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La solubilité, qu’est-ce que c’est ? Définition

La solubilité est la quantité maximale de substance qui peut se dissoudre dans un certain volume d’eau.

La solubilité d’un corps pur dépend, pour une température donnée,

  • de la structure du composé
  • et de la nature du solvant.

Qu’est-ce que la solubilité d’une espèce chimique dans l’eau ?

Pour chaque espèce chimique dissoute dans un solvant, il existe donc une valeur de masse de soluté (mmax) à ne pas dépasser pour que la solution reste homogène. À cette valeur mmax correspond une concentration maximale de soluté dans la solution, c’est la solubilité notée s.

Si la masse de soluté est supérieure à mmax alors la solution n’est plus homogène. Le soluté introduit n’a
pas été totalement dissout dans le solvant : la solution est dite saturée.

La solubilité est la masse maximale d’un soluté que l’on peut dissoudre dans 1L d’un solvant donné.

Dans de rares cas, la solubilité peut être exprimée en mol/L dans ce cas la définition devient :

La solubilité est la quantité de matière maximale d’un soluté que l’on peut dissoudre dans 1L d’un solvant donné.

Quelques solubilités dans l'eau à 20°C

Comment calculer les solubilités formule et Exemple

La solubilité se mesure soit en grammes pour 100 g de solvant – g/100 g – soit en nombre de moles pour 1 L de solution. À titre d’exemple, calculez la solubilité du nitrate de sodium, NaNO3, si 21,9 g de ce sel sont dissous dans 25 g d’eau. D’après ce calcul, le volume final de la solution saturée de NaNO3 est de 55 ml. La solubilité indique la quantité maximale d’une substance qui peut être dissoute dans un solvant à une température donnée. Une telle solution est dite saturée.

Divisez la masse du composé par la masse du solvant, puis multipliez par 100 g pour calculer la solubilité en g/100g . Solubilité de NaNO3=21,9g ou NaNO3 x 100 g/ 25 g =87,6.

Calculez la masse molaire du composé dissous comme la somme des masses de tous les atomes de la molécule. Les masses atomiques des éléments correspondants sont indiquées dans le tableau périodique des éléments chimiques. (Voir Ressources). Dans l’exemple, ce serait : Masse molaire NaNO3=M(Na)+M(N)+3 x M(O)=23+14+3×16=85 g/mole.

Divisez la masse du composé dissous par sa masse molaire pour calculer le nombre de moles. Dans notre exemple, ce serait : Nombre de moles (NaNO3)=21,9g /85 g/mole= 0,258 moles.

Divisez le nombre de moles par le volume de la solution en litres pour calculer la solubilité en mole/L. Dans notre exemple, le volume de la solution est de 55 mL ou 0,055 L. La solubilité de NaNO3=0,258 moles/0,055 L=4,69 mole/L.

Les solutions saturées et le produit de solubilité – Qu’est-ce qu’une solution saturée ?

Une solution saturée, à une température donnée, est une solution qui contient la quantité maximum de soluté qu’elle peut dissoudre.

Comment calculer la solubilité avec le ks ?

Considérons une solution saturée de dichromate de potassium (K2Cr2O7). Cette solution contient 4,9 g de soluté dans 100 mL de solution à 25 °C.
Si nous ajoutons, à notre solution, du dichromate de potassium solide, ce dernier se dépose au fond du bécher, car il ne peut plus se dissoudre.
Le mélange formé a les caractéristiques suivantes :

• La concentration de notre solution ne change pas lors de l’adjonction de sel, sauf si la température varie.
• Nous obtenons du sel solide en contact avec la solution saturée.
• Nous n’observons aucun changement (couleur, aspect etc.) de la solution au cours du temps.

En nous basant sur ces caractéristiques, nous pourrions conclure que la solution est inerte.
En fait, il y a un échange constant d’ions entre le solide et la solution saturée, sans que la quantité de solide ou que la concentration de la solution ne change.

