Par définition la conductance (G) d’une portion de solution ionique est égale à l’inverse de la résistance R de cette même portion de solution.

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Cours Bac Pro-07 V8

1- Définition

La conductivité ( ) représente l’aptitude d’une solution à conduire le courant électrique. Cette grandeur ayant pour unité le Siemens par mètre (S/m).

Autre multiple utilisé : le milliSiemens par centimètre (mS/cm)

L’appareil de mesure se nomme un conductimètre.

Une électrode est plongée dans la solution, la lecture sur le cadran vaut : . Quelles sont les espèces chimiques responsables de cette conductibilité ?

2-Conductance et conductivité

Pour déterminer expérimentalement une valeur de conductivité à partir de la conductance, il est nécessaire de connaître la valeur de la surface immergée des électrodes et la distance qui les sépare.

Par définition la conductance (G) d’une portion de solution ionique est égale à l’inverse de la résistance R de cette même portion de solution.

Grandeurs et unités :

Conductance : en Siemens (S) ; Résistance (R) : en Ohm ()

La conductance d’une portion de solution électrolytique est proportionnelle au quotient :

.

(s représente la surface et L la distance entre les deux électrodes).

La cellule de conductivité est constituée de deux plaques de cuivre (surface carré) mesurant 1 cm de côté soit une surface de : et séparé l’une de l’autre de : .

( et Electrode de mesure

Conductimètre

L

s

(2)

Cours Bac Pro-07 V8

On définit la relation suivante :

G



s L

Grandeurs

Conductance La conductivité La surface de l’électrode

Distance entre les 2 électrodes

Unités

Siemens

(S)

Siemens par mètre (S/m ou S.m

^-1

)

Mètre-carré (m²)

Mètre (m)

3- Application

On réalise l’expérience suivante :

Les mesures ont donné les résultats suivants :

et

① A partir de la loi d’Ohm, calculer la résistance .

② Calculer la conductance (G).

③ Calculer la conductivité () de la solution.

4- Expérience : Mesure de la conductivité de l’eau pure

L’eau pure est un liquide incolore qui ne renferme que des molécules d’eau (H2O). On a vu qu’une solution est conductrice du courant si elle renferme des ions.

→ Que constate t-on ?

→ Quelle interprétation pouvez-vous faire ?

(3)

Cours Bac Pro-07 V8

5- Conclusion

Comme la conductivité est faible mais non nulle, alors l’eau pure renferme des ions en très très faible quantité.

Ces ions provenant de l’eau ne peuvent être constitués que de l’élément hydrogène et de l’élément oxygène .

C’est ions sont :

- L’ion hydronium ou oxonium

.

- L’ion hydroxyde

ou .

Pour obtenir la synthèse de ses ions à partir des molécules d’eau, il faut écrire l’équation bilan :

C’est l’autoprotolyse de la molécule d’eau.

Toutes solutions aqueuses (dont le solvant est de l’eau) renferment au moins les espèces chimiques suivantes :

- Des molécules d’eau

en très très grande quantité.

- Des ions hydronium

en très faible quantité.

- Des ions hydroxydes en très faible quantité.

6- Le produit ionique de l’eau

Le produit de la concentration molaire en ions hydronium H

3

O

⁺

par la concentration molaire en ions hydroxyde HO

^-

est toujours constant et est égale à K

e

.

avec

[H

3

O

⁺

] et [HO

^-

] sont des concentrations molaires exprimées en mol/L

Exprimer alors [H3O⁺] en fonction de [HO^-] et Ke ; Puis [HO^-] en fonction de [H3O⁺] et Ke.

(4)

Cours Bac Pro-07 V8

1- Notion de pH

Le pH est une valeur comprise entre 0 et 14.

Si le pH < 7, la solution est acide.

Si le pH > 7, la solution est basique.

Et un pH  7, la solution est neutre.

Le pH est une échelle logarithmique (Multiplier par 10 le degré d’acidité ou d’alcalinité).

Exemple : Solution de pH 5 = 10  plus acide qu’une solution de pH 6.

