Exercices d’application 5 minutes chrono ! 1. Mots manquants

Exercices d’application

5 minutes chrono ! 1. Mots manquants

a. conductivité

b. conduire le courant électrique c. élevée /grande

d. d’étalonnage e. Beer-Lambert 2. QCM

a. Ions.

b. Conduire le courant électrique.

c. Sm^-1. d. molm^-3.

e. D’une même solution ionique à des concentrations différentes.

f. 1,110^-1. Dans le spécimen, la bonne réponse n’apparaît pas parmi les trois propositions du QCM. Cette erreur a été corrigée dans le manuel élève, aussi bien dans la question f. que dans les corrigés, page C4. La deuxième proposition, et la bonne réponse, est donc bien « 1,110^-1 ».

--- Compétences exigibles

3. La conductivité σ de la solution est donnée par la relation : σ = λAg⁺[Ag⁺] + λNO₃^-[NO3

-]

Les concentrations molaires en ions doivent être exprimées en molm^-3.

D’où : [Ag⁺] = [NO3

-] = c = 2,0 molm^-3

σ = (6,1910^-3  2,0) + (7,1410^-3  2,0) = 2,710^-2 Sm^-1

--- 4. La conductivité σ de la solution est donnée par la relation :

σ = λNa⁺[Na⁺] + λ_SO4^2-[SO4² -] Les concentrations doivent être exprimées en molm^-3 :

[Na⁺] = 4,8 molm^-3 et [SO4²

-] = 2,4 molm^-3 D’où: σ = (5,0110^-3  4,8) + (16,010^-3  2,4) = 6,210^-2 Sm^-1

--- 5. La conductivité σ de la solution est donnée par la relation :

σ = λNa⁺[Na⁺] + λHO^-[HO^-] = (λNa⁺ + λHO^-)  c car [Na⁺] = [HO^-] = c D’où :

-

-3

-3 -3

Na HO

σ 0,144

5,78 mol m λ λ 5,01 10 19,9 10

c



   

   

Soit : c = 5,7810^-3 molL^-1 = 5,78 mmolL^-1

---

D’où : σ1 = (λFe²⁺ + λ_SO4^2-)  c et σ2 = (λPb²⁺ + λ_SO4^2-)  c

La conductivité σ2 étant plus grande que la conductivité σ1, la conductivité ionique molaire de l’ion plomb Pb²⁺ : λPb²⁺est donc supérieure à celle de l’ion fer II Fe²⁺.

L’ion plomb Pb²⁺ conduit plus facilement le courant électrique que l’ion fer II Fe²⁺.

--- 7. a. Par lecture graphique, on trouve c = 3,6 mmolL^-1.

b. Par lecture graphique, on trouve A’400 = 0,72.

--- 8. a. Par lecture graphique, on trouve : c = 3,7 mmolL^-1.

b. Par lecture graphique, on trouve : σ’ = 79 mSm^-1.

--- 9. a. La grandeur σ est la conductivité d’une solution et la grandeur λ est la conductivité ionique molaire.

b. La grandeur Aλ est l’absorbance (à la longueur d’onde λ) d’une solution.

c. La grandeur (ελ

l

--- Compétences générales

10. σ1 = 0,059 Scm^-1 = 5,9 Sm^-1 ; σ2 = 0,706 mScm^-1 = 0,0706 Sm^-1 ; σ3 = 0,340 mSmm^-1 = 0,340 Sm^-1.

--- 11. Solution d’iodure de potassium :

a. Équation de dissolution dans l’eau de l’iodure de potassium : KI(s)K⁺(aq) + I^-(aq)

b. D’après l’équation de dissolution :

[K⁺] = [I^-] = c = 2,0010^-3 molL^-1 = 2,00 molm^-3 c. La conductivité σ de la solution est donnée par la relation :

σ = λK⁺[K⁺] + λI^-[I^-] σ = (λ_K+ + λ_I-)  c

σ = (7,3510^-3 + 7,7010^-3)  2,00 = 0,0301 Sm^-1 σ = 30,1 mSm^-1

Solution de chlorure de cuivre :

a. Équation de dissolution dans l’eau du chlorure de cuivre : CuCl2 (s)Cu²⁺(aq) + 2Cl^-(aq) b. D’après l’équation de dissolution :

[Cu²⁺] = c = 2,0010^-3 molL^-1 = 2,00 molm^-3 [Cl^-] = 2c = 4,0010^-3 molL^-1 = 4,00 molm^-3 c. La conductivité σ de la solution est donnée par la relation :

σ = λCu²⁺[Cu²⁺] + λCl^-[Cl^-] σ = (λCu2+ + 2λCl-)  c

σ = (10,710^-3 + 2  7,6310^-3)  2,00 = 0,0519 Sm^-1 σ = 51,9 mSm^-1

--- 12. a.

b. Afin d’avoir des incertitudes de mesure les plus faibles possibles, on réalise les mesures d’absorbance à la longueur d’onde λmax correspondant au maximum d’absorption.

c. Sur le graphique, on repère l’absorbance maximale pour la longueur d’onde λmax = 600 nm.

