3B SCIENTIFIC 1021115 [W12720] Teaching Case “Water Analysis” (Visocolor® School) Manuel du propriétaire

VISOCOLOR SCHOOL
®
VISOCOLOR ® SCHOOL
Mallette d’analyse pour les écoles
Manuel
CONTENUE
1. Introduction…………………………………………………………………………3
2. Remarques générales……………………………………………………………4
2.1 Recharge et pièces de rechange………………………………………………4
2.2 Papiers réactifs complémentaires………………………………………………4
2.3 Explication des symboles…………………………………………………………4
3. Réalisation des tests……………………………………………………………5
3.1 Méthodes colorimétriques………………………………………………………5
3.2 Méthodes titrimétriques…………………………………………………………5
3.3 Elimination des échantillons……………………………………………………5
4. Ammonium…………………………………………………………………………6
5. Dureté totale…………………………………………………………………… 10
6. Nitrate…………………………………………………………………………… 14
7. Nitrite…………………………………………………………………………… 17
8. Phosphate……………………………………………………………………… 20
9. pH………………………………………………………………………………… 23
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1. Introduction
L’origine de l’analyse de l’eau remonte à des scientifiques du 16ème au 18ème siècle,
notamment le médecin Paracelse, le chimiste anglais Robert Boyle, mais aussi le médecin allemand Friedrich Hoffmann (connu pour les « gouttes d’Hoffmann »). Ils décrivirent les premières réactions colorées et de précipitations permettant de déceler des
substances dissoutes dans l’eau. Les premiers laboratoires d’analyse d’eau portables
apparurent sur le marché dès 1800, notamment la « mallette d’essai chimique » de
Göttling, professeur de chimie à Iéna promu par Goethe. L’analyse de l’eau connut
une première grande avancée au 19ème siècle grâce au développement des procédés titrimétriques et colorimétriques ainsi qu’au travail du célèbre Carl Remigius
Fresenius dans son laboratoire de chimie de Wiesbaden fondé en 1848.
Dans la seconde moitié du 20ème siècle, l’analyse de l’environnement et par conséquent l’analyse de l’eau ont pris de plus en plus d’importance en raison de la pollution
croissante de l’environnement. Malgré les progrès de l’analyse instrumentale, les procédés titrimétriques et photométriques ont conservé leur place importante due à l’histoire, aussi bien en laboratoire que pour l’analyse mobile sur site. Ces procédés, qui
ont depuis été normalisés et ainsi reconnus officiellement (normes DIN, EN et ISO),
sont utilisés pour les languettes test, mais aussi pour les analyses colorimétriques
ou photométriques. Le matériel requis pour ces opérations est réuni dans des mallettes portables. Des réactifs spéciaux permettent aujourd’hui de déceler la présence
de substances en formant des composés colorés dont l’intensité augmente avec la
concentration de la substance.
Les kits de test pour l’analyse de l’eau reposent aussi bien sur le procédé titrimétrique
que le procédé colorimétrique. Dans le procédé titrimétrique, on détermine la concentration à partir des volumes trouvés à l’aide de pipettes en plastique ou en comptant
les gouttes d’un flacon compte-gouttes. Dans le procédé colorimétrique, les couleurs
qui apparaissent après l’ajout du ou des réactif(s) dans un récipient d’essai sont comparées à une série de couleurs standard, ce qui permet de leur associer une concentration ou une plage de concentrations. La comparaison s’effectue à l’aide de cartes
ou de disques de couleurs. Le principe de la comparaison de couleurs (dans des
comparateurs) peut également être utilisé pour analyser des échantillons d’eau colorés. Le comparateur de couleurs contient un échantillon d’eau sans réactif(s) placé
sur les cercles colorés correspondant à diverses concentrations. L’autre échantillon
est placé sur les cercles avec la couleur propre des réactifs (de la solution à blanc des
réactifs). Lorsque les teintes dans les deux récipients correspondent, cela donne la
valeur de la concentration. La longueur du tube de mesure (= épaisseur d’une cuve
en photométrie) détermine la sensibilité du procédé. Il est ainsi possible de déceler de
façon suffisamment précise les substances présentes dans l’eau, même si les valeurs
limites sont faibles.
Les paramètres de base pour une première évaluation de l’eau sont le pH et la dureté
totale ainsi que les teneurs en nitrate, nitrite, ammonium et phosphate lorsque l’on
s’intéresse à la pollution éventuelle.
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2. Remarques générales
2.1 Recharge et pièces de rechange
Désignation
Recharge pour mallette d’analyse VISOCOLOR ® SCHOOL
contenant tous les réactifs requis pour l’ammonium, la dureté totale, le
nitrate, le nitrite, le phosphate et le pH
Echelle de couleurs pour mallette d’analyse VISOCOLOR ® SCHOOL
Tubes de mesure avec bouchon fileté, 10 unités
Comparateur coulissant, 2 unités
Récipient de titration avec repère annulaire 5 mL
Bécher de 25 mL
Cuillère en plastique noire, 10 unités, 70 mm
Seringue 5 mL
ad es / fr
Manuel (allemand / anglais) pour la
Downlo /VISOSchool
m
®
o
mallette d’analyse VISOCOLOR SCHOOL
n-net.c
www.m
REF
933 200
933 300
931 151
931 152
915 499
914 498
