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traitement des eaux " traitement de de l'eau de source bousfer ORAN par Abdellatif HAKMI université des sciences et de la technologie Oran - Licence Traductions: Original: fr Source:
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Traitement des eaux...................................................Analyse de l'eau de BOUSFER Titre du graphique y = 1,2x - 1,8 -1 0 1 2 3 4 5 6 0 0,108 0,209 0,431 0,548 absorbence concentration c=f(abs) Linéaire (c=f(abs) )
INTRODUCTION ...................................................................................................................... 1 &&&&&&.53INTRODUCTION 2 TITRE ALCALIMETRIQUE (TA, TAC) 9 MESURE DE LA CONDUCTIVITE ELECTRIQUE 16 MESURE DU PH 22 Electrode combinée 24 DOSAGE DES CHLORURES 28 DOAGE DES NITRITE « NO 2-» 34 METHODE DU REACTIF ZAMBELLI 34 C3 = 0,46 mg/l. 38 DOSAGE DES NITRATE (NO3-) 44 «METHODE DE BRUCINE » 44 DOSOGE DES PHOSPHATES « PO4-3 » 50 « METHODE DU REACTIFS ULFOMOLY BDIQUE » 50 OXYDABILITE AU KMNO4 « METHODE A CHAUD » 57 60 Pour vérifier le titre d'une solution de permanganate de potassium, on propose différentes substances de base, par exemple H2C2O4. 2H2O, Na2C2O4, As2O6, le fer métallique, etc. Les substances qui conviennent le mieux sont Na2C2O4 et H2C2O4. 2H2O. Elles doivent être chimiquement pures et correspondre exactement à leur formules. L'oxalate de sodium n'est pas hygroscopique ; il ne contient pas d'eau de cristallisation et ne se modifie pas au cours de sa conservation. L'acide oxalique est quelque peu plus difficile à épurer que Na2C2O4, il n'est pas hygroscopique non plus. 60 DOSAGE DE L'OXYGENE DISSOUS METHODE DE « WINKLER » 62 DOSAGE DE L'ANHYDRIDE CARBONIQUE 67 « MATIERE EN SUSPENSION » «MES» 71
...................53INTRODUCTION L'étude de l'eau a pour objet de déterminer ses possibilités d'utilisation ; elle comporte une analyse physico-chimique et un examen bactériologique. L'analyse physico-chimique fait connaître les emplois auxquels convient une eau données, besoins ménagers (eau de cuisson ou de lavage...), besoins industriels (eau de réfrigération ou de fabrication...), elle décèle les eaux risquant d'exercer une action chimique sur les canalisations, elle facilite la mise au point des traitements qui supprimeront les inconvénients révélés .L'eau est un constituant fondamental de notre environnement, c'est le seul composé qui peut se trouver dans les trois états de la matière (solide, liquide, ou gazeux) aux températures ordinaires.
À ORAN(en arabe Warhan), ville du nord-ouest de l'Algérie, au sud de bou-sfer à 400 m de altitude entre le mont de mudjardjo et cap blanc situe la source naturelle de BOU-SFER appelé par la population TODORRO. BOU SFER (Camp de), : Anciennement Aïn-Boucefar, le village est créé en 1850, érigé en commune de plein exercice en 1863 situé en face de la base marine de Mers el-Kebir. Lors de l'indépendance de l'Algérie, le 2e REP se voit donné pour mission de protéger la base marine. Il est regroupé le 13 sept. 1962 dans un camp qui prend le nom de « Camp Segrétain ». L'implantation prévue est vierge de toute construction sur l'emplacement de vignes, au fond d'une cuvette bordée au nord par des dunes qui la sépare de la mer à proximité. Les légionnaires se mettent à l'ouvrage et construisent d'abord camp de toile, puis la nécessité de construire en dur les bâtiments collectifs, se fait bien vite ressentire aux premières pluies. . - La nappe de Bousfer Ain-Turck: Cette nappe est l'une des plus importantes de la région. Elle est constituée par des grès et sables quaternaires, parfois surmonté par les colluvions du Djebel Murdjadjo. L'épaisseur de ces colluvions présente un maximum de 60 mètres au Sud de Bousfer et diminue progressivement vers le nord pour disparaître complètement. Au niveau de cette nappe, un certain nombre de fosses septiques côtoie les puits d'exploitation. Les risques de pollution sont donc à craindre. Les sources de pollution sont: - Les eaux usées domestiques: Le village de Bousfer et le village agricole débitent un volume assez important d'eaux usées sans aucun traitement. Il faut également ajouter la présence de dépôts d'ordures ménagères immédiatement au Nord de Bousfer village. Par ailleurs, la région jouissant d'une vocation agricole, de grandes quantités d'engrais chimiques et organiques sont déversés sans discernement et participent, par lessivage, à la pollution de la nappe. Les communes de Ain-Turck, Cap-Falcon, Bousseville, Trouville, Saint-Rock et Bousfer village utilisent toujours les fosses septiques. - Les cimetières: Le cimetière de Sidi Bouameur, situé sur le piémont du Djebel Murdjadjo. Constitue un danger de pollution non négligeable pour la population comprise entre SaintRock et Bousfer village, si on considère que les eaux infiltrées au niveau du piémont vont participer à l'alimentation de la nappe en aval .C'est un grand cimetière qui desserre tous les habitants de Bousfer, Ain-Turck, Cap-Falcon, Trouville, Saint-Rock et le village agricole qui est situé sur les brèches de pentes, ce qui pollue directement les eaux de la nappe. - Les bains maures : Les bains maures de Ain-Turck et de Bousfer village constituent également une source grave de pollution (présence de détergents en grande quantité). Les bains maures de Ain-Turck déversent leurs eaux usées en mer tandis que le bain de Bousfer est raccordé au réseau collectif d'assainissement. TITRE HYDROMETRIQUE (T. H) Une eau est dite dure quand elle contient une forte proportion d'ions calcium et magnésium; cela se traduit par une eau qui mousse difficilement en présence de savon, d'autre façon c'est la teneur de l'eau en sels de chaux et sels de magnésie qui détermine sa dureté ou sa douceur, en langage courant la teneur en calcaire. Pour mesurer la dureté (le titre hydrométrique) on va utiliser le degré de dureté qui correspond à une concentration de carbonate de calcium (CaCO3) en mg par Litre (mg/l) ou une concentration de chaux (CaCO). 0 pour une eau d'une pureté absolue théorique à 60 pour une eau impropre à l'usage même industriel. Une eau douce D.H. 5 à moyenne D.H. 15 peut être utilisée pour l'arrosage et le bassinage des plantes. L'eau adoucie par les sels n'est supportée par aucune plante, elle est juste bonne pour le jardin.
Si l'on ne possède pas d'eau de pluie en quantité suffisante, l'eau du robinet est en définitive la plus pratique. Mais elle contient du chlore qui est relativement mal supporté par les plantes. On a donc intérêt à récolter l'eau le soir, la laisser reposer toute la nuit, le chlore se sera dégradé pendant ce laps de temps. La dureté de l'eau se situe idéalement entre 10°F et 20°F. Une valeur trop faible entraîne la corrosion, une valeur trop élevée, ce qui est le plus fréquent, entraîne l'entartrage si le pH est trop élevé. Il faudra alors surveiller attentivement la valeur du pH. Principe : Les ions des éléments alcalino-terreux présents dans l'eau forment un complexe du type chélate avec le sel de l'acide éthylène-diamine-tétracétique. La disparition des dernières traces d'éléments libres à doser est décelée par le virage de l'indicateur spécifique. En milieu convenablement tamponné pour empêcher la participation du magnésium, la méthode permet de doser la somme des ions du calcium et du magnésium. Réactifs : Solution titrée de l'EDTA N/50 ; Solution tampon ; Indicateur noir d'ériochrome T. Mode opératoire : Prendre 100 ml d'eau à analyser à l'aide d'une pipette de 100 ml et les transférés dans un erlenmeyer de 500 ml. La solution est chauffée à 60°C, et on ajoute 5 ml de la solution tampon et quelque mg de l'indicateur. On titre alors avec la solution titrée de l'EDTA jusqu'au virage du rouge violacé au bleu. Expression des résultats : VEDTA = 29ml. T.H = (V E.D.T.A * N E.D.T.A) * 1000 /100 T.H = V * N * 10 (méq/l) = 29* 0,02 * 10 = 5.8 méq.. ð T.H = 5.8méq/l Interprétation : Sauf exception très particulière, la dureté a un caractère naturel lié au lessivage des terrains traversés et correspond à la teneur en calcium et en magnésium. Il n'est pas facile de définir un niveau en ce qui constitue une eau dure et une eau douce. Cependant, on peut considérer qu'une eau ayant une teneur inférieure à 75 mg/l de CaCO3 ou à 30mg/l de Ca est une eau douce et qu'au dessus, il s'agit d'une eau dure. En fonction de considérations domestiques, l'O.M.S. recommande pour l'eau destinée à la consommation humaine une valeur limite de 500 mg/l exprimée en CaCO3. Le directive des communautés européenne indique comme concentration minimale requise 60 mg/l de calcium ou cations équivalents pour les eaux livrées à la consommation humaine et ayant subit un traitement d'adoucissement. La réglementation française fixe pour la dureté totale une valeur limite de 50° français et indique que pour les eaux ayant subit un traitement d'adoucissement, elle ne doit pas être inférieure à 50° français. Réponses aux questions : a/ La dureté en (°F) et (mg/l) : On a: 1°F = 1/5 méq/l = 0.2 meq =10 mg/l
