030 – Chimie des eaux de rivière

La surveillance de la qualité de l'eau est l'un des travaux analytiques les plus routiniers au monde : les laboratoires municipaux, les agences environnementales et les associations de bassins versants effectuent tous la même courte série de tests sur des échantillons de rivières, de lacs et de puits, semaine après semaine. Quatre paramètres portent l'essentiel de l'information. Le pH fixe quelles espèces chimiques peuvent exister dans l'eau et comment se comportent les métaux ; le dureté rapporte la concentration totale de calcium et de magnésium dissous, qui provient de la roche que l'eau a traversée ; le nitrate et phosphate Les concentrations indiquent la quantité d'engrais, de fumier ou d'eaux usées que le bassin versant apporte, car ces deux ions sont les nutriments qui limitent la croissance des algues. Chaque paramètre est mesuré par une famille de méthodes différente : la potentiométrie et un indicateur acido-basique pour le pH, un titrage complexométrique à l'EDTA pour la dureté, et deux réactions colorées lues par comparaison avec un nuancier imprimé pour les nutriments. Dans ce laboratoire, vous prélèverez un échantillon d'eau de rivière sur la rive, puis réaliserez les quatre déterminations sur quatre fractions distinctes de 20 mL : vous lirez le pH à l'aide d'un indicateur universel et d'un pH-mètre, titrerez une portion tamponnée avec de l'EDTA à 0,010 M en utilisant le Noir d'Ériochrome T comme indicateur de fin de réaction, réduirez le nitrate pour développer le colorant azoïque de Griess, et développerez la couleur phosphomolybdique avec du molybdate d'ammonium et de l'acide ascorbique. Vous traduirez ensuite les quatre mesures brutes en une évaluation de la santé de la rivière, ce qui correspond exactement à ce que l'analyste qui signe le rapport doit faire.

Objectifs Éducatifs

Familiarisation avec l'échantillonnage sur le terrain

• Prélevez un échantillon représentatif de 100 mL d'eau de surface et expliquez pourquoi le point de prélèvement et le moment du prélèvement font partie du résultat.
• Mesurez quatre portions égales de 20 mL avec une éprouvette graduée afin que les quatre tests soient réalisés sur la même eau.

Utilisation du pH-mètre et des abaques colorimétriques

• Ajoutez un indicateur, mélangez et comparez la couleur obtenue à un nuancier de pH imprimé, puis rincez et séchez l'électrode entre chaque utilisation.
• Expliquez pourquoi un nuancier est lu sur un fond noir et pourquoi on ne peut s'y fier qu'à environ une seule pastille.

Technique de titrage complexométrique

• Tamponner un échantillon au-dessus de pH 10, ajouter du noir d'ériochrome T et ajouter de l'EDTA à 0,010 M par incréments de 1 mL jusqu'à ce que l'indicateur change de couleur.
• Reconnaître le point final comme le moment où le dernier Ca libre²⁺ a été complexé, et enregistrez le titre en millilitres.

Détermination colorimétrique des nutriments

• Réduire le nitrate en nitrite et développer le colorant azoïque de Griess, puis lire la concentration en ppm de NO.₃⁻ de la carte.
• Développer le complexe phosphomolybdique avec du molybdate d'ammonium et le réduire avec de l'acide ascorbique, puis lire la concentration en ppm PO₄³⁻.

Traitement quantitatif des données

• Convertir un titre en une dureté exprimée en mg/L de CaCO3₃ et en mmol/L de Ca²⁺.
• Convertir une lecture de nutriments en ppm de l'ion en concentration équivalente d'azote ou de phosphore.

Interprétation et discipline de laboratoire

• Comparez chaque résultat avec une valeur de référence publiée et indiquez si l'eau est acceptable, limite ou problématique, avec la raison.
• Consignez chaque relevé dans le journal au fur et à mesure qu'il est pris, et jetez les quatre tubes à essai dans le bac de récupération.

