Chapitre 1 : Chimie des eaux naturelles PDF

Chapitre 1 : Rappels en chimie des milieux aquatiques 1.1. Introduction Ce chapitre nous permet de donner un aperçu sur les principaux concepts chimiques des solutions aqueuses, et de comprendre l’ensemble des processus physico-chimiques entrant en jeu dans l’acquisition de la minéralisation des e...

Chapitre 1 : Rappels en chimie des milieux aquatiques 1.1. Introduction Ce chapitre nous permet de donner un aperçu sur les principaux concepts chimiques des solutions aqueuses, et de comprendre l’ensemble des processus physico-chimiques entrant en jeu dans l’acquisition de la minéralisation des eaux. Les processus géochimiques impliqués dans ces réactions sont complexes, mais dépendent significativement de la solubilité de ces minéraux, de leur chimie de surface et des cinétiques de dissolution et de précipitation (ATTIA, 2005). Elles concernent les réactions de dissolution-précipitation, adsorption- désorption, échanges cationiques, réactions d'oxydo-réduction (SIGG et al., 2000). La solubilité, des minéraux dans les eaux naturelles dépend principalement de la température et de la composition chimique initiale de l'eau. Les éléments mis en solution peuvent alors se trouver sous forme d'ions simples, d'ions complexes ou réagir entre eux pour former par précipitation d'autres minéraux (APPELO et POSTAMA, 2005). Les ions simples sont par exemple Na+, K+, H+, Ca2+, Mg2+, Fe3+, Al3+, Cl-, SO42-, HCO3-, CO32-, etc. Les ions complexes sont représentés par des combinaisons entre ces différents ions simples. Les coexistences des différentes espèces ioniques en solution dans l'eau ainsi que la possibilité de formation de minéraux sont dues à des phénomènes réversibles qui permettent d'appliquer différentes lois thermodynamiques (SIGG et al., 2000, APPELO et POSTAMA, 2005). 1.2. Principes chimiques généraux 1.2.1. La concentration d’une solution Pour étudier les propriétés physiques des solutions, il nous faudra utiliser plusieurs unités de concentration. Dans la section suivante, nous présentons ces unités et les formules qui leur sont associées. 1.2.1.1. Concentration molaire ou molarité (CM) La molarité ou concentration molaire d'une solution est le nombre de moles d'un soluté contenu dans l'unité de volume de la solution (HILL et al., 2008). Elle est exprimée habituellement en mole par litre (mol.L-1). (1.1) n : Nombre de mole de soluté (mol) V : volume de solution (litre) 1.2.1.2. La molalité (Cm) La molalité d’une solution est le nombre de moles de soluté par kilogramme de solvant (et non de solution) (HILL et al., 2008). 1 PREMIERE PARTIE CHIMIE DES EAUX (1.2) n: Nombre de mole de soluté (mol) m: Masse du solvant (kg) Remarque : Dans le cas des solutions aqueuses suffisamment diluées, la molarité et la molalité sont numériquement égales (CM = Cm) (HILL et al., 2008). En effet dans ces conditions, la masse d’un litre d’une solution est pratiquement égale à la masse d’un litre d’eau (1kg). 1.2.2. Unités utilisées en chimie des solutions Les unités dans lesquelles sont exprimées les quantités de chaque élément sont différentes selon les paramètres que l’on veut prendre en compte. Les unités les plus rencontrées en chimie des eaux sont les milligrammes par litre (mg/L), les millimoles par litre (mmol/L), les milliéquivalents par litre (meq/L), les parties par million (ppm), les parties par milliard (ppb), et les parties par billion (ppt) (HILL et al., 2008). 