Solution de pH 4 = 100  plus acide qu’une solution de pH 6

2- Comment mesure t-on le pH ?

3-1 Le papier pH

C’est un papier qui prend une couleur donnée en fonction du pH de la solution. Par comparaison sur des étalons de couleurs, on détermine le pH d’une solution. (Précision : l’unité pH).

3-2 Le pH-mètre

Appareil de mesure qui vous renseigne sur la valeur du pH d’une solution.

(Précision : au 10^ème unité pH)

3-3 L’indicateur coloré

Prend une couleur en fonction du pH de la solution (Précision : indique si la solution est acide, basique ou neutre)

Le Bleu de Bromothymol : Pour un pH < 6 (Acide) : couleur jaune ; Un pH > 7,6 (Basique) : couleur bleue ; Couleur vert pour un pH compris entre 6 et 7,6 (Neutre).

3- Comment calculer le pH d’une solution

Le pH est lié à la concentration en ion hydronium (H

3

O

⁺

) d’une solution.

Par exemple :

Une solution de concentration en ions hydronium [H3O⁺] = 10^-1 mol/L présente un pH = 1.

Si la concentration est [H3O⁺] = 10^-2 mol/L le pH est de 2 etc… Inversement, si le pH = 9, cela signifie que dans cette solution [H3O⁺] = 10^-9 mol/L. On obtient l’échelle suivante :

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

[H3O⁺] mol/L pH

(5)

Cours Bac Pro-07 V8

La notion de pH a été introduite en 1909 par le chimiste danois Soërensen. Il est plus simple d’exprimer l’acidité d’une solution par son pH que par sa concentration en ions hydronium (H3O⁺).

On en déduit que :

et

Exemple 1 : Une solution acide a une concentration en ions hydronium . Calculer le pH de cette solution.

Exemple 2 : Une solution d’hydroxyde de sodium à un .

Calculer la concentration en ions hydronium et hydroxyde de cette solution.

Comparer ses deux concentrations.

4- Applications

Exercice n°1 : La concentration en ions hydronium d’un jus de citron exprimée en mol/L vaut : .

1-1 Calculer son pH.

1-2 Calculer la concentration en ions hydroxyde . Et comparer et .

(6)

Cours Bac Pro-07 V8 Exercice n°2

2-1 Calculer le pH d’une solution vinaigrée, dont la concentration en ions hydronium :

2-2 Quelle va être la couleur prise par le papier pH ?

Exercice n°3 : Une solution d’ammoniaque a un . 3-1 Quelle va être la couleur prise par le papier pH ?

3-2 Calculer la concentration en ions : . 3-3 Calculer la concentration en ions : .

Exercice n°4 : La soude est une base. Sa concentration en ions . 4-1 Calculer la concentration en ions .

4-2 En déduire le pH de la solution.

4-3 Quelle va être la couleur prise par le papier pH ?

Exercice n°5: Le bicarbonate est une solution basique.

Sa concentration en ions . 5-1 Calculer la concentration en ions .

5-2 En déduire le pH de la solution.

5- Conclusion

 Si le pH < 7 alors la solution est acide et la concentration en ions

 Si le pH = 7 alors la solution est neutre et la concentration en ions

 Si le pH > 7 alors la solution est basique et la concentration en ions

(7)

Cours Bac Pro-07 V8

1- Historique

Précédemment on a vu que la molécule d’eau (H2O) donnait naissance à des ions hydronium et des ions hydroxyde . C’est ions et ne figure jamais sur les étiquettes d’eau pourtant leurs importance vont permettre de caractériser les solutions dites acides ou basiques.

C’est le chimiste danois Brönsted qui à proposé la théorie de l’acido-basicité fondée sur l’échange de protons H⁺.

2- Cas d’un acide

Un acide est une espèce chimique capable de céder un proton H

⁺

.

A

1

 B

1

+ H

⁺ On dit que B1 est la base conjuguée de l’acide A1

Exemple : L’acide fluorhydrique :

3- Cas d’une base

Une base est une espèce chimique capable d’accepter un proton H

⁺

.