Une solution saturée est, par définition, une solution en équilibre dynamique avec du soluté non dissout.

Dans notre solution, l’équation de cet équilibre est la suivante :

Comment calculer la solubilité avec le ks ?

Cet équilibre est caractérisé par la constante d’équilibre suivante:

Comment calculer la solubilité avec le ks ?

Cet équilibre a cependant une particularité: L’équilibre n’est pas modifié, si on fait varier la quantité de la partie solide.
En effet, la concentration d’un solide est une constante, essentiellement indépendante de la température, de la pression et de la présence d’une solution en contact avec ce solide.

Nous pouvons donc écrire:

Comment calculer la solubilité avec le ks ?

Cette constante s’appelle le produit de solubilité. Elle est représentée par le symbole Ks.
Dans notre cas, et

Comment calculer la solubilité avec le ks ?

Dans certains livres, on trouve aussi la notation PS ou Kps.

Ks est constante pour une température donnée. Si la température varie, alors la valeur de Ks change.
Ks est une constante d’équilibre dans laquelle, les concentrations molaires sont exprimées en (mol/L).

Le calcul de Ks à partir de la solubilité

Les solubilités des substances, dans l’eau pure, sont habituellement rapportées en grammes de sels par 100 mL, ou par litre, de solution saturée.
Avec ces données, nous pouvons calculer la valeur du produit de solubilité.

Exemple – La solubilité de AgCl dans l’eau

La solubilité de AgCl est 1,8·10-4 g/100 mL à 25 °C. Calculer son produit de solubilité Ks.

Voilà comment procéder :

A) Ecrire l’équation de l’équilibre concerné

Exemple - La solubilité de AgCl

B) Transformer les unités de la solubilité en mol/L, l’unité de concentration utilisée, par convention, dans les expressions des produits de solubilité.

Exemple - La solubilité de AgCl

D) Trouver les valeurs de [Ag+ (aq)] et de [Cl- (aq)], puis calculer la valeur de Ks.

Exemple - La solubilité de AgCl

Les molécules d’eau et leur interaction avec le sel

les molécules d'eau et leur interaction avec le sel

Ce diagramme montre les parties positives et négatives d’une molécule d’eau. Il décrit également comment une charge, comme celle d’un ion (Na ou Cl, par exemple), peut interagir avec une molécule d’eau.

Au niveau moléculaire, le sel se dissout dans l’eau en raison des charges électriques et du fait que l’eau et les composés du sel sont polaires, avec des charges positives et négatives sur les côtés opposés de la molécule. Les liaisons dans les composés du sel sont dites ioniques car elles ont toutes deux une charge électrique – l’ion chlorure est chargé négativement et l’ion sodium est chargé positivement.

De même, une molécule d’eau est de nature ionique, mais la liaison est dite covalente, deux atomes d’hydrogène se situant tous deux avec leur charge positive sur un côté de l’atome d’oxygène, qui a une charge négative. Lorsque le sel est mélangé à l’eau, le sel se dissout car les liaisons covalentes de l’eau sont plus fortes que les liaisons ioniques des molécules de sel.

Le côté chargé positivement des molécules d’eau est attiré par les ions chlorure chargés négativement et le côté chargé négativement des molécules d’eau est attiré par les ions sodium chargés positivement. Il s’ensuit essentiellement une lutte à la corde, les molécules d’eau remportant la partie. Les molécules d’eau séparent les ions sodium et chlorure, rompant ainsi la liaison ionique qui les maintenait ensemble. Une fois les composés du sel séparés, les atomes de sodium et de chlorure sont entourés de molécules d’eau, comme le montre ce diagramme. Le sel est alors dissous, ce qui donne une solution homogène.

