Utilisation de eaux

1. 1

2. Principales utilisations industrielles de l’eau et sources disponibles
2

3. Autres Utilisations
•Fluide caloporteur : apport ou extraction d'énergie thermique des locaux, des process, ...
•Production d'électricité par turbinage de vapeur.
Utilisation des propriétés chimiques :
•Solvant : lavage de récipients, de matières premières, de produits finis, de gaz/fumées ...
Utilisation de l'énergie mécanique :
•Entraînement de machines : turbinage
•Transport ou déplacement de matières : pâtes à papier, déchets, récupération de pétrole ...
•Découpe hyperbare, décalaminage, grenaillage, ...
Utilisation en tant que matière première :
•réponse aux besoins hydriques : arrosage, irrigation, boisson, ...
•fabrications de jus, boissons, conserves, ...
•humidification de l'air,
•préparation de solutés en pharmacie, cosmétologie, ...
et aussi les loisirs...
piscines, complexes nautiques, bains,
3

4. A-Généralités sur l’eau
4

5. Généralités sur l’eau
Il s’agit dans ce chapitre de
rappels de notions de base :
 L’eau
 Les propriétés
 le bilan ionique
 les impuretés (polluants)
 l’équilibre calco-carbonique
5

6. Généralités
• Les organismes vivants sont composés d’eau :
• 60 à 70 % pour les êtres humains
• 80 à 90 % pour les végétaux
Sans eau l’etre humain ne peut survivre au-delà de quelques jours
Beaucoup de maladies sont dues à une mauvaise qualité d’eau.
Dans le journal Le Monde du 24 mars 1997 :
"L'eau pourrait bientôt être plus convoitée que le pétrole"
La pénurie d’eau peut constituer le « choc pétrolier » du XXIème siècle
 Si les gouvernements n’améliorent pas l’exploitation des ressources actuelles
pour alimenter une population mondiale qui va augmenter de 2 milliards
en 25 ans, des catastrophes seront inévitables.
6

7. Généralités
7

8. I-Cycle de l’eau
8

9. Répartition de l’eau :
9

10. 10
Précipitations dans l’océan 390000 Km3 / an
Précipitations sur terre 110000 Km3 / an
Evaporation sur terre 70000 Km3 / an
Bilan de l’eau utilisable 40000 Km3 / an
Bilan global de l’eau douce : 500000 Km3 / an

11. Disponibilité
11
 Eaux renouvelables 40000 km3 / an
 60% de cette eau est concentrée en 6 pays : Brésil , Russie , Chine , Canada , Indonésie , USA
 Les disponibilités sont hétérogènes :

12. Stress hydrique
Le stress hydrique : pénurie d'eau, c’est une situation dans laquelle
la demande en eau dépasse les ressources disponibles
L’agriculture est le principal consommateur d’eau
12

13. Stress hydrique
13
Selon les N U, près de 3 milliards de personnes devraient avoir à faire face à un stress hydrique d’ici 2025.
Carte du World Resources Institute,=> projections de stress hydrique en 2040

14. Facteurs de risques
=> Dissensions politiques
- Eclatement de l’URSS et naissance des Républiques en Asie
- Deux peuples, une terre, un aquifère: L’eau et le conflit Israélo-Palestinien
=> Rôle des frontières
Iran / Irak / turquie
Rio Grande : USA / Mexique)
=> Perturbations écologiques
(barrages, diversions)
=> Niveau de développement
Un pays développé peut avoir recours à différentes options
Un pays en voie de Développement a des exigences plus
importantes
14

15. l’eau verte, bleue, et grise,
Eau verte :
=> Existe à l’état de flux dans les écosystèmes
naturels, sous forme de nuages,
brouillard, pluie,
=> Existe dans les sols et les
plantes.
Eau bleue:
=> Prélevée à partir des stocks
( lacs,les réservoirs et les aquifers
souterrains),
=> Usage pour les activités humaines
(agriculture , industrie,
usage domestique).
Eau grise:
Résulte des activités humaines.
( les eaux usées)
15

