série électrochimie
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Collège Voltaire, chimie 3ème, 2015-2016 EXERCICES Électrochimie http://dcpe.net/POII/sites/default/files/cours%20et%20ex/ex-ch3- electrochimie .pdf Table des matières Série 10 Chimie / 3e / Électrochimie / février 2016.....................................................................................2 Rappel sur l'oxydoréduction (oxydant. réducteur,réduction, oxydation, etc.)..........................2 Prévoir les réactions (qui oxyde quoi ?)....................................................................................2 Introduire la notion de pouvoir oxydant/réducteur et de classement en fonction des potentiels (E0) d'oxydoréduction des couples redox.................................................................................2 Série 11 Chimie / 3e / Électrochimie / février 2016.....................................................................................6 Déterminer les réaction qui ont lieu spontanément à l'aide des potentiels standards d'oxydoréduction des couples redox.........................................................................................6 Utiliser les potentiels pour résoudre un problème pratique (en laboratoire ou dans la vie courante)....................................................................................................................................6 Écrire les équations complètes (sous forme ionique et moléculaire) d'oxydoréduction...........6 Série 12 Chimie / 3e / Électrochimie / mars 2016.......................................................................................10 Introduire la notion de pile avec une expérience.....................................................................10 Comprendre le fonctionnement d'une pile..............................................................................10 Développer l'esprit critique.....................................................................................................10 Série 13 Chimie / 3e / Électrochimie / mars 2016........................................................................................11 Expliquer le fonctionnent d'une pile (schéma, légendes, réactions,etc. )................................11 Calculer le potentiel d'une pile................................................................................................11 Série 14 Chimie / 3e / Électrochimie / avril 2016........................................................................................15 Expliquer le fonctionnent de diverses piles (Volta, Leclanché,etc. )......................................15 Série 15 Chimie / 3e / Électrochimie / avril 2016........................................................................................19 Expliquer le but et le fonctionnent de l’électrolyse.................................................................19 Utiliser la loi de Faraday pour calculer la masse de substance fabriquée...............................19 Série 16 Chimie / 3e / Électrochimie / mai 2016.........................................................................................26 Comprendre et expliquer la corrosion des métaux et la manière de protéger les métaux de la corrosion..................................................................................................................................26 www.dcpe.net/ eleve/ volt1234 Série 10 Chimie / 3e / Électrochimie / février 2016 Objectifs ✔ Rappel sur l'oxydoréduction (oxydant. réducteur,réduction, oxydation, etc.) ✔ Prévoir les réactions (qui oxyde quoi ?) ✔ Introduire la notion de pouvoir oxydant/réducteur et de classement en fonction des potentiels (E0) d'oxydoréduction des couples redox http://dcpe.net/POII/sites/default/files/cours%20et%20ex/ex-ch3- electrochimie .pdf Ex.1. Soit les réactions : Zn2+ Zn + + Cu → Zn Cu2+ → Zn2+ a) Que pouvez vous observer ? b) Quelle réaction est spontanée ? Cu2+ + + Cu Ex.2. Lorsque l'on place un morceau de zinc dans une solution aqueuse de cuivre (II), du cuivre métallique se dépose sur le zinc tandis qu'une partie de celui-ci se dissout. Spontanément, deux électrons des atomes de zinc sont donnés aux atomes de cuivre. a) Donnez l’équation de oxydoréduction. Donnez les deux couples redox. Zn Cu2+ Par contre, lorsqu’on place un morceau de cuivre dans une solution aqueuse de zinc (II), aucun zinc métallique ne se dépose sur le cuivre. b) Que pouvez-vous conclure sur la réaction précédente ? c) Comment est-il possible de faire réagir le cuivre métallique et la solution de zinc (II) ? Cu Zn2+ Classification qualitative des couples redox Si les réactions d’oxydation et de réduction sont réversibles, elles ne le sont pas dans n’importes quelles conditions. Cela dépend du pouvoir d’oxydation ou de réduction des substances mises en réaction. Nous étudierons plusieurs couples et vérifierons expérimentalement quelles sont les espèces qui réagissent spontanément entre elles. L’objet de l’étude est de connaître le sens de la réaction spontanée entre 2 couples oxydant/réducteur. Prenons, par exemple, les couples : Zn2+/Zn, Cu2+/Cu, Fe2+/Fe, Ag+/Ag et Mg2+/Mg et préparons 5 solutions aqueuses contenant les ions suivants : Zn2+ Cu2+ Fe2+ Ag+ Mg2+ Introduisons dans chacune de ces solutions le métal correspondant aux 4 autres couples et voici les résultats obtenus. Résultats Les résultats sont notés : + (lorsque une réaction d’oxydoréduction a lieu) - (pas de réaction) Ion/Métal Ag Cu Ag+ Fe + Cu2+ - Fe2+ - - Zn2+ - - - Mg2+ - - - + Zn Mg + + + + + + + - d) Quelle est la substance la plus oxydante ? e) Classez-les dans l’ordre décroissant du pouvoir oxydant (du plus au moins oxydant). f) Quelle est la substance la plus réductrice? g) Classez-les dans l’ordre croissant du pouvoir réducteur. Cette classification appelée classification électrochimique des métaux peut être généralisée à d’autres couples. Elle permet de prévoir le sens des réactions d’oxydation spontanée entre 2 couples oxydant/réducteur. h) Classez-les substances précédentes sur les échelles ci-dessous Échelles i) Comparez avec les potentiels standards d’oxydoréduction de la table CRM (CRM, p.225) et complétez : - un potentiel élevé indique : - un potentiel bas indique : Série 11 Chimie / 3e / Électrochimie / février 2016 Objectifs ✔ Déterminer les réaction qui ont lieu spontanément à l'aide des potentiels standards d'oxydoréduction des couples redox ✔ Utiliser les potentiels pour résoudre un problème pratique (en laboratoire ou dans la vie courante) ✔ Écrire les équations complètes (sous forme ionique et moléculaire) d'oxydoréduction http://dcpe.net/POII/sites/default/files/cours%20et%20ex/ex-ch3- electrochimie .pdf Ex.1. Peut-on conserver une solution de HCl : a) dans un récipient en cuivre ? b) dans un récipient en zinc ? Indication : trouvez les réactions envisageables et ensuite celles qui ont effectivement lieu. Ex.2. Écrivez les réactions d'oxydoréduction réalisables à partir des couples redox suivants : a) Al3+ /Al0 et Cr3+/Cr0 (E0 = 0,71 V) b) Cu2+/Cu0 et Br2/2Br– c) Fe3+/Fe2+ et Sn4+/Sn2+ Ex.3. Soit les couples redox suivants : a) Hg2+/Hg+ et Fe3+/Fe2+ en milieu sulfurique. b) Au3+/Au0 et Fe3+/Fe2+ en milieu chlorure Cl–. c) MnO4–/Mn2+ et Cl2/2Cl– MnO4– est sous forme de permanganate de potassium. Milieu chlorure Cl –. d) I2/I– et Fe3+/Fe2+ Ions associés : K+; Cl– -Écrivez les réactions d'oxydoréductions complètes et équilibrées sous forme ionique dans les 4 cas. - Écrivez les réaction globales sous forme moléculaire à l'aide des ions indiqués. Ex.4. Soient les réactions de réduction : Fe3+ + 1 e– 2– Cr2O7 + 14 H+ + 6 e– → → Fe2+ 2 Cr3+ + 7 H2O E0 = +1,33 V a) Écrivez la réaction d'oxydoréduction complète et équilibrée sous forme ionique. b) Écrivez la réaction globale sous