Solubilité des gaz dans l’eau

L’eau contient toujours des gaz dissous dont les concentrations dépendent notamment de la température ainsi que de la composition et de la pression de l’atmosphère gazeux avec laquelle elle est en contact.
La loi de HENRY, appliquée à la solubilité des gaz dans l’eau pure, prévoit que la concentration dissoute d’un composé gazeux dans l’eau est directement proportionnelle à la pression partielle de ce composé dans la phase gazeuse au contact de l’eau. Par exemple pour le dioxygène, cette loi s’exprime par :

pO2 = HO2. XO2

  • pO2 : pression partielle du dioxygène dans la phase gazeuse (atm),
  • XO2 : titre molaire du dioxygène dans l’eau (mol. mol-1),
  • HO2 : constante de HENRY du dioxygène à la température considérée (atm),

ou encore par :

pO2 = HO2. [O2]

  • [O2] : concentration molaire du dioxygène dans l’eau (mol. L-1),
  • HO2 : constante de HENRY du dioxygène à la température considérée (L. mol-1.atm).
la solubilité

La constante de HENRY peut être également reportée sous la forme KH = 1/H dans l’expression suivante, avec d’autres unités :

[O2] = KH(O2). pO2

  • [O2] : concentration massique du dioxygène (mol. L-1 ou mg.L-1),
  • pO2 : pression partielle du dioxygène dans la phase gazeuse (atm. ou bar),
  • KH (O2) : constante de HENRY du dioxygène à la température considérée(mol. L-1.atm-1 ou mg. L-1.bar-1).

À partir de la composition de l’air sec, de la pression de vapeur d’eau et de la constante de Henry à la température considérée, il est possible de calculer la concentration des principaux gaz de l’eau (O2, N2 et CO2) à une pression totale de 1 atmosphère.
Le tableau suivant donne les valeurs de la constante de HENRY, HX (en L. mol-1.atm) pour les trois gaz principaux de l’air atmosphérique à plusieurs températures, ainsi que la pression partielle de vapeur d’eau, pH20 (en atm.).

constante de Henry
Valeurs de la constante de Henry (HX en L. mol-1.atm.)
pour les trois gaz principaux de l’eau (O2, N2 et CO2) et pression partielle
de vapeur d’eau (pH20 en atm.).

Dosage des gaz totaux

Ce dosage porte sur deux fractions de gaz, les gaz spontanés c’est-à-dire ceux s’échappant à l’émergence, et les gaz dissous dans l’eau. Ces deux fractions sont constituées en général par les mêmes éléments, à savoir, l’anhydride carbonique, l’oxygène, les gaz combustibles, l’azote et les gaz rares.

Oxygène dissous

La méthode originale de Winkler est sensible à un certain nombre d’interférences. Elle n’est applicable que si l’eau ne contient pas de substances réductrices ou oxydantes telles que des quantités importantes de fer ferreux ou ferrique, de sulfures, de sulfites, de nitrites ou de chlore libre.

La modification d’Alsterberg (à l’azoture) est particulièrement indiquée pour les eaux qui contiennent plus de 0,1 mg / L d’azote sous forme de nitrites, comme c’est souvent le cas pour les eaux résiduaires. Les nitrites sont détruits en milieu acide en libérant de l’azote et du protoxyde d’azote.

La méthode volumétrique décrite ci-après correspond à ce principe. La méthode potentiométrique permet des mesures rapides. Elle est à la fois utilisable sur le terrain et au laboratoire. Pour certains types d’effluents industriels, comme ceux des papeteries, et en présence de composés soufrés, chlorés, de matières organiques, elle donnera les résultats les plus satisfaisants.

Pour les prélèvements, prendre toutes les précautions utiles pour éviter les échanges avec l’oxygène de l’air. Les flacons à prélèvement ne doivent pas dépasser 300 mL et seront de préférence fermés avec des bouchons de verre. La température de l’échantillon sera soigneusement notée au moment du prélèvement. L’analyse sera pratiquée sans délai en opérant de préférence directement sur le flacon de prélèvement. Dans le cas contraire et si l’on opère par titrimétrie, les échantillons peuvent être conservés quelques heures en ajoutant 0,7 mL d’acide sulfurique concentré et 1 mL de solution d’azoture de sodium à 2 %.

