20. ÉLECTROCHIMIE

20. ÉLECTROCHIMIE
20.1. La pile de Daniell
La réaction d’oxydoréduction
tes :
1 comme les réactions effectuées au chapitre précédent,
c’est-à-dire en mettant une
lame de zinc dans une solution d’un sel de cuivre. Dans
ce cas, le transfert d’électrons a lieu directement à
la surface de contact entre
le métal et la solution et
l’énergie libérée par la réaction apparaît sous forme de
chaleur.
2 selon un dispositif dans lequel les deux couples rédox
Zn2+/Zn et Cu2+/Cu sont séparés, ce qui oblige les électrons à passer dans le conducteur métallique reliant
les deux plaques de Zn et
de Cu selon le schéma cicontre.
Cu2+ + Zn Cu + Zn2+ peut se réaliser de deux façons différen-
électrons
V
courant
pont électrolytique
_
+
KCl
Zn
Cu
Cl–
Zn 2+
K+
Cu 2+
Zn Zn2+ + 2e–
Cu2+ + 2e– Cu
L’expérience nous permet de faire les constatations suivantes :
– un voltmètre indique une différence de potentiel (une tension) entre les deux électrodes de zinc et
de cuivre : 1,1V à 298K et pour des solutions salines 1 molaire.
– si on relie les deux électrodes par un conducteur, un courant électrique circule, les électrons allant
du zinc au cuivre. Une énergie chimique se transforme en énergie électrique.
– la masse de l’électrode de Zn diminue et la masse de l’électrode de Cu augmente.
La pile réalisée se représente symboliquement par la notation suivante :
–
Zn/Zn2+ // Cu2+/Cu
+
v 1.0 / août 2005
Le couple oxydant est placé à droite, par convention. Le couple réducteur est inversé dans sa notation (rappel : dans l’écriture des couples rédox, l’oxydant est placé conventionnellement le premier).
Chaque compartiment de la pile constitue une demi-pile. Dans chaque demi-pile a lieu une demi-réaction.
Module 20
Electrochimie
page 19
Le pont électrolytique réalise la continuité de la conduction (il ferme le circuit) et permet la conservation de la neutralité indispensable des solutions. En effet, le passage des ions d’un compartiment
à l’autre est nécessaire puisque, dans le compartiment du Zn, des ions Zn2+ apparaissent, la solution
deviendrait positive alors que dans le compartiment du cuivre, des ions Cu2+ disparaissent, la solution
deviendrait négative, ce qui est impossible.
Toutes les piles fonctionnent selon ce schéma, le pont électrolytique pouvant être remplacé par une
paroi poreuse (porcelaine, verre fritté, ...) maintenant le contact entre les deux solutions.
20.2. Origine de la différence de potentiel et potentiels standard
M
+
+
+
+
+
+
+
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–– ––
+ +
+
+
+
+
+
+
+
+ +
Rappelons que dans les métaux la cohésion des atomes est due à la liaison métallique que l’on peut considérer comme une «covalence élargie» c’est-à-dire la
mise en commun d’un nuage d’électrons. Le métal se représente comme un réseau d’ions positifs dans un «gaz d’électrons».
Lorsque le métal M est plongé dans un solvant polaire, des ions superficiels
passent dans la phase liquide. Le métal a donc un excès d’électrons et est porté
à un potentiel négatif par rapport à la solution, c’est le potentiel d’électrode
du couple Mn+/M.
Peut-on mesurer ce potentiel d’électrode ?
Non, il n’est pas possible de mesurer directement ce potentiel avec un voltmètre car pour cela il faut
plonger un des fils de raccordement du voltmètre dans la solution ce qui crée une nouvelle électrode
donc une autre différence de potentiel. On ne peut mesurer que la différence de potentiel entre
deux potentiels d’électrodes.
Pour comparer tous les couples rédox, un couple de référence a été choisi : H+/H2. Par convention
on lui a attribué un potentiel standard nul.
Demi-pile de référence
Pour que les électrons échangés lors d’une des demi-réactions :
H2(g)
2H+ + 2e– H2
v 1.0 / août 2005
H2 2H+ + 2e–
puissent circuler dans le circuit extérieur, il faut un conducteur métallique qui ne prenne part à aucune réaction, c’est-à-dire qu’il faut une
H+
électrode inerte constituée ici d’une plaque de platine platiné sur la1M
quelle le gaz est adsorbé.
