passivation de l'acier au carbone par les eaux naturelles

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L’eau pure corrode l’acier au carbone dans la plupart des cas (voir réactions cathodiques et coorosivité de l'eau). Cependant, l’eau obte­nue à partir de sources naturelles contient des minéraux et des gaz dissous (voir tableau 1 - chapitre quelles eaux à traiter? pourquoi? ). La quantité et le type de ces espèces dissoutes ont une grande influence sur la corrosion des métaux, en particulier celle de l’acier au carbone.

Ce phénomène a été quantifié au début du XXe siècle par des chercheurs comme Tillmans, Bayless, Lan­gelier, Larson/Skold et Ryznar, qui ont mis au point des indices simples à utiliser sur le terrain. Ces méthodes sont toujours utilisées pour la prévention de la corrosion dans les réseaux d’eau potable. Elles impliquent la classification des eaux en « agressives » ou « entartrantes », classification essentiellement basée sur l’équi­libre calcocarbonique. Les méthodes de détermination et de modification de ces caractéristiques sont décri­tes en détail à la section neutralisation-reminéralisation.

Le mécanisme de l’inhibition implique les deux réactions de passivation suivantes :

inhibition cathodique par le CaCO3

La réduction cathodique de l’oxygène entraîne la libération d’ions OH au niveau de la cathode. Dans une eau de dureté calcique (Ca2+) et alcalinité (HCO3) suffisantes, cela provoque la précipitation de CaCO3 inso­luble au niveau des cathodes actives.

Le CaCO3 ainsi formé agit comme une barrière tant contre la poursuite de la diffusion de l’oxygène à la surface, que contre le transfert des électrons, la couche de CaCO3 n’étant pas conductrice.

inhibition anodique par l’'alcalinité

Le produit initial de la réaction de corrosion anodique est l’ion ferreux (Fe2+). La plupart des phases solides résultant de la précipitation de Fe2+ sont largement solubles et les dépôts comportant ces phases sont fra­giles et non inhibiteurs. La formation d’une couche de passivation anodique stable exige l’oxydation de Fe2+ en Fe3+.

L’oxygène dissous est thermodynamiquement capable d’accomplir cette oxydation, mais la cinétique de la réaction dépend de nombreux facteurs (voir élimination du fer). L’oxydation lente de Fe2+ permet au Fe2+ de migrer vers la surface corrodante et de s’oxyder en fer colloïdal donnant des « eaux rouges » ou de former des couches poreuses non protectrices. Mais si l’oxydation de Fe2+ est rapide, on peut alors obtenir la for­mation de Fe3+ stable comportant des couches dans la zone immédiate de corrosion active, permettant une inhibition efficace.

Les premiers chercheurs, Tillmans, Bayless et Ryznar se sont aperçus que dans les circuits d’eau potable l’alcalinité et le pH avaient un effet nettement plus important que via la seule précipitation du CaCO3. Cet effet a plus tard été formalisé par le Pr Sontheimer dans le « modèle sidérite ». Ce modèle explique la rela­tion entre le pH et la cinétique d’oxydation de Fe2+ par la formation d’espèces insolubles de Fe2+ → FeCO3 (sidérite) évoluant vers la formation de lépidocrocite inhibitrice (Ɣ-FeOOH).

La lépidocrocite est une forme oxydée stable du fer capable de produire une polarisation anodique.

Ainsi pH et alcalinité ( TAC ) contribuent à la fois à une polarisation forte des mécanismes anodiques et cathodiques de corrosion.

pour aller plus loin :