Méthode volumétrique (méthode de Winkler modifiée par Alsterberg)

■ Principe
Le précipité d’hydroxyde manganeux fixe complètement l’oxygène pour former de l’oxyde manganique qui, en milieu acide, oxyde l’iodure de potassium préalablement introduit. L’iode libéré est titré par le thiosulfate de sodium.

■ Matériel spécial
Flacons en verre de 100 à 300 mL munis d’un bouchon rôdé et permettant un remplissage sans bulles d’air.

■ Prélèvement
En principe, la fixation de l’oxygène doit être effectuée dans le flacon de prélèvement et immédiatement après celui-ci. Toutes les précautions doivent être prises pour éviter un dégazage ou une introduction d’oxygène.

■ Réactifs
– Solution de sulfate de manganèse (II).
Dissoudre 480 g de sulfate de maganése (II) (MnSO4 , 4 H2O) dans l’eau déionisée et compléter à 1 litre. La solution ne doit pas libérer d’iode lorsqu’on l’ajoute à une solution acidifiée d’iodure de potassium.
– Réactif spécial :

Solution A :
hydroxyde de sodium (NaOH) 350 g
iodure de sodium (NaI) 150 g
eau déionisée q.s.p. 1 000 mL

Solution B :
azoture de sodium (NaN3 ) (dangereux à manipuler) 10 g
eau déionisée 40 mL

Ajouter la solution B à 950 mL de la solution A, en agitant constamment. Conserver le réactif en flacon de verre teinté. Ce réactif ne doit pas donner de coloration par dilution ou acidification en présence d’amidon.

– Acide sulfurique concentré (d = 1,83).
– Solution d’amidon soluble à 10 g / L (ou thiodène ou autre indicateur d’iodométrie).

Préparer dans un bécher une émulsion de 6 g d’amidon soluble. La verser dans 1 litre d’eau bouillante. Maintenir l’ébullition quelques minutes. Laisser reposer 12 heures. Utiliser le surnageant. Cette solution se conserve mieux si on ajoute 1,25 g d’acide salicylique par litre ou quelques gouttes de toluène.

– Solution de thiosulfate de sodium, 0,2 N (0,1 mol / L).

Utiliser une solution titrée prête à l’emploi, ou préparer comme suit :

thiosulfate de sodium, 5 H2O 49,64 g
eau déionisée bouillie et refroidie q.s.p. 1 000 mL
alcool isoamylique pour conservation 5 mL

– Solution de thiosulfate de sodium 0,02 N (0,01 mol / L) :

solution 0,2 N 100 mL
eau déionisée bouillie et refroidie q.s.p. 1 000 mL

1 mL de cette solution correspond à 0,16 mg d’oxygène dissous.
Préparer cette solution extemporanément.

– Solution d’iodate acide de potassium (KIO3HIO3 ) 0,05 N :

iodate acide de potassium 3,25 g
eau déionisée q.s.p. 1 000 mL

– Solution d’iodate acide de potassium (KIO3HIO3 ) 0,0125 N :

diluer 250 mL de la solution mère à 1 litre avec de l’eau permutée.
Détermination du titre de la solution de thiosulfate de sodium 0,0125 N.
Dans une fiole conique, introduire successivement :

iodure de potassium, exempt d’iodate 2 g
eau déionisée 100 à 150 mL
acide sulfurique à 10 % 10 mL solution d’iodate acide de potassium (KIO 3HIO3 ) 0,0125 N 40 mL eau déionisée 200 mL

■ Mode opératoire
Utiliser un flacon spécialement conçu pour le dosage de l’oxygène dissous ou, à défaut, un flacon de 200 mL muni d’un bouchon rodé et dont la capacité exacte a été déterminée par pesée. Très rapidement, après le prélèvement, introduire très près du fond 1 mL de solution de sulfate de manganèse (II) puis 1 mL de réactif spécial. Boucher soigneusement le flacon en ayant soin d’exclure les bulles d’air et mélanger par retournement. Laisser reposer.

