[Pile locale et corrosion] Je ne comprends pas...

[invited6729782]

Bonjour,

Voilà je pense que ma question sera toute simple pour des experts en chimie comme vous...

Si on prend le cas de l'aluminium qui touche du cuivre en présence d'un électrolyte : j'ai un livre qui donne quelques explications sur cet exemple, mais je les trouve un peu trop succinctes! Dans le cas de la corrosion acide, on a cette équation :

Al (s) + 3 H+ (aq) ---> Al^3+ (aq) + 3/2 H2 (g)

Jusque là, c'est bon... Mais je ne comprends pas le rôle du cuivre. Le livre dit "Comme, dans le cas du schéma ci-dessus, l'aluminium - métal le moins noble - a le potentiel le plus bas, des électrons vont passer de l'aluminium sur le cuivre (...)" ; puis plus loin "Le phénomène ne peut évidemment avoir lieu que si l'électrolyte peut accepter des électrons de la surface du cuivre (...).

Au début je pensais que le cuivre donnait aussi des électrons à H+ et compensait cette perte en en prenant à l'aluminium, mais j'ai l'impression que ça ne peut pas être ça car le cuivre métallique Cu^0 est moins réducteur que le dihydrogène (est-ce parce que comme les concentrations sont différentes, on ne peut pas prendre les potentiels standards?)

Donc si par exemple on avait seulement de l'aluminium avec une goutte d'eau acide, il n'y aurait pas de corrosion? Que vient faire le cuivre là-dedans?

Pouvez-vous m'éclairer svp?
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[invite855d83ac]

Bon euh,... je vois de quel phénomène tu parles .
Je ne suis pas persuadée que ce qui suit va t'aider, mais je m'y essaie tuot de même.

Le potentiel du couple Cu2+/Cu° (0.30V) est supérieur à celui du couple Al3+/Al° (-1.46V) puisque ce sont ces espèces qui nous intéressent).
C'est donc ici le cuivre qui jouera le rôle de cathode, puisqu'il a le potentiel le plus haut. Qui dit cathode dit réduction. Peut-on réduire la plaque de cuivre ? Ca paraît difficile . Il faut donc que le Cu° - qui ne peut pas prendre les electrons pour lui et se réduire - doit les refiler à quelqu'un qui passe par là. Sur qui cela va tomber ? ... L'electrolyte bien sûr ! En général, tout ça se fait dans l'eau. C'est donc H2O qui va être réduite en H2.
L'equation, je n'en suis jamais certaine, ça doit être : H2O + e- = (1/2)H2 + OH-
L'anode est donc la plaque d'aluminium. Qui dit anode dit oxydation. L'aluminium peut s'oxyder ? Oui, en Al3+ !

Et voilà, la pile est en marche !
Est-ce que ceci éclaire quelque peu ta lanterne, ou je suis totalement out ?

[invited6729782]

Merci pour ta réponse =)

Mais non, je ne sais pas s'il me manque des éléments mais je ne comprends toujours pas : pourquoi est-ce qu'il faut du cuivre, qui justement ici ne peut pas prendre d'électrons à l'aluminium? En plus dans la réaction le cuivre n'intervient pas...

Je pense avoir bien compris le fonctionnement d'une pile formée de deux demi-piles et d'un pont salin (mais pas quand on a une pile qui est formée de deux compartiments séparés par une membrane semi-perméable, avec de l'acide (si quelqu'un pouvait aussi m'expliquer ça ce serait parfait...)), ainsi que l'électrolyse, mais je ne comprends pas la corrosion.

[invite855d83ac]

Il te faut 2 métaux, sans quoi il n'y a pas de différence de potentiel. C'est cette différence de potentiel qui crée la pile et donc, le déplacement des électrons...
Le terme de corrosion correspond à l'oxydation d'un métal. Ici tu as oxydé ton aluminium (chose totalement impossible si tu mets juste l'aluminium dans l'eau), il y a donc corrosion de l'aluminium.

Est-ce que tu vois à peu près ce qu'est la corrosion ?

[A voir en vidéo sur Futura]

[invited6729782]

C'est impossible que l'aluminium s'oxyde parce qu'il se forme une couche d'Al2O3 qui protège le reste du métal, c'est juste? Mais avec d'autres métaux?

Ce qui me gêne en fait c'est que les électrons passent par le cuivre... Les électrons de l'aluminium sont "attirés" par H+ dans l'électrolyte et "choisissent" de passer par le cuivre? Ou est-ce qu'ils sont "attirés" par le cuivre, même si celui-ci est déjà sous sa forme réduite?

C'est plus le pourquoi que le comment que je ne suis pas sûr de comprendre.

[invited6729782]

........up

[invited6729782]

up (désolé pour le flood mais j'aimerais bien d'autres explications)

[moco]

Le cuivre n'est pour rien dans la réaction chimique. On pourrait le remplacer par de l'or, de l'argent, du charbon.
Il permet simplement de faire s'effectuer les deux demi-réactions en des endroits différents, à savoir :
Al --> Al³⁺ + 3 e^-
2 H⁺ + 2 e^- --> H₂
La première demi-réaction est la transformation de l'atome neutre Al en un ion Al³⁺ avec création de 3 électrons. Cette première réaction se passe aux endroits de rupture de la couche d'alumine qui recouvre le métal aluminium. Au début de l'opération, ces endroits sont peu nombreux. Ceci dit, le ion Al³⁺ qui se forme s'entoure de 6 molécules d'eau : il est donc encombrant. Les électrons formés ont de la peine de s'approcher des ions H⁺ (ou H₃O⁺) présents en solution, pour les décharger. De plus les ions Al³⁺ et H⁺ se repoussent. Et enfin les premiers H⁺ qui se déchargent produisent une mini-bulle de gaz H₂ qui isole l'endroit et empêche l'approche des ions H⁺ suivants.
Cette deuxième demi-réaction se produit bien plus facilement si on sépare dans l'espace les demi-réactions.
Les électrons créés dans un orifice de la pellicule d'alumine migrent alors jusqu'à ce qu'ils rencontrent un grain métallique non oxydé en surface, comme du cuivre, du charbon ou de l'or. Et c'est là qu'ils réagissent avec H⁺ et forment des bulles d'hydrogène. L'opération peut continuer rapidement.
Cette même séquence d'opération se produit dans la corrosion d'autres métaux, comme le fer.

[invited6729782]

Merci moco, c'est plus clair grâce à toi