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Université catholique de Louvain Ecole de chimie Midweek de la Chimie Analyse chimique de l’eau

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Université catholique de Louvain Ecole de chimie

Midweek de la Chimie

Analyse chimique de l’eau

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ANALYSE CHIMIQUE DE L'EAU1

A INTRODUCTION

Dans notre environnement, l'eau est un élément qui joue un rôle majeur, tant d’un point de vue

biologique (vie aquatique, source d'eau potable pour l'homme) qu‘ industriel (eaux de lavage

dans les industries métallurgiques, papeteries, eaux de refroidissement dans les centrales

thermiques, eaux de production dans les industries agroalimentaires, brasseries...). Il est donc

fondamental d'exercer un contrôle sur la qualité de l'eau et, le cas échéant, d'effectuer une

épuration.

L'analyse chimique de l’eau joue dès lors un rôle primordial dans ces activités.

B. OBJECTIF

L’objectif de ce laboratoire est de déterminer le degré de pollution de l'eau de ville et d'une eau

polluée en réalisant les analyses chimiques suivantes :

1. Oxygène dissous

2. Ions (Ca ++ et Mg ++) : dureté totale

3. Chlorures

4. Sulfates

5. Phosphates

C. PARTIE EXPERIMENTALE

1. Dosage de l’oxygène dissous

L'oxygène est relativement peu soluble dans l'eau. La solubilité de l'oxygène diminue lorsque la

température augmente, lorsque la teneur en sels augmente et lorsque la pression atmosphérique

diminue.

La teneur en oxygène est une indication importante pour la qualité de l'eau. Une bonne

concentration en oxygène est essentielle pour la vie des plantes et des animaux aquatiques.

Généralement 3 à 6 mg/l d'oxygène dissous constitue la dose létale alors que la quantité idéale

est la valeur la plus élevée possible, c'est-à-dire la valeur de saturation.

La production d'oxygène dans l'eau est aussi déterminée par les organismes photosynthétiseurs.

L'activité de ces organismes dépend d'un certain nombre de facteurs comme la température, la

lumière et la source de dioxyde de carbone.

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La consommation d'oxygène est due principalement à l'oxydation de matières organiques et

inorganiques par les bactéries et à la respiration des organismes supérieurs.

Lorsque l'eau n'est pas saturée, l'oxygène de l'air diffuse dans l'eau. Différents facteurs

influencent cette diffusion comme par exemple, la température, l'agitation de l'eau, la surface de

contact, cette dernière pouvant être diminuée par la présence d'huile ou de détergent.

a. Principe de la méthode : titrage iodométrique

En milieu alcalin, l'oxygène dissous réagit quantitativement avec l'hydroxyde manganeux

provenant du sulfate manganeux.

MnSO4 + 2 KOH Mn(OH)2 + K2SO4

Mn(OH)2 + 1/2 O2 MnO2 . H2O

En milieu acide, le bioxyde de manganèse hydraté formé libère l'iode lors de l’addition d'un excès

d'iodure.

MnO2. H2O + 2 KI + 2 H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + 3 H2O + I2

L'iode ainsi libéré est dosé à l'aide d'une solution standardisée de thiosulfate sodique, en

présence d'amidon. Les nitrites, éventuellement présents, sont détruits par l’ajout d'azoture de

sodium.

I2 + 2 Na2 S2O3 2 NaI + Na2 S4O6

b. Matériel

Qualitatif

- erlen de 500 cm3

- pissette d'eau déminéralisée

- flacon SVL de 250 cm3

De précision

- burette

- pipette graduée

c. Produits

- eaux à analyser

- solution aqueuse de MnSO4 à 250 g/l

- mélange de solutions aqueuses de KOH à 350 g/l, KI à 75 g/l et NaN3 à 5 g/l

- solution concentrée d' H2SO4

- solution de Na2S2O3 ± 0,025 mol.l-1 (voir titre précis)

- solution d'amidon

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d. Manipulations

- Remplir à la burette, jusqu'à ras bord, un flacon SVL et déterminer ainsi le volume exact d'eau

prélevé :

VH2O = . . . . . . . . . cm3

- Retirer à la pipette graduée 8 cm3 et les jeter.

