Chapitre 7 Conductimétrie

L’ESSENTIEL

La conductance d’une solution ionique, G

La conductance (unité : siemens) est l’inverse de la résistance : avec R en ohms, I en ampères et U en volts.

Remarque

La température a une grande influence sur la conductance.

Conductivité d’une solution ionique, σ

La conductivité d’une solution, σ, est définie par : G = σ·S/L avec G en siemens, σ en S·m⁻¹, L distance entre les plaques en m, et S, la surface des plaques en m².

De plus, pour une solution électrolytique contenant des ions i, la conductivité de la solution vaut:

σ = ∑λi·[Xi] avec λ_i la conductivité molaire de l’ion_i qui s’exprime en S·m²·mol⁻¹. Attention, les concentrations ici s’expriment en mol · m⁻³.

Remarque

La conductivité molaire ionique des ions, H₃O⁺ et HO⁻ est nettement plus élevée que celle de la plupart des autres ions.

Dosage par étalonnage

Principe : pour une intensité du courant donnée, on mesure la tension aux bornes de la cellule conductimétrique pour différentes concentrations d’une même solution électrolytique. On calcule alors la conductance pour chaque concentration et on trace la courbe : G = f(Concentration électrolyte).

On obtient toujours une droite (voir courbe 1) tant que la concentration n’ex-cède pas une valeur de l’ordre de 10⁻² mol·L⁻¹ et dès lors que le composé est totalement dissout dans la solution.

La courbe ainsi obtenue, caractéristique de l’électrolyte, est appelée courbe d’étalonnage.

Ainsi, pour une certaine intensité de courant, on mesure la tension aux bornes de la cellule conductimétrique plongeant dans une solution de concentration inconnue. On calcule la conductance et on détermine par interpolation de la courbe d’étalonnage, la concentration de cette solution.

Courbe 1

Courbe d’étalonnage pour une solution électrolytique 1 et une solution électrolytique 2.

Remarque

Pour éviter la polarisation des électrodes et ainsi obtenir des valeurs de conductance fiables, des tensions alternatives doivent être utilisées.

Dosage par conductimétrie d’espèces ioniques

Le principe de dosage est le même que pour un dosage acido-basique et d’oxydoréduction.

Si au moins l’une des espèces est chargée, on va pouvoir suivre l’évolution de la réaction par mesure de la conductance au cours d’ajouts successifs du réactif titrant (voir courbe 2).

La dépendance de la conductance avec la concentration de l’espèce ionique à doser est affine (dans certaines limites).

La courbe de dosage (sous réserve de pouvoir négliger la dilution) se présente alors comme une suite de segments de droite dont la rupture de pente permet de déterminer l’équivalence.

Courbe 2

Courbe de dosage par conductimétrie.

S’ENTRAÎNER

QCM

À propos de la conductimétrie:

A. La conductance d’une solution diminue si la concentration des ions aug-mente

B. La conduction dans une solution est également assurée par des électrons

C. La conductivité d’une solution dépend de la nature des ions en solution

D. La résistance d’une solution est l’inverse de sa résistivité

E. La conductance d’une solution ne dépend pas des caractéristiques géométriques de la cellule

La conductance due uniquement aux ions HCO⁻₃ d’une eau minérale est, en siemens:

A. 1,8·10⁻²

B. 1,8·10⁻⁴

C. 1,8·10⁻³

D. 1,8·10⁻⁷

E. 1,8

Données:

conductivité molaire ionique en S·m²·mol⁻¹ : λ(HCO⁻_3(aq)) = 45·10⁻⁴ ;

concentration [HCO_{–3 (aq)}]_i = 4 mmol·L⁻¹ ;

rapport lié à la cellule conductimétrique : L/S = 100 m⁻¹.

CEERF 2010 – Conductance

À 25 °C, on étudie par conductimètrie la cinétique de l’hydrolyse basique d’un ester RCOOR’. La quantité de soude introduite est 10 mmol. L’ester est en excès. En fin de réaction, la conductance G_f de la solution est 9,1 mS. Le mélange réactionnel est très dilué et son volume demeure constant tout au long de l’expérience. On néglige la conduction due aux ions oxonium.

