Traitement des Eaux PDF

LE TRAITEMENT DE L’EAU Grillasca  Généralités L’eau est un composé chimique qui résulte de la combinaison de deux atomes d’hydrogène, et d’un atome d’oxygène pour former le bien connu « H2O ». H...

LE TRAITEMENT DE L’EAU Grillasca  Généralités L’eau est un composé chimique qui résulte de la combinaison de deux atomes d’hydrogène, et d’un atome d’oxygène pour former le bien connu « H2O ». H 105 ° H H H O O H2+ + O2- - = H2O Les deux atomes d’hydrogène sont situés sous un angle de 105°. Cela forme une molécule dissymétrique chargée positivement du côté de l’hydrogène, et négativement du côté de l’oxygène.  Généralités C’est cette composition moléculaire de l’eau qui est à l’origine de ses propriétés spécifiques dont les principales sont : Ses états physiques : Solide, liquide, vapeur qui sont obtenus avec de faibles écarts de température. Sa stabilité thermique : L’énergie de formation de la molécule d’eau est très élevée (58 000 cal/mole) et sa température de décomposition se situe au delà de 1 200 °C. Sa capacité thermique : Qui en fait le fluide idéal de chauffage et de refroidissement car à chaque variation de température l’eau cède ou absorbe de l’énergie thermique en quantité supérieure à la plupart des autres éléments. Son pouvoir solvant : Qui correspond à sa faculté de dissoudre la quasi totalité des corps qu’elle rencontre (roche, fer…).  Généralités On confère souvent à l’eau la dénomination de « solvant universel ». En effet, peu d’éléments résistent à ce pouvoir et cette qualité est également un inconvénient majeur car, de ce fait, l’eau naturelle ne se présente que très rarement sous la forme H2O correspondant à l’eau pure. Ainsi, les trois quarts de la surface terrestre sont recouverts par de l’eau, mais finalement, comme nous allons le voir, peu d’eau est vraiment pure.  Répartition de l’eau Océans et mers 97 % 1,3. 109 km3 Glaciers et calottes glaciaires 2,1 % 29,5. 106 km3 Eau douce et liquide 0,8 % 8,5. 106 km3  Répartition de l’eau Répartition de l’eau douce et liquide Cours d’eau 1 250 km3 Eau de surface 65 000 km3 Eau souterraine en faible profondeur 4 000 000 km3 Eau souterraine en profondeur > 800m 4 000 000 km3 Eau atmosphérique 12 700 km3 Cycle de l’eau  Cycle de l’eau Sous l’effet de la chaleur du rayonnement solaire, l’eau s’évapore et s’élève vers l’atmosphère à l’état de vapeur pure. Au contact de masses d’air plus froides cette vapeur se condense et forme les nuages. Ici commencent les problèmes… En effet, les gouttelettes en suspension se chargent alors de poussières atmosphériques et absorbent jusqu’à saturation les gaz atmosphériques tels que l’oxygène et surtout le gaz carbonique lequel se combine à l’eau pour former de l’acide carbonique. H2O + CO2 = H2CO3 De sorte que les précipitations qui touchent le sol (pluie, neige, grêle) présentent un pH acide de l’ordre de 6.  Cycle de l’eau L’eau a alors deux possibilités de retourner à la mer : - par infiltration dans le sol en formant des nappes souterraines. L’acidité de l’eau conduit alors à une dissolution des minéraux constituant les sols calcaires rencontrés, - par ruissellement en surface du sol en torrents ou rivières. Dans ce cas l’eau balaie la surface de la terre et entraîne des matières solides. Au cours de son cycle, l’eau conserve les « traces » de son cheminement, de sorte que le liquide « eau » utilisé pour notre consommation domestique et industrielle est fort éloignée de la simple formulation « H 2O », et possède une identité spécifique qui sera à l’origine des difficultés que nous allons rencontrer avec elle.  Matières présentes dans l’eau MATIERES GAZ MATIERES INSOLUBLES SOLUBLES minérales organiques minérales organiques colloïdales Micro organismes minérales organiques animal végétal  Matières présentes dans l’eau MATIERES INSOLUBLES Il s’agit de l’ensemble des matières solides que l’eau rencontre au cours de son cheminement et qu’elle transporte sans dissolution jusqu’au point de soutirage. Cette pollution va de la plus fine à la plus grossière et peut être classée ainsi : Matières solides Matières organiques Matières colloïdales en suspension Matières vivantes  Matières présentes dans l’eau MATIERES INSOLUBLES Matières minérales solides Ces matières sont constituées de substances généralement visibles à l’œil nu et définissant la turbidité de l’eau. Leurs origines et dimensions sont très variables (débris de roche, sable, boue, argile, matières végétales, « rouilles »…) et elles se rencontrent aussi bien dans les eaux de forage que sur les eaux de distribution publique. Dans ce dernier cas leur présence résulte généralement de travaux d’extension ou de réparation ou de vibrations transmises aux réseaux anciens. L’élimination de ces matières se fera soit par décantation soit par filtration.  Matières présentes dans l’eau MATIERES INSOLUBLES Matières organiques Ces matières proviennent de la décomposition des végétaux et de la pollution due aux rejets industriels. Il s’agit de matières azotées, de produits de synthèse et de tourbes. Ces matières sont à l’origine de la coloration et du mauvais goût de l’eau. Elles sont généralement inexistantes dans les eaux de distribution publique, celles-ci ayant subi un traitement d’épuration.  Matières présentes dans l’eau MATIERES INSOLUBLES Matières colloïdales en suspension Ces matières sont constituées d’huiles minérales, de suies, d’argile colloïdale… elles se présentent en émulsion sous une forme qui n’est ni dissoute, ni solide. Invisibles à l’œil nu, ces matières comportent en surface des charges électriques qui ont un effet de répulsion les unes sur les autres et qui les maintient de ce fait en suspension. Leur élimination nécessite au préalable une neutralisation de leur charge électrique et leur regroupement en particules plus grosses (floculation).  