- Ajouter à la burette 2 cm3 de la solution de MnSO4 (250 g/l). L'extrémité de la burette doit

plonger dans l'eau

- Ajouter 4 cm3 du mélange KOH / KI / NaN3. L'extrémité de la burette doit plonger dans l'eau.

- Boucher le flacon et agiter 30 sec, laisser reposer 30 sec.

- Ajouter 2 cm3 de H2SO4cc, agiter, laisser reposer 30 sec.

- Transvaser le contenu du flacon dans un erlen de 500 cm3 et titrer la totalité par le Na2S2O3 ±

0,025 mol.l-1 jusqu'à la décoloration partielle jaune foncé.

- Ajouter alors l'indicateur (amidon). La solution devient bleu foncé.

- Continuer le titrage jusqu'à décoloration complète.

- Noter le volume en cm3 de thiosulfate utilisé :

V Na2S2O3 = . . . . . . . . cm3

e. Exploitation des résultats

n Na2S2O3 = V Na2S2O3 x 10-3 x C Na2S2O3 = . . . . . . . . . . . mol

: 2

n I2 = . . . . . . . . . . . . . mol

: 2

n O2 = . . . . . . . . . . . . . mol dans (VH2O - 8 cm3 )

x 1000 /( VH2O -8)

n O2 = . . . . . . . . . . . . . mol dans 1 000 cm3

x 32

n g O2 dans 1 000 cm3 = . . . . . . . . . . . . . . g/l

f. Réflexion

Pourquoi boucher le flacon SVL et plonger l'extrémité de la burette sous le niveau du liquide ?

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2. Détermination de la dureté totale

La dureté totale (= dureté temporaire + dureté permanente) représente principalement la teneur

totale en ions Ca++ et Mg++. La dureté temporaire est due aux ions HCO3-et CO3

-- qui sont éliminés

par précipitation à chaud du CaCO3 et du MgCO3.

La dureté permanente est due aux ions restants (Cl-, SO4--...).

La dureté de l'eau joue un rôle important dans la vie courante. A titre d'exemple: l'entartrage des

résistances électriques des appareils ménagers.

Classement des eaux suivant leur dureté

eau ° Français (F)3

très douce < 3

douce 3-5

dure 15-30

très dure > 30

a. Principe de la méthode : titrage complexométrique

La dureté totale représente la quantité totale d'ions Ca++ et Mg++ présents dans l'eau.

Le dosage des ions Ca++ et Mg++ est réalisé de la manière suivante. Après addition à pH 10 d'un

indicateur qui forme avec les ions Ca++ et Mg++ des complexes colorés (ici rouge), on réalise le

titrage du mélange coloré par l'EDTA (éthylène diamine tétraacétique).

Au terme du titrage, l'indicateur est libéré, la solution passe du rouge au vert.

Le sel disodique de l'acide éthylène diamine tétraacétique (EDTA) forme des complexes stables

(1-1) incolores avec les ions Ca++ et Mg++ :

H2Y2- + Ca++ CaY2- + 2H+

H2Y2- + Mg++ MgY2- + 2H+

N.B.La présence d'ions Mg++ est indispensable, car le complexe formé par les ions Ca++ avec

l'indicateur est instable.

b. Matériel

Qualitatif

- erlen 250 cm3

- pissette d'eau déminéralisée

De précision

- burette

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c. Produits

- eaux à analyser

- comprimé tampon indicateur

- solution concentrée de NH3

- solution EDTA ± 10-2 mol.l-1 (voir titre précis)

d. Manipulation

- Introduire dans un erlenmeyer de 250 cm3, 50 cm3 d'eau à analyser.

- Dissoudre 1 comprimé tampon indicateur et ajouter 1 cm3 de NH3 conc.