forme moléculaire sachant que les ions associés sont K + et Cl–. Ex.5. Utilisez le tableau des potentiels standards de réduction pour choisir un réactif capable d’effectuer les réactions suivantes : a) oxydation de Br– en Br2 mais non celle de Cl– en Cl2 b) oxydation de Mn en Mn2+ mais non celle de Ni en Ni2+ c) réduction de Fe3+ en Fe2+ mais non celle de Fe2+ en Fe Ex.6. Vous portez des bijoux en argent. Pouvez-vous travailler avec des solutions d'acide nitrique (HNO3) ? Ex.7. Soient la situation suivante: a) Quelles sont les réactions envisageables ? b) Quelles sont celles qui ont effectivement lieu? Ex.8. Peut-on relier les conduites d'eau chaude de chauffage en cuivre directement à un radiateur en acier (Fe) ? Série 12 Chimie / 3e / Électrochimie / mars 2016 Objectifs ✔ Introduire la notion de pile avec une expérience ✔ Comprendre le fonctionnement d'une pile ✔ Développer l'esprit critique http://dcpe.net/POII/sites/default/files/cours%20et%20ex/ex-ch3- electrochimie .pdf Eco véhicules Descriptif : 22 modèles à construire qui fonctionnent avec un moteur à pile à combustible recyclable et non toxique pour l’environnement. Il suffit d’insérer des plaques de magnésium dans les deux compartiments à piles puis de les remplir d'eau salée. La réaction chimique va produire de l'énergie et permettre au véhicule d'avancer. Lorsque le pile est épuisée, les plaques métalliques (Mg) peuvent être retirer et la poudre blanche que l'on obtient est de l'hydroxyde de magnésium qu'on utilise contre les maux d'estomac. L'énergie produite peut également recharger une pile. Une autonomie de 34 heures par pile! Il est aussi possible d'en fabriquer avec de l'aluminium de cuisine. Notice illustrée en couleurs. http://www.cultura.com/eco-vehicules-eco-vehicules-4716503473635.html a) Expliquez le fonctionnement de ce véhicule. b) Commentez et portez un regard critique sur ce descriptif. Série 13 Chimie / 3e / Électrochimie / mars 2016 Objectifs ✔ Expliquer le fonctionnent d'une pile (schéma, légendes, réactions,etc. ) ✔ Calculer le potentiel d'une pile http://dcpe.net/POII/sites/default/files/cours%20et%20ex/ex-ch3- electrochimie .pdf Ex.1. Pile hydrogène - zinc Dans cette pile, les conditions sont standard également. A l'aide d'un voltmètre, dont la borne négative est reliée à la demi-pile 2H +/H2, on mesure une différence de potentiel de : – 0,76 V. On dira que le potentiel de réduction standard E 0 du couple Zn2+/Zn0 est de : – 0,76 V. a) Complétez le schéma de la pile ci-dessus (sens des électrons, réactions aux électrodes, anode, cathode. Déplacement des ions dans le pont salin) et le résumé des réactions cidessous: Dans cette pile : le zinc ………………. : ………………………………………….…. l'hydrogène ………………… : ………………………………………..…… Ex.2. Pile Daniell : cuivre - zinc a) Complétez le texte ci-dessous et le schéma de la pile ci-dessus: Lorsqu'on associe, dans les conditions standard, une demi-pile Cu 2+/Cu avec une demi-pile Zn2+/Zn, on peut prévoir en consultant l'échelle des E 0 que: -le zinc ……………………...……………………...……………………...……………………... - le cuivre se ………………………………...……………………...……………………... La réaction globale sera : ……………………...……………………...……………………...……………………...……………………...……………………...…………… b) La différence de potentiel, mesurée dans les conditions standard, ΔE 0 ou force électromotrice standard fémst. est de 1,1 V. Elle est égale à la différence des E0. Vérifiez par calcul cette valeur ΔE0. Ex.3. On associe une demi-pile Pt; Fe3+/Fe2+ à une demi-pile Pt;I3–/3I– (E0 = + 0,536 V). a) Faites un schéma annoté de la pile. b) Écrivez les réactions se produisant aux électrodes. NB : le platine est inerte. 