Protocole

Préparation

Pour collecter l'eau de rivière, vous avez deux choix :

• Choix 1 : À l'aide d'un bécher vide de 100 mL, prélevez un échantillon d'eau de rivière à vos pieds
• Choix 2 : Utiliser directement l'eau déjà collectée ce matin dans le bécher “ eau de rivière ”

PARTIE A : Mesure du pH

1. À l'aide de l'éprouvette graduée, mesurez 20 ml d'eau de rivière.
2. Transférer les 20 ml d'eau de rivière dans le tube à essai 1.
3. À l'aide de la pipette, ajoutez 2 gouttes d'indicateur universel de pH (pH i) dans le tube à essai 1.
4. Videz l'excédent du compte-gouttes dans le bac de récupération.
5. Immergez l'électrode du pH-mètre dans le tube à essai 1.
6. À l'aide d'une tige de verre, mélangez le contenu du tube à essai 1.
7. Comparez la couleur obtenue au tableau du pH.
8. Rincez l'électrode du pH-mètre à l'eau distillée.
9. Séchez l'électrode du pH-mètre avec un essuie-tout.

PARTIE B : Mesure de la dureté de l'eau

1. À l'aide de l'éprouvette graduée, mesurez 20 ml d'eau de rivière.
2. Transférez les 20 ml d'eau de rivière dans le tube à essai 2.
3. À l'aide de la pipette, ajoutez 10 gouttes de solution tampon dans le tube à essai 2.
4. Videz l'excédent du compte-gouttes dans le bac de récupération.
5. Vérifiez le pH de la solution à l'aide du pH-mètre. Assurez-vous qu'il est supérieur à 10.
6. À l'aide de la pipette, versez 10 ml d'Eriochrome Black (EB) 0,5% dans le tube à essai n° 2.
7. Mélanger avec la baguette de verre et noter la couleur de la solution.
8. À l'aide de la pipette, ajoutez 1 mL de solution d'EDTA à 0,010 M dans le tube à essai 2.
9. Remuer la solution à l'aide de la tige de verre.

Note : Assurez-vous que le spécimen est placé devant un fond en carton noir afin de distinguer clairement les changements de couleur.

10. Répétez les étapes 8 et 9 jusqu'à ce que la solution change à nouveau de couleur. Notez le nombre de mL ajouté.
11. Le volume d'EDTA ajouté est indiqué dans le tableau des résultats.
12. Selon la quantité ajoutée, déterminez la dureté de l'eau de la rivière.

• Faible dureté : 5,0 mL ou moins d'EDTA ajouté (jusqu'à 250 mg/L en CaCO₃)
• Dureté moyenne : plus de 5,0 mL et jusqu'à 10,0 mL (250 à 500 mg/L en CaCO₃)
• Haute dureté : plus de 10,0 mL et jusqu'à 15,0 mL (500 à 750 mg/L en CaCO₃)
• Très haute dureté : plus de 15,0 mL (au-dessus de 750 mg/L en CaCO₃).

Remarque : L'échelle colorimétrique est approximative, des tests quantitatifs supplémentaires sont requis pour déterminer le résultat exact.

13. Assurez-vous que la pipette est complètement vide (0 mL).

PARTIE C : Mesure de la concentration en nitrate

1. À l'aide de l'éprouvette graduée, mesurez 20 ml d'eau de rivière.
2. Transférez les 20 mL d'eau de rivière dans le tube à essai 3.
3. À l'aide de la pipette, ajouter 10 gouttes de la solution d'agent réducteur de nitrate (NO3 (R)).
4. Videz l'excédent du compte-gouttes dans le bac de récupération.
5. Mélanger avec la baguette de verre.
6. À l'aide de la pipette, ajoutez 10 gouttes de réactif de Griess.
7. Videz l'excédent du compte-gouttes dans le bac de récupération.
8. Mélanger avec la baguette de verre.
9. Consultez l'échelle colorimétrique (ppm NO3) pour déterminer la concentration de nitrates dans l'eau de la rivière.

Note : Assurez-vous que le spécimen est placé devant un fond en carton noir afin de distinguer clairement les changements de couleur.

Remarque : L'échelle colorimétrique est approximative, des tests quantitatifs supplémentaires sont requis pour déterminer le résultat exact.

