Comment calculer la concentration à partir de la conductance ?

Détermination de la concentration d’une solution à partir de sa conductance : au-delà de la simple relation G = kC

La mesure de la conductance d’une solution électrolytique offre une méthode rapide et non destructive pour estimer la concentration de ses ions. Bien que la relation simplifiée G = k × C soit souvent présentée comme une solution universelle, sa mise en œuvre nécessite une compréhension plus nuancée des facteurs influençant la conductance et les limitations de cette approche.

La relation G = k × C : une approximation utile mais limitée

L’équation G = k × C, où G représente la conductance (généralement exprimée en Siemens, S ou mS), C la concentration molaire (mol/m³ ou mol/L après conversion) et k une constante de proportionnalité dépendant de la nature de la solution et des conditions expérimentales, est une approximation valable pour des solutions diluées d’électrolytes forts. Elle repose sur la loi de Kohlrausch, qui stipule que la conductance équivalente d’un électrolyte est la somme des contributions ioniques individuelles.

Cependant, cette relation est sujette à plusieurs limitations :

• Solutions concentrées: Dans les solutions concentrées, les interactions interioniques deviennent significatives, affectant la mobilité des ions et rendant la relation linéaire G = k × C invalide. La conductance n’augmente plus linéairement avec la concentration.

• Electrolytes faibles: Pour les électrolytes faibles, la dissociation en ions n’est pas complète. La concentration d’ions actifs, et donc la conductance, dépend du degré de dissociation, qui varie lui-même en fonction de la concentration. L’équation G = k × C ne peut alors être appliquée directement.

• Température: La conductance est fortement dépendante de la température. Une variation de température modifie la mobilité ionique et donc la valeur de k. Des mesures précises nécessitent donc un contrôle rigoureux de la température.

• Constante de cellule: La conductance mesurée dépend également de la géométrie de la cellule de conductimétrie utilisée. La constante de cellule, k, doit être déterminée précisément, généralement par étalonnage avec une solution de conductivité connue. On utilise alors la relation: G = κ × K, où κ est la conductivité et K la constante de cellule. La conductivité est ensuite reliée à la concentration par une équation plus complexe dépendant de la nature de l’électrolyte.

Détermination de la concentration : une approche pragmatique

Pour déterminer la concentration à partir de la conductance, une approche plus rigoureuse est nécessaire. Elle implique généralement les étapes suivantes :

1. Choix d’une équation appropriée: En fonction de la nature de l’électrolyte (fort ou faible) et de sa concentration, une équation appropriée doit être sélectionnée. Pour les solutions diluées d’électrolytes forts, l’équation G = k × C peut suffire, mais des équations plus complexes, prenant en compte les interactions ioniques, sont nécessaires pour les solutions concentrées.

2. Détermination de la constante de cellule: La constante de cellule de la cellule de conductimétrie doit être déterminée par étalonnage avec une solution standard de conductivité connue.

3. Mesure de la conductance: La conductance de la solution dont on veut déterminer la concentration doit être mesurée avec précision à température contrôlée.

4. Calcul de la concentration: La concentration est calculée en utilisant l’équation appropriée et les valeurs de la conductance, de la constante de cellule et, le cas échéant, de données thermodynamiques. Des logiciels spécialisés ou des tables de données peuvent faciliter ce calcul.

En conclusion, bien que la relation G = k × C soit un point de départ utile, la détermination précise de la concentration d’une solution à partir de sa conductance exige une approche plus méthodique et une prise en compte des facteurs influençant la conductance. L’utilisation d’équations plus complètes et la calibration rigoureuse de l’appareillage sont essentielles pour obtenir des résultats fiables.