Chimie des eaux naturelles : principes de géochimie des eaux

Auteur(s) :

Michard, Gil Découvrir l'auteur

Résumé

Reprend des cours professés en fin de premier cycle d'études en environnement, en maîtrise et en DEA de géochimie. La première partie est consacrée aux équilibres chimiques. Les autres parties présentent des exemples de systèmes aquatiques naturels. Exercices corrigés.

Éditeur(s)
- Publisud
Date
- 2002
Notes
- Index
Langues
- Français
Description matérielle
- 461 p. ; 24 x 16 cm
Collections
- Sciences et techniques
Sujet(s)
ISBN
- 2-86600-890-1
Indice
- 552.0 Géochimie
Quatrième de couverture
- L'eau est le principal réactif utilisé dans cette grande usine chimique qu'est la terre.
  Les eaux naturelles constituent un immense champ d'application de la théorie des équilibres en solution aqueuse. Beaucoup de réactions en milieu naturel atteignent l'équilibre, en particulier les réactions acide-base, dont on montrera l'importance dominante. Une grande partie de cet ouvrage est destinée à montrer comment les notions d'équilibre introduites en chimie des solutions peuvent être étendues et former la base de la géochimie des eaux.
  La connaissance des équilibres permet aussi de mettre en évidence l'existence de déséquilibres en particulier pour les réactions avec changement de phase (transfert entre eau et atmosphère, dissolution et formation des minéraux des roches) et pour les réactions d'oxydo-réduction, qui dans la nature sont en relation étroite avec les processus biologiques. Ces réactions doivent être abordées sous l'angle cinétique mais les résultats des études cinétiques de laboratoire s'appliquent mal aux milieux naturels. On présentera quelques exemples d'étude de cinétique globale de systèmes aqueux naturels utilisant comme chronomètre des isotopes radioactifs.
  L'étude de quelques systèmes aquatiques naturels : eaux thermales, lacs et océans donne l'occasion d'appliquer les connaissances théoriques développées dans les premiers chapitres.
  L'ouvrage est principalement destiné aux étudiants de Licence et de Maîtrise de Sciences de la Terre, de Chimie et d'Etude en Environnement. La théorie est limitée à l'indispensable, les traitements graphiques sont fortement développés et des exercices, avec corrigés détaillés, devraient entraîner à la résolution des problèmes pratiques. Le livre peut également être utile pour rappeler les principes de base aux chercheurs et ingénieurs travaillant dans le vaste domaine des Sciences de l'Eau, domaine dont l'importance ne fera que croître.
Tables des matières
- - Chimie des eaux naturelles
  - Principes de Géochimie des Eaux
  - Gil Michard
  - Editions Publisud
  - Introduction : L'eau sur la terre1
  - 1 : L'eau. (Propriétés physiques et réactions en solution)5
  - I. Propriétés physiques de l'eau6
  - 1. Tension de vapeur de l'eau6
  - 2. Masse volumique de l'eau7
  - 3. Capacité calorifique9
  - 4. Constante diélectrique10
  - II. Isotopes de l'hydrogène et de l'oxygène11
  - 1. Fractionnement isotopique11
  - 2. Fractionnement des isotopes dans le cycle de l'eau13
  - A. la notation Delta13
  - 3. Le tritium16
  - III. Concentrations des espèces dissoutes17
  - IV. Classification des réactions en solution aqueuse23
  - V. Loi d'action de masse25
  - 1. Expression25
  - B. Potentiel chimique28
  - 2. Calcul de la constante K à 25°C 1 atm30
  - 3. Calcul de la constante K à toute température31
  - 4. Calcul de la constante K à toute température et toute pression33
  - VI. Codes de calcul en géochimie des eaux34
  - Corrigés38
  - 2 : Réactions acide-base41
  - I. Théorie des équilibres acide-base42
  - 1. Définitions42
  - C. Coefficients d'activité45
  - 2. Rappels sur les calculs de pH47
  - 3. Pouvoir tampon66
  - II. Applications aux eaux naturelles66
  - 1. Recherche des couples actifs66
  - 2. Notion de réserve alcaline70
  - 3. Systèmes actifs72
  - III. Etude des propriétés acido-basiques d'une eau naturelle79
  - 1. Quelles mesures faut-il faire ?80
  - 2. Erreur faite sur l'estimation du pH à partir de Sigma CO2 et RB84
  - 3. Détermination des paramètres acido-basiques dans un fluide qui ne peut être atteint qu'après une modification de température et/ou de pression85
  - 4. Mélanges87
  - Corrigés90
  - 3 : Echangés de gaz entre air et eau95
  - I. Propriétés thermodynamiques des gaz96
  - 1. Gaz unique96
  - 2. Mélanges de gaz97
  - II. Equilibre d'un gaz entre phase gazeuse et phase aqueuse99
  - 1. Loi de Henry99