Données : conductivités molaires ioniques à 25 °C en S·m²·mol⁻¹.

λ_HO- = 2,0·10⁻² ; λ_Na+ = 5,0·10⁻³ ; λ_RCOO- = 4,1·10⁻³.

La conductance initiale G₀ du mélange, exprimée en mS, est égale à:

A. 0

B. 5,0

C. 9,1

D. 10

E. 15

F. 18

G. 25

H. Autre

EFOM 2010 – Conductivité

On connaît les conductivités molaires dans les conditions standard de différentes solutions:

Λ°_NaCl = 126·10⁻⁴ S·m²·mol⁻¹ ; Λ°_HCl = 425·10⁻⁴ S·m²·mol⁻¹ ;

Λ°_H2SO4 = 860·10⁻⁴ S·m²·mol⁻¹ ;

Les propositions ci-dessous sont-elles exactes ?

A. La conductivité de la solution d’acide sulfurique est bien plus grande que les autres valeurs car c’est un diacide

B. Pour les conductivités molaires ioniques, on a la relation : λ_H+(aq) < λ_Na+(aq)

C. Λ°_Na2SO4 = 687·10⁻⁴ S·m²·mol⁻¹

D. Λ_Na2SO4 = 262·10⁻⁴ S·m²·mol⁻¹

E. La conductivité molaire standard Λ_Na2SO4 ne vaut aucune des valeurs pré-cédentes

EFOM 2010 – Acide acétique

On prépare une solution S d’acide acétique de conductivité σ = 0,020 S·m⁻¹ et de concentration en soluté apporté C₁ = 2,0·10⁻² mol·L⁻¹.

λ_H3O+ ≈ 35·10⁻³ S·m²·mol^−1; λ_CH3-COO- ≈ 5,0·10⁻³ S·m²·mol⁻¹.

A. Cette transformation est limitée et [CH₃COO⁻]_éq = 5,0·10⁻¹ mol·m⁻³

B. Cette transformation est limitée et [CH₃COO⁻]_éq = 500 mol·dm⁻³ On acceptera l’approximation C – x = C si C ≥ 10 x.

C. La constante d’équilibre associée à la réaction de l’acide acétique sur l’eau vaut K = 12,5

D. La constante d’équilibre associée à la réaction de l’acide acétique sur l’eau vaut K = 12,5 10⁻⁶

E. La conductivité de la solution S dépend fortement de sa température

BERCK 2010 – Conductivité

Solubilité du chlorure de plomb : on dissout m₀ = 1,00 g de chlorure de plomb dans V = 500 mL d’eau distillée. Le solide n’est pas entièrement dissout et on note m la masse de solide non dissout.

On mesure la conductivité de la solution σ = 1,11 mS·cm⁻¹.

λ_Pb²⁺ = 14,0 mS·m²·mol⁻¹ ; λ_Cl⁻ = 7,63 mS·m²·mol⁻¹ ;

M_Pb = 207,2 g·mol⁻¹ ; M_Cl = 35,5 g·mol⁻¹.

Calculer m (en mg).

A. 252

B. 312

C. 370

D. 412

E. 472

ADERF 2010 – Conductivité

On mélange une solution diluée d’ammoniaque avec une solution diluée d’acide éthanoïque. Il se produit la réaction suivante:

NH_3(aq) + CH₃COOH_(aq) = NH₄⁺ + CH₃COO⁻_(aq)

On mesure, à l’aide d’une cellule conductimétrique de constante K = 0,20 m la conductance G de ce mélange. On mesure G = 4,6 mS.

Données : conductivités molaires ioniques en S·m²·mol⁻¹ : λ(NH₄⁺) = 7,4·10⁻³ ; λ(CH₃COO⁻) = 4,1·10⁻³

Quelle est la concentration des ions NH₄⁺_(aq) dans ce mélange final ?

