Barbotage de CO2 dans une solution de K2CO3

[invite4b14af8a]

Bonjour à tous !

Je viens solliciter de la matière grise sur un problème que je n avais jamais rencontré jusqu'alors dans mes etudes/carrière et j'espère que vous m aiderez dans me réflexion.
Il ne s'agit pas d'un exercice pédagogique ou d un TP, attention on est dans des quantités importantes !
Le cadre :
Je dispose de 20L d'une solution de K2CO3 à 50% pour servir de piège. Un énorme (>600m3) volume d air passe dans ce barboteur.
Je sais que dans cet air il peut y avoir différentes entités pouvant intervenir sur le pH (comme des résidus d acide fort, et métaux facilement hydrolysables)
La solution du barboteur est analysée avant et après avoir absorbé le volume de gaz, et j ai sous la main :
le pH, [K2CO3] et [KHCO3], des concentrations d autres espèces mais ce n est pas le sujet du jour.

Mon problème est : comment démontrer que l énorme volume d air qui est passé dans le barboteur est/n'est pas responsable de la variation de pH mesurée ?
L'intérêt est (avant de m embêter a calculer des ppm de résidu de crasses X ou Y en partant sur des scenarii pouvant être complexes) de montrer que le CO2 qui peut se dissoudre est responsable ou non de l acidification de la solution du barboteur. Vous me voyez venir ?

J'ai donc repris mes cas d école et mes plus belles équations de calcul de pH et me voila coincée, car figurez vous que je n arrive pas a démontrer mathématiquement ce que je pense le plus probable : le CO2 dissout dans la solution l acidifie (mesures du labo : le pH passe de 12,7 à 12,4 )

Faisons simple :
1) K2CO3 est seul en solution a l état initial:
Avec le classique 1/2(PKAe+PkA2+log(CO32-) je tombe sur pH=12,52 (ok pas loin des 12,7, je m en accommode)

2) Après barbotage, j estime (avec les 408ppm de CO2/air donné par le GIEC) que la concentration maximale de CO2 (si 100% du CO2 est dissout) qui arrive dans la solution est de 0,53mol/L, loin d être anecdotique donc pas a négliger dans un premier temps pour calculer le pH.
Me voila donc avec en solution le cas du mélange K2CO3 et H2CO3 ! ET la zut alors... comment procéder...
Je me vois bien sur les bancs de la fac me coltiner les exo sur les solutions tampons et le réactions preponderantes mais ca ne colle pas...

2)a) Réaction prépondérante ayant lieu : K2CO3 + H2CO3 -> 2HCO3- + 2K+
Me voila parti pour résoudre le système d'équation, je vous la fait courte, pH=pKA2-log(HCO3-/CO32-)=11,02 (aie on est loin des 12,4 mesuré)

2)b)Je me ressaisis, me dit que non HCO3- n existe que peu a ce pH et donc tout est sous forme de carbonates (validé par analyse labo car KHCO3<LD)
Oui mais voila, je sais que les carbonates ont augmentés puisque CO2 est dissout (et l analyse le montre) et que la formule du pH utilisé en 1) ne me donnera qu'un pH plus fort et non plus faible...Je dois oublier qqch...

2)c)Reaction en milieu basique alors faisons réagir l acide avec la base la plus forte ? 2OH- + K2CO3+H2CO3 -> 2CO32- + 2H2O +2K+
Et le voila le tableau d avancement... mais a l'équilibre je dois me retrouver que avec des carbonates, et donc ma bonne vieille formule utilisé en 1)... qui me donne un pH=12,8...

Bref, je sens que je tourne en rond donc si vous avez vos lumières a braquer sur qqch que je ne suis plus assez lucide pour repérer, je vous serai infiniment reconnaissante !
Et si la conclusion est : tes autres réactions parasites jouent un rôle majeur, alors je m en accommoderai aussi

Un grand merci d avance d avoir réussir a lire le pavé jusqu'à au bout
A bientôt !
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[RomVi]

Bonjour

En effet le CO2 va intervenir dans le bilan, toutefois il faut aller un peu plus loin dans la démarche pour répondre, car on ne peut pas deviner l'efficacité de l'équilibre du barboteur.
Est ce qu'il s'agit d'un tube qui plonge dans un flacon, d'une tour de lavage garnie ?

[invite4b14af8a]

Bonjour, et merci de votre intérêt pour le sujet

Ce n'est pas vraiment l'objet de ma question qui porte surtout sur la résolution du point de vue analytique, car l équilibre en soit est dans mon calcul très pénalisé car il est clair que 100% du CO2 ne peut pas être solubilisé dans l'eau.
Néanmoins pour essayer de vous répondre, je n'ai pas vu le dispositif car pas je ne suis pas sur place. On m'a seulement rapporté qu'il s'agit d'un barboteur dans lequel est passé un volume d'air issu de canalisation sous pression en plus d'un volume d'air apporté par l extérieur pour éviter les soucis de chauffe en cas de réaction A/B, je suppose qu'il ont fait plonger des raccords des canalisation dans le barboteur.

[FARfadet00]

Bonjour,

je ne sais pas si c'est l'approche la plus rigoureuse, mais j'aurais tendance à considérer l'équation de la dissolution du CO₂ dans l'eau :

Du coup, pour chaque mole de CO₂ dissous, on a libéré 2 moles de protons (ou de façon équivalente, en condition basique ici, pour chaque mole de CO₂ dissous, on a capté 2 moles d'ions hydroxyde pour former de l'eau).

Du coup, on doit avoir quelque chose comme :

Ce qui ferait du -log(1,06) = -0,03, soit une baisse assez faible de pH, par rapport à vos -0,3 ... Je ne sais pas si c'est très correct de raisonner comme ça, mais ça me paraît pas très choquant qu'en théorie le CO₂ de l'air n'explique qu'une faible baisse de pH, vu que vous avez une solution initialement très concentrée en CO₃^2-.

En faisant, un bilan carbone sur vos carbonates avant/après, vous pourriez calculer la quantité de carbone effectivement dissoute au cours du processus, non ?

Peut-être y a-t-il d'autres facteurs à prendre en compte dans cette baisse de pH : contaminants, précision de la sonde de mesure ...

En espérant vous avoir un peu aidé quand même,
Cordialement

[A voir en vidéo sur Futura]

[gts2]

Bonjour,

Deux remarques :
- je ne comprends pas d'où vient le 1,06 ; pourriez-vous préciser ?
- d'autre part, mais

[FARfadet00]

Bonjour,

merci pour la correction sur la formule !
Pour le 1,06, c'est deux fois les 0,53 mol/L données par julynosoucy

Cordialement

[gts2]

Bonjour,

Je viens de relire le début : "solution de K2CO3 à 50%", c'est loin d'une solution aqueuse "classique", donc la signification du pH mesuré risque d'être assez différente de pH=-log(H+), l'utilisation des constantes d'acidité et de la solubilité dans l'eau pure idem.