  - 2. Partage à l'équilibre102
  - 3. Mélanges d'eaux104
  - 4. Mise en évidence des déséquilibres105
  - 5. Cinétique de transfert106
  - III. Application aux échanges entre eau et atmosphère107
  - 1. Composition de l'atmosphère107
  - 2. Gaz inertes108
  - 3. Le système carbonate à l'équilibre avec l'atmosphère112
  - Corrigés122
  - 4 : Dissolution-précipitation127
  - I. Produit de solubilité128
  - II. Degré de saturation d'une solution vis-à-vis d'un minéral129
  - 1. 1° exemple : saturation vis-à-vis de la barytine BaSO4129
  - 2. 2° exemple : saturation vis-à-vis de la calcite CaCO3131
  - 3. Fontaines pétrifiantes131
  - 4. Saturation de l'océan vis-à-vis de CaCO3134
  - III. Composition d'une eau à l'équilibre avec un minéral "inactif", la célestite139
  - 1. Dissolution dans l'eau pure139
  - 2. Eaux contenant d'autres ions que Sr et SO4140
  - 3. Eaux contenant SO42-140
  - IV. Composition d'une eau à l'équilibre avec la calcite141
  - 1. Solubilité dans l'eau pure sous une pression de CO2 fixée141
  - 2. Solubilité dans l'eau pure144
  - 3. Solubilité dans l'eau équilibrée avec l'atmosphère puis isolée de l'atmosphère avant de s'équilibrer avec la calcite146
  - 4. Solubilité dans une eau de composition donnée, en équilibre avec une p(CO2) fixée147
  - 5. Interdépendance pH et précipitation dissolution149
  - V. Solubilité des hydroxydes et des oxydes151
  - 1. Cas général152
  - 2. Solubilité de l'hydroxyde de fer (III)153
  - 3. Solubilité de l'hydroxyde d'aluminium154
  - 4. Solubilité de la silice156
  - VI. Influence de la nature du solide sur la solubilité158
  - 1. Polymorphisme158
  - 2. Influence de la dimension des particules de solide159
  - VII. Coexistence de plusieurs phases solides161
  - 1. Système Fe(II), CO2, H2O162
  - 2. Silicates magnésiens165
  - Corrigés169
  - 5 : Complexes171
  - I. Généralités, définitions172
  - 1. Généralités172
  - 2. Représentations graphiques175
  - II. Spéciation des éléments en trace181
  - 1. Diagramme de prédominance des complexes chlorures et hydroxydes du mercure171
  - 2. Diagramme de rapports d'activité du système Hg2+ Cl- S2-183
  - 3. Complexation par les coordinats organiques186
  - III. Complexes et solubilité188
  - 1. Influence de la complexation par les fluorures sur la solubilité de l'aluminium189
  - 2. Solubilité de l'hydroxyde de fer (III) en présence de complexants organiques195
  - IV. Association des ions majeurs dans les solutions concentrées197
  - 1. Hypothèse des paires d'ions197
  - 2. Modèle de l'association ionique201
  - D. Formules de Pitzer203
  - 3. Méthode du milieu ionique constant203
  - V. Compétition entre éléments majeurs et éléments traces dans les processus de complexation204
  - 1. Compétition Ca Cd2+ vis-à-vis de l'EDTA204
  - 2. Compétition entre un élément peu soluble et élément en trace205
  - VI. Méthodes d'études propriétés complexantes des eaux naturelles205
  - Corrigés210
  - 6 : Oxydo-réduction213
  - I. Notions générales215
  - 1. Stoechiométrie des réactions redox215
  - 2. Propriétés redox de l'eau218
  - 3. Notion de pe219
  - 4. Potentiel d'électrode220
  - 5. Pouvoir tampon221
  - II. Diagrammes pe-pH221
  - 1. Stabilité de l'eau222
  - 2. Diagramme pe-pH du fer223
  - 3. Influence de la formation de complexes226
  - 4. Introduction d'autres éléments dans le diagramme pe-pH d'un élément230
  - 5. Emploi des diagrammes pe-pH234
  - III. Calculs de pe235
  - 1. Equilibres redox de l'eau236
  - 2. Valeurs du pe lors de la titration de Fe2+ par Ce4+237
  - IV. Couples actifs dans les eaux naturelles240
  - 1. Couple eau-oxygène241
  - 2. Le carbone242
  - 3. Le soufre243
  - 4. Les couples redox de l'azote245
  - 5. Le couple carbonate ferreux-hydroxyde ferrique247
  - 6. Vue d'ensemble248
  - V. Mise en évidence du non-équilibre redox249
  - 1. Milieux aérés249
  - 2. Eaux naturelles riches en fer250
  - 3. Milieux réducteurs251
  - 4. Signification des potentiels mesurés dans les eaux naturelles252
  - 5. Cinétique des réactions redox254
  - 6. Réactions redox et photochimie256
  - VI. Méthodes d'approche des réactions redox en milieu naturel257
  - 1. Prévision des réactions258
  - 2. Modèles d'équilibre partiel258
  - 3. La séquence redox260
  - 4. Evaluation in situ de la cinétique de réduction par la matière organique263
  - E. Déséquilibre radioactif265
  - Corrigés268
  - 7 : Entraînement des éléments traces275
  - I. Equilibre entre une solution solide et une solution aqueuse277