B

2

+ H

⁺ A2

On dit que A2 est l’acide conjugué de la base B2

Exemple : L’ammoniac

4- Le couple acide base 4-1 Définition

Un couple acide/base est l’ensemble d’un acide et d’une base succeptibles de s’échanger un proton H

⁺

selon la demi-équation acido-basique :

On dit que le

couple acide base

est

(8)

Cours Bac Pro-07 V8

4-2 Quelques couples acide/base

Couples Forme acide Forme basique Demi-équation acido-basique

5- Composés amphotères

Un composé amphotère est un composé qui peut se comporter comme un acide ou une base au sens de Brönsted.

 La molécule d’eau :

 L’ion bicarbonate :

(9)

Cours Bac Pro-07 V8

6- Réaction acide base selon Brönsted

La réaction acide-base est un transfert de protons ( ) de l’acide d’un couple acide/base à la base d’un autre couple acide/base.

6-1 Réaction de l’acide chlorhydrique ( ) sur l’hydroxyde de sodium ( ).

6-2 Réaction de l’acide chlorhydrique ( ) sur l’ammoniac ( ).

6-3 Réaction de l’acide éthanoïque

(

)

sur l’ammoniac

( ).

6-4 Réaction de l’acide éthanoïque ( ) sur l’ion hydrogénocarbonate ( ).

Résumé du cours

(10)

Cours Bac Pro-07 V8

1- Principe d’un dosage acido-basique

Doser ou titrer une espèce chimique consiste à déterminer la concentration molaire de cette espèce. Cela revient aussi à déterminer la quantité de matière (en moles) de cette espèce présente pour un volume donné de cette solution.

L’espèce dont on veut déterminer sa concentration molaire s’appelle le

réactif titré

. Il est situé dans l’erlen.

Dans la burette graduée se trouve le

réactif titrant

dont on connait sa concentration molaire.

2- Le point d’équivalence

Si l’acide est le réactif titré, alors on neutralise l’acide (A) par une base (B).

Selon l’équation suivante : + → C L’acide réagit sur la base pour donner un nouveau composé : .

Etat initial On verse la base dans l’acide A l’équivalence Après l’équivalence Burette

Base (B)

Becher Acide (A)

(A) et (B) réagissent

pour donner le

composé (C)

La base (B) a neutralisée tout l’acide (A) ; il ne

reste plus d’acide dans le

bécher.

La base (B) se trouve en excès

dans le bécher.

Parmi les réactifs (A) et (B), dans le bécher ; Qui est : En excès ? :...

En défaut ? :…………

Parmi les réactifs (A) et (B), dans le bécher ; Qui est :

En excès ? :...

D’après l’équation : + → C

+ →

Réactifs

Coefficient stœchiométrique de l’équation du dosage

1 mol 1 mol

Nombre de moles

soit

Burette : Réactif titrant

Concentration : connue

Erlen : Réactif titré

Concentration : ???

A l’équivalence :

(11)

Cours Bac Pro-07 V8

L’équivalence est obtenue lorsque les ions

provenant de l’acide ont été

neutralisés par les ions

provenant de la base.

A l’équivalence, le réactif titrant et le réactif titré se trouve dans les proportions stœchiométriques de l’équation du dosage :

: Concentration molaire de l’acide ; : Concentration molaire de la base. En mol/L.

: Volume d’acide et : Volume de base. Exprimé en Litre.

3- Le titrage : Protocole opératoire

Pour doser une solution, afin de déterminer la concentration de celle-ci, plusieurs protocoles opératoires sont possibles.

3-1 Titrage par colorimétrie

Ce titrage est basé sur un changement de couleur de la solution titrée.

Ce changement de couleur est provoqué par l’addition d’un indicateur coloré dans la solution titrée.

Les indicateurs colorés les plus utilisés sont :

- Le bleu de bromotymol (BBT) : virage du jaune au bleu en passant par le vert.

- La phénol phtaléine (PP) : virage de l’incolore au rose violacé.