Renouveler le mélange autant de fois qu’il est nécessaire pour obtenir 100 mL de phase limpide. Dans le cas d’un échantillon riche en chlorures, il est nécessaire d’agiter au moins 10 minutes. Introduire ensuite 2 mL d’acide sulfurique concentré, en le faisant couler sur les parois puis mélanger à nouveau jusqu’à dissolution complète. Laisser l’iode se répartir uniformément dans le flacon. Effectuer le dosage sur une partie aliquote ou sur la totalité de l’échantillon suivant la teneur supposée en oxygène dissous, soit V.


Titrer au moyen de la solution de thiosulfate de sodium 0,0125 N jusqu’à l’obtention d’une coloration jaune paille clair. Ajouter alors 1 à 2 mL de solution d’amidon et poursuivre le dosage jusqu’à disparition de la coloration bleue. Soit
x le volume de solution de thiosulfate de sodium 0,0125 N employé.

■ Expression des résultats
La teneur en oxygène dissous exprimée en milligrammes d’oxygène par litre, est donnée par l’expression

8 000 × x × t × V1 / V (V1 – 2)

  • x = Nombre de millilitres de solution de thiosulfate de sodium utilisés.
  • t = Normalité exacte de la solution de thiosulfate de sodium utilisée.
  • V = Volume de la partie aliquote prélevée pour le dosage.
  • V1 = Volume prélevé qui correspond au volume du flacon. (V1 – 2) = Volume corrigé, tenant compte de l’addition des deux premiers réactifs. En l’absence de perte d’eau, négliger cette correction. Pour exprimer les résultats en millilitres d’oxygène par litre à 0 °C et à 760 mm de mercure, multiplier la teneur en milligrammes par litre par 0,698.

Pour exprimer les résultats en pourcentage de saturation à la pression normale (760 mm de mercure), utiliser les tables ou nomogrammes joints.

Remarques
– Les substances oxydantes entraînent des résultats par excès et les substances réductrices des résultats par défaut. La présence de sulfites, de thiosulfates, de chromates, de chlore libre et de matières organiques ne permet pas l’utilisation de la méthode.

– Le fer ferreux à des concentrations supérieures à 1 mg / L entraîne des résultats par défaut et le fer ferrique des résultats par excès. Cependant, en présence de fer ferrique à des teneurs inférieures à 100 mg / L, la méthode peut être
appliquée en ajoutant 1 mL de solution de fluorure de potassium (solution à 400 g / L) avant l’ajout d’acide sulfurique.

– De légers écarts existent entre les différentes tables de solubilité de l’oxygène, très probablement dus à des différences dans la préparation des échantillons et dans le type de méthode utilisé pour le dosage de l’oxygène. Pour des
mesures comparatives, il convient d’utiliser la même table.

Méthode électrochimique

■ Principe
La réduction de l’oxygène, au niveau d’une cathode convenable, engendre un courant proportionnel à la pression partielle d’oxygène dans la solution.

■ Matériel spécial
– Appareil de mesure spécifique (oxymètre) comportant :
● une sonde à oxygène : cette sonde est constituée d’une cellule électrochimique contenant 2 électrodes métalliques baignant dans un électrolyte et fermée par une membrane perméable à l’oxygène,
● si possible un dispositif de compensation de température, puisque les membranes présentent une grande variation de perméabilité en fonction de la température.
– Thermomètre.

■ Mode opératoire
Étalonnage de l’appareil Effectuer l’étalonnage selon les consignes figurant sur la notice de l’appareillage, soit en utilisant une solution saturée par barbotage, soit directement à l’air, puisque la pression partielle d’oxygène est la même dans l’air et dans un liquide saturé à 100 % d’air.

