Post on 21-Jun-2015
Introduction a la chimie de l’eau
1 Qu’est-ce que l’eau
2 Les solides en suspension
3 Les reactions a l’equilibre
4 Quelques polluants et leur traitement
5 Les qualites d’eau utilisees dans l’industrie
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Les points a retenir
1 L’eau dissous tout (ou presque) ! ! !
2 Conductivite, pH et potentiel Redox decrivent l’etat dereactions equilibrees
3 Attention a la variete d’unites utilisees !
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EAU
Eau : H2O plus polluants
Caracteristiques remarquables :
Densite plus faible a l’etat solideTension de surface eleveeChaleur de vaporisation eleveeSolvant universel : ce qui nous preoccupe !
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La molecule d’eau
La molécule d'eau
Traitement de l' eau ozone.ch, 2017 Boudry, http://www.ozone.ch E. Riboni, U. Moerschell
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L’eau, solvant universel
L'eau, solvant universel
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Classes d’impuretes
Classes d'impurtés
Impurtés
Solubles
Inorganiques
Ionisées Non ionisées
Organiques
Insolubles
Inorganiques OrganiquesMicro-
organismes
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Les composants peuvent changer
Au contact avec l’air : oxygene, CO2, pH, radon, fer,chlore.
Par activite biologique : composants organiques sontdegrades en CO2, CH4, NO−
2 , NO−3 , NH3, H2S, avec ou
sans consommation d’oxygene.
Dans le sol : dissolution de roches.
Eau demineralisee : dissolution de traces dans reservoirset conduites.
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La mesure des polluants
Turbidite
Coloration
SDI
pH
Potentiel Redox
Conductivite
Durete
Concentrations (ppm, mg/l)
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Analyse d’eau - exempleEquivalents pour une analyse d'eau
pH 7.2
Conductivité 730 µS/cm
Dureté totale 26.5 °fH
Alcalinité méthylorange 3.3 mmol/L
Equivalents Equivalents comme CaCO3
Calcium 85.0 mg/L 4.248 mval/L 212.4 ppm comme CaCO3
Magnesium 9.6 mg/L 0.787 mval/L 39.3 ppm comme CaCO3
Sodium 18.2 mg/L 0.791 mval/L 39.6 ppm comme CaCO3
Potassium 9.5 mg/L 0.242 mval/L 12.1 ppm comme CaCO3
Fer 0.5 mg/L 0.018 mval/L 0.9 ppm comme CaCO3
Barium 0.02 mg/L 0.000 mval/L 0.0 ppm comme CaCO3
Strontium 11.5 mg/L 0.262 mval/L 13.1 ppm comme CaCO3
6.349 mVal/L cations 317.5 ppm comme CaCO3
Bicarbonates 201.2 mg/L 3.299 mval/L 164.9 ppm comme CaCO3
Sulfates 62.8 mg/L 1.308 mval/L 65.4 ppm comme CaCO3
Chlorures 39.1 mg/L 1.101 mval/L 55.0 ppm comme CaCO3
Nitrates 30.0 mg/L 0.484 mval/L 24.2 ppm comme CaCO3
Fluorures 2.0 mg/L 0.103 mval/L 5.1 ppm comme CaCO3
6.294 mVal/L Anions 314.7 ppm comme CaCO3
Silice comme SiO2 20.0 mg/L
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Solides en suspension
1 Problemes :1 Pompes2 Membranes d’osmoseurs3 Produit fini (Qualite)
2 Comment les eliminer de l’eau :1 Filtration2 Clarification
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Solides en suspension : mesure
1 SDI :1 Specifique aux membranes d’osmose inverse2 Interpretation :
1 < 3 : pas a peu d’entartrage de la membrane2 3 a 5 : conditions normales d’utilisation3 > 5 : entartrage excessif a prevoir
2 Turbidite :1 Problemes si turbidite > 1 NTU
3 Comptage de particules :1 Relativement cher2 Rarement reellement necessaire
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Comptage de particules Malevern — Exemple
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Les reactions a l’equilibre : pH, Redox et conductivite
1 Qu’est-ce que c’est ?
2 A quoi ca sert ?
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pH et equilibre chimique de l’eau
L’eau est en partie dissociee : H2O H+ + OH−
Definition : pH = −log [H+]
Ke = [H3O+]× [OH−] = 10−14 mol/l a 25 C
Ke est la constante de dissociation de l’eau
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Definitions :
Un acide est un donneur d’ions H+
Une base est un accepteur d’ions H+
Un acide fort est completement dissocie dans l’eau
Un acide faible est partiellement dissocie dans l’eau
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A quoi ca sert ?
