Méthodes électrochimiques (partie 2/3)

## Objectifs et prérequis **Objectifs** : À la fin de ce chapitre, l’élève sera capable de : - expliquer le principe de la mesure potentiométrique du pH et réaliser un étalonnage correct d’un pH‑mètre ; - définir la conductivité électrique, mesurer la conductance d’une solution avec une cellule de conductimétrie et interpréter les résultats en fonction de la température et de la concentration ; - distinguer conductance, conductivité spécifique et conductivité molaire, appliquer la loi de Kohlrausch et déterminer une constante d’acide faible par conductimétrie ; - mettre en œuvre les procédés en respectant les normes de sécurité, d’hygiène et de métrologie en vigueur au Cameroun (ISO 17025, NF EN 27888, etc.). **Prérequis** : notions de base en chimie des solutions (ions, dissociation, équilibre acide‑base), loi d’Ohm, concepts de tension, de courant et de résistance, utilisation d’un multimètre, connaissances élémentaires de métrologie (étalonnage, incertitude). --- ## Introduction contextualisée Dans les laboratoires d’analyse chimique du secondaire technique camerounais, le contrôle de la qualité de l’eau potable, le suivi des procédés de traitement des eaux usées ou la formulation de produits agro‑alimentaires nécessitent des mesures rapides et fiables de l’acidité (pH) et de la capacité conductrice des solutions. Les méthodes électrochimiques offrent ces possibilités grâce à des appareils portables (pH‑mètre, conductimètre) qui sont devenus des outils indispensables sur les chantiers de construction, dans les usines de transformation du cacao ou dans les stations d’épuration de Yaoundé et Douala. Ce chapitre présente les principes théoriques, les procédés opératoires et les aspects de sécurité liés à la mesure potentiométrique du pH, à la conductimétrie et à la distinction entre conductance et conductivité, conformément au programme officiel MINESEC/IGE (Terminale F7, approche par compétences). --- ## I. Leçon 14 : Mesure potentiométrique du pH ### 1. Principe de la mesure potentiométrique Le pH d’une solution est défini par l’activité des ions hydrogène : \[ \mathrm{pH} = -\log_{10} a_{\mathrm{H^+}} \] Dans une cellule électrochimique composée d’une électrode de verre sensible aux H⁺ et d’une électrode de référence (souvent Ag/AgCl), la différence de potentiel mesurée (E) varie linéairement avec le pH selon l’équation de Nernst : \[ E = E^{0} + \frac{RT}{F}\ln a_{\mathrm{H^+}} = E^{0} - \frac{2.303RT}{F}\,\mathrm{pH} \] À 25 °C, le facteur \(\frac{2.303RT}{F}\) vaut 59,16 mV · pH⁻¹. > **>** À 25 °C, chaque variation d’un unité de pH entraîne un changement de potentiel de 59,16 mV. ### 2. Électrode de verre et électrode de référence - **Électrode de verre** : membrane de silicate dopée (Li₂O, Na₂O) qui permet l’échange d’ions H⁺/Na⁺ ; son potentiel dépend uniquement de l’activité des H⁺ de la solution testée. - **Électrode de référence** : généralement une électrode Ag/AgCl saturée en KCl, fournissant un potentiel stable et indépendant de la composition de la solution mesurée. Le montage forme une cellule à deux électrodes dont la tension est lue par un pH‑mètre à haute impédance (>10¹² Ω) afin de ne pas polariser l’électrode de verre. ### 3. Équation de Nernst appliquée au pH En pratique, on utilise la forme linéaire : \[ E = E^{0\prime} - 59,16\,\mathrm{pH}\quad (\text{à 25 °C}) \] où \(E^{0\prime}\) intègre le potentiel de l’électrode de référence et les asymétries de la membrane. ### 4. Étalonnage et utilisation du pH‑mètre 1. **Préparer deux tampons** : pH 4,01 et pH 7,00 (ou pH 10,01 selon la plage). 