Anti-rouille

Saviez-vous qu'un métal peut se sacrifier pour un autre ?

Difficulté :
Danger :
Durée :
25 minutes
Anti-rouille

Réactifs

Sécurité

  • Portez des gants et des lunettes de protection.
  • Réalisez l’expérience sur le plateau en plastique.
Règles générales de sécurité
  • Éviter tout contact des produits chimiques avec les yeux ou la bouche.
  • Éloigner les jeunes enfants, les animaux et les personnes sans équipement de protection des yeux de la zone où sont réalisées les expériences.
  • Ranger ce coffret d’expériences hors de portée des enfants de moins de 10 ans.
  • Nettoyer la totalité du matériel après utilisation.
  • S’assurer que tous les récipients sont hermétiquement fermés et convenablement stockés après utilisation.
  • S’assurer que tous les récipients vides sont correctement éliminés.
  • Ne pas utiliser d’autre matériel que celui fourni avec le coffret ou recommandé dans la notice d’utilisation.
  • Ne pas remettre les denrées alimentaires dans leur récipient d’origine. Les jeter immédiatement.
Informations générales de premiers soins
  • En cas de contact avec les yeux : laver abondamment à l’eau en maintenant les yeux ouverts si nécessaire. Consulter immédiatement un médecin.
  • En cas d’ingestion : rincer la bouche abondamment avec de l’eau, boire de l’eau fraîche. Ne pas faire vomir. Consulter immédiatement un médecin.
  • En cas d’inhalation : transporter la personne à l’extérieur.
  • En cas de contact avec la peau et de brûlures : laver abondamment à l’eau la zone touchée pendant au moins 10 minutes.
  • En cas de doute, consulter un médecin sans délai. Emporter le produit chimique et son récipient.
  • En cas de blessure, toujours consulter un médecin.
Conseils pour les adultes superviseurs
  • L’utilisation incorrecte des produits chimiques peut engendrer des blessures et nuire à la santé. Réaliser uniquement les expériences décrites dans les instructions.
  • Ce coffret d’expériences est à utiliser uniquement par des enfants de plus do 10 ans.
  • Compte tenu de très grandes variations des capacités des enfants, même au sein d’un groupe d’âge, il convient que les adultes surveillants apprécient avec sagesse quelles sont les expériences appropriées et sans risque pour les enfants. Il convient que les instructions permettent aux adultes surveillants d’évaluer chacune des expériences afin de pouvoir déterminer son adéquation à un enfant particulier.
  • Il convient que l’adulte surveillant s’entretienne des avertissements et des informations de sécurité avec l’enfant ou les enfants avant de commencer les expériences. Il convient d’accorder une attention particulière à la sécurité lors de la manipulation d’acides, d’alcalis et de liquides inflammables.
  • Il convient que la zone où sont réalisées les expériences soit sans obstacle et ne soit pas située près d’une réserve de denrées alimentaires. Il convient qu’elle soit bien éclairée et aérée, et à proximité d’une adduction d’eau. Il convient d’utiliser une table solide dont la surface est résistante à la chaleur.
  • Il convient d’utiliser complètement les substances contenues dans des emballages non refermables au cours d’une expérience, c’est-à-dire après l’ouverture de l’emballage.

FAQ et dépannage

Un autre métal peut-il protéger le fer ?

Bien sûr ! Mais pour cela il doit répondre à certains critères.

Les métaux diffèrent les uns des autres suivant la tendance plus ou moins forte qu'ils ont à partager leurs électrons. Certains d'entre eux se séparent de leurs électrons à contrecœur, tandis que d'autres le font volontiers. Un métal généreux peut donc partager ses électrons avec un autre et le protéger ainsi de la corrosion. Les scientifiques ont créé une liste appelée série électrochimique, où les métaux sont classés selon leur tendance à céder des électrons :

Cs → Na → Mg → Al → Zn → Fe → Sn → Pb → Cu → Ag

Les métaux à gauche de la série sont les plus généreux. Ainsi, le fer Fe ne peut être protégé que par les métaux situés à sa gauche. Outre le magnésium Mg, des métaux tels que l'aluminium Al et le zinc Zn sont également suffisamment généreux pour sauver le fer de son destin. Mais qu'en est-il des métaux les plus actifs comme le sodium Na et le césium Cs ? Ils sont… trop efficaces pour cet usage ! Au lieu de céder leurs électrons graduellement à l'eau et à un autre métal, ils donnent leurs électrons à l'eau trop rapidement, produisant beaucoup de chaleur et du dihydrogène inflammable.

Le cuivre dont est composé le fil est également un métal. Aide-t-il à protéger le fer de la corrosion, autrement qu'en  transférant des électrons du magnésium vers le fer? Protégerait-t-il le fer à lui seul ?

Comme il est situé à droite du fer Fe dans la série électrochimique (voir la réponse ci-dessus), le cuivre Cu ne cédera aucun de ses électrons ; au contraire, il va même prendre des électrons du fer et accélérer sa corrosion.

Si des électrons passent d'un métal à un autre à travers le fil, cela signifie-t-il qu'il y a de l'électricité qui circule dans le fil ?

C'est en effet le cas ! C'est d'ailleurs comme cela que fonctionnent les batteries électriques. Vous pouvez en apprendre davantage avec le coffret  Chimie et électricité.

