Transcript Eau 03 : Erosion, dissolution et concrétion

Eau 03 : Erosion, dissolution et concrétion
Doc.1 : Description générale de l'érosion
L’érosion est un phénomène naturel qui se manifeste par la progressive dégradation des roches. L’érosion peut résulter
de l’action, parfois conjuguée, de plusieurs effets, comme :
• Effets mécaniques : le matériau est usé par des chocs répétés avec des grains de matière charriés par les vents (érosion
éolienne). Aussi, cela peut concerner l’action mécanique de l’eau, par les vagues, les eaux de ruissellement, ou sous la
forme de forces de pression et frottements avec l’avance de glaciers.
• Effets thermiques : le matériau subit de fortes variations de températures, ce qui entraine une alternance de
dilatation/compression, d’où l’apparition de fissures. D’autre part, l’action du gel conduit à faire éclater la roche, via
l’augmentation de volume de l’eau infiltrée.
• Effets chimiques : des espèces chimiques (eau, acides) vont dissoudre le matériau.
• Effets biologiques : les racines d’arbres peuvent à la longue s’infiltrer dans les roches, ce qui fragilise ces matériaux. Des
microorganismes peuvent s’attaquer à la roche.
L’eau a un rôle important dans les phénomènes d’érosion. Elle agit selon une action mécanique et chimique. L’action
chimique est notamment renforcée par le CO2 atmosphérique dissous qui confère à l’eau de pluie des propriétés acides. De
plus, l’eau emporte avec elle les espèces chimiques résultant de la dissolution.
Exemple :
La dissolution des carbonates (calcaire, craie, marbre, travertin…).
Dans un premier temps, l’eau (de pluie) va se charger de dioxyde de carbone (CO 2). Celui-ci provient en partie de
l’atmosphère mais majoritairement du dioxyde de carbone contenu dans le sol et qui, lui, est d’origine biogénique
(respiration des êtres vivants ou décomposition de la matière organique).
La réaction chimique est la suivante :
CO2 + H2O → H2CO3 (acide carbonique)
Cet acide carbonique va se dissocier en présence d’eau :
H2CO3 + H2O → HCO3- + H3O+
Si l’eau pure (pH=7) ne peut dissoudre que 15 mg de calcaire par litre, cette eau acide (pH=6 environ) peut en dissoudre
jusqu’à 60 à 80 mg par litre après traversée dans l’atmosphère et jusqu’à 200 mg par litre grâce au dioxyde de carbone issu
de l’activité biologique du sol.
Dans le cas du calcaire, le carbonate de calcium (CaCO 3) sera donc attaqué par l’ion acide selon cette réaction :
CaCO3 + H3O+ → Ca2+ + HCO3- + H2O
L’ion calcium passe ainsi en solution sous forme d’hydrogénocarbonate de calcium (Ca 2+ + 2HCO3-) qui pourra être
transporté par l’eau.
Doc.2 : Sels des chimistes et dissolution
En chimie, un sel est un composé ionique formé par un réseau cristallin composé de cations et d'anions et de charge globale
nulle.
Les sels sont plus ou moins solubles dans l’eau. Ils forment alors des électrolytes, solutions qui laissent passer le courant
électrique, car les ions sont libres de se déplacer après la destruction du réseau cristallin par l’eau. Pour montrer cette
différence, on écrit, par exemple :
- Formule du chlorure de sodium solide : NaCl
- Formule d’une solution aqueuse de chlorure de sodium : (Na+ + Cl-)
Versons régulièrement du chlorure de sodium solide dans un bécher rempli d’eau.
Qu'observe-t-on?
Au départ, on observe la dissolution du solide puis à partir d'une certaine masse de
solide versé, la dissolution n'est plus possible. La solution est dite saturée.
Cette limite porte le nom de solubilité (Exemple : la solubilité de NaCl dans l’eau
à 20°C est d’environ 358 g.L-1)
La solubilité, notée s, dans l'eau d'un solide comme la quantité de matière de
solide que l'on peut dissoudre dans un litre d'eau. Elle s’exprime en g.L-1 ou
mol.L-1.
Espèce chimique peu soluble quand s < 10 -2 mol.L-1.