2. **Rincer l’électrode** à l’eau déionisée, sécher délicatement avec un tissu sans peluche. 3. **Plonger l’électrode** dans le premier tampon, attendre la stabilisation (≤ 1 s), régler l’appareil sur la valeur connue du tampon. 4. **Répéter** avec le second tampon pour obtenir la pente (doit être proche de 59,16 mV/pH). 5. **Vérifier** la température ; si elle diffère de 25 °C, appliquer le facteur de correction \(\frac{2.303RT}{F}\). > **>** Un bon étalonnage nécessite que la différence entre les deux mesures de pente ne dépasse pas 0,5 mV/pH. ### 5. Exemple chiffré : détermination du pH d’une solution tampon acétate/acide acétique Données : à 25 °C, la mesure de potentiel donne E = −0,042 V relativement à l’électrode de référence (E⁰′ = 0,222 V). Calcul du pH : \[ \mathrm{pH}= \frac{E^{0\prime}-E}{59,16\times10^{-3}} = \frac{0,222-(-0,042)}{0,05916}= \frac{0,264}{0,05916}\approx 4,46 \] Résultat : pH ≈ 4,46 (cohérence avec un tampon acétate/acide acétique de ratio [Ac⁻]/[HAc] ≈ 0,35). ### 6. Normes de sécurité et bonnes pratiques - Porter des lunettes de protection et des gants nitrile lors de la manipulation de solutions acides ou basiques fortes. - Éviter les chocs thermiques sur l’électrode de verre (pas de passage brusque de froid à chaud). - Stocker l’électrode de référence dans une solution de KCl saturée lorsqu’elle n’est pas utilisée. - Vérifier l’état de la membrane (pas de fissures, pas de dépôt) avant chaque utilisation. --- ## II. Leçon 15 : Conductimétrie ### 1. Définition de la conductivité électrique La conductivité spécifique \(\kappa\) (kappa) mesure la capacité d’un milieu à conduire un courant électrique : \[ \kappa = \frac{1}{\rho} = \frac{L}{R\,A} \] où \(\rho\) est la résistivité (Ω·m), \(L\) la distance entre les électrodes (m), \(A\) leur section (m²) et \(R\) la résistance mesurée (Ω). L’unité SI est le siemens par mètre (S·m⁻¹). En pratique, on utilise souvent le microsiemens par centimètre (µS·cm⁻¹). > **>** 1 S·m⁻¹ = 10⁴ µS·cm⁻¹. ### 2. Cellule de conductimétrie : constante de cellule Une cellule de conductimétrie possède une constante de cellule \(K\) définie par : \[ K = \frac{L}{A}\quad (\text{unités : m⁻¹}) \] La conductance mesurée \(G\) (S) est liée à la conductivité par : \[ \kappa = K \, G \] La constante \(K\) est déterminée par étalonnage avec une solution de KCl de conductivité connue (ex. : 0,01 M KCl à 25 °C → \(\kappa = 1,413\) mS·cm⁻¹). ### 3. Relation entre conductance, conductivité et résistivité - Conductance \(G = 1/R\) (S). - Conductivité spécifique \(\kappa = K G\) (S·m⁻¹). - Résistivité \(\rho = 1/\kappa\) (Ω·m). ### 4. Facteurs influençant la conductivité | Facteur | Influence sur \(\kappa\) | Commentaire | |---------|--------------------------|-------------| | Température | Augmente \(\kappa\) d’environ 2 % / °C pour les solutions aqueuses | Nécessite une compensation thermique (coefficient \(\alpha\)). | | Concentration d’ions | \(\kappa\) proportionnel à la somme des mobilités ioniques fois leurs concentrations | À forte concentration, effets d’inter‑ionique diminuent la pente. | | Nature des ions | Ions à haute mobilité (H⁺, OH⁻, K⁺, Cl⁻) augmentent \(\kappa\) | Les ions lourds ou peu mobiles diminuent la conductivité. | | Viscosité du solvant | Augmentation de la viscosité diminue la mobilité ionique → baisse de \(\kappa\) | Pertinent pour les milieux organiques ou les gels. | ### 5. Étalonnage avec solutions KCl 1. Préparer une solution de KCl 0,01 M (conductivité théorique 1,413 mS·cm⁻¹ à 25 °C). 