Matières présentes dans l’eau MATIERES INSOLUBLES Matières vivantes Il s’agit d’organismes vivants du règne végétal et animal tels que champignons, algues, bactéries… Ces matières n’existent que très rarement dans les eaux de distribution publique mais sont souvent présentes dans les eaux de puits.  Matières présentes dans l’eau MATIERES GAZEUSES Les principaux gaz rencontrés dans l’eau sont : - l’azote N2 - l’oxygène O2 - le gaz carbonique CO2 Ils sont présents dans l’eau sous deux formes : - libre en tant que gaz dans l’eau - dissoute Dans ce dernier cas, leur solubilité va être fonction de la température et de la pression du milieu. La solubilité augmente avec la pression et diminue avec la température.  Matières présentes dans l’eau MATIERES DISSOUTES L’ensemble des corps minéraux peut se dissoudre dans l’eau. Néanmoins la solubilité d’un corps donné est limité à un seuil, appelé seuil de solubilité, variable en fonction de la température et de la pression du milieu. Les quantités de produit rajoutées à l’eau au-delà du seuil de solubilité ne sont plus dissoutes mais précipitées sous forme solide. Toute dissolution d’un corps dans l’eau correspond à une destruction de sa cohésion. Pour les sels minéraux (sulfates, chlorures, oxydes…) cette destruction conduit à une véritable dissociation du sel qui se retrouve dans l’eau sous forme d’ions chargés électriquement.  Matières présentes dans l’eau La dissociation électrique d’un sel, ou ionisation, met en œuvre autant d’ions chargés positivement appelés cations que d’ions négatifs appelés anions. Exemple des sels de calcium Sel Cation Anion Carbonate de calcium Ca CO3 Carbonate CO3- - Bicarbonate de calcium Ca (HCO3)2 Bicarbonate HCO3- Calcium Sulfate de calcium Ca SO4 Sulfate SO4- - Ca ++ Chlorure de calcium Ca Cl2 Chlorure Cl - Chaux Ca O Oxyde O --  Matières présentes dans l’eau Exemple des sels de magnésium Sel Cation Anion Carbonate de magnésium Mg CO3 Carbonate CO3- - Bicarbonate de magnésium Mg(HCO3)2 Bicarbonate HCO3- magnésium Sulfate de magnésium Mg SO4 Sulfate SO4- - Mg + + Chlorure de magnésium Mg Cl2 Chlorure Cl - Magnésie Mg O Oxyde O --  Matières présentes dans l’eau Exemple des sels de sodium Sel Cation Anion Carbonate de sodium Na2 CO3 Carbonate CO3- - Bicarbonate de sodium Na HCO3 Bicarbonate HCO3- sodium Na + Sulfate de sodium Na2 SO4 Sulfate SO4- - Chlorure de sodium Na Cl Chlorure Cl -  Matières présentes dans l’eau Exemple des sels de fer Sel Cation Anion Chlorure ferrique Fe Cl 3 Fer ferrique Fe + + + Chlorure Cl - Hydroxyde ferreux Fe ( OH ) 2 Fer ferrique Fe + + Hydroxyde OH - Hydroxyde ferrique Fe ( OH ) 3 Fer ferrique Fe + + + Hydroxyde OH -  Matières présentes dans l’eau C’est la nature et la concentration des différents éléments entrant dans la composition de l’eau qui sont à l’origine des problèmes classiques rencontrés tels que l’entartrage et la corrosion. La nature des substances définira le comportement réactionnel de l’eau et la connaissance quantitative des ions déterminera les possibilités réactionnelles. Il est donc nécessaire d’établir des regroupements d’éléments sous forme de titres en vue de permettre une interprétation pratique des analyses d’eau.  Les « familles » d’éléments On appelle « famille » l’ensemble des atomes d’une colonne de la classification périodique des éléments. Les atomes d’une même famille auront un même nombre d’électrons sur leurs couches périphériques. Ce qui leur confère des propriétés chimiques proches. Une famille bien connue est celle des « gaz rares » qui comprend tous les éléments dont la couche extérieure est saturée à 2 ou 8 électrons.  Les « familles » d’éléments famille des alcalins I II III IVA V VIA VII VIII IB II III IV V VI VII O A A A A A B B B B B B K H He L Li Be B C N O F Ne M Na Mg Al Si P S Cl Ar N K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr O Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe P Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Q Fr Ra Ac Unq Unp Unh Uns Uno Une Lithium, sodium, potassium, rubidium, césium. L’hydrogène a un comportement particulier, le francium est radioactif.  Les « familles » d’éléments famille des alcalinoterreux I II III IVA V VIA VII VIII IB II III IV V VI VII O A A A A A B B B B B B K H He L Li Be B C N O F Ne M Na Mg Al Si P S Cl Ar N K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr O Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe P Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Q Fr Ra Ac Unq Unp Unh Uns Uno Une Béryllium, magnésium, calcium, strontium, baryum. Le radium est radioactif.  Les « familles » d’éléments famille des éléments de transition I II III IVA V VI VII VIII I II III IV V VI VII O A A A A A A B B B B B B B K H He L Li Be B C N O F Ne M Na Mg Al Si P S Cl Ar N K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr O Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe P Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Q Fr Ra Ac Unq Unp Unh Uns Uno Une Fer, cuivre, zinc, argent, mercure, manganèse...  Les « familles » d’éléments famille de la colonne III B I II A III IVA V VIA VII VIII IB II III IV V VI VII O A A A A B B B B B B K H He L Li Be B C N O F Ne M Na Mg Al Si P S Cl Ar N K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr O Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe P Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Q Fr Ra Ac Unq Unp Unh Uns Uno Une Bore, aluminium, gallium, indium thallium.  Les « familles » d’éléments famille de la colonne IV B I II III IVA V VIA VII VIII IB II III IV V VI VII O A A A A A B B B B B B K H He L Li Be B C N O F Ne M Na Mg Al Si P S Cl Ar N K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr O Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe P Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Q Fr Ra Ac Unq Unp Unh Uns Uno Une Carbone, silicium, germanium, étain, plomb.  