1.2.2.1. Équivalent chimique On peut définir l’équivalent comme la masse d’un corps mettant en œuvre une seule charge positive et une seule charge négative. Milliéquivalent c’est une unité utilisée par les chimistes pour la concentration des ions (meq/L). (1.3) Exemple : Le tableau 2 présente la composition chimique d’un échantillon d’eau souterraine, Calculer les concentrations des éléments chimiques majeurs en méq/L 1. Calcul des concentrations des cations majeurs :  [Ca2+]=124/20= 6,2 méq/L  [Mg2+]=31/12,1= 2,56 méq/L  [Na+]= 106/22,96= 4,62 méq/L 2. Calcul des Concentrations des anions majeurs :  [SO42-]=54/48= 1,12 méq/L  [Cl-]=235/35.45= 6,63 méq/L  [CO32-]= 171/30= 5,70 méq/L 2 PREMIERE PARTIE CHIMIE DES EAUX Tableau 1. Masses atomiques, valence et équivalent chimique des principaux ions chimiques Élément chimique Masse Valence Équivalent atomique chimique 2+ Calcium : Ca 40,08 2+ 20 Magnésium : Mg2+ 24,31 2+ 12,1 Sodium : Na+ 22,96 1+ 22,96 Potassium : K+ 39,10 1+ 39,1 Chlorure : Cl- 35,45 1- 35.45 Sulfate : SO42- 96,05 2- 48 Bicarbonate : HCO3- 61 1- 61 Carbonate CO32- 60 2- 30 Nitrate : NO3- 62 1- 62 Tableau 2. Résultats des analyses chimiques d’un échantillon d’eau souterraine (concentration en mg/L) Ca2+ Mg2+ Na+ Cl- SO42- CO32- 124 31 106 235 54 171 1.2.2.2. Parties par million, parties par milliard et parties par billion Dans le cas de solutions très diluées, on exprime souvent les concentrations en parties par million (ppm), parties par milliard (ppb, billion en anglais) ou même en parties par billion (ppt, trillion en anglais). Pour les solutions très diluées, les parties par million (ppm), les parties par milliard (ppb, billion en anglais) et les parties par billion (ppt, trillion en anglais) sont généralement établies en fonction de la masse (HILL et al., 2008). Ainsi, 1 ppm de soluté dans une solution correspond à 1 g de soluté par 1106 g de solution. Quand on applique ces unités aux solutions aqueuses diluées, on peut, en supposant qu’un kilogramme d’eau corresponde à un litre d’eau, utiliser les relations suivantes. 1 ppm = 1 mg/L, 1 ppb = 1 μg/L, 1 ppt = 1 ng/L 1.3. Principaux processus physico-chimiques 1.3.1. Les processus de dissolution-précipitation Les réactions de dissolution/précipitation régissent la répartition des éléments entre espèces dissoutes et solides. Selon la composition de la solution, un minéral peut se dissoudre ou précipiter. Ces réactions dépendent de la concentration de l'élément, de la concentration des autres ions dans la solution (avec une prépondérance des hydroxydes, donc du pH pour les métaux lourds) et dans la phase solide, et de la température (ATTIA, 2005). 3 PREMIERE PARTIE CHIMIE DES EAUX 1.3.1.1. Dissolution La solubilité de nombreux minéraux est par ailleurs directement liée au pH (exemple de Fe, Mn, Cu) et au potentiel d'oxydo-réduction (Eh) du milieu. La dissolution dans l’eau d’un minéral s’écrit : AB(s) → A+(aq) + B-(aq) (1.4) Exemples : L' halite (NaCl(s)) → Na+(aq) + Cl-(aq) (1.5) Calcite (CaCO3(s)) → Ca2+(aq) + CO32-(aq) (1.6) La constante de solubilité (Ks) d’un minéral s’écrit d’après l’équation de dissolution : KS = [A+(aq)] × [B-(aq)] (1.7) [A+] et [B-] : concentrations en mol/L Cette constante ne dépend que de la température et se trouve dans des tables. Exemples : L' halite (NaCl(s)) : KS = [Na+(aq)] × [Cl-(aq)] (1.8) Dolomite (CaMgCO3(s)) : KS = [Ca2+(aq)] × [CO32-(aq)] (1.9) On appelle solubilité s d’un minéral, la quantité maximale de ce solide que l’on peut dissoudre dans un litre de solution. La solubilité augmente avec la température. Connaissant s on peut calculer Ks et réciproquement. 1.3.1.2. Précipitation Les phénomènes de précipitation correspondent au passage d’une espèce de l’état dissous à l’ état solide (inverse de la dissolution), représentés selon l’équilibre. La condition pour qu'un minéral précipite, lorsqu'il n'est pas encore présent dans le système (ou qu'il n'a pas précipité au pas de temps précèdent), est donc que son degré de saturation soit supérieur au seuil de sursaturation critique (KESSASRA, 2017). Dans le cas contraire, s'il précipitait au pas de temps précèdent, il suffit que son degré de saturation soit supérieur à 1 (KESSASRA, 2017). 