16. L’eau virtuelle :
 Quantité d’eau nécessaire à la fabrication de biens de consommation :
(une production, agricole ou industrielle, ou à un service.)
On parle d’eau virtuelle car l’eau consommée ne se retrouve généralement
pas dans les produits finis
Elle est puisée dans :
=> l'environnement immédiat (pluie, nappe phréatiques, etc.)
=> les apports artificiels comme l'irrigation ou les canalisations d’eau.
 Le concept d’eau virtuelle est utilisé pour évaluer l’empreinte environnementale d’un
produit, d’un service, des échanges commerciaux entre pays ou d’un mode de vie.
 L’intérêt du concept est de montrer l’importance en terme de besoins en eau :
- physiologiques : 4 l / j / personne
- domestiques 40 à 400 l/ j / personne
- alimentaires 2.000 à 4.000 l / j / personne
* 1 kg de blé  1 m3 d’eau pour le faire pousser
* 1kg de bœuf  13 m3 d’eau pour le produire
un T-shirt (250g) ……. ?
Une tasse de café ….. ?
16

17. L’eau virtuelle
17

18. DISCUSSION
1. Supposons que vous ayez la gestion d’une entreprise publique d'eau faisant face à
une pénurie due à la sécheresse.
Quelles mesures prendriez-vous en réponse à celle-ci?
2. les exigences humaines en eau peuvent conduire à une offre insuffisante pour
maintenir les ressources naturelles comme les terres marécageuses et l'habitat
halieutique.
Comment repartiriez-vous de façon équilibrée l'eau entre les besoins
humains et environnementaux?
3. Croyez-vous que l'accès à l'eau potable soit un droit humain fondamental?
4. Comment est-ce que l’eau devrait être tarifée dans les pays en développement,
compte tenu des questions potentiellement conflictuelles d’accès abordable à la
ressource, et de conservation de celle-ci?
18

19. Eaux naturelles
19

20. Les eaux naturelles
Ces impuretés peuvent changer :
 Au contact avec l'air : O2 , CO2, pH , Fe , Cl2
 Par activité biologique : composants organiques sont degrades en CO2, CH4, NO2ˉ , NO3ˉ ,
NH3, H2S, avec ou sans consommation d'oxygene.
 Dans le sol : dissolution de roches.
 Eau déminéralisée : dissolution de traces dans réservoirs et conduites.
20

21. Eaux naturelles : tailles des impuretés et modes de traitements
21

22. La molecule d’eau
liaison covalente
 les électrons sont partagés entre les deux atomes H et O
 L'atome O attire plus fortement les électrons que l'atome H
=> Distribution asymétrique des charges de la molécule
=> Molécule dipolaire
22

23. Comment vont s’unir 2 molécules d’eau
Pont hydrogène
23

24. Molécule d’eau
La composition moléculaire est à l’origine des propriétés spécifiques de l’eau
Les principales sont :
Les états physiques :
Solide, liquide, vapeur
Ces états sont obtenus avec de faibles ∆T
La stabilité et capacité thermique :
L’énergie de formation est très élevée (58 kcal/mole)
La T° de décomposition > 1200 °C.
L’eau est un fluide idéal pour le chauffage et de refroidissement
Le pouvoir solvant :
Grande faculté de dissoudre la quasi totalité des corps
rencontrés(roche, fer…).
24

25. Propriétés atypiques de l'eau
=> Température de fusion
Au voisinage de 0° Celsius :
 l’eau se contracte quand on la chauffe
 Elle devient plus fluide quand on la comprime.
Ses propriétés chimiques sont exceptionnelles :
 (elle est unique pour dissoudre les sels, acides ou bases en les
dissociant en ions positifs et négatifs, etc....).
25

26. Les états de l’eau
La polarité permet d'expliquer les caractéristiques thermiques élevées :
 la dissymétrie électrique crée une liaison entre :
* les régions chargées positivement (près des atomes d'hydrogène)
* les régions chargées négativement (près de l'atome d'oxygène)
.
Cette liaison est appelée pont hydrogène => L'énergie de cette liaison est élevée .
Elle explique de nombreuses particularités de l'eau :
* Sa grande capacité calorifique : pour élever la T° de l'eau il faut briser
ces "ponts" et donc fournir une quantité d'énergie proportionnelle.
Liquide Solide Gaz
26

27. Diagramme de changement d’état
27
Pente négative  c’est la raison pour laquelle le ski est possible.
La glace est un solide, les skis sont également des matériaux solides
 En principe deux solides ne glissent pas l’un sur l’autre.
Si le ski est possible, c’est parce qu’une fine pellicule d’eau se forme entre la neige et les skis,
c’est la pression du ski qui liquéfie la neige.