Les « familles » d’éléments famille de la colonne V B I II III IVA V VIA VII VIII IB II III IV V VI VII O A A A A A B B B B B B K H He L Li Be B C N O F Ne M Na Mg Al Si P S Cl Ar N K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr O Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe P Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Q Fr Ra Ac Unq Unp Unh Uns Uno Une Azote, phosphore, arsenic, antimoine, bismuth.  Les « familles » d’éléments famille des chalcogènes I II III IVA V VIA VII VIII IB II III IV V VI VII O A A A A A B B B B B B K H He L Li Be B C N O F Ne M Na Mg Al Si P S Cl Ar N K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr O Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe P Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Q Fr Ra Ac Unq Unp Unh Uns Uno Une Oxygène, soufre, sélénium, tellure, polonium.Le nom de cette famille est très peu utilisé car les éléments de cette colonne n’ont pas « l’esprit de famille » bien marqué.  Les « familles » d’éléments famille des halogènes I II III IVA V VIA VII VIII IB II III IV V VI VII O A A A A A B B B B B B K H He L Li Be B C N O F Ne M Na Mg Al Si P S Cl Ar N K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr O Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe P Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Q Fr Ra Ac Unq Unp Unh Uns Uno Une Fluor, chlore, brome, iode. L’astate est radioactif.  Les « familles » d’éléments famille des gaz rares I II A III IVA V VIA VII VIII IB II III IV V VI VII O A A A A B B B B B B K H He L Li Be B C N O F Ne M Na Mg Al Si P S Cl Ar N K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr O Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe P Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Q Fr Ra Ac Unq Unp Unh Uns Uno Une Hélium, néon, argon, krypton, xénon, radon.  Les « familles » d’éléments alc alc c ali alin h ns otrr eux al G c hal az Éléments de transition o og ra g ène re è s s n es I II III IVA V VIA VII VIII IB II III IV V VI VII O A A A A A B B B B B B K H He L Li Be B C N O F Ne M Na Mg Al Si P S Cl Ar N K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr O Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe P Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Q Fr Ra Ac Unq Unp Unh Uns Uno Une  Acides et bases Acides Acide Cation Anion Acide chlorhydrique H Cl Chlorure Cl - Hydrogène H + Acide sulfurique H 2 SO4 Sulfate SO4 - - Un acide contient un cation H+ et un métalloïde.  Acides et bases Bases Base Cation Anion Soude Na OH Sodium Na + Hydroxyde OH - Potasse K OH Potassium K + Une base contient un anion OH- et un métal.  Acides et bases Acide + base sel + eau H Cl + Na OH Na Cl + H2 O HM + m OH mM + H2 O H+ OH- Métalloïde métal  Métaux et métalloïdes Métaux Caractère intermédiaire Métalloïdes I II A III IVA V VIA VII VIII IB II III IV V VI VII O A A A A B B B B B B K H He L Li Be B C N O F Ne M Na Mg Al Si P S Cl Ar N K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr O Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe P Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Q Fr Ra Ac Unq Unp Unh Uns Uno Une  Milligramme par litre Milligramme par litre mg/L Il s’agit d’une expression pondérale considérant chaque élément pris isolément dans son milieu. Cette expression ne donne aucune indication quand à la concentration d’un élément par rapport aux autres. 1 mg/L = 1 g/m3 = 1 ppm  Équivalent Un sel est un ensemble électriquement neutre où les charges positives neutralisent les charges négatives. Le nombre de charges positives ou négatives mises en œuvre dans cette neutralisation correspond à la valence du corps. De même, les réactions chimiques respectent cette neutralité électrique. On peut donc définir l’EQUIVALENT comme la masse d’un corps mettant en œuvre une seule charge positive et une seule charge négative. Équivalent = masse molaire / valence Exemple : 1 équivalent Na Cl = ( 23 g + 35,5 g ) / 1 = 58,5 g  Milliéquivalent par litre Milliéquivalent par litre meq/L Étant donné que les masses de sels dissoutes dans l’eau sont très faibles, on a retenu le milliéquivalent par litre qui correspond à la millième partie de l’équivalent. Exemple: 1 équivalent Na Cl = ( 23 g + 35,5 g ) / 1 = 58,5 g 1 meq/L de Na Cl = 58,5 mg/L  Degré français Pour l’expression des titres, il est souvent fait appel à la notion de degré français ( ° f ) qui correspond à la cinquième partie du milliéquivalent par litre. 1 °f = 1 meq/L / 5 Exemple : carbonate de calcium Ca CO3 Masse molaire Ca ++ = 40 g Masse molaire CO3 -- = 60 g équivalent Ca CO3 = ( 40 g + 60 g ) / 2 = 50 g 1 meq/L Ca CO3 = 50 mg/L 1 °f Ca CO3 = 50 mg/L / 5 = 10 mg/L  Généralités PRINCIPAUX TITRES D’UNE EAU Il est nécessaire de connaître la composition d’une eau si l’on veut en prévoir le comportement ou remédier à des inconvénients constatés dans l’utilisation de cette eau. Le titre d’une eau correspond à une mesure quantitative d’un groupe d’éléments ayant une réaction spécifique. Diverses unités sont utilisées pour l’expression de ces titres.  Conductivité et résistivité de l’eau Elle quantifie la concentration globale en ions dissous. Plus la minéralisation de l’eau est élevée, plus la concentration en ions dissous est élevée et plus la conductivité électrique est grande. Cette conductivité électrique est mesurée en microSiemens/cm mais est généralement exprimée par son inverse qui est la résistivité électrique en Ohm.cm. Résistivité (ohm.cm) = 1000 000 / conductivité (microSiemens/cm) Exemples : Eau de mer : 80 ohm.cm Eau potable : 1 000 à 6 000 ohm.cm Vapeur d’eau : 2 000 000 ohm.cm  Potentiel d’hydrogène pH L’eau peut se diviser en ions selon la réaction suivante : H2O H + + OH - Une eau parfaitement pure est très peu dissociée, les mesures de conductivité ont montré qu’à 20 °C, il y avait 10 -7, soit 0,0000001 soit un sur dix millions ions H+ dans l’eau pure.  