914 492
914 661
933 150
2.2 Papiers réactifs complémentaires
La mallette peut accueillir un paquet de pH-Fix et un paquet de languettes test
QUANTOFIX®.
Les languettes test pH-Fix sont des languettes de grande qualité qui permettent de
tester le pH. Elles ne migrent pas et évitent ainsi toute contamination de l’échantillon.
Les languettes test sont disponibles dans de nombreuses échelles différentes.
Les languettes QUANTOFIX® sont des languettes test semi-quantitatives dont le résultat doit être évalué à l’aide d’une échelle de couleurs. Il existe des languettes test
pour les paramètres les plus divers, p. ex. l’acide ascorbique, le fer, etc. Pour toute information complémentaire et pour commander, veuillez vous adresser à votre revendeur habituel. Vous pouvez également visiter notre site Internet (www.mn-net.com)
ou contacter directement MACHEREY-NAGEL :
MACHEREY-NAGEL EURL
1, rue Gutenberg · 67722 Hoerdt · France
Tél. : 03 88 68 22 68 · Fax : 03 88 51 76 88
sales-fr@mn-net.com
2.3 Explication des symboles
4
A utiliser jusqu’à
Numéro de lot
Référence
Température de stockage
Lire les instructions,
svp
Respecter les précautions de sécurité des
instructions
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3. Réalisation des tests
Le kit de test VISOCOLOR ® SCHOOL peut être utilisé sans connaissance préalable
et convient parfaitement pour l’apprentissage scolaire. On y utilise les méthodes colorimétriques et titrimétriques. Les résultats d’analyse peuvent être lus directement
en mg/L (milligrammes par litre) ou en ppm (parties par million) (ppm = mg/L). Exceptions couramment utilisées : °f (degré français de dureté) ou mmol/L.
Tous les réactifs VISOCOLOR ® SCHOOL sont homologués pour une utilisation en
classe conformément à la réglementation GUV-SR 2004
3.1 Méthodes colorimétriques
Dans l’analyse colorimétrique, on tire profit de la propriété de certains réactifs à former un composé coloré avec la substance recherchée. L’intensité de la coloration
croît avec la concentration de cette substance.
Toutes les colorations obtenues sont comparées à une série de couleurs standard.
Après attribution de la coloration la plus proche ou même identique, le résultat peut
être lu directement.
Dans les kits de test colorimétriques VISOCOLOR ® SCHOOL, les deux tubes de
mesure sont remplis avec l’échantillon. Les réactifs ne sont ajoutés que dans le tube
B. Après avoir ajouté tous les réactifs nécessaires, et lorsque le temps de réaction est
écoulé, on fait glisser le comparateur sur la carte de couleurs jusqu’à voir la même
couleur en regardant par dessus. La valeur de mesure peut être lue sur la languette
du comparateur. Des valeurs intermédiaires peuvent être évaluées.
3.2 Méthodes titrimétriques
Un certain nombre de substances ne se transforment que difficilement, voire pas du
tout, en substances colorées quantifiables. Dans la plupart de ces cas, on a alors
recours aux méthodes titrimétriques. Lors de l’analyse volumétrique, on ajoute goutte
à goutte à un volume d’échantillon précisément mesuré une solution (le titrant), dont
la substance active réagit avec la substance recherchée dans l’échantillon. Lorsque
cette substance est complètement transformée par la réaction, un ajout supplémentaire du titrant conduirait à un excès de ce dernier. Ce point de fin de réaction (point
d’équivalence ou point de virage) est visible grâce au changement de couleur d’un
indicateur ajouté à l’échantillon.
Avec les kits de test titrimétrique VISOCOLOR ® SCHOOL, on ajoute le titrant goutteà-goutte depuis un flacon compte-gouttes dans exactement 5 mL de solution à analyser jusqu’à ce que l’indicateur qui a été ajouté auparavant change de couleur. Le
nombre de gouttes de titrant qu’il a fallu pour faire virer l’indicateur correspond à la
concentration de la substance recherchée dans l’échantillon d’eau.
3.3 Elimination des échantillons
Les résidus d’analyse peuvent être jetés dans un évier en faisant couler de l’eau du
robinet afin d’être traités par la station d’épuration locale.
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4. Ammonium
Domaine de mesure
NH4+
0,2–3 mg/L NH4+
Réalisation du test
Neumann-Neander-Str. 6–8 · 52355 Düren
Germany · Tel.: +49 24 21 969-0
A. Verser 5 mL d’eau à analyser dans chacun des deux tubes de mesure. Utiliser
pour ce faire la seringue en plastique. Placer 1 tube de mesure dans la position
A du comparateur. Ajouter les réactifs uniquement dans le tube de mesure B !
B. Ajouter 10 gouttes de NH4-1.
C. Refermer le tube, agiter.
D. Ajouter 1 cuillère de mesure rase de NH4-2.
E. Refermer le tube, agiter jusqu’à ce que la poudre soit dissoute.
F. Attendre 5 min.
G. Ouvrir le tube, ajouter 4 gouttes de NH4-3.
H. Refermer le tube, agiter.
I. Attendre 7 min.
J. Ouvrir le tube et le placer dans la position B du comparateur. Faire glisser le comparateur jusqu’à voir la même couleur en regardant de dessus. Lire la valeur sur la
languette du comparateur. Des valeurs intermédiaires peuvent être évaluées.