28. Liaison hydrogène
28
Un cas particulier d’interaction dipôle-dipôle.
C’est la plus forte des liaisons intermoléculaires.
Elle se manifeste uniquement entre :
- Une molécule qui comporte un atome d’hydrogène lié à
un atome très électronégatif
- Un autre atome, possédant un doublet libre :

29. Liaison hydrogène
1) Un 1er atome électronégatif (l’oxygène) est lié à l‘Hydrogène
par une liaison covalente polarisée
 formation du groupe donneur  X-H
dans le cas de l’eau O - H
2) Un second atome électronégatif
( fraction de charge négative )
 (groupe accepteur de liaison hydrogène).
La liaison est électrostatique de type dipôle-dipôle.
 L‘ Hydrogène porte une fraction de charge plus localisée
qui interagit fortement avec le dipôle de l’atome accepteur
29

30. Qu'est-ce que l'eau ?
 H₂O (molécules + plus impuretés )
=> Les matières insolubles :
- Minérales
- Organiques
- Colloïdes
- Micro organismes
=> Les matières solubles :
- Minérales
- organiques
=> Les gaz
 Il faut les connaitre à fond pour :
- maitriser leurs conséquences directes
- concevoir des systèmes de traitement appropriés
- exploiter au mieux les propriétés remarquables de ce fluide
30

31. Matières insolubles
Matières organiques :
 décomposition des végétaux et rejets industriels.
Matières colloïdales en suspension :
 huiles minérales, suies, argile
 Invisibles à l’oeil nu,
 Ont en surface des charges électriques
=> effet de répulsion
=> maintien en suspension.
 Pour les éliminer
=> nécessité de :
neutraliser leur charges
les regrouper en particules plus grosses (floculation).
 Organismes vivants :
champignons, algues, bactéries…
31

32. Matières dissoutes et gazeuses
1- Matières dissoutes:
 L’ensemble des corps peuvent se dissoudre dans l’eau.
 En fonction du seuil de solubilité, de la T° et de la pression du milieu.
 Au-delà du seuil de solubilité => précipités .
 Pour les sels minéraux (sulfates, chlorures, oxydes…) :
 Dissociation du sel sous forme d’ions chargés électriquement.
La nature et la concentration des éléments composant l’eau sont
à l’origine des problèmes rencontrés tel que l’entartrage et la corrosion.
Il est donc nécessaire d’établir des regroupements d’éléments sous forme de
titres en vue de permettre une interprétation pratique des analyses d’eau.
2- Matières gazeuses :
- l’azote N2
- l’oxygène O2
- le gaz carbonique CO2
Présentes sous deux formes :
- libre en tant que gaz dans l’eau
- dissout
 solubilité : fonction de la T° et la pression du milieu.
 Elle augmente avec la pression et diminue avec la température
32

33. Acquisition de la minéralisation d’une eau
La minéralisation :
la quantité et la nature des éléments solubilisés.
L’analyse qualitative et quantitative de ces éléments révèle :
=> Les propriétés chimiques
=> Les modifications des propriétés physico-chimiques sous l’effet du lessivage des
roches (érosion),
Les éléments fondamentaux
=> Toujours présents dans une eau naturelle dans les sols ou encore dans l’atmosphère
proton (H+),
hydroxide (OH-),
calcium (Ca2+),
bicarbonate (HCO3 ),
carbonate (CO3 ).
=> Ils sont en relation les uns avec les autres et provoquent une série de réactions
d’équilibres qui font intervenir :
* La dissolution du gaz carbonique atmosphérique dans l’eau,
* La dissociation de l’eau et la précipitation des carbonates.
33

