TP - Etude d-une eau

TP : Etude d’une eau
I. L’eau des sources pétrifiantes du quartier de Saint-Alyre
« Les sources pétrifiantes qui arrosent le quartier Saint-Alyre ont fait jaillir au cours des siècles d’étonnants
phénomènes comme ce pont naturel qui suscita une si grande curiosité. »
« Puis l’homme, ayant compris le processus de formation, décida de l’utiliser pour recouvrir des objets... Au fil des
décennies, un métier d’art original a été mis au point. En 1665, Fléchier écrit, dans Mémoires sur les Grands Jours
d’Auvergne : "Les feuilles et les bâtons qui tombent par hasard ou que l’on jette exprès dans cette eau, durcissent
insensiblement et se couvrent d’une écorce…"….
En 1734, Chomel, dans son Traité des eaux minérales, évoque "des grappes de raisin, des tiges de bouillon-blanc et
d’autres plantes pétrifiées". Il restait à aménager les fontaines pour favoriser le dépôt, ce que s’empresse de réaliser
le sieur Clémentel, propriétaire de l’ensemble des sources. Un petit artisanat d’art apparaît qui ne va cesser de se
perfectionner. Aux environs de 1830, la propriété se partage par héritage en deux, séparant la fontaine des grottes
du Pérou (peïrou, en auvergnat, signifie la pierre) de celle du Pont naturel utilisée en source thermale….
Le principe ? Lors de l’arrivée de l’eau à l’air libre, le carbonate se précipite sous forme de cristaux aux grains
grossiers puis de plus en plus fins. À partir de ces observations, des installations, bassins et échelles sont construits
et un long travail de patience, de recherche et d’essais sont mis en œuvre pour obtenir des résultats de plus en plus
artistiques…. »
Extrait du site : http://www.clermont-ferrand.fr/La-fontaine-petrifiante-des.html
Par suite de dissolution du dioxyde de carbone atmosphérique, l’eau de pluie est naturellement acide. L’eau en
s’infiltrant dans les roches calcaires, solubilise le calcaire, essentiellement formé de carbonate de calcium. Il se forme
alors des ions calcium et hydrogénocarbonates, espèces hydrosolubles.
1.1. Compléter l’équation chimique suivante:
CaCO3(s) + CO2, H2O (aq) = …
1.2. Identifier les couples acide/base mis en jeu.
Lorsque l’eau subit des modifications (augmentation de la température, perte de CO2, ….), il y a précipitation du
carbonate de calcium.
L’eau de Saint-Alyre contient de nombreux ions et nous allons nous intéresser à certains d’entre eux : les ions calcium
et les ions sulfate.
II. Dosage des ions calcium par l’EDTA
On souhaite déterminer la concentration en ions calcium de l’eau en utilisant une réaction de complexation avec la
solution d’EDTA disodique (Ethylène Diamine Tétra Acétique). L’EDTA disodique est un solide blanc soluble dans
24l’eau. Pour des raisons de commodité, on écrit H2Y pour une forme acide de la solution d’EDTA et Y pour sa forme
4la plus basique. L’ion Y donne avec de nombreux cations des ions très stables, mais généralement incolores. Le
repérage de l’équivalence nécessite donc l’utilisation d’un indicateur de fin de réaction, le réactif de Patton et Reeder,
noté Ind. En solution aqueuse, Ind est bleu.
En milieu basique, l’équation de la réaction qui intervient dans le dosage s’écrit :
2+
42Ca (aq) + Y (aq) = [CaY(aq)] (aq).
1. Test préliminaire
-1
- Verser dans un tube à essai 1 mL de solution de chlorure de calcium, 1 mL de solution de soude à 0,1 mol. L et
2+
très peu de réactif de Patton et Reader. Il se forme le complexe [Mg(Ind)] . Quelle est sa couleur ?
- Ajouter ensuite 2 mL de la solution d’EDTA disodique. Quelle couleur prend la solution ? Que s’est-il passé ? Quel
est l’ion complexe le plus stable ? Conserver ce tube comme témoin.
- Expliquer en quoi ce test permet de doser les ions calcium.
2. Dosage
- Prélever à l’aide d’une pipette jaugée 5 mL de la solution de l’eau à étudier et la verser dans un becher ; ajouter 5
-1
mL de solution de soude à 0,1 mol. L et un peu de réactif de Patton et Reeder. Placer le becher sous agitation
magnétique.
-1
- Remplir la burette avec la solution d’EDTA disodique à 0,010 mol. L .
- Verser la solution d’EDTA jusqu’à ce que la solution vire du rouge au bleu.
- Réaliser deux dosages concordants. Relever le volume équivalent VE1.
3. Exploitation
Calculer la concentration molaire en ions calcium de l’eau étudiée. Conclure sur la dureté de cette eau.
III. Dosage des ions sulfate par une solution d’acétate de baryum
La réaction entre les ions sulfate et les ions baryum est une réaction de précipitation ; elle met en jeu des ions dont la
concentration fluctue au cours de la réaction. La réaction sera suivie en mesurant la conductivité de la solution.
1. Montage
- A l’aide d’une fiole jaugée, prélever un volume V = 100 mL d’eau et les verser dans un becher. Ajouter dans le
bécher 200 mL environ d’eau distillée mesurés à l’éprouvette graduée.
-1
- Préparer la burette graduée avec la solution d’acétate de baryum de concentration molaire c = 0,10 mol. L .
- Disposer la cellule du conductimètre non étalonné dans le bécher. Prévoir l’agitation du contenu du bécher.
- Agencer le dispositif de titrage et d’agitation du contenu du bécher.
- Si l’on ne dispose pas de conductimètre, les eaux prélevées seront versées dans un électrolyseur dont les
électrodes seront immergées. On placera un ampèremètre dans le circuit (Calibre : 2 A) ainsi qu’un générateur de
tension utilisé en régime sinusoïdal (6 V) afin d’éviter la polarisation des électrodes. La tension sera maintenue
constante. L’agitation se fera avec une tige de verre.
- Relever la valeur de la conductivité σ (ou de l’intensité I) du mélange réactionnel en versant mL par mL un volume V
de réactif titrant jusqu’à un volume total ajouté de 30,0 mL. Consigner les mesures dans un tableau.
- Tracer le graphe représentant σ (ou I) en fonction de V.
2. Exploitation du titrage
2.1. Justifier l’ajout d’une grande quantité d’eau distillée.
2.2. Comment évoluent les concentrations molaires des ions sulfate, baryum, acétate avant et après l’équivalence ?
2.3. Justifier l’allure du graphe obtenu.
2
On donne, dans les conditions de l’expérience, les conductivités molaires ioniques en mS.m .mol−1des ions suivants :
2−
2+
−
λ (SO4 ) = 16,0 ; λ (Ba ) = 12,7 et λ (CH3COO ) = 4,1.
On rappelle que l’expression de la conductivité σ d’une solution contenant n ions Xi monochargés différents, dont la
concentration molaire effective est [Xi] et dont la conductivité molaire ionique est λi s’écrit :
2.4. Comment déterminer le volume VE2 ? Donner sa valeur.
2.5. Ecrire l’équation de la réaction du dosage réalisé. En déduire la concentration en ions sulfate de l’eau étudiée.
2.6. Rechercher la valeur de la teneur maximale admise en ions sulfate pour une eau potable. Conclure.