PARTIE D : Mesure de la concentration en phosphate

1. À l'aide de l'éprouvette graduée, mesurez 20 ml d'eau de rivière.
2. Transférez les 20 mL d'eau de rivière dans le tube à essai 4.
3. À l'aide de la pipette, ajoutez 10 gouttes de solution de molybdate d'ammonium (MoO42-).
4. Videz l'excédent du compte-gouttes dans le bac de récupération.
5. Mélanger avec la baguette de verre.
6. À l'aide de la pipette, ajoutez 10 gouttes de solution d'acide ascorbique (Vit C).
7. Videz l'excédent du compte-gouttes dans le bac de récupération.
8. Mélanger avec la baguette de verre.
9. Consulter l'échelle colorimétrique (ppm PO4) pour déterminer la concentration de phosphate de l'eau de la rivière.

Note : Assurez-vous que le spécimen est placé devant un fond en carton noir afin de distinguer clairement les changements de couleur.

Remarque : L'échelle colorimétrique est approximative, des tests quantitatifs supplémentaires sont requis pour déterminer le résultat exact.

10. Videz les tubes à essai dans le plateau de récupération.

Résultats attendus

Quatre déterminations indépendantes sont réalisées sur la même eau de rivière, de sorte que le résultat est un petit ensemble de données plutôt qu'un nombre unique. Les valeurs ci-dessous sont celles enregistrées lors de la session de référence de cette simulation ; la lecture des nuanciers par une classe variera d'environ une nuance de chaque côté.

Les trois graphiques de référence servait à lire les tubes 1, 3 et 4 :

Ce que signifient les quatre chiffres

pH. Le pH est le logarithme négatif de la concentration en ions hydronium, pH = −log[H₃O⁺], donc un pH de 5,9 correspond à [H₃O⁺] = 10^−5,9 = 1,3 × 10⁻⁶ mol/L, soit environ huit fois la valeur de 1,0 × 10⁻⁷ mol/L d'eau neutre à 25 °C. L'indicateur universel est un mélange de colorants acido-basiques faibles dont les changements de couleur successifs couvrent toute l'échelle, ce qui explique pourquoi il donne un arc-en-ciel continu plutôt qu'une seule transition nette ; chaque dye contribue à sa couleur lorsque le pH se situe à environ une unité de son propre pK_a. Comme il s'agit d'un mélange, il n'est précis qu'à environ une demi-unité de pH près, ce qui explique exactement pourquoi le protocole vous demande également d'immerger l'électrode d'un pH-mètre : le pH-mètre mesure le potentiel d'une membrane de verre, E = E⁰ − 0,059 · pH volts à 25 °C, et affiche une résolution de 0,01 unité.

Dureté par titrage à l'EDTA. EDTA (l'anion Y⁴⁻ d'acide éthylènediamine tétraacétique) enveloppe six atomes donneurs autour d'un ion métallique divalent et forme un chélat 1:1, de sorte que la stœchiométrie du titrage est d'une mole d'EDTA par mole de Ca²⁺ ou Mg²⁺Ça²⁺ + Y⁴⁻ → CaY²⁻. Le titre se convertit donc directement en moles. Avec 6,0 mL d'EDTA à 0,010 M, n(EDTA) = C · V = 0,010 mol/L × 6,0 × 10⁻³ L = 6,0 × 10⁻⁵ mol, et puisque l'échantillon était de 20,0 mL, la concentration totale des ions de dureté est de 6,0 × 10⁻⁵ mol ÷ 0,0200 L = 3,0 × 10⁻³ mol/L. La dureté est classiquement exprimée comme si elle était entièrement constituée de carbonate de calcium : 3,0 × 10⁻³ mol/L × 100,09 g/mol = 0,300 g/L, c'est-à-dire 300 mg/L en CaCO3₃. La même valeur de 3,0 mmol/L exprimée en magnésium serait de 3,0 × 10⁻³ mol/L × 24,31 g/mol = 73 mg/L Mg²⁺ — la même mesure dans des vêtements différents, pas un second résultat, car le titrage ne peut pas différencier le calcium du magnésium.