34. Acquisition de la minéralisation d’une eau
Les éléments caractéristiques :
- magnésium (Mg2+),
- sodium (Na+),
- potassium (K+),
- chlorure (Cl-),
- sulfates et nitrates..
34

35. Minéralisation
35
Roches alumino-silicatées (granite,basalte):
minéralisation faible;
Volvic:
concentrations plus fortes de Si02, K+
eaux issues du basalte, plus altérable que le
granite.
Roches sédimentaires: minéralisation plus
forte;
Evian:
Ca, Mg et HCO3
- dominent: dissolution des
carbonates (CaCO3, CaMgCO3)
Vittel, Contrex:
minéralisation très forte dûe à SO4
– et Ca++:
disssolution du gypse (CaSO4, 2H2O) en plus des
calcaires

36. Regroupements des ions : Exemple
36

37. Les ions majeurs et classification des impuretés:
Cations Anions
Calcium Ca⁺⁺ Bicarbonates HCO₃⁻
Magnésium Mg⁺⁺ Sulfate SO₄⁻⁻
Sodium Na⁺ Nitrate NO₃⁻
Potassium K⁺ Chlorures Cl⁻
Fluore F⁻
impuretés primaires:
Bicarbonate HCO₃⁻⁻
Calcium Ca++
Chlorure Cl⁻
Magnésium Mg++
Silice SiO2
Sodium Na+
Sulfate SO₄⁻⁻
Eléments en trace : Cd , Cr , Cb , Hg, Ni , Ti …
37

38. Autre représentation de la minéralisation
38

39. traitement des eaux de procédés
On a besoin de savoir entre autre :
La Concentration des ions
Le pH (potentiel hydrogène),
Le TH (Titre Hydrotimétrique) ou dureté de l'eau ,
TA et le TAC (Titre alcalimétrique et titre alcalimétrique complet)
La conductivité
Turbidité
SDI (matières en suspension)
Potentiel Redox
Cp , ρ, Tension superficielle ,Enthalpie , solubilité
39

40. Unités de mesure
Les (MES)
Le potentiel hydrogène
La turbidité
La conductivité
La concentration
les titres alcalimétriques TA , TAC
Le titre hydrotimétrique TH,etc…
40

41. Les matières en suspension
 C’est l’ensemble des particules minérales et/ou organiques présentes
dans une eau naturelle.
 Ce sont les particules de sable, de terre et de sédiments arrachées par l’érosion,
 Elles correspondent à la concentration non dissoute de matières en suspension
 Elles favorisent la réduction de la luminosité
 Elles s’obtiennent :
* soit par filtration des effluents peu chargées
* soit par centrifugation des solutions puis séchage jusqu’à obtenir
un résidu sec.
La concentration de MES est donnée par le rapport entre la différence des masses
avant et après filtration rapportée au volume filtré :
CMES ( mg/l ) = ( M1 - M0 ) / V
41

42. Turbidité
 La mesure de la turbidité permet de préciser les informations visuelles sur l'eau.
 La turbidité traduit la présence de particules en suspension dans l'eau (débris organiques, argiles,
organismes microscopiques…).
 On mesure la turbidité en unités de turbidité néphélométriques (NTU)
à l’aide d’un turbidimètre.
Cet instrument envoie un rayon de lumière à travers un échantillon d’eau
et mesure la quantité de lumière qui passe à travers l’eau par rapport à
la quantité de lumière qui est réfléchie par les particules dans l’eau
42

43. Potentiel H
L'eau est en partie dissociée :
H2O == H+ + OH
pH = - log [H+]
 Ke = [H3O+] [OH-] = 10ˉ14 mol / l à 25C Ke est la cte de dissociation de l'eau
pH influence la limite de solubilité de de divers minéraux dans l'eau.
une eau acide  risques de corrosion
une eau basique  risques de précipitations
 Attention, :
 l’échelle pH est logarithmique.
Un pH de 4 est 10 fois plus acide qu’un pH de 5
et 100 fois plus qu’un pH de 6 !
 le pH diminue lorsque la T° augmente.
°C 0 18 50 100 200
pH 7,45 7,0 6,61 6,07 5,7
43

