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Préparation de sels, stabilité dans le temps. [74800]

Dan
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45 messages postés


Posté le : 06/01/2011, 16:33 (Lu 13037 fois)
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Bonjour,

Tout d'abord, bonne année, et ce genre de chose.

Voilà mon problème. J'utilise un mélange de sel minéraux, d'une grande marque de produit dans ce domaine (en 3 lettres), pour minéraliser de l'eau osmosée pour mes aquariums. Je ne connais pas exactement la composition de ces sels, j'ai juste une analyse farfelue fournie avec le produit que voici :
Répartitions des ions en % (W/W)
Cations : Ca 45%, Na 31%, K 13.4%, Mg 10.6%
Anions : HCO3 45.4%, SO4 32.6%, Cl 22%

Ce produit se présente sous forme de poudre blanche très fine. J'en ai déjà utilisé 5 boites, aucun soucis jusque maintenant. Mais sur la fin de la 5ème boite, j'ai remarqué que la forme avait changé, au lieu d'une poudre, j'avais une espèce de pâte à sel, comme des flocons. Le produit s'est quand même bien dissous et la vérification des paramètres était valable.

J'ai donc ouvert le paquet suivant (stocké au frais et sec), qui faisait partie du même lot, date limite sur la boite 12/2011. Le sachet était hermétiquement fermé, et les sels transformés exactement de la même façon. Ils sont collant et des cailloux se sont formé. L'ennui, c'est que ces sels, maintenant ne se dissolvent plus dans l'eau osmosée. J'en utilise 1,75 gr pour 10l d'eau. Une partie flotte à la surface, et une autre partie précipite au fond. Ce qui flotte en surface semble se dissoudre si on l'attaque de manière mécanique, en gros quand on l'écrase entre les doigts, mais je crois que ça rejoint le fond ensuite. Mais ce qu'il y a au fond ne se dissout pas en 24h et ne se dissout pas avec un barbotage de CO2 (+/-15 ppm CO2 pendant 8h). J'ai testé l'eau avec les tests classiques, les résultats sont bon, donc ce ne sont pas le calcium, magnésium et HCO3 qui ne sont pas dissout (c'est ce que les tests mesurent). Ca ne se dissout pas plus dans l'eau chaude.

Bien sûr, j'ai demandé au fabriquant ce qu'il en retournait, mais pas de réponse à ce jour. En attendant, je suis un peu bloqué parce que l'eau du robinet ici n'est pas utilisable, c'est une eau à paramètres trop variable.

Auriez-vous une idée de ce qu'il a pu se passer comme transformation ?

Si mes mesures des taux Ca et Mg sont exact dans l'eau, puis-je supposer qu'il est exact aussi pour le potassium ? Dans ce cas là, une simple filtration des "résidus" me permettrait il d'utiliser quand même ces sels en attendant de trouver une solution de remplacement. Ou alors j'ai un risque d'introduire dans le milieu des composés indésirables ? Je pense aux dérivés du souffre. Votre avis sur ce point me semble important.

Sur le même sujet, qu'est ce qui vous semblerait le plus pratique pour atteindre un certain taux de calcium dans de l'eau osmosée, à un taux entre 10 et 50 mg/l Ca ? Sachant que CaCl2 est suspecté de brûler certaines plantes? Quelque chose de facile à doser, pas trop dangereux, facile à trouver, qui se dissout vite ou qui peut être utilisé directement dans l'eau de l'aqua.

Merci de votre attention.

Re: Préparation de sels, stabilité dans le temps. [74802]

ECOLAMI

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Posté le : 06/01/2011, 17:02 (Lu 13035 fois)
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Bonsoir,
Une chose m'étonne: la présence de Calcium et de Sulfate parce que le mélange fournira du Platre ou Sulfate de Calcium. C'est légèrement soluble dans l'eau (1Gr/L à vérifier). Le précipité insoluble est selon toute vraisemblance CaSO4.
Ce qui peut expliquer le caractère collant du vieux sel sont les Chlorures de Magnésium ou Calciumqui sont déliquescents.
Dans ce cas l'incidence est une réduction du Calcium dissous.
Ce serait interessant de savoir s'il y a un complexant métallique dans le mélange pour prévenir la formation immédiate du précipité.


Tri+traitement Produits chimiques 77 (Seine et Marne)

Re: Préparation de sels, stabilité dans le temps. [74804]

Dan
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Posté le : 06/01/2011, 17:43 (Lu 13030 fois)
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Oui, c'est ce que j'avais pensé quand j'ai acheté ma première boite. Je me suis demandé directement sous quelle forme se trouvait le calcium dans le mélange et si je n'allais pas acheter 250 gr de gypse pour le prix de 50 kg au brico du coin. Puis après essai, ce sont les sels qui se dissolvent le plus vite, avec juste un léger précipité, je dirais 0,1% de précipité.

Mais la solubilité de CaSO4 est de 2,x gr/L donc, je suis largement en dessous. Je ne pense pas qu'il y ait de calcium dans le précipité ou très peu.

