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Protéger le fer de la corrosion



  1. #1
    LicenceXP

    Protéger le fer de la corrosion


    ------

    Bonsoir !

    Je lis dans mon livre de Chimie générale :

    On peut protéger le fer en le couvrant d'une couche de zinc
    En effet l'oxydation du fer : Fe => Fe2+ + 2e- a un potentiel standard de -0,44V

    Le zinc : Zn => Zn2+ + 2e-
    -0,76v

    C'est le métal au potentil le plus élevé qui va s'oxyder, le potentiel du zinc étant plus élevé, il se "sacrifie" et protège ainsi le fer.


    Ah moins que je ne sois devenu idiot, il me semble que le potentiel du fer est moins négatif donc plus élevé, selon la logique "celui avec le plus haut potentiel s'oxyde en premier", ça devrait être... le fer qui s'oxyde, non ?

    -----

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  3. #2
    invite19431173

    Re : Protéger le fer de la corrosion

    Citation Envoyé par LicenceXP
    C'est le métal au potentil le plus élevé qui va s'oxyder, le potentiel du zinc étant plus élevé, il se "sacrifie" et protège ainsi le fer.
    Non. Au potentiel le plus faible. Ou si tu préfère, c'est l'oxydant le plus fort qui va être réduit, ici, c'est Fe2+.

    Voir la règle du gamma.

  4. #3
    LicenceXP

    Re : Protéger le fer de la corrosion

    Ce qui est écris mot pour mot : "c'est la réaction dont le potentiel standard est le plus positif qui a la plus grande tendance à avoir lieu d'un point de vue thermodynamique"

    Cette phrase est donc fausse ?

  5. #4
    invite19431173

    Re : Protéger le fer de la corrosion

    Personnellement, sans contexte, elle ne veut rien dire cette phrase pour moi...

  6. A voir en vidéo sur Futura
  7. #5
    moco

    Re : Protéger le fer de la corrosion

    C'est vrai. Cette phrase ne veut rien dire.
    Car il y a toujours deux demi-réactions qu se passent dans un système redox. Il y a toujours un atome ou un ion qui donne des électrons (celui dont le potentiel est le plus négatif) et un atome ou un ion qui accepte les électrons (celui dont le potentiel est le plus positif)

    Si tu mets du fer Fe (E° = - 0.44 V) et du zinc Zn (E° = - 0.76 V) ensemble dans un récipient qui contient du chlore Cl2 (E° = + 1.36 V) et du brome Br2 (E° = + 1.06 V), c'est le chlore seul Cl2 qui réagit et capte les électrons. Et c'est le zinc seul qui donne ses électrons (pas le fer).

  8. #6
    ferji

    Re : Protéger le fer de la corrosion

    je crois que "LicenceXP" veut dire comment un métal qui a un potentiel plus faible à un autre et on l'utilise pour la protection contre la corrosion.
    et ba c'est simple car le Zinc forme une couche protectrice, elle rende le matériau passive et par conséquent le protège, on appelle cette méthode la galvanisation exemple prèsque toute les voiture sont galvanisées.

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  10. #7
    LicenceXP

    Re : Protéger le fer de la corrosion

    J'ai trouvé ce matin, en me levant (sans rigoler ) : j'ai pas fait attention au fait que les réactions dans le livre étaient inversée par rapport à ce qu'on a dans les tables; là en effet le zinc à plus tendance à "donner" ses électrons pour une rédox que le fer...

    Pour résumé j'ai compris Merci à tous

  11. #8
    Chalco

    Re : Protéger le fer de la corrosion

    C'est peut-être une question de convention de signe. Regardes au début du livre, (ou ailleurs dans le livre) à quelles positions se trouvent l(oxygène et l'hydrogène, par exemple. Ce test te permettra de vérifier la convention utilisée.

  12. #9
    LicenceXP

    Re : Protéger le fer de la corrosion

    Oui exact c'est lié a une erreur de convention que ça m'a paru bizarre en fait (convention du cours étant l'opposée de celle du livre).

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