Instructions pas à pas

La rouille est une conséquence particulière de la destruction progressive des métaux appelée corrosion. Même si ce processus se produit beaucoup plus rapidement dans l'eau salée (ce pourquoi nous ajoutons du NaCl), les clous en fer rouillent encore trop lentement pour observer ces changements en peu de temps.

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Nous avons besoin d'aide pour visualiser ce processus ! Le ferricyanure de potassium K3[Fe(CN)6] et le rouge de phénol révèlent des traces discrètes de rouille en formant avec elles des composés aux couleurs vives.

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De la rouille se forme lorsque le dioxygène O2 s'approprie des électrons du fer Fe. Le fer, magnanime, est prêt à céder ses électrons, mais certains métaux le font encore plus facilement ! Le magnésium Mg en fait partie. Il est si généreux que même le fer peut lui emprunter des électrons. Le fil de cuivre Cu sert de pont pour les électrons passant de la bande de magnésium au clou de fer.

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Le clou solitaire rouille dans l'eau. K3[Fe(CN)6] le signale en formant des composés semblables à des algues bleues. Mais avec le concours de ​la bande de magnésium, aucun précipité bleu ne se forme sur le clou et il reste intact. Pourquoi ?

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Lorsqu'il est laissé seul à seul face au dioxygène, le fer cède des électrons. Mais associé au magnésium, le fer conserve sa forme métallique en empruntant des électrons à son partenaire à travers le fil. Le magnésium se sacrifie ainsi pour protéger le fer de la rouille. Pour le vérifier, privez le fer de sa source d'approvisionnement en électrons de réserve du magnésium en coupant le fil et observez le résultat.

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Élimination des déchets

Veuillez vous reporter aux réglementations locales pour la collecte des déchets chimiques. Jetez les autres déchets solides avec les ordures ménagères. Versez les solutions restantes dans l'évier. Rincez abondamment à l’eau.

Description scientifique

Pourquoi le clou se recouvre-t-il d'un précipité bleu ? Et pourquoi la solution dans le second compartiment de la boîte de Pétri devient-elle rouge ?

La corrosion étant un processus assez lent, la dégradation du métal prend trop de temps pour que l'on puisse l'observer à l'oeil nu. Nous avons donc eu recours à deux substances : le ferricyanure de potassium K3[Fe(CN)6 ] et le rouge de phénol.

Ces substances aident simplement à visualiser la corrosion d'une autre façon. Les équations chimiques de la corrosion du fer Fe et du magnésium Mg sont similaires. Lorsque le fer Fe se corrode, il est oxydé en Fe2+ tandis que les molécules de dioxygène O2 et d'eau H2O se transforment en ions OH :

2Fe − 4e → 2Fe2+

O2 + 2H2O + 4e → 4OH

Et lorsque le magnésium Mg se corrode, des produits similaires sont formés :

2Mg − 4e → 2Mg2+

O2 + 2H2O + 4e → 4OH

Le ferricyanure de potassium K3[Fe(CN)6] se lie aux ions Fe2+ dès leur apparition. Ensemble, ils forment un composé de couleur vive appelé bleu de Prusse KFe[Fe(CN)6] qui est facilement visible, même en très petites quantités :

Fe2+ + K3[Fe(CN)6] → KFe[Fe(CN)6] + 2K+

Le rouge de phénol, en revanche, ne change pas de couleur en présence d'ions de métaux. Il passe du jaune au rouge en présence d'un autre produit de la corrosion des métaux : les ions OH. Ainsi, lorsque le magnésium se corrode, la solution devient rouge. Vous vous demandez surement : « Mais pourquoi le rouge de phénol ne change-t-il pas de couleur dans le premier compartiment de la boîte de Pétri ? ». « L'oxydation du fer produit également des ions OH ! » C'est en effet le cas, mais le bleu de Prusse est trop intense pour laisser voir du rouge. Vous pouvez facilement vérifier ce fait en effectuant l'expérience sans K3[Fe(CN)6].

Comment protéger les navires de la corrosion ?

Vous venez de protéger un petit morceau de fer avec un petit morceau de magnésium. Comment protégeriez-vous désormais un morceau de fer de la taille d'un paquebot ? Avec un énorme morceau de magnésium, évidemment !  En effet, c'est exactement comme cela qu'on fait la plupart du temps…

Des protecteurs spéciaux : des plaques d'alliages d'aluminium Al, de zinc Zn, ou de magnésium Mg sont fixées sur la coque du navire, qui elle est faite d'un alliage de fer Fe. Ces plaques que l'on appelle « anodes sacrificielles » donnent des électrons à la coque du navire et se corrodent à sa place, gardant le navire sain et sauf. Dès qu'elles sont détériorées de plus que de moitié, on les remplace par des neuves.

Mais les électrons peuvent se déplacer d'un morceau de métal à un autre pour des raisons autres que leur tendance à partager des électrons. L'expérience du coffret Électricité contre Fer montre que le transfert d'électrons peut également se produire à l'aide d'une pile. C'est donc un autre moyen de protéger les navires qui consiste à relier par une pile la coque du navire à une barre métallique. Le morceau de métal connecté au côté « + » de la pile se corrode, tandis que la coque du navire, connectée au côté « - » de la pile, est bien protégée de la corrosion.