Potentiel d’hydrogène pH Le pH d’une solution est le cologarithme décimal de la concentration en ions H+ de cette solution. pH = 1 / log (H+) Pour une eau pure il y a 10-7 ions H+, son pH est donc de : pH = 1 / log 10-7 = 7 Si la concentration H+ est plus forte, le pH sera < à 7 et la solution sera dite « acide ». Si la concentration H+ est plus faible, le pH sera > à 7 et la solution sera dite « alcaline » ou « basique ».  Potentiel d’hydrogène pH neutre acide alcaline 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 potable  Potentiel d’hydrogène pH Attention, l’échelle de pH est logarithmique. Un pH de 4, par exemple, est 10 fois plus acide qu’un pH de 5 et 100 fois plus qu’un pH de 6 ! Attention, le pH diminue lorsque la température augmente. La température de l’échantillon est à prendre en compte lors d’une analyse ! °C 0 18 50 100 200 pH 7,45 7,0 6,61 6,07 5,7  Potentiel d’hydrogène pH Indicateurs colorés de pH Il existe des substances dont la couleur change selon le pH de la solution dans laquelle elles sont dissoutes. On appelle ces substances des indicateurs colorés. Le changement de couleur se fait progressivement sur un certain intervalle de pH appelé « zone de virage ». C’est dans cette zone que l’indicateur a sa « teinte sensible » qui permet, par comparaison à une échelle de couleur de déterminer le pH d’une solution.  Potentiel d’hydrogène pH pH de quelques solutions usuelles solution pH Suc gastrique 1 2 Citron 2 2,5 Coca cola 2,5 2,7 Vinaigre 2,5 3 Pomme 2,5 3,5 Vin blanc 2,8 3,2 Cidre 3 3,4 Pamplemousse 3 3,6 Orange 3 4 Pêche. 3,2 3,6 Vin rouge 3,2 3,8 Raisin 3,5 4,6  Indicateur coloré couleur Zone de virage couleur Violet cristallisé vert 0 2 violet Bleu de thymol rouge 1,2 2,6 jaune Tropéoline oo rouge 1,3 3 jaune Bleu de bromophénol jaune 2,7 4,5 bleu violacé Héliantine ou orange de méthyle rose 3,1 4,4 jaune Vert de bromocrésol jaune 3,7 5,5 bleu Rouge de méthyle rouge 4,2 6,2 jaune Rouge de bromophénol jaune 5,1 6,9 rouge Tournesol rouge 5 8 bleu Bleu de bromothymol jaune 6 7,5 bleu Rouge de phénol jaune 6,8 8,4 rouge Rouge neutre rouge 6,8 8 jaune Rouge de crésol jaune 7,3 8,6 rouge Bleu de thymol jaune 8 9,5 bleu Phénolphtaléïne incolore 8,3 10 rose Thymolphtaléïne incolore 9,3 10,5 bleu  Potentiel d’hydrogène pH Solution pH Tomate 4 4,5 Bière 4,1 4,5 Whisky 4,2 4,5 Perrier 4,9 5,1 Urine 4,9 8,5 Shampooing 5 6 Eau de pluie 6 6,1 Suc intestinal 6 7 Lait 6,5 7,5 Volvic 6,9 7,1 Sang 7 7,2 Bile 7 8 Œuf 7,8 7,9 Mirror 8,5 9 Eau de Javel concentrée 10,5 11 Lessives 10,5 11,5  Dureté, titre hydrotimétrique, TH Mesurée en degrés français, la dureté ou titre hydrotimétrique représente la somme des cations alcalinoterreux, soit les ions calcium et magnésium essentiellement qui sont des éléments importants dans la formation du tartre. On distingue : - le TH total, - le TH calcique qui ne mesure que les ions calcium, - le TH magnésien qui ne mesure que les ions magnésium. On parlait autrefois de TH temporaire ou de TH permanent qui était la dureté subsistant après ébullition de l’eau.  Dureté, titre hydrotimétrique, TH Le terme générique de dureté tient son origine dans l’utilisation de l’eau dans le lavage du linge. Une eau est « dure » pour la lessive si elle nécessite l’emploi de beaucoup de savon pour obtenir la mousse. Une relation peut être réalisée entre la dureté de l’eau et la mousse formée par adjonction de savon. C’est la méthode BOUTRON-BOUTET qui mesure la dureté à l’aide d’une solution de savon étalon. Si l’eau est « dure » il faudra beaucoup de savon pour faire mousser. Au contraire si l’eau est très « douce », il sera difficile de se rincer avec… 1 ° hydrotimétrique correspond à 10 mg/L de carbonate de calcium (tartre).  Dureté, titre hydrotimétrique, TH Classification des eaux en fonction de leur dureté °f Qualité 0 à 5 Eau très douce 5 à 12 Eau douce 12 à 25 Eau moyennement dure 25 à 32 Eau dure > 32 Eau très dure Dureté, titre hydrotimétrique, TH 0 5 10 20 25 30 35 45  Titres alcalimétriques TA, TAC, TAOH Cas général : L’eau contient des hydroxydes et des carbonates. Le titre alcalimétrique hydroxyde TAOH mesure les hydroxydes. Le titre alcalimétrique TA, les hydroxydes et la moitié des carbonates. Le titre alcalimétrique complet TAC la totalité des hydroxydes et des carbonates. OH - CO3 - - TAOH TA TAC  Titres alcalimétriques TA, TAC, TAOH Si TAOH = O: L’eau ne contient pas d’ hydroxyde OH - CO3 - - TAOH  Titres alcalimétriques TA, TAC, TAOH Si TAOH = O: L’eau ne contient pas d’ hydroxyde , mais des carbonates. et des bicarbonates. Le titre TA mesure toujours la moitié des carbonates. Le titre TAC la totalité des carbonates et des bicarbonates. CO3 - - HCO3 - TA TAC Titres alcalimétriques TA, TAC, TAOH OH - CO3 - - TAOH TA TAC CO3 - - HCO3 - TA TAC Teneur en hydroxydes = TAOH Teneur en carbonates = 2 TA – 2 TAOH Teneur en bicarbonates = TAC – 2 TA  Généralités Phénomène d’entartrage L’entartrage d’un réseau correspond à la précipitation plus ou moins complète des sels de calcium et de magnésium constituant la dureté de l’eau. L’entartrage dépend de la nature et de la concentration en sels, de la teneur en CO2 libre dans l’eau, de la nature des récipients et des conditions de fonctionnement.  CO2 dans l’eau On trouve le CO2 sous deux formes : Soit libre, - Une partie sert à maintenir les carbonates en suspension et on l’appelle « CO2 équilibrant ». - Le CO2 excédentaire au CO2 équilibrant est appelé « CO2 agressif ». Soit combiné, pour former les molécules de carbonate et de bicarbonate.  