A noter que c’est l’une ou l’autre de ces deux demi-réactions qui a lieu
dans la demi-pile de référence, en fonction du couple rédox dont on platine
mesure le potentiel standard.
Pour chaque couple rédox, on peut déterminer un potentiel d’électrode E° [V].
E° correspond à la force électromotrice de la pile créée par le couple rédox et le couple 2H+/H2.
Module 20
Electrochimie
page 20
Dans les deux expériences suivantes, le voltmètre indique le potentiel standard des couples Zn2+/Zn
et Cu2+/Cu.
V
–
+
paroi
poreuse
H2(g)
Zn
électrode négative
(anode)
demi-réaction d’oxydation
Zn
électrode positive
(cathode)
demi-réaction de réduction
+
2+
H
1M
Zn
1M
Zn2+ + 2e–
2H+ + 2e–
H2
platine
Zn + 2H+
réaction globale :
Zn2+ + H2
H+ est plus oxydant que Zn2+ (ce qui équivaut à dire que H2 est moins réducteur que Zn). En conséquence, c’est H+ qui oxyde Zn (Zn réduit H+) et non pas Zn2+ qui oxyde H2.
On dit que le couple 2H+/H2 est plus oxydant que le couple Zn2+/Zn. En fait, cette expression suggère qu’on compare les oxydants (H+ et Zn2+) de chacun de ces couples.
–
V
+
paroi
poreuse
H2(g)
électrode négative
(anode)
demi-réaction d’oxydation
H2
Cu
Cu2+
1M
H+
1M
électrode positive
(cathode)
demi-réaction de réduction
Cu2+ + 2e–
2H+ + 2e–
Cu
platine
réaction globale :
Cu2+ + H2
Cu + 2H+
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Ici, c’est le contraire : H+ est moins oxydant que Cu2+ (ce qui équivaut à dire que H2 est plus réducteur que Cu). C’est donc Cu2+ qui oxyde H2 (H2 réduit Cu2+) et non pas H+ qui oxyde Cu.
Le couple 2H+/H2 est moins oxydant que le couple Cu2+/Cu.
Remarques : Le couple de référence peut être la borne positive ou la borne négative de la pile selon que
l’autre couple est moins ou plus oxydant que le couple de référence.
La différence des E° des couples Zn2+/Zn et Cu2+/Cu donne la force électromotrice (tension)
de la pile de Daniell.
Module 20
Electrochimie
page 21
Les potentiels standard sont donnés pour des solutions de concentration 1 M, à 25°C et sous une
pression de 1 atm.
Le classement des potentiels standard de réduction E° correspond au classement des couples
rédox (voir tableaux du module 19).
20.3. Equation de Nernst
Le potentiel d’un couple (et donc la tension d’une pile) varie en fonction de la concentration des solutions.
Qualitativement, la tension aux bornes d’une pile augmente si on augmente la concentration d’un
réactif et elle diminue si on augmente la concentration d’un produit.
Prenons l’exemple de la pile de Daniell dans laquelle la réaction globale est :
Cu2+ + Zn Cu + Zn2+
Si on augmente [Cu2+] (le réactif en solution), alors la tension de la pile augmente. Par contre, si on augmente [Zn2+] (le produit en solution), alors la tension de la pile diminue.
Au fur et à mesure que la pile débite, c’est-à-dire lorsqu’on l’utilise, [Cu2+] diminue et [Zn2+] augmente.
C’est la raison pour laquelle la tension aux bornes de cette pile diminue régulièrement jusqu’à ce qu’elle
ne suffise plus à faire fonctionner le récepteur (moteur, ampoule, etc.). Dans le langage courant, on dit
que la pile «se vide» petit à petit.
Il est important de réaliser que l’objectif d’un fabricant de pile est souvent d’obtenir la tension la plus
élevée possible. Ainsi, s’il fabrique une pile de Daniell, il ne va pas utiliser une solution de Zn2+ 1M mais
plutôt une solution ne contenant pas d’ions Zn2+ ni d’ions susceptibles d’interférer avec la réaction. Une
solution de NaCl serait un bon choix.