---

0 0,2 0,4 0,6 0,8 1 1,2

400 450 500 550 600 650 700

A_λ

λ (nm)

Exercices de méthode

13. Exercice résolu.

--- 14. a. b. et c.

d. La droite obtenue passe près des points car le coefficient de détermination R² est très proche de 1 (R² = 0,999).

e. L’équation de la droite obtenue est :

Aλ = 1,0310⁵  c f. D’après la loi de Beer-Lambert :

c A_λ

ελl  ^{= 1,03105 Lmol-1} g. D’après la loi de Beer-Lambert :

ελ

c'  A '

l

₅

10 x 1,03

0,530



c' = 5,1510^-6 molL^-1

--- 15. a. Équation de dissolution dans l’eau du sulfate de cuivre :

CuSO4 (s)  Cu²⁺ (aq) + SO4 2- (aq) D’après l’équation de dissolution :

[Cu²⁺] = [SO4² -] = c b. La conductivité σ de la solution est donnée par la relation :

σ = λCu2+[Cu²⁺]+λ_SO42^-[SO4 2-]

soit : σ = (λCu2+ + λ_SO42^-)  c car [Cu²⁺] = [SO4 2-]

y = 1,03E+05x R² = 9,99E-01

0 0,2 0,4 0,6 0,8 1 1,2

0,00E+00 2,00E-06 4,00E-06 6,00E-06 8,00E-06 1,00E-05 1,20E-05 c (molL^-1) Aλ

D’où :

2 2-

4

-3

Cu SO

σ 67

2,5 mol m

λ λ 11 16

c



   

 

Soit : c = 2,510^-3 molL^-1 = 2,5 mmolL^-1

c. La concentration vaut 2,510^-3 molL^-1, on a donc dissous une quantité n = 2,510^-3 mol de sulfate de cuivre dans un volume V = 1,0 L d’eau.

Or : m = n  M = n (M(Cu) + M(S) + 4  M(O)) m = 2,510^-3  (63,5 + 32 + 4  16) = 0,40 g

---

Exercices d’entraînement

16. a. Les ions présents dans le mélange sont les ions potassium K⁺, les ions sodium Na⁺ et les ions chlorure Cl^-.

b.

-3

1 1

1 2

3,50 10 30,0

K 30,0 20,0

c V V V

   

   

    = 2,1010^-3 molL^-1 = 2,10 molm^-3

-3

2 2

1 2

5,00 10 20,0

Na 30,0 20,0

c V V V

   

   

    = 2,0010^-3 molL^-1 = 2,00 molm^-3

-3 -3

1 1 2 2

1 2

(3,50 10 30,0) (5,00 10 20,0)

Cl 30,0 20,0

c V c V V V

        

   

    = 4,1010^-3 molL^-1

[Cl^-] = 4,10 molm^-3

c. La conductivité σ du mélange obtenu est donnée par la relation : σ = λK⁺[K⁺] + λNa⁺[Na⁺] + λCl^-[Cl^-]

σ = (7,3510^-3  2,10) + (5,0110^-3  2,00) + (7,6310^-3  4,10) σ = 5,6710^-2 Sm^-1

--- 17. a. Le dosage peut être réalisé par spectrophotométrie car l’espèce à doser, le bleu de méthylène, est une espèce colorée.

b. Par lecture graphique : cm = 4,0 mgL^-1. c. Le collyre a été dilué 50 fois ; d’où :

c_{m, B} = 50  c_m = 50  4,0 = 2,010² mgL^-1 d. mB = cm, B V = 2,010² 0,100 = 20 mg.

e. Cette valeur correspond bien à celle indiquée sur l’étiquette du flacon.

--- 18. 1. a. Au cours d’une dilution, il y a conservation de la quantité de matière :

c0 Vi = ci V b.