CO2 dans l’eau CO2 total CO2 libre CO2 combiné CO2 CO2 agressif CO3 HCO3 équilibrant carbonates bicarbonates  Équilibre calco-carbonique L’équilibre est obtenu lorsque le CO2 libre est égal ou supérieur au CO2 équilibrant. Les tartes restent alors en suspension dans l’eau. Si, par dégazage dû à une montée en température ou à une baisse de pression, le CO2 libre diminue et devient inférieur au CO2 équilibrant, il y a déséquilibre calco-carbonique. Les tartres (carbonates et bicarbonates de calcium en particulier) vont précipiter. L’eau devient opaque et le phénomène d’entartrage s’enclenche. Le phénomène d’entartrage sera plus important aux endroits les plus chauds (chaudières, échangeurs) et aux endroits où la pression est basse. (dégazeurs, points de puisages, fuites)  Équilibre calco-carbonique CO2 équilibrant CO2 agressif Carbonates de calcium + équilibre Précipitation des tartres jusqu’à nouvel équilibre  Désordres liés à l’entartrage La précipitation de tartre et sa cristallisation sur les surfaces métalliques conduit à de nombreux désagréments d’ordre technique ou pratique. - Désordres techniques : Le tartre réduit la section utile des conduites et peut même les obstruer. Ceci va modifier les pertes de charges et donc les débits. Le tartre est très mauvais conducteur (0,7 W/m²K), il réduit le rendement des échangeurs et provoque une surconsommation énergétique importante.  Augmentation de consommation d’énergie 60% 50 % 40 % 30 % 20 % 10 % 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 mm  Désordres liés à l’entartrage - Désordres techniques (suite) : Amorce de corrosion sous dépôt de tarte: le tartre n’est pas imperméable à l’eau et ne protège pas le métal des attaques corrosives. Blocage de robinetterie qui se met à goutter: les tartres carbonatés provoquent un durcissement des joints d’étanchéité qui deviennent cassants. Blocage des organes de réglage et de sécurité : vanne thermostatique, groupe de sécurité, soupape… L’entartrage des surfaces métalliques contribue à la dégradation des matériaux et réduit leur longévité. Il ne participe pas à la protection contre la corrosion.  Désordres liés à l’entartrage - Désordres pratiques : L’emploi d’une eau dure dans les tâches domestiques crée des difficultés telles que : - allongement du temps de cuisson de certains aliments (légumes secs), - modification du goût des boissons chaudes (café, thé), - consommation accrue de savons et de détergents, - attaque des fibres textiles. En conclusion,le phénomène d’entartrage est lié à la présence de calcium et/ou de magnésium dans l’eau et provoque des difficultés dans certains emplois, industriels ou domestique, de l’eau brute.  Entartrage des tuyauteries Fer noir Faible Acier galvanisé Aisé Cuivre Facile Fonte Aisé Alliage léger Très aisé Acier inox Nul Bronze Faible Laiton Faible P.V.C. Très aisé  Généralités La corrosion répond à une loi naturelle permettant aux métaux de revenir à leur forme de composés chimiques. Dans la nature, le fer n’existe pas sous forme Fe, mais sous forme d’oxydes Fe2O, Fe2O3, Fe3O4, c’est lors de sa transformation en fer industriel ou en acier qu’il perd son oxygène pour devenir du fer métal Fe. Par la suite, la nature et particulièrement l’eau reconvertit le fer métal en oxydes (rouille). En pratique, dans les installations hydrauliques, la corrosion correspond à une dégradation du métal dans l’eau. Cette attaque se déroule généralement en trois étapes : - phase d’initiation (corrosion primaire), - phase d’activation, - perforation.  Phase d’initiation, corrosion primaire Si l’on plonge dans de l’eau une barre de fer, le fer à tendance à s’ioniser en ions ferreux qui ont eux-mêmes tendance à passer en solution dans l’eau. Fe Fe + + + e -- Il se forme alors progressivement, à l’interface fer-eau un nuage d’ions positifs dans la phase liquide et un nuage d’électrons négatifs dans le métal. Il se passe alors un processus électrochimique avec l’oxygène et l’hydrogène contenus dans l’eau pour former une barrière physique d’hydroxydes qui conduit à un blocage de la dissolution du métal. Cette étape correspond à la polarisation du site de corrosion qui en théorie est atteinte rapidement et permet de stopper la dissolution du métal dans l’eau. Mais de nombreux facteurs empêchent d’obtenir cette situation d’équilibre et dépolarisent le site de corrosion.  Phase d’initiation, corrosion primaire Facteurs courants de dépolarisation du site : Un pH trop bas (suite à une augmentation de température par exemple) qui augmente la concentration d’ions H+ qui vont réagir avec les hydroxydes OH - pour reformer de l’eau et rompre ainsi la barrière physique hydroxydes. Une vitesse d’écoulement d’eau trop importante provoque un balayage de la surface métallique et par conséquent un entraînement de la barrière physique.  Échelle de Nernst métal Potentiel (volts) Platine + 1,60 Or + 1,42 Argent + 0,81 Cuivre + 0,35 Hydrogène 1 Plomb - 0,13 Fer - 0,44 Zinc - 0,76 Aluminium - 1,34 Magnésium - 1,80  Corrosion directe par l’oxygène dissous L’un des facteurs essentiels au développement d’une attaque corrosive est la présence d’oxygène dans l’eau. La corrosion par l’oxygène dissous se traduit par des piqûres plus ou moins profondes du métal. La surface du métal est recouverte d’hydroxyde ferreux Fe(OH) 2 qui en présence d’oxygène se transforme en hydroxyde ferrique Fe(OH) 3 insoluble dans l’eau. L’hydroxyde ferrique vient recouvrir l’hydroxyde ferreux et l’ensemble donne un dépôt en forme de champignon (pustule de corrosion). Le dépôt est poreux et n’arrête pas le processus de corrosion. Au contraire, il se produit une activation de la corrosion sous le champignon d’hydroxyde et le creusement de la piqûre de corrosion.  