44. Conductivité
 Propriété liée
=> à la concentration
=> à la charge et types d’ ions dans l’eau,
 L’eau à l’état pur possède une très faible conductivité ;
=> Ce sont les ions qui transportent le courant électrique.
La conductivité électrique d’une solution dépend donc :
 de la nature des éléments dissous,
 de leur concentration
 de la température de la solution.
 La mesure directe de la conductivité au moment de l’échantillonnage permet de donner
une approche rapide sur la minéralisation totale de l’eau, mais ne donne pas d’indications
sur les quantités relatives aux différents composants.
44

45. Conductivité
 C’est une expression de concentration globale en ions dissous.
 Plus la minéralisation de l’eau est élevée, plus la concentration en ions dissous
est élevée et plus la conductivité électrique est grande.
Exemples :
45

46. conductivité de différentes eaux en µS / cm
* Eau relativement pure : 0,36
* Eau faiblement chargée : 20
* Eau moyennement chargée (robinet) : 450
* Eau minérale chargée : 2 000
* Eau hydrothermale : 10 000
* Eau de mer : 50 000 - 60000
=> Il est possible d’évaluer la minéralisation d’une eau au moyen de la mesure
de sa conductivité en appliquant la formule suivante
Minéralisation (mg/l) = 0.7 x Conductivité à 20°C ( µS.cm-1)
46

47. Unités de concentration
Unité la plus courante : mg/l , ppm.
Autres unités : Mol / L , eq / L
 L’équivalent :
Un sel est un ensemble électriquement neutre :
 les charges positives neutralisent les charges négatives.
 Le nombre de charges (+ ou - ) correspond à la valence du corps.
Les réactions chimiques respectent cette neutralité électrique.
 l’EQUIVALENT est la masse d’un corps mettant en œuvre une seule
charge positive et une seule charge négative.
Équivalent = masse molaire / valence
Exemple : 1 équivalent NaCl = ( 23 g + 35,5 g ) / 1 = 58,5 g
1 -------------- CaCO3 ?
1 -------------- Al(OH)3 ?
47

48. Unités de concentration : l’équivalent équilibre des charges
48
 Exemple du CaCl2 (bivalent)
 1éq/l CaCl2 = 111/2 = 55,5 g/l

49. Expressions de concentrations
Milliéquivalent par litre : meq/L
Les masses de sels dissoutes dans l’eau sont très faibles,
 On utilise le plus souvent Le milliéquivalent par litre
Exemple : 1 meq/L de NaCl = 58,5 mg/L
1 meq = 1 milimole / valence
 Ions Monovalents  1 mEq Na+ = 1mmol Na +
1 mEq HCO3 = 1mmol HCO3+
 Ions Bivalents  1 mEq Ca2⁺ = ½ mmol Ca2⁺
1 mEq Mg2⁺ = ½ mmol Mg2⁺
49

50. Exercise- 1
On a contrôlé une eau au laboratoire , les concentrations des principaux ions présents sont les suivantes :
Ca2+ : 40,0 mg/L
HCO3- : 183,0 mg/L
Mg2+ : 24,2 mg/L
Cl- : 6,7 mg/L
Na+ : 9,2 mg/L
SO42- : 57,1 mg/L
Quelles sont les expressions de ces concentrations en équivalents de CaCO3 ?
50

51. Le degré français :°f
C’est une autre expression de la concentration couramment utilisée dans le TDE
pour mesurer entre autre la dureté et l’alcalinité d’une eau naturelle
Il exprime le titre d’une solution aqueuse
Par définition : 1 °f = (1 meq / L ) / 5
Exemple : carbonate de calcium Ca CO3 :
Masse molaire Ca + + = 40 g
Masse molaire CO3 - - = 60 g
équivalent CaCO3 = ( 40 g + 60 g ) / 2
= 50 g
=> 1 meq/L CaCO3 = 50 mg/L
 1 °f CaCO3 = ( 50 mg / L ) / 5 = 10 mg/L
1°f CaCl2 ?
1°f Al(OH)3 ?
51

