Cours VET «Environnement atmosphérique et qualité de l air» Chimie de la phase aqueuse Formation des acides

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1 Cours VET «Environnement atmosphérique et qualité de l air» Chimie de la phase aqueuse Formation des acides Christian Seigneur Cerea

2 Plan Chimie de la phase aqueuse : pollution acide Représentation des équilibres thermodynamiques Équilibre gaz / gouttelette Équilibres de dissociation aqueuse pour les bases et les acides Électroneutralité de la phase aqueuse Transfert de masse (diffusion et absorption) Exemples Expérience en laboratoire Simulations de nuages et de brouillard

3 Formation de l acide nitrique Système de réactions hétérogènes NO 3 + H 2 O => HNO 3 + OH NO 2 + O 3 => NO 3 + O 2 NO 2 + OH => HNO 3 NO 3 + NO 2 <=> N 2 O 5 N 2 O 5 + H 2 O => 2 HNO 3 NO x

4 Formation de l acide nitrique Phase gazeuse diurne : OH NO 2 + OH => HNO 3 Ces réactions sont négligeables pendant la nuit parce que OH n est pas produit en l absence de rayonnement solaire (à l exception de la réaction du PAN en présence de fortes concentrations de NO) Ce système de réactions n est pas linéaire pour NO 2 => HNO 3 Un changement de x% en NO 2 mène à un changement en concentrations de radicaux OH ce qui affecte la cinétique de la réaction et donc un changement en acide nitrique qui n est pas exactement x% k = ppm -1 min -1 ; R = k [NO 2 ] [OH] une oxydation de NO 2 de plusieurs % par heure en été pendant la journée

5 Formation de l acide nitrique Phase gazeuse nocturne : O 3 NO 2 + O 3 => NO 3 + O 2 NO 3 + H 2 O => HNO 3 + OH NO 2 + NO 3 <=> N 2 O 5 N 2 O 5 + H 2 O => 2 HNO 3 Ces réactions sont négligeables pendant la journée parce que NO 3 est rapidement photolysé : NO 3 + hν => NO + O 2 Les réactions d hydrolyse (NO 3 + H 2 O et N 2 O 5 + H 2 O) sont beaucoup plus rapide quand elle ont lieu de façon hétérogène à la surface de gouttelettes

6 Formation de l acide nitrique Phase gazeuse nocturne : O 3 NO 2 + O 3 => NO 3 + O 2 NO 3 + H 2 O => HNO 3 + OH NO 2 + NO 3 <=> N 2 O 5 N 2 O 5 + H 2 O => 2 HNO 3 Ce système de réactions est fortement non-linéaire pour NO 2 => HNO 3 Un changement de x% en NO 2 mène à un changement en concentrations d O 3 ce qui affecte la cinétique de la réaction et donc un changement en acide nitrique qui n est pas exactement x%

7 Formation de l acide nitrique Phase gazeuse : composés organiques NO 3 + RH => HNO 3 + R Ces réactions sont rarement dominantes dans la formation d HNO 3

8 Formation de l acide sulfurique Système de réactions non-linéaires H 2 O 2 SO 2 + O 3 => H 2 SO 4 O 2 SO 2 + OH => H 2 SO 4 + HO 2 SO 2

9 Formation de l acide sulfurique Phase gazeuse : OH SO 2 + OH + M => HOSO 2 + M HOSO 2 + O 2 => SO 3 + HO 2 SO 3 + H 2 O + M => H 2 SO 4 + M SO 2 + OH => H 2 SO 4 + HO 2 HO 2 + NO => OH + NO 2 Ce système de réactions est linéaire pour SO 2 => H 2 SO 4 Un changement de x% en SO 2 mène à un changement de x% en acide sulfurique

10 Formation de l acide sulfurique Phase gazeuse : OH SO 2 + OH + M => HOSO 2 + M HOSO 2 + O 2 => SO 3 + HO 2 SO 3 + H 2 O + M => H 2 SO 4 + M SO 2 + OH => H 2 SO 4 + HO 2 La première réaction limite la cinétique, c est-à-dire que les réaction suivantes sont plus rapides. Donc, on représente la cinétique de l ensemble du système de réactions par la cinétique de la première réaction : k = 1500 ppm -1 min -1 ; R = k [SO 2 ] [OH] une oxydation de SO 2 de l ordre de 1% par heure en été pendant la journée