Agiter
1
2 x 5 mL
d’échantillon
10
5


8
Agiter
5’00 min
4
Agiter

7’00 min
NH4-1
NH4-3
NH4-2

Mesure
Après usage, rincer soigneusement les deux tubes de mesure et les refermer.
Cette méthode convient également pour l’analyse de l’eau de mer, après dilution (1+9).
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Informations de base
Dans la nature, l’ammoniac est produit par les volcans en activité et par des décharges électriques dans les couches les plus élevées de l’atmosphère (à partir
d’azote et de vapeur d’eau). L’ammoniac se forme également lors du processus de
décomposition, c.-à-d. lors de la minéralisation de protéines animales et végétales
contenant de l’azote. Dans le règne minérale, quasiment toutes les roches magmatiques contiennent des sels d’ammonium en faibles quantités. On a découvert des
quantités plus importantes de chlorure d’ammonium il y a plus de 1.000 ans en Perse
sur les bords de gisements de charbon en feu. On trouve également des sels d’ammonium sur le Vésuve et l’Etna. En raison de ces multiples sources, mais aussi des gaz
d’échappement automobiles et des gaz rejetés par l’industrie, de grandes quantités
de sels d’ammonium sont précipitées au sol par les pluies et servent d’engrais azotés.
L’ammoniac est éliminé naturellement par les animaux et les hommes dans les excréments avec l’urée en tant que composé azoté. Pour les organismes supérieurs,
l’ammoniac est un poison qui doit être éliminé aussi vite que possible. Il se forme
en tant que sous-produit du métabolisme dans le cerveau, les muscles, le foie et les
reins et est immédiatement rendu inoffensif dans le foie car il réagit avec le dioxyde de
carbone pour former l’urée. Dans le cerveau, il est transformé en glutamine. Contrairement à l’ammoniac libre, les sels d’ammonium ne sont pas toxiques.
Les ions ammonium peuvent être générés par la réduction des nitrates par des microbes ou se trouver dans l’eau naturelle suite à l’évacuation par rinçage des engrais
ou en tant que premier produit de la dégradation de composés azotés organiques
provenant des eaux usées domestiques. Dans les eaux pures, la teneur en ions ammonium est inférieure à 0,1 mg/L alors que la concentration peut atteindre 10 mg/L
dans des eaux polluées. La teneur en composés d’ammonium est surtout importante
pour des raisons d’hygiène car l’ammoniac peut provenir de la décomposition d’excréments humains ou animaux. L’urée se décompose p. ex. en ammoniac et dioxyde de
carbone ou en ions ammonium et ions hydrogénocarbonate :
Urée O=C(NH2)2 + H2O + H3O+
2 NH4+ + HCO3−
Dans de rares cas, les concentrations peuvent atteindre 1 mg/L, par exemple dans
des tourbières ou des eaux souterraines spécifiques à fortes teneurs en fer et manganèse (plaine abyssale au Nord de l’Allemagne) où le sulfure d’hydrogène généré
sous pression dans le sol à partir de sulfure de fer et de dioxyde de carbone réduit le
nitrate en ammoniac :
NO3− + H2S + H2O
NH4+ + SO42−
L’ammoniac, qui a des effets toxiques sur les poissons notamment (à partir de
0,5 mg/L), apparaît à des pH supérieurs à 7 en raison de l’équilibre entre ions ammonium et ammoniac qui dépend du pH :
NH4+ + OH−
NH3 + H2O
Pour un pH de 6, l’équilibre se situe quasiment entièrement à gauche. Pour un pH de
8, il y a déjà 4 % d’ammoniac. Avec un pH de 9, l’ammoniac représente 25 % et pour
un pH de 10, cela atteint même 78 % (pour une température de l’eau de 17 °C).
Les fortes teneurs en ammonium ont également des répercussions sur la teneur en
oxygène de l’eau. L’oxydation bactérienne de l’ammonium en nitrate consomme en
effet de l’oxygène (nitrification).
NH4+ + 2 O2 + H2O
NO3− + 2 H3O+
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Ce processus représente une part importante de l’autoépuration, mais peut également augmenter la mortalité des poissons en raison de la consommation d’oxygène.
Au cours de la nitrification, les sels d’ammonium sont transformés en nitrites, puis en
nitrates, ce qui fournit aux plantes supérieures les protéines nécessaires à leur survie
dans les racines et les feuilles via des étapes complexes de la biosynthèse.
C’est pourquoi on surveille de près les composés azotés tels que l’ammonium, le
nitrate et le nitrite dans les stations d’épuration biologiques car la nitrification représente ici l’étape d’épuration la plus importante. La concentration en ammonium des
produits arrivant dans la station d’épuration détermine les besoins en oxygène. La
teneur en ammonium restant à la sortie du bassin de nitrification est un indicateur de
l’efficacité de l’installation.
Principe de la réaction
Les ions ammonium réagissent avec du chlore en milieu alcalin pour former de la
monochloramine. Combinée au thymol, celle-ci forme un colorant indophénol bleu
(principe de réaction similaire à la norme DIN 38406-E5).
Equation de la réaction
1 R-Cl + NaOH
NaOCl + RH
(R-Cl = acide dichloroisocyanurique)
Hypochlorite de sodium
2 NH3 + NaOCl
NaOH + NH2Cl
Monochloramine
CH3
3
CH3
H 3C
+ NH2Cl
HO
CH3
Thymol
4
Na2[Fe(CN)5NO]
Catalysateur
Nitroprussiate de
sodium
CH3
H 3C
O
CH3
N-Chlophéniramine
CH3
CH3
CH3
H 3C
O
NCI
CH3
N-Chlophéniramine
+
OH
H 3C
Thymol
NCI
- HCl
H 3C
H 3C
CH3
O
N
CH3
OH
H3C
Indophénol bleu
Interférences
Les amines primaires réagissent de la même manière que les ions ammonium et
produisent des résultats plus élevés.
Les substances consommatrices de chlore peuvent, suivant leur concentration, réduire la valeur mesurée ou empêcher entièrement la réaction.
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Indications de danger
DANGER
NH4-1 contient une solution de hydroxyde de sodium 5–20 %. NH4-3 contient de
l’éthanol 35–55 % et du thymol 5–10 %.
Provoque des brûlures de la peau et des lésions oculaires graves.
Ne pas respirer les vapeurs. Porter des gants de protection / un équipement de protection des yeux. EN CAS D’INGESTION : rincer la bouche. NE PAS faire vomir. EN
CAS DE CONTACT AVEC LA PEAU (ou les cheveux) : Enlever immédiatement tous
les vêtements contaminés. Rincer la peau à l’eau / Se doucher. EN CAS D’INHALATION: transporter la personne à l’extérieur et la maintenir dans une position où elle
peut confortablement respirer. EN CAS DE CONTACT AVEC LES YEUX : rincer avec
précaution à l’eau pendant plusieurs minutes. Enlever les lentilles de contact si la victime en porte et si elles peuvent être facilement enlevées. Continuer à rincer. Eliminer
le contenu / récipient conformément à la réglementation en vigueur.
La fiche de sécurité peut être téléchargée sur le site www.mn-net.com/MSDS .
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5. Dureté totale
Domaine de mesure
GH
1 goutte f 1,8 °f f 17,8 mg/L CaCO3
Réalisation du test
Neumann-Neander-Str. 6–8 · 52355 Düren
Germany · Tel.: +49 24 21 969-0
A. Verser 5 mL d’eau à analyser dans le récipient d’essai. Utiliser pour ce faire la
seringue en plastique.
B. Ajouter 2 gouttes de GH-1.
C. Mélanger en retournant le récipient. L’échantillon d’eau se colore en rouge. Si la
solution se colore en vert, cela signifie qu’elle ne contient pas de substances responsables de la dureté de l’eau.
D. Tenir le flacon compte-gouttes de GH-2 parfaitement vertical et ajouter le réactif
goutte à goutte. Mélanger ensuite l’échantillon en retournant le récipient jusqu’à
ce qu’il se colore en vert.
E. Compter le nombre de gouttes. Une goutte correspond à 1,8 degré de dureté
totale (°f).