A noter également que le fait d’augmenter ou de diminuer la taille des plaques de Zn ou de Cu n’a aucun
effet sur la tension de la pile car cela ne modifie pas leur concentration. Par contre, l’intensité du courant (débit d’électrons) peut s’en trouver augmentée car la surface de contact entre les électrodes et les
solutions est plus élevée.
Quantitativement, la force électromotrice (tension) d’une pile en fonction des concentrations peut être
calculée grâce à l’équation de Nernst qui découle directement de la thermochimie.
Expression de l’équation de Nernst :
ΔE = ΔE° – (RT/nF) ln(Q)
ΔE :
ΔE° :
R:
T:
n:
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F:
Q:
Module 20
tension aux bornes de la pile [V]
tension aux bornes de la pile aux conditions standard [V]
constante des gaz parfaits [J/mol K]
température absolue [K]
nombre de moles d’électrons échangés aux cours de la réaction
charge d’une mole d’électrons [C]
quotient réactionnel
Electrochimie
page 22
A 25°C, la relation ci-dessus devient :
ΔE = ΔE° – (0,0592/n) log(Q)
car RT/F = 8,31·298/96500 = 0,0257 et lnQ = 2,30 logQ
Application : Détermination du potentiel d’une pile Daniell dont [Zn2+] = 1,5M et [Cu2+] = 0.5M
Cu2+ + Zn
Cu + Zn2+
Q = [Zn2+]/[Cu2+] = 1,5/0,5 = 3
ΔE = ΔE° – (0,0592/2)·log(3) = 1,10 – 0,0141 = 1,09 V
Remarques : – n = 2 car le nombre d’électrons échangés dans la réaction rédox est de 2 :
Zn Zn2+ + 2e–
Cu2+ + 2e– Cu
– La concentration influence relativement peu le potentiel de la pile.
– Si on inverse les concentrations, la différence de potentiel de la pile est plus élevée
que la différence de potentiel standard.
La différence de potentiel de la pile devient nulle lorsque l’équilibre est atteint (la réaction s’arrête, la
pile est complètement déchargée), c’est-à-dire lorsque la valeur du quotient réactionnel correspond à
celle de K (constante d’équilibre). On a alors :
ΔE = ΔE° – (0,0592/n)·log(Q) = ΔE° – (0,0592/n)·log(K) = 0
Cette expression permet de calculer la valeur de la constante d’un équilibre rédox à partir de la mesure
de la tension standard aux borne de la pile mettant en jeu la réaction étudiée.
Exemple : Détermination de la constante de l’équilibre
Cu2+ + Zn
Cu + Zn2+
ΔE° – (0,0592/n)·log(K) = 0 ⇒ log(K) = ΔE°/(0,0592/n) = 1,10/(0,0592/2) = 37,2
⇒ K = 1037,2
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Remarques : – Plus ΔE° est élevée, plus K est élevée
– Pour une valeur de ΔE° de l’ordre de 1 V, la valeur de K est gigantesque. La plupart
des réaction rédox sont des équilibre fortement déplacés
Module 20
Electrochimie
page 23
20.4. Cas particulier : la pile de concentration
Nous avons vu plus haut qu’un métal plongé dans un solvant polaire perd des ions superficiels et crée
de ce fait un potentiel d’électrode.
Ce potentiel varie si l’électrode est plongée dans une solution contenant déjà des ions de ce métal. Plus
cette solution a une concentration élevée moins la plaque aura tendance à donner des ions.
Ainsi deux plaques de même métal plongées dans des solutions de leur sel, de concentrations différentes, donnent une différence de potentiel. On peut donc créer
une pile de concentration.
La valeur de la tension d’une telle pile peut être calculée grâce à l’équation de Nernst. Cette valeur est toujours basse car,
comme nous venons de le constater, le potentiel dépend peu
de la concentration des solutions.
+
paroi
poreuse
Cu
Cu
2+
Cu
0,1M
Cu Cu2+ + 2e–
2+
Cu
1M
Cu2+ + 2e– Cu
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Les piles de concentration se caractérisent par la présence
d’un seul couple rédox.
Dans l’exemple ci-contre le couple est Cu2+/Cu
La pile peut débiter du courant jusqu’à ce que sa tension devienne nulle, donc jusqu’à ce que les concentrations soient
égales dans chaque demi-pile.