- Vérifier le pH, l’ajuster si nécessaire.

- Titrer( à la burette) par la solution d'EDTA. A l’équivalence, la solution vire du rouge au vert.

- Noter le volume d'EDTA utilisé :

V EDTA = . . . . . . . . cm3

e. Exploitation des résultats

nEDTA = VEDTA . 10-3 x CEDTA = . . . . . . . . . . . . mol

=

nMg++ + nCa++ = . . . . . . . . . . . . mol dans 50 cm3 d'eau

x 20

nMg++ + nCa++ = . . . . . . . . . . . . mol dans 1000 cm3 ou 1 L

x 100 (Mr CaCO3 ) .................g CaCO3

X 1000 .................... mg CaCO3

10 mg de CaCO3 correspond à 1 °F

= . . . . . . . . . . . . °F

f. Réflexion

Comment diminuer la dureté de l'eau de distribution ?

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3. Dosage des ions chlorures

Les ions chlorures sont quantitativement prépondérants dans l'eau de mer (± 19 000 mg/l).

Dans l'eau douce, ils constituent les anions les plus importants après l'hydrogénocarbonate HCO3-

et le sulfate SO4--.

La teneur en Cl- dépend fortement de l'origine de l'eau et de la nature du terrain.

a. Principe de la méthode : titrage précipitimétrique

Les ions chlorures sont titrés par les ions argent en présence d’un indicateur, la fluorescéine.

Ag+ + Cl- AgCl (blanc)

A l’équivalence, l’indicateur de coloration jaune devient de couleur rosée. Afin de bien visualiser

le virage de l’indicateur, l’expérience est réalisée avec de l’eau de mer, dont la salinité est plus

élevée.

b. Matériel

Qualitatif

- erlenmeyer de 250 cm3

- pissette d'eau déminéralisée

De précision

- burette

- jaugé de 100 cm3

- pipette jaugée de 10 cm3

c. Produits

- eaux à analyser

- solution de fluorescéine

- solution de nitrate d'argent ± 0,07 mol.l-1 (voir titre précis)

d. Manipulations

- Prélever 10 cm3 d'eau de mer à la burette

- Introduire dans le jaugé de 100 cm3

- Ajouter de l’eau déminéralisée jusqu’au trait de jauge et bien homogénéiser - Prélever 10 cm3 de solution diluée à la pipette et introduire dans l'erlenmeyer de 250

cm3

- Ajouter 3 gouttes de la solution de fluorescéine.

- Titrer à la burette sur fond blanc par la solution de nitrate d'argent ± 0,07mol.l-1

jusqu'à l’apparition d’une coloration rosée à la surface du précipité.

- Noter le volume de nitrate d'argent utilisé :

VAgNO3 = . . . . . . . . cm3

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e. Exploitation des résultats

n AgNO3 = V 10-3 x C AgNO3 = . . . . . . . . . . . . . mol

=

n Cl- = . . . . . . . . . . . . . mol dans 10 cm3 de solution diluée

x 10

n Cl- = . . . . . . . . . . . . . mol dans 10 cm3 d’eau de mer

/V.10-3 (10.10-3 l)

C Cl- = . . . . . . . . . . . . . mol l-1

x 35,5

C Cl- = . . . . . . . . . . . . . g.l-1

4. Dosage des ions sulfates

Les sulfates apparaissent dans les eaux naturelles dans un large domaine de concentrations.

Les effluents industriels contiennent souvent de grandes quantités de SO2 dues à l'oxydation de

la pyrite. Ceux-ci peuvent, à leur tour, subir l'oxydation et donner du SO3 qui se transforme en

H2SO4. Ce dernier est également utilisé en industrie.

a. Principe de la méthode : gravimétrie

Les ions sulfates sont précipités en milieu faiblement acide par les ions baryum. Le sulfate de

baryum obtenu est ensuite pesé.

