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Conductimétrie
Bonjour à tous,
Je suis en train de travailler sur des annales du BAC en physique-chimie. J'ai quelques questions qui portent sur l'exercice 1 du sujet 2015 de Pondichéry, mais qui en fait concernent la conductimétrie en général.
Il s'agit d'un dosage par conductimétrie de l'acide ascorbique dans un comprimé de vitamine C. Après préparation d'une solution d'acide ascorbique, on réalise le dosage par une solution d'hydroxyde de sodium, en suivant l'évolution de la conductivité. On réalise une courbe et on observe 2 phases :
- une première phase avant l'équivalence où la conductivité augmente
- une deuxième phase après équivalence où la conductivité augmente plus rapidement.
Ma première question est la suivante :
Avant dosage, il y a 2 acides qui coexistent dans la solution, l'acide ascorbique, qui est faible, noté HA, et l'ion oxonium H30+ (puisque l'acide ascorbique s'est partiellement dissocié en A- et H30+). Lors du dosage, il y a donc 2 réactions possible avec les ions HO-. J'ai bien compris que cela ne posait pas de problème du point de vue de la quantité de HA à doser, puisqu'on désire connaître la quantité totale de HA apporté dans la solution, c'est à dire avant dissociation de ce dernier, et qu'on se contente donc de considérer la réaction HA + HO-
A- + H2O.
Toutefois, ce qui me dérange, c'est que ces 2 réactions qui ont bien lieu toutes les deux, n'ont pas le même effet sur la conductivité :
- la réaction avec HA entraîne l'apparition en solution des ions A- et Na+, ce qui provoque donc logiquement l'augmentation de la conductivité.
- la réaction avec les ions oxonium (H3O+ + HO- 2 H2O) consomme les ions oxonium et ajoute des ions sodium. Ces derniers ayant une conductivité molaire ionique inférieure à celle des ions oxonium, cette réaction entraîne une baisse de la conductivité.
Pourquoi donc, ne considère-t-on que la première réaction ? Peut être parce qu'elle est majoritaire, mais je ne vois pas comment on peut l'affirmer.
2ème question (beaucoup plus courte je vous rassure) :
Toujours dans le même exercice, on réalise le dosage de 20 mL de solution d'acide ascorbique, avec environ 10 mL de solution d'hydroxyde de sodium. Or, j'ai cru comprendre que pour un dosage conductimétrique, le volume de solution titrante doit être petit par rapport à celui de la solution à titrer, afin d'éviter un phénomène de dilution qui aurait un impact sur la conductivité et ne mènerait pas à une courbe présentant 2 segments de droite. 10 mL ne me semble pas négligeable du tout par rapport à 20 mL... Qu'en pensez-vous ?
3ème et dernière question, d'ordre plus général :
J'ai bien compris que la conduction du courant électrique dans une solution est assurée par les ions : les anions se déplacent vers la borne + et les cations vers la borne -. Mais je ne comprend pas bien ce qui se passe sur la durée : que deviennent ces ions une fois qu'ils ont atteint leur borne ? Si tous les ions ont migré vers une borne, est ce que cela implique que le courant ne passe plus ? Par exemple, dans le cas d'une solution de chlorure de sodium, j'ai du mal à imaginer tous les ions Na+ agglutinés à la borne - et les ions Cl- du coté +. J'imagine qu'il doit y avoir une réaction aux bornes, notamment du coté relié à la borne + du générateur, afin "d'injecter" des électrons dans le circuit électrique. Tout ça n'est pas clair pour moi.
Voilà... Mon message est très long, mais puisque cela concerne un même exercice, cela me semble logique malgré tout. J'espère que vous pourrez m'aider.
Merci d'avance !
Merci pour ta réponse.
J'avais déjà recherché des corrigés, mais aucun n'apporte de réponses à mes questions...
Personne pour m'aider ?
Bonjour.
Pourquoi donc, ne considère-t-on que la première réaction ? Peut être parce qu'elle est majoritaire, mais je ne vois pas comment on peut l'affirmer.
10 mL ne me semble pas négligeable du tout par rapport à 20 mL... Qu'en pensez-vous ?
Cet ajout d'eau a plusieurs raisons : permettre un immersion suffisante de la cellule conductimétrique ainsi que du barreau magnétique de l'agitateur et, comme vous le remarquez, rendre l'ajout de solution titrante négligeable par rapport au volume total de solution dont on étudie la conductivité.
je ne comprend pas bien ce qui se passe sur la durée : que deviennent ces ions une fois qu'ils ont atteint leur borne ?
Ainsi, chaque électrode du conductimétre est tantôt positive, tantôt négative, ce qui évite les phénomènes que vous évoquiez dans votre message.
OK ?
Bonjour picard,
Vraiment un grand merci pour votre réponse qui m'éclaire sur de nombreux points !
Juste quelques petites précisions supplémentaires :
Dans une solution aqueuse d'acide ascorbique, l'espèce minoritaire sera l'espèce AH ;
J'imagine que vous vouliez dire l'espèce majoritaire ?
Pour éviter tout phénomène d'électrolyse, on utilise, lors des expériences de conductimétrie, un générateur de courant alternatif.