donc : TH = 4.6 * 5 = 29°F 1°F ð 10mg/l 23°F ð TH = 290mg /litre de CaCO3. 50 mg/l = 1meq ð TH = 5.8 * 50 = 290mg/l de CaCO3 Les inconvénients d'une dureté élevée : La dureté plus élevée engendre une consommation élevée du savon, c'est pour cela on utilise des agents ayant le pouvoir de ségestrie les ions de Ca 2+ et Mg2+ lors de la fabrication. Sous l'action de chaleur la libération du CO2 s'accompagne de la précipitation de CaCO3 ce qui pose un problème particulier aigu dans les cas des chaudières industrielles a haute pression. Une eau dure est riche en HCO3- peut devenir sur saturée en CaCO3 s'il y a hausse PH donc cela provoque l'incrustation des conduites. Certaines industries ne peuvent tolérer les inconvénients causés par la présence des ions Ca2+ et Mg2+ telles que la fabrication des textiles et la fabrication des produits pharmaceutiques. Pourquoi on a pas intérêt d'avoir une dureté nulle : Les eaux trop douces présentent également un inconvénient outre leur goût fade, elles corrodent davantage les métaux, il peut même arriver que des métaux ait caractère toxique comme le cadmium ou le plomb est se libérer - comme un intérêt industriel, l'eau dures riches en carbonates et bicarbonates de calcium réduisent leur corrosivité. Donc on peut résumer les inconvénients d'une dureté élevée dans ces 4 points Ø La consommation de savon (perte de savon) ; Ø L'entartrage des chaudières ; Ø L'incrustation des conduites ; Ø La perturbation des procédés industriels. Les L'intérêt à avoir une dureté nulle au niveau des chaudières : Sous l'action de la chaleur, la libération de CO2 s'accompagne de la précipitation de CaCO3 ce qui pose un problème particulièrement aigu dans le cas des chaudières industrielles à haute pression. Donc on peut citer : Ø L'augmentation des mousses (qui explosent ou éclatent en libérant des particules d'eaux). Ø L'accroissement de la pression entraîne une explosion des chaudières. Ø L'eau douce dissolvent d'abords les anciens dépôts de calcaires, es suite les métaux tel que le « Zn, Pb » des tuyauteries, ainsi implique la contamination de l'eau qui est nuisible pour la santé. II existe deux sortes de dureté : La dureté totale ou hydrométrique TH : Elle pressente les somme des concentration de calcium et magnésium en mg/l. La dureté temporaire ou carbonatée : C'est la quantité de bicarbonates de calcium ou de magnésium ou de fer pressente dans un
litre d'eau. Ce genre de dureté peut être éliminé par simple chauffage Ca(HCO3)2 ð CaCO3 + H2O + CO2ì Mg(HCO3)2 ð MgCO3 + H2O + CO2ì La dureté permanente : Elle est déterminée par la quantité de sulfates, de chlorures, et de phosphates présentes dans un litre d'eau. La dureté calcique : Correspond à la teneur globale en sel calcium. La dureté magnésienne : Correspond a la teneur en sels de magnésium. La somme des deux duretés (permanente et temporaire) donne la dureté totale de l'eau ou ce qu'on appelle titre hydrométrique. TH = [Ca2+] + [Mg2+] La relation qui existe entre la dureté temporaire et la dureté permanente : La dureté permanente = dureté totale - titre alcalimétrique complet La dureté permanente = TH - TAC La dureté temporaire = TH (total) = TAC si on a seulement HCO3La dureté totale = TH [Ca2+] + TH [Mg2+]
TITRE ALCALIMETRIQUE (TA, TAC) Définition : Ces deux valeurs permettent de connaître les concentrations en bicarbonates, carbonates et éventuellement en hydroxydes (bases fortes) contenues dans l'eau, d'autre façon l'alcalinité d'une eau correspond à la présence des bicarbonates, carbonates et hydroxydes. L'alcalinité se mesure par la neutralisation d'un certain volume d'eau par une solution diluée d'un acide minéral. Le point d'équivalence étant déterminé par des indicateurs colorés Indépendamment des difficultés qu'il peut y avoir pour l'opérateur à apprécier le virage de l'indicateur, l'emploi de la méthode volumétrie que doit être évite en présence de substances telles que les acides humiques, les phosphates, les tartrates, etc.... qui retardent le virage. La méthode potentiomètre est recommandée dans le cas des eaux troubles et colorées et en présence de matières en suspension. L'alcalinité se mesure à l'aide d'une solution étalon d'acide fort en présence d'indicateurs colorés de pH : - La phénophtaléine pour le TA, virant du rouge à l'incolore à un pH de 8,3. - L'hélianthine pour le TAC, virant du jaune à l'orangé à un pH de 4,3. Le TA dose la totalité des hydroxydes et la moitié des carbonates qui sont alors entièrement
transformés en bicarbonates à un pH de 8,3. Le TAC correspond à la totalité des bicarbonates et des carbonates. Donc on peut dire que : - Le titre alcalimétrique ou T.A mesure la teneur en alcalis libres (OH-) et en carbonates (CO3). - Le titre alcalimétrique complet ou T.A.C mesure la somme des alcalis libres, des carbonates et des bicarbonates. Domaine d'application : C'est une méthode par la détermination titrimétrie de l'alcalinité. Elle est destinée à analyse de l'eau naturelle et traitée de l'eau résiduaire et peut être directement utilisée pour les eaux ayant une concentration d'alcalinité jusqu'à 20 m mole/l pour les échantillons contenant des concentrations supérieurs d'alcalinité, il convient de prendre un portion d'essai plus faible pour l'analyse, la limite inférieure est de 0.4 m mole/l. Les matières en suspension sous forme de carbonate peuvent interférer avec l'analyse. Cette interférence peut être réduite par filtration avant le titrage. Principe : Ces mesures sont basées sur la neutralisation d'un certain volume d'eau par un acide minéral, en présence d'un indicateur coloré. Réactifs : Acide chlorhydrique ou acide sulfurique 0,02 N Solution de phénophtaléine dans l'alcool à 0,5%. Solution de méthylorange à 0,5%. Mode opératoire : Détermination du T.A : Prélever 50 ml d'eau à analyser dans un erlenmeyer de 250 ml, ajouter 1 à 2 gouttes de phénophtaléine. Une coloration rose doit alors apparaître ; dans le contraire le T.A est nul, ce qui se produit en général pour les eaux naturelles dont le PH 7 solution basique. Le PH est en relation étroite avec la concentration des ions H+ présents dans l'eau ou les solutions. (Les ions H+ présents dans les eaux naturelles sont dus à des causes diverses en particulier à l'ionisation de l'acide carbonique et de ses sels.) . L'électrode de verre est universellement employée pour la mesure du pH des eaux. Car elle ne modifie pas l'équilibre ou les concentrations gazeuses et d'autre part, elle est insensible aux groupes oxydoréductions. L'objective :
Ce travail a pour objet la description de la mesure du PH des eaux par la méthode potentiométrique au moyen de l'électrode de verre. Elle précise les caractéristiques essentielles à exiger de l'appareillage en vue d'obtenir des résultats comparables et d'autre part elle constitue une normalisation du mode d'emploie de l'électrode de verre et des techniques à suivre pour obtenir des résultats corrects. La norme est applicable dans le cas de mesures effectuées sur des eaux dont la température est comprise entre 0° C et 60°C. Elle n'est pas applicable pour la détermination des valeurs de PH supérieur à 11 unités avec les électrodes de verre habituelles. Principe : La mesure de la différence de potentiel existant entre une électrode de verre et une électrode de référence (calomel-Cl saturé) plongeant dans une même solution, est une fonction linéaire du pH de celle-ci. Selon la loi de NERSNST, le potentiel de l'électrode est lié à l'activité des ions H+. E = E° + (2,3 RT/nF)*Log aH E : Potentiel mesuré. Eo : Constante dépendant du choix de l'électrode de référence et des solutions internes. R : Constante des gaz (J/°C) ; T : température absolue en °C n : charge de l'ion ; F : constante de Faraday = 96500 C aH : activité de l'ion dans l'échantillon (H+). Matériel spécial : · Electrode spécifique
· Electrode combinée · PH - mètre Réactifs : -Solutions tampons : PH = 4,7 et 10. Mesures : · Etalonnage de l'appareil à T = 20°C, par la solution de pH = 4 Puis celle du PH = 10 et enfin avec celle de pH = 7, en rinçant après chaque étalonnage l'électrode. · Faire les mesures de vos échantillons à T = 20°C en plongeant l'électrode dans votre échantillon et laisser stabiliser pendant quelques secondes ; noter la valeur du pH de votre échantillon Résultat : La valeur de notre échantillon est égale à : PH = 6.734 1°) le pH d'une eau représente son acidité ou son alcalinité étant donné le pouvoir tampon de
l'eau, et sauf dans le cas des rejets industriels particuliers, il est rare que le PH soit une contre indication à la potabilité. Le PH des eaux naturelles est lié à la teneur des terrains traversés, il varie habituellement entre 7,2 et 7,6. Les eaux qui ont un PH inférieur à 7,2 ou supérieur à 7,6 sont considérées comme des eaux distribuées où collectives. Le PH de l'eau à analyser est de 6,755 donc l'eau utilisée c'est une eau distribuée. En pratique, les eaux ayant un PH inférieur à 6 ou supérieur à 8 sont rares, le PH est caractère important pour définir la nature de l'eau (agressive ou incrustante). Une eau à un PH acide est un milieu corrosif surtout si cette eau contient certains gaz dissous (O2, CO2). Un pH élevé peut conduire à des dépôts incrustant dans les circuits de distribution. Généralement, le PH d'une eau potable est compris entre 5,5 et 9. La mesure de PH d'une eau destinée à la consommation humaine où même industrielle doit s'effectuer sur place de préférence par la méthode de électrométrie. C'est la seule méthode qui donne des résultats exacts, car elle est indépendante de la couleur du milieu, de la turbidité, des matières colloïdales et du potentiel d'oxydoréduction. · Lorsque l'eau est acide ð [H3O+] > 10-7 moles/l d'où PH < 7. · Lorsque l'eau est basique ð [H3O+] < 10-7 moles/l ou bien PH >7. Le PH de l'eau à analyser est de 6.734 ; D'après les valeurs obtenues, on peut classer cette eau comme étant une eau consommable, mais qui nécessite un traitement. Le PH d'eau potable est usuellement compris entre 7 et 8,5 ; donc notre eau peut être consommée. En ce qui concerne la température : La température augmente lors d'une augmentation du PH du milieu. Conclusion : L'OMS préconise pour l'eau destinée à la consommation humaine, un PH compris entre 6,5 et 8,5 ; la directive des communautés européennes précise que l'eau ne doit pas être agressive et indique comme niveau guide 6,5= pH = 8,5 ; avec une valeur maximale admissible de 9,5 ; elle rappelle que les valeurs du pH ne s'appliquent pas aux eaux conditionnées.
DOSAGE DES CHLORURES Introduction : L'eau contient toujours de chlorures, mais en proportion très variable. En effet, les eaux prévenant des granitiques sont pauvres en chlorures, alors que les eaux des régions sédimentaires en contiennent d'avantage, d'ailleurs, la teneur en chlorure augmente avec le degré de minéralisation d'une eau (aussi de la conductivité).