Pourquoi le tampon et l'indicateur se comportent comme ils le font. Le Noir Eriochrome T est lui-même un acide faible ; sous sa forme libre à pH 10, il est bleu, et le complexe qu'il forme avec le Ca²⁺ et Mg²⁺ est rouge vin. L'EDTA se lie au métal beaucoup plus fortement que ne le fait le colorant, de sorte que tant qu'il reste des ions métalliques libres, le titrant les arrache de la solution et rien ne change ; au point d'équivalence, la goutte d' EDTA suivante arrache le métal du colorant lui-même et la solution redevient de la couleur de l'indicateur libre. Le tampon à pH 10 n'est pas optionnel : l'EDTA est un acide polyprotique et seule la forme entièrement déprotonée Y⁴⁻ forme des chélates puissants, de sorte que la constante de stabilité utile est la constante conditionnelle, K′ = α_Y · K_CaY, où α_Y est la fraction d'EDTA présente sous forme de Y⁴⁻. À pH 10 α_Y ≈ 0,35 et K_CaY = 5,0 × 10¹⁰, donnant K′ ≈ 1,8 × 10¹⁰ et un point final net ; deux unités de pH plus bas, α_Y chute de quatre ordres de grandeur et le point final s'étale. Au-dessus d'un pH d'environ 11, le problème inverse apparaît et le Mg(OH)₂ commence à précipiter, c'est pourquoi le protocole vous demande de confirmer que le pH est supérieur à 10 mais n'en demande pas plus.

Nitrate par la réaction de Griess. Le nitrate lui-même est incolore et inerte vis-à-vis du réactif chromogène, il est donc d'abord réduit en nitrite par l'agent réducteur (un réactif à base de zinc ou de cadmium) : NO₃⁻ + 2 H⁺ + 2 e⁻ → NON₂⁻ + H₂O. Le réactif de Griess effectue ensuite deux actions consécutives : le nitrite diazote une amine aromatique (le sulfanilamide) pour donner un ion diazonium, et cet ion se couple à un second composé aromatique (le N-1-naphthylènediamine) pour donner un colorant azoïque intensément coloré avec un maximum d'absorption proche de 540 nm. La couleur est proportionnelle à la quantité de colorant, et par conséquent au nitrate, selon la loi de Beer-Lambert A = ε · ℓ · c ; la carte imprimée est simplement cette étalonnage exprimée sous forme d'échantillons de couleur au lieu d'un graphique. Lecture de 60 ppm de NO₃⁻ signifie 60 mg/L ÷ 62.00 g/mol = 9,7 × 10⁻⁴ mol/L, soit 60 × (14,01/62,00) = 13,6 mg/L exprimés en azote, ce qui est l'unité utilisée par la plupart des réglementations sur l'eau potable.

Phosphate par la méthode au bleu de molybdène. En solution acide, l'orthophosphate se condense avec le molybdate pour donner un seul grand hétéropolyacide : PO₄³⁻ + 12 MoO₄²⁻ + 27 H⁺ → H₃[P(Mo₃O₁₀)₄] + 12 h₂Ce complexe n'est que légèrement jaune ; l'acide ascorbique réduit ensuite une partie de son Mo(VI) en Mo(V), et l'ion à valence mixte qui en résulte présente une absorption par transfert de charge intense — le “ bleu de molybdène ” qui donne à la méthode son nom et sa sensibilité. Douze atomes de molybdène étant recrutés par atome de phosphore, la méthode amplifie une très faible quantité de phosphate en une couleur intense, raison pour laquelle elle reste la méthode de référence pour le dosage du phosphore dans les eaux naturelles. Lecture à 40 ppm de PO₄³⁻ correspond à 40 mg/L ÷ 94,97 g/mol = 4,2 × 10⁻⁴ mol/L, ou 40 × (30,97/94,97) = 13,0 mg/L exprimé en phosphore.

Pourquoi cette rivière se lit de cette façon. Les trois signaux concordent entre eux et racontent une seule et même histoire. Une dureté totale de 3,0 mmol/L signifie que l'eau a été longtemps en contact avec de la roche carbonatée, la dissolvant par l'équilibre CaCO₃ + CO₂ + H₂O ⇌ Ca²⁺ + 2 HCO₃⁻. Des nitrates et des phosphates à des concentrations de dizaines de mg/L ne sont pas d'origine géologique : l'un et l'autre sont la signature du ruissellement d'engrais ou d'eaux usées traitées ou non, et ils arrivent ensemble parce qu'ils sont appliqués ensemble. La seule valeur qui ne correspond pas au profil est le pH, car une rivière d'une telle dureté est normalement tamponnée par son propre bicarbonate à un pH de 7,5 à 8,3 ; un pH de 5,9 en présence de 3,0 mmol/L de dureté implique un apport d'acide supplémentaire que le bicarbonate n'a pas totalement neutralisé, et c'est le genre de contradiction interne qu'un étudiant devrait être invité à remarquer et à expliquer plutôt qu'à gommer.

