II. — MILIEUX NEUTRES

À) Dans le sulfate de soude.

Nous immergeons simultanément dans une solution de sulfate de soude à 1 % une électrode de fer électrolytique et une électrode de zinc. Ce dernier donne dans un tel milieu — 1v.1. Au début, comme nous l'avons vu, le fer donne un potentiel légèrement passif, de — 0v.50 environ. Si, quelques

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minutes après l’immersion, nous fermons le circuit pendant une minute entre l’électrode de zinc et celle de fer, puis si nous mesurons aussitôt le potentiel du fer, nous trouvons — 0 v. 78, c’est-à-dire un potentiel notablement plus actif que celui du fer seul dans le sulfate de soude. Mais, très vite, en quelques minules, le potentiel remonte aux environs de — 0v.50, et descend ensuite lentement selon la courbe obtenue précédemment.

Une deuxième fermeture de 3 minutes du circuit fer-zinc-solution, permet d'obtenir, pour un instant très court, un potentiel de — Ov. 85, puis une remontée rapide à — 0v.6. Enfin, le fer laissé seul dans la solution, se dépassive à la manière habituelle, et son potentiel arrive, au bout d’un certain temps, à sa valeur d'équilibre : — O0 v. 72 (fig. 11).

Ces expériences sont faites en atmosphère d'air, ce qui fait supposer que c’est l’oxygène dissous dans la solution qui repassive très vite le fer rendu très actif par la formation d'hydrogène cathodique. Cette hypothèse semble confirmée par des expériences semblables faites en l'absence d'oxygène.

Dans ce but, la solution de sulfate de soude a été portée à l’ébullition pour chasser l'air dissous, puis nous y avons fait barboter, pendant 4 heures. un courant d’azote soigneusement privé d'oxygène. Dans cette solution sans oxygène, nous recommençons l’expérience d'activation par le contact du fer avec le zinc. Nous remarquons alors que l'activation est beaucoup plus facile dans ces conditions : ainsi, après une seconde de fermeture du circuit, le fer accuse un potentiel de — 0v.7; après 5 secondes, on trouve — Ov. 82; puis,

le fer remonte à — Ov. 73, et ne dépasse plus cette valeur, ce qui indique que dans ce cas le fer reste actif (fig. 11). Une troisième fermeture du circuit

pendant 2 minutes provoque une chute du potentiel à — Ov. 91, puis une remontée lente aux environs de — O0v.73, où le potentiel semble être en équilibre.

Enfin, si nous laissons le contact entre le fer et le zinc pendant 4 heures, le potentiel du fer mesuré ensuite est toujours de — 0 v.91, et il revient encore très rapidement aux valeurs normales.

Ainsi, l’absence d'oxygène empêche le potentiel du fer de remonter au-dessus de sa valeur d'équilibre dans le sulfate de soude. C’est une nouvelle preuve du rôle passivant de l’oxygène.

B) Dans le sulfate de magnésium.

Nous avons vu que le fer donne dans cette solution un potentiel de — 0v.72. Le zinc y donne aussi pratiquement le même potentiel que dans le sulfate de soude, c’est-à-dire — 1 v. 08.

Si nous plongeons simultanément du fer et du zinc dans du sulfate de magnésie, nous pouvons également provoquer une activation anormale du fer en le reliant au zinc un certain temps.

Nous avons mesuré directement dans cette expérience la différence de potentiel entre le zinc et le fer. Ce dernier est évidemment le pôle positif de

la pile ainsi formée. Comme nous connaissons le potentiel du zinc dans la solution employée (il se fixe très rapidement à — 1v.06), par une simple différence nous aurons le potentiel du fer. L'expérience montre que le fer, qu'il soit pôle positif — comme c’est le cas ici — ou qu’il soit pôle négatif — comme c’est le cas quand on mesure son potentiel en le reliant au sulfate mercureux — accuse toujours à l'équilibre un potentiel identique de — 0 v. 73 environ.

L’électrode de fer étant ainsi activée par le sulfate de magnésie, c’est-àdire son potentiel étant descendu à — 0v.69, nous la relions 30 secondes à l’électrode de zinc plongée dans la même solution. Son potentiel, mesuré aussitôt après, est de — 0 v. 82, puis, comme dans les expériences précédentes, remonte très vite à — 0 v. 70. Une fermeture du circuit fer-sulfate de magnésiezinc d'une minute amène le fer à un potentiel de — 0v.91, d’ailleurs très passager.

On peut donc conclure que le sulfate de magnésie joue un rôle tout à fait identique au sulfate de soude, quant à son action sur le potentiel du fer qui y est plongé.

C) Dans le phosphate disodique.

La suractivation du fer se manifeste aussi dans une solution de phosphate disodique, dans laquelle, nous l’avons vu, le fer se trouve passivé. Le zinc y indique aussi une légère passivation, ayant un potentiel de — 0v.96. Après une minute de contact avec le zinc, le potentiel du fer baïsse à — 0 v. 60, et remonte en une heure à — 0v.33. L’hydrogène cathodique semble ainsi agir même sur le fer passivé par un anion, quoique moins facilement dans ce cas que dans le cas d’une passivation par les ions OH ou par l’oxygène.

Remarques.

1° Cette suractivation peut être également subie par d’autres métaux. Nous l’avons observée pour le cuivre et pour le chrome.

Ainsi, si nous fermons un moment le circuit entre une électrode de cuivre et une électrode de zinc plongées toutes deux dans de la soude, le potentiel du cuivre, qui était avant l’expérience de — 0v.36 (1), tombe brusquement à — 1v.32, puis remonte rapidement à — 0 v.5. \

Par cette méthode d'activation, nous sommes arrivés à donner au chrome, pour un temps très court, un potentiel de — 0 v. 86 dans le sulfate de soude à 1 %, et de — 0v.87 dans la soude, alors que les potentiels ordinaires du chrome dans ces solutions sont respectivement de — 0 v. 04 et de — 0 v. 20.

20 Cette suractivation ne se produit pas dans les milieux acides, et cela ne peut surprendre, l'attaque du fer par l’acide produisant déjà de l’hydrogène.

(1) Il est à noter que le cuivre est plus actif dans la soude, même en présence d'oxygène, que dans une solution neutre : or on sait que la corrosion du cuivre en milieu alcalin est à redouter.

ZOD ES

30 Les nombres indiqués pour les potentiels les plus négatifs observés ne sont qu'approximatifs, la suractivation durant un temps très court, de l’ordre de quelques secondes, ce qui ne permet pas de mesurer le potentiel avec grande précision.

40 Il est intéressant de remarquer que la suractivation conduit à des chiffres nettement plus négatifs en milieu alcalin qu'en milieu neutre, ces derniers étant eux-mêmes plus négatifs que le potentiel du fer en milieu acide : nous retrouvons ici des variations de même sens que celles du potentiel en absence d'oxygène, et d’ailleurs de même sens aussi que les variations du potentiel d’une électrode à hydrogène avec le pH.

POTENTIELS des CONSTITUANTS de l’ACIER

Les couples qui prennent naissance entre les différentes phases qui existent à la surface d’un acier peuvent jouer un certain rôle dans la corrosion. Il était donc intéressant de comparer le potentiel des constituants de l’acier au potentiel du fer, toutes choses égales d’ailleurs.

Les corps étudiés furent le sulfure de fer, le carbure de fer et le ferrophosphore. Ces deux derniers composés ne purent être obtenus dans un état de pureté satisfaisant. Néanmoins, les quelques mesures que nous avons faites permettent de se rendre compte de l’ordre de grandeur des couples précédents.