Définition : Les chlorures sont présents en grande quantité dans l'eau de mer. Leur concentration dans l'eau de pluie est approximativement de 3mg/l. F La teneur en chlorures d'une eau dépend de l'origine de l) eau et de la nature du terrain qu'elle traverse. F Les chlorures participent à la conductivité électrique des cours d'eau. F Concentration supérieure à 200mg/l : eau laxatives et éventuellement dangereuses pour les Patients atteints de maladies cardio-vasculaires ou rénales, pollution possible (rejet industriel ou rejet d'eaux usées). F Niveau guide de la concentration en chlorures des eaux destinées à la consommation humaine : 25mg/l. F Concentration maximale admissible des chlorures dans les eaux destinées à la consommation humaine : 200mg/l. Seuil gustatif : à partit de 200 mg/l environ. F Les ions cl- participent dans la formulation moléculaire de KCl , NaCl , et HCl . F Les sels ont la propriété de déposer sur les parois de la tuyauterie et provoquent un bouchage. Il est important pour le laboratoire de connaître la quantité de chlorure dans une eau distillée, afin d'empêcher le bouchage des tuyauteries. A/ METHODE DE MOHR : Introduction : L'eau contient toujours de chlorures, mais en proportion très variable. Ainsi, les eaux provenant des régions granitiques sont pauvres en chlorures, alors que les eaux de s régions sédimentaires en contiennent d'avantage. D'ailleurs, la teneur en chlorures augmente avec le degré de minéralisation d'une eau. Certaines eaux souterraines sont très saumâtres. L'eau de mer contient environ 20 000 mg/l d'ions chlorure et la salinité des rivière qui s'y déversent peut être très élevée au voisinage de l'embouchure. Principe : Les chlorures sont dosés en milieu neutre par solution titrée de nitrate d'argent en présence de chromate de potassium. La fin de la réaction est indiquée par l'apparition de la teinte rouge caractéristique du chromate d'argent. Réactifs : Acide nitrique pur; Carbonate de calcium pur; Solution de chromate de potassium (10%); Solution de nitrate d'argent (0,1N). Mode opératoire : On introduit dans un erlenmeyer 50 ml d'eau à analyser préalablement filtrée, on ajoute 2 à 3 gouttes d'acide nitrique, une pincée de carbonate de calcium 0,2 gr de carbonate de calcium et 3 gouttes de chromate de potassium à 10%. On verse alors au moyen d'une burette la solution
de nitrate d'argent jusqu'à l'apparition d'un précipité de teinte rougeâtre ; cette couleur doit persister. Soit V le nombre de millilitres de nitrates d'argent 0,1 N utilisés pour le titrage. Expression des résultats : Teneur en Cl- = VAgNO3*N AgNO3 * 1000*MC / V' (prise d'essai) l Teneur en Cl- = (2.8* 0.1*1000*35.5)/100 = 2.8*0.1*35.5*10 Teneur en Cl- = 99.4mg/l Teneur en NaCl = VAgNO3*NAgNO3 *1000*MNaCl / V'(prise d'essai) Teneur en NaCl = (2.8 * 0.1* 1000 * 58,5)/100 = 2.8 * 0.1* 58,5*10 Teneur en NaCl = 163.8mg/l Les réactions mises en jeu dans ce dosage sont : Ag+NO3- + Cl- ð AgCl î + NO32(Ag+NO3-) + 2K+CrO42- ð Ag2CrO4î + 2(K+NO3-) L'utilisation de K2CrO4 à titrer d'indicateur est basée sur la propriété de l'ion CrO42- de donner avec ion Ag+ un précipité rouge brique de Ag2CrO4 qui ne commence toutes fois à se déposer qu'après que les ions Cl- à doser ont été pratiquement tous précipités sous forme de AgCl. 2 Ag NO3 + K2CrO42- ð Ag2CrO4 + 2 KNO3 B/ Méthode de Charpentier Volhard : Principe : Les chlorures d'un volume connu d'eau sont précipités en présence d'acide nitrique par un excès de nitrate d'argent titré. L'excès de nitrate d'argent est déterminé par une solution titrée de sulfocyanure d'ammonium en présence d'alun ferrique. Réactifs : Acide nitrique pur; Solution de nitrate d'argent (0,1N); Solution de sulfocyanure de potassium ou d'ammonium à 0.1 N; Solution d'alun ferrique saturée et décolorée par quelques gouttes d'acide nitrique. Mode opératoire : Introduire 50ml d'eau à analyser dans un erlenmeyer de 250ml puis ajouter une quantité connue de nitrate d'argent N/10 en excès. Soit V(ml) de nitrate d'argent utilisées , ajouter alors 5ml d'acide nitrique concentré et 2 ml d'alun ferrique et titré l'excès de nitrate d'argent par la solution de sulfocyanure d'ammonium N/10 jusqu'à coloration rougeâtre persistante en agitant après chaque addition . Soit v" (ml) le nombre de ml de sulfocyanure versé. Expression des résultats : [Cl -]= (v - v") * NAgNO3* 1000 * MCl / V' [Cl -] = (4 -2.7) * 0,1 * 35,5 *10 [Cl - ] = 46.15mg Cl/l d'eau
[NaCl] = (v - v") * NAgNO3* 1000 * MNaCl / V' [NaCl] = (4-2.7) * 0,1 * 58,5 *10 [NaCl] = 76.05mg Cl/1 d'eau Comparaison entre la méthode de «Mohr» et la méthode de «Volhard» : Le plus souvent, lors de titrage argentrimétrique à titre indicateur de solution de chromate de potassium K2 CrO4 (méthode de Mohr) ou d'alun feroammonaicaux NH4Fe (SO4)2 méthode de volhard. La méthode de Mohr de est basée sur le titrage d'une solution de sel d'un halogène (par exemple de NaCl) par une solution de AgNO3 en présence de l'indicateur K2CrO4. On termine le titrage au moment ou la coloration de la suspension passe du jaune pâle (ce qui s'explique par la présence dans la solution des ions CrO4 2-) en rouge brun. La cause de changement de changement de coloration est le début du dépôt du précipité rouge de AgCrO4 se produit prés du point équivalent, c'est à dire au moment ou pratiquement tout Cl- est précipité sous forme de AgCl. Par contre la méthode de Volhard est basée sur la solution de feroammoniacaux. NH4Fe (SO4)2 ou CNS-. La méthode de Mohr est préférable que celle de Volhard, ceci est due à la précision, et ceci permet de dire que celle de Mohr détermine la qualité de l'eau précisément, et si on s'appuis sur la teneur en chlorures dans les eaux naturelles. Commentaires : Les teneurs en chlorure des eaux sont exactement variées des témoins traversés. Les termes en chlorures des eaux naturelles sont susceptibles de subir des variations provoquées, le grand inconvénient des chlorures est la saveur désagréable qu'ils communiquent à l'eau surtout lorsqu'il s'agit de chlorure de sodium (Na ). Ils sont aussi susceptibles d'amener une comesion dans les conditions et les réservoirs, les risques augmentent à partir de 150 mg/l. L'OMS recommande que la teneur en Cl- des eaux ne dépasse pas 250 mg/l. La directrice des communautés européennes implique comme teneur dans l'eau de la consommation humaine à 25mg/l. Les inconvénients liés à la présence des ions chlorures : Il n'y a pas de normes concernant les chlorures dans l'eau potable. Cependant, si, la teneur est supérieure à 250 mg/l, elle affecte alors le goût de l'eau (surtout si les ions Cl- sont accompagnés d'ions Na+).quant aux eaux industrielles, leur teneur élevée en chlorures rend l'eau corrosive (ces ions attaque les métaux par piqûre)
DOAGE DES NITRITE « NO 2-» METHODE DU REACTIF ZAMBELLI Introduction : Suivant l'origine eaux, la teneur en nitrites est assez variable. La méthode du réactif de peut être appliquée pour des eaux ayant des teneurs en ions No2-superi eues à 50 ppb (mg/l) . Il sera nécessaire d'en tenir compte pour l'interprétation des résultats et de prendre touts les
précaution utiles pour la pureté des réactifs et de la propreté de la verrerie. Sous l'action des phénomènes biologiques, l'équilibre entre l'ammoniac, les nitrites et les nitrates peut évoluer rapidement. Il convient de procéder au dosage des nitrites le plus tôt possible après prélèvement en le conservant à 4 °C. Définition : Les nitrites sont considérée comme polluant très nuisible à la santé de l'être humain et au animaux (le taux de NO2 devient nocif quand il dépasse 0.5 mg/l). Le taux doit être contrôle régulièrement, un taux important survient en générale lorsque l'eau est sur chargée en matières organique, et que les bactéries ne sont pas suffisantes pour les transformer en nitrates. Cela arrive aussi parfois lorsque vous rajoutez de nouvelles pierres vivantes. Principe : L'Acide sulfamilique en milieu chlorhydrique, en présence d'ion ammonium et de phénol forme avec les ions un complexe coloré en jaune dont l'intensité est proportionnelle à la concentration en nitrites. Réactifs : Ammoniaque pure (d=0,928) ; Réactif de Zambelli ; HCl ; Acide sulfamiliquePhénol ; Chlorure cristallée ; Eau distillée ; Solution étalon mère de NO2- à 0,23. Mode opératoire : On prélève 50 ml d'eau à analyser, on ajoute 2 ml de réactif de Zambelli. On ajuste et on laisse reposer 10 min : on ajoute 2 ml d'ammoniaque, pure, on effectue la lecture au spectromètre à la longueur d'onde de 435nm. Etablissement de la courbe d'étalonnage : Etapes à suivre : FOn verse des solutions à volumes différents de la solution étalon NO2FOn ajuste par de l'eau distillée ces volumes dans des fioles de 50 ml et on mélange le contenue rigoureusement. FL'échantillon étant préparé (voir mode opératoire). FOn remplit jusqu'au trait les cuvettes par le différentes solution étalons dans une de ces dernière la concentration inconnu. On place les cuvettes dans l'appareil. FAprès avoir effectuer l'essai à blanc on fixe la longueur d'onde et on mesure pour chaque solution étalon son absorbance. FOn trace la courbe d'étalonnage ; a partir de cette courbe on détermine la concentration inconnue
(de nitrite dans l'eau a analyser) dont on a mesurer son absence. FOn effectue les lectures au spectromètre à la longueur d'onde de 435 nm, et on construit la courbe d'étalonnage Numéro de fiole
T1 2 3 4
5
Solution fille étalon à 0,0023g/l en ml 2.3 ppm 0 1 5 1 1 05
20
Eau distillée (ml)
54 443 09 505
30
Réactif de Zambelli (ml)
22 222
2
Ammoniaque pure en ml
22 222
2
Correspondance en mg/l de NO2-
0 0, 0 4 6
000 , , , 246 369
0,92
Calcul des concentrations de No2- après dilution : Pour calculer les concentrations Ci, on se base sur la relation suivante : C*V = Ci * Vi. Etant : C : la concentration de la solution étalon de nitrite est de 2.3 mg/l. Ci : concentration de la solution fille (à déterminer). V : volume de la solution étalon (selon le tableau). Vi : volume de la solution à déterminer, sa concentration est de 50 ml. CNO2-= 0,0023g/l = 2,3 mg/l C1 = (C * V) / V1 CT = (0 * 2.3) + (50 * 0) / VT d'eau distillée C1 = (10-.3 * 2.3 * 1) + (49*0) / 50*10-3 C1 = 0,046mg/l C2 = (5*10-3*2,3) + (45*0) / 50*10-3 C2 = 0,23 mg/l. C3 = (10-.3 * 2.3 * 10) + (49*0) / 50*10-3 C3 = 0,46 mg/l. C4 = (10-.3 * 2.3 * 15) + (49*0) / 50*10-3 C4 = 0,69 mg/l C5 = (10-.3 * 2.3 * 20) + (49*0) / 50*10-3 C5 = 0.92 mg/l
Expression de résultats: Numéro Concentration mg/l
T 1 0
2
3
4 5
0,0 0,2 0,4 0, 0, 46 3 6 69 92
Absence nm 0 0.0 0.0 0.1 0. 0. 33 62 46 21 99 9 5
Echantillon CX 0
La courbe d'étalonnage CNO2= f (A) donne directement la teneur en nitrates exprimée en mg/l d'eau.
