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Bac Physique-Chimie

Amérique Nord 2

Dans cette vidéo, Théobald de Studio parle de la protection des éoliennes en mer contre la corrosion. Il explique qu'il y a deux principales méthodes de protection : l'utilisation d'une anode sacrificielle en aluminium, qui corrode à la place du fer, ou l'utilisation d'une protection par courant imposé. L'exercice se concentre sur la protection cathodique avec une anode sacrificielle en aluminium. 

L'objectif de l'exercice est de vérifier si, en milieu oxydant, le fer peut être protégé de l'oxydation en étant en contact électrique avec de l'aluminium. Pour cela, une expérience est réalisée : une plaque d'aluminium est mise en contact avec une solution de sulfate d'aluminium, et une plaque de fer est mise en contact avec une solution de chlorure de fer. Les deux plaques sont reliées par un fil électrique pour former une pile. 

On demande ensuite d'exprimer le quotient de réaction initial associé à cette réaction. Le quotient de réaction est calculé en utilisant les concentrations des ions Al3+ et Fe2+ et les coefficients stoichiométriques de la réaction. 

La valeur du quotient de réaction initiale est calculée et comparée à la constante d'équilibre de la réaction. Si le quotient de réaction est inférieur à la constante d'équilibre, la réaction se fait dans le sens direct. Dans ce cas, la réaction va se faire dans le sens direct. 

En utilisant les résultats précédents, Théobald déduit la réaction qui se passe à l'électrode d'aluminium. Il explique que l'aluminium solide réagit pour former des ions Al3+ et des électrons, ce qui est cohérent avec les observations expérimentales. 

Ensuite, l'électrode qui joue le rôle de l'anode dans la pile est identifiée comme étant l'électrode d'aluminium, car elle subit une oxydation en cédant des électrons. 

La prochaine vidéo abordera le sujet de la protection de l'éolienne et de la quantité d'aluminium nécessaire. Théobald encourage les spectateurs à poser des questions dans les commentaires.

