Grosses variantes de Ph avec diffuseur Co2

Anais24000 a écrit:Je n’arrive pas à un résultat logique, quand je fais la formule mon pH augmente :


pHfinal = pHinitial + 0,5 x log(Facteur de dilution)
              = 8 + 0,5 x 0,5 = 8,25

Exemple 50% de changement d’eau avec de l’osmosée
          = 8 + 0,5 x 0,5 = 9

Le ph initial est celui de l’eau osmosée ou bien de l’aquarium ?

Oups mea culpa, dans mon détail j'étais en log(Cfinal/Cinitial) = log(1/Facteur de dilution) = -log(Facteur de dilution)!
Donc dans ton cas
pHfinal = pHinitial - 0,5 x log(Facteur de dilution)
              = 8 - 0,5 x 0,5 = 7,75
On parle bien du pHinitial du bac.

Merci d'avoir fait l'essai et de m'avoir permis de corriger cette étourderie!
(J'ai corrigé dans mon résumé en gras ci-dessus.)

Top merci

Hello,

Merci pour les calculs Ha-Dê !
Juste une remarque, j'ai regardé par curiosité si on retrouvait ces résultats dans la table de relation pH KH CO2 et il y a tout de même un décalage (on est plutot dans les 7,5 pour le pH final). Je pense que c'est lié à l'hypothèse de considérer uniquement les HCO3- dans l'équation. Si on refait les calculs avec pH = pKa + log(base/acide) avant et après notre dilution par 3 on retombe sur nos pieds (et en considérant le CO2 présent dans l'eau à l'équilibre atmosphérique donc à la même teneur avant et après dilution). Bon ça ne remet pas en question la démarche globale l'ordre de grandeur des résultats reste similaire.
Petite question par contre quand tu indiques "A 20°C, on a la concentration en gaz carbonique dissous dans l'eau pure qui est égale à 0,51 mg/l" où as-tu retrouvé cette valeur ? J'avais plutôt en tête 3 ou 4 mg/L. Et c'est d'ailleurs ce que je retrouve avec l'équation précédente pour retrouver mon PH de 8 avec un KH de 12 ça donne un CO2 à 3,71 ppm.

Merci pour ton retour alexv95.

Je suis en déplacement, je vais regarder de près, ça m'intéresse (!) mais j'ai besoin d'un papier, d'un stylo et de ma calculatrice scientifique!
Pourrais-tu en attendant me dire comment tu as fait les calculs suivants exactement :

alexv95 a écrit:Juste une remarque, j'ai regardé par curiosité si on retrouvait ces résultats dans la table de relation pH KH CO2 et il y a tout de même un décalage (on est plutot dans les 7,5 pour le pH final).

>> Avec quel taux de CO2 as-tu regardé dans le tableau? Et pourquoi? Je comprends que tu as considéré KH = 4.

alexv95 a écrit:(...)Je pense que c'est lié à l'hypothèse de considérer uniquement les HCO3- dans l'équation. Si on refait les calculs avec pH = pKa + log(base/acide) avant et après notre dilution par 3 on retombe sur nos pieds (et en considérant le CO2 présent dans l'eau à l'équilibre atmosphérique donc à la même teneur avant et après dilution)

>> Quels calculs fais-tu exactement en utilisant pH = pKa + log(base/acide) avant et après la dilution par 3?
Et comment utilises-tu "en considérant le CO2 présent dans l'eau à l'équilibre atmosphérique donc à la même teneur avant et après dilution"?

alexv95 a écrit:Petite question par contre quand tu indiques "A 20°C, on a la concentration en gaz carbonique dissous dans l'eau pure qui est égale à 0,51 mg/l" où as-tu retrouvé cette valeur ? J'avais plutôt en tête 3 ou 4 mg/L. Et c'est d'ailleurs ce que je retrouve avec l'équation précédente pour retrouver mon PH de 8 avec un KH de 12 ça donne un CO2 à 3,71 ppm.

>> Je crois qu'on ne parle pas de la même chose, 0,51 mg c'est le taux de CO2 dissous dans l'eau pure ou osmosée (KH = 0).
Tu parles de la solution de pH 8 et KH 12, donc ce n'est pas comparable ou quelque chose m'échappe dans ce que tu exprimes; merci donc de me donner ton calcul détaillé pour arriver au taux de CO2 de 3,71 ppm.

Edit : je pense comprendre ton raisonnement mais je veux en être certain (je pense qu'il est erroné ou c'est moi mais on verra   ).