En générale, la solubilité augmente avec la température (exemple NaCl) et
diminue avec le pH (exemple CaCO3, s est exprimé en mol/L).
Dans une solution saturée, on a donc le solide et les ions libres. On parle alors
d’équilibre chimique, entre les trois espèces, représenté par l’équation : NaCl(s) =
Na+(aq) + Cl-(aq)
Le produit de solubilité du chlorure de sodium est défini par :
Ks = [Na+]eq.[Cl-]eq
avec :
- les concentrations, en mol.L-1
-Ks n'a pas d'unité et ne dépend que de la température.
Autre exemple : Equilibre entre l'hydroxyde d’aluminium solide et les ions hydroxydes et les ions aluminium :
Al(OH)3 (s) = Al3+(aq) + 3 HO-(aq)
Le produit de solubilité de Al(OH)3 est donc :
Ks = [Al3+]eq.[HO-]eq3
Exemples de produits de solubilité à 20°C :
Relation entre s et Ks :
Soit s la solubilité de Al(OH)3 .
Al(OH)3 (s) =
Al3+(aq) +
3 HO -(aq)
s
s
3s
Donc à l’équilibre, on a : [Al3+]=s et [HO-]= 3s.
Composé
hydroxyde d'aluminium
chlorure d'argent
carbonate de baryum
hydroxyde de calcium
sulfate de calcium
hydroxyde de cuivre(II)
Sulfate de cuivre (II)
carbonate de magnésium
hydroxyde de magnésium
Formule
Al(OH)3
AgCl
BaCO3
Ca(OH)2
CaSO4
Cu(OH)2
CuSO4
MgCO3
Mg(OH)2
Ks
3 10 -34
1,82 10-10
5 10 -9
6,5 10 -6
2,4 10 -5
4,8 10 -20
1,7 10 -7
3,5 10 -8
7,1 10 -12
D’où : Ks= [Al3+]eq.[HO-]eq3=(s).(3s)3
Ks
(s en mol.L-1 et Ks sans unité)
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Doc.3 : La formation des concrétions
Soit Ks=9s4 ou s 
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Durant son passage dans les fissures de la roche, l’eau se charge progressivement en gaz et en calcaire dissous : la roche
carbonatée est lentement dissoute par réaction acido-basique avec le dioxyde de carbone contenu dans l'eau . Lorsqu’elle
arrive dans une cavité plus importante, l’eau se dégaze du fait du changement des conditions physico-chimiques (baisse de
pression, changement de température…) : elle est donc moins acide.
Le calcaire dissout peut donc recristalliser (précipiter) en stalactite selon deux processus :
1. par dégazage du gaz carbonique et par précipitation de l'hydrogénocarbonate de calcium (Ca(HCO3)2), lequel sèche et se
cristallise en calcite (carbonate de calcium : CaCO3).
2. par évaporation et dépôt : l’eau s’évapore et la calcite se cristallise naturellement formant peu à peu une concrétion.
Ce dépôt entraîne la formation de concrétions très variées :
L’écoulement goutte à goutte, très fréquent, façonne la stalactite au plafond et à sa verticale la stalagmite, sur le plancher
des galeries et des salles.
Lorsqu’une stalactite rejoint la stalagmite née au dessous d’elle, on obtient une colonne.
Questions :
1- Ecrire l’équation de dissolution du carbonate de magnésium.
2- Donner les formules du sulfate d’aluminium solide et de sa solution.
3- Exprimer puis calculer le produit de solubilité de NaCl.
4- Quelle est la solubilité, en mol.L-1, de NaCl à 60°C ?
5- Comparer les solubilités de l’hydroxyde de cuivre et du sulfate de cuivre.
6- Déterminer la solubilité du carbonate de calcium à pH=6 et pH=7.
7- Expliquer les deux processus qui conduisent à la formation des concrétions.
8- On considère une solution de NaCl, à 60°C, de concentration C=360 g.L-1.
a- S’agit-il d’une solution saturée ?
b- Décrire, quantitativement, ce qui se passe lorsque la solution est refroidi à 20°C.
9- On prend, à 20°C, une solution d’eau de mer (assimilée à une solution de NaCl de concentration C=35 g.L -1). Décrire,
quantitativement, ce qui se passe lorsqu’on enlève (par évaporation) 95% du volume d’eau.