Que se passerait-il alors dans le cas d'un courant continu ? Y a-t-il une réduction des cations à la cathode, et une oxydation des anions à l'anode. Dans le cas d'une solution de chlorure de sodium, quelles seraient les réactions ?
2 Cl- = Cl2+ 2 e- Ce qui implique un dégagement de dichlore gazeux toxique ? Est-il donc dangereux de faire passer un courant continu dans de l'eau salée ?
Na+ + e- = Na
Ce qui implique la formation de sodium métallique recouvrant la cathode ?
Encore merci pour votre réponse !
J'imagine que vous vouliez dire l'espèce majoritaire ?
Que se passerait-il alors dans le cas d'un courant continu ?
De manière générale, on observe, lors d'une électrolyse, une oxydation à l'anode et une réduction à la cathode.
Pour ce qui concerne l'électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de sodium, on observe bien à l'anode, comme vous l'avez écrit, l'oxydation des ions chlorure : 2 Cl- = Cl2 + 2 e-
Par contre, à la cathode, la réduction des ions sodium n'a pas lieu, le sodium métal ne pouvant exister en présence d'eau ; la réaction qui se déroule à lors est la réduction des molécules d'eau : 2 H2O + 2 e- = 2 OH- + H2
On peut justifier cette réaction par des considérations liées aux potentiels normaux d'oxydo-réduction ; sans entrer dans le détail, retenez qu'il est plus facile de réduire l'eau que de réduire les ions sodium.
Est-il donc dangereux de faire passer un courant continu dans de l'eau salée ?
L'électrolyse d'une solution de chlorure de sodium était, jusqu'à ces dernières années, montrée au lycée, en expérience de cours voire même en TP. On la réalisait dans un tube en U et après quelques minutes il était possible de mettre en évidence la présence de dichlore à l'anode (en constatant la décoloration de l'indigo, par exemple) et la présence d'ions hydroxyde à la cathode (par virage au rose de la phénolphtaléine).
Pour montrer le dégagement de dihydrogène, il est nécessaire de prolonger l'expérience et de stocker le gaz formé autour de la cathode avant de l'enflammer et de l'identifier par la petite explosion qui se produit alors.
Ce qui implique la formation de sodium métallique recouvrant la cathode ?
Voilà, je pense avoir à peu près répondu à vos interrogations, qui révèlent de la réflexion et de l'esprit critique. Pour ces deux qualités, je vous félicite.
A bientôt peut-être et encore pardon pour l'erreur commise dans mon précédent message.
Encore merci pour votre aide. Je n'en espérais pas tant !
Votre dernier message suscite chez moi de nouvelles interrogations, que je vous soumets. J'espère que vous ne me trouverez pas trop tatillon...
J'ai bien compris qu'il ne pouvait y avoir de réduction des ions Na+ à la cathode. Qu'advient-il alors de ces ions qui doivent malgré tout être attirés par la cathode et migrer vers elle ? Est ce qu'ils s'accumulent autour d'elle ? Peut-il y avoir une région "chargée" de la solution par cette accumulation ? Cela semble bizarre... A moins que les ions hydroxyde produits par la réduction de l'eau ne compensent cette accumulation de charge ? Mais ces ions hydroxyde ne sont-ils pas à leur tour attirés par l'anode ? Peuvent-ils y être oxydés ?
Lorsque tous les ions chlorure ont été oxydés, est-ce que la conduction du courant s'arrête ?
C'est sur le comportement du phénomène dans la durée que je me questionne. Tout cela est peut être un peu hors programme, mais j'ai quand même envie de comprendre.
Qu'advient-il alors de ces ions (Na+) qui doivent malgré tout être attirés par la cathode et migrer vers elle ?
Comme autour de cette cathode il y a apparition d'ions OH-, la solution, au voisinage de cette électrode est, en fait, une solution d'hydroxyde de sodium (Na+ + OH-) ; l'électrolyse de solutions de chlorure de sodium est d'ailleurs un des procédés de fabrication industrielle de l'hydroxyde de sodium (et du dichlore qui se dégage autour de l'anode).
Peut-il y avoir une région "chargée" de la solution par cette accumulation ?
Mais ces ions hydroxyde ne sont-ils pas à leur tour attirés par l'anode ? Peuvent-ils y être oxydés ?
Si bien sûr, et là, les choses se compliquent car les ions OH- vont réagir alors avec le dichlore, qui va cesser de se dégager... La réaction qui se produit alors est : 2 OH- + Cl2 = ClO- + Cl- + H2O
Lorsque tous les ions chlorure ont été oxydés, est-ce que la conduction du courant s'arrête ?
En fait, le courant ne s'arrêtera que quand toute l'eau aura disparu, et ce sera sans doute très long.
J'espère avoir satisfait (tout au moins en partie !) à votre louable curiosité.
Au revoir.
Les choses sont plus claires dans ma tête mais je comprends que je dois accepter de ne pas tout maîtriser...
Merci encore pour vos réponses et le temps que vous avez passé à les rédiger.
Je posterai certainement d'autres messages sur ce forum, car je me pose souvent ce genre de questions. J'espère alors avoir de nouveau le plaisir de lire vos réponses.
A bientôt !
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