Bonjour à tous, c'est Théobald de Studio, et dans cette vidéo, on va s'intéresser à la protection des éoliennes en mer. Le souci avec les éoliennes en mer, c'est qu'il faut les protéger contre la corrosion. Il y a plusieurs méthodes pour protéger contre la corrosion. Les deux principales, c'est avec une anode dite sacrificielle. On va utiliser par exemple de l'aluminium qui va lui réagir avec le dioxygène de l'air de l'eau désolée à la place du fer, et c'est lui qui va se dissoudre dans l'eau. Ou sinon, on peut utiliser une protection par courant imposé. Et le promoteur d'un parc éolien en mer choisit d'utiliser cette protection par courant imposé, parce qu'elle permet d'éviter le rejet de métaux dans l'environnement. Mais nous, dans cet exercice, on va se concentrer sur la protection cathodique, donc avec une anode sacrificielle. On va essayer de protéger du fer par l'aluminium. Ce qu'on souhaite faire, c'est vérifier qu'en milieu oxydant, on peut protéger le fer de l'oxydation en le mettant en contact électrique avec de l'aluminium. L'aluminium va jouer le rôle de l'anode sacrificielle. On sait que par oxydation, le fer métallique donne des ions Fe2+, et l'aluminium métallique des ions Al3+. Dans un premier bécher, on met une plaque d'aluminium en contact avec une solution de sulfate d'aluminium. Et dans un deuxième, on met une plaque de fer en contact avec une solution de chlorure de fer. On relie les deux par un ponçalin, et on a fait une pile. On nous dit que l'équation de réaction qui modélise la transformation susceptible de se produire, c'est celle-ci. 2Al solide plus 3Fe2+, donne 3Al2+, plus 3Fe solide. Et on a sa constante d'équilibre K. On demande d'exprimer le quotient de réaction initial, associé à cette réaction. Un quotient de réaction, qu'est-ce que c'est ? Pour une réaction de la forme Ia plus Jb qui est égale à Ck plus Ld, I, J, K et L étant les coefficients stoichiométriques devant mes différentes espèces chimiques, mon quotient de réaction va s'écrire de cette forme-là. Les A, c'est les activités. On met en haut les produits, et en bas, on met les réactifs. Si vous n'avez pas vu cette forme-là, vous l'avez sûrement sous cette forme-ci. Si C est une espèce en solution, l'activité de C, c'est la concentration de C. Et si C est un solide, l'activité de C, c'est 1. Donc on ne verra pas apparaître dans le quotient de réaction. Donc pour nous, notre quotient de réaction initial, ça va être Qri, qui vaut la concentration Al3+, au carré, mon produit, divisé par la concentration Fe2+, au cube, qui est aussi mon produit. On fait bien attention à élever à la bonne puissance, qui est celle des nombres stoichiométriques. On demande ensuite de calculer à l'état initial la valeur de la concentration en quantité de matière des ions Al3+, à Q, et des ions Fe2+, à Q. Eh bien, on va en premier regarder pour nos ions Fe2+, on s'intéresse à la solution de Clover de Fer, qui est Fe2+, de Cl1, à Q. Donc pour 1 mol de Fe2Cl, il va falloir 1 mol de Fe2+. Donc on voit que ma concentration en Fe2+, c'est égal à la concentration de ma solution, c'est 1,0 x 10-1 mol par litre. Et pour la solution de sulfate d'aluminium, on voit qu'il faut 2 mol d'aluminium pour faire 1 mol de solution de sulfate d'aluminium. Donc finalement, la concentration en aluminium est 2 fois supérieure à la concentration de ma solution, donc 2C2, et elle vaut également 1,0 x 10-1 mol par litre. Pas de difficulté là-dessus. On me demande ensuite de calculer la valeur du quotient de réaction initiale, Qri, et on déduit le sens d'évolution spontanée de la transformation. Eh bien, on réécrit Qri, qu'est-ce qu'il vaut, et puis on l'exprime en fonction de C1 et C2. J'ai uniquement remplacé 2C2, c'était la concentration en Al3+, et C1 la concentration en Fe2+, initiale. Et puis on fait une application numérique, et on obtient que mon quotient de réaction initiale, il vaut 10. Alors comment est-ce que je vais faire pour déterminer le sens d'évolution ? Eh bien, je sais qu'il va falloir que je compare mon quotient de réaction à ma constante d'équilibre, K, qui est donnée dans l'énoncé. Si mon quotient de réaction est petit et inférieur à ma constante d'équilibre, eh bien la réaction va se faire dans le sens direct. Mais à l'inverse, si le quotient de réaction est supérieur à ma constante d'équilibre, eh bien la réaction se fait dans le sens indirect. Nous, on a notre quotient de réaction initiale, qu'on va comparer donc à notre constante d'équilibre, qui ici vaut 10 puissance 166. Donc mon quotient de réaction initiale, il est petit devant ma constante d'équilibre, donc la réaction va se faire dans le sens direct, c'est sûr. Donc on sait maintenant dans quel sens va se faire la réaction. Et maintenant qu'on sait ça, on peut en déduire la réaction qui va se passer à l'électrode d'aluminium. Alors comment est-ce qu'on fait ? En fait, on sait que ma réaction c'est celle-ci et elle se déroule dans ce sens-là, puisqu'elle se fait spontanément dans le sens direct. Si elle se fait dans le sens direct, ça veut dire qu'au niveau de l'électrode d'aluminium, il faut que mon aluminium solide y réagisse pour donner des ions Al3+. Puisque ici j'ai des ions Al3+, qui sont formés, donc ça c'est mon réactif, il va bien falloir qu'ils disparaissent. Donc finalement, la réaction à l'électrode d'aluminium, ça va être mon aluminium solide qui va donner des ions Al3+, et on rajoute nos électrons pour assurer la neutralité de mon équation. On nous dit que l'ampère mètre qui figure sur le schéma indique une valeur d'intensité électrique négative. Et c'est ça qui est important. On nous demande de montrer que cette valeur négative est cohérente avec la réponse à la question précédente. Alors ce qu'on sait, c'est qu'un ampère mètre va fournir une valeur d'intensité négative lorsque la borne COM est reliée à la borne positive de la pile. Si on a ça en tête, on va directement pouvoir dessiner notre schéma. On met la borne COM en face de ma borne positive, et donc j'ai directement la borne positive et la borne négative, et le sens de mon courant. Je sais que la borne plus est électrode de fer, la borne moins l'électrode d'aluminium, et je sais aussi que le courant va du plus vers le moins. Or les électrons vont dans le sens opposé au courant, donc ils vont de la borne moins vers la borne plus, donc les électrons partent de l'électrode d'aluminium, qui est ma borne moins. S'ils partent de l'électrode d'aluminium, c'est-à-dire qu'ils doivent être créés ou cédés au niveau de l'électrode d'aluminium, et c'est bien ce qu'on a, parce que nous, à l'électrode d'aluminium, on a dit qu'on avait notre aluminium solide qui donnait des ions aluminium 3 et des électrons, donc c'est cohérent avec ce qu'on a trouvé aux questions précédentes. On a dit que l'anode et l'électrode siègent d'une oxydation, et la cathode et l'électrode siègent d'une réduction. Donc à l'anode on a une oxydation, à la cathode une réduction. On demande d'identifier l'électrode qui joue le rôle de l'anode dans notre pile. Bien, anode égale oxydation, ça c'est du coup, l'énonceur n'aurait pas été obligé de vous le rappeler, attention, et on sait qu'on a une réduction, une oxydation, c'est dans ce sens-là. Donc un réducteur qui donne un oxydant plus des électrons. On cède des électrons lorsqu'on a une oxydation. Et bien en fait c'est exactement ce qu'on a fait, l'électrode qui est l'anode, c'est bien notre électrode d'aluminium, puisque on a cédé des électrons via cette équation de réaction. Dans la vidéo qui suit, on va continuer cet exercice, et s'intéresser à comment est-ce qu'on protège du coup notre éolienne, et quelle est la quantité d'aluminium dont on aura besoin. Si vous avez des questions, n'hésitez pas à les poser dans les commentaires, j'y répondrai. Et à plus pour la prochaine vidéo.

Protection des fondations en acier des éoliennes en mer (1)

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