Solution Si S1 S2 S3 S4 S5

Volume V_i (mL) 1,0 2,0 4,0 6,0 8,0

Concentration ci (molL^-1) 5,010^-4 1,010^-3 2,010^-3 3,010^-3 4,010^-3

Absorbance A_{480, i} 0,23 0,49 0,96 1,45 1,92

y = 1,4E+01x R² = 1,0E+00

0,0E+00 2,0E-03 4,0E-03 6,0E-03 8,0E-03 1,0E-02 1,2E-02 1,4E-02 1,6E-02

0,0E+00 2,0E-04 4,0E-04 6,0E-04 8,0E-04 1,0E-03 1,2E-03

c (molL^-1) σ (Sm^-1)

c.

2. a. Par lecture graphique, on trouve : c = 1,9510^-3 molL^-1. La solution de Lugol^® a été diluée 20 fois d’où :

c_L = 20  c = 20  1,9510^-3 = 3,9010^-2 molL^-1 b. nL = cL  V = 3,9010^-2  0,100 = 3,9010^-3 mol.

mL = nL  M(I2) = 3,9010^-3  (2  126,9) = 0,990 g.

c. Écart relatif :

1- 0,99

1 100 = 1 %

La valeur de mL trouvée correspond à celle écrite dans la composition de la solution de Lugol^®.

--- 19. a. et b.

Dosage conductimétrique :

0 0,5 1 1,5 2 2,5

0,0E+00 5,0E-04 1,0E-03 1,5E-03 2,0E-03 2,5E-03 3,0E-03 3,5E-03 4,0E-03 4,5E-03

c (molL^-1) A480

L’équation de la droite obtenue est :

σ = 1,410¹  c Dosage spectrophotométrique :

L’équation de la droite obtenue est :

A520 = 1,910³  c

c. Pour le dosage conductimétrique, la concentration en soluté apporté c0 est donnée par la relation :

-3

1 1

σ 7,40 10

1,4 10 1,4 10

c  

  = 5,310^-4 molL^-1 Pour le dosage spectrophotométrique, d’après la loi de Beer-Lambert :

ελ

c  A

l

0 3

1,080 1,9 10 c 

 = 5,710^-4 molL^-1

Les valeurs obtenues sont proches l’une de l’autre. L’écart observé est dû à l’incertitude sur la lecture des grandeurs physiques, à savoir la conductivité et l’absorbance.

---

y = 1,9E+03x R² = 1,0E+00

0 0,5 1 1,5 2 2,5

0,0E+00 2,0E-04 4,0E-04 6,0E-04 8,0E-04 1,0E-03 1,2E-03 A520

c (molL^-1)

y = 0,0001x + 1,3309 R² = 0,9977

1,335 1,340 1,345 1,350 1,355 1,360 1,365 1,370

0 50 100 150 200 250 300

n

cm (gL^-1)

20. a. et b.

L’équation de la droite obtenue est : σ = 12,6  c (σ en mSm^-1 et c en mmolL^-1).

c. Par lecture graphique, on trouve : cF = 3,5 mmolL^-1.

La concentration cF de la solution F est également donnée par la relation : 12,6

44 12,6

σ

F  

c = 3,5 mmolL^-1

Les résultats obtenus par lecture graphique et par le calcul sont identiques.

--- 21. a.

y = 12,6x R² = 1,0

0 10 20 30 40 50 60 70

0,0 1,0 2,0 3,0 4,0 5,0 6,0

σ (mSm^-1)

c (mmolL^-1)

b. L’équation de la droite passant au plus près des points est : n = 0,0001  c + 1,3309

c. La concentration massique en sucre d’un jus de raison est donnée par la relation :

m

- 1,3309 0,0001 c n

Jus de raisin A :

0,0001 1,3309 -

1,347

m,_A

c = 161 gL^-1

Jus de raisin B :

0,0001 1,3309 -

1,360

m,_B

c = 291 gL^-1

Le raisin A n’est pas mûr alors que le raisin B est arrivé à maturité.

d. Le raisin vendangé est le raisin B. Pour déterminer le degré d’alcool du vin obtenu, on effectue le calcul suivant :

291 1 16,83

 = 17,3°

--- 22. a. Matériel : un bécher de prélèvement ; cinq fioles jaugées de 50,0 mL ; une pipette graduée de 5 mL.

On prélève un volume Vi de solution mère S0 à l’aide de la pipette graduée, et on verse ce prélèvement dans une fiole jaugée de 50,0 mL. On complète la fiole avec de l’eau distillée jusqu’aux 2/3. On bouche et on agite. On finit de compléter la fiole jusqu’au trait de jauge et on homogénéise à nouveau.

b.

c.

