NO2(g)
2°) Lorsque l’acide nitrique est plus concentré, les réactions sont différentes et l’oxydation conduit à un
oxyde de fer (III) qui forme un fin film continu en surface, visible à l’œil nu par sa couleur argentée (la
structure et la stœchiométrie exacte de cet oxyde dépendent des conditions de sa formation). Cette couche
continue d'oxyde imperméable empêche toute oxydation ultérieure par le milieu extérieur corrosif : le clou
est passivé (on parle de passivation).
La protection ainsi crée reste cependant fragile, la dépassivation est possible :
 par destruction mécanique de la couche d'oxyde (en grattant par exemple),
 par formation d'une pile, en touchant le fer avec un morceau de cuivre par exemple. Touché par un
fil de cuivre, le fer immergé dans de l'acide nitrique dilué est rapidement attaqué en produisant des
vapeurs rousses de dioxyde d'azote NO2 (l’oxyde est alors réduit et le fer est à nouveau mis à nu).
Remarque :
Cette passivation permet le transport de l’acide nitrique fumant dans des fûts de fer.
14/19
Il existe d’autres types de protection :
 Protection par revêtement : revêtement passif (peinture ou matière plastique déposée sur le métal
empêchant le contact avec le milieu ambiant, toute piqûre est source de corrosion), ou revêtement
métallique (dépôt métallique soit par immersion de l'objet dans un bain de métal en fusion, c’est la
galvanisation, soit par métallisation au pistolet par projection de gouttelettes de métal, ou bien par
dépôt électrolytique). Le choix du métal protecteur dépend du métal à protéger et de son usage.
Le métal protecteur doit être plus réducteur que le métal à protéger ! On peut néanmoins utiliser des
métaux moins réducteurs que le métal à protéger. C'est le cas de l'étamage des boites en fer. Dans ce cas, une
piqûre de la couche d'étain Sn entraîne une oxydation accélérée du fer. On n'utilise ces métaux moins
réducteurs qu'à des fins esthétiques ou pour leur innocuité (les boîtes de conserve sont étamées).

IV.
Protection cathodique : un métal est protégé s'il se comporte comme une cathode (c'est-à-dire s'il est
le siège d'une réduction). La protection cathodique consiste à faire du métal à protéger la cathode
d'un électrolyseur.
Conclusions (durée conseillée : 15 min)
 La corrosion d’un métal est la transformation du métal en ions par perte d’électrons (oxydation)
La corrosion d’un métal correspond à la formation d’une demi-pile.
Un oxydant ne peut corroder que les métaux situés en dessous de lui sur l’échelle
électrochimique.
L’oxygène de l’air provoque par exemple l’oxydation du fer, entraînant la formation de rouille.
 Afin de protéger les aciers de la corrosion, il existe différents types de traitements protecteurs:
La protection physique : une couche non poreuse et isolante électriquement (peinture, plastique,
céramique…) protège les métaux de la corrosion.
La protection par passivation et anodisation : quand elles sont possibles, ces opérations
permettent de réaliser une couche d’oxyde qui protège le métal de la corrosion.
La protection cathodique par anode sacrificielle : on connecte électriquement le métal à protéger
(cathode) avec un autre métal (anode) qui s’oxyde plus facilement.
La protection par dépôt métallique : on dépose sur le métal à protéger une couche d’un autre
métal résistant « mieux » à la corrosion (électrozingage, nickelage électrolytique…). On note
également que près de 40% de la production française de zinc est utilisée pour lutter contre la
corrosion.
 Tous les matériaux ne sont pas corrodables. Les métaux corrodés doivent être éliminés car ils sont
dangereux pour les différents écosystèmes. On arrive à reformer le fer dans les hauts fourneaux à partir
du métal corrodé solide ou à partir des ions en solution que l’on aura préalablement fait précipiter
sélectivement. Le rejet dans la nature est prohibé. On utilise des bidons de récupération en laboratoire.
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Informations de cours (rappels du professeur si nécessaire) :
La corrosion d'un métal est l'oxydation de cet élément à l'état d'ion métallique soluble: il s'agit donc d'une
réaction d'oxydoréduction.
Si le métal M est oxydé à l'état de cation Mn+, il se produit donc :
Cette réaction électrochimique exige la présence d'un oxydant Ox susceptible de capter les électrons, soit :
La réaction de corrosion du métal se traduit donc par le bilan suivant, somme des 2 demi-équations
électroniques précédentes :
Remarque :
 L'oxydation d'un métal peut avoir lieu dans une atmosphère sèche par exemple avec O2 ou Cl2 (la
corrosion sèche concerne l'attaque des métaux par des gaz en l’absence d’humidité présente surtout dans
les installations industrielles) ou en présence d'humidité (la corrosion humide est la corrosion par des
agents contenus dans les eaux, les sols ou l'air humide, de loin la plus importante) avec H2O.
 La corrosion électrochimique est une oxydation du métal. Les électrons libérés induisent nécessairement
une réduction, mais pas au même endroit : il y a donc des zones d'oxydation et des zones de réduction
entre lesquelles circulent des ions et des électrons. On a la structure d'une pile.
Le phénomène de corrosion est donc dû à la formation de micro-piles.
Zone
d'oxydation
eions
Zone de
réduction
On s'intéressera au principe de la corrosion humide. Sous l'action conjuguée du dioxygène de l'air,
de l'humidité, des impuretés du métal et des substances polluantes de l'atmosphère, l'acier et les métaux
ferreux en général se recouvrent d'une couche poreuse de couleur rouge-brun. Celle-ci a une composition
complexe mal définie. Tout au plus peut-on dire que l'oxyde de fer (III) (Fe2O3) en est le constituant
principal.
La couche de rouille qui se forme étant poreuse, l'attaque de fer se poursuit en profondeur jusqu'à
détérioration total du métal. On peut modéliser le principe de la corrosion à l'aide du schéma ci-dessous:
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La formation de la rouille s'effectue essentiellement en trois étapes:
V.
Formation des ions Ferreux (Fe2+) et hydroxydes (HO-) qui réagissent pour former un précipité
d'hydroxyde de fer (II): Fe(OH)2(s).
VI.
Ce précipité est ensuite rapidement oxydé par le dioxygène dissous en hydroxyde de fer (III):
Fe(OH)3(s).
VII.
L'hydroxyde de fer (III) se transforme spontanément en rouille (Fe2O3).
rose
(cathode)
HO-
Expérience de l’aération différentielle:
Un clou est plongé dans un tube à essais contenant une solution saline et les
colorés précédents. Le clou est oxydé à sa base, c'est-à-dire au fond du tube.
indicateurs
Ce résultat paraît paradoxal car le fer s'oxyde là où il y a le moins de dioxygène dissous (le
dioxygène de l'air diffuse dans la solution à partir de la surface).
Mais le dioxygène est réduit à la cathode qui est la partie supérieure du clou; le fer est donc
oxydé plus bas.
 Cela justifie le fait que la corrosion de la coque d'un navire soit plus importante à la
quille qu'à la ligne de flottaison : on appelle ce phénomène l'effet Evans.
bleu
(anode)
Fe2+
17/19
Données Techniques
L'étude thermodynamique de la corrosion se fait avec les diagrammes E-pH :