Édit bis :
Si ton raisonnement se base sur :
"Le taux de CO2 c'est entre 3 et 4 ppm. Je regarde dans le tableau et pour KH 4 ça donne plutôt pH 7,5.
Puis le taux est conservé dans la dilution donc le pH varie en fait de log(1/3) donc ça baisse de 0,5. Ça se confirme.
Puis je calcule le taux de CO2 à pH 8 et KH 12 avec la formule pH et pKa et je trouve une valeur cohérente avec le tableau."

>> A part la fin, un tel raisonnement est incorrect (mais je veux bien ton calcul car je trouve un taux de CO2 de 4,15 ppm er non 3,71 ppm).

Hello,

J'avoue que j'ai fait rapidement les calculs il n'est pas impossible que je me sois trompé c'est surtout le raisonnement qui m'intriguait.
Donc je suis parti de la même base de départ que vous, à savoir un eau avec KH 12 et pH 8. J'ai regardé la concentration en CO2 retrouvée dans le tableau suivant avec ces 2 valeurs :
https://barrreport.com/attachments/co2_graph_zps9c124ef0-gif.6317/
Je trouve un taux de CO2 de 3,6 ppm.
Ensuite je remonte à la ligne KH = 4 et considère un taux de CO2 identique de 3,6 ppm, et je tombe sur un pH d'environ 7,5 (en lecture directe sur le tableau donc).

Et effectivement j'ai dû me tromper dans le calcul car je ne retrouve pas le même résultat quand je le refais ^^
pH = pKa + log(B/A)
Avec pH = 8, pKa = 6,38, B = 12x21,78
Je trouve maintenant A = 6,27 ppm (en considérant les masses molaires acide et base conjuguée identique). Mais ça ne peut pas coller de toute façon car ça n'intègre pas le facteur de conversion CO2 + H2O = H2CO3. Qui n'est pas de 1 à priori.
Bref faudrait que je creuse ça un peu mieux.
Mais sur le principe j'étais étonné de ne pas retrouver les même resultats que dans la table pH KH CO2. Je ne voyais pas pourquoi à l'équilibre on aurait eu plus ou moins de CO2 à KH 4 qu'à 12, le taux de HCO3- n'ayant pour moi pas d'influence sur la solubilité du CO2 dans l'eau mais ça vient peut être de la constance de dissociation qui varie.
Et j'étais aussi étonné de ta valeur de 0,51 ppm dans l'eau pure qui dirait qu'il y a moins de CO2 dans une eau à KH 0 qu'à KH 4 ou 12...

Salut,
En liminaire, il faut garder en tête que, ce que j'ai écrit auparavant:
. ne remet pas du tout en cause les tableaux de pH/KH/CO2;
. ne contredit jamais la relation pH = pKa + log ([base]/[acide]).
Heureusement!

Voici mes clarifications sur ce que tu affirmes :

alexv95 a écrit: (...) j'étais aussi étonné de ta valeur de 0,51 ppm dans l'eau pure qui dirait qu'il y a moins de CO2 dans une eau à KH 0 qu'à KH 4 ou 12...

>>Bien sûr, l'eau pure (KH = 0) ne contient du CO2 que par la dissolution du CO2 de l'air alors qu'à KH 4 ou 12, on a les couples acido-basiques CO2/HCO3(-) et HCO(-)/CO3(2-).
Dans ces cas avec ces valeurs de KH, l'apport du CO2 par l'air est négligeable (voir mon premier gros post avec la confrontation des espèces en présence).

Tu donnes l'impression de penser que n'importe quelle solution a le même taux de CO2 à cause de l'équilibre qui doit avoir lieu à terme avec l'air.
>> Non pas nécessairement.
Pour l'eau osmosée oui : si tu as un volume d'eau osmosée "reposée" donc légèrement acide par l'équilibre avec l'air (taux de CO2 de 0,51 ppm) et que tu ajoutes le même volume de l'eau osmosée fraichement préparée à pH 7 théorique (taux de CO2 nul), alors le mélange a immédiatement un taux de CO2 divisé par 2 mais à terme il va revenir au taux de 0,51 ppm à cause de l'équilibre avec l'air.
Il n'y a rien d'autre dans l'eau pure; la dissolution du CO2 n'est due qu'à l'équilibre avec l'air.

Par contre cet équilibre n'est pas vrai pour une solution de KH 4 ou 12 car le couple acido-basique agit comme une force qu'il faut également considérer.
>> Si on avait cet équilibre avec l'air que tu exposes alors le tableau que tu as donné (https://barrreport.com/attachments/co2_graph_zps9c124ef0-gif.6317/) et corrélant pH, KH et CO2 aurait la même valeur partout!