Résumé du devoir par tranche d'âge

Classe de 3e à la 2de

Focalisation observation, vocabulaire et l'idée qu'une couleur peut être une mesure. Les élèves réalisent les quatre tests, décrivent chaque changement de couleur avec leurs propres mots et placent chaque résultat sur la carte imprimée. Activités : Le pH mesure l'acidité ou l'alcalinité de l'eau sur une échelle de 0 à 14. La dureté correspond à la concentration en minéraux dissous, principalement le calcium et le magnésium, dans l'eau. Le nitrate est un composé chimique azoté issu des engrais et des déchets organiques qui favorise la croissance des plantes. Le phosphate est un nutriment à base de phosphore présent dans les détergents et les engrais qui stimule la prolifération des algues. Le tube à essai 1 a reçu le réactif de pH, le tube à essai 2 a reçu le réactif de dureté, le tube à essai 3 a reçu le réactif de nitrate et le tube à essai 4 a reçu le réactif de phosphate. | Paramètre | Lecture | Niveau | Source possible dans le bassin versant | | :--- | :--- | :--- | :--- | | pH | [Valeur] | [Bas/Normal/Élevé] | [Source] | | Dureté | [Valeur] | [Bas/Normal/Élevé] | [Source] | | Nitrate | [Valeur] | [Bas/Normal/Élevé] | [Source] | | Phosphate | [Valeur] | [Bas/Normal/Élevé] | [Source] |.

11e année

Focalisation traitement quantitatif. Les étudiants convertissent le titre en concentration et les concentrations dans les unités utilisées par la réglementation. Activités : calculer n(EDTA) = C · V et par conséquent la dureté en mmol/L et en mg/L de CaCO₃₃; convertir 60 ppm de NO₃⁻ en mol/L et en mg/L en tant que N, et 40 ppm de PO₄³⁻ en mg/L de P ; comparer chaque valeur à la valeur de référence dans le tableau ci-dessus ; expliquer pourquoi le tampon doit maintenir le pH au-dessus de 10 ; rédiger un bref verdict sur la qualité de l'eau en citant les quatre paramètres.

12e année / Niveau universitaire

Focalisation dérivation, analyse des erreurs et interprétation indépendante. Activités : dériver la constante de formation conditionnelle K′ = α_Y · K_CaY et montrez quantitativement pourquoi le point de virage se dégrade à pH 8 ; utilisez la loi de Beer-Lambert pour expliquer pourquoi la méthode au bleu de molybdène est suffisamment sensible pour les eaux naturelles alors que l'œil ne l'est pas ; rendez compte de la tension interne entre une dureté de 3,0 mmol/L et un pH de 5,9 en fonction du système tampon carbonate ; concevez la campagne d'échantillonnage qui serait nécessaire pour établir que la charge en nutriments provient d'une source particulière, et spécifiez les contrôles et les réplicats qu'elle nécessiterait.

Essentiels de laboratoire

Instruments

• Bécher (100 mL)
• Éprouvette graduée (25 mL)
• Goutte
• Pipette (10 mL)
• Baguette de verre
• pH-mètre
• Tubes à essai (50 mL) × 4
• Porte-tubes à essai
• Flacon laveur
• Essuie-tout
• Plateau de récupération
• Fond en carton noir

Produits

• Eau de rivière
• Eau distillée
• Indicateur de pH universel
• Solution tampon (pH 10)
• Noir d'Ériochrome T 0,5 % (solution)
• EDTA 0,010 M (solution)
• Agent réducteur de nitrate (NO₃ R
• Réactif de Griess
• Solution de molybdate d'ammonium (MoO₄²⁻)
• Solution d'acide ascorbique (Vitamine C)