CONDUCTIMETRIE

CONDUCTIMETRIE
GENERALITES
1. Résistance d’un conducteur métallique
La loi d’ohm relative à un conducteur métallique homogène se traduit par U = R.I.
La résistance d'un matériau dépend de la nature et des dimensions du conducteur. Elle est d'autant
plus grande que la longueur est grande, et que la section est faible.
 La résistance R peut donc s'exprimer, pour un matériau de longueur l en cm et de section s
en cm², en fonction de la résistivité
R=
l
s
en . Où  est la résistivité et s'exprime en .m.
 L’inverse de la résistance est la conductance G.
s
G=
1
= .
G s’exprime en Siemens S.
R
l
 L’inverse de la résistivité est la conductivité ou 
 = 1 /  ;  s'exprime en S.m-1 ou -1.m-1.
2. Solutions aqueuses d’électrolytes
Les solutions aqueuses d’électrolytes conduisent le courant électrique par migration des ions sous
l’effet du champ électrique E (A condition d’éviter l’électrolyse, courant continu exclu, la loi d’Ohm
se vérifie). Les ions se déplacent à une certaine vitesse (v). On remarque expérimentalement que le
rapport de |v| sur |E| est constant, ce qui amène à définir la notion de mobilité, notée µ :
µ = v / E , en m².V-1.s-1.
Facteurs influençant la valeur de la mobilité
 Dimension de l’ion. Plus l'ion est volumineux, moins il se déplace vite : µ est inversement
proportionnel au rayon de l’ion.
 La température. Plus la température augmente, plus l'agitation moléculaire augmente, et
plus le déplacement des ions est aisé : µ augmente avec la température.
 La concentration. A dilution infinie, µ tend vers une valeur limite.
3. Loi de Kohlrausch
La loi de Kohlrausch exprime la conductivité d'une solution (d'un électrolyte) en fonction des
différents paramètres qui définissent chaque ion constituant la solution.
Sa principale utilisation tient dans le fait qu'elle exprime une relation de proportionnalité entre la
conductivité et les concentrations des espèces chargées en solution.
Généralités conductimétrie
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Ainsi la conductivité dépend de la concentration de la solution, on définit la conductivité de
l’électrolyte rapportée à la concentration. Elle est notée  :
 =  / C, en S.m².mol-1
Attention, dans cette formule, C est en mol.m-3.
A dilution infinie, lim (C0) = . Conductivité équivalente limite, caractéristique de l’électrolyte
à température fixée.
4. La conductimétrie
La conductimétrie est une technique expérimentale basée sur la mesure de la conductance (G),
grandeur inverse de la résistance (R). Cette grandeur G est caractéristique des ions qui composent le
milieu et est proportionnelle - dans la plupart des situations courantes - à la concentration en ions des
solutions. On utilise donc la conductimétrie pour effectuer des dosages en chimie.
 La cellule de mesure ou sonde
Expérimentalement, un conductimètre (affiche la valeur inverse de
l'ohmmètre) mesure la conductance G de la portion de solution contenue
entre les deux plaques (identiques, de surface S), éloignés d'une distance l,
de la cellule conductimétrique. Les caractéristiques géométriques de la
cellule sont constantes mais difficiles à déterminer. La constante sera
déterminée par étalonnage, les standards de conductivité sont constitués par
des solutions de chlorure de potassium de composition connue.
 La température doit être connue et maintenue constante au cours des manipulations.
 L’agitation doit être modérée voire inexistante lors de la prise des valeurs.
 L’eau utilisée comme solvant doit être pure et de faible conductivité.
 Un conductimètre est construit sur la base d'un pont de Wheatstone. La cellule de
mesure est connectée à l’un des bras d'un pont de Wheatstone.
5. Dosage conductimétrique
Au cours d’un dosage, la conductivité de la solution varie, soit que des ions d’une certaine
conductivité sont remplacés par des ions de conductivité différente soit que le nombre total des ions
varie.
A chaque addition de réactif, on mesure la conductivité de la solution et on trace la courbe
σ = f ( V ). La courbe comporte deux droites qui se coupent au point équivalent à condition que la
solution de départ ne soit pas un mélange.
Exemples de dosages :
 Dosage acide fort par base forte : acide chlorhydrique/ soude ou acide sulfurique /soude
 Dosage acide fort par base faible : acide chlorhydrique/ ammoniaque
 Dosage d’acide faible par une base forte : acide éthanoïque (acétique)/ soude
 Dosage d’acide faible par une base faible : acide éthanoïque /ammoniaque
 Dosage par précipitation : nitrate d’argent / chlorure de sodium.
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