1 Est-ce que l’eau est acide ou basique ?
2 Le pH influence la limite de solubilite de de diversmineraux dans l’eau.
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A retenir :
A quoi ca sert ? A savoir si une eau est acide ou basique(ou neutre)
Plus une eau est acide, plus elle est corrosive
Plus une eau est basique, plus il y aura de precipitations
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Exemples d’acides
Acides forts : HCl, HBr
Acides faibles : Acide carbonique H2CO3, SulfuriqueH2SO4 (K2 = 0, 012)
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Oxydoreduction
La definition classique (Lavoisier) :
L’oxydation signifie combinaison avec l’oxygene. Parexemple : 2Hg + O2 −→ Hg2O2
Une reduction est l’extraction d’un metal de son oxyde. Parexemple :SO2 −→ S + O2
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Oxydoreduction
Les definitions modernes :
Oxydation : perte d’un ou plusieurs electrons. p.ex :Fe↔ Fe++ + 2e−
Reduction : acceptation d’un ou plusieurs electrons.p.ex. : Cl2 + 2e− ↔ 2Cl−, O2 + 4e− + 2H2O↔ 4OH−
Ensemble de ces reactions : oxydoreduction.
Oxydant : substance qui peut accepter des electrons
Reducteur : substance qui peut donner des electrons
Le potentiel Redox d’une solution : potentiel d’uneelectrode de platine dans la solution par rapport a uneelectrode standard
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Et a quoi tout cela peut bien servir ?
Par exemple, a savoir si le fer va precipiter dans l’eau, avec undiagramme potentiel-pH ou diagramme de Pourbaix :
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Utilisation du diagramme de Pourbaix
Fe2+ + 2OH− Fe(OH)2 ↓Fe3+ + 3OH− Fe(OH)3 ↓
Fe(OH)2, Fe(OH)3 et Fe precipitent.
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Conductivite /Resistivite
Conductivité /Résistivité
100
1000
10000
100000
1 10 100 1000
Concentration mVal/L
Con
duct
. e
n µS
/cm
CaCl2
KCl
KHCO3
MgCl2
NH4Cl
NaCl
NaNO3
NiSO4
ZnCl2
ZnSO4
HCl
H2SO4
NaOH
118µS/cm pour 1 mval/L
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−→ La conductivite de l’eau est une mesure approximativede la quantite totale de solides dissous dans l’eau.
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Dissolution et Precipitation
Les sels mineraux se dissolvent dans l’eau
Il s’agit d’une reaction qui peut etre a l’equilibre, p.ex. :
NaCl Na+ + Cl−
CaSO4 Ca++ + SO2−4
Na2SO4 2Na+ + SO2−4
CaCl2 Ca++ + 2Cl−
Dissolution jusqu’a epuisement du sel ou saturation
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Ions dans l’eau : unites de concentration
Unite plus courante : mg/l
Souvent : ppm. Sauf indication contraire, 1 ppm = 1 mg/l
Autres unites : Mol/L et val/L ou equ/L
Grain : frequent dans la litterature anglo-saxone :
1 grain = 1/7000 lb1 grain/gal US = 17.1 mg/l
”Comme CaCO3” : utilise dans la litterature anglo-saxone,pratique pour les calculs d’equilibre, source d’innombrableserreurs
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Facteurs de conversion pour les ions plus courants
Ion mMol/l mVal/l Comme CaCO3
Ca++ 40 20 2.50
Na+ 23.5 23.5 23.5
Mg++ 24.3 12.2 4.12
Cl− 35.5 35.5 1.41
SO2−4 96 48 1.04
HCO−3 61 61 0.82
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Durete
Definition : Quantite totale de Ca++ et Mg++ dans l’eau.