Solution Si S1 S2 S3 S4 S5

Volume Vi (mL) 0,5 1,5 2,5 3,5 4,5

ci (mmolL^-1) 1,0 3,0 5,0 7,0 9,0

σ (mSm^-1) 24,8 75,0 124,0 174,5 224,1

50 100 150 200

250σ (mSm^-1)

d. Par lecture graphique, on trouve :

c’ = 5,90 mmolL^-1 e. La solution de déboucheur liquide a été diluée 50 fois.

D’où : c = 500  c’ = 500  5,9010^-3 = 2,95 molL^-1 f. La masse molaire de l’hydroxyde de sodium est :

M(NaOH) = 40,0 gmol^-1 La concentration massique cm du déboucheur liquide est :

cm = c  M(NaOH) = 118 gL^-1 Le pourcentage en masse d’hydroxyde de sodium est :

m

3

118 100

ρ 1,2 10

P c  

 = 9,8 %

Cette valeur correspond à celle indiquée sur l’étiquette.

--- 23. a. Pour réaliser la dilution, il faut utiliser une pipette jaugée de 5,0 mL, une fiole jaugée de 1,0 L et un bécher de prélèvement de 50 mL.

b. On verse un peu de la solution commerciale dans le bécher et on prélève 5,0 mL de cette solution à l’aide de la pipette jaugée. On introduit le prélèvement dans la fiole jaugée, que l’on remplit aux 2/3 avec de l’eau distillée. On bouche la fiole et on l’agite. On finit de compléter la fiole avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge et on homogénéise à nouveau.

c. Le détartrant contenant de l’acide chlorhydrique, le pictogramme  (produit corrosif) doit figurer sur la bouteille.

--- 24. a. Les dosages des solutions utilisent la conductimétrie.

b. La valeur trouvée doit tenir compte de l’incertitude sur la concentration de la solution d’étalonnage, et de l’incertitude sur la mesure faite par le conductimètre.

c. La dilution est faite avec une éprouvette graduée, et non avec une verrerie de précision (verrerie jaugée de préférence).

--- 25. En ajoutant du thiocyanate de potassium au vin, les ions fer (III) Fe³⁺ contenus dans le vin vont réagir avec les ions thiocyanate SCN^- suivant la réaction quasi-totale d’équation :

Fe³⁺ (aq) + SCN^– (aq)  [Fe(SCN)]²⁺ (aq)

Pour que tout le fer présent dans le vin soit dosé, on y ajoute de l’eau oxygénée pour oxyder les ions fer (II) Fe²⁺ présents en ion fer (III) Fe³⁺. L’équation de la réaction d’oxydoréduction qui a lieu est :

2Fe²⁺ (aq) + H2O2 (aq) + 2H⁺ (aq)  2Fe³⁺ (aq) + 2H2O (

l

Dans cette équation apparaissent les ions oxonium H⁺ (aq) : la réaction doit donc avoir lieu en milieu acide. Ce qui explique l’ajout d’acide sulfurique dans l’échantillon de vin que l’on dose.

L’ion thiocyanatofer (III) est une espèce de couleur rouge orangé ; il est donc possible de déterminer la concentration de cet ion, et par conséquent celle de l’ion Fe³⁺, par une mesure d’absorbance. Il faut donc, au préalable, tracer une droite d’étalonnage.

L’équation de la droite obtenue est :

A468 = 0,483  c où c est en 10^-4 molL^-1

La concentration en ions Fe³⁺ dans la solution S_vin est donnée par la relation : 0,483

0,854

vin

c = 1,7710^-4 molL^-1

La solution Svin, de volume 12 mL, a été préparée avec 7,5 mL de vin blanc.

La concentration en ions Fe³⁺ dans le vin blanc est donc égale à :

-4 V

1,77 10 12

c  7,5  = 2,810^-4 molL^-1

Pour obtenir la concentration massique en ions Fe³⁺ dans le vin blanc, on effectue le calcul suivant :

c_{m, v} = c_v  M(Fe) = 2,810^-4  55,8 = 0,016 g = 16 mgL^-1

La concentration massique en ions Fe³⁺ étant supérieure à 10 mgL^-1, le vin analysé présente donc un risque de casse ferrique.