5 mL
d’échantillon



2
Secouer légèrement
GH-2 jusqu’au
virage
GH-1

1 f 1,8°f
rouge→ vert
Rincer soigneusement le récipient après usage.
Refermer immédiatement les flacons compte-gouttes après usage. Ne pas toucher
l’embout compte-gouttes.
Cette méthode convient également pour l’analyse de l’eau de mer, après dilution
(1+29).
Informations de base
Le terme Dureté est dû à la propriété qu’ont notamment les ions calcium de réduire
l’effet lavant des savons en formant des savons calcaires insolubles ou difficilement
solubles (= sels de calcium d’acides gras supérieurs tel que l’acide palmitique). Le
calcium et le magnésium sont décelés ensemble en tant que composés responsables
de la dureté alors que les sels de strontium et de baryum (eux aussi appartenant au
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groupe des alcalinoterreux) peuvent être négligés dans les eaux naturelles car ils s’y
trouvent en très faibles concentrations (en raison de la mauvaise solubilité du carbonate et du sulfate qu’ils contiennent).
La somme des sels de calcium et de magnésium est appelée Dureté totale. Si ces
ions alcalinoterreux se présentent sous forme d’hydrogénocarbonates, ils se déposent
sous forme de carbonates (tartre) lorsque l’eau est chauffée :
Ca(HCO3)2 + énergie thermique → CaCO3 ↓ + H2O + CO2 ↑
C’est pourquoi une dureté d’eau due à des hydrogénocarbonates est également appelée dureté temporaire. En revanche, les sels d’autres acides (tels que l’acide chlorhydrique ou sulfurique) restent dissous même si l’eau est chauffée. Ils représentent
la dureté permanente ou dureté sulfatée.
La dureté de l’eau peut être indiquée dans les grandeurs suivantes :
10 mg/L d’oxyde de calcium (CaO) = 1,8 °f (degré français de dureté) = 7,14 mg/L
d’oxyde de magnésium(MgO)
Aujourd’hui, les accords internationaux prescrivent d’indiquer la dureté au moyen de
concentrations molaires :
1 mmol/L (millimole/litre) = 56 mg/L d’oxyde de calcium = 9,97 °f
Selon leur teneur en sels de calcium et de magnésium, les eaux sont qualifiées de
dures ou douces, avec des niveaux intermédiaires :
Très douce :
de 0 à 5,4 °f
Douce :  
de 7,1 à 12,5 °f
Moyennement dure :
de 14,3 à 19,6 °f
Dure :
de 32,0 à 53,4 °f
Assez dure :
Très dure :
de 21,4 à 30,3 °f
plus de 53,4 °f
Dans quasiment toutes les eaux naturelles et non polluées, on trouve des ions calcium et des ions magnésium provenant de roches telles que la dolomite, le marbre,
le calcaire, la craie ou le gypse mises en solution par le dioxyde de carbone (« acide
carbonique ») en fonction de la structure géochimique sous forme d’hydrogénocarbonates (ou de sulfates pour le gypse). Dans les bassins contenant de telles roches
(par ex. le Jura souabe), l’eau présente ainsi des duretés élevées pouvant atteindre
53,4 °f. Les eaux dans les régions de grès bigarré contiennent en revanche très peu
de substances responsables de la dureté de l’eau. En raison de l’assimilation du
gaz carbonique (par photosynthèse), les eaux riches en plancton peuvent subir une
décarbonatation biogénique et présenter de ce fait une dureté élevée. On a l’équilibre
suivant (voir ci-dessus) :
CaCO3 + CO2 + H2O
Ca2+ + 2 HCO3−
En tenant compte de conditions géologiques extrêmes, les eaux ayant une dureté
supérieure à 44,5 °f sont généralement considérées polluées. Cette pollution peut par
exemple provenir des eaux d’infiltration d’une décharge. Le dioxyde de carbone dégagé par la putréfaction (décomposition) de végétaux pénètre dans la nappe phréatique
via l’eau de pluie qui s’infiltre. Les sols calcaires peuvent ainsi libérer du carbonate
de calcium sous forme de carbonate acide de calcium (inversion de l’équation relative
à la formation de tartre). Les sels de calcium présents dans nos nappes phréatiques
peuvent également provenir d’engrais. Une certaine dureté de l’eau potable est souwww.mn-net.com
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haitable pour deux raisons : d’une part, cela permet qu’une couche de carbonate de
calcium se forme dans les conduites de façon à ce que le métal ne puisse plus être
attaqué directement par l’acide carbonique libre dit « agressif ». D’autre part, une
concentration en calcium de 20 à 60 mg/L est intéressante pour les besoins en minéraux de l’homme. Il ne faut toutefois pas dépasser 280 mg/L pour le calcium et 125
mg/L pour le magnésium. De l’eau dure donne l’impression d’être plus fraîche que
de l’eau douce, voire même que l’eau distillée « pure ». Une eau potable de dureté
moyenne peut couvrir environ 10 % des besoins quotidiens en calcium. D’un autre
côté, une dureté élevée modifie considérablement le goût du café et du thé.
La dureté carbonatée (voir « pH », page 23 ; synonyme d’alcalinité) désigne la
partie des ions alcalinoterreux présents sous forme d’hydrogénocarbonates ou de
carbonates. En général, une partie des sels de calcium et de magnésium est dissoute
en sulfates de sorte que la dureté carbonatée est plus faible que la dureté totale. Les
eaux sont souvent peu fécondes lorsque leur dureté carbonatée est inférieure à 0,5
et en revanche très fécondes pour des valeurs supérieures à 1,5. Les eaux ayant une
faible valeur d’alcalinité sont pauvres en calcaire. Les célèbres rivières crayeuses
d’Angleterre, qui présentent des duretés totales très élevées associées à des valeurs
élevées d’alcalinité, comptent ainsi parmi les eaux les plus riches en saumons. Les
eaux pauvres en calcaire et souvent également acides abritent peu de poissons.
Principe de la réaction
Titration complexométrique
Les ions magnésium et calcium, responsables de la dureté de l’eau, sont combinés
par l’agent complexant EDTA pour former un chélate. La détermination est effectuée
par titration à l’aide d’un indicateur métallique qui change de couleur lorsque toutes
les substances responsables de la dureté de l’eau ont été complexées
(principe de la réaction analogue à la norme DIN 38406-3 E3).
Equation de la réaction
1. M2+ + Na2H2EDTA
(M = Ca, Mg)
Na2[MEDTA] + 2 H+
O
O
2–
O
O
N
Ca
N
O
O
O
O
Interférences
Les ions cuivre(II) peuvent retarder le virage de l’indicateur, voire même l’empêcher
complètement en cas de concentrations élevées. Dans le cas de tuyaux en cuivre,
il convient donc de laisser couler l’eau pendant un certain temps avant de prélever
l’échantillon.
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Tableau de conversion
°d
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
°e
1,3
2,5
3,8
5,0
6,3
7,5
8,8
10,0
11,3
12,5
°f
1,8
3,6
5,4
7,1
8,9
10,7
12,5
14,3
16,1
17,8
mg/L CaO
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
mg/L CaCO3 mmol/L CaCO3
18
0,18
36
0,36
54
0,54
71
0,71
89
0,89
107
1,07
125
1,25
143
1,43
161
1,61
178
1,78
Indications de danger
ATTENTION
GH-1 contient de la triéthanolamine 20–45 % et de l’éthanol 20–35 %.
La fiche de sécurité peut être téléchargée sur le site www.mn-net.com/MSDS .
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6. Nitrate
Domaine de mesure
NO3–
1–90 mg/L NO3–
Neumann-Neander-Str. 6–8 · 52355 Düren
Germany · Tel.: +49 24 21 969-0
Réalisation du test
A. Verser 5 mL d’eau à analyser dans chacun des deux tubes de mesure. Utiliser
pour ce faire la seringue en plastique. Placer 1 tube de mesure dans la position
A du comparateur. Ajouter les réactifs uniquement dans le tube de mesure B !
B. Ajouter 5 gouttes de NO3-1.
C. Refermer le tube, agiter.
D. Ajouter 1 cuillère de mesure rase de NO3-2.
E. Refermer le tube, agiter immédiatement vigoureusement pendant 1 min.
F. Attendre 5 min.
G. Ouvrir le tube et le placer dans la position B du comparateur. Faire glisser le comparateur jusqu’à voir la même couleur en regardant de dessus. Lire la valeur sur la
languette du comparateur. Des valeurs intermédiaires peuvent être évaluées.