Quand tu pars de pH 8 et KH 12, et que tu trouves dans le tableau du lien CO2 à 3,6 ppm, il n'y a en réalité aucune raison de penser qu'à KH 4, après dilution par 3, le taux de CO2 sera le même!
>> Et donc tu ne peux utiliser le tableau ainsi pour déterminer le pH qui serait autour de 7,5 : cette méthodologie est incorrecte.
Pour trouver le pH après dilution par 3 à l'eau osmosée d'une eau de pH 8 et KH 12, il faut regarder mes posts précédents.

Calculons le taux de CO2 d'une solution de pH 8 et KH 12 pour retrouver la valeur dans le tableau pH/KH/CO2
On utilise la formule pH = pKa + log ([base]/[acide]) = pKa + log([HCO3-]/[CO2)] où pKa = 6,37 est la constante de la réaction majoritaire :
CO2 + 2x H2O <---> HCO3(-) + H3O(+)
donc [CO2] = [HCO3-] x 10puissance(pKa - pH)   formule (1)
A pH 8, HCO3(-) est majoritaire car 10puissance(8 - 6,37) = 42,65 donc HCO3(-) est en quantité au moins 40 fois supérieure au CO2; il est bien majoritaire (il l'est à partir d'un facteur 10).
Par ailleurs la dissolution du carbonate de calcium CaCO3 donne :
CaCO3 + H2CO3 <---> Ca(2+) + 2x HCO3(-), il faut noter qu'une molécule de CaCO3 donne 2 ions carbonates HCO3- et par conséquent,
[HCO3-] = 2 x [CaCO3]
Par définition 1x d°KH = 17,9 mg/l de CaCO3 de masse molaire M(CaCO3) = 100 g/mol ou 100 x 1000 mg/mol.
donc à d°KH (ici égal à 12), on a [HCO3-] = 2 x d°KH x 17,9/100/1000 en mol/l   formule(2)

Avec les formules (1) & (2), on en déduit que :
[CO2] = 2 x d°KH x (17,9/(100 x 1000)) x 10puissance(pKa - pH) en mol/l.
Si on veut le taux de CO2 en ppm (ou mg/l), alors il faut considérer la masse molaire M(CO2) = 44 g/mol ou 44 x 1000 mg/l.
On en déduit finalement que :
Taux CO2 (en ppm ou mg/l) = 2 x d°KH x (17,9/(100 x 1000)) x 10puissance(pKa - pH) x M(CO2 en mg/l)
Application numérique avec :
d°KH = 12
pKa = 6,37
pH = 8
M(CO2) = 44 x 1000 mg/l
ce qui donne
Taux CO2 = 2 x 12 x (17,9/100) x 10puissance( 6,37 - 8 ) x 44   après simplification par 1000.
soit finalement Taux CO2 = 4,23 ppm dans une solution de pH 8 et KH 12.
(Je vois que la valeur varie assez vite suivant la valeur de pKa que l'on considère entre 6,3 et 6,4; dans la littérature, le deuxième chiffre après la virgule semble faire débat.
On trouve alors un taux de CO2 compris entre 3,77 et 4,75 ppm.)

Ton tableau donne 3,6 ppm mais tous les autres donnent 4 (peut-être par arrondi, vers le haut ou le bas?!) :
https://www.google.com/search?q=tableau+pH+KH+CO2&tbm=isch&ved=2ahUKEwii06XNsO2EAxUkjycCHdUnDmoQ2-cCegQIABAA&oq=tableau+pH+KH+CO2&gs_lp=EgNpbWciEXRhYmxlYXUgcEggS0ggQ08yMgQQIxgnSNIaUIAKWMsUcAB4AJABAJgBUqAB6wOqAQE5uAEDyAEA-AEBigILZ3dzLXdpei1pbWfCAgUQABiABMICBhAAGAcYHsICBBAAGB7CAgYQABgIGB7CAggQABgIGAcYHogGAQ&sclient=img&ei=8JXvZaKbMKSensEP1c-40AY&bih=738&biw=1536&rlz=1C1CHBD_fr

Pour trouver l'effet de dilution sur le pH d'un acide faible, j'ai trouvé une vidéo sur YouTube qui arrive au même résultat que moi,
soit pH = (pKa - log(C))/2 (voir à 13 min. environ) :

Salut,

Non mon idée n'est pas de remettre en question ces postulats mais d'en faire une bonne interprétation / utilisation.
J'avoue que j'ai quelques doutes sur les calculs (notamment certaines écritures type "[HCO3-] = 2 x [CaCO3]" que j'ai du mal à saisir, la considération du CO2 dans l'équation alors que ce n'est pas l'acide, il faudrait il me semble considérer le H2CO3 et tenir compte de la constante d'équilibre /hydratation pour passer d'une forme à l'autre) mais j'avoue que je n'ai pas pris le temps de les reprendre à tête reposée.