0 c) Quelle est la fémst. (ΔE ) de la pile ? d) Quelle est la fém (ΔE) de la pile lorsque : [Fe3+] = 0,1 M [Fe2+] = 0,2 M [I–] = 0,3 M [I3–] = 0,4 M Ex.4. On associe une demi-pile Co2+/Co (E°= -0.28V) à une demi-pile à hydrogène. a) Écrivez les réactions se produisant aux électrodes. b) Quelle est la fém de la pile lorsque : [Co2+] = 0,05 M et que le pH de l'électrode à hydrogène est de 2,5. Ex.5. Une pile électrochimique est composée d’une électrode d’argent plongée dans une solution de ions Ag+ de concentration 1M a) Quel est le potentiel de cette pile si l’électrode de cuivre est plongée dans une solution pour laquelle [Cu2+] = 1,3 ·10–5 mol/l. b) On plonge l’électrode de cuivre dans une solution de Cu 2+ de concentration inconnue et on mesure un potentiel de 0,58 V. Calculez la concentration de la solution inconnue. Série 14 Chimie / 3e / Électrochimie / avril 2016 Objectifs ✔ Expliquer le fonctionnent de diverses piles (Volta, Leclanché,etc. ) http://dcpe.net/POII/sites/default/files/cours%20et%20ex/ex-ch3- electrochimie .pdf Ex.1. La pile de Volta Il s'agit de la première pile construite par Volta en 1800. Il s'agissait d'un empilement de rondelles de cuivre et de zinc, séparées par du feutre imbibé d'une solution acide. Un exemplaire est présenté à Paris au Musée des Arts et Métiers. Réaction globale : Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2 Faites un croquis en indiquant la cathode,l’anode et les réactions aux deux électrodes. Ex.2. La pile Leclanché Inventée en 1868 par Leclanché. Encore très utilisée aujourd'hui, elle a l'avantage d'être bon marché, mais sa tension varie beaucoup en fonction de la décharge. Contenant souvent un peu de mercure, elle doit être, comme toutes les piles, récupérée. Réaction globale dans la pile : Zn + 2 NH4Cl + 2 MnO2 → ZnCl2·2NH3 + Mn2O3 + H2O Complétez la représentation de la pile en indiquant la cathode,l’anode et les réactions aux deux électrodes. Ex.3. La pile à l'argent C'est la pile classique des montres et des calculatrices. Elle ne peut débiter que peu de courant, mais sa tension est en revanche très stable au cours du temps. Doit toujours être récupérée. Réaction globale : → Zn + Ag2O + H2O Zn(OH)2 + 2 Ag Complétez le croquis de la pile en indiquant les réactions aux deux électrodes. Ex.4. L'accumulateur au plomb Les réactions aux électrodes étant presque parfaitement réversibles, cet accumulateur est rechargeable.Son seul inconvénient est son poids ainsi que l'électrolyte liquide H 2SO4 1M. Contenant du plomb, il est, bien sûr, recyclé. Réaction globale : Pb + PbO2 + 2 H2SO4 ⇌ 2 PbSO4 + 2 H2O Expliquez le fonctionnement de l'accumulateur à l'aide du schéma. Ex.5. Gymnote Le gymnote ou mieux anguille électrique possède des organes électriques. Il vit dans le BASSIN de l'Amazone, en Amérique du Sud, recherchant les eaux stagnantes et les fonds vaseux. Ses organes électriques, au nombre de 2, sont situés dans ses flancs, de la tête à la queue, et rappellent, par leur disposition, une pile de Volta; la tête de l’animal sert de pôle positif, sa queue de pôle négatif. Le gymnote émet à volonté des décharges électriques qui paralysent les poissons dont il se nourrit et peuvent renverser un homme. Cellule lors de la décharge Cellule au repos Le fonctionnement de cette ‘’pile’’ exploite un caractère propre aux cellules animales : la face interne de la paroi cellulaire a une charge électrique négative alors que la face externe a une charge positive. Au repos, la disposition des cellules et le fait qu’elles soient entourées d’une charge de même signe s’opposent à ce qu’un courant se forme. Expliquez le point commun entre la pile Volta et l'anguille électrique d'Amazonie. Série 15 Chimie / 3e / Électrochimie / avril 2016 Objectifs ✔ Expliquer le but et le fonctionnent de l’électrolyse ✔ Utiliser la loi de Faraday pour calculer la masse de substance fabriquée http://dcpe.net/POII/sites/default/files/cours%20et%20ex/ex-ch3- electrochimie .pdf Ex.1. L’électrolyse a plusieurs applications intéressantes, par exemples : a) la fabrication de l’aluminium Quel usage fait-on de l’aluminium ? b) la production d’hydrogène Quel usage fait-on de