–
Module 20
Electrochimie
page 24
20.5. L’électrolyse
Montage de la pile Daniell utilisé en générateur et en électrolyseur
Pour l’électrolyse, branchons un générateur dont la borne négative est reliée au zinc et la borne positive au cuivre. Le générateur est donc branché en opposition à la pile et sa tension doit être supérieure
à la force électromotrice de la pile qui est devenue un récepteur.
–
Pile
Electrolyseur
électrons
électrons
courant
courant
V
G
paroi
poreuse
Zn
+
–
Cu
Zn2+
+
paroi
poreuse
Zn
Cu2+
Cu
Zn2+
Cu2+
Les électrons s’écoulent spontanément
dans le circuit extérieur de l’électrode
de zinc à l’électrode de cuivre.
Le générateur force les électrons à
circuler dans le circuit extérieur, de
sa borne négative vers l’électrode de
zinc et de l’électrode de cuivre vers
sa borne positive.
Borne négative :
Zn Zn2+ + 2e–
Borne négative :
Zn2+ + 2e– Zn
Borne positive :
Cu2+ + 2e– Cu
Borne positive :
Cu Cu2+ + 2e–
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Remarque : Les termes anode et cathode correspondent respectivement à une oxydation et à une
réduction, ce qui implique que l’anode est la borne négative d’une pile mais la borne positive de l’électrolyseur.
Module 20
Electrochimie
page 25
Electrolyses simples
Dans une électrolyse simple, ni les électrodes, ni le solvant ne participent à la réaction d’oxydoréduction.
Electrolyse de CaCl2 fondu entre électrodes inertes
Les composés ioniques à l’état fondu (sels et oxydes) permettent le passage du courant par un double
mouvement des ions.
2Cl – Cl2 + 2e–
Ca2+ + 2e – Ca
2Cl – + Ca2+ Cl2 + Ca
A l’électrode positive, les ions Cl – viennent se décharger pour
former des molécules de Cl2.
A l’électrode négative, les ions Ca2+ viennent se décharger pour
former des atomes de calcium.
Réaction bilan (réaction globale).
Electrolyse d’une solution de CuBr2 entre électrodes inertes
CuBr2 est ionisé en Cu2+ et 2Br –. Dans
la solution, un double mouvement
des ions a lieu, les cations Cu2+ sont
attirés par l’électrode négative (cathode) et les anions Br – sont attirés
par l’électrode positive (anode). Aux
électrodes, les ions se déchargent
pour former un dépôt de cuivre et du
brome selon :
électrons
électrodes inertes
(platine)
courant
G
–
+
Cu2+
2Br –
Cu2+ + 2e– Cu
2Br – Br2 + 2e–
molécules
de brome
en solution
Cu2+ + 2Br – Cu + Br2
dépot de cuivre
Electrolyse avec intervention du solvant
Electrolyse d’une solution de NaBr entre électrodes inertes de platine
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NaBr en solution aqueuse est ionisé en Na+ et Br –. Les ions Br –, attirés par l’électrode positive, se déchargent à son contact et forment des molécules de Br2 :
2Br – Br2 + 2e–
Module 20
Electrochimie
page 26
Les ions Na+ sont attirés par l’électrode négative mais ils ne peuvent réagir car l’eau est un oxydant plus
fort (ou plutôt moins faible) que Na+ et réagit selon :
2H2O + 2e– H2(g) + 2OH –
Équation bilan :
2Br – + 2H2O Br2 + H2(g) + 2OH –
C’est donc l’eau qui se fait réduire et non pas Na+. On peut prévoir ceci numériquement :
Pour que la réaction
2Br – + 2Na+ Br2 + 2Na
ΔE° = 3,77 V
ait lieu, il faut imposer une tension au moins égale à sa ΔE°, à savoir 3,77 V.
Par contre, la réaction
2Br – + 2H2O Br2 + H2(g) + 2OH –
ΔE° = 1,89 V
se produit à partir de 1,89 V.
L’électrolyse peut se faire dès que la tension aux bornes du générateur est supérieure à la plus petite différence des E° possibles des substances présentes. Ceci dit, cette règle est parfois invalide
pour des questions de cinétique.
Electrolyse avec intervention des électrodes
Dans ce cas, les électrodes participent à la réaction rédox.
Voir page 25 et TP.
20.6. Loi de Faraday
Le faraday ( F ) représente la charge d’une mole d’électrons.