11 La phase aqueuse atmosphérique : concentration et activité Concentration d une espèce en solution aqueuse : - Fraction molaire : nombre de moles par mole d eau (x i ) - Molalité : nombre de moles par kg d eau (m i ) - Molarité : nombre de moles par litre d eau (c i ) Donc, pour des polluants «trace» : m i ~ c i Activité d une espèce dans une solution non-idéale : où : α i = γ i x i x i = fraction molaire α i = activité γ i = coefficient d activité ; il dénote la déviation de la solution par rapport à une solution idéale

12 La phase aqueuse atmosphérique : équilibre Potentiel chimique d une espèce : µ i = µ i * + R T ln(γ i x i ) Énergie de Gibbs : G = Σ µ i n i µ i : potentiel chimique de l espèce i n i : nombre de moles de l espèce i Le système est à l équilibre thermodynamique lorsque dg/dn i = 0, c est-à-dire lorsque l énergie de Gibbs est minimisée.

13 La phase aqueuse atmosphérique : équilibre avec la phase gazeuse Loi de Henry (solution diluée) : A(g) <=> A(aq) [A(aq)] = H A P A [A(aq)] : molarité de A (mole par litre ou M) P A : pression partielle de A (atm) H A : constante de Henry (M atm -1 ) Remarques importantes : - La constante de Henry peut-être définie avec d autres unités et est parfois définie comme le rapport inverse (concentration en phase gazeuse / concentration en phase aqueuse) - La loi de Henry n est applicable qu aux espèces en faible concentration

14 Constante de Henry effective Équilibre gaz/eau HA(g) <=> HA(aq) Équilibre de dissociation HA(aq) <=> A - + H + Constantes d équilibre : [HA(aq)] = H HA P HA [A - ] [H + ] / [HA(aq)] = K HA [HA(aq)], [A-], [H+]: molarités (M) P HA : pression partielle de A (atm) H HA : constante de Henry (M atm -1 ) K HA : constante de dissociation de l acide HA (M)

15 Constante de Henry effective Monoacide On définit la constante de Henry effective, H HA, eff comme l équilibre entre l espèce en phase gazeuse et toutes les espèces correspondantes en phase aqueuse : Constantes d équilibre : En substituant : [HA(aq)] + [A - ] = H HA, eff P HA [HA(aq)] + ([HA(aq] K HA / [H + ]) = H HA, eff P HA [HA(aq)] (1 + K HA / [H + ]) = H HA, eff P HA H HA (1 + K HA / [H + ]) = H HA, eff

16 Constante de Henry effective Diacide Cette équation peut-être généralisée dans le cas d une deuxième dissociation (pour les diacides comme l acide sulfurique). Équilibre gaz/eau Équilibres de dissociation H 2 A(g) <=> H 2 A(aq) H 2 A(aq) <=> HA - + H + K HA1 Constantes de Henry effective : HA - (aq) <=> A 2- + H + K HA2 H H2A (1 + (K HA1 / [H + ]) + (K HA1 K HA2 / ([H + ] 2 )) = H H2A, eff

17 Constante de Henry effective Bases et acides On peut définir des constantes de Henry effectives aussi pour les bases (par exemple l ammoniac, NH 3 ) La constante de Henry effective dépend du ph. Pour un acide, elle diminue quand le ph diminue (moins de dissociation des acides en milieu acide). Pour une base, elle augmente quand le ph diminue (plus de dissociation des bases en milieu acide).

18 Constantes de Henry pour quelques polluants H < 10 3 M atm -1, assez insoluble, principalement en phase gazeuse 10 3 < H < 10 5, modérément soluble, distribution entre la phase gazeuse et la phase aqueuse H > 10 5, très soluble, principalement en phase aqueuse

19 Distribution entre la phase gazeuse et la phase aqueuse A(g) Équilibre de Henry : A(aq) C aq concentration en phase aqueuse en g (m 3 air) -1 C g concentration en phase gazeuse en g (m 3 air) -1 ) H = [A(aq)] / [A(g)] ; en M/atm, c est à dire en mole par litre d eau / atmosphère L = contenu en eau liquide en g d eau / m 3 d air [A(aq)] en M => C aq = [A(aq)] * masse molaire * 10-3 * L [A(g)] en atm => C g = [A(g)] * 40,9 * masse molaire (à 1 atm et 25 C) H = (C aq / (10-3 L)) / (C g / 40,9) C total = C g + C aq ; f aq (fraction en phase aqueuse) = C aq / (C g + C aq ) f aq = 1 / (1 + (40,9) / (10-3 L H))