les concentrations des espèces solubles étant prises égales à 10-6 mol.L-1 (concentration faible pour
traduire l'apparition de corrosion)
les phases condensées (hydroxydes, oxydes…) envisagées étant les plus stables et assurent une
protection du métal contre l'agression de la solution aqueuse.
Ci-dessous on a superposé le diagramme de l'élément fer avec celui de l'eau.
On peut mettre en évidence trois domaines :



Corrosion : c'est la région du diagramme E-pH où le métal se trouve sous forme ionique (à la
concentration de 10-6 mol.L-1). Il y a eu oxydation du métal et donc corrosion pour donner une
espèce soluble.
Immunité : c'est le domaine de stabilité thermodynamique du métal. La corrosion étant impossible
thermodynamiquement, elle ne peut donc pas se produire.
Passivité : c'est le domaine où se trouvent les différentes phases condensées (en général des oxydes
et des hydroxydes) qui recouvrent le métal et le protègent d'une attaque ultérieure. Le métal a donc
été oxydé en surface, mais cette pellicule le protège d'une attaque en profondeur.
Remarque :
La corrosion, si elle est thermodynamiquement possible, n’a lieu que si l’aspect cinétique est
favorable. Cette cinétique est appréhendée grâce aux courbes intensité - potentiel.
-Qu'est-ce qu'un métal noble?
Un métal est dit noble lorsque son domaine d'immunité chevauche complètement le domaine de stabilité de
l'eau. Il résiste à la corrosion et à l'oxydation. ex : platine, argent , or.
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-Inox?
C'est un alliage à base de fer qui contient un élément d'alliage fortement oxydant. Cet élément va former un
film passif.
-Corrosion sèche?
Lorsque l'on met un métal en présence de dioxygène, celui-ci s'adsorbe sur la surface et réagit pour former
une couche d'oxyde. À température ambiante, la diffusion dans le solide est négligeable ; soit la couche
d'oxyde est compacte et protectrice (alumine sur l'aluminium ou chromine sur les aciers inoxydables) et le
métal ne bouge pas, soit elle est poreuse ou non adhérente (rouille), et le métal se dégrade par une croissance
de la couche d'oxyde au détriment du métal. Les mécanismes qui entrent en jeu sont la migration dans le
milieu extérieur (diffusion, convection, champ électrique) et les réactions de surface.
Au-delà de 400 °C, la diffusion en phase solide, qui est activée thermiquement, entre en jeu, et même une
couche compacte va pouvoir se dégrader (l'oxyde forme une croûte qui se craquèle). Corrosion sèche ou à
haute température.
-Fonte : alliage fer + carbone( 3 à 4%)
-Acier : alliage à base de fer, fortement débarrassé de carbone.
-Peut-on transporter de l'acide nitrique fumant dans des cuves en fer?
En théorie oui puisque au contact de l'acide nitrique fumant le fer est passivé
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