D'après mes calculs, approximatifs, si les valeurs qu'ils donnent sont exactes, il manque 9,4% de composés inconnu, qui peut être de l'eau ou autre chose. Je suis sûr qu'il y a des métaux annoncés autre fois comme oligo éléments essentiels. Dans le domaine, il y a très peu de transparence.

Je viens juste à l'instant de recevoir une réponse du fabricant qui attribue le phénomène à un résidus d'humidité au moment de l'emballage et qui propose d'échanger le produit. La nature du produit, mis à part sa solubilité n'aurait pas changé... Mais c'est quoi ce précipité alors ?



Re: Préparation de sels, stabilité dans le temps.

maurice
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Posté le : 09/01/2011, 20:13 (Lu 12985 fois)
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Je me suis livré à quelques petits calculs, dont je t'indiques le principe. J'ai supposé disposer d'un kilogramme de cations. J'ai calculé combien de moles de Na. Ca, K et Mg cela correspond, puis à combien de moles de charges positives cela correspond. Cela fait 48.12 moles de charges +. J'ai considéré ensuite qu'il doit y avoir autant de moles de charges négatives.
J'ai ensuite cherché combien de moles donc de grammes de SO4, HCO3, Cl il faudrait prendre pour respecter les proportions massiques d'une part, et le 48.12 moles totales de charges négatives. cela donne un système de 4 équations à 4 inconnues .En combinant tous les résultats, on trouve qu'il faudrait que ta poudre soit formée ainsi :
13.47 mole de NaHCO3
3.43 mole de KHCO3
14.61 mole de CaCl2
3.65 mole de CaSO4
0.30 mole de Ca(HCO3)2
4.36 mole de MgSO4
Si cela t'amuse tu peux refaire les calculs. J'espère que je ne me suis pas trompé
La seule chose qui me déplaît dans ce résultat, c'est que Ca(HCO3)2 n'existe pas à l'état solide !...
Ce problème est un véritable défi, même pour les candidats aux Olympiades internationales de chimie, dont je m'occupe en Suisse. Je me propose de le proposer aux prochaines épreuves de sélection nationales. N'ébruitez pas cette information, svp !


Professeur de chimie de niveau préuniversitaire

Re: Préparation de sels, stabilité dans le temps. [74826]

darrigan
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Posté le : 09/01/2011, 20:36 (Lu 12980 fois)
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Citation : maurice

Ce problème est un véritable défi, même pour les candidats aux Olympiades internationales de chimie, dont je m'occupe en Suisse. Je me propose de le proposer aux prochaines épreuves de sélection nationales. N'ébruitez pas cette information, svp !

Mais Maurice, beaucoup de candidats aux Olympiades passent par ce forum ! Surtout qu'en écrivant "Olympiades Internationale de la chimie", cela va référencer ce sujet dans Google et les candidats ont encore plus de chance de tomber ici Si tu voulais que ça reste confidentiel...

Re: Préparation de sels, stabilité dans le temps. [74830]

Dan
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Posté le : 10/01/2011, 02:35 (Lu 12951 fois)
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Citation : maurice
Je me suis livré à quelques petits calculs, dont je t'indiques le principe. J'ai supposé disposer d'un kilogramme de cations. J'ai calculé combien de moles de Na. Ca, K et Mg cela correspond, puis à combien de moles de charges positives cela correspond. Cela fait 48.12 moles de charges +. J'ai considéré ensuite qu'il doit y avoir autant de moles de charges négatives.
J'ai ensuite cherché combien de moles donc de grammes de SO4, HCO3, Cl il faudrait prendre pour respecter les proportions massiques d'une part, et le 48.12 moles totales de charges négatives. cela donne un système de 4 équations à 4 inconnues .En combinant tous les résultats, on trouve qu'il faudrait que ta poudre soit formée ainsi :
13.47 mole de NaHCO3
3.43 mole de KHCO3
14.61 mole de CaCl2
3.65 mole de CaSO4
0.30 mole de Ca(HCO3)2
4.36 mole de MgSO4
Si cela t'amuse tu peux refaire les calculs. J'espère que je ne me suis pas trompé
La seule chose qui me déplaît dans ce résultat, c'est que Ca(HCO3)2 n'existe pas à l'état solide !...
Ce problème est un véritable défi, même pour les candidats aux Olympiades internationales de chimie, dont je m'occupe en Suisse. Je me propose de le proposer aux prochaines épreuves de sélection nationales. N'ébruitez pas cette information, svp !

Bravo, perso, les olympiades attendront que je digère ça.

Pour commencer j'ai calculé que ça fait donc 4166.7 gr de matière sèche. Sauf qu'il y en a une qui ne peut pas être sêche.