Degres de durete :1 Francais = 10 mg/l CaCO3
1 Allemand = 10 mg/l CaO1 UK = 1g/ UK Gal CaCO3
1 US = 1 ppm CaCO3
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Conversion des degres de durete
France UK Allemagne USA
1.43 1 0.8 14.3
1 0.7 0.56 10.0
1.79 1.25 1 17.9
0.1 10.07 0.056 1
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Alcalinite
Definition : l’alcalinite est la mesure du pouvoir tampon d’uneeau, c’est-a-dire de sa capacite a resister a unaccroissement ou a un abaissement du pH
Mesure : somme des concentrations d’ions de bicarbonate,de carbonate et d’hydroxyde, exprimee commeconcentration equivalente de carbonate de calcium(CaCO).
Utilite pratique : permets de determiner si une eau estincrustante ou corrosive
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Calcaire
Est en general le composant principal de la durete
Provenance : dissolution de roches calcaires par l’eau depluie (acide)
Probleme : precipitations (entartrage) !
Comment savoir si il y aura formation de tartre ?
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L’equilibre calco-carbonique de l’eau
CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO−3
HCO−3 H+ + CO−−
3
CaCO3 Ca++ + CO−−3
Si l’on combine les reactions :
Ca++ + 2HCO−3 CO2 + H2O + CaCO3 ↓
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Eau aggressive, eau formant depots
L’agressivite de l’eau, ou au contraire, sa tendance a former desdepots de tartre, sera fonction des parametres suivants :
La temperature
L’alcalinite
Le pH
La durete
La concentration totale de solides dissous
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Nomogramme de Langelier et Ryznard
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Calcul, indice de Langelier
LSI = pH − pHs (1)
Avec :
pH : pH mesure
pHs : pH a saturation
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Calcul, indice de Langelier – 2
pHs peut etre estime par :
pHs = (9.3 + A + B)− (C + D) (2)
Avec :
A =log10(TDS)− 1
10(3)
B = −13.12× log10(T + 273) + 34.55 (4)
C = log10(Durete)− 0.4 (5)
D = log10(Alcalinite) (6)
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Calcaire : Prevention du tartre - Methodes
1 Injection d’acide
2 Adoucisseur
3 Inhibiteurs chimiques
4 Champ electrique
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Calcaire : Prevention du tartre par adoucissement
L’addoucisseur enleve le calcium et evite ainsi lesprecipitations.
Echangeur d’ions regenere avec du sel
Methode la plus sure
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Calcaire : Prevention du tartre - Inhibiteurs chimiques
Exemple : polyphosphates
Sont censes empecher les precipitations de se former ou decoller aux installations
Courants pour chaudieres et tours de refroidissement
Pas recommandes en amont d’un osmoseur
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Calcaire : Prevention du tartre par champ electrique
Retardent la formation du tartre
Impossible de verifier le bon fonctionnement
Difficile d’evaluer si les promesses des fournisseurs sontrealistes
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Le CO2 dans l’eau
Le CO2 dans l’eau est sous differentes formes en fonction dupH :
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Le CO2 dans l’eau — Implications pratiques
Implications :
1 Degazage : toujours a bas pH
2 La presence de CO2 affecte la capacite des echangeursd’ions
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Sulfates SO2−4
Contenus dans pratiquement toutes les eaux naturelles
Se forment lors d’une injection d’acide
Forment du tartre avec des quantites minimes de Barium,Strontium et plomb.
Avec du Calcium en quantite consequente, formation deplatre.
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Sulfate SO2−4 — Traitement
Addoucissement enleve les cations susceptibles de formerdes precipites.
Inhibiteurs peuvent etre une solution pour les sulfates trespeu solubles, mais pas pour le platre (trop grande quantitede precipite)
Les precipites de sulfate existants resistent aux nettoyagesacides et ne peuvent etre elimines qu’avec des agentscomplexants, p.ex. EDTA.
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Silice SiO2
Soluble a 120 ppm
A pH eleve : en partie ”activee” :SiO2 + H2O H+ + H3SiO
−4
Silice colloidale : en combinaison avec des moleculesorganiques (squelette de certaines algues)
Probleme : chaudieres, turbines (depots)
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Silice SiO2 - Traitement
Osmose inverse : silice reactive : 98%, silice colloidale :100%.
Echangeur d’ions : silice reactive ¡ 0.2 ppm. Silicecolloidale passe.
Probleme : Savoir quand la resine est epuise, puisque lasilice n’affecte pas la conductivite.