Ba++ + SO4= BaSO4

La solution est acide de manière à éviter la formation d'un précipité de Ba(OH)2.

b. Matériel

Qualitatif

- berlin de 600 cm3

- plaque chauffante

- baguette de verre

- creuset filtrant

- étuve à 120 ° C

- dessicateur

- pissette d'eau déminéralisée

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De précision

- burette

- balance analytique

c. Produits

- eau à analyser

- solution d'HCl ± 3 mol.l-1

- solution de BaCl2 à 100 g/l

d. Manipulation

- Introduire dans un berlin de 600 cm3 une prise d'essai de 200 cm3 d'eau polluée (*).

- Ajouter 1 cm3 de HCl de manière à obtenir un pH inférieur à 4.

- Porter à douce ébullition à l'aide de la plaque chauffante.

- Ajouter goutte à goutte (à la burette) 10 cm3 de la solution de chlorure de baryum, tout en

agitant avec la baguette de verre et sans interrompre l'ébullition.

- Maintenir à douce ébullition pendant 2 à 3 minutes.

- Laisser reposer au moins pendant 10 minutes.

- Filtrer le sulfate de baryum sur un creuset filtrant préalablement taré.

- Rincer le berlin avec l'eau déminéralisée et filtrer l'eau de rinçage sur le creuset filtrant.

- Laver à l'eau déminéralisée chaude pour éliminer les ions chlorures. Vérifier la présence de ceux-

ci dans le filtrat en réalisant le test au nitrate d'argent.

- Continuer à laver le solide si le test est positif (apparition d'un précipité blanc de AgCl)

- Sécher le creuset et son contenu à l'étuve à 120°C pendant 30 min. Manipuler le creuset avec

précaution à l'aide d'une pince.

- Laisser refroidir le creuset dans le dessicateur.

- Peser le creuset à la balance analytique .

e. Exploitation des résultats

- Masse du creuset vide M0 = . .. . . . . . . . .g

- Masse du creuset rempli M1= . .. . . . . . .g

- M BaSO4 = (M1-M0) . . . . . . g dans 200 cm3 d'eau polluée

x 5/1000

- Concentration en BaSO4 (MR = 233,3) . . . . . . . . . . . . . . mg/l

x 96/233,3

- Concentration en SO4--. . (MR = 96). . . . . . . . . . . . . . .. . mg/l

(*) Il n'y a pas de sulfate dans l'eau de distribution

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5. Dosage des phosphates

Des concentrations anormales de phosphates peuvent provenir des eaux usées, des engrais

agricoles, des produits de charge des détergents. Leur niveau approximatif dans les eaux douces

(exprimé par la teneur en P2O5) se situe entre 0,3 et 1 mg/l. Dans les eaux potables, la norme

prévoit une teneur maximale de 5000 g/l de P2O5.

Ce sont des éléments nutritifs essentiels pour les plantes et des constituants normaux des

aliments de l'homme et des animaux. En quantité excessive, les PO43- sont un facteur majeur du

processus d'eutrophisation.

a. Principe de la méthode : colorimétrie

Les orthophosphates sont transformés à température ambiante à l'aide du réactif

molybdovanadique en un complexe jaune-vert dont l'intensité de la coloration est mesurée par

colorimétrie.

b. Matériel

Qualitatif

- berlins de 250 cm3

- pissette d'eau déminéralisée

- baguette de verre

De précision

- colorimètre + cellules

c. Produits

- eaux à analyser

- eau déminéralisée

- réactif molybdovanadique

d. Manipulation

- Introduire dans un berlin de 250 cm3 une prise d'essai d'eau polluée de 50 cm3.

- Introduire dans un berlin de 250 cm3 un volume de 50 cm3 d'eau déminéralisée en vue de

réaliser un blanc (*).

- Dans chacun des berlins, ajouter 2 cm3 de réactif molybdovanadique.

- Agiter à l'aide d'une baguette de verre puis laisser reposer 12 min.

- Mesurer l’absorbance de la solution polluée à l'aide du colorimètre à 400 nm.

e. Exploitations des résultats

A (absorbance) = . . . . . . . . . .