2 x 5 mL
d’échantillon

Bien agiter



5
Agiter
1
NO3-1

7
5’00 min
Mesure
NO3-2
Après usage, rincer soigneusement les deux tubes de mesure et les refermer.
Cette méthode convient également pour l’analyse d’eau de mer (voir le tableau de
conversion).
Informations de base
Le nitrate de sodium est le principal nitrate présent dans la nature. Il est présent
en grandes quantités dans les zones arides du Nord du Chili. C’est pourquoi on le
nomme également salpêtre du Chili. On le trouve aussi en moins grandes quantités
en Egypte, Colombie et en Californie. Le nitrate de potassium se trouve sur les sols
riches en potasse d’Inde, de Chine et d’Egypte et apparaît au contact de l’air. La
formation des nitrates s’explique avant tout par la transformation de protéines (p. ex.
celles d’algues marines mortes pour le nitrate de sodium) par des micro-organismes
14
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suite à la nitrification microbienne. Le nitrate de calcium est un produit spécial appelé
salpêtre mural. La décomposition des protéines génère tout d’abord de l’ammoniac
qui se transforme ensuite en acide nitrique sous l’action oxydante de bactéries, puis
en nitrate de calcium en se combinant au calcaire des murs. Certaines plantes qui
décèlent les nitrates dans le sol et peuvent parfois très bien les stocker sont appelées
plantes nitrophiles. Il s’agit par exemple de l’épilobe, de la grande ortie, de la berce
spondyle et du cerfeuil sauvage qui peuvent apparaître en masse sur des sols inondés et des sols préparés pour la culture contenant beaucoup de nitrates. En ce qui
concerne l’alimentation de l’homme, il faut citer quelques légumes riches en nitrate
comme l’épinard, les graines de soja, la carde, la betterave rouge et le radis. Les
nitrates en eux-mêmes sont relativement inoffensifs pour les animaux et les hommes.
Le danger des nitrates est dû à leur transformation dans le corps (dans l’appareil
digestif, mais aussi déjà dans la salive) en nitrites, au moins partiellement, par des
bactéries (voir « Nitrite », page 17).
Dans les eaux naturelles non polluées, les ions nitrate ne sont présents qu’à des
concentrations comprises entre 0,4 et 8 mg/L. Les ions nitrite, quant à eux, existent
tout au plus sous forme de traces, jusqu’à 0,01 mg/L. De plus grandes quantités de
nitrate peuvent parvenir dans l’eau à cause des engrais (salpêtres), mais aussi suite
à la dégradation aérobie de composés organiques azotés (par ex. des protéines).
Dans les eaux polluées et souillées, la teneur en nitrate peut atteindre 50 à 150 mg/L,
voire plus. Si les concentrations élevées de nitrate ne peuvent pas être expliquées
géologiquement par la présence de gisements de salpêtre (surtout en cas de présence dans la nappe phréatique), cela signifie systématiquement qu’il y a pollution.
Pour juger de la capacité d’une eau à s’autoépurer, il est important de voir si le taux
élevé de nitrate est également associé à de fortes concentrations d’ammonium et
de nitrite. Si ce n’est pas le cas, l’autoépuration sera suffisante pour minéraliser les
matières organiques. Ce principe s’applique également aux stations d’épuration biologiques. Pour l’eau potable, la teneur limite en nitrate est fixée à 50 mg/L, aussi bien
par l’OMS que par l’UE et le décret allemand relatif à l’eau potable.
Principe de la réaction
Les ions nitrate sont réduits en ions nitrite en milieu acide à l’aide d’un agent réducteur inorganique. Une amine aromatique est diazotée avec le nitrite et forme alors un
colorant azoïque jaune-orange.
Equation de la réaction
1
NO3–
Zn
(Réducteur)
NO2–
H 2N
2 H 2N
NH2
–
+ NO2
1,3-Paraphénylènediamine
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N+
N
3-Azoaniline
15
NH2
3
N
N
NH2
H 2N
H 2N
NH2
+
N+
N
1,3-Paraphénylènediamine 3-Azoaniline
NH2
Colorant azoїque jaune-rouge
Interférences
Les substances oxydantes peuvent, suivant leur concentration, réduire la valeur mesurée ou empêcher entièrement la réaction. Une teneur en chlore ≤ 10 mg/L n’est pas
gênante.
Les nitrites interfèrent (même réaction). Ils peuvent être éliminés par addition d’acide
amidosulfurique (REF 918 973). L’échantillon doit présenter une température située
entre 18 et 30 °C. A des températures plus basses, la réaction est beaucoup plus
lente et cela donne des résultats plus faibles.
Tableau de conversion
mg/L NO3–
1
5
10
20
50
90
mg/L NO3-N
(azote nitrate)
0,2
1,1
2,3
4,5
11
20
mmol/m3
NO3–
16
81
160
320
810
1450
mg/L NO3–
dans l’eau de mer
1
5
12
25
65
120
Indications de danger
La fiche de sécurité peut être téléchargée sur le site www.mn-net.com/MSDS .
16
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7. Nitrite
Domaine de mesure
NO2–
0,02–0,5 mg/L NO2–
Réalisation du test
Neumann-Neander-Str. 6–8 · 52355 Düren
Germany · Tel.: +49 24 21 969-0
A. Verser 5 mL d’eau à analyser dans chacun des deux tubes de mesure. Utiliser
pour ce faire la seringue en plastique. Placer 1 tube de mesure dans la position
A du comparateur. Ajouter les réactifs uniquement dans le tube de mesure B !
B. Ajouter 4 gouttes de NO2-1.
C. Refermer le tube, agiter.
D. Ajouter 1 cuillère de mesure rase de NO2-2.
E. Refermer le tube, agiter jusqu’à ce que la poudre soit dissoute.
F. Attendre 10 min.
G. Ouvrir le tube et le placer dans la position B du comparateur. Faire glisser le comparateur jusqu’à voir la même couleur en regardant de dessus. Lire la valeur sur la
languette du comparateur. Des valeurs intermédiaires peuvent être évaluées.




