cours conductivité

Conductimétrie !
La conductimétrie est une technique d’analyse quantitative, permettant d’accéder aux
concentrations des ions en solution. Cette technique est basée sur la connaissance de la
conductivité σ de la solution, grandeur directement liée à la conductance G (l’inverse de la
résistance R).!
Principe de la technique :
La conductivité d’une solution σ s’écrit sous la forme :  !
Avec :!
σ en S·m-1 ou Ω-1 ·m-1!
Ci est la concentration de l’ion i (exprimée en mol·m-3 )!
λi est sa conductivité molaire ionique (exprimée en S·m2 ·mol-1 ).&
La conductivité molaire ionique λi rend compte de la capacité qu’a l’ion i à se déplacer lorsqu’il
est soumis à une différence de potentiel. λi dépend de la température et du solvant mais varie
aussi avec la concentration de l’espèce i, ce qui rend délicate l’exploitation des résultats.
Cependant, en solution diluée, la conductivité molaire ionique est généralement considérée
comme peu différente de sa valeur extrapolée à dilution infinie. On note ainsi  la conductivité
molaire ionique à dilution infinie de l’ion i.
Ainsi :  (Loi de Kohlrausch)!
Effet de dilution :
Au fur et à mesure du dosage, le volume de la solution à titrer augmente. Ceci fait varier la
conductivité de la solution de façon non linéaire puisque celle-ci est dépendante de la
concentration.
Cas 1 : l’effet de dilution est négligeable
Si E = prise d'essai, Vb = descente de burette de la solution titrante on aura Vb << E. On
peut trace r la conductivité en fonction du volume de solution titrante versé.!
Cas 2 : On ne peut pas négliger l’effet de dilution
il faut calculer :  puis tracer la conductivité
corrigée en fonction du volume de la solution titrante versé.!
Remarque : Contrairement au titrage potentiométrique, il n’est pas nécessaire de
rapprocher les points expérimentaux au voisinage de l’équivalence.
σ=∑
ions i
Ciλi
λ0
i
σ≈∑
ions i
Ciλ0
i
σcorrig´
ee =σexp´ erimentale ⋅(E+Vb)
Vb

Montage expérimental :!
Cellule conductimétrique :
Une cellule conductimétrique est constituée
de deux plaques parallèles recouvertes de
noir de platine . Ces deux plaques ont une
surface S et sont séparées par une distance !
Conductimètre :!
Un conductimètre est un ohmmètre qui détermine la résistance R du volume de solution contenue
entre les deux plaques et donc la conductance : G = 1/R.!
La conductance, qui dépend de la cellule de conductimétrie utilisée pour la mesure, n’est pas une !
grandeur caractéristique d’une solution. Pour cette raison, on préfère utiliser la conductivité.!
La conductivité est reliée à la conductance par les paramètres géométriques définissant le volume
de solution contenue entre les plaques : !
Étalonnage du conductimètre!
&
L’opération d’étalonnage du conductimètre consiste à déterminer la valeur de la constante de
cellule k qui relie σ à G. Pour cela, on mesure la conductance d’une solution dont la conductivité à
la température considérée est tabulée (Généralement, une solution de chlorure de potassium KCl
de concentration connue est utilisée).!
Faut-il toujours étalonner le conductimètre ?
L’étalonnage de l’appareil n’a de sens que si l’on cherche à déterminer la valeur de la conductivité
de la solution étudiée.!
Lors d’un titrage conductimétrique, on veut mettre en évidence des ruptures de pente du graphe
représentant la variation de la conductivité de la solution en fonction du volume de solution
titrante ajoutée. Dans ce cas, il n’est pas nécessaire d’étalonner l’appareil. !
l
σ=l
S
×G=k×G

Allure de la courbe de titrage :  !
Lors d’un titrage conductimétrique l’équivalence est repérée par un changement de pente de la
courbe représentant la conductivité σ en fonction du volume V de solution titrante versée :!
Pour interpréter l’allure du graphe obtenue, il faut tenir compte de toutes les espèces ioniques
présentes, formées ou ajoutées, et notamment les ions spectateurs lorsque leur quantité évolue
au cours du dosage.!
Exemple : Dosage d’un acide faible par une base forte :
Le dosage de l’acide éthanoïque par de la soude, base forte est décrit par la réaction quantitative
suivante : !
CH3COOH + OH− → CH3COO− + H2O!
Avant l’équivalence : d’après la réaction de dosage, l’introduction de la soude transforme une
espèce non chargée CH3COOH en une espèce ionique CH3COO− ; si on ajoute l’accumulation
des ions Na+ spectateurs, la conductance augmente globalement. Comme ces deux espèces
ioniques sont assez peu mobiles, l’augmentation de la conductance est relativement modeste.!
Après l’équivalence : Les ions OH− très mobiles introduits par la soude et les ions Na+
spectateurs qui continuent à s’accumuler, font croître fortement la conductance mesurée. Comme
les ions OH− sont près de 6 fois plus mobiles que les ions éthanoate, la pente de la droite est
beaucoup plus grande et l’on a bien une rupture de pente permettant de repérer l’équivalence. !
σ=f(V)