Dosage proprement dit
Effectuer le dosage directement en plongeant les électrodes dans l’eau à analyser. Comme toute méthode instrumentale, le résultat est étroitement lié au mode opératoire et il est nécessaire de se reporter à la notice d’utilisation de l’appareil utilisé.
La mesure étant basée sur une réduction de l’oxygène qui traverse la membrane, il conviendra en particulier de procéder à une agitation douce et régulière pendant la mesure, pour éviter l’épuisement de l’oxygène au
voisinage de la membrane qui conduirait à une mesure erronée.

■ Expression des résultats
La concentration en oxygène dissous, à la température de mesure, est exprimée en mg / L. Le rapport d’analyse devra indiquer la température de l’échantillon. La concentration en oxygène dissous pourra être exprimée par le taux de
saturation (en %) en rapportant la valeur mesurée à la température t à la concentration théorique en oxygène dissous dans l’eau saturée en air humide à la même température t et à la même pression (voir tables et nomogrammes joints).
Certains appareils donnent directement la teneur en oxygène dissous exprimée en pourcentage de saturation. Si les résultats doivent être exprimés en milligrammes d’oxygène par litre, effectuer la transformation en utilisant les tables ou nomogrammes joints.

Remarques
– La sonde de mesure devra faire l’objet d’un entretien régulier (par exemple : changement d’électrolyte ou de membrane) en veillant à ne pas emprisonner de bulles d’air dans la sonde et en respectant les consignes du fabricant.

– La précision de la méthode est voisine de 5 %.

– La mesure est perturbée par les différences de température, mais la plupart des appareils sont équipés d’un dispositif de compensation automatique. Dans le cas contraire, il faudra corriger la valeur mesurée.
– Généralement, les membranes à travers lesquelles diffuse l’oxygène sont en polyéthylène ou en tétrafluoroéthylène, imperméables à l’eau et aux éléments en solution. La cathode réductrice est en or, en argent ou en carbone. Le dispositif est sensible aux minéralisations élevées (eau de mer, eau saumâtre), d’où la nécessité d’utiliser des facteurs de correction.

– Les corps plus oxydants que l’oxygène moléculaire gênent la mesure.
– Certains métaux lourds et de fortes concentrations de savons ou de détergents peuvent perturber les résultats.
– Les composés sulfurés peuvent donner des interférences avec les électrodes au thallium.
– Dans le cas d’eaux riches en chlorures, utiliser les tables ou nomogrammes joints.
– La connaissance de la salinité de l’eau et de la pression atmosphérique lors du prélèvement constitue une indication importante pour l’interprétation des résultats (voir tableaux et nomogrammes joints).

Tables de solubilités de l’oxygène dans l’eau

La solubilité de l’oxygène dans l’eau pure à différentes températures peut être calculée à partir des valeurs de la constante de Henry et de la pression de vapeur d’eau indiquées (Solubilité des gaz dans l’eau).

■ Solubilité de l’oxygène dans l’eau pure et les solutions salines à 760 mm de Hg Le tableau suivant présente la solubilité de l’oxygène dans l’eau pure en mg/L (colonnes 2 et 4) en fonction de la température pour une pression atmosphérique de 760 mm de Hg (1 013,3 millibar). Les colonnes 4 et 5 présentent la diminution de cette solubilité ( ΔC) par gramme/L de salinité totale.

solubilités de l’oxygène
Solubilité de l’oxygène dans l’eau pure et les solutions salines
(air saturé en vapeur d’eau-pression 760 mm de mercure)

Réf. Mongomery (1964). – Réf. ANOR (1975).
M. MONTGOMERY. Determination of dissolved oxygen by the Winkler method. J. Appl. Chem., 1964.
Norme AFNOR NF T 90-032. Table de solubilité de l’oxygène dans l’eau. Avril 1975.