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Fer
Present sous forme ionique dans toutes les eauxsouterraines, donc pratiquement toutes les eaux potables
Entartrage de membranes d’osmoseur possible
Elimination :
Oxydation au chlore avant un filtre a sableSable vert ou autre media deferrisant (MTM, BIRM, etc.)
Manganese : reactions analogues, plus rare mais precipiteplus volumineux.
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Chlore
Cl2 + H2O HOCl + H+ + Cl− OCl− + 2H+ + Cl−
A pH eleve, l’equilibre se deplace vers la droite.
C’est le desinfectant, ajoute a l’eau par le distributeur d’eau.
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Chlore - Formes utilisees
Gaz Cl2 (seulement pour de tres grandes quantites,stockage difficile)
Comme liquide (solution d’hypochlorite, pour des quantitesnormales)
Dioxyde de chlore ClO2 ou chloramines NH2Cl (restentplus longtemps dans l’eau)
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Chlore et osmose inverse
Le chlore sous toutes ses formes oxyde les membranes enpolyamide des osmoseurs.
Elimination du chlore : par charbon actif
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Chloramines
Attention : difficiles a eliminer.
Charbon actif ne les enleve que tres peu.
Metabisulfite : necessite un dosage tres eleve (env. 50 foisle dosage habituel).
Les membranes en polyamide sont oxydees aussi par deschloramines
Probleme potentiel avec certaines eaux potables
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Trihalomethanes
Trihalomethanes :
HCCl3HCCl2BrHCClBr2HCBR3
Origine : ”debris” organiques
Causent des cancers
Pas de methodes efficaces de les eliminer. Il faut donceliminer les precurseurs
P.ex. utiliser l’ozone au lieu du chlore
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Substances organiques
Beaucoup de substances differentes
Problemes :
Coloration de l’eauFavorisent la croissance de bacteries
Procedes d’elimination possibles :
OzoneCharbon actifPrecipitation/decantation, filtration
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Substances organiques : elimination
Acides humiques, restes de vegetaux : ultrafiltration
Pesticides : ozone et charbon actif
Eau de surface : ultrafiltration (ou ozone) et charbon actif
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Microorganismes
Beaucoup de sortes differentes
Analyse
Quantite totale
Quelques sortes dangereuses ou revelatrices (E-Coli)
Procedes courants d’analyse :
Filtration et comptageIncubation de 100 mL avec nutrients et indicateurRecherche specifique :
Colibacteries (pollution fecale)Bacteries mesophiles (potentiellement phatogenes)
Traitement : voir chapitre desinfection de l’eau
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Est-ce que je dois me preoccuper des micro-organismes ?
Quelques raisons de se preoccuper des micro-organismes :
Taches sur les pieces rincees
Les biofilms dans les conduites peuvent relarguer
Les biofilms dans les appareils de traitement de l’eaupeuvent affecter :
MembranesResines
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Les points a retenir
1 L’eau dissous tout (ou presque) ! ! !
2 Conductivite, pH et potentiel Redox decrivent l’etat dereactions equilibrees
3 Attention a la variete d’unites utilisees !
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Les qualites d’eau dans l’industrie
L’eau potable ou de ville
L’eau industrielle ou de refroidissement
L’eau adoucie
L’eau osmosee
L’eau demineralisee
Les eaux specifiques a certaines industries : eau purifiee,WFI, eau 18 Mega Ohm
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L’eau potable
Solides dissous : de l’ordre de 150 a 350 ppm
Generalement legerement incrustante
pH typiquement entre 7 et 8.5
Toujours chloree
Micro-organismes presents
Particules en suspension : rouille, sable, etc.
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L’eau industrielle
Provenance : forage ou surface
Charge en particules et micro-organismes fortementvariable
Filtration toujours necessaire
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L’eau adoucie
ATTENTION a la definition !
Eau a l’equilibre calco-carbonique, ou bien
Eau a 0 dF ?
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L’eau osmosee
De l’ordre de 6 a 20µS/cm (3 a 10 mg/l solides dissous)
pH : typiquement 5 a 6
Eau corrosive !
Eau desinfectee mais bacteriologiquement instable
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L’eau demineralisee
Generalement : conductivite inferieure a 1µS/cm
pH : typiquement 5 a 6
Eau corrosive !
Eau bacteriologiquement tres instable
Tend a se re-mineraliser
−→ Necessite d’une boucle pour maintenir la qualite del’eau.
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