2 x 5 mL
d’échantillon
4
Agiter
1
5

7
Agiter
10’00 min
Mesure
NO2-1
NO2-2
Après usage, rincer soigneusement les deux tubes de mesure et les refermer.
Cette méthode convient également pour l’analyse de l’eau de mer.
Informations de base
Chez les adultes, le nitrate est transformé en nitrite principalement dans l’intestin
grêle alors que chez le nouveau-né la transformation s’effectue déjà dans l’estomac,
sa production d’acide gastrique n’étant pas encore entièrement développée. L’acide
gastrique empêche notamment que l’intestin grêle ne soit envahi par des bactéries
réductrices de nitrate. Dans le sang, les nitrites oxydent l’hémoglobine, celle-ci étant
responsable du transport de l’oxygène. Cela peut être très dangereux, notamment
chez les enfants en bas âge, avec un risque d’asphyxie aigu (cyanose du nourrisson
= méthémoglobinémie).
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17
Le nitrite se forme comme sous-produit de l’oxydation des ions ammonium (voir « Ammonium », page 6) ou lors de la réduction du nitrate. Il est très nocif pour les poissons et est le précurseur des composés N-nitroso cancérigènes (p. ex. par réaction
avec des amines pour former les N-nitrosamines).
Dans les eaux souterraines et de surface, la concentration en ions nitrite est faible.
Les eaux usées peuvent présenter des teneurs en nitrite plus élevées dues aux eaux
usées de la métallurgie, de l’industrie chimique ou encore de déchets fécaux. Le
nitrite issu du nitrate peut également provenir de tubes métalliques zingués d’installations domestiques. Les concentrations inférieures à 1 mg/L sont encore considérées
non dangereuses.
Selon le décret allemand relatif à l’eau potable, l’eau sortant de l’usine de distribution
d’eau peut contenir jusqu’à 0,1 mg/L et l’eau du robinet jusqu’à 0,5 mg/L.
Principe de la réaction
Les ions nitrite forment avec le sulfanilamide un sel de diazonium en milieu acide.
Celui-ci se transforme en colorant azoïque rouge-violet en s’associant avec une naphthylamine.
Equation de la réaction
1
S
Sulfanilamide
2
H
H
N+
O
O
NO2– + H2N
NH2
O
O
N+
N
S
NH2
O
Diazoniumsalz
[N-Naphthyl-1]-ethylenediamine
NH
NH2
O
Sel de diazonium
2 Cl– +
H
H 2N
S
H
N+
H
- 2 H2O
N+
N
N
N
S
Colorant azoïque
O
O
NH2
Interférences
Une concentration en ions chrome(VI) et fer(III) supérieure à 3 mg/L donnera de
fausses valeurs trop élevées de nitrite. Le chlore gêne, même s’il n’est présent qu’en
très faibles concentrations.
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Tableau de conversion
mg/L NO2–
0,02
0,05
0,1
0,2
0,5
mg/L NO2-N (azote nitrite)
0,006
0,015
0,03
0,06
0,15
Indications de danger
La fiche de sécurité peut être téléchargée sur le site www.mn-net.com/MSDS .
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8. Phosphate
Domaine de mesure
PO43–
0,6–15 mg/L PO43–
Réalisation du test
Neumann-Neander-Str. 6–8 · 52355 Düren
Germany · Tel.: +49 24 21 969-0
A. Verser 5 mL d’eau à analyser dans chacun des deux tubes de mesure. Utiliser
pour ce faire la seringue en plastique. Placer 1 tube de mesure dans la position
A du comparateur. Ajouter les réactifs uniquement dans le tube de mesure B !
B. Ajouter 6 gouttes de PO4-1.
C. Refermer le tube, agiter.
D. Ajouter 6 gouttes de PO4-2.
E. Refermer le tube, agiter.
F. Attendre 10 min.
G. Ouvrir le tube et le placer dans la position B du comparateur. Faire glisser le comparateur jusqu’à voir la même couleur en regardant de dessus. Lire la valeur sur la
languette du comparateur. Des valeurs intermédiaires peuvent être évaluées.



4
2 x 5 mL
d’échantillon
6
Agiter
6
5

7
Agiter
10’00 min
Mesure
PO4-1
PO4-2
Après usage, rincer soigneusement les deux tubes de mesure et les refermer.
Cette méthode convient également pour l’analyse de l’eau de mer.
Informations de base
Les eaux pures, notamment en montagne, présentent des teneurs en phosphate inférieures à 0,1 mg/L, voire même souvent inférieures à 0,03 mg/L. Si la concentration
en PO43− est supérieure à 0,1 mg/L, il n’y a pollution que si d’autres indicateurs de
pollution sont positifs. Lorsque les valeurs de phosphate dépassent 0,3 mg/L, il y a
toujours une forte présomption de pollution. Dans de rares cas, les concentrations
peuvent atteindre 1 mg/L, par exemple dans des tourbières. En cas de pollution par
les eaux usées domestiques (déchets de cuisine et aussi surtout matières fécales),
de grandes quantités de phosphate (environ 4,5 g/24 h par personne) parviennent
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dans l’eau : le taux élevé de phosphate représente un indicateur chimique sûr de la
pollution par des matières fécales. Les engrais chimiques augmentent aussi la teneur
en phosphate dans les nappes phréatiques. Certains sols sont en mesure d’absorber
les phosphates de sorte qu’une eau souterraine polluée, mais située en profondeur,
peut parfois aussi présenter des valeurs normales. En outre, il est également possible
d’avoir de fortes concentrations en phosphate dues aux données géologiques. Dans
ce cas, elles restent alors constantes (jusqu’à 7 mg/L) alors qu’en cas de pollution, la
concentration varie beaucoup dans le temps.
En ce qui concerne les canalisations, le phosphate est important lorsque l’eau est
agressive car il forme une couche de protection. Cependant, il suffit pour cela d’avoir
une concentration d’au moins 0,1 mg/L (jusqu’à environ 1 mg/L). Dans l’eau de refroidissement et d’alimentation de chaudière, l’ajout de la bonne dose de phosphates
permet d’éviter l’entartrage car ils s’associent aux ions calcium. Le décret allemand
relatif à l’eau potable de 2001 ne prévoit plus de valeur limite pour le phosphate.
Des concentrations élevées de phosphates dans l’eau provoquent une eutrophisation
(surfertilisation) qui conduit à une croissance accrue des plantes aquatiques, notamment les algues planctoniques, en raison du plus grand nombre de nutriments disponibles. On parle également de « prolifération d’algues ». Cela engendre une consommation accrue d’oxygène car la décomposition bactérienne des algues mortes est
alors supérieure à la normale. Si, à cela, viennent s’ajouter des conditions anaérobiques, alors il est aussi possible que du sulfure d’hydrogène soit libéré.
Pour l’élément phosphore, on fait la distinction entre phosphore inorganique (ions
phosphate ou hydrogénophosphate et polyphosphates) et phosphore organique qui
n’est libéré qu’après minéralisation (dégradation) de la matière organique.
Le phosphate joue un rôle important dans la structure osseuse et le métabolisme
énergétique de l’homme. Cependant, l’eau potable ne doit quasiment pas en contenir
car des concentrations trop élevées peuvent causer des problèmes de digestion.
Principe de la réaction
Les ions phosphate réagissent avec le molybdate d’ammonium pour donner de l’acide
phosphomolybdique. Celui-ci est ensuite réduit en bleu de phosphomolybdène.
(principe de la réaction analogue à la norme DIN EN ISO 6878-D11).
Equation de la réaction
1 PO43– + 12 MoO42– + 24 H+ + 3 NH4+
Oxyde de molybdène VI
2 Na2S2O5
Réducteur
(NH4)3[P(Mo3O10)4] + 12 H2O
Acide phosphomolybdique
Bleu de phosphomolybdène
Interférences
De grandes quantités de substances oxydantes empêchent la formation du complexe
bleu. Elles doivent être détruites avant la détermination.
Les métaux lourds gênent à partir de 10 mg/L car ils diminuent un peu l’intensité de la
coloration. Le vanadium augmente la coloration. Le silicium gêne à partir de 10 mg/L.
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21
Tableau de conversion
mg/L PO4–P
(phosphate-phosphore)
0,2
0,3
0,5
0,7
1
2
3
5
mg/L PO43–
mg/L P2O5
0,6
0,3
1,5
2,1
3
6
9
15
0,5
0,7
1,1
1,6
2
5
7
12
Indications de danger
DANGER
PO4-1 contient de l’ acide sulphurique 5–15 %. PO4-2 contient du disulfite de sodium
10–25 %.
Provoque des lésions oculaires graves.
Porter des gants de protection / un équipement de protection des yeux. EN CAS DE
CONTACT AVEC LES YEUX : rincer avec précaution à l’eau pendant plusieurs minutes. Enlever les lentilles de contact si la victime en porte et si elles peuvent être
facilement enlevées. Continuer à rincer.
La fiche de sécurité peut être téléchargée sur le site www.mn-net.com/MSDS .
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9. pH
Domaine de mesure
pH
pH 4,0–9,0
Réalisation du test
Neumann-Neander-Str. 6–8 · 52355 Düren
Germany · Tel.: +49 24 21 969-0
A. Verser 5 mL d’eau à analyser dans chacun des deux tubes de mesure. Utiliser
pour ce faire la seringue en plastique. Placer 1 tube de mesure dans la position A
du comparateur. Ajouter le réactif uniquement dans le tube de mesure B !
B. Ajouter 4 gouttes de pH-1.
C. Refermer le tube, agiter.
D. Ouvrir le tube et le placer dans la position B du comparateur. Faire glisser le comparateur jusqu’à voir la même couleur en regardant de dessus. Lire la valeur sur la
languette du comparateur. Des valeurs intermédiaires peuvent être évaluées.