1.3.1.3. Les processus de dissolution-précipitation des roches carbonatées La dissolution ou la précipitation des roches carbonatées fait intervenir une phase gazeuse, le dioxyde de carbone CO2, une phase liquide (l'eau), et une phase solide (CaCO3) (BAKALOWICZ, 1979). On parle de système calco-carbonique. Les réactions de dissolution du CO2 sont les suivantes : CO2(g) CO2 (aq) (1.10) 4 PREMIERE PARTIE CHIMIE DES EAUX CO2(aq) + H2O H2CO3 (acide carbonique) (1.11) La dissolution du CO2 est une réaction à cinétique plus lente (passage de l'interface gaz/liquide). Cette mise en solution du dioxyde de carbone est suivie d'une dissociation du CO2 dissous en ions H+ et HCO3-. H2CO3 H+ + HCO3- (1.12) Les ions bicarbonates peuvent alors être dissociés : HCO3- H+ + CO32- (1.13) La distribution de ces espèces dépend du pH et est contrôlée par les constantes d'équilibres KCO2 , K1, K2 selon l'enchaînement suivant: K0 K1 K2 + - CO2(g) + H2O H2CO3 H + HCO3 H+ + CO32- (1.14) Ces constantes se définissent à l'équilibre par : [ ] [ ] (1.15) [ ][ ] [ ] (1.16) [ ][ ] [ ] (1.17) avec [X+] représente l’activité de l’ion ax La pCO2 est fournie par la loi de Henry elle s’écrit : [ ] (1.18) HCO3- représente la concentration en [HCO3-] K0 et K1, les constantes d’équilibre respectivement de la mise en solution du CO2 gaz et de la première dissociation de l’acide carbonique. K0=10-1.47, K1=10-6.35, K2=10-10.33 (valeurs à 25°C d’après PLUMMER et BUSEMBERG, 1982) 5 PREMIERE PARTIE CHIMIE DES EAUX La dissolution de la calcite CaCO3 est le résultat des réactions de mise en solution du dioxyde de carbone (APPELO et POSTAMA, 2005; ZHOU et al., 2020). CaCO3 Ca2+ + CO3- (1.19) Ca2+ + CO3- + H+ Ca2+ +HCO3- (1.20) L'ensemble des réactions décrites ci-dessous est le plus souvent résumé par la réaction : CO2(g) + H2O + CaCO3 Ca2+ + 2HCO3- , K = 10 -6.41 à 25 ºC (1.21) 1.3.2. Les processus d’adsorption-désorption Les substances dissoutes peuvent s’adsorber sur les composants des sols et les particules solides en suspension et être ensuite désorbées (SIGG et al., 2000). De tels processus contribuent au contrôle des concentrations en métaux dans les eaux. Le terme « adsorption » est utilisé pour désigner l’accumulation d’espèces chimiques à l’interface entre la phase liquide et des surfaces solides, sans le développement d’un arrangement moléculaire à trois dimensions (STUMM et MORGAN, 1981). Elle peut être liée à des interactions (adsorption chimique), faisant intervenir de liaisons covalentes, ou physiques, où elle est interprétée en termes d’interactions électrostatiques (adsorption physique) (SPOSITO, 1989). On distingue deux mécanismes d’adsorption : l’adsorption physique et l’adsorption chimique ou chimisorption qui coexistent en fonction de la composition du milieu. 1.3.2.1. Adsorption physique : est attribuable à l’attraction électrostatique (force de Van der waals) soluté par une surface polarisée jusqu’à maintenir l’électroneutralité. Les énergies mises en jeu dans ce mécanisme d’adsorption sont relativement faibles et il n’y a pas de formation d’une liaison chimique entre la surface et le soluté. D’une manière générale, l’intensité de fixation des cations se fait selon l’ordre décroissant suivant : H+ > Ca2+ > Mg2+> Na+ (SIGG et al., 2000). Les ions de même valence sont d’autant moins adsorbés que le diamètre de l’ion hydraté est plus petit, ce sont les ions de diamètre plus important qui sont le mieux adsorbés. 1.3.2.2. Adsorption chimique : Dans ce processus d’adsorption, l’énergie de liaison est beaucoup plus forte et le processus est beaucoup moins réversible et parfois même irréversible. Ce type d’adsorption dépend fortement du pH et est reliée à l’hydrolyse des ions métalliques. Le mécanisme qui gouverne ce type d’adsorption des ions métalliques est la complexaion de la surface (SIGG et al., 2000). 