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 : σ = ∑ ions i Ci λi 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 λi0 la conductivité molaire ionique à dilution infinie de l’ion i. Ainsi : σ ≈ ∑ ions i Ci λi0 (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 : σcorrigée = σexpérimentale ⋅ (E + Vb) Vb 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. 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 l 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 : σ = l ×G = k×G S 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. Allure de la courbe de titrage : σ = f (V ) 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.