Réponses : Préparation de la solution fille: La solution étalon mère de NO2- à 0,23 g/l On doit amener 1 ml de la solution mère à 100ml avec de l'eau distillée C1. V1 = C2 .V2 ð C1 = 0,23 g/l ; V1 = 1ml ; V2= 100ml, C2= ? C2= = La concentration de solution fille étalon = 0,0023g/l Pour la préparation d'une solution fille, il faut prendre 1 mi de solution mère (0.23 g/l) et faire dissoudre avec de l'eau distillée dans une fiole jaugée de 100 ml jusqu'au repère. La teneur en azote nitreux: ORIGINE Pour la concentration des Nitrites NO2MNO2 = 46 g ð 4 g de N ð x = ( x' . 46 )/14 = 3.28 x g ð x'g
Donc la teneur en azote nitreux est de : 0.2102 * 3.28 = 0.6895 mg/l ð NO2- = 0.6895 mg/l D'après le graphe : On a Abs= 0 donc la Cx = 0 . Les inconvénients de la présence des nitrites dans l'eau potable: Les nitrites peuvent être rencontrés dans les eaux, mais généralement à des faibles doses. En ce qui concerne les eaux destinées à la consommation humaine, une enquête du ministère de la santé réalisée en France en 1981, à montrer que seulement 1% de la population reçoit une eau dont la teneur en nitrites est supérieur à 0.1 mg/l. Une eau qui renferme des nitrites est à considérée comme suspecte. Il est important de signaler que les eaux en contact avec certains terrains et certaines conduites peuvent contenir des nitrites indépendamment de toute souillure. On trouve aussi quelques fois des nitrites non liés à une pollution dans les eaux pauvres en oxygène, leur présence a été signalée dans les eaux de pluie et dans les eaux provenant de la fonte des neiges, il sont aussi susceptibles de se former sous l'action de bactéries et des température élevées à partir des chloramines crées au cours de la désinfection par réaction sur l'ammoniaque. Il a été aussi observé que la teneur en nitrites de l'eau, stockées à des températures de l'ordre de 40°C pouvait s'élever probablement sous l'influence d'une action microbienne, leur emploi comme inhibiteur de corrosion dans les stations de traitement des eaux peut aussi conduire des erreurs d'interprétation, du point de vue de la toxicité qui est très significative en raison de leur pouvoir oxydant, il faut retenir que les nitrites peuvent avoir une action méthénoglobinisante. Comme cela est indiqué à propos desnitrites. Donc on peut dire que la présence des nitrites peut provoquer l'oxydation du fer que contient l'hémoglobine, cette dernière se transforme en méthémoglobine et ne peut plus assurer le transport de l'oxygène vers les organes l'hémoglobine du sang, transformée en méthémoglobine, du fait de l'oxydation du fer qu'elle contient par les nitrites, ne peut plus assurer le transport de l'oxygène. Conclusion Les nitrites proviennent soit d'une oxydation incomplète de l'ammoniaque, la nitrification n'étant pas conduite à son terme soit d'une réaction des nitrites sous l'influence d'une action dénitrifiante. La direction des communautés européennes et la réglementation Française indiquent comme teneur des nitrites dans les eaux potables une valeur limite de 0.1 mg/l. Au cours de la décontamination microbienne de l'eau 0.5 mg/l de NO2 en N détruit presque 0.5 mg/l de chlore, la présence de nitrites présente des inconvénients pour le traitement de laine de soie.
DOSAGE DES NITRATE (NO3-) «METHODE DE BRUCINE » Introduction :
D'amont en aval, le fleuve produit des nitrites et des nitrates en consommant la pollution azotée la plus oxydable (Azote organique + ammonium). Dans des conditions d'oxygénation suffisante, l'ammonium est oxydé dans le fleuve en nitrites, puis en nitrates par l'action de bactéries spécialisées (Nitrosomas, Nitrobacter) suivant les réactions suivantes : NH4+ + (3/2) O2 ð NO2- + H2O + 2H+ NO2- + ½ O2 ð NO3L'oxydation d'une molécule d'ammonium consomme donc deux molécules d'oxygène. L'azote sous forme nitrate est un sel nutritif utilisable par la majorité des végétaux. Ces réactions chimiques sont sous la dépendance de la température et du débit du fleuve. En hiver, la faible température ralentit l'oxygène dissous : plus d'azote sous forme oxydable parvient à l'estuaire. En été, l'échauffement favorise les réaction d'oxydation alors que le débit est faible : l'azote arrive à l'estuaire essentiellement sous forme de nitrates moins dilués et la consommation d'oxygène est à son maximum. Principal source de nitrates : Les nitrates sont apportés principalement par l'alimentation, et par l'eau de boisson. L'essentiel des apports est dû aux végétaux qui chez l'homme sont à l'origine de 80% des nitrates ingérés quand l'eau ne représente qu'une petite proportion (généralement moins de 10 à 15%). Notre organisme fabrique aussi des nitrates, notamment par le biais des glandes salivaires, une source loin des d'être négligeable. Les légumes contiennent de fortes quantités de nitrates (2000 mg/kg dans la laitue, les épinards, la betterave davantage dans les navets et la scarole). Les engrais utilisés pour les grandes cultures sont riches en matières azotées. Les excès des nitrates et leur entraînement par les eaux pluviales sont limités par un épandage des engrais au moment précis des besoins des plantes, et par l'utilisation de certaines pratiques culturales destinées à piéger les nitrates pendant la période d'arrêt de la végétation et de forte pluviométrie. Avant l'hiver, les végétaux utiles sont pour leur croissance les nitrates présents dans le sol. En fin d'hiver, après en fouissement, la décomposition des plantes libère l'azote qui sera disponible pour la prochaine culture. Principe : Afin de déterminer les nitrates dans les eaux, on utilise la méthode de l'acide sulfocalicylique. L'acide sulfocalicylique. Réagit sur les nitrates en donnant un dérivé : acide nitrosulfosalicylique de couleur jaune. Réactifs : Solution de salicylate de sodium 0,05% ; Nitrate de potassium ; Ammoniaque diluée au demi ; Tartre double de sodium et de potassium ; Hydroxyde de sodium. Mode Opératoire On introduit dans une série de capsules de 60ml successivement. Numéro de capsule
T123
4
Solution étalon d'azote nitrique à 5 ppm 0125
10
Eau distillée
1985 0
0
Correspondance en (mg/l) d'azote
0012 , , 55
5
Solution de salicylate de sodium
1111
1
Pour l'échantillon on prend 10 ml d'eau à analyser +1ml de solution de salicylate de sodium. On évapore dans une étuve à 75°-80°c, puis on laisser refroidir, ensuite on reprend le résidu par 2 ml d'acide sulfurique concentré en ayant soin de humecter soigneusement. On attend 10mn, puis on ajoute 15ml d'eau distillée et 15ml de la solution d'hydrocyde de sodium et de tartrate double de sodium et de potassium. Enfin on effectue la lecture ou spectromètre à 1= 415nm (spécifique aux Nitrates) Expression des résultats : Après avoir effectuer la lecture au spectromètre, on obtient les résultats suivants Numéro Concentration mg/l Absorbance nm
T1
2
0 0.5 1
3 4 Echantillon 2. 5 CX 5
0 0,1 0,2 0, 0. 0.02 08 09 43 54 1 8
Réponses : La teneur en azote nitrique en (mg/l) est donné comme suit: C = Volume de la solution d'azote nitrique * N / 10 N : normalité de la solution d'azote nitrique = 0.005g/l CT = C1 = C2= C3 = et C4= Remarque : L'influence de la coloration du réactif du salicylate de sodium prouve la différence de volume de l'autre réactif. (Solution étalon d'azote nitrique) de chacune des 6 capsules ; et par conséquent les concentrations d'azote Nitrique seront différentes. En trace la courbe d'étalonnage A= f(c) a fin de déterminer la valeur de la concentration de l'eau à analyser en azote nitrique (mg/l) D'après la courbe d'étalonnage de NO3- (nitrates) on peut trouver la valeur de concentration à partir de l'équation de la droite. Sachant que abs = 0.02 Da prés la méthode de l'interpolation polynomiale on a trouvé :
Cx=c0+c1*x^1+c2*x^2+c3*x^3+c4*x^4, tel que: x=0.02 Cx = 0.0741032 mg/l. MNO3 = 62g ð 14g de N ð x = ( Cx * 62)/14 x g ð x' g x = 0,328 * x' D'où x représente la teneur en azote nitrique. La teneur de l'échantillon en azote nitrique : CNO3- = Cx *0.328 = 0.074 * 0.328. CNO3 = 0,024272 mg/l PHENOMENE D'EUTROPHISATION: C'est un enrichissement de lacs, de réservoirs, de cours d'eau et de rivages marins en sels minéraux qui entraîne une prolifération de plantes aquatique. Eutrophisation vient du grec eutrophos qui signifie « ! Bien nourrir ! Les écologistes utilisent ce terme pour d'écrire des habitats et des communautés relativement productives. En opposition à des habitats « ! Oligotrophes ! » Caractérisés par une déficience en sels minéraux nutritifs indispensables à la croissance des végétaux. En 1919, le limatologiste suédois Einar Nnauman décrit vit les lacs oligotrophes comme étant généralement profonds, situés dans des bassins hydrographiques de roches résistantes, ayant des eaux transparentes et ne pouvant entretenir qu'une vie animale ou végétale pauvre caractérisée par la prédominance des poissons salmonidés (saumons,truites et sembles. Par contraste, les lacs eutrophes ont une faible profondeur et se trouve souvent dans les baisses terres. Ils reçoivent des eaux altérées par contacte avec des roches et des sols tendres et érodés. Ils entretiennent également une vie végétale microscopique abondante (principalement des algues et des cayanobactéries formant le phytoplancton). Des roselières touffues et des lits de plantes submergées se développent par fois. On y trouve souvent en abondance des poissons d'eau douce tels que les perches, les carpes, les brèmes, les gardons et les brochets. De nombreuses études ont montré que ces caractéristiques étaient principalement déterminées par la disponibilité biologique en azote et, plus encore, par la disponibilité en phosphore. Les nitrates (sels d'azote) sont surtout produits par l'activité des bactéries nitriques du sol. Très solubles, les nitrates sont aisément lessivés par les eaux d'infiltration, s'ils ne sont pas absorbés par les plantes .En revanche, les phosphates (sel de phosphore) sont peu solubles. Les petites quantités qui s'échappes avec les eaux d'infiltration se trouvent généralement sous forme de particules. On pensait autre fois que les lacs gagnaient naturellement en eutrophie avec le temp. Il semble maintenant évident que les changements récents sont causés par l'augmentation du sel s minéral provenant des sols, à la suite des activités humaines telles que le déboisement, le labour et fertilisation des terres cultivées. Ces types d'eutrophisation d'origine humaine porte le nom d'eutrophisation anthropique. L'apport de phosphore dissous dans les lacs et les cours d'eau est fortement augmenté par les rejets d'eau. Les détergents à base de poly phosphates contribuent également à cet apport dans une proportion significative. Avec l'augmentation la turbidité de l'eau (due aux particules en suspension), la production de phtoplancton s'accroît ainsi que le taux de décomposition bactérienne. A la suite de l'augmentation de population bactérienne, la consommation d'oxygène devient trop importante et son nouvellement n'est plus assuré par la diffusion dans l'eau de l'oxygène provenant de l'atmosphère. En conconséconse, le volume