1.3.3. Les processus d’échanges cationiques En ce qui concerne les phénomènes d'échanges de bases, leurs actions consistent au remplacement d’un ion alcalino-terreux avec un ion alcalin, ce qui se traduit dans le cas 6 PREMIERE PARTIE CHIMIE DES EAUX présent par un enrichissement de la solution en ions Na+ et K+ et un appauvrissement en ions Ca2+ et Mg2+. Exemples : -Les ions Na+ sont libérés du complexe et sont remplacés par les ions Ca2+ selon l’équation suivante (APPELO et al., 2005; ZHOU et al., 2020) : ( ) ( ) (1.22) Dans ces conditions, les eaux tendent souvent vers le type Na-HCO3 (APPELO et al., 2005). -Dans les aquifères côtiers, lorsque l’eau de mer (riche en Na+) pénètre dans l’aquifère, le Na+ remplace le Ca2+ libéré selon l’équation suivante (APPELO et al., 2005; ZHANG al., 2020): ( ) ( ) (1.23) où X représente l’échangeur naturelle (les minéraux argileux par exemple) 1.3.3.1. Mise en évidence des échanges de bases 1.3.3.1.1. Diagramme binaire [(Ca2++Mg2+) − (HCO3- + SO42-)]/ [(Na++K+) − Cl-)] Les phénomènes d’échanges de base, sont mis en évidence par la relation [(Ca2++Mg2+) − (HCO3- + SO42-)] en fonction de [(Na++K+) − Cl-)] (GARCIA et al., 2001). Dans le cas de l’absence d’échange de base, tous les points se positionnent sur l’origine (MC LEAN et al., 2000). Lorsque cet échange de base existe, les points tendent à s’aligner sur une droite de pente -1. 1.3.3.1.2. Indice d’échange de base (i.e.b) L’indice d’échange de base (i.e.b) exprime l’échange de cations entre l’eau souterraine et la matrice argileuse qui peut avoir lieu dans un aquifère, il est calculé par l’équation (1.24) de (SCHOELLER, 1963 ; KESSASRA, 2017): ( ) (1.24) Les concentrations sont en méq/L - Si l’i.e.b est négatif alors les ions Ca2+ et Mg2+ de l’eau sont échangés contre les ions K+ et Na+ des formations encaissantes. - Si l’i.e.b est positif alors les ions Na+ et K+ de l’eau sont remplacés par les ions Mg2+ et Ca2+ des formations encaissantes. 7 PREMIERE PARTIE CHIMIE DES EAUX - Si l’i.e.b = 0 alors il y a un équilibre entre les compositions chimiques de l’eau et celle du terrain encaissant. 1.3.4. Les processus d'oxydo-réduction Ces réactions jouent un rôle majeur dans l'évolution de la chimie des eaux souterraines, et sont liées souvent à l'activité biologique et bactérienne du milieu. Elles correspondent à un échange d'électron entre un donneur d'électrons, appelé réducteur, et un accepteur d'électrons, l'oxydant, les deux membres de la réaction constituant un couple redox. Des diagrammes pH- Eh, qui permettent de définir les réactions possibles et de prévoir la forme chimique sous laquelle est l'élément en solution, existent (ou peuvent être établis) pour un grand nombre de composants (MICHARD, 1989). Exemples : - Réactions d’oxydo-réduction du fer et du manganèse : En présence d’oxygène (potentiel redox élevé), les ions ferreux (Fe2+) se changent en ions ferriques (Fe3+) et précipitent en hydroxyde de Fer, les ions manganeux Mn2+ s’oxydent et précipitent en MnO2 (pyrolusite) (ATTIA, 2005).). Les réactions complètes d’oxydation en milieu oxygéné de fer et de manganèse en solution sont : 4 Fe2+ +O2 +4H+ → 4 Fe3+ + 2H2O (1.25) 2Mn2+ +2H2O +O2 → 2MnO2 + 4H+ (1.26) -Réactions d’oxydation de pyrite (FeS2) en milieu acide (SIGG et al., 2000, APPELO et POSTAMA, 2005) : FeS2 + 7/2 O2 + H2O ⇌ Fe2+ + 2 SO4 2– + 2 H+ (1.27) Fe2+ + ¼ O2(g)+ H2O ⇌ Fe3+ +1/2 H2O (1.28) -Réactions d’oxydation de pyrite (FeS2) en milieu basique (SIGG et al., 2000, APPELO et POSTAMA, 2005): FeS2(s) + 15/4 O2(g) + 5/2H2O ⇌ FeOOH(S) + 2 SO42– + 4 H+ (1.29) À pH faible la pyrite peut aussi être oxydée par Fe3+ suivant la réaction suivante : FeS2(s) + 14Fe3++8 H2O ⇌ 15 Fe2++ 2 SO42–+ 