Pluies acides, pollution, érosion

Terminale S -Physique Chimie –Enseignement de spécialité LMD
-Mme Blanc
Thème 1 : L’eau
Domaine d’étude : Eau et environnement
Mots-clés :
-Mers ; océans ; climat ; traceurs chimiques.
-Erosion ; dissolution ; concrétion.
-Surveillance et lutte physico-chimique contre les pollutions ; pluies acides.
Activité : Pluies acides, pollution, érosion
Document 1 : Pluies acides
(Diverses vidéos existent sur Youtube)
L’atmosphère, l’hydrosphère, à cause de l’activité volcanique ou de processus biologiques, sont des
réservoirs d’espèces soufrées en particulier le dioxyde de soufre .
L’activité humaine est à l’origine d’une augmentation de polluants atmosphériques, pour la majorité
d’entre eux soufrés (dioxyde de soufre) et azotés (oxydes d’azote) . Ces substances, transportées par
des vents dominants sur de longues distances, retombent sur le sol sous formes de précipitations
diverses (pluies, neige, brouillard…). A l’état naturel, l’eau de pluie est légèrement acide et son pH est
compris entre 5,6 et 6,5 du fait de la présence de dioxyde de carbone. Les pluies acides peuvent dans
certains cas avoir le pH d’un jus de citron ! Les impacts sur notre environnement sont divers :
mortalité accrue de la faune aquatique par acidification des eaux des fleuves, forêts qui dépérissent,
élimination des sols par ruissellement de substances nutritives telles que le calcium ou le magnésium,
dégradation des façades de monuments historiques…
Quelques exemples de pluies « très acides » :
-en 1979, le pH de précipitations tombées en Virginie,
à Wheeling, est mesuré à 1,5
-en 1982, le brouillard à Corona del Mar en Californie a
un pH de 1,7.
Petite expérience de démonstration du phénomène :
A réaliser, avec de l’eau de pluie ou de l’eau d’une rivière : mesurer le pH avant de commencer. Sous
la hotte, faire brûler du soufre dans un creuset et introduire celui-ci dans un flacon de dioxygène. A la

fin de la combustion, verser rapidement l’eau de pluie et mesurer de nouveau le pH. On peut
également utiliser un indicateur coloré (hélianthine) pour faire un rappel sur les zones de virage.
Questions :
1-A quel acide est dû la légère acidité normale d’une eau de pluie ? Ecrire l’équation de dissociation
dans l’eau de cet acide.
2-Quelle serait la concentration d’une solution aqueuse d’acide chlorhydrique pour que son pH soit
égal à celui qui a été mesuré à Wheeling ?
3-La dissolution de dioxyde de soufre dans l’eau produit de l’acide sulfureux
)(32 aq
SOH
qui réagit à
son tour avec l’eau pour formés des ions hydrogénosulfite
)(3 aq
HSO
. Ces derniers conduisent aux ions
sulfite
2)(3 aq
SO
par action de l’eau. Le dioxyde de soufre peut aussi être oxydé en trioxyde de soufre qui
produit de l’acide sulfurique
)(42 aq
SOH
. Ces derniers conduisent à la formation d’ions
hydrogénosulfate
)(4 aq
HSO
par action sur l’eau puis aux ions sulfate
2)(4 aq
SO
. Ecrire toutes les
équations citées dans cette question.
4-L’opération de chaulage (ajout de chaux vive
)(s
CaO
) permet de rétablir le pH d’un lac ou d’une
rivière. Après réaction avec l’eau, la chaux vive donne de la chaux éteinte (
)
)(
2)(  aqaq OHCa
.
Justifier cette opération.
Activité expérimentale : Dosage des ions sulfate présents dans une eau de Contrex par
conductimétrie.
1) Matériel et solutions à disposition :
Burette graduée de 25,0 mL, verrerie diverse, cellule conductimétrique avec GBF, 2 multimètres, eau
de Contrex, solution de chlorure de baryum à 0, 050 mol/L.
2) Transformation mise en jeu :
Il s’agit d’une précipitation entre les ions sulfate et ions baryum
2)(aq
Ba
.Ecrire l’équation modélisant
cette transformation.
3) Justification de l’utilisation d’un montage conductimétrique :
La conductance G (unité : siemens S) est le rapport de l’intensité du courant électrique I (en Ampère
A) sur la tension électrique U (en volt V) : G=I/U
La conductance varie en fonction des ions présents dans la solution ; dans notre cas (l’eau « contrex »),
certains ions sont présents du début du dosage jusqu’à la fin et ne sont donc pas responsables de la
variation de G. C’est le cas de tous les ions présents autre que les ions sulfate (sodium, magnésium,
calcium…)
En revanche, l’action du chlorure de baryum sur les ions sulfate produit un précipité qui
« consomme » des ions baryum et des ions sulfate ; mais dans le même temps, on ajoute des ions
chlorure.
En mesurant la conductance, on va mettre en évidence deux domaines sur le graphe.