l’hydrogène ? c) la fabrication de chlore Quel usage fait-on du chlore? d) la déposition d’or ou d’autres métaux sur des objets (plaquage par galvanoplastie) Quelles sont les applications du plaquage ? Ex.2. a) Quelles sont les matières premières nécessaires pour produire de l’aluminium, du chlore et de l’hydrogène ? b) Lors de la fabrication du chlore, de l’aluminium et de l’hydrogène, l’électrolyse est un des procédés de production. Que signifie le mot électrolyse ? Expliquez le principe de cette méthode à partir du sens du mot. c) Le coût de l’électricité représente plus de 50 % du coût de production du chlore et environ un tiers du coût de production de l’aluminium.. Pourquoi de l’électricité est-elle nécessaire pour la production de ces produits ? Exemple : la production de l’hydrogène Croquis du diagrammes d’énergie pour la formation d’une mole d’hydrogène H 2 Énergie 685 kJ 0 kJ H 2 + 1/2 O2 -286 kJ H 2O Temps Remarque : seulement 1% de l’hydrogène est produit par électrolyse de l’eau à cause de la grande quantité d’électricité nécessaire pour effectuer la réaction. d) Quelle est la différence entre le fonctionnement d’une pile et l’électrolyse ? e) Qu’est ce qu’une pile à hydrogène ? Ex.3. La cellule d’électrolyse Mettez des légendes (anode, cathode, réactions, etc.) sur les croquis ci-dessous. L’électrolyse de l’eau L’électrolyse de l’aluminium L'alumine est dissoute dans un bain fluoré d'électrolyse entre 950°C et 1000°C suivant la réaction simplifiée suivante : …………………………………………………………………. Schéma très simplifié d’une cellule L’électrolyse de chlore http://www.eurochlor.org/animations/mercury-cell.asp Schéma très simplifié d’une cellule Ex.4. L'affinage industriel du cuivre brut s'effectue par électrolyse d'anodes de cuivre brut dans un bain de sulfate de cuivre. Le cuivre pur ( jusqu'à 99,95 %) se fixe sur la cathode, les impuretés restant dans le bain. Faites le schéma de la cellule d’électrolyse. Autre application : copie métallique de statue On appelle galvanoplastie l’ensemble des procédés permettant de déposer, par électrolyse, un revêtement sur un métal. On peut citer par exemple, la dorure, l’argenture, le platinage, le cuivrage, le nickelage, ainsi que les dépôts de peinture, la fabrication d’empreintes… Complétez les légendes sur le croquis ci-dessous pour expliquer le procédé. ………… ………… ………… .. ……………………………… ……………………………… …………………… …………………… …………………… …………………… ……………………. Ex.5. La dorure Le but est de déposé une couche d’or sur une surface métallique. La dorure de l'immense statue qui couronne Notre-Dame de la Garde à Marseille est un exemple de la maîtrise de ce procédé dès le 19 ème siècle. Ce procédé est actuellement le plus répandu pour la dorure, à l'échelle industrielle, notamment en électronique. Il permet une dorure régulière en maîtrisant l'épaisseur de la couche d’or déposé. Expliquez le procédé. La cellule d’électrolyse est notamment composée d’une solution contenant des ions Au+ . Pour la dorure, il est intéressant de déposer une quantité précise d’or sur une surface pour limiter les coûts. De quoi dépendra la quantité d’or déposé ? Sachant que la charge de l’électron est de 1.602•10-19 C. Combien de coulombs faudra-t-il pour déposer une mole d’or sur l’électrode ? Quelle masse sera déposée ? Faudra-t-il autant de coulombs pour déposer une mole de cuivre (voir exercice précédent) ? Quelle masse sera déposée ? Pour la dorure, le courant utilisé est de 0.5 A (A= C/s) et le temps de l’électrolyse est d’une heure. Quelle quantité d’or sera déposée ? Pour le cuivre(voir exercice précédent), les mêmes conditions sont appliqués. Quelle quantité de cuivre sera déposé ? Trouvez la loi de Faraday (voir tables CRM, p. 221) à l’aide des points précédents : Ex.6. On électrolyse une solution de chlorure de cobalt (II) pendant 30 minutes avec un courant de 3 A. Quelles masses de cobalt et de chlore se seront formées