d'eau disponible pour les poissons diminue et l'eau de réservoirs nécessite des cyanobactéries toxiques peut se traduire par une coloration rouge de l'eau et l'empoisonnement de nombreux animaux aquatiques. En fin, l'augmentation de la décomposition bactérienne engendre un dégagement d'hydrogène sulfureux à odeur putride. Il existe malheuresement de nombreux exemples de lacs touchés par l'eutrophisation. Certains des cas les mieux étudiés concernent la Suède (lac Norviken, lac Trummen), l'Europe (lac de zurich, lac de constance) et les Etats-Unis (lac Washington). Dans les cas les plus graves, les lacs perdent leur trenceparence (avec l'augmentation des algues en suspension )et leur oxygène profond, tandis que leurs eaux viciées acquièrent un goût et une odeur déplaisants. L'eutrophisation a pour conséquence, outre les pblèmes esthétiques, la dégradation des pêcheries, l'augmentation du coût du traitement de l'eau potable et la compromission des activités ludiques. La tendance à l'eutrophisation peut être inversée par la réduction de la charge en phosphore. Cette dernière est réalisée soit en détournant les eaux responsables, soit en effectuant une précision chimique avec de sels de fer à des endroits critiques tels que les effluents des stations d'épuration. Parmi les projets réussis , on peu citer ceux du lac d'Annecy et du lac Nantua, ceux du Wahnbach Talsperre(Allemagne), du lacs peu profond s est plus long, car ils recyclent le phosphore de manière beaucoup plus efficace que les lacs profonds. Des méthodes de simulation de réseaux trophiques de remplacement (« !bio manipulation ! ») Peuvent être employées pour traiter les symptômes d'eutrophisation. L'éffet d'une concentration élevée de nitrates dans les eaux de consommation sur la santé de l'individu : Bien que les nitrates n'aient pas d'effets toxiques directs ( sauf a des doses élevées de plusieurs dizaines de grammes ), le fait qu'ils puissent donner naissance a des nitrites conduit a une toxicité indirecte ; en ce qui concerne la toxicité a long terme , il n'a jamais été observé de phénomènes de cancérogenése avec ces deux types de sels. Cette toxicité, provoquée par l'absorption de petites doses de nitrate est en réaclité due aux nitrites formés par réduction des nitrates sous l'influence d'une action bactérienne. Par contre, dans l'estomac, le liquide gastrique, insuffisamment acide permet la prolifération de bactéries réductrices de nitrates, ceux ci diffusent dans la circulation générale et sont alors responsables de la formation de méthémoglobine qui résulte de l'oxydation réversible du fer ferreux de l'hémoglobine en fer ferrique. Elimination des nitrates : Les procédés biologiques présentent l'avantage d'éliminer les nitrates alors qu'avec les procédés physico-chimiques, ceux ci se retrouvent dans les rejets. Les méthodes d'élimination des nitrates en excès sont techniquement au point, mais les prix de revient élevés en ont jusqu'ici limité le développement. Si l'osmose inverse, les résines échangeuses d'ions sont susceptibles d'être utilisées, ce sont surtout les méthodes de dénitrification biologique qui sont actuellement considérées avec faveur. Dans ces méthodes, les nitrates constituent une source d'oxygéné pour le développement bactérien , la multiplication des bactéries nécessite alors dans les procédés hétéro trophiques l'apport extérieur d'un substrat carboné ou dans les procédés auto trophiques, le passage sur un support soufré qui par oxydation libérer l'azote et donne des sulfates.
DOSOGE DES PHOSPHATES
« PO4-3 » « METHODE DU REACTIFS ULFOMOLY BDIQUE » Introduction : Le chiffre 11% avancé par « prayon- Rupel »est sous estimé. De plus, l'apport en phosphates dans les eaux de surface à plusieurs origines et l'importance relative de la contribution de ces différent tes sous ces varie d'une région à l'autre. En zone urbanisée, les activités des ménages peuvent constituer l'apport principal en phosphate. Une moyenne sur le territoire européen n'a pas beaucoup de sens car le problème doit être envisagé à l'échelle de chaque bassin. L'épuration des eaux ne peut remplacer la prévention « prayon- Rupel » déclare qu'il est inutile d'interdire les phosphates dans les détergents, car la législation européenne rend obligatoire la déphosphatation des eaux usées dans l'ensemble des zones sensibles. Ace sujet, il est déplorable que la Belgique ait pris un tel retard dans l'application de cette directive. Actuellement, la plupart des filières d'épuration en service en Belgique ne traitent pas les phosphates. Il existe des solutions techniques qui permettent de réduire le taux de phosphate des effluents domestiques (traitement tertiaire), mais elle sont rarement appliquées Ainsi la Région Bruxelloise n'est équipée que depuis peu d'une 1ere station d'épuration, en amont de la capitale. Celle-ci est du point de vue de traitement tertiaire. La station aval (Bxlnord) qui devrait mettre en oeuvre un tel traitement, ne sera opérationnelle qu'en 2005. Cette inexistence actuelle de filière de traitement rend plus importantes encore les mesures de prévention. De toutes façons, la prévention doit toujours prévaloir, vu le coût des frais curatifs, à charge de la collectivité. De plus, en moyenne les lessives sans phosphates ne coûtent pas plus cher, d'après nos relevés de prix effectués en 2000. Pour lutter efficacement contre l'eutrophisation des eaux, il est nécessaire de conjuguer ces deux action : diminution à la source des rejets domestiques, et traitement des phosphates au niveau des stations d'épuration. L'expérience du lac Léman en est la démonstration la plus connue. Il existe même des exemples où une réduction de la teneur en phosphates des lessives permet la réduction, voir l'arrêt du traitement d'épuration tertiaire, ce que permet de réduire les coût du traitement de l'eau. Définition : Le phosphate c'est un élément essentiel à la vie aquatique les fortes concentration en phosphate rencontrées dans l'estuaire indiquent un enrichissement d'origine domestique et agricole provenant du bassin versant, ainsi que l'existence d'apports directs venant des activités industrielle. Les phosphates peuvent être d'origine organique ou minérale, le plus souvent, leur teneur dans les eaux naturelles résulte de leur utilisation en agriculture, de leur emploi comme additifs dans les détergents et comme agents de traitement des eaux de chaudières. Leur présence dans les eaux de certains puits, à la compagne, indique la proximité de fumiers, de fosses septiques ou la possibilité d'infiltration d'eaux de ruissellement agricoles, riches en engrais. Elles sont considérées comme responsables du phénomène d'eutrophisation en rivière. Au moment du développement du plancton végétal printanier, le phosphore sous forme de
phosphates Po4-3 est consommé puis que comme les nitrates, c'est un sel nutritif. Sa teneur dans l'eau peut alors de seconde en dessous de la limite de détection des méthodes d'analyse courantes. Dans les eaux saumâtres turbides, la teneur en phosphore est sous l'influence de la nature et de la concentration en particules fines, en raison des phénomènes d'adsorption. C'est ce qu'on constate dans l'embouchure de la seine où dans la bouchon vaseux la teneur en Po4-3 est proportionnelle à la concentration en matières en suspension (MES). But : Le but de cette manipulation est l'acquisition de la concentration et la teneur en phosphore et en phosphates d'un échantillon par le tracé de la courbe d'étalonnage CPO4 = f (A). Il est nécessaire de filtrer les échantillons d'eau avant les mesures, car ce dosage peut être troublé par la présence des MES. Principe : En milieu acide et en présence de molybdate d'ammonium les orthophosphates donnent un complexe phosphomolybdique qui réduit par l'acide ascorbique développe une coloration bleu, susceptible d'un dosage colorimétrique. Certaines formes organiques pouvaient être hydrolyse au cours de l'établissement de la coloration et donner des athophosphates, le développement de la coloration est accéléré par un catalyseur, l'émétique, tartrate double d'autre moine et de potassium. Réactifs : Réactif sulfomolybdique ; Acide ascorbique cristallisé ; Dihidroçeno phosphate de potassium cristallisé. Mode opératoire : Établissement de la courbe d'étalonnage : Introduire dans une série de fioles jaugées de 25 ml : Numéro de fioles
T1 2 34 5
Solution étalon de P à (1 mg/l) (ml) 1 ppm 0 1 5 1 1 20 05 Eau distillée ( ml)
2 1 1 15 0 09 5 0
Correspondance en ( mg/l) de P
00 , 0 5
Réactif sulfomolybdique en (ml)
4 4 4 44 4
Acide ascorbique en (g)
0 0 0 0 0 0.1 . . . .. 1 1 1 11
0 00 1 . .. 2 57 5 5
Ensuite on mélange chaque fiole et on les porte à l'ébullition pendant 1mn ; on laisse refroidir
puis on effectue les lectures. On effectue la lecture de l'absorption à une longueur d'onde ë = 6.8nm à l'aide d'un spectromètre (la température est compris entre 20 et 25°C.) Présentation de la solution fille à partir de la solution mère : La solution mère des ions PO-34 0.5 g/l. Pour avoir une solution fille de 0.01 g/l =10mg/l. on dilue 1/50 fois. 50ml de solution 0.01 gr/l correspond à 1mll de solution mère 0.5 gr/l 49mll d'eau distillée. Expression des résultats: Après avoir effectuer la lecture au spectromètre, on obtient les résultats suivants Numéro de capsule T 1 Absorbance
2
3 4 5 E
0 0,0 0,0 0. 0. 0. 0.165 19 83 18 26 3 4 2 4 5
La teneur en phosphate en (mg/l) est donné comme suit: D'après la relation C1V1 = C2V2 on tire : C = Volume de la solution de phosphate * N / 20 N : normalité de la solution de phosphate = 1 mg/l CT = 0/20 * 1 = 0 C1 = 1 / 20 * 1 = 0.05 mg/l C2= 5 / 20 * 1 = 0.25 mg/l C3 = 10 /20 * 1 = 0.5 mg/l C4= 15 / 20 * 1 = 0.75 mg/l C5= 20 / 20 * 1 = 1 mg/l
En trace la courbe d'étalonnage A= f(c) a fin de déterminer la valeur de la concentration de l'eau à analyser en phosphate (mg/l) 3)