2 x 5 mL
d’échantillon


4
4
Agiter
Mesure
pH-1
Après usage, rincer soigneusement les deux tubes de mesure et les refermer.
Cette méthode convient également pour l’analyse de l’eau de mer.
Informations de base
L’eau pure, de formule H2O, qui ne contient aucune autre substance, ne serait-ce
qu’en traces, se divise (dissocie) faiblement à température ambiante en ions hydrogène hydratés appelés ions oxonium (H3O+) et en ions hydroxyde OH− :
2 H 2O
H3O+ + OH−
1 litre d’eau contient un dix-millionième de mole d’ions hydrogène (10−7 ; avec la
masse atomique de l’hydrogène de 1, même quantité en grammes que l’ion hydrogène H+) et un dix-millionième de mole d’ions hydroxyde (multiplié par le nombre 17
comme poids molaire pour OH− en grammes). Pour simplifier l’écriture de ces faibles
concentrations, on indique uniquement l’exposant comme valeur de pH, c’est-à-dire le
chiffre 7 (valeur positive), qui se définit mathématiquement comme logarithme négatif : pH = − lg [H3O+]. Ainsi, un pH de 7 à température ambiante signifie que la concentration en ions hydrogène correspond à la concentration due à la dissociation de l’eau
pure (équilibre avec les ions hydroxyde). Si on dissout un sel tel du sel de cuisine
(chlorure de sodium NaCl) dans l’eau, le pH n’est pas modifié (ou à peine) car il n’y a
ni formation de nouveaux ions hydrogène, ni consommation d’ions hydrogène. Dans
l’eau, le sel de cuisine se décompose en ions sodium et ions chlorure. L’eau reste
ainsi neutre, même après dissolution de sel de cuisine.
Si on dissout maintenant un acide fort, p. ex. de l’acide chlorhydrique HCl, dans une
très faible quantité d’eau pure (distillée), la concentration en ions hydrogène augmente car des ions sont générés à partir de l’acide chlorhydrique. En tant qu’acide
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23
fort, l’acide chlorhydrique (de même que le sel de sodium) se divise quasiment entièrement en ses ions, l’ion hydrogène et l’ion chlorure, selon la formule correspondante.
Cette augmentation de la concentration en ions hydrogène ou ions oxonium due à
l’acide chlorhydrique se voit donc à la valeur du pH qui diminue. Pour que l’équilibre
décrit plus haut dans l’équation de l’eau soit conservé, il faut donc que la concentration en ions hydroxyde diminue. La somme des exposants pour les concentrations en
ions hydrogène et ions hydroxyde dans l’eau est toujours égale à 14.
La diminution du pH de 1 est ainsi toujours associée à une augmentation de la
concentration en ions hydrogène d’un exposant de 10, c’est-à-dire d’un facteur 10,
par rapport à la concentration précédente et d’une diminution de la concentration en
ions hydroxyde d’un exposant de 10.
Les acides faibles tels que l’acide acétique ne sont pas entièrement divisés en leurs
ions dans l’eau. Pour une même concentration molaire (rapportée à l’hydrogène dans
la molécule), ils font moins diminuer la valeur du pH que les acides forts tels que
l’acide chlorhydrique ou l’acide sulfurique. Dans les solutions alcalines ou bases, les
processus se déroulent dans l’autre direction : l’ion hydroxyde est libéré, ce qui réduit
la concentration en ions hydrogène et fait augmenter la valeur du pH à plus de 7.
La réaction de certaines substances avec l’eau peut également provoquer des modifications du pH à partir de composés chimiques qui ne libèrent eux-mêmes pas d’ions
hydrogène ou hydroxyde dans l’eau. Si, par exemple, du dioxyde de carbone de l’air
se dissout dans l’eau, cela créera des ions hydrogénocarbonate et hydrogène (ions
oxonium) en quantité faible, mais décelable, selon l’équation suivante :
2 H2O + CO2
H3O+ + HCO3−
L’eau et le dioxyde de carbone génèrent un ion oxonium et un ion hydrogénocarbonate. L’eau contient toujours un peu de dioxyde de carbone de par son contact avec
l’air. Le pH de l’eau est donc toujours inférieur à 7. La solution réagit de manière acide.
Même des sels dissous dans l’eau peuvent provoquer une modification du pH. Si l’on
dissout du carbonate de sodium (de la soude) dans l’eau, l’eau réagit avec les ions
carbonate de la façon suivante :
CO32− + H2O
HCO3− + OH−
En raison des ions hydroxyde formés, la valeur du pH devient supérieure à 7. La solution réagit de manière basique.
Dans ce contexte, l’alcalinité joue un rôle important dans la chimie de l’eau. L’alcalinité
carbonatée repose sur le fait que les ions carbonate peuvent se lier avec des ions
oxonium et ont donc un effet tampon. Le pouvoir tampon de l’eau naturelle dépend
ainsi principalement de la teneur en dioxyde de carbone, hydrogénocarbonates et
carbonates dissous (voir également « Dureté totale », page 10).
CO32− + H3O+
HCO3− + H2O
HCO3− + H3O+
2 H2O + CO2 ↑
(pour l’alcalinité, voir « Dureté totale », page 10)
Si l’on dissout du chlorure d’ammonium dans l’eau, on aura la réaction suivantes entre
les ions ammonium et les molécules d’eau :
NH3 + H3O+
NH4+ + H2O
L’ion ammonium donne un ion hydrogène à l’eau, ce qui forme un ion oxonium. Le pH
diminue et la solution réagit de manière acide.
24
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L’acide carbonique (issu du dioxyde de carbone dans l’eau) ainsi que l’ammoniaque
représente un acide resp. une base faible. Les sels réagissent donc avec une base
forte (hydroxyde de sodium = soude caustique pour le carbonate de sodium) ou un
