Chapitre 3 : Oxydation des métaux dans l’air

Dans ce chapitre, on étudie comment et pourquoi les métaux réagissent avec le dioxygène présent dans l’air. Cette réaction forme des oxydes métalliques, plus ou moins protecteurs selon le métal.

1. Principe de l’oxydation

Lorsqu’un métal est exposé à l’air :

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  - le métal perd des électrons → il s’oxyde,

  
  


• 
  

  - le dioxygène gagne des électrons → il se réduit.
  
  La réaction globale donne un oxyde métallique.

  
  

2. Exemples selon les métaux

• 
  

  - Fer → forme de la rouille (oxyde poreux, non protecteur).

  
  


• 
  

  - Cuivre → forme un dépôt vert (vert-de-gris).

  
  


• 
  

  - Aluminium → forme une couche d’alumine solide, qui protège le métal.

  
  


• 
  

  - Magnésium → brûle et forme de l’oxyde de magnésium.

  
  

3. Métaux protégés vs corrodés

• 
  

  - Certains métaux (Al, Zn, Cr) forment une couche d’oxyde protectrice : on parle de passivation.

  
  


• 
  

  - D’autres (comme le fer) forment des oxydes poreux, ce qui laisse l’oxydation continuer : c’est la corrosion.

  
  

4. Facteurs qui accélèrent l’oxydation

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  - humidité ou eau

  
  


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  - sel (eau de mer)

  
  


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  - chaleur

  
  


• 
  

  - pollution (SO₂, CO₂…)

  
  

5. Moyens de protection

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  - peinture, vernis, plastification

  
  


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  - galvanisation (recouvrir d’une couche de zinc)

  
  


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  - anodes sacrificielles (protection cathodique)