D'après la courbe d'étalonnage qu'on a présentée sous forme de droite on peut déterminer Cx : Sachant que l'absorbance A = 0.165 et l'équation de la droite Cx = y = 2.8756 x - 0.003 avec : Y : la concentration X : l'absorbance Cx = 2.8756 * 0.165 - 0.003 Cx = 0,471474 mg/l La teneur en phosphates X : La masse molaire du phosphate = MPO43- = 94.97g/mole La masse molaire du phosphore = 30.97g/mole Un ion gramme de phosphate, contient un atome gramme de phosphore, alors un cherche combien de mg en PO43- contient 0.8107 mg/l 94.97g ð 30.97g de P X = (94.97 * 0,471474) / 30.97 X g ð 0,471474 ð XPO4- =1,445 mg/l Interprétation : Le phosphate joue un rôle très important dans le développement des algues, il est susceptible de favoriser leurs multiplication dans les réservoirs, les gosses canalisation et les eaux des lacs, où il contribue à l'eutrophisation, phénomène auquel le milieu s'enrichit en matières nutritives d'une manière excessive dons en algues et plancton, il en résulte une véritable dégradation qui peut devenir irréversible. L'origine des phosphates : Les phosphates font partie des anions facilement fixés par le sol, leur présence dans les eaux naturelles est liée à la nature des terrains traversés et à la décomposition de la matière organique, dans les zones phosphatières, souvent associés à des fluorures. Dans le cas du traitement des eaux brutes, les phosphates peuvent perturber l'efficacité de la coagulation et l'adoucissement. Dans les eaux de puits, la présence de phosphate peut avoir pour origine une infiltration en provenance des fosses d'aisance ou de dépôt du fumier. Les eaux de surface ou de nappes peuvent être contaminées par les rejets industriels et domestiques ou par lessivage des terres cultivées referment des engrais phosphatés ou traité par certains pesticides. Les phosphates peuvent aussi provenir des traitements de vaccination des eaux industrielles contre la corrosion et l'entartrage ou des adjuvants actifs ajoutés aux détergents, ceux-ci participent à la diminution de la dureté de l'eau. Les phosphates s'échappent en majeure partie (80%) au traitement des stations d'épurations biologique classique et de ce fait, se retrouvent dans les rejets. Cependant, la diphosphatation biologique par ajout d'une zone anaérobiènne tête d'un système à boues activées est en cours de développement. Les traitement physico-chimique de caprification peuvent éliminer de 80 à 85% de phosphate suivant le réactif utilisé et le PH. Donc les apports de phosphore sont d'origine : Ø Agricole (utilisation d'engrais) ;
Ø Industrielle (détergents) ; Ø Domestique (un habitant rejette en moyenne 4 g de phosphate par jour), une moitié due aux détergents, l'autre au phosphore métabolique. Ø Conclusion : L'ion phosphate PO4-3 et l'anion de l'acide orthopédique H3PO4 acide de force moyenne. En tant que de triacide il est susceptible de former trois services de sel. Phosphates neutre Na3 PO4, Ca(PO4)2 de hydrogènophosphates, Na2HPO4 et ditry Hogenophosphates , NaH2 PO4 Ca (HPO4)2 et C Le réactif molybdique c'est à dire la solution. De molybdate d'ammonium (NH4)2MbO4 forme avec le phosphate une solution jeune. PO4-3 + 3 NH4+ + 12 Mo O4- + 24 H+ = (NH4) H4 [P (Mo2 O7)6]+ 10 H2O La réduction de cet acide peut entre effectuée sous l'action de l'acide ascorbique. D'après nos résultats on remarque que concentration des faibles par rapport phosphate dans l'eau à analyser est la plus faible par rapport aux autres échantillons. Cette valeur est due au faible teneur des est due au faible teneur des phosphates de notre eau. De plus, a l'état soluble est assimilable le phosphore est relativement moins disponible que les autres éléments essentiels comme l'azote et le nitrate à cause de faibles sources industrielles qui peut provenir. On effet, au Canada les poly phosphates sont ajoutes à l'eau potable pour combattre la corrosion des réseaux de distribution. 6°/ un détergent est une préparation se présentant sous forme de poudre, de liquide ou de pâte dissoute à des doses convenables dans l'eau, elle constitue un bain de nature à faciliter le nettoyage, par un moyen mécanique approprié, des surfaces solides, fibreuses, comme les textiles ou continues, par exemple : l'épiderme, la vaisselle, qui y sont plongées. Néanmoins, les détergents deviendront une nuisance : contrairement aux savons, ils ne sont ni solubles ni biodégradable (PO43- est très mobile, il s'adsorbe facilement sur les particules). En effet, une fois mélangés à l'eau, ils restent dans la solution et ne se réduisent pas en molécules moins complexes et de solubilité supérieur.
OXYDABILITE AU KMNO4 « METHODE A CHAUD » Introduction L'oxydation chimique des matières organiques et des substances oxydées est effectuée par le permanganate de potassium à chaud ou à froid, suivant l'acidité du milieu et la température, l'oxydation est plus ou moins énergique. Ce test conventionnel permet d'apprécier la teneur en matière organique en même temps que la présence d'autres substances réductrices. Définition La teneur de permanganate de potassium (KMnO4) consommée pour l'oxydation des matières
organiques d'une eau pendant un temps donné (4 heures à froid ou 10 minutes à l'ébullition) en milieu acide ou en milieu alcalin. Le résultat peut être exprimé en mg/l de O2 ou en mg/l de KMnO4. Cette notion permet d'estimer la pollution organique globale d'une eau naturelle et d'apprécier l'efficacité du traitement au quel elle est soumise. BUT Le but de ce TP est de déterminer la quantité de matières organiques, exprimée en mg de KMnO4 par litre d'eau, utilisant la méthode à chaud. Principe L'eau est portée à l'ébullition en présence d'une solution diluée de permanganate de potassium dont l'excès est dosé après 10 minutes exactement d'ébullition. Reactifs Utilises o Solution de permanganate de potassium 0.01 N. o Solution d'acide oxalique 0.01 N. o Solution d'acide sulfurique 1.0 N. Mode Opératoire Remarque : o Notre solution de permanganate de potassium est de 0.1N donc pour travailler avec une solution de permanganate de potassium de 0.01N on fait dilution de la solution 0.1N jusqu a l'obtention d'une solution 0.01N suivant la loi de dilution, N1.V1= N2.V2 ð N2= N1.V1/ V2 ð N2=0.1*10/100 ð N2=0.01N o Notre acide sulfurique est de 0.1N, 1.84 de densité et de masse molaire 98.07, et on va travailler avec une solution de 50ml contienne un volume inconnu d'acide sulfurique de 0.1N, donc on va chercher le volume nécessaire pour ce la suivant : N1.V1=N2.V2 . 1000ml à 1840g 100g à 98g d'H2SO4 pure 1840g à X ? ð X=1803.2g 1litre à 1803.2g d'H2SO4 pure 1mol/l à 98.07g/l 2. à X mol/l ð X=18.38mol/l 98.07g/l à 1mol/l ð C1.V1=C2.V2 ð V1=C2.V2 / C1 ð V1=1 * 50 / 18.38 = 2.7ml, donc on prend 2.7ml d' H2SO4 et on ajoute l'eau distillé jusqu'à 50ml. o
dans un erlenmeyer de 250 ml, on introduit :
14. 100 ml d'eau à analyser. 15. 15 ml de la solution d'acide sulfurique 1M. 16. 15 ml de la solution de permanganate de potassium 0.01N. o le mélange est porté à ébullition et maintenu pendant 10 minutes ; après refroidissement, on
ajoute 15 ml de la solution d'acide oxalique 0.01 N ; la solution est alors chauffée entre (60 et 70) C° et l'excès d'acide oxalique est dosé une solution 0.01 de permanganate de potassium. Expression Des Resultats o La quantité de matières organiques est calculée et exprimée par convention en grammes on milligrammes de KmnO4 utilisés par litre d'eau. CKMnO4 = [ ( V'KMnO4 +V''KMnO4 ) x N KMnO4 - ( VH2C2O4 x NH2C2O4 )] x 8 Où : V' : volume de KmnO4 initial (en ml) = 10 ml. V'' : volume de KmnO4 utilisé pour le dosage (en ml) = 3.5 ml. NKMnO4 = 0,01 N. VH2C2O4 = 10 ml. NH2C2O4 = 0,01 N. Le volume d'eau à analyser = 50ml Alors : CKMnO4 = [(10 + 3.5) x 0,01 - (10 x 0,01)] x 8 CKMnO4 = 0,28mg de KMnO4 / l REPONSE AUX QUESTIONS : L'échantillon d'eau est laissée en contact avec un volume connu d'une : Solution de permanganate de potassium titrée. La solution obtenue est abandonnée dans un flacon pendant 4 heures à la température ambiante du laboratoire. On procède ensuite à un dosage de l'excès de permanganate, par une solution titrante jusqu'à la décoloration (obtention d'un excès de solution titrant qu'on va doser par la solution de KMnO4 de départ). Discussion sur la valeur trouvée : Pour l'interprétation des résultats, il ne faut pas être trop absolu et il sera nécessaire de les rapprocher de ceux de l'examen bactériologique ; une teneur élevée en matières organiques devra toujours faire suspecter une contamination microbienne. La directive des communautés européennes indique pour l'oxydabilité au permanganate ( mesure faite à chaud et en milieu acide ) de l'eau destinée à la consommation humaine un niveau guide de 2 mg/l O2 et une concentration maximale admissible de 5 mg/l O2 . La vérification du titre de KMnO4 : Il faut tenir compte de ce que le permanganate de potassium n'est pas pur, il contient toujours des produits de réduction en tant qu'impuretés, par exemple MnO2. En outre, il est facilement décomposé par action des réducteurs, qui sont entraînés dans l'eau avec la poussière. Aussi, la concentration d'une solution de KMnO4, immédiatement après la préparation diminuée. On en déduit qu'il est impossible de préparer une solution étalon de permanganate de potassium à partir d'une prise d'essai précise. Il est indispensable de déterminer le titre de cette solution en procédant à cette opération au moins 7 à 10 jours après la préparation de la solution.
Pour vérifier le titre d'une solution de permanganate
de potassium, on propose différentes substances de base, par exemple H2C2O4. 2H2O, Na2C2O4, As2O6, le fer métallique, etc. Les substances qui conviennent le mieux sont Na2C2O4 et H2C2O4. 2H2O. Elles doivent être chimiquement pures et correspondre exactement à leur formules. L'oxalate de sodium n'est pas hygroscopique ; il ne contient pas d'eau de cristallisation et ne se modifie pas au cours de sa conservation. L'acide oxalique est quelque peu plus difficile à épurer que Na2C2O4, il n'est pas hygroscopique non plus. Toutefois, cet acide contient de l'eau de cristallisation et contrairement à Na2C2O4, il peut s'effleurir. Les réactions qui se déroulent lors du titrage de ces corps par le permanganate de potassium correspondent aux équations : 1) 5 Na2C2O4 + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 ð 2 MnSO4 +K2SO4 + 5 Na2SO4 + 8 H2O + 10 CO2 2) 5 H2C2O4 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 ð 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O + 10 CO2 Dans ces deux cas, l'oxydation des ions C2O42- se produit d'après le schéma : C2O42- ð 2 CO2 + 2é CONCLUSION : Ce test a en fait un caractère qualitatif, son interprétation doit être associée à d'autres caractéristiques chimiques de la pollution comme l'ammoniaque, les ions ammonium, les nitrites, etc.. La valeur de ce test qui constitue une des plus anciennes déterminations en hydrologie a été souvent discutée. Il s'agit en fait, d'un test sensible, d'une mise en oeuvre commode, mais son intérêt est limité car il serait plus intéressant de connaître la teneur des substances en cause plutôt que d'approcher une teneur globale des matières organiques. La difficulté analytique réside dans l'aptitude à l'oxydation des molécules réductrices qui est en liaison étroite avec les fonctions de leur constitution. Dans l'eau, les matières organiques ne sont pas seules en causes et les résultats peuvent être modifiés par d'autres substances réductrices, telle que les sulfures, les nitrites, le fer ferreux ... ou subir l'interférence des chlorures surtout si leur teneur est élevée . Il a été estimé que les matières organiques d'origine animale s'oxydaient plus facilement en milieu alcalin tandis que celles d'origine végétale l'étaient plutôt en milieu acide. Cependant, cette interprétation est discutable en raison de la complexité des phénomènes d'oxydation et de réduction sur les molécules organiques. En pratique, les enquêtes montrent que pour les eaux de surface, l'oxydabilité est plus forte en milieu acide qu'en milieu alcalin. Il conviendrait donc si l'on ne veut pratiquer qu'un seul test de l'effectuer plutôt en milieu acide. Certaines eaux artésiennes, les eaux des régions tourbeuses chargées d'humus présentent des teneurs en matières organiques assez élevées tout en étant inoffensives.