16H+ (1.30) 1.3.4.1. Le potentiel redox E : Le potentiel redox d’une solution ou l’équilibre : Aa+ bB Cc +dD+ne- est réalisé, s’exprime sous la forme (loi de Nernst) 8 PREMIERE PARTIE CHIMIE DES EAUX [ ] [ ] [ ] [ ] (1.31) Si Eh> 0, la solution est oxydante, Si Eh< 0 elle est réductrice. avec R, constante des gaz parfaits, R = 1,987 cal.mol-l.degr-1. T, température en degrés Kelvin n, nombre d’électrons impliqués dans la réaction F, la constante de Faraday F = 23,06 cal. = 96 500 coulombs équivalents-l E0, potentiel standard (T=25 0C, P=1atm) (1.32) : l’enthalpie libre standard de la réaction ( ) ( ) ( ) (1.33) Prenons l’exemple de la réaction : Fe2+ (aq) Fe3+ (aq) + e- (1.34) À 25 0C on obtient : [ ] [ ] (1.35), avec E0 = 0,771. 1.4. Rappels de thermodynamique chimique L’étude thermodynamique permet d'étudier l'évolution chimique de l'eau en fonction de son état d'équilibre (ou de déséquilibre) vis-à-vis des minéraux primaires et néoformés de la roche-réservoir. Elle compte des interactions électrostatiques entre les différents ions « i » représentées par l’activité ionique. 1.4.1. Les réactions d’équilibre Ces réactions sont nombreuses. Elles concernent les équilibres entre espèces aqueuses et minéraux ainsi que les équilibres entre espèces aqueuses elles-mêmes. Un système chimique tend vers un équilibre, pour lequel toutes les variables intensives qui le décrivent (température, pression, activités des réactifs et des produits) sont homogènes et constantes au cours du temps. Les réactions chimiques des solutions aqueuses peuvent être réversibles ou irréversible à l’état d’équilibre. La loi d’action de masse s’écrit pour une réaction d’équilibre : aA+bB cC + dD (1.36) Où A et B : réactifs, C et D : produits a, b, c, d sont les coefficients stœchiométriques de la réaction. 9 PREMIERE PARTIE CHIMIE DES EAUX [ ] [ ] ( ) (1.37) [ ] [ ] [ ] désignent les activités des phases solides, liquides, gazeuses ou des espèces aqueuses en solution. T : température de la solution en 0C 1.4.1.1. Notion d'activité ionique Dans la loi d'action des masses, c'est l'activité de chaque ion qui est prise en compte. Le coefficient γi d’activité de l’ion i est une grandeur qui dépend de la température, de la charge de l’ion et surtout de la présence d’autres ions dans la solution (SIGG et al., 2000, SPOSITO, 1989). Cette activité, pour un ion donné, est reliée à la concentration par la relation suivante : ai = γi.mi (1.38) ai : l’activité de l’ion i γi. : coefficient d'activité de l'espèce "i" dans la solution aqueuse considérée mi : la molalité ou la concentration en moles/ kg d’H2O L’activité des phases solides ou liquides pures est égale à l’unité. L’activité des phases gazeuses sera assimilée à la pression partielle des gaz. Dans les solutions très diluées, l’activité et la concentration se confondent. Dans les solutions concentrées les distances entre ions sont faibles, les interactions entre les différents ions d’une part et entre les ions et les molécules du solvant d’autre part, deviennent importantes, l’activité n’est plus égale à la concentration (SPOSITO, 1989). 1.4.1.2. La force ionique La force ionique est calculée par la formule suivante : ∑ (1.39) I : La force ionique de la solution. mi : la molalité ou la concentration en moles/ kg d’H2O Zi : La charge de l’ion dans la solution 1.4.1.3. Calcul du coefficient d’activité ionique Le coefficient d’activité est calculé par une expression de la loi de Debye-Hückel (1923) (ATTIA, 2005, SIGG et al., 2000, APPELO et POSTAMA, 2005): - Pour les solutions dont les forces ioniques sont comprises entre 0.005 et 0.1, l'équation de Debye-Huckel est alors : √ (1.40) √ 10 PREMIERE PARTIE CHIMIE DES EAUX Avec : γi.: Le coefficient d’activité ionique de l’espèce i Zi : la charge de l’espèce ionique i I : La force