Corrosion indirecte par aération différentielle L’expérience d’Evans montre que si l’on plonge deux barres d’un même métal dans de l’eau et que si l’on fait barboter de l’oxygène sur l’une des barres, un courant s’établit entre les deux barres et que la barre non oxygénée se corrode. L’oxygénation modifie le potentiel d’un métal, si un même métal est soumis à une oxygénation différente sur deux points distincts, il s’en suit la création d’un courant et la corrosion du point le moins oxygéné. Cette corrosion, très courante, est nommée corrosion par aération différentielle.  Expérience d’Evans G A B On fait barboter de l’oxygène sous la plaque A. Le galvanomètre indique un passage de courant de A vers B. A est cathode, B est anode.  Expérience d’Evans G A B Deux plaques A et B d’un même métal sont plongées dans de l’eau et reliées aux bornes d’un galvanomètre G. Aucun courant électrique ne circule entre A et B.  Expérience d’Evans G A B On fait barboter de l’oxygène sous la plaque B. Le galvanomètre indique un passage de courant de B vers A. A est devenue anode et B cathode.  Expérience d’Evans G A B On inverse à nouveau le barbotage d’oxygène. Le courant électrique s’inverse de nouveau. Si l’on prolonge l’expérience on voit que la plaque B se corrode.  Corrosion indirecte par aération différentielle Cette situation d’aération différentielle peut se présenter : - Entre deux points d’un même métal à des températures différentes. - Lorsque localement la surface métallique est recouverte d’un dépôt. (dépôt discontinu de tartre, dépôt de sable…) - Lorsque le métal est recouvert par de l’eau stagnante s’appauvrissant en O 2 à côté de zones où l’eau est mieux renouvelée. (raccords filetés…) - Lorsque localement s’opèrent des dégazages et que des bulles d’oxygène s’accrochent à la surface métallique.  Corrosion galvanique Cette corrosion résulte de la formation de couples galvaniques dans un milieu aqueux qui joue le rôle d’électrolyte, d’autant plus actif qu’il sera chargé en sels ionisant et en gaz dissous. Lorsque deux métaux de nature différente sont mis en présence dans un même milieu électrolytique, le métal ayant le potentiel le plus faible (dans l’échelle de Nernst) devient anode et se corrode, alors que celui qui a le potentiel le plus fort devient cathode et ne se corrode pas. Il s’établit une différence de potentiel entre les deux métaux permettant à la pile de corrosion de fonctionner d’autant plus intensément que les métaux sont éloignés dans l’échelle de Nernst et que la conductivité de l’eau est forte.  Facteurs généraux de corrosion De nombreux paramètres favorisent ou aggravent la corrosion : - Corrosion par le CO2 agressif qui empêche la formation du film protecteur naturel. - Corrosion par les chlorures qui rendent les couches d’oxyde de fer (rouille) beaucoup plus perméables à l’eau. - Corrosion par les produits caustiques se concentrant dans les fêlures existant à la surface du métal. - Corrosion par des organismes vivants (bactéries de la corrosion). - Corrosion par érosion et cavitation correspondant à une destruction mécanique de la surface métallique.  Facteurs généraux de corrosion - influence de la vitesse de circulation de l’eau : trop faible elle favorise la corrosion sous dépôt, trop élevée elle détruit les dépôts protecteurs et peut engendrer une aération différentielle. - influence de la température : la vitesse de corrosion augmente avec la température de l’eau. - influence de la bonne utilisation des métaux : Jusqu’à 60 °C le potentiel du fer est supérieur à celui du Zinc (rendant possible la galvanisation du fer) mais pour une température supérieure et en présence d’une eau saturée en oxygène et contenant des ions nitrate et sodium, on constate une inversion de polarité qui conduit à la disparition de la galvanisation et à la perforation du tube.  Perforation et vitesse de corrosion L’aboutissement de toute attaque corrosive sera la perforation du matériau qui interviendra à plus ou moins brève échéance selon : - la vitesse de corrosion, - la nature de la corrosion, (il faut distinguer la corrosion généralisée qui conduira rarement à un sinistre de la corrosion perforante qui y conduit systématiquement) - l’épaisseur de la paroi métallique attaquée. La vitesse de corrosion augmente avec température qui diminue la viscosité et accélère la diffusion de l’O2 La vitesse de corrosion augmente si la surface cathodique est supérieure à la surface anodique.  Corrosion des tuyauteries Fer noir Important sans protection Acier galvanisé Faible à froid t < 25 °C Important à chaud t > 65 °C Cuivre Très faible sauf CO2 en excès et présence d’ammoniac Fonte Sans conséquence (importante épaisseur) Alliage léger Très faible pour pH < 7,5 Important pour pH alcalin Acier inox Très faible sauf eau riche en chlorures Bronze Faible Laiton Important pour pH alcalin P.V.C. Nul  Généralités En règle générale, les eaux de distribution publique sont désinfectées et donc exemptes d’organismes vivants. Les micro organismes prolifèrent essentiellement dans les circuits industriels (chauffage, refroidissement…) lorsque les conditions favorables à leur développement sont réunies (température, aération, stagnation de l’eau, lumière…). L’accumulation de micro organismes peut conduire à une corrosion bactérienne et au colmatage des réseaux hydrauliques et des échangeurs thermiques. La prévision des désordres nécessite la connaissance parfaite de la composition physico-chimique de l’eau alimentant le circuit.  