20 Distribution entre la phase gazeuse et la phase aqueuse A(g) A(aq) f aq (fraction en phase aqueuse) = 1 / (1 + (40,9) / (10-3 L H))

21 Équilibre de dissociation de l eau H 2 O H + + OH - H + ion hydrogène OH - ion hydroxide ' K w = [ H + ][ OH [ H 2 O] ] K w = M à 298K [H 2 O] conc. de l eau = 55.5 M K K ' w[ H 2 O] w = K w = M 2 à 298K [H + ] = [OH - ]= M ph = 7.0 pour l eau pure à 298 K

22 La phase aqueuse atmosphérique CO 2 (g) <=> CO 2 (aq) H = 3,4 x 10-2 M atm -1 CO 2 (aq) + H 2 O(l) <=> H 2 CO 3 H 2 CO 3 <=> HCO 3- + H + K = 4,3 x 10-7 M HCO 3 - <=> CO H + K = 4,7 x M H 2 O <=> H + + OH - K = M 2 Équation d électroneutralité de la solution aqueuse : [H + ] = [HCO 3- ] + 2 [CO 3 2- ] + [OH - ]

23 La phase aqueuse atmosphérique La concentration du dioxyde de carbone est actuellement environ 370 ppm Le ph de l eau des nuages peut être calculé à partir de la concentration atmosphérique du CO 2

24 Équilibre du formaldéhyde HCHO(g) HCHO(aq) H * HCHO = M atm -1 à 298 K

25 Équilibre du peroxyde d hydrogène H 2 O 2 (g) H 2 O 2 (aq)

26 Équilibre de dissociation de l acide nitrique H * HNO3 x aq = * 1+ H HNO RTw 3 L RTw Pour L > 0.1 g m -3 et ph > 2, HNO 3 est présent en phase aqueuse en tant que ions nitrates : NO 3 - L

27 Dissolution de SO 2 en milieu aqueux SO 2 (g) <=> SO 2 (aq) H = 1,23 M atm -1 SO 2 (aq) + H 2 O(l) <=> H 2 SO 3 H 2 SO 3 <=> HSO 3- + H + K = 1,3 x 10-2 M HSO 3 - <=> SO H + K = 6,6 x 10-8 M SO 2 est un acide faible : il n est pas totalement dissocié en solution aqueuse [S(IV)] = [H 2 SO 3 ] + [HSO 3- ] +[SO 3 2- ]

28 Dissolution de SO 2 en milieu aqueux

29 Dissolution de H 2 SO 4 en milieu aqueux H 2 SO 4 <=> HSO 4- + H + HSO 4 - <=> SO H + H 2 SO 4 est un acide fort : il se dissocie facilement en solution aqueuse [S(VI)] = [H 2 SO 4 ] + [HSO 4- ] +[SO 4 2- ]

30 Équilibre de dissociation de l ammoniac Pour ph < 8, l ammoniaque aqueux est présent principalement en tant que NH 4 + Pour ph < 5, NH 3 est présent principalement en phase aqueuse

31 Formation de l acide sulfurique Phase aqueuse : H 2 O 2 HSO 3- + H 2 O 2 => HSO 4- + H 2 O Cette réaction dépend assez peu du ph La cinétique de cette réaction est rapide et la durée de vie du SO 2 est de l ordre de quelques minutes seulement H = 7,4 x 10 4 M /atm pour H 2 O 2 d[hso 4- ] / dt = (7,5 x 10 7 [H + ] [H 2 O 2 ] [HSO 3- ]) / ( [H + ]) M s -1

32 Formation de l acide sulfurique Phase aqueuse : H 2 O 2 SO 2 + H 2 O 2 => H 2 SO 4 Si [SO 2 ] < [H 2 O 2 ] : un changement de x% en SO 2 mène à un changement de x% en acide sulfurique et le système est donc linéaire Si [SO 2 ] > [H 2 O 2 ] : un changement de x% en SO 2 mène à un changement de 0% en acide sulfurique tant que [SO 2 ] > [H 2 O 2 ] et le système est donc non-linéaire ; si [SO 2 ] > [H 2 O 2 ], la réaction s arrête quand tout H 2 O 2 a été consommé : on dit que le système est limité par la quantité d oxydant