1F = 96500 C
Il existe une relation entre la masse du dépôt électrolytique et la quantité d’électricité nécessaire.
Connaissant l’intensité du courant d’électrolyse et sa durée, la charge totale se calcule par la relation :
Q [C] = I [A] · t [s]. Le nombre de moles d’électrons (n) est donné par la relation Q = n·F. Le nombre de
moles de produits apparaissant aux électrodes en découle.
v 1.0 / août 2005
m=
m:
I:
ΔN.O. :
I ⋅t
masse molaire
⋅
96500
ΔN.O.
masse du produit [g]
intensité du courant électrique [A]
variation du nombre d‘oxydation
Module 20
Electrochimie
page 27
20.7. Corrosion
Le phénomène de la corrosion – La rouille
La corrosion est la détérioration des métaux résultant de leurs réactions avec les agents présents dans
le milieu ambiant.
La rouille du fer, oxyde hydraté de fer (III), Fe2O3·xH2O, le ternissement de l’argent par formation de
Ag2S, le vert-de-gris, cabonate hydraté de cuivre apparaissant sur le cuivre, le laiton et le bronze sont
des exemples familiers de corrosion.
La corrosion cause d’énormes dommages, particulièrement aux alliages ferreux (ponts, bateaux, voitures, ...). Plus du cinquième de la production mondiale de fer sert à remplacer des pièces corrodées.
Chimiquement, la corrosion est une oxydation du métal dont le N.O. passe de 0 à une valeur positive.
Il y a formation d’oxyde, d’hydroxyde, de carbonate, de sulfate, etc.
Parfois, l’oxydation permet la formation d’une couche protectrice. C’est le cas de l’aluminium qui se
couvre d’une couche transparente et dense de Al2O3 qui empêche une oxydation ultérieure. Ce phénomène s’appelle la passivation.
Le zinc aussi se protège par oxydation (voir plus bas).
Pour le fer, la couche d’oxyde est poreuse et se fissure facilement lorsqu’elle s’épaissit ce qui permet à
l’oxygène et à l’humidité de poursuivre l’oxydation en profondeur jusqu’à destruction complète de la
pièce. La rouille ne peut se former qu’en présence d’oxygène et d’eau.
Les réactions sont très complexes et mal connues mais les étapes principales peuvent être expliquées
comme suit:
goutte d'eau
Le fer dans une partie de l’objet
se comporte comme l’anode d’une
pile (électrode négative) et s’oxyde
en Fe2+ :
rouille
Fe(s) Fe2+ + 2e–
rouille
Fe2+
e–
e–
Fer
Les électrons produits dans la demi-réaction se déplacent vers un
autre endroit de l’objet qui agit comme une cathode. Là, l’oxygène atmosphérique est réduit en présence
d’ions H+ aqueux donnés par H2CO3 formé par dissolution de CO2 :
O2 + 4H+ + 4e– 2H2O
La réaction bilan donne :
v 1.0 / août 2005
2Fe + O2 + 4H+ 2Fe2+ + 2H2O
Les ions Fe2+ se déplacent à travers l’eau à la surface du métal. Ils sont ensuite oxydés par l’oxygène
atmosphérique en rouille :
4Fe2+ + O2 + 4H2O 2Fe2O3 + 8H+
Module 20
Electrochimie
page 28
La protection contre la corrosion
Deux options sont possibles :
– Couvrir la surface de l’objet métallique pour éviter le contact avec les agents corrosifs
– Eviter l’oxydation du métal en provoquant celle d’un métal plus réducteur.
Isolation du métal
par une peinture
On peut tout simplement peindre la pièce métallique à protéger afin de l’isoler mécaniquement des agents corrosifs. L’efficacité de cette méthode est extrêmement réduite puisque
la moindre égratignure dans la peinture permet à la corrosion de reprendre.
On préfère utiliser des peintures dites «antirouille». Par exemple, l’acier des constructions
(ponts, buildings) est souvent recouvert d’une peinture rouge contenant du minium Pb3O4.
Le Pb3O4 oxyde la surface du fer pour former une couche continue d’oxyde qui résiste à
une oxydation ultérieure.
par un autre métal
Le zinc, l’étain ou le chrome sont souvent utilisés pour protéger l’acier.