Bactéries Micro organisme Type de problème Génératrice de « Slime » Formation de boues, entravant le débit d’eau et favorisant la croissance des autres organismes. Bactéries sporulées Généralement inertes Bactéries ferrugineuses Oxydation et déposition du fer en le transformant de soluble en insoluble Bactéries nitrifiantes Produisent de l’acide nitrique et peuvent provoquer d’importantes corrosions Bactéries sulfato-réductrices Produisent des sulfures et provoquent des corrosions localisées importantes Bactéries anaérobies Créent des zones localisées très corrosives corrosives libérant des produits corrosifs  Algues Micro organisme Conditions de développement Type de problème Température de l’eau de 20 à Provoquent des bouchages 30 °C en milieu riche en de tubulures et des Algues éléments nutritifs (phosphates, agglomérats denses dans matières organiques) et les réservoirs. exposition à la lumière solaire.  Champignons, moisissures Micro Conditions de développement Type de problème organisme Eau froide inférieure à 30 °C Provoquent une Champignons contenant des éléments nutritifs, dégradation du bois et moisissures pH légèrement acide, des tâches avec ou sans lumière.  Protozoaires Micro organisme Conditions de développement Type de problème Protozoaires Milieu contaminé par les bactéries. Signe d’une désinfection insuffisante.  Micro organismes évolués Micro organisme Conditions de développement Type de problème Moules, Eau froide riche en éléments coquillages… nutritifs (plancton, matière bouchages des conduites. organique).  Analyse des eaux L’analyse de l’eau est généralement réalisée dans un but précis: contrôle de potabilité, étude de corrosion, étude d’un problème industriel etc… et doit permettre de déterminer les concentrations en gaz, en sels dissous et la mesure de paramètres tels que pH, TH, TA, TAC, résistivité… Selon l’importance du problème, plusieurs solutions sont envisageables : - analyse complète de type I (physique, bactériologique, chimique) à valeur contractuelle réalisée par un laboratoire officiel agréé pour le contrôle sanitaire des eaux. - analyse spécifique en laboratoire selon les normes AFNOR « essais des eaux » (normes T). - contrôle rapide in situ à l’aide de trousses d’analyse spécifiques et à précision limitée.  Analyse des eaux Eau Eau de Eau de Eau Alimentation Analyse sanitaire chauffage Eau de refroidissem naturelle à d’un poste Eau de Paramètres n° froide ou chaude ou chaudière ent ou usage d’osmose piscine chaude sur- vapeur d’humidific industriel inverse chauffée ation d’air (3) pH 201 Résistivité O2 dissous 403 CO2 libre 301 CO2 agressif TH 302 TAC 306 SAF 315 SO4 Cl 314 SiO2 204 Ca 303 Fe 203 Mn  Analyse des eaux Valeurs d’analyse préconisées dans les circuits fermés Paramètres Eau glacée Eau de chauffage Aspect Incolore et limpide pH à 20 °C 9,5 à 10,5 (maximum 8,5 en présence d’aluminium et 9 en présence de galvanisé) TH en °f 0 à 10 °f 0 à 6 °f TA en °f 2 à 10 °f TAC en °f En général de 20 à 40 °f Chlorure en °f Identique à l’eau d’appoint en général de 4 à 8 °f Conductivité à 25 °C Identique à l’eau d’appoint plus le supplément apporté par les produits de traitement Silice en SiO2 mg/L Identique à l’eau d’appoint en général 5 à 10 mg/L Phosphates en P2O5 0,5 à 1 mg/L ou plus en eau adoucie Fer dissous en mg/L Le plus faible possible avec fer total peu supérieur au fer dissous, 1 mg/L est acceptable. Fer total en mg/L Le plus faible possible avec fer total peu supérieur au fer dissous, 1 mg/L est acceptable. Taux de corrosion Inférieur à 50 microns par an Volume d’appoint Le plus faible possible  Risques de développement dans les tuyauteries Fer noir Grand (bactéries) Acier galvanisé Nul sur galvanisation Cuivre Nul en général Fonte Important Alliage léger faible Acier inox Nul en général Bronze Nul Laiton Nul P.V.C. Important  Principaux éléments générateurs de tartres Les éléments générateurs de tartres sont généralement des sels minéraux peu solubles ou instables tels que : Les bicarbonates alcalino-terreux de calcium et de magnésium Ils sont instables et peuvent facilement se décomposer en donnant du CO 2 et des carbonates qui sont très peu solubles dans l’eau et apparaissent sous forme solide qui précipite. On obtient des tartres dits « tartres carbonatés » qui sont friables, adhérents et isolants thermiques. On élimine ces tartres par voie mécanique (fraisage, brossage) ou par voie chimique (ces tartres sont totalement solubles dans l’acide chlorhydrique). On peut prévoir la tendance d’une eau à former ces tartres en connaissant, entre autre son TH et son TAC.  Principaux éléments générateurs de tartres Le sulfate de calcium Contrairement à la majorité des sels minéraux, la solubilité du sulfate de calcium décroît au fur et à mesure que la température s’élève. Dans les eaux naturelles, la concentration est souvent faible et inférieure à la limite de solubilité du sulfate de calcium. Cependant si l’eau s’évapore, par exemple, cette limite de solubilité peut être atteinte. Ce sel forme alors un « tartre sulfaté » très dur, très adhérent et très bon isolant thermique. Les tartres sulfatés ne peuvent que très difficilement être éliminés par voie chimique. On peut prévoir la tendance d’une eau à former ces tartres en connaissant son TH et son titre en sulfates TSO4.  Principaux éléments générateurs de tartres La silice De même que les carbonates et les sulfates de calcium, la silice peut précipiter dans certaines conditions (TAC faible, concentration et température élevées) et donner naissance à de « tartres siliceux » excessivement durs, ayant parfois un aspect vitreux, très adhérents. L’élimination des tartres siliceux ne peut se faire par voie chimique et ne peut se faire que par moletage. Le fer Par oxydation à l’air ou à l’oxygène dissous, le fer se transforme en oxydes (la rouille) qui peuvent se rassembler à certains points de circulation moindre et former des dépôts friables, peu adhérents, éliminables par voie mécanique ou chimique (acide chlorhydrique ou citrique).  