33 Chimie de la phase aqueuse SO 2 versus H 2 O 2 Les mesures effectuées dans des atmosphères nuageuses montrent que SO 2 et H 2 O 2 ne sont pas présents simultanément. Cette observation suggère que la réaction entre SO 2 et H 2 O 2 est rapide et que seule l espèce qui avait la plus grande concentration initiale subsiste. Schwartz, Ann. NY Acad. Sci., 502, (1987)

34 Formation de l acide sulfurique Phase aqueuse : O 3 H 2 SO 3 + O 3 => H 2 SO 4 + O 2 k = 2.4 x 10 4 M -1 s -1 HSO 3- + O 3 => HSO 4- + O 2 k = 3.7 x 10 5 M -1 s -1 SO O 3 => SO O 2 k = 1.5 x 109 M -1 s -1 S(IV) + O 3 => S(VI) H O3 = 9,4 x 10-3 M/atm Cette réaction dépend fortement du ph La cinétique de ces réactions est rapide mais la durée de vie du SO 2 est de l ordre de quelques dizaines de minutes et est donc plus lente que l oxydation par H 2 O 2

35 Formation de l acide sulfurique Phase aqueuse : O 3 SO 2 + O 3 => H 2 SO 4 Lorsque H 2 SO 4 se forme, le ph décroît (milieu plus acide), la cinétique ralentit et la formation de H 2 SO 4 diminue => cette réaction s autolimite. Par conséquent, une diminution de x% en SO 2 ne mène pas à un changement de x% en acide sulfurique, mais à une diminution moindre

36 Formation de l acide sulfurique Phase aqueuse : O 2 S(IV) (+ Mn 2+, Fe 3+ ) => S(VI) Cette réaction est catalysée par des ions métalliques tels que Fe 3+ et Mn 2+. La cinétique de ces réactions est rapide seulement quand le ph environ > 4, donc en milieu basique; la cinétique ralentit fortement quand le ph baisse et, par conséquent, cette réaction s autolimite. Par conséquent, une diminution de x% en SO 2 ne mène pas à un changement de x% en acide sulfurique, mais à une diminution moindre

37 Chimie de la phase aqueuse Cinétiques d oxydation de SO 2 En milieu acide, seul l oxydation par H 2 O 2 est importante. L oxydation par l ozone et l oxygène s autolimite puisque la formation de l acide sulfurique fait diminuer le ph et, par conséquent, ralentit la cinétique. Source : Martin.

38 Chimie hétérogène Transfert de masse Les différentes étapes sont : 1. Diffusion dans la phase gazeuse 2. Accomodation et absorption dans la goutte (ou adsorption sur une particule) 3 et 5. Diffusion dans la goutte 4. Réaction 6. Volatilisation

39 Chimie hétérogène Transfert de masse Cinétique d absorption dans la goutte : a : rayon de la goutte (cm) D g : coefficient de diffusion dans le gaz (cm 2 / s) v : vitesse moléculaire dans la phase gazeuse (cm / s) α : coefficient d accomodation A : surface de la goutte (cm 2 / cm 3 ) n X : concentration dans la phase gazeuse (molécules / cm 3 ) La diffusion domine pour les grosses gouttes (ou particules) alors que le transfert à la surface domine pour les petites gouttes (ou particules)

40 Chimie hétérogène Coefficients d accomodation Données expérimentales de différents laboratoires

41 Oxydation de SO 2 par H 2 O 2 Expérience en laboratoire d absorption et de réaction de SO 2 avec H 2 O 2 et formation d acide sulfurique Waltrop et al., J. Atmos. Chem., 12, 1-17 (1991)

42 Oxydation de SO 2 en sulfate et de NO x en nitrate Simulation d un nuage non-précipitant dans les montagnes de l Adirondack

43 Oxydation de SO 2 en sulfate et de NO x en nitrate Simulation d un nuage précipitant dans la vallée de l Ohio

44 Oxydation de SO 2 en sulfate et de NO x en nitrate Simulation d un brouillard urbain à Los Angeles, Californie

45 Oxydation de SO 2 en sulfate et de NO x en nitrate Simulation d un stratus urbain à Los Angeles, Californie, période nocturne

46 Oxydation de SO 2 en sulfate et de NO x en nitrate Non-linéarité du système Sulfate Nitrate