acide fort (acide chlorhydrique pour le chlorure d’ammonium) soit de manière basique
(acide faible dans le sel), soit de manière acide (base faible dans le sel), mais en
aucun cas de manière neutre. La réaction avec l’eau est appelée hydrolyse.
L’échelle de pH s’étend de 0 à 14. A l’une des extrémités, on trouve les acides minéraux forts tels l’acide chlorhydrique, l’acide sulfurique et l’acide nitrique, à l’autre la
soude caustique et la potasse caustique. En commençant avec de l’acide chlorhydrique dilué (concentration 1,0 mol/L = 36,5 g/L = 3,65 %) de pH = 0, il est alors
possible d’établir l’échelle de pH suivante pour les acides et les bases ainsi que pour
certains produits de la vie courante :
pH 0 :
Acide chlorhydrique à 3,65 %
pH 2,3 :
Jus de citron
pH 0,9–1,5 : Acide gastrique (également acide chlorhydrique dilué)
pH 3,1 :
Vinaigre comestible
pH 3,2–4,6 : Légumes macérés dans du vinaigre (cornichons, p. ex.)
pH 4,5 :
Bière
pH 8,3 :
Eau de mer
pH 7 :
pH 8–10 :
pH 12,3 :
pH 14 :
Eau pure
Eau savonneuse
Eau de chaux saturée
Soude caustique à 4,0 %
La détermination du pH d’une eau fournit de premières indications importantes sur
la qualité de l’eau. Le pH permet d’estimer le niveau d’agressivité sur les matériaux
(capacité à les attaquer), mais surtout l’effet sur la faune et la flore dans les cours
d’eau ainsi que dans une station d’épuration.
Les poissons ne peuvent vivre que dans une eau ayant un pH compris dans une
certaine plage. Lorsque le pH de l’eau est à la limite de cette plage (que ce soit vers
le haut ou vers le bas), cela abîme leur peau et leurs branchies. Pour les carpes par
exemple, ces limites se trouvent à 4,5 dans le domaine acide et 10,8 dans le domaine
alcalin. Si les poissons restent dans une eau présentant de tels pH sur une longue
période, ils finissent par mourir. Pour la , cette plage est encore plus restreinte : le pH
doit être compris entre 5,5 et 9,4. La valeur de pH idéale pour les poissons est comprise entre 6,5 et 8. Les canalisations, qu’elles soient en métal ou en béton, sont également fortement attaquées si la valeur du pH est inférieure à 5 ou supérieure à 10.
Il n’y a pas que les acides (p. ex. acides nitrique, sulfurique et chlorhydrique) présents
dans les pluies acides ou dans les sols, ni que les bases (p. ex. l’ammoniac produit
par la décomposition de matières organiques ou l’hydroxyde de sodium provenant
des eaux usées industrielles) qui font baisser ou augmenter la valeur du pH dans
l’eau. Même les sels issus d’acides faibles et de bases fortes (comme le carbonate
de sodium, voir plus haut) ou de bases faibles et d’acides forts (comme le chlorure de
calcium) font augmenter ou diminuer le pH en réagissant avec les molécules de l’eau
au cours de l’hydrolyse décrite précédemment : les chlorures de calcium et de magnéwww.mn-net.com
25
sium diminuent la valeur du pH car ils réagissent de manière acide, tout comme les
sels de fer et d’aluminium des acides sulfurique, chlorhydrique et nitrique qui peuvent
se trouver dans les eaux usées d’usines métallurgiques. Les carbonates de sodium,
potassium, magnésium et calcium réagissent de manière basique. Ils peuvent provenir de roches ou des eaux usées domestiques.
Les eaux « normales » ont un pH compris entre 6,7 et 7,5 environ. Les écarts par
rapport à la valeur 7 sont principalement dus au dioxyde de carbone, comme nous
l’avons expliqué. Sous forme liée, c.-à-d. en tant que carbonate, le dioxyde de carbone augmente la valeur du pH alors qu’il la fait diminuer sous forme libre (acide
carbonique). Les tourbières présentent également des valeurs de pH acides dues
aux acides organiques. Les eaux usées domestiques réagissent souvent de manière
neutre à légèrement basique et les eaux usées industrielles, contenant p. ex. des
résidus sidérurgiques, souvent de manière acide. Les valeurs de pH inférieures à 5
endommageront le béton. Déjà avec un pH de 5,5, le niveau d’épuration biologique
d’une station d’épuration est nul. L’épuration biologique est également gênée à un pH
6, tout comme pour un pH 8. Notre eau potable devrait avoir un pH compris entre 6,5
et 8,5 (9,5 maxi. selon le décret allemand relatif à l’eau potable).
Principe de la réaction
Un mélange spécial d’indicateurs permet d’obtenir une couleur caractéristique pour
chaque valeur de pH.
Interférences
Le rapport favorable entre le volume de l’échantillon et la quantité d’indicateur minimise l’erreur indicatrice (erreur acide-base) et permet une mesure fiable du pH,
même dans les solutions faiblement tamponnées. Une teneur élevée en sels neutres
et colloïdes ainsi que des concentrations en solvants organiques supérieures à 10 %
peuvent fausser les résultats.
Remarque : si un autre domaine de mesure ou des gradations plus précises devaient être nécessaires, nous conseillons d’utiliser les languettes test pH-Fix de
MACHEREY-NAGEL. Ces languettes sont disponibles dans les gradations les plus
diverses. Il y a suffisamment de place dans la mallette pour y ranger un paquet. Vous
trouverez une liste détaillée des gradations disponibles dans notre catalogue ou sur
le site www.mn-net.com.
Indications de danger
DANGER
pH-1 contient de l’éthanol 90–98 %.
La fiche de sécurité peut être téléchargée sur le site www.mn-net.com/MSDS .
26
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