Note : La solubilité de l’oxygène dans de l’eau contenant x grammes de chlorure de sodium par litre est
obtenue en soustrayant de la solubilité correspondante C dans l’eau pure, la valeur (x.ΔC ).
– Les valeurs de ΔC ne sont plus utilisables si la concentration en chlorures (salinité) est très largement
supérieure à celle de l’eau de mer.

■ Correction de pression atmosphérique ou d’altitude
Quand la pression atmosphérique diffère de 760 mm de Hg, il faut appliquer des corrections, soit en utilisant la loi de HENRY, soit à l’aide de la formule ci-dessous préconisée par l’AFNOR, ou encore par utilisation de l’abaque ci-après.

C’ = C. [(π-pH20)/(1013 – pH20)]

  • π : pression atmosphérique (différente de 760 mm Hg ou 1 013 mbar).
  • pH20 : pression, en mbar, de vapeur d’eau dans l’air à la température considérée.
  • C : concentration en oxygène dissous à 760 mm de Hg.
  • C’ : concentration en oxygène dissous à la pression π différente de 760 mm Hg.

Une valeur de π peut être calculée à partir de l’altitude (équation de SCHASSMANN)

log10 π = log10 1013 – (A/18400)

A : altitude (en m.).
Méthodes de référence NF EN 25813 (mars 1993). Qualité de l’eau – Dosage de l’oxygène dissous – Méthode iodométrique (indice de classement T 90-141).
NF EN 25814 (mars 1993). Qualité de l’eau – Dosage de l’oxygène dissous – Méthode iodométrique à la sonde (indice de classement T 90-106).

Dioxyde de carbone (anhydride carbonique)

Les ions bicarbonate et calcium majoritairement présents dans les eaux naturelles ont pour origine la dissolution du carbonate de calcium (calcite ou aragonite) par l’intervention de l’anhydride carbonique dissous dans l’eau et proviennent de l’air atmosphérique.

Dioxyde de carbone (anhydride carbonique)

D’autres carbonates (de fer, manganèse, etc.) sont également dissous, à des concentrations plus faibles, par le même principe. Le CO2 total est donc la somme des bicarbonates, des carbonates et de l’anhydride carbonique libre (ou acide carbonique). Si la teneur en CO2 libre est inférieure à celle prévue par l’équilibre (< CO2 équilibrant), le premier équilibre ci-dessus se déplace vers la gauche et on observe la formation de carbonate de calcium solide (eau entartrante). A contrario, si la teneur en CO2 libre est supérieure au CO2 équilibrant, l’équilibre se déplace vers la droite et on observe une dissolution du carbonate de calcium solide (eau agressive).

Il est donc important de pouvoir doser ou calculer la teneur en CO2 libre.

Remarque
L’anhydride carbonique des carbonates et hydrogénocarbonates est libéré par un excès d’acide. Le CO2 formé ainsi que le CO2 libre sont entraînés par un courant d’air exempt de CO2 , vers une solution de baryte dans laquelle il barbote. Après absorption de l’anhydride carbonique, la baryte restante est titrée (*).

Dioxyde de carbone libre par la méthode titrimétrique

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. La solution de soude peut être remplacée par une solution de carbonate de sodium.

Dioxyde de carbone libre par la méthode graphique

Il existe plusieurs méthodes graphiques. Les plus utilisées sont présentées (HALLOPEAU-DUBIN, LEGRAND-POIRIER). D’autres, plus anciennes sont moins utilisées (TILLMANS, LANGELIER).

méthode de HALLOPEAU et DUBIN
– Exemple de représentation graphique
selon la méthode de HALLOPEAU et DUBIN

Cette méthode permet également de déterminer graphiquement les doses de réactifs de neutralisation (chaux, carbonate de calcium ou neutralite)

Méthode de référence
NFT 90-011 (février 2001). Qualité de l’eau – Dosage du dioxyde de carbone dissous.

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laghouati

Laghouati Mohame El Amine Ingénieur d'état