Lire sur la courbe d'étalonnage le nombre de mg/l de phosphate : PO43- = . . . . . . mg/l

/95 (MR de PO43-) x 10-³ = …….PO4

3 - (mol/l)

Exprimer cette concentration en g de P2O5 :

x 142 (MR de P2O5) = ……..P2O5 g/l)

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Annexe 1 : Autres paramètres physico-chimiques

1. Température.

La vitesse des processus chimiques et physiologiques, tels que la minéralisation, la respiration, la

photosynthèse, la reproduction et la croissance, de même que l'évolution des équilibres

chimiques dans l'eau, sont fortement dépendantes de la température. Une mesure ponctuelle de

la température n'a que peu de signification, mais est nécessaire en relation avec les mesures de la

concentration en oxygène, du pH et de la conductivité. En général, les couches de température de

l'air et de l'eau suivent une même évolution. La température de l'eau de surface, dans notre pays,

a une moyenne annuelle de 10°C. A une profondeur de 20 m, la température moyenne est de

11°C et elle augmente de 2 à 3°C tous les 100 m.

2. Conductivité électrique.

La mesure de la conductivité électrique de l'eau donne une première idée de la teneur en ions de

l'eau relevée au point d'observation. Les ions ayant une grande influence écologique sont

normalement présents à faibles concentrations et influencent donc peu la conductivité (ex :

nitrate, phosphate ...). La mesure donne une indication sur l'origine de l'eau et peut être utilisée

comme contrôle de l'analyse. La conductivité maximale admise pour les eaux de distribution est

de 2100 S/cm à 20°C

3. Demande biologique en oxygène (DBO)

La compréhension de la DBO est importante dans les techniques d'épuration. La DBO signifie la

quantité d'oxygène (en mg/l) nécessaire à la dégradation des substances organiques

biodégradables par des microorganismes non photosynthétiseurs. La mesure de DBO permet de

déterminer l'état de pollution des eaux naturelles. La mesure est réalisée dans des conditions

bien déterminées : l'échantillon est placé dans une bouteille, à l'abri de la lumière, et incubé

pendant 5 jours à 20°C. Après cette période, la différence de pression partielle de l'oxygène est

mesurée à l'aide d'un manomètre.

Quelques valeurs de DBO205 mg/l

eau de surface de bonne qualité ≈ 5

eau résiduaire domestique 300-400

eau résiduaire industrielle 500->10 000

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4. pH

Dans la nature, une eau neutre (pH = 7) est peu fréquente. En effet, chaque type d'eau contient

une quantité plus ou moins grande de matières organiques et inorganiques qui modifient les

concentrations en ions hydroniums (H3O+) et en ions hydroxyles (OH-) et donc le pH.

La plupart des eaux de surface sont riches en ions calcium (Ca++) et en ions

hydrogénocarbonates (HCO3-). Le pH est relativement stable à cause de l'effet tampon de H2CO3

et HCO3-. Il est donc situé entre 7 et 8.

Lorsque l'activité photosynthétique est intense, le pH augmente à cause de la consommation en

dioxyde de carbone (CO2).

5. Alcalinité

L'alcalinité de l'eau correspond à la quantité d'acide fort (HCl, H2SO4) qu'il faut ajouter pour

abaisser le pH jusqu'à une valeur déterminée. Cette détermination est une mesure de la quantité

d'ions responsables de la basicité, comme par exemple les ions HCO3- et CO3

--.

6. Teneur en CO2

Le gaz carbonique participe, comme l'oxygène, aux phénomènes de photosynthèse et de

respiration. Le CO2 est le produit de dégradation aérobie des matières organiques. Le CO2 est

soluble dans l'eau et réagit avec celle-ci pour former un acide faible (H2CO3), qui se dissocie

partiellement en HCO3-et CO3

--. Ces ions interviennent dans le pH, l'alcalinité et la dureté de l'eau.