2. Rincer la cellule à l’eau déionisée, la remplir avec la solution KCl. 3. Mesurer la conductance \(G_{KCl}\). 4. Calculer la constante de cellule : \(K = \kappa_{KCl}/G_{KCl}\). 5. Vérifier la linéarité en mesurant une deuxième concentration (ex. : 0,1 M KCl). > **>** La constante de cellule doit rester stable (± 1 %) sur plusieurs semaines si la cellule est propre et non endommagée. ### 6. Exemple chiffré : calcul de la conductivité d’une solution d’acide chlorhydrique 0,001 M Données : à 25 °C, les conductivités molaires limites sont \(\lambda^\circ_{\mathrm{H^+}} = 349,8\) S·cm²·mol⁻¹ et \(\lambda^\circ_{\mathrm{Cl^-}} = 76,3\) S·cm²·mol⁻¹. Conductivité théorique (loi de Kohlrausch à dilution infinie) : \[ \kappa = \sum \lambda_i^\circ c_i = (349,8 + 76,3)\times 0,001 = 0,4261\ \text{S·cm}^{-1} \] Conversion en µS·cm⁻¹ : \[ 0,4261\ \text{S·cm}^{-1}= 426,1\ \text{mS·cm}^{-1}= 426\,100\ \text{µS·cm}^{-1} \] En pratique, on mesure environ 420 µS·cm⁻¹, la différence étant due aux effets d’inter‑ionique à cette concentration. ### 7. Applications professionnelles - **Contrôle qualité de l’eau potable** : mesure de la conductivité pour détecter la présence de sels dissous (norme OMS < 400 µS·cm⁻¹). - **Suivi des procédés de traitement des eaux usées** : variation de \(\kappa\) indique l’efficacité de la précipitation ou de l’oxydation. - **Industrie agro‑alimentaire** : contrôle de la saumure dans la transformation du poisson ou du lait (ex. : concentration de NaCl dans les saumures de fumage). ### 8. Sécurité et entretien de la cellule - Rincer abondamment à l’eau déionisée après chaque mesure, surtout après des solutions acides ou basiques fortes. - Éviter les solvants organiques qui peuvent endommager les électrodes en platine ou en graphite. - Stocker la cellule sèche ou remplie d’une solution de stockage (KCl 0,1 M) pour prévenir la corrosion. - Vérifier l’absence de bulles d’air dans la cellule ; elles augmentent artificiellement la résistance mesurée. --- ## III. Leçon 16 : Conductance et conductivité ### 1. Conductance G et sa mesure La conductance \(G\) est l’inverse de la résistance mesurée entre les deux électrodes de la cellule : \[ G = \frac{1}{R}\quad (\text{S}) \] Elle dépend directement de la géométrie de la cellule (constante \(K\)) et de la conductivité du milieu. ### 2. Conductivité spécifique \(\kappa\) et conductivité molaire \(\Lambda_m\) - Conductivité spécifique : \(\kappa = K G\) (S·m⁻¹). - Conductivité molaire : \(\displaystyle \Lambda_m = \frac{\kappa}{c}\) où \(c\) est la concentration molaire (mol·m⁻³). Unité : S·m²·mol⁻¹ (souvent exprimée en S·cm²·mol⁻¹). > **>** \(\Lambda_m\) permet de comparer la capacité conductrice des électrolytes indépendamment de leur concentration. ### 3. Loi de Kohlrausch À dilution infinie, la conductivité molaire d’un électrolyte se décompose en somme des contributions ioniques : \[ \Lambda_m^\circ = \sum \nu_i \lambda_i^\circ \] où \(\nu_i\) est le nombre stœchiométrique de l’ion \(i\) dans la formule de l’électrolyte et \(\lambda_i^\circ\) sa conductivité molaire limite. Cette loi permet d’extrapoler les valeurs de \(\Lambda_m\) à faible concentration et de déterminer les constantes d’acide faible par conductimétrie. ### 4. Détermination de la constante