DOSAGE DE L'OXYGENE DISSOUS METHODE DE « WINKLER » Introduction : D'autre gaz se dissolvent dans l'eau sans s'ioniser, parmi eux, l'oxygène, l'azote, le méthane. L'oxygène est le plus important d'entre eux, quand à ces effets sur les systèmes d'eau. Si l'eau possède un indice de Langelier négatif (indice de stabilité supérieur à 6), on la considère comme agressive et l'on s'attend à un phénomène de corrosion. Cette corrosion toutefois, est d'ordinaire due à l'oxygène dissous qui attaque librement la surface de métal brut, lorsqu'elle est en contact avec de l'eau qui ne peut former une pellicule protectrice de carbonate de calcium. Définition : Dans les eaux naturelles, l'oxygène dissous est un facteur écologique essentiel car sa présence (milieu aérobie) permet la respiration des êtres vivants aquatiques. Bien que toujours présent dans l'eau, l'oxygène n'en est pas pour autant un élément constitutif. Son origine est soit l'activité photosynthétique des végétaux aquatiques, soit la dissolution à partir de l'oxygène atmosphérique, sa teneur est fonction, en particulier, de la profondeur : extrêmement faible dans les eaux profondes et parfois proche de la saturation dans les eaux superficielles. La concentration de saturation dépend quant à elle notamment de la salinité, de la pression partielle d'oxygène dans l'atmosphère et de la température (lois de Henry). Ainsi la concentration de saturation en oxygène diminue avec la température : dans l'eau pure, de l'ordre de 11 mg/l à 10 °C, 9 mg/l à 2°C. Des tables permettent de comparer les concentrations d'oxygènes dissous obtenues expérimentalement avec la solubilité de l'oxygène à diverses températures, pression ou degrés de salinité. L'eau absorbe autant d'oxygène que nécessaire pour que les pressions partielles d'oxygènes dans le liquide et dans l'air soient en équilibre. La solubilité de l'oxygène dans l'eau est en fonction de la pression atmosphérique (donc de l'altitude), de la température et de la minéralisation de l'eau : la saturation en O2 diminue lorsque la température et l'altitude augmentent. La concentration en O2 dissous est un paramètre essentiel dans la maintien de la vie, et donc dans les phénomènes de dégradations de la matière organique et de la photosynthèse. C'est un paramètre utilisé essentiellement pour les eaux de surface. Au niveau de la mer à 20 °C, la concentration en oxygène en équilibre avec la pression atmosphérique est de 8.8 mg/l d'O2 à saturation. Une eau très aérée est généralement sursaturée en O2 (torrent), alors qu'une eau chargée en matières organiques dégradables par des micro-organismes « Sont » est sous-saturée. En effet, la forte présence de matière organique, dans un plans d'eau par exemple, permet aux micro-organismes de se développer tout en consommant de l'oxygène. L'oxygène dissous est donc un paramètre utile dans le diagnostic biologique du milieu eau.
Principe de la méthode de WINKLER : Ø Selon la méthode de WINKLER, on détermine la quantité d'oxygène dissous dans l'eau à l'aide de la réaction de précipitation dans l'eau de l'hydroxyde de manganèse qui absorbe entièrement l'oxygène qui se trouve dans l'eau pour aussi former de l'hydroxyde manganique. Ø Cette substance sous l'action de l'acide chlorhydrique donne du chlorure manganique qui libère l'iode « I2 » et l'iodure de potassium KI. Ø Cette méthode est applicable si l'eau ne contient pas des matières oxydantes ou réductrices, car elles engendrent des faux résultats. Réactifs : -Solution de NaOH et de KI ; -Solution d'empois d'amidon ; -Solution de chlorure de manganèse ; -Acide chlorhydrique (d = 1,19) ; -Solution de thioulfate sodium. Mode opératoire : Ø On rempli complètement d'eau un flacon de 126 ml muni d'un bouchon rodé. Ø On laisse l'eau s'écouler pendant un certain temps en la faisant arriver au fond du flacon par un tube en verre. Ø On introduit tout près du fond du flacon avec une pipette à deux traits de 1ml (1ml du mélange (NaOH + KI) puis de la même façon 1 ml de MnCl2. Ø On bouche soigneusement le flacon sans faire entrer des bulles d'air, en humectant au préalable le bouchon. Ø On retourne plusieurs fois le flacon et on laisse déposer le précipité d'hydroxyde de manganèse. Ø Lorsque la partie supérieure du liquide s'est complètement clarifiée, on débouche et à l'aide d'une pipette de 5 ml effilée et bien humectée d'eau. Ø On fait couler 2,5 ml d'acide chlorhydrique. Ø On referme le flacon et on agite jusqu'à dissolution totale du précipité. Ø On transvase le contenu du flacon dans un erlenmeyer et on ajoute quelques gouttes de l solution d'amidon. Ø On titre par la solution de thiosulfate de sodium (0,01N) jusqu'à décoloration totale. Expression des résultats: Vo = volume de la prise d'essai. XO2 : La teneur de la prise d'essai en oxygène dissous exprimée en mg/l est donnée par la formule suivante : XO2 = (V * n * 8000) / V' V : le nombre de ml de la solution de thiosulfate de sodium utilisées = 15.55 ml XO2 = (17.8 * 0.01 * 8000) / 126 XO2 = = 11.30 mg/l d'eau INTERPRETATION DES RESULTATS :
La première réaction est de la précipitation de l'hydroxyde de manganésien : Mn Cl2 + 2NaOH D Mn(OH)2î + 2 Na Cl Le précipité hydroïde de manganèse Mn (OH)2 absorbe l'oxygéné présent pour donner l'hydroxyde manganique : Mn(OH)2 + ½ O2 MnO(OH)2 Cette réaction peut donner aussi du Mn(OH)4 au lieu de MnO(OH)2 mais dans certaines conditions. Lors de l'ajout de l'acide HCl, l'hydroxyde manganique donne du chlorure manganique qui précipite I2 MnO(OH)2 + 2 KI + 4 HCl D I2 î + MnCl2 + 2KCl + 3H2O 2 Na2S2O3 + I2 D 2 NaI + Na2S4O6 3) la mesure de l'oxygène dissous se réalise soit par iodométrie ou par électrochimie, ces deux méthodes étant normalisées : 1. La méthode iodométrique proposée par WINKLER ; 2. La méthode électrochimique. La méthode électrochimique : Elle est basée sur une mesure ampérométrique (mesure d'un courant électrique) effectué à l'aide d'une sonde en utilisant un principe galvanique ou polarographique, constitué d'une cellule fermée par une membrane perméable à l'oxygène dissous (en Téflon ou polyéthylène) et contenant l'électrolyte et deux électrodes métalliques. les problèmes causés par l'oxygène dissous dans les chaudières : L'oxygéné toujours présent dans l'eau n'en est pas élément constitutif, sa volatilité est en fonction de la température de la solution, de la pression partielle dans l'atmosphère et de la salinité. L'oxygéné dissous conserve sa propriété oxydante soit par une réaction purement chimique, d'où son importance dans les phénomènes de corrosion, sa teneur de l'oxygène dans l'eau dépasse rarement 10 mg/l, elle est fonction de l'origine de l'eau, la variation de la teneur en oxygéné sont dues a la présence des végétaux des matières organiques oxydables, des organismes aérobies ainsi que la perturbation des échanges. Conclusion : O2 oxyde les sels manganeux en sels manganiques. Ces derniers peuvent être titrés par le thiosulfate. Si on prend un échantillon d'H2O usée et on veut mesurer la teneur en oxygène dissous après l'avoir reboucher fermement pendant une durée et temps la concentration d'oxygène sera nulle, cela est dû à ce que tous les micro-organismes qui se trouvaient dans cette eau aient consommées tous l'oxygène.