4) Dispositif de dosage
-préparer la burette graduée et la remplir avec du chlorure de baryum de concentration C (C=
0,050mol.L-1) ;
-dans un grand bécher, verser 150 mL d’eau déminéralisée avec une éprouvette graduée et un volume
Vo=50,0 mL de contrex, mesuré avec une fiole jaugée de 50,0 mL ;
-placer un barreau aimanté dans le bécher et poser celui-ci sur l’agitateur magnétique ;
-réaliser le montage électrique permettant de mesurer la tension et l’intensité circulant dans la cellule
-introduire, après l’avoir rincée et essuyée, la cellule conductimétrique.
On choisit une fréquence de 100 Hz sur le GBF et une tension d’environ 1,0 V . Les intensités sont
faibles, prendre 4 mA comme calibre.
5) Mesures
On appelle V le volume de chlorure de baryum versé. Procéder par ajout successifs de 1,00 mL de
chlorure de baryum et relever les valeurs de I et de U jusqu’à ce que V=25,0 mL. Présenter les
résultats dans un tableau qui devra également contenir une ligne pour le calcul de la
conductance.
6) Exploitation des mesures
a) faites le graphe : conductance G en fonction du volume V versé sur papier millimétré ;
Echelles : ordonnée : 1 cm pour 0,10 mS
abscisse : 1 cm pour 1 mL
b) comment repérer l’équivalence et quelle est la valeur du volume équivalent versé ?
c) en déduire la quantité d’ions sulfate dosés dans le prélèvement, puis celle qui est présente dans un
litre d’eau minérale ;
d) en déduire la masse d’ions sulfate présente dans un litre d’eau et comparer avec la valeur donnée
sur l’étiquette ?
e) les normes européennes préconisent de ne pas dépasser 250 mg par litre d’eau minérale. Que
peut-on conclure de ce TP ?
Document 2 : Effet d’une augmentation de l’effet de serre
Les océans sont les principaux puits naturels de carbone (piégeant le dioxyde de carbone et participant
ainsi à la régulation climatique en limitant l’effet de serre), assimilé via le plancton, les coraux et les
poissons. Ils absorberaient environ 50 % du carbone émis dans l'air. Mais 50 % environ des coraux des
eaux chaudes semblent malades ou morts ces dernières décennies. Si le niveau de CO2 s'accroît au delà
d'un seuil critique dans l'atmosphère, il augmente l'acidité des eaux marines, créant potentiellement de
désastreux océans acides et provoquant le blanchiment des coraux.

Le dioxyde de carbone de l’atmosphère réagit avec l’eau (couple
)(3)(22 /, aqlHCOOHCO
). L’ion
hydrogénocarbonate formé étant lui-même l’acide du couple
 2)(3
/
)(3 aq
CO
aq
HCO
, il se forme des
ions carbonate. Le dioxyde de carbone dissous et les ions carbonate réagissent ensemble selon un
équilibre chimique.
Les coraux fabriquent leur squelette à partir des ions carbonate et des ions calcium dissous dans l’eau
de mer, selon la réaction suivante :
)(3
2)( 2)(3 saqaq CaCOCaCO  
Ce solide se forme si, dans l’eau de mer :
72 )( 2)(3 10.47,4.  
aqaq CaCO
Question :
Après avoir écrit l’équation de la réaction entre le dioxyde de carbone dissous et les ions carbonate,
discuter de l’effet d’une augmentation trop importante de dioxyde de carbone sur le squelette des
coraux.
Document 3 : Dissolution, érosion, concrétion (à faire à la maison et à présenter à l’oral)
En utilisant le lien suivant, réaliser un exposé ou devront apparaître les mécanismes de dissolution et
érosion des roches calcaires (aboutissant à la formation de cavités ou de reliefs particuliers), ainsi que
les processus de formations de diverses concrétions.
http://www.geowiki.fr/index.php?title=Relief_karstique#Processus_chimique_de_dissolution_d
e_la_roche_par_l.E2.80.99eau