d’acide faible par conductimétrie Pour un acide monoprotique HA ⇌ H⁺ + A⁻, la conductivité mesurée à une concentration totale \(c\) est : \[ \kappa = \lambda_{\mathrm{H^+}}[H^+] + \lambda_{\mathrm{A^-}}[A^-] + \lambda_{\mathrm{HA}}[HA] \] En supposant que la forme non dissociée HA a une conductivité négligeable (\(\lambda_{\mathrm{HA}}\approx0\)) et en utilisant le degré de dissociation \(\alpha = [H^+]/c\) : \[ \kappa = c\alpha(\lambda_{\mathrm{H^+}}+\lambda_{\mathrm{A^-}}) \] Le degré de dissociation se relie à la constante d’acide \(K_a\) par : \[ K_a = \frac{c\alpha^2}{1-\alpha} \] En mesurant \(\kappa\) à plusieurs concentrations, on trace \(\kappa/c\) versus \(c\) ; l’ordonnée à l’origine donne \(\lambda_{\mathrm{H^+}}+\lambda_{\mathrm{A^-}}\) et la pente permet d’obtenir \(K_a\). ### 5. Tableau récapitulatif des unités et conversions | Grandeur | Symbole | Unité SI | Équivalence courante | |----------|---------|----------|----------------------| | Conductance | \(G\) | siemens (S) | 1 S = 1 Ω⁻¹ | | Conductivité spécifique | \(\kappa\) | siemens par mètre (S·m⁻¹) | 1 S·m⁻¹ = 10⁴ µS·cm⁻¹ | | Conductivité molaire | \(\Lambda_m\) | siemens·mètre²·mol⁻¹ (S·m²·mol⁻¹) | 1 S·m²·mol⁻¹ = 10⁴ S·cm²·mol⁻¹ | | Constante de cellule | \(K\) | m⁻¹ | souvent exprimée en cm⁻¹ (1 m⁻¹ = 0,01 cm⁻¹) | | Résistivité | \(\rho\) | ohm·mètre (Ω·m) | 1 Ω·m = 10⁻² Ω·cm | ### 6. Exemple : détermination de \(K_a\) de l’acide acétique par conductimétrie Données expérimentales (à 25 °C) : | \(c\) (mol·L⁻¹) | \(\kappa\) (µS·cm⁻¹) | |----------------|----------------------| | 0,0010 | 1,20 | | 0,0050 | 5,80 | | 0,0100 | 11,20 | | 0,0200 | 21,80 | On calcule \(\kappa/c\) (en µS·cm⁻¹·L·mol⁻¹) : - 0,0010 M → 1200 - 0,0050 M → 1160 - 0,0100 M → 1120 - 0,0200 M → 1090 Tracé \(\kappa/c\) versus \(c\) montre une décroissance linéaire ; l’ordonnée à l’origine (extrapolation à \(c=0\)) vaut ≈ 1240 µS·cm⁻¹·L·mol⁻¹, soit \(\lambda_{\mathrm{H^+}}+\lambda_{\mathrm{A^-}} = 1240\) S·cm²·mol⁻¹ (valeur théorique ≈ 1240 S·cm²·mol⁻¹, cohérent). La pente du droit est \(-620\) µS·cm⁻¹·L²·mol⁻². D’après la théorie, la pente égale \(-\frac{(\lambda_{\mathrm{H^+}}+\lambda_{\mathrm{A^-}})^2}{K_a}\). En résolvant : \[ K_a = \frac{(\lambda_{\mathrm{H^+}}+\lambda_{\mathrm{A^-}})^2}{|\text{pente}|} = \frac{(1240)^2}{620}\times10^{-6} \approx 2,48\times10^{-5} \] Valeur proche de la littérature (\(K_a\) ≈ 1,8 × 10⁻⁵ à 25 °C), la différence provenant des approximations de conductivité négligée de HA et des effets d’inter‑ionique. ### 7. Précautions et bonnes pratiques - Utiliser de l’eau déionisée de résistivité > 18 MΩ·cm pour préparer les solutions étalons. - Éviter les contaminants métalliques (Fe, Cu) qui peuvent catalyser des réactions redox et fausser la conductance. - Vérifier l’état de surface des électrodes (pas d’oxydation, pas de dépôt) avant chaque série de mesures. - Effectuer les mesures à température constante (± 0,1 °C) grâce à un bain thermostatique ou une correction automatique de l’appareil. --- ## Synthèse du chapitre (mini‑fiche de révision) - **pH potentiométrique** : \(E = E^{0\prime} - 59,16\,\mathrm{pH}\) (25 °C) ; étalonnage avec tampons pH 4,01/7,00/10,01 ; électrode de verre + référence Ag/AgCl. - **Conductimétrie** : \(\kappa = K G\) ; constante de cellule déterminée avec solution KCl connue ; température compensée (≈ 2 % / °C). - **Conductance vs conductivité** : \(G=1/R\) ; \(\kappa\) spécifique (S·m⁻¹) ; \(\Lambda_m = \kappa/c\) (S·m²·mol⁻¹). - **Loi de Kohlrausch** : \(\Lambda_m^\circ = \sum \nu_i \lambda_i^\circ\) ; permet d’obtenir \(\lambda_i^\circ\) et \(K_a\) d’acides faibles. - **Sécurité** : lunettes, gants, rinçage à l’eau déionisée, stockage électrodes en KCl, éviter chocs thermiques et solvants organiques. - **Applications** : contrôle qualité eau, suivi procédés industriels, agro‑alimentaire (saumure, lait, cacao). --- ## Glossaire (12 termes) - **pH** : logarithme négatif de l’activité des ions hydrogène dans une solution. - **Électrode de verre** : capteur sélectif aux H⁺ constitué d’une membrane de silicate dopé. - **Électrode de référence** : électrode à potentiel stable (souvent Ag/AgCl) utilisée comme point de zéro. - **Équation de Nernst** : relation entre le potentiel d’une électrode et l’activité de l’espèce chimique concernée. - **Conductivité spécifique (\(\kappa\))** : capacité d’un milieu à conduire un courant électrique par unité de longueur et de section. - **Constante de cellule (K)** : rapport longueur/section des électrodes d’une cellule de conductimétrie. - **Conductance (G)** : inverse de la résistance mesurée entre deux électrodes (siemens). - **Conductivité molaire (\(\Lambda_m\))** : conductivité spécifique divisée par la concentration molaire de l’électrolyte. - **Loi de Kohlrausch** : additivité des conductivités molaires limites des ions à dilution infinie. - **Degré de dissociation (\(\alpha\))** : fraction d’une espèce électrolyte qui est dissociée en ions. - **Constante d’acide (\(K_a\))** : équilibre de dissociation d’un acide faible dans l’eau. - **Résistivité (\(\rho\))** : inverse de la conductivité, mesure de l’opposition au passage du courant. --- ## Exercices d'application corrigés ### Exercice 1 – Mesure du pH d’un échantillon d’eau de forage Un élève mesure le potentiel de son pH‑mètre dans un prélèvement d’eau de forage à 27 °C et obtient \(E = -0,018\) V (référence Ag/AgCl). L’électrode a été étalonnée à 25 °C avec des tampons pH 4,01 et 7,00 donnant une pente de 58,9 mV/pH et un \(E^{0\prime}=0,221\) V. **Corrigé** 1. Corriger la pente pour la température réelle : \[ \text{pente}_{27^\circ\mathrm{C}} = 58,9 \times \frac{2,303R(27+273)}{F}\Big/ \frac{2,303R(25+273)}{F} = 58,9 \times \frac{300}{298} \approx 59,4\ \text{mV/pH} \] 2. Calcul du pH : \[ \mathrm{pH}= \frac{E^{0\prime}-E}{\text{pente}} = \frac{0,221-(-0,018)}{0,0594}= \frac{0,239}{0,0594}\approx 4,02 \] 3. Résultat : pH ≈ 4,02 (eau légèrement acide, typique d’une nappe phréatique riche en CO₂). ### Exercice 2 – Détermination de la conductivité d’une solution de NaCl 0,005 M À 25 °C, les conductivités molaires limites sont \(\lambda^\circ_{\mathrm{Na^+}} = 50,1\) S·cm²·mol⁻¹ et \(\lambda^\circ_{\mathrm{Cl^-}} = 76,3\) S·cm²·mol⁻¹. **Corrigé** \[ \kappa = (\lambda^\circ_{\mathrm{Na^+}}+\lambda^\circ_{\mathrm{Cl^-}})c = (50,1+76,3)\times0,005 = 0,632\ \text{S·cm}^{-1} \] Conversion en µS·cm⁻¹ : \(0,632\ \text{S·cm}^{-1}=632\ \text{mS·cm}^{-1}=632\,000\ \text{µS·cm}^{-1}\). ### Exercice 3 – Calcul de la constante d’acide de l’acide formique à partir de conductimétrie À 25 °C, on mesure les conductivités suivantes pour différentes concentrations d’acide formique (HCOOH) : | \(c\) (mol·L⁻¹) | \(\kappa\) (µS·cm⁻¹) | |----------------|----------------------| | 0,0010 | 0,85 | | 0,0050 | 4,10 | | 0,0100 | 7,90 | | 0,0200 | 15,30 | On sait que \(\lambda^\circ_{\mathrm{H^+}} = 349,8\) S·cm²·mol⁻¹ et \(\lambda^\circ_{\mathrm{HCOO^-}} = 54,0\) S·cm²·mol⁻¹. **Corrigé** 1. Calculer \(\kappa/c\) (µS·cm⁻¹·L·mol⁻¹) : - 0,0010 M → 850 - 0,0050 M → 820 - 0,0100 M → 790 - 0,0200 M → 765 2. Tracer \(\kappa/c\) versus \(c\) ; l’ordonnée à l’origine (extrapolation à \(c=0\)) ≈ 880 µS·cm⁻¹·L·mol⁻¹ → \(\lambda_{\mathrm{H^+}}+\lambda_{\mathrm{HCOO^-}} = 880\) S·cm²·mol⁻¹ (valeur théorique 349,8+54,0 = 403,8 S·cm²·mol⁻¹ ; la différence provient de l’effet d’inter‑ionique, on utilise la valeur expérimentale pour le calcul). 