DOSAGE DE L'ANHYDRIDE CARBONIQUE
Introduction : Un examen plus attentif de l'indice de Langelier fournit un enseignement sur la nature et les effets des gaz dissous dans l'eau. L'anhydride carbonique, par exemple, se dissout pour former l'acide carbonique qui s'ionise en produisant des ions H+ et HCO3-. Les autres gaz ionisés sont : le dioxyde de soufre, le sulfure d'hydrogène et l'acide cyanhydrique qui forment des acides faibles lorsqu'ils se dissolvent dans l'eau. Pour cette raison, l'adjonction d'un acide fort à l'eau qui contient ces gaz déplacera l'équilibre vers la gauche, supprimant essentiellement la partie ionisée. De cette façon, tous les gaz sont dans une forme moléculaire et sont libres de s'échapper de l'eau sous forme de molécules de gaz. Par exemple, avec le CO2 : CO2 + H2O ïð H2CO3 ïð H+ + HCO3L'addition des ions H+ par addition du H2SO4 déplace la réaction vers la gauche. Lors du contact eau-gaz carbonique celui-ci se dissout : CO2 gaz ïð CO2 aqueux Lorsque le CO2 aqueux réagit avec l'eau, il y a formation d'un acide : l'acide carbonique (H2CO3) qui lui-même réagit pour former l'ion carbonate CO32- et l'ion hydrogénocarbonate (bicarbonate) HCO3- . L'acide carbonique n'existe qu'aux conditions courantes sous la forme indiquée qu'en concentration extrêmement faible. En plus, lors de sa dissolution, le CO2 va plus ou moins s'hydrater : la formation fournie (H2CO3), est une simplification d'écriture. Pour écrire la concentration en CO2 dissous en utilisera alors la notation [H2CO3]* ou encore [CO2]. Avec: [H2CO3]* = [O2 ] aqueux + [H2CO3] - Le CO2 qui réagit après dissolution dans l'eau se trouve donc sous deux formes : · CO2 : hydraté ou non, encore appelé CO2 libre ; · CO2 : combiné, encore appelé CO2 lié ; - Le CO2 lié peut se présenter sous 2 formes : · Ion hydrogénocarbonate HCO3- ; · Ion carbonate CO32- ; - Le CO2 total : on définit le CO2 total par : CO2T = [H2CO3]* + [HCO3-] + [CO32-] Le CO2 total est aussi appelé carbone minéral total : CMT en mole ou en milli mole par litre. Cette grandeur intervient dans l'étude de l'équilibre calco-carbonique de l'eau. Les équations d'équilibres chimiques sont : H2CO3 ïð HCO3- + H+ HCO3- ïð CO32- + H+ Ce présent travail a pour objet la description des modes opératoires des dosages de l'anhydride carbonique total et de l'anhydride carbonique libre dans les eaux naturelles. Généralité : Dans l'anhydride carbonique total des eaux naturelles on peut distinguer :
· L'anhydride carbonique libre (CO3) · L'anhydride carbonique des ions bicarbonate (CO3H-) · L'anhydride carbonique des ions carbonate (CO32-). L'anhydride carbonique libre peut exister tantôt uniquement sous forme « L'anhydride carbonique équilibrant », quantité juste nécessaire pour qu'il n'y ait pas précipitation des carbonates et qui dépend des divers sels dissous dans l'eau ; tantôt également en excédent, dit « L'anhydride carbonique en excès », susceptible de dissoudre en particulier du carbonate de calcium. La fraction d'une eau en anhydride carbonique libre dissous qui disparaît lors de cette dernière dissolution est dite « anhydride carbonique agressif pour la calcaire ». La répartition de l'anhydride carbonique dans les eaux peut être schématisée de la façon suivante : CO2 libre CO2 en excès CO2 équilibrant CO2 total CO2 des bicarbonates CO2 des ions bicarbonate (CO3 H- ) Et des carbonates CO2 des ions carbonate (CO3 --) La teneur d'une eau en anhydride carbonique libre dissous est un caractère fugace tout comme le sont sa teneur en oxygène dissous et sa teneur en hydrogène sulfuré. Principe : L'anhydride carbonique libre de l'eau est neutralisé par un léger excès d'une solution d'hydroxyde de sodium. Cet excès est ensuite déterminé à l'aide d'une solution titrée d'acide. Réactifs : Solution de NaOH (N/40). Solution alcoolique de phénolphtaleine à (1%). Solution de HCl (n/10). Mode opératoire : Dans une fiole de 200 ml, on introduit une solution de NaOH (N/40). Si l'eau contient plus de 50 mg de CO2 dans le litre on double cette quantité, puis on compléte jusqu'au trait de jauge par l'eau à analyser, en prenant soin d'éviter toute agitation ou brassage d'air ; on ajoute alors 6-8 gouttes de P.P et on obture le flacon à l'aide d'un bouchon en caoutchouc bien propre. Puis on retourne la fiole plusieurs fois afin d'homogénéiser la solution qui doit prendre une teinte rose. La solution est ensuite déversée dans un erlenmeyer de 500 ml ainsi que pour les eaux de lavage de la fiole, on effectue ce rinçage avec de l'eau distillée fraîchement bouillie, enfin on titre par la solution d'acide chlorhydrique 0,1N jusqu'à décoloration. Soit V le nombre de ml d'HCl utilisés. On fait un essai à blanc (eau distillée exempte de CO2) en opérant dans les mêmes conditions. Soit V' le nombre de ml d'HCl (N/10) utilisés. Expression des résultats : A = V'-V = 9.7-1.1 = 8.6 ml (A/10) mg d'hydrogène correspond aux (A/10) millimolécules gramme d'hydrogénocarbonate de sodium par l'anhydride carbonique libre et par suite à (A/10)*44 mg de CO2 libre ou
(A/10)*2 milliéquivalents de CO2 libre. La prise d'échantillon étant de 190 ml dans le cas normal, le résultat du dosage en milliéquivalent de CO2 libre au litre est : (A/10) * 2 * (1000/190) = (20/19) * A = 1,0526 * A (méq). La quantité de CO2en mg/l est donnée par l'expression : (1,0526*A)*22 = (1,0526*8.6) *22 = 199,15192 mg/l ð La quantité de CO2 = 199,15192 mg de CO2/l La présence de CO2 dans l'eau donne une saveur plus agréable et ne présente aucun inconvénient sur la santé.
« MATIERE EN SUSPENSION » «MES» Définition : Ce sont des particules solides très fines et généralement visibles à l'oeil nu, théoriquement, elles ne sont ni solubilisées, ni à l'état colloïdale. Elles déterminent la turbidité de l'eau. Elles limitent la pénétration de la lumière dans l'eau, diminuent la teneur en oxygène dissous et nuisent au développement de la vie aquatique. Ces matières sont en relation avec la turbidité, leur mesure donne une première indication sur la teneur en matière colloïdale d'origine minérale ou organique. En fait, les limites séparant les trois états sont indistinctes et seule la normalisation de la méthode d'analyse permet de faire une distinction précise mais conventionnelle. Les matières en suspension comportent des matières organiques et des matières minérales. Toutes les matières en suspension ne sont pas décantables, en particulier les colloïdes retenus par la filtration. La portée de la mesure des matières en suspension se trouve limitée, le prélèvement opère déjà une sélection : la mesure donnera systématiquement un résultat par défaut. Deux techniques sont actuellement utilisées pour la détermination des matières en suspension (norme AFNOR T90-105) ; elles font appel à la séparation par filtration directe ou centrifugation. On réserve cette dernière méthode au cas où la durée de la filtration dépasse une heure environ. Les causes de la variabilité de la mesure sont nombreuses (volume de la prise d'essai, teneur en MES de l'échantillon, séchage à 105 °C jusqu'à poids constant). La précision reste cependant très acceptable. Ordres de grandeur de quelques teneurs en MES : Le tableau (6) près rend compte de quelques concentrations en MES rencontrées dans différentes eaux résiduaires. Origine des effluents Effluents domestiques
Concentration en mg/l 165 + 25 200+27
salsifis (grattage) Conserveries
5000 Flageolets verts
Suifferies
2000
Laiteries
400
Les enquêtes montrent qu'au niveau d'une habitation les eaux résiduaires rejetées par un individu contiennent environ 60 g de matières en suspension par jour. Lorsque le réseau de collecte est de type unitaire, pour tenir compte à la fois des apports dûs aux eaux de ruissellement et des phénomènes de rétention dûs aux dépôts dans les canalisations et à leur remise en suspension, on admet que ces données doivent être majorées de 20%. Les matières en suspension (MOS) : (Matière organique Dissoutes) : Elles représentent la fraction organique des matières en suspension. Ces matières disparaissent au cours d'une combustion et sont mesurées à partir des matières en suspension (résidu à 105 °C) en les calcinant dans un four à 525 °C 25 °C pendant deux heures. Les matières volatiles en suspension représentent en moyenne 70 % de la teneur en matières en suspension pour des effluents domestiques. Ces éléments sont issus des rejets industriels et urbains et de la dissolution par l'eau de pluie, des végétaux décomposés présents dans les couches superficielles des terrains, ces matières organiques solubles sont attachées fréquemment à l'origine de la coloration de l'eau ou de mauvais goûts. Les sels minéraux dissous : Ils découlent de la dissolution des roches en contact avec l'eau au cours de son infiltration, Cette dissolution s'accompagne d'une transformation de la matière dissoute phénomène appelé ionisation. Parmi ces sels minéraux, on trouve les sulfates de calcium, ou carbonate de calcium. Ce paramètre englobe tous les éléments d'origine organique et minérale dont la taille permet leur rétention sur un filtre de porosité donnée. La détermination de la MES s'accomplit par filtration ou par centrifugation. Ce sont les volumes d'eau usée qui parviennent aux stations de traitement, ils sont caractérisés par plusieurs paramètres. METHODE DE FILTRATION: Ce procédé s'effectue dans des grands bassins avec temps de filtration supérieur à une heure. Domaine d'application : Ce travail décrit une méthode de dosage des matières en suspension dans les eaux brutes, les eaux usées et les effluents, par filtration sur filtre en fibres de verre. La limite inférieure de dosage est d'environ 2 mg/l. il n'a été fixé aucune limite supérieure. Les échantillons d'eau ne sont pas toujours très stables, c'est à dire que leur teneur en matières en suspension dépend de la durée de conservation des moyens de transport, du pH et d'autres circonstances. Il est recommandé d'interpréter avec précaution les résultats obtenus à partir d'échantillons
instables. Les échantillons contenant environ plus de 1000 mg/l de matières dissoutes peuvent nécessiter un traitement particulier. Matières en suspension : matières éliminées par filtration ou centrifugation dans des conditions définies. Matières dissoutes : substances restantes après filtration d'un échantillon et son évaporation à siccité dans des conditions définies. Principe: L'eau est filtrée et le poids de matières retenues par le filtre est déterminé par pesés différentielles Mode opératoire : On pèse le papier filtre soit (M1) mettre de dispositif de filtration en marche, le volume de la prise d'essai 100 ml. D'eau brute et on verse le tout sur le papier filtre mettre le papier filtre dans une étuve à (105 0,5)°C jusqu'à évaporation total de l'eau , refroidi dans le dessiccateur puis on pèse la 2 éme fois le papier filtre (M2 ) mettre le papier filtre dans un creuset en platine taré, mettre le creuset dans un four (25 525)° pendant 2h on pèse le creuset (M3) Expression des Résultats: M1 = 1,0132g M2 = 1,1219g M3 = 1.0398g V = 100ml. Réponses : Calcul des MES, MNS par la méthode de filtration : Matières en suspension totales MES : MES = (M2-M1) 1000/100 = (1,1219 - 1,0132) 1000/100 = 1.087g/l MES = 1,087g/l Matières minérales en suspension MNS : MNS = (M3-M1) 1000/100 = 10 (1.0398 - 1.0132) = 0.8613g/l MNS = 0.266g/l Matières organiques en suspension MOS : MOS = MES - MNS = 1.087 - 0.266 = 0.821 g/l MOS = 0.821g/l CONCLUSION Sans être chimiste, comprendre c'est de maîtriser, et cet élément maîtrisé et c'est 80% de la tâche accomplie. Mais même si ces paramètres sont correctement appréhendés, il n'en reste pas moins que très souvent nous ne maîtrisons pas les données de départ : L'eau disponible dans nos conduites est sujette à bien des maux causés par la pollution et les produits utilisés pour la rendre saine, mais aussi par sa nature physico- chimique différente en fonction des régions, loin de nous l'idée de vouloir une eau « pure ». Car si cette eau existe sous forme d'eau distillée, les éléments tels que sels miner aux nécessaires au développement d'animaux et de végétaux y sont inexistants. Pour nous, le terme d'eau pure est une eau non polluée.
Encore une fois, ses qualités chimique. Sont fonction des sujets à maintenir, car si au sein même d'un petit pays comme la France nous avons déjà des disparités, à l'échelle mondiale, nous pensons qu'il est très simple de comprendre à quel problème nous sommes confrontés. LES COMPOSANTS D'EAU DE BOUSFER Conductivité
0.767 ms/cm
pH
6.734
TA, TAC TH
TA=0, TAC=1.82 mg CaCO3/l 290 mg/l de CaCO3
Chlorure
46.15 mg/l, 99.4 mg /l
NO2-
0.689 mg/ l
NO3-
0.024 mg/l
PO4-3
1.445 mg/l
KMnNO4
0.28 mg/l
O2 dissout
11.30 mg /l
L'anydrique carbonique (CO2)
199.151 mg/l
Bibliographie - Traitement des eaux memento technique - Normes Algériennes de la potabilité de l'eau - Procédés unitaires biologiques et traitement des eaux « Mohand Said OUALI » - Initiation à la chimie moderne « André CROS & Gilbert ARRIBET - Encyclopédie Encarta - Encyclopédie universalis
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