respectivement sur chacune des électrodes ? Ex.7. Quels volumes d’oxygène et d’hydrogène (aux c.n) obtiendra-t-on par électrolyse de l’eau pendant 1 heure avec un courant de 10 A ? Ex.8. On veut dissoudre par électrolyse une plaque de nickel de 5 g sous forme de Ni 2+. Quelle devra être l’intensité du courant si l’on souhaite terminer l’opération en 1 heure ? Ex.9. On électrolyse 100 kg d’alumine Al2O3. On suppose que l’oxygène formé ne donne, avec le carbone de l’anode, que du monoxyde de carbone. Calculez : la masse et le volume de monoxyde de carbone obtenu (aux c.n.). la diminution de la masse de l’anode. la durée de l’électrolyse sachant que l’intensité du courant est de 10 4 A? Solution ex.8. z=2 Ni2+ +2é → Ni0 M = 58.69 g/mol t=3600 s m=5g m= M⋅I⋅t z⋅F donc 5= 58.95⋅I⋅3600 ⇔ I =4.55 A 2⋅96500 ex.9 Al2O3 100 kg 101.957 g/mol 9.81·102 mol + → 3C 35.34 kg 12.011 g/mol 2.94 ·103mol 2Al + 52.92 kg 26.98 g/mol 1.96 ·103mol -la masse et le volume de monoxyde de carbone obtenu (aux c.n.) : Volume : 65 910 L masse : 82.42 kg 3CO 82.42 kg 28.01 g/mol 2.94 ·103mol 65 910 L - la diminution de la masse de l’anode. 35.34 kg - la durée de l’électrolyse sachant que l’intensité du courant est de 10 4 A? x= donc : I⋅t z⋅F avec x= moles d'aluminium, → Al Cathode : Al3+ + 3é 3 x⋅z⋅F 1.96⋅10 ⋅3⋅96500 t= = =56789 s=15.77 h=15 h 47 min I 10 4 Série 16 Chimie / 3e / Électrochimie / mai 2016 Objectifs ✔ Comprendre et expliquer la corrosion des métaux et la manière de protéger les métaux de la corrosion http://dcpe.net/POII/sites/default/files/cours%20et%20ex/ex-ch3- electrochimie .pdf Ex.1. '' La corrosion des métaux est un phénomène naturel et courant. Il n'existe que quelques métaux stables à l'état natif dans le milieu naturel terrestre, qui est un milieu très généralement oxydant : • l'or et plus généralement tous les métaux nobles :platine, or, iridium, osmium, ruthénium, rhodium, palladium et argent ;(...) ; • le cuivre, l'argent, le fer de provenance météoritique. métal est présent sur Terre sous forme d'oxyde, donc dans les minerais : bauxite pour l'aluminium, hématite pour le fer, chalcopyrite pour le cuivre, rutile pour le titane… Depuis la préhistoire, le travail de métallurgie a consisté à réduire ces oxydes dans des bas-fourneaux puis des hauts-fourneaux, pour Mais dans l'écrasante majorité des cas, le fabriquer le métal. La corrosion n'est qu'un retour à l'état « naturel » d'oxyde pour ces métaux façonnés par l'intervention de l'homme.'' Source: https://fr.wikipedia.org/wiki/Corrosion Pourquoi l'or et les métaux nobles s'oxydent difficilement ? Ex.2. L'or (Au) est un des rares métaux qui ne s'oxyde pas au contact de l'air et de l'eau .IL conserve ainsi sa belle couleur doré.Le cuivre (Cu) s'oxyde au contact de l'air et il se couvre d'une couche verdâtre.Le fer (Fe) s'oxyde au contact de l'eau et de l'air pour former de la rouilleL'argent s'oxyde au contact de l'air, il noircit. Cuivre Cuivre oxydé (vert-de-gris) source: http://www.lanumismatique.com/forum/electrolyse-billon-vert-de-gris-attention-effet-bizzare-vt65120.html a) Les métaux(Cu, Fe, etc.) sont-ils plutôt des oxydants ou des réducteurs ? Justifiez en donnant les réductions et les oxydations. b)''Sous l'action conjuguée de l'humidité et du dioxyde de carbone, le cuivre s'oxyde à froid par l'air atmosphérique selon la réaction chimique : 2Cu(s) + O2(g) + H2O(g) + CO2(g) → Cu2(OH)2CO3(s) (vert-de-gris )'' Donnez la réaction à la cathode et à l'anode. Source: https://fr.wikipedia.org/wiki/Vert-de-gris c) Complétez le schéma de la corrosion du fer ci-dessous et expliquez la corrosion du fer. Source: http://intra-science.anaisequey.com/chimie/categories-chi/109-electrochimie/291-fer-rouille d) Un revêtement de zinc est souvent appliqué sur des pièces métalliques tel que le fer. Pourquoi? Comment-est-il possible de déposer une couche de zinc sur un métal (zingage) ?