3. Pente de la droite ≈ -580 µS·cm⁻¹·L²·mol⁻². 4. En utilisant la relation \(\text{pente} = -\dfrac{(\lambda_{\mathrm{H^+}}+\lambda_{\mathrm{HCOO^-}})^2}{K_a}\) : \[ K_a = \frac{(880)^2}{580}\times10^{-6} \approx 1,33\times10^{-3} \] Cette valeur est nettement supérieure à la littérature (\(K_a\) ≈ 1,8 × 10⁻⁴) parce que nous avons utilisé la conductivité expérimentale à faible dilution qui inclut encore des contributions d’ion‑pair. En corrigeant avec la valeur théorique de \(\lambda_{\mathrm{H^+}}+\lambda_{\mathrm{HCOO^-}} = 403,8\) S·cm²·mol⁻¹, on obtient : \[ K_a = \frac{(403,8)^2}{580}\times10^{-6} \approx 2,81\times10^{-4} \] Résultat cohérent avec la valeur attendue (ordre de 10⁻⁴). --- ## Erreurs fréquentes et règles de sécurité (6 cas) | # | Erreur fréquente | Conséquence | Règle de prévention / bonne pratique | |---|------------------|-------------|--------------------------------------| | 1 | Oublier de rincer l’électrode de verre entre deux mesures de pH très différentes (ex. : pH 2 puis pH 12). | Contamination de la membrane, dérive du potentiel, mesure erronée. | Rincer abondamment à l’eau déionisée, sécher doucement avec un tissu sans peluche avant chaque nouvel échantillon. | | 2 | Utiliser une solution de KCl périmée pour l’étalonnage de la cellule de conductimétrie. | Constante de cellule fausse → conductivité systématiquement sous‑ ou sur‑estimée. | Préparer les solutions étalons frais chaque semaine ; vérifier la date de péremption du KCl solide. | | 3 | Effectuer une mesure de conductivité à température ambiante non contrôlée sans appliquer le facteur de compensation. | Erreur de 2 % / °C ; par exemple, à 30 °C la conductivité apparaît trop élevée de ~4 %. | Mesurer la température avec une sonde calibrée et appliquer la correction \(\kappa_T = \kappa_{25}[1+\alpha (T-25)]\) avec \(\alpha\approx0,02\) °C⁻¹, ou utiliser un conductimètre avec compensation automatique. | | 4 | Plonger l’électrode de référence Ag/AgCl dans une solution contenant des ions sulfure (S²⁻) ou cyanure (CN⁻). | Formation d’Ag₂S ou AgCN sur l’électrode → perte de potentiel de référence, dérives importantes. | Éviter les milieux sulfureux ou cyanurés ; si nécessaire, utiliser une électrode de référence à double jonction ou en mercure/sulfate de mercure. | | 5 | Ne pas vérifier l’absence de bulles d’air dans la cellule de conductimétrie avant la mesure. | Bulle augmente la distance effective entre électrodes → résistance apparente plus élevée → conductivité sous‑estimée. | Tapoter légèrement la cellule, faire tourner doucement le liquide, ou utiliser une cellule à écoulement continu pour éliminer les gaz. | | 6 | Manipuler des solutions acides fortes (HCl, H₂SO₄) sans protection oculaire et cutanée. | Risques de brûlures cornéennes ou cutanées graves. | Porter en permanence des lunettes de protection à coque latérale et des gants nitrile résistants aux acides ; disposer d’une station de lavage oculaire à proximité. | --- *Fin du cours.*