ionique de la solution où a0 : rayon ionique de l’ion considéré (en Angstroms). A et B sont des coefficients qui ne dépendent que de la température (Tableau 1) -Le terme CI prend de l’importance pour les fortes forces ioniques et la constante C vaut 0,0174 à 0 0C, 0,0410 à 25 0C et 0,04l0 à 60 0C. -La formule empirique de Davies (1962), qui dérive du modèle physico-chimique de Debye- Hückel, est fréquemment utilisée en hydro-géo-chimie. Elle est applicable pour des solutions faiblement à modérément minéralisées et s’écrit : √ ( ) (1.41) √ avec A paramètre empirique ne dépendant que de la température (A= 0,5 entre 0 et 30 ˚C) - Si la force ionique I< 0.005, l'équation de Debye-Huckel est alors : √ (1.42) 1.5. Équilibre thermodynamique : 1.5.1. L'énergie libre de Gibbs L’énergie libre de Gibbs, notée G, combine l'enthalpie et l'entropie (équation 1.43). G sert à prédire la direction d'une réaction chimique en fonction de deux conditions : la température et la pression. La variation observée dans la valeur de G indique le comportement thermodynamique du système. (1.43) H : enthalpie du système, S entropie du système, T température (en Kelvin)  Si G < 0, la réaction est spontanée (se produit sans intervention extérieure) ;  Si G > 0, la réaction est non spontanée (l'apport d’énergie externe est nécessaire pour que la réaction se produise) ;  Si G = 0, la réaction est à l’équilibre ; En supposant que toutes les réactions considérées se feront à une atmosphère de pression totale, la constante K(T), à la température T est déduite de l’énergie libre standard de la réaction (Énergie de Gibbs) (DE WINDT et al., 2005): ( ) ( ) (1.44) , l’énergie libre standard de la réaction à la température T (J.mol-1) 11 PREMIERE PARTIE CHIMIE DES EAUX R, constante des gaz parfaits (1,987 10-3 cal. deg.-l mole-1) T, est la température en degrés Kelvin (T °Kelvin= 273,15 + 25°C) L’enthalpie libre standard (J/mol) de toute réaction peut être calculée à partir des enthalpies libres standards de formation de chaque molécule (DE WINDT et al., 2005): ∑ ∑ (1.45) À l’équilibre  G0=0 Les valeurs des 25 0C sont données dans les tables. Tableau 3. Coefficients de l’équation de Debye-Huckel (ATTIA, 2005) T (0C) A B (  10-8) Ion a0 ( 10-8) 0 0,4883 0,3241 NH4+ 2,5 5 0,4921 0,3249 K , Cl-, NO3-, Br- + 3,0 10 0,4960 0,3258 OH-, F-, HS- 3,5 15 0,5000 0,3262 SO42-, PO43- 4,0 20 0,5042 0,3273 Na+, HCO3- 4,0-4,5 25 0,5085 0,3281 Pb2+, CO32- 4,5 30 0,5130 0,3290 Sr2+, Ba2+ 5 40 0,5221 0,3305 Ca2+, Fe2+, Cu2+ 6 50 0,5319 0,3321 Mg2+ 8 60 0,5425 0,3338 H+, Al3+ 9 Coefficient d’activité,  Force ionique, I Figure 1. Valeurs des coefficients d'activité de certains ions en fonction de la force ionique de la solution (APPELO et POSTAMA, 2005). 12 PREMIERE PARTIE CHIMIE DES EAUX Ce sont ces enthalpies libres standards de formation (J/mol), ou plus couramment les constantes de formation associées, qui constituent les bases de données des codes hydrogéochimiques. 1.5.2. Indice de saturation (IS) L'indice de saturation IS est une grandeur importante et utile pour la détermination de l'état d’une solution. Il permet d'indiquer si la solution est saturée, insaturée ou encore sursaturée (APPELO et POSTAMA, 2005 ; INERIS, 2006; DE WINDT et al., 2005): Produit d'activité ionique IAP : Lorsqu'une espèce chimique est en solution, des interactions se déroulent entre le solvant-soluté. Les ions réagissent entre eux et avant l'établissement de l'état d’équilibre, la notion d’activité ionique est introduite correspondant à la concentration active en solution. L'indice de saturation d'une phase solide est défini comme le logarithme du ratio entre le produit des activités ioniques (IAP) et la constante de solubilité de la phase solide considérée (Ks) (POSTAMA, 2005; ZHANG al., 2020): ( ) ( ) (1.46) - Ω