  - 1. Coefficient de partage277
  - F. Coefficient d'activité d'un constituant d'une solution solide279
  - 2. Représentation graphique280
  - 3. Bilan des réactions de coprécipitation-codissolution283
  - 4. Influence de l'immobilité des ions dans le solide286
  - II. Echange d'ions294
  - 1. Echangeurs d'ions294
  - 2. Thermodynamique de l'échange d'ions295
  - 3. Représentation graphique des équilibres d'échange d'ions296
  - 4. Exemples d'application aux systèmes naturels298
  - III. Adsorption à la surface des solides299
  - 1. Propriétés de surface des oxydes300
  - 2. Détermination expérimentale des propriétés de surface de Gamma Al2O3302
  - 3. Adsorption du plomb sur l'hydroxyde d'aluminium304
  - 4. Autres exemples306
  - 5. Influence sur la cinétique de dissolution..308
  - Corrigés310
  - 8 : Eaux geothermales313
  - I. Alumino-silicates ; systèmes à 3 composants314
  - 1. Les alumino-silicates314
  - 2. Diagrammes de composition et diagrammes d'activité314
  - 3. Construction des diagramme de Korjinski316
  - 4. Utilisation des diagramme de Korjinski322
  - II. Composition d'une solution à l'équilibre avec une association minérale : systèmes à 3 constituants324
  - 1. Equilibre à 100°C avec quartz-kaolinite-albite. Eau initialement pure324
  - 2. Idem solution initiale : HCl 10-2 M327
  - 3. Idem solution initiale : NaCl 10-2 M328
  - 4. Elément mobile ou élément contrôle329
  - 5. Autres associations minérales dans le système Si, Al, Na330
  - III. Composition d'une solution à l'équilibre avec une association minérale. Généralisation330
  - 1. Association minérale complète330
  - G. Règle des phases331
  - 2. Recristallisation isochimique333
  - 3. Ecriture des réactions entre minéraux335
  - 4. Influence des ions mobiles339
  - 5. Influence comparée de la température et de la nature du tampon minéralogique342
  - IV. Evolution d'une eau au contact d'alumino-silicates345
  - 1. Méthode de calcul345
  - 2. Refroidissement d'une eau géothermale346
  - 3. Altération des roches alumino-silicatées347
  - V. Applications de l'équilibre eau-associations minérales349
  - 1. Composition des eaux thermales des terrains magmatiques349
  - 2. Prospection géothermique351
  - 3. Stockage de déchets355
  - Corrigés358
  - 9 : Les lacs363
  - I. Température. Stratification thermique364
  - 1. Masse volumique de l'eau364
  - 2. Evolution thermique saisonnière366
  - 3. Processus de transport des éléments dissous368
  - II. Photosynthèse-respiration et stratification chimique371
  - 1. Lacs oligotrophes372
  - 2. Lacs eutrophes373
  - 3. Evolution saisonnière375
  - 4. Influence sur les équilibres acide-base376
  - III. Evolution saisonnière des concentrations d'éléments sensibles au redox380
  - 1. Oxygène381
  - 2. Formes de l'azote382
  - 3. Manganèse383
  - 4. Fer384
  - 5. Sulfates385
  - 6. Phosphore386
  - 7. Silice387
  - 8. Micronutriments388
  - IV Evolution saisonnière du caractère acido-basique389
  - 1. Lacs des régions granitiques ou basaltiques389
  - 2. Lacs carbonatés391
  - V. Exemples d'études géochimiques de lacs393
  - 1. Prélèvements et mesures393
  - 2. Bilan annuel des apports/départs dans un lac eutrophe395
  - 3. Estimation des vitesses de réactions397
  - Corrigés403
  - 10 : Les océans407
  - I. Les éléments dissous dans l'eau de mer408
  - 1. Eléments majeurs. Salinité408
  - 2. Les nutriments409
  - 3. Eléments peu solubles412
  - II. Eléments conservatifs et thermodynamique de la solution eau de mer413
  - 1. Méthode du milieu ionique constant413
  - 2. Le milieu ionique marin414
  - 3. Echelles de pH417
  - 4. Détermination des constantes d'acidité419
  - 5. Tampons marins420
  - 6. Indicateurs colorés421
  - 7. Paléo pH423
  - 8. Autres constantes424
  - 9. Influence de la pression425
  - III. Les nutriments comme traceurs de la circulation océanique425
  - 1. Composition chimique du plancton marin426
  - 2. Evolution de la composition de l'eau le long d'une isopycnale426
  - 3. Les nutriments et la circulation océanique429
  - IV. Un modèle simple d'océan431
  - 1. Présentation du modèle en 2 couches431
  - 2. Détermination du volume d'eau échangé annuellement431
  - 3. Modèle simple de comportement des nutriments433
  - 4. Bilan du carbone436
  - 5. Bilan des éléments conservatifs439
  - Corrigé443
  - Appendices445
  - Données thermodynamiques446
  - Coefficient A de Debye - Hückel459
  - Coefficients de Pitzer460
  - Index463
Origine de la notice:
- Electre