7. Nitrate (NO3-)

Les nitrates sont une source importante d'azote pour les organismes autotrophes (telles que les

algues et autres plantes aquatiques). Après réduction en ammonium (NH4+), les nitrates peuvent être

transformés en acides aminés et en bases azotées pour former les protéines et les acides nucléiques.

La minéralisation de la matière organique conduit à la formation d'ammonium (NH4+), qui peut

être oxydé en nitrite (NO2-) et nitrate (NO3

-) par les bactéries nitrifiantes.

Une autre source de nitrates, pour les eaux de surface, vient de la dissolution des engrais nitrés

par les eaux de ruissellement.

Une forte concentration en nitrates dans l'eau peut entraîner un phénomène d'eutrophisation.

L'eutrophisation entraîne la prolifération des plantes aquatiques et l'appauvrissement de l'eau en

oxygène, la disparition des poissons et une dégradation générale de la qualité de l'eau.

Concentration des NO3- en mg/l Index de qualité

< 1 très bon

3 acceptable

8 légèrement pollué

> 20 pollué

> 50 Conc. max. admissible pour

une eau potable

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8. Nitrite (NO2-)

Habituellement, la concentration des nitrites dans les eaux de surface est à peine mesurable. Des

hautes teneurs en nitrites indiquent soit un déversement d'eau non épurée, soit un

ralentissement du processus de nitrification. Bien qu'assimilable par certaines algues, les nitrites

sont toxiques pour la vie aquatique même à faibles doses (dose létale pour les poissons 3-5 mg/l).

9. Ammonium (NH4+)

L'ammonium est un produit de décomposition microbiologique des protéines animales et

végétales. Il peut être réutilisé directement par les plantes et est utilisé communément dans les

engrais commerciaux.

La présence de NH4+dans les eaux de surface indique une pollution domestique, par contre, en

profondeur, elle est normale à cause du processus naturel de réduction.

Pour une eau de surface stable, la teneur en NH4+ est inférieure à 1 mg/l.

Dans l'eau, on a l'équilibre :

NH4++ OH- NH3 + H2O

qui dépend fortement du pH (et aussi de la température). Une augmentation du pH entraîne un

déplacement de l'équilibre vers la droite, avec formation d'ammoniac. L'ammoniac est toxique

pour beaucoup d'organismes (dose létale 1 mg/l pour certaines espèces de poissons).

Puisque la transformation d'ammonium en nitrate consomme beaucoup d'oxygène, la mesure de

la teneur en ammonium doit se faire en parallèle avec celle de la teneur en oxygène.

Normes pour NH4+

NH4 + (mg/l) Qualité

0,08 Très bon

0,25 Acceptable

0,75 Légèrement pollué

>2,20 Très pollué

10. Silice (SiO2)

Au point de vue biologique, la silice est importante parce que c'est l'élément de base de

l'alimentation des diatomées. Ces algues peuvent en faire varier la teneur (normalement 10-15

mg/l). Du point de vue chimique, c'est un produit peu réactionnel.

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11. Détergents

Les détergents trouvés dans les eaux de surface proviennent des produits d'entretien domestique

et industriel. Les détergents modifient la tension superficielle de l'eau et ralentissent ainsi la

diffusion de l'oxygène.

La décomposition des détergents dans l'eau libère des phosphates qui favorisent l'eutrophisation.

Dans les eaux résiduaires ménagères, la teneur en détergents peut atteindre 16-20 mg/l alors que

dans une eau non polluée, la teneur est inférieure

à 0,2 mg/l.

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Annexe 2 : Glossaire

Déminéralisation : Elimination des matières dissoutes minérales essentiellement par l'emploi

d'échangeurs d'ions, avec élimination successive ou simultanée des cations et des anions.

Dureté : Teneurs en sels de chaux et de magnésie qui forment des grumeaux insolubles avec le

savon. Le principe de mesure de la dureté repose sur le fait qu'une eau ne mousse avec le savon

que lorsque tous les savons calcaires et magnésiens formés ont été précipités.