3-2 Titrage pH-métrique

On utilise un pH-mètre, qui relève le pH à chaque ajout de solution titrante versée.

Un tableau de mesure relève le volume de solution titrante et le pH mesuré.

On trace une courbe montrant l’évolution du pH en fonction du réactif titrant versé.

L’équivalence se situe au niveau du saut de pH

Résumé du cours

Principe du dosage

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Cours Bac Pro-07 V8

Le point d’équivalence se situe sur la courbe, au niveau du saut de pH.

Pour déterminer ce point :

→ On trace deux tangentes à la courbe, parallèles et situées de part et d’autre du point équivalent.

→ On trace ensuite la parallèle à ces deux tangentes, équidistante de celle-ci.

→ Son intersection avec la courbe détermine le point d’équivalence : E.

On trouve le volume à l’équivalence VE sur l’axe des abscisses.

4- Applications

Exercice n°1 : Dosage de l’acide lactique contenu dans un lait. (Bac Pro 2020).

Prélever un volume = 10 mL de lait et le placer dans un bécher. Y ajouter 2 gouttes de phénolphtaléine (indicateur coloré).

A l’aide d’une burette, verser une solution de soude de concentration molaire . Le volume de soude versé à l’équivalence a pour valeur : .

1-1 Annoter le schéma du montage du dosage.

1-2 Compléter, l’équation bilan de la réaction du dosage.

Acide lactique + soude

1-3 Justifier la relation à l’équivalence :

1-4 Calculer la valeur de la concentration molaire en acide lactique du lait et monter que sa valeur est voisine de : 0,02 mol/L.

1-5 La formule brute de l’acide lactique est . Calculer la masse moléculaire de l’acide lactique.

On donne les masses atomiques en g/mol des éléments suivants : ; ; .

Méthode des tangentes

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Cours Bac Pro-07 V8

1-6 L’acidité d’un lait s’exprime en degré Dornic (°D). On calcul l’acidité Dornic d’un lait par l’expression : .

Calculer m’acidité Dornic du lait dosé.

1-7 Conclure sur la fraicheur du lait.

Exercice n°2 : Dosage d’un vinaigre par pH-métrie (Sujet Bac Pro 2020)

Un vinaigre est caractérisé par son degré acétique, un degré acétique correspond à 1 g d’acide acétique pur pour 100 mL de vinaigre. Pour préparer une conserve de cornichons, le degré de l’acide acétique utilisé doit être supérieur à 5° pour bien conserver, mais rester inférieur à 6° afin de ne pas donner un gout trop acide.

Un vinaigre est contrôlé avant son utilisation dans en laboratoire, pour un dosage acido-basique suivant le protocole suivant :

- Prélever un volume de de vinaigre (S0) et le diluer dans une fiole jaugée de , la solution obtenue est appelée : SA.

- Prélever un volume de SA , le verser dans un bécher, et effectuer un dosage pH- métrique par une solution d’hydroxyde de sodium (SB) de concentration molaire en ions hydroxyde : : .

- Suivre l’évolution du pH du milieu réactionnel en fonction du volume de SA versée à la burette graduée.

Données :

Masse molaire de l’acide acétique :

Equation support du dosage :

2-1 Annoter le schéma du dosage (en fin de l’exercice).

2-2 A partir de la courbe, déterminer le volume à l’équivalence

d’hydroxyde de sodium versé. Les traces de la détermination doivent être visibles.

Critères de fraîcheur d’un lait Lait frais : Acidité de 16 à 18°D Lait commercial : Acidité de 19 à 21°D Lait périmé : Acidité >21°C

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Cours Bac Pro-07 V8

2-3 est la concentration molaire en acide acétique dans la solution SA Etablir qu’à l’équivalence, on a la relation :

2-4 Montrer que a une valeur proche de : 0,09 mol/L

2-5 En déduire la valeur de la concentration en acide acétique dans le vinaigre.

2-6 Indiquer, en justifiant, si ce vinaigre peut être utilisé pour préparer des conserves de cornichons

Schéma du dosage de l’acide acétique à compléter.