Je pense que la proportion donnée par le fabricant est le résultat dans l'eau (osmosée), donc pour Ca(HCO3)2, il est probablement créé dans l'eau. On part du principe qu'il y a toujours un peu de CO2 dans l'eau (autant que dans l'air). Ce qui peut se faire à partir de Ca(OH)2 Ou CaCO3. Ensuite la dissolution dépend de la disponibilité du CO2, la température de l'eau, etc. Il y a toujours du CO2 dans un aquarium de toute façon, les dernières réactions peuvent se passer là et elles sont rapide. L'hydroxyde, je l'avais éliminé parceque il n'y a pas de trouble de l'eau normalement. Mais la poudre "périmée" par contre, trouble l'eau sous l'effet du CO2, mais il reste tjrs un précipité.

Je doute aussi sur KHCO3 utilisé directement dans le mélange, à cause du prix, même proposition que pour le précédent, on peut partir de K2CO3, moins cher.

Ca lève mes doutes sur les brûlures des feuilles de fougères, c'est bien CaCl2 le coupable.

En tout cas, chapeau, les équations à 4 inconnues le dimanche.

Re: Préparation de sels, stabilité dans le temps. [74838]

Dan
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Posté le : 10/01/2011, 20:09 (Lu 12917 fois)
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Bonsoir,

J'ai introduit ton dosage dans mon calculateur maison, j'ai transformé Ca(HCO3)2 en CaCO3 et KHCO3 en K2CO2. Ca m'a donné comme résultat :
Ca 46,6%, Mg 10,9% K 8,6% Na 33,8%
HCO3 31,9% SO4 14,6% Cl 53,4%

Ca fait beaucoup de Chlorure.

J'ai donc essayé d'ajuster et je suis arrivé à ça en ajoutant un peu de MgCO3 :
Ca 45,0% Mg 10,6% K 13,5% Na 30,9%
HCO3 45,4% SO4 32,6% Cl 22,0%
Avec ce mélange en mole :
4,359995131 MgSO4.7H2O
13,09367932 NaHCO3
5,451432691 CaCl2
2,858073152 K2CO3
11,82606141 CaSO4
0,014232529 MgCO3
1,798437158 CaCO3
4,798683083 CO2

En gr, ça donne des chiffres ronds. Pas trop de soucis de solvabilité dans l'eau jusqu'à un certain point sous l'effet du CO2 mais qui dépasse l'utilisation normale de ce produit en particulier. Sauf erreur de ma part bien sûr.

Ton analyse s'approchait déjà beaucoup plus de la réalité, la mienne reste dans la même optique. En tout cas, ça confirme ce que je pensais, il y a plus de calcium et moins de magnésium que ce que l'on pourrait croire au premier coup d'oeil. Je pensais en gramme pas en mole. Maintenant, ce que me sort ma feuille de calcul donne des résultats valables, somme des cations égale a la somme des anions. Et le composé inconnu est donc probablement les H2O des composés. La formule que je donne correspond pile poil à ce que je mesure en temps normal.

J'ai donc la formule de base pour reminéraliser l'eau.

Une autre question sur le sujet avant que je ne me lance là dedans. Est-il possible de déterminer le pH de la solution finale uniquement par calcul ? Un petit indice pour débuter ?

Merci.

Re: Préparation de sels, stabilité dans le temps. [74828]

maurice
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Posté le : 09/01/2011, 22:36 (Lu 12975 fois)
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Oui, Bien sûr ! C'était quand même un peu une espèce de gag de provocation. Je riais en moi-même en tapant cette "information confidentielle" sur mon clavier.


Professeur de chimie de niveau préuniversitaire

Re: Préparation de sels, stabilité dans le temps. [74867]

Dan
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Posté le : 12/01/2011, 14:11 (Lu 12783 fois)
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Je viens de recevoir le produit de remplacement. Ce que je constate c'est que le produit "périmé" a changé de volume. Il y a dans le nouveau paquet un peu d'air, et dans l'ancien, il n'y en avait plus (comme un emballage sous vide).

La densité a donc changé aussi. Je ne sais pas si ça peut aider.

Mais bon, j'ai de quoi voir venir et la formule en plus.

Re: Préparation de sels, stabilité dans le temps. [74870]

maurice
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Posté le : 12/01/2011, 18:06 (Lu 12775 fois)
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L'analyse de Dan est bien belle. Mais elle a un grand désavantage : elle forme 4.8 mole de CO2. Or CO2 est un gaz. On ne peut pas en trouver dans une poudre, ou en tout cas jamais autant.


Professeur de chimie de niveau préuniversitaire

Re: Préparation de sels, stabilité dans le temps. [74871]

Dan
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Posté le : 12/01/2011, 18:35 (Lu 12773 fois)
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Oui, mais au final, la poudre et le co2 se retrouvent dans de l'eau, faut pas l'oublier. J'ai juste compté le nombre de mole de CO2 nécessaire pour une reaction chimique complète dans l'eau et former les HCO3. L'origine du CO2 dans l'eau peut être diverse. Rien qu'au repos, je mesure entre 6 et 8 ppm CO2 libre dans l'eau osmosée. Et j'ai la même mesure dans l'eau reminéralisée au final. J'injecte aussi du CO2 dans les aquariums (pour les plantes), les habitants et les bactéries en produisent aussi beaucoup.

J'utilise juste l'effet de H2O.CO2 sur les carbonates.

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