52. Représentation => Diagramme a barres
Composition :
- un palier de cations au-dessus de celui des anions.
- les formes précipitables sont à gauche, proches de l’axe.
- L’élément ajouté est positionné également à gauche,
plus près de l’origine de l’axe
52

53. Dureté TH
D’une manière générale => La dureté d’une eau est due à la présence d’ions métalliques,
Ca2+, Mg2+, Fe2+, Mn2+, Sr2+, Al2+,etc., les plus abondants étant les Ca2+ et Mg2+.
En pratique, on considère que la dureté totale d’une eau
de consommation est la somme de sa dureté Ca et Mg
origine de la dureté
La dureté d’une eau résulte principalement du contact
des eaux souterraines avec les formations rocheuses.
La Figure illustre la formation du CO2 insolubles dans
les sols calcaires pour les transformer en bicarbonates solubles.
En général, on trouve des eaux dures dans les régions où la couche
du sol organique est épaisse et où des formations calcaires sont
présentes.
Par contre, les eaux douces prédominent dans les
régions où la couche de sol organique est mince et où les
formations de couches calcaires sont rares ou inexistantes
53

54. Dureté TH
Duretés calcique et magnésienne
- le TH calcique qui ne mesure que les ions calcium,
- le TH magnésien qui ne mesure que les ions magnésium.
Duretés carbonatée et non-carbonate
- Dureté carbonate : Partie de la dureté équivalente à la quantité de bicarbonates
présents dans une eau.
On général la mesure de la quantité de bicarbonates correspond à l’alcalinité
de l’eau,=> l’alcalinité de la plupart des eaux est égale à leur dureté carbonatée.
.
- Dureté non carbonatée : Partie de la dureté qui n’est pas chimiquement
équivalente à la quantité de carbonates.
Ce type de dureté est en général associé aux sulfates, chlorures, nitrates, etc.
On calcule habituellement la valeur de la dureté non carbonatée en soustrayant celle
de l’alcalinité de celle de la dureté totale (exprimées en mg CaCO3/L).
.
54

55. Alcalinité et titres alcalimétriques
 L’alcalinité correspond à la quantité d’acide qui peut être captée par les
ions présents dans l’eau.
 Elle exprime sa teneur en anions : OH-, CO3 2-, HCO3-, (PO4) 3-, (SiO4) 2-
 Ces ions sont liés principalement à des ions alcalins (Na+, K+) ou alcalino-
terreux (dureté de l'eau : Ca2+, Mg2+).
TA : titre alcalimétrique :
 teneur en carbonates et hydroxydes : (CO₃⁼),(OH⁻)
TAC : (Titre alcalimétrique complet) :
 teneurs en bicarbonates, carbonates et hydroxydes:
(CO₃⁼) , HCO3– , OH⁻
55

56. Alcalinité et titre alcalimétrique
L’alcalinité (TA et TAC) permet de connaitre :
- l’équilibre calco-carbonique
- si l’eau est agressive ou incrustante.
LES RISQUES :
- Une eau trop douce va provoquer la corrosion des canalisations.
- Une eau trop dure va entartrer les canalisations.
PREVENTION :
- Le meilleur compromis serait d’obtenir une eau légèrement dure qui déposera
une mince couche de tartre dans les canalisations permettant d’isoler l’eau du métal.
 Usage d’doucisseur d’eau
 Ajout de carbonate de calcium pour les eaux trop douces
56

57. Alcalinité et titre alcalimétrique
Dans le domaine de l’eau, les substances alcalines sont essentiellement des
- carbonates (CO3²¯),
- bicarbonates (HCO3-),
Le degré de prépondérance des espèces est donné par le diagramme suivant :
57

58. TA-TAC
TA le titre alcalimétrique représentant [OH- ] et ½ [CO32- ]
· TAC le titre alcalimétrique complet représentant [OH- ] ; [CO32- ] et [HCO3- ] .
Neutralisation d’une dibase par un acide fort
58

