Variation de la conductivité avec la concentration

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Comme en pH-métrie, on distingue en conductimétrie les électrolytes forts des électrolytes faibles. La conductivité molaire L varie avec la concentration.

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Electrolyte fort

C’est un électrolyte totalement dissocié (NaCl, HCl...). L’expérience montre que la conductivité molaire suit sensiblement la loi : L = L ° - A.Ö C.

On trace donc des graphes L = f (Ö C), et l’extrapolation nous donne L °.

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Electrolyte faible

Les électrolytes faibles

La dissociation est partielle.

Exemple de l’acide acétique : CH₃CO₂H

	CH3CO2H	+	H2O	=	CH3CO2-	+	H3O+
EI	C		-		-		-
EE	C(1-a)		-		C.a		C.a

où a est le coefficient de dissociation définit par :

a = n(CH₃CO₂^-) / n(CH₃CO₂H)_Initial

La constante d'équilibre, ici la constante d'acidité s'exprime par :

Ka =	[CH3CO2-].[H3O+]
	[CH3CO2H]

K caractérise un électrolyte faible et ne dépend que de la température :

K° = K° (T).

Loi de dilution d’Ostwald

De ce qui précède, on déduit :

K = Ca ² / (1-a )

Si C ® 0, alors a ® 1 : lorsque la dilution est infinie, l’électrolyte faible est complètement dissocié, et se comporte comme un électrolyte fort. Ce résultat remarquable porte le nom de loi de dilution d'Ostwald.

Conductivité d’un électrolyte faible

Une loi empirique montre que la conductivité molaire s'exprime par :

L = L°.a - k.a^3/2.Ö C

On calcule L ° par combinaison linéaire de conductivités limites d’électrolytes forts, comme par exemple :

L°(AH) = L°(ANa) + L°(NaCl) + L°(HCl)

Application à la détermination de a

	AH	+	H2O	=	A-	+	H3O+
EI	Co		-		-		-
EE	Co(1-a)		-		Co.a		Co.a

g = S _i l _i.C _i = l(A^-).C(A^-) + l(H₃O⁺).C(H₃O⁺)

C(A^-) = C(H₃O⁺) = Co.a

Donc :

g = [ l(A^-) + l(H₃O⁺) ]Co.a

L = g / Co = [ l(A^-) + l(H₃O⁺) ].a

et à dilution infinie(L-> L°), a = 1 :

L° = [ l(A^-) + l(H₃O⁺) ].

Donc :

a = L / L °

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Applications