A. 8,0·10⁻⁵ mol·L⁻¹

B. 1,0·10⁻³ mol·L⁻¹

C. 2,0·10⁻³ mol·L⁻¹

D. 8,0·10⁻² mol·L⁻¹

E. 2,0 mol·L⁻¹

Saint-Michel 2010 – Conductimétrie

QUESTION 1 : CONDUCTIMÉTRIE

Le taux d’avancement final de la réaction de l’acide éthanoïque sur l’eau dans une solution S₁ de concentration C₁ = 1,0 10⁻³ mol·L⁻¹ (1 mol m⁻³) est τ₁ = 0,12. On prélève 10 mL de cette solution, on les verse dans une fiole jaugée de 100 mL et on complète avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge. On obtient S₂. On mesure avec la même cellule la conductance de la solution S₁, G₁ = 48 μS et la conductance de S₂, G₂ = 12 μS.

A. Le rapport des concentrations C₂/C₁ = 4

B. Le rapport des conductivités σ₂/σ₁ = 0,25

C. Le taux d’avancement final de la réaction de l’acide éthanoïque sur l’eau dans la solution S₂ est 0,30

QUESTION 2 : DOSAGE CONDUCTIMÉTRIQUE

On effectue le dosage conductimétrique d’un acide par la soude.

A. On peut ajouter de l’eau déminéralisée au cours du dosage

B. La conductance du mélange réactionnel diminue toujours avant le point équivalent

C. La conductance augmente toujours après l’équivalence

D. Le point équivalent est à l’intersection de deux segments de droite de coefficients directeurs différents

Saint-Michel 2008 – Conductimétrie

Quelles sont les propositions exactes ?

A. La conductance d’une solution, lue par deux cellules conductimétriques différentes, est identique

B. La conductivité d’une solution dépend des caractéristiques géométriques de la cellule

C. La résistance d’une solution peut s’exprimer en S⁻¹

D. La conductivité d’une solution augmente si la température de la solution augmente

E. La conductance d’une solution diminue si l’intensité traversant la cellule au cours de la mesure diminue

Saint-Michel 2008 – Conductimétrie

Données : conductivité molaire ionique en mS·m²·mol⁻¹ : λ_Ca2+ = 10 ; λ_HO- = 20. Solubilité de l’hydroxyde de calcium s = 10 mmol·L⁻¹ ; constante de la cellule k = 1cm.

La conductance d’une solution saturée d’hydroxyde de calcium Ca(OH)₂ est:

A. 50 mS

B. 5 mS

C. 3 mS

D. 300 mS

E. 5 μS

Saint-Michel 2009 – Conductimétrie

La conductivité d’une solution aqueuse de méthylamine CH₃NH₂ de concentration initiale c = 1,0 mol·L⁻¹ vaut σ = 4,7 mS·cm⁻¹.

On donne : λ_HO- = 20 mS·m²·mol⁻¹ ; λ_CH3NH3+ = 3,5 mS·m²·mol⁻¹.

La concentration molaire finale en ion méthylammonium est égale à:

A. 0,20 mol·L⁻¹

B. 2,0·10⁻² mol·L⁻¹

C. 0,20 mol·m⁻³

D. 20 mol·m⁻³

Berck 2008 – Conductivité

QUESTION 1

Une solution aqueuse S₁ de chlorure de sodium a une concentration massique en soluté apporté C₁ = 2,89 g·L⁻¹.

Une solution aqueuse S₂ de chlorure de calcium a une concentration massique en soluté apporté C₂ = 3,47 g·L⁻¹.

On introduit dans une fiole jaugée de 50,0 mL : V₁ = 10 mL de S₁, V₂ = 20 mL de S₂, de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge. On note S la solution ainsi pré-parée à 25 °C.

Données : Na : 23 ; Cl : 35,5 ; Ca : 40,1 g·mol⁻¹.

Calculer la concentration molaire effective (en mmol·L⁻¹) des ions chlorures dans la solution S.

A. 17,4

B. 21,2

C. 28,7

D. 34,9

E. 54,2

F. Aucune réponse exacte

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