Protection contre la formation des tartres La protection contre la formation des tartres sera fonction de la nature du tartre dont on veut éviter la formation. Quelque soit le type de tartre, il existe trois procédés généraux : - le maintien de la concentration en-deçà de leur limite de solubilité, - l’épuration qui consiste à éliminer de l’eau les éléments générateurs de tartres, - le conditionnement qui consiste à additionner à l’eau un réactif qui maintient en dispersion les produits devenus insolubles et qui précipitent, s’opposant ainsi à leur rassemblement en dépôts incrustants, ou bien, qui modifie la composition de l’eau de telle façon que les générateurs de tartres ne peuvent plus précipiter. Il est évident que l’usage qui sera fait de l’eau guide le traiteur sur le choix d’un procédé ou de leurs combinaisons. Une eau de consommation humaine, par exemple, ne devra en aucun cas perdre sa potabilité.  Procédés d’épuration Protection contre les tartres carbonatés Puisque ces tartres ont pour origine les carbonates d’une part et le calcium d’autre part, on pourra éliminer de l’eau : - tous les carbonates, c’est la décarbonatation qui peut se faire par addition d’acide chlorhydrique ou sulfurique, - toute la dureté, c’est l’adoucissement par permutation sodique, - la dureté carbonaté, c’est une décarbonatation qui est effectuée soit sur une résine échangeuse d’ion qui fixe les carbonates, soit par addition de chaux (décarbonatation à la chaux).  Procédés de conditionnement Pour le traitement des eaux dans le but d’éviter la formation de tartres, on utilise : - les agents dispersants, qui maintiennent en suspension les éléments précipités et s’opposent à leur rassemblement en dépôts incrustants. Parmi ceux-ci : les polyphosphates, les silicates, les dispersants organiques tels que les tanins, les tanates et les lignosulfonates, - les agents alcalins, qui entraînent la précipitation des éléments insolubles sous forme amorphe ou peu incrustante, ou bien qui maintiennent ces éléments en solution (c’est le cas de la silice).  Procédés d’épuration Protection contre les tartres sulfatés Il est possible pour éviter la formation de tartres sulfatés d’éliminer de l’eau : - soit toute la dureté, c’est l’adoucissement par permutation sodique, - soit les sulfates, par déminéralisation totale. Protection contre les tartres siliceux On assurera une protection contre la formation des tartres siliceux en éliminant la silice par échangeurs d’ions ou à l’aide d’aluminate de soude, de sulfate de magnésium ou de magnésie.  Adoucissement par permutation sodique Une résine, placée dans l’adoucisseur, retient le calcium et le magnésium, Lorsque les résines sont saturées, il faut les « régénérer », en les détassant, puis en faisant passer de la saumure initialement préparée dans un bac. Le chlorure de sodium va prendre la place du calcium et du magnésium, qui seront chassés à l’égout. Il ne restera plus qu’à rincer les résines et à repréparer la saumure. Ces opérations sont faites automatiquement. Durant la phase de « régénération », l’adoucisseur est bipassé, pour maintenir une alimentation en TH = 0 il est nécessaire de disposer d’un deuxième adoucisseur.  Pompes doseuses Une pompe doseuse permet d’injecter un produit de traitement dans un réseau hydraulique. Elle se compose d’un bac dans lequel se trouve le produit liquide à injecter, d’une pompe à membrane et d’un « régulateur- programmateur » qui permet de doser la fréquence et le volume de produit à injecter en fonction de la pression du réseau hydraulique. Tous les éléments constitutifs en contact avec les produits de traitement sont en matière résistantes aux acides et aux bases.  Principe général de protection Hormis les corrosions-érosions dues à des problèmes mécaniques, toutes les corrosion ont pour origine la création de « piles électriques » constituées par : - une anode qui libère des électrons et des ions fer, - un liquide conducteur de courant, - une cathode qui capte les électrons libérés par l’anode. Il apparaît que la lutte contre la corrosion consistera : - à bloquer les réactions anodiques, - à bloquer les réactions cathodiques, - à bloquer, à la fois, les réactions anodiques et cathodiques.  Contrôle des réactions anodiques et cathodiques Contrôle des réactions anodiques : Elle consiste à contrôler la migration des électrons et des ions ferreux et ne peut s’obtenir qu’en formant à la surface du métal, une couche imperméable qui s’oppose à ces migrations. Contrôle des réactions cathodiques : Les principaux facteur des réactions cathodique étant les ions hydrogène H + et l’oxygène. La réduction de concentration en ion H+ est obtenue en augmentant le pH. On peut également utiliser un réducteur d’oxygène adapté.  Destruction des organismes vivants Les algues et bactéries peuvent être détruites au moyen du chlore et de ses dérivés (eau de Javel, hypochlorites…) mais aussi au moyen d’agents biocides puissants comme les polychlorophénols* (toxiques pour l’homme donc réservés aux circuits d’eau industriels) ou les ammoniums quaternaires*. *produits toxiques et dangereux à usage réglementé.  Formation d’une couche protectrice Les différentes réactions électrochimiques peuvent être bloquées en isolant le métal de l’eau, en formant une couche protectrice. En formant une couche de magnétite (oxyde naturel du fer) qui se fera rapidement aux températures supérieures à 200°C mais qui ne pourra être obtenue à plus basse température qu’en utilisant des réducteurs d’oxygène puissants (tanins, sulfites, hydrazine*) et en relevant le pH de l’eau. En formant un film protecteur, en utilisant les phosphates, les tanins, les amines grasses, les chromates, les nitrites… *produit toxique et dangereux à usage réglementé.