L’acier galvanisé est un acier recouvert d’une couche de Zn (immersion de la pièce dans
un bain de Zn fondu). Le Zn est oxydé en Zn(OH)2 qui réagit avec le CO2 de l’air et forme
une couche protectrice de Zn(OH)2·xZnCO3 qui adhère fortement à la surface. En cas de
fissures dans la couche protectrice, le Zn étant plus réducteur que le fer, continue de le
protéger devenant l’anode d’une pile dont le fer est la cathode.
Une couche d’étain dont l’oxyde superficiel l’isole d’une attaque en profondeur, peut aussi
être utilisée pour protéger le fer. Cependant, en cas de craquelures dans la couche protectrice, le fer, plus réducteur que l’étain, sera alors rapidement oxydé.
Protection cathodique ou protection par anode perdue
Pour protéger le fer (citernes, conduites, ponts, bateaux, etc), il suffit de le relier à une masse d’un métal
plus réducteur (Mg, Zn) qui deviendra l’anode d’une pile (anode consommable). La masse de magnésium
ou de zinc est lentement oxydée et passe en solution sous forme de Mg2+ ou de Zn2+ :
anode
en zinc
2Mg 2Mg2+ + 4e–
L’oxygène est réduit à la cathode en
fer laissant le métal inattaqué.
O2 + 2H2O + 4e– 4OH-
niveau
du sol
Zn2+
connexion électrique
v 1.0 / août 2005
conduite en fer
e–
2H2O(l) + O2(g) + 4e–
Module 20
Zn2+
Electrochimie
e–
cathode
4OH–(aq)
page 29
20.8. Exercices
1. a.
b.
c.
d.
e.
Dessiner, avec légende, la pile formée les couples Ag+/Ag et Cu2+/Cu.
Donner les équations des demi-réactions et la réaction bilan.
Donner la tension de cette plile dans les conditions standard.
Donner la tension de cette pile pour des solutions 0,1M.
Donner la tension lorsque l’une des concentrations est le double de l’autre (examiner les 2 cas).
2. a. Dessiner, avec légende, la pile formée par les couples Cu2+/Cu et Cl2/Cl–.
b. Donner les équations des demi-réactions et la réaction bilan.
c. Donner la tension de cette plile dans les conditions standard.
3. Soit la pile électrochimique
2Al(s) + 3Mn2+(aq) 2Al3+(aq) + 3Mn(s).
Calculer la valeur de ΔE pour [Mn2+] = 0,50M et [Al3+] = 1,50M, sachant que la tensionde la pile dans
les conditions standard est de 0,48V.
4. Calculer le potentiel d’une pile de Daniell pour une solution pratiquement saturée de CuSO4
([Cu2+] = 1,10M) et une solution très diluée de ZnSO4 ([Zn2+] = 10–7M).
Il est intéressant de remarquer la faible variation de la force électromotrice pour une différence de
concentration énorme.
L’utilisation de cette pile reste assez théorique au vu de la faible intensité qu’elle pourrait débiter en
raison de sa grande résistance interne.
5. a.
b
c.
Dessiner, avec légende, un dispositif permettant l’électrolyse d’une solution de KCl.
Donner les équations aux électrodes et l’équation bilan.
Donner la tension minimale nécessaire à cette électrolyse.
6. a. Dessiner, avec légende, un dispositif permettant l’électrolyse d’une solution de H2SO4.
b. Donner les équations aux électrodes et l’équation bilan.
c. Donner la tension minimale nécessaire à cette électrolyse.
7. Si on utilise un courant de 100 A, combien faut-il de temps pour former un dépôt de :
a. 1,0 kg d’Al à partir d’oxyde fondu de Al3+ ?
b. 1,0 kg de Ni à partir d’une solution de Ni2+ ?
v 1.0 / août 2005
8. On procède à l’électrolyse d’une solution qui contient des ions métalliques de charge 3+ en utilisant
un courant de 5 A pendant 10 min.
De quel métal s’agit-il s’il y a formation d’un dépôt de 1,18 g au cours de l’électrolyse ?
9. De l’eau acidulée par H2SO4 est électrolysée par un courant dont l’intensité est de 5 ampères.
a. Donner les réactions aux électrodes.
b. Calculer le volume d’O2 dégagé au bout de 5 min, aux conditions NTP.
Module 20
Electrochimie
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