---

y = 0,483x R² = 0,996

0 0,2 0,4 0,6 0,8 1 1,2 1,4 1,6 1,8 2

0 0,5 1 1,5 2 2,5 3 3,5 4

A468

c (10^-4 molL^-1

Exercices de synthèse

26. D’après l’énoncé : V2 = 2  V1 et c1 = 3  c2. De plus : V1 + V2 = 3  V1 = 600 mL.

D’où : V1 = 200 mL et V2 = 400 mL.

pH = -log [H3O⁺]  [H3O⁺] = 10^-pH = 10^-11,4 = 3,9810^-12 molL^-1. [H3O⁺]  [HO^-] = Ke  [HO^-] =

-14 e

-12 3

10 3,98 10 H O

K

 

  

 

= 2,5110^-3 molL^-1. La concentration en ions oxonium est également donnée par la relation :

[HO^-] = ^{1 1 2 2 2 1 2 1 2 1} ₂

1 2 1 1

3 2 5 5

3 3 3

c V c V c V c V c V

V V V V c

         

   

  

D’où : c2 = ³ HO^{- 3} 2,51 10^-3

5  5  = 1,5110^-3 molL^-1 Et : c1 = 3  c2 = 3  1,5110^-3 = 4,5310^-3 molL^-1

[Na⁺] =

-3

1 1

1 2

4,53 10 0,200 0,600 c V

V V

  

  = 1,5110^-3 molL^-1

[K⁺] =

-3

2 2

1 2

1,51 10 0,400 0,600 c V

V V

  

  = 1,0110^-3 molL^-1

La conductivité σ du mélange obtenu est donnée par la relation :

σ = λK⁺[K⁺] + λNa⁺[Na⁺] + λHO^-[HO^-] où les concentrations sont en molm^-3 σ = (7,3510^-3  1,01) + (5,0110^-3  1,51) + (19,910^-3  2,51) = 64,9 mSm^-1 --- 27. Dans le manuel élève, une donnée a été rajoutée :

« Donnée : λCH3CO2^- = 4,0910^-3 molL^-1” a. Équation de la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau :

CH3CO2H (aq) + H2O (

l

- (aq) + H3O⁺ (aq)

b. Ka =

   





CO CH O H

2 3

2 3 3

 

.

c. La conductivité σ de la solution est donnée par la relation : σ = λH3O⁺[H3O⁺] + λCH3CO2^-[CH3CO2

-] d. En conductimétrie, la concentration molaire est exprimée en molm^-3. e. On a : [H3O⁺] = [CH3CO2

-] = cf. D’où :

σ = (λH3O⁺ + λCH3CO2^-)  [H3O⁺] = (λH3O⁺ + λCH3CO2^-)  cf

cf =



 

CO2 CH3 3O

H λ

λ σ

cf =

-2

-3 -3

1,59 10 35,0 10 4,09 10



   = 4,0710^-1 molm^-3 cf = 4,0710^-4 molL^-1

f. cf << c : on peut négliger la concentration finale en ions éthanoate devant la concentration molaire c. D’où :

[CH3CO2H]f = c – cf = c g. Ka =

 

3 3 2 f f

3 2

H O CH CO CH CO H

c c c

 

    

    

Ka =

2

cf

c

h.Ka =





-2

4,07 10 1,00 10



 = 1,6610^-5

pKa = -log Ka = -log (1,6610^-5) = 4,78

--- 28. 1. Mélange initial

nD = c0  V0 = 2,010^-2  20,010^-3 = 4,010^-4 mol 2. Réaction entre le glucose et le diiode

a. Couples oxydant/réducteur : - RCO2

- (aq)/RCHO (aq) - I2 (aq)/I^- (aq)

Les oxydants sont l’ion gluconate RCO2

- et le diiode I2. Les réducteurs sont le glucose RCHO et l’ion iodure I^-.

b. La solution étant colorée, il reste donc du diiode dans le milieu réactionnel.

Le réactif limitant est le glucose c.

Équation I₂(aq)^RCHO(aq) ^ 3HO^(aq) ^2I^-(aq) ^RCO₂^-(aq)^2H₂O(l)

État Avancement Quantités de matière

initial 0 nD nG en excès 0 0 solvant

en cours x nD - x nG - x en excès 2x x solvant

final xmax nR nG - xmax en excès 2xmax xmax solvant d. Le réactif limitant étant le glucose :

nG - xmax = 0

De plus : nR = nD - xmax = nD - nG  nG = nD – nR

3. Dosage du diiode en excès

a. Par lecture graphique, la concentration cR de diiode restant dans la solution est : cR = 3,0 mmolL^-1

D’où : nR = cR  Vfiole = 3,010^-3  50,010^-3 = 1,510^-4 mol b. nG = nD – nR = 4,010^-4 – 1,510^-4 = 2,510^-4 mol.

