1. Circulation d'un courant électrique.
Dans les conducteurs, le courant électrique est du à un déplacement
d'électrons.
Dans un liquide, le courant est du à un déplacement d'ions.
A chaque électrode a lieu une réaction chimique :
À la cathode (reliée au pole négatif du générateur),
a lieu une réaction chimique qui consomme les électrons (réduction)
À l'anode (reliée au pole positif du générateur),
a lieu une réaction chimique qui produit des électrons (oxydation).
2. Conductance et conductivité d'une solution.
2.1. Conductance.
Pour des tensions appliquées faibles, les solution ioniques se comportent
comme des conducteurs ohmiques ; la tension appliquées aux électrodes
et le courant circulant dans la solution sont proportionnels.
|
u = R i
|
i = G u
|
R est la résistance de la solution (en ohms, W
)
G est la conductance de la solution (en siemens, S)
|
2.2. Conductivité.
s est la conductivité
de la solution et se mesure en S. m-1 . Elle caractérise
la capacité de la solution à conduire le courant électrique. |
 |
2.3. Conductivité molaire.
Pour des solutions faiblement concentrées (c < 10-2 mol.L-1),
la conductivité est proportionnelle à la concentration de la solution.
s = l c
c en mol.m-3
l en S.m2.mol-1
s en S.m-1
si on veut exprimer la concentration en mol.L-1, cette relation devient
:
s = 1000 l c
3.1. La mesure des conductivités se fait en courant alternatif (pour
éviter la polarisation des électrodes), en mesurant la tension
aux bornes d'une cellule plongeant dans la solution à étudier
et l'intensité du courant qui y circule.
Les cellules sont en général formées de deux plaques conductrice
parallèle de section S, séparées par une distance L.
Le rapport S/L dépend de la cellule et permet de passer de la conductance
G à la conductivité s.
3.2. Pour une cellule donnée, la conductance et la conductivité sont proportionnelles ; on peut mesurer directement la conductivité si on a étalonné l'appareil dans ce sens.
Il est alors utile, soit de disposer de solutions étalons, soit de connaître
les conductivités de quelques solutions connues.
Conductivités des solutions de KCl.
|
C
( mol.L-1) |
0°C
(S.m-1) |
17°C
(S.m-1) |
18°C
(S.m-1) |
19°C
(S.m-1) |
20°C
(S.m-1) |
21°C
(S.m-1) |
22°C
(S.m-1) |
23°C
(S.m-1) |
24°C
(S.m-1) |
25°C
(S.m-1) |
|
1
|
6,54
|
9,63
|
9,82
|
10,02
|
10,21
|
10,40
|
10,59
|
10,79
|
10,98
|
11,18
|
|
0,1
|
0,715
|
1,095
|
1,119
|
1,143
|
1,1167
|
1,191
|
1,215
|
1,239
|
1,264
|
1,288
|
|
0,01
|
0,0776
|
0,1199
|
0,1225
|
0,1251
|
0,1278
|
0,1305
|
0,1332
|
0,1369
|
0,1386
|
0,1413
|
3.3. Conductivité ionique molaire l.
La conductivité de la solution dépend de la nature des ions et de leurs concentrations
[Xi].
s = l1 [X1] + l2 [X2] + l3 [X3] + l4 [X4] + ...
li est la conductivité ionique molaire de l'ion considéré.
Conductivités ioniques molaires de quelques ions.
|
Concentrations
|
H+
|
HO-
|
SO42-
|
Ca2+
|
Cl-
|
K+
|
NO3-
|
Na+
|
|
l (mS.m2/mol)
à 25 ° C
|
35,0
|
19,0
|
16,0
|
11,9
|
7,63
|
7,35
|
7,14
|
5,00
|
On remarque que la conductivité des ions hydronium H+ et hydroxyde HO- est beaucoup plus importante que celle des autres ions.
Vous pouvez calculer la conductivité d'une solution à partir des conductivités ioniques molaires.
Exemple : conductivité d'une solution de chlorure de potassium NaCl 0,010 mol/L à 25°C (le facteur 1000 vient de la conversion des m3 en L)
s = l1
[X1] + l2 [X2] =
5,0 • 10-3 x 0,010 x 1000 + 7,63 • 10-3 x 0,010 x 1000 = 0,126 S.m-1