59. Exercice 2 Eléments de réponse
1- Conversion des concentrations .
On utilise la formule CCaCO3 = C . 50 / (M/valance) C concentration de l’élément)
On trouve en mg/l CaCO3 : Cations => Ca++ 520 Na+ 667 Mg++ 367 K+ 59 total 1613
Anions => Cl- 700 SO4-- 936 HCO3- 120
2- Diagramme de l’eau brute
3- la quantité optimale de chaux à ajouter
pour adoucir l’eau (Réduire le TH.Ca)
:
Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 → 2CaCO3 + 2H2O
HCO3– + OH– ⇌ CO32– + H2O

HCO3– + OH– ⇌ CO32– + H2O
D’après le diagramme à barre de l’eau brute,
la concentration de la chaux nécessaire pour réduire
la dureté carbonatée calcique est de 120mg/l CaCO3.
Par addition de cette concentration au diagramme on trouve le résultat ci contre :
59

60. Exercice 2 Eléments de réponse
Précipitation de carbonates de calcium
(CaCO3)
le diagramme à barre permet de dégager
la zone de précipitation.
La masse de calcium précipitée est liée
au carbonate,
=> la dureté carbonatée calcique qui sera
éliminée, est de 240mg/l CaCO3(120x2).
Représentation du résultat final
D’après ce diagramme :
la dureté totale de l’eau traitée
806 mg L–1 de CaCO3,
 diminution de 80 mg L–1,
 9 %. Du TH
60

61. Exercice 3
 On veut déterminer l’alcalinité d’une eau de barrage . On prend 100 ml de cette eau traitée à la chaux Ca(OH)2,
On réalise un dosage est par neutralisation avec H2(SO4) (0.02N),
en présence de phénolphtaléine, le volume versé d’acide est 15 ml.
En présence d’hélianthine ; le volume versé depuis le début est 26 ml.
Solution :
Au moment de neutralisation, on a NaVa = NbVb
En présence phénolphtaléine le TA = [CO32-]+[OH-]
Au point de virage : Na.Va = Nb.Vb => 𝑁𝑏=𝑁𝑎𝑉𝑎 / 𝑉𝑏 ; Na = 0.02eq/l , Va = 15 ml ,Vb= 100 ml
=> N𝑏=0.02 𝑥12100 = 24.10-4 N, soit Nb= 2.4 méq/l => TA = 2.4 méq/l = 12 F°
En présence de hélianthine le TAC =[HCO3-] + [CO2-3] +[OH-]
Au point de virage, : Na.Va= Nb.Vb ( PH de 4.6 ) Na = 0.02eq/l , Va = 26 ml ,Vb= 100 ml
=> 𝑁𝑏=𝑁𝑎𝑉𝑎′𝑉𝑏→𝑁𝑏=0.02 𝑥 26100= 52.10-4 N, soit Nb= 5.2 méq/l TAC = 5.2 méq/l = 26 F°
61

62. Rappels
 Alcalinité
A l’inverse de l’acidité, l’alcalinité d’une eau correspond à la présence de bases et de sels d’acides faibles.
Dans les eaux naturelles, l’alcalinité résulte le plus généralement de la présence d’hydrogénocarbonates,
carbonates et hydroxydes.
.
Titre alcalimétrique (TA)
Quantité d’alcalins sous forme de carbonates et d’hydroxyde.
On détermine le TA par neutralisation avec un acide fort (H2SO4 ou HCl), en présence d’un indicateur coloré
(phénolphtaléine).
TA = [CO32-] +[OH-]
 𝑃𝐻>8.3→𝑇𝐴≠0 ,𝑃𝐻<8.3→𝑇𝐴=0
Titre alcalimétrique complet (TAC)
 Le TAC est déterminé par neutralisation de toute l’alcalinité par un acide fort, en présence
d’un indicateur coloré (Hélianthine).
TAC= [CO2-3] +[OH-]+[HCO3-]
TAC=TA+[HCO3-]
 Si TA=0 → TAC=[HCO-3], ( PH < 8.3).
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