4. Conclusion

nG représente la quantité de glucose présent dans 2,0 mL de jus de fruit.

D’où : n’G = 500  nG = 1,310^-1 mol

Et : m = n’  M = 500  n  M = 500  2,510^-4  180

29. 1. Étude du sulfate de zinc a. et b.

Solution Si S1 S2 S3 S4 S5 S6

ci (mmolL^-1) 0,10 0,20 0,50 1,0 5,0 10

σi (en 10^-3 Sm^-1) 3,51 6,87 16,5 31,2 121 189

ci (molm^-3) 0,10 0,20 0,50 1,0 5,0 10

 )

1/2 -3/2

(mol m

ci 0,32 0,45 0,71 1,0 2,2 3,2

Λ (Sm²mol^-1) 0,0351 0,0344 0,0330 0,0312 0,0242 0,0189 c.

d. On observe bien une relation linéaire entre Λ et c_i . La loi de Kohlrausch s’écrit alors : Λ = 0,0369 – 0,0057 c_i

2. Étude de l’acide éthanoïque a.

Solution Si S1 S2 S3 S4 S5 S6

ci (mmolL^-1) 0,10 0,20 0,50 1,0 5,0 10

σi (en 10^-3 Sm^-1) 2,25 3,22 5,35 7,80 18,5 25,0

ci (molm^-3) 0,10 0,20 0,50 1,0 5,0 10

 )

1/2 -3/2

(mol m

ci 0,32 0,45 0,71 1,0 2,2 3,2

Λ (Sm²mol^-1) 0,0225 0,0161 0,0107 0,00708 0,00370 0,00250

y = -0,0057x + 0,0369 R² = 0,9996

0 0,005 0,01 0,015 0,02 0,025 0,03 0,035 0,04

0 0,5 1 1,5 2 2,5 3 3,5

Λ (Sm²mol^-1)

) m . (mol^{1/2 -3/2} ci

)

b. La courbe obtenue n’est pas une droite, contrairement au cas précédent. Il n’y a donc pas de relation simple entre Λ et c_i .

Dans le cas d’un électrolyte fort comme le sulfate de zinc, c’est-à-dire une espèce se dissociant totalement dans l’eau, il existe une relation linéaire entre Λ et c_i : c’est la loi de Kohlrausch. C’est relation linéaire n’existe plus dans le cas d’électrolytes faibles.

--- 30. Proposition de synthèse de documents

En aquariophilie, la survie d’une espèce (comme le Paracheirodon innesi) exige que l’eau dans laquelle elle évolue respecte des critères bien définis : température, pH, dureté, etc.

La dureté d’une eau correspond à la quantité de sels de calcium et de magnésium dissous dans cette eau. La dureté peut être exprimée en degrés français (°TH) ou degrés allemand (°gH ou

°dH). Dans le cas du Paracheirodon innesi, la dureté de l’eau doit être comprise entre 3 °dH et 10 °dH, ce qui correspond à une eau douce.

Pour connaître la dureté d’une eau, il faut donc déterminer la quantité de sels de calcium et de magnésium dissous, ce qui revient à déterminer la quantité d’ions calcium et magnésium présents dans cette eau.

La présence d’ions dans l’eau lui assure un caractère de conducteur électrique. Une mesure de conductivité permet ainsi de déterminer la quantité d’ions présents dans une eau, et donc de savoir si cette eau est douce ou dure. Plus la conductivité électrique d’une eau est élevée, plus sa concentration en ions est grande, et plus elle est dure.

Les appareils utilisés en aquariophilie peuvent mesurer la conductivité de l’eau de l’aquarium.

En atteste la notice jointe dans laquelle apparaît l’indication « µS/cm », qui correspond à l’unité de la conductivité. Ainsi, une simple mesure de conductivité de l’eau d’un aquarium permet de savoir très rapidement si cette eau constitue un milieu propice aux poissons qui y vivent.

---

y = 0,0076x^-0,9474 R² = 0,9983

0 0,005 0,01 0,015 0,02 0,025

0 0,5 1 1,5 2 2,5 3 3,5

Λ (Sm²mol^-1)

) m . (mol^{1/2 -3/2} ci

)