Dureté totale : Dureté temporaire + dureté permanente.

Dureté permanente : Dureté non carbonatée due aux chlorures, aux sulfates, aux nitrates et aux

silicates qui ne disparaissent pas par ébullition.

Dureté temporaire : Dureté carbonatée, due à la présence de carbonates et bicarbonates

(hydrogénocarbonates), état de l’eau dont le calcium dissous peut précipiter par ébullition.

Eau atmosphérique : Eau contenue dans l'atmosphère, provenant de l'évaporation et de

l'évapotranspiration à partir des plans d'eau superficielle (glaciers, mers, lacs,

rivières, ...) ou de la couverture végétale des continents et donnant lieu aux précipitations (neige,

pluie, brouillard, rosée ...).

Eau déminéralisée : Eau ayant subi la déminéralisation. (voir déminéralisation)

Eau de pluie : L'eau de pluie n'est pas de l'eau pure. Elle est toujours un peu minéralisée. Elle

contient des poussières et des gaz. Elle peut contenir aussi des microbes, notamment dans les

zones urbaines. Elle peut enfin contenir des acides (H2SO4 - HNO3).

Eau distillée : Eau privée des gaz dissous, de ses impuretés minérales et organiques (mais non des

traces de silice et de plomb) par un traitement convenable faisant intervenir dans tous les cas une

ébullition suivie de la condensation des vapeurs.

Eau douce : Eau très peu chargée en sels dissous. Ce terme désigne également les eaux

continentales, souterraines ou superficielles (fleuves, lacs ...) par opposition aux eaux saumâtres

et eaux de mer.

Eau minérale : Solution naturelle jaillissant du sol ou artificielle utilisée comme boisson à cause

de ses propriétés curatives. Elle peut contenir des substances minérales et organiques.

Page 16: Midweek de la Chimie · x 100 (Mr CaCO 3 ) .....g CaCO 3 X 1000 ..... mg CaCO 3 10 mg de CaCO 3 correspond à 1 F = . . . . . . . . . . . . F f. Réflexion Comment diminuer la dureté

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Eau saumâtre : Eau salée, généralement par sa teneur en sodium, comprise entre 1 et 10

grammes par litre. On peut la considérer comme résultant de la dilution de l'eau de mer (35 g/l)

avec l'eau "douce". Ce sont des eaux d'estuaire ou de certaines nappes profondes (Afrique du

Nord).

Eau souterraine : Eau circulant ou stagnant dans les fissures et les pores du sol, constituant les

nappes des horizons ou couches aquifères, qui s'écoule au jour par les sources et est extraite par

les puits et forage.

Eau superficielle, appelée aussi eau de surface : Ce sont les eaux qui forment les océans, mers,

lacs, fleuves, rivières, ruisseaux, étangs, mares ...

Eau usée : On distingue les eaux domestiques qui comprennent les eaux ménagères (cuisine,

lavage, toilette ...) et les eaux vannes (matières fécales, urines) des eaux industrielles. Les

premières sont souvent appelées eaux d'égout, les secondes eaux résiduaires industrielles.

Les eaux usées contiennent :

- des matières minérales (en suspension ou dissoutes) qui correspondent au résidu sec après

calcination;

- des matières organiques détruites lors de la calcination et donnant lieu à la libération de gaz

(CO2, H2O , N2, SO2 ...).

Eutrophisation : Processus évolutif, naturel ou provoqué, rendant un écosystème et

particulièrement un lac, de mieux en mieux pourvu de sels nutritifs (nitrates, phosphates) et donc

de plus en plus riche en organismes vivants et en matières organiques.

Létal (léthal) : En toxicologie, ce mot est synonyme de mortel (dose létale : se dit de la plus petite

quantité, généralement rapportée à 1 kg d'animal, d'une substance provoquant la mort).

Nitrification : Oxydation de l'ammoniac et des nitrites dissous dans les eaux en nitrates, avec

généralement intervention de microorganismes.