J'étais plus intéressé par cette problématique :

Tu donnes l'impression de penser que n'importe quelle solution a le même taux de CO2 à cause de l'équilibre qui doit avoir lieu à terme avec l'air.
>> Non pas nécessairement.
Pour l'eau osmosée oui : si tu as un volume d'eau osmosée "reposée" donc légèrement acide par l'équilibre avec l'air (taux de CO2 de 0,51 ppm) et que tu ajoutes le même volume de l'eau osmosée fraichement préparée à pH 7 théorique (taux de CO2 nul), alors le mélange a immédiatement un taux de CO2 divisé par 2 mais à terme il va revenir au taux de 0,51 ppm à cause de l'équilibre avec l'air.
Il n'y a rien d'autre dans l'eau pure; la dissolution du CO2 n'est due qu'à l'équilibre avec l'air.

Par contre cet équilibre n'est pas vrai pour une solution de KH 4 ou 12 car le couple acido-basique agit comme une force qu'il faut également considérer.
>> Si on avait cet équilibre avec l'air que tu exposes alors le tableau que tu as donné (https://barrreport.com/attachments/co2_graph_zps9c124ef0-gif.6317/) et corrélant pH, KH et CO2 aurait la même valeur partout!

Le cas eau pure + CO2 est effectivement le cas le plus simple même s'il difficile à calculer si on considère [HCO3-] = 0. As-tu des informations sur l'origine de cette valeur (empirique ou theorique, quelle formule et hypothèse)?
Ensuite considérer le HCO3- en tant que couple acido-basique agissant comme une force qu'il faut également considérer, je veux bien mais encore faudrait-il pourvoir le quantifier. Je ne connais pas de manière de le calculer mais peut être que tu as une idée, qui nous permettrait de vérifier ton hypothèse?
Si on ne met que des HCO3- dans de l'eau sur le papier la libération d'un proton pour aller former temporairement du H2CO3 me semble tout de même peu probable.
Et quand bien même cette dissociation serait suffisante pour former une quantité significative de CO2 (au regard de de ce qui est dissout via l'air donc), il n'y a de toute façon pas de raison que cela change la quantité totale de CO2 que l'eau sera en capacité de dissoudre. En d'autres termes si je génère du CO2 à l'intérieur, il rentrera moins par échange gazeux avec l'air.
Donc pour moi si je mets des hydrogenocarbonate dans mon eau, ça ne changera pas mon taux de CO2 à l'équilibre.
Si j'injecte en plus du CO2 le taux de CO2 montera temporairement et retournera à l'équilibre une fois l'injection coupée. Le KH ne sera pas modifié.
Si j'ajoute de l'acide en quantité significative, je vais générer un taux significatif de CO2 mais là aussi ce sera temporaire et le taux de CO2 retrouvera à terme sa valeur de départ (avec les sels résiduels en plus à la place du KH qui aura baissé).

Merci alexv95 pour ces échanges intéressants.

Tout d'abord effectivement il ne faudrait pas oublier les conditions dans lesquelles j'ai écrit certaines choses :
. quand j'ai utilisé [CaCO3] c'était vis à vis de la définition du KH;
. puis en écrivant "[HCO3-] = 2 x [CaCO3]", c'était en considérant les ions bicarbonates majoritaires (c'est le cas à pH=8,0) et donc que le KH était représenté essentiellement par les ions bicarbonates dans notre cadre d'étude.
Si par contre on cherche à diluer du calcaire en poudre dans de l'eau sans autre précision, ces écritures ne doivent surtout pas être généralisées!

Pour le reste, je comprends maintenant mieux ce que tu veux dire.
Le dioxyde de carbone et sa réaction avec l'eau est en fait un phénomène complexe, et sur un forum comme ici, on fait beaucoup de raccourcis!
Si le CO2 avait une dissolution simple, on appliquerait la loi de Henry et on n'irait pas plus loin : tu trouveras des valeurs pour la dissolution du CO2 dans de l'eau pure, autour de 0,5 ppm suivant la pression de l'air considérée et le taux de CO2 gazeux dans le mélange air.

Le "problème" c'est que le CO2 gazeux une fois dissous va réagir avec l'eau pour former des ions bicarbonates et carbonates, et si on veut être précis comme tu l'as bien souligné, il faut passer auparavant par l'acide carbonique H2CO3, soit CO2gazeux + H2O <---> H2CO3aqueux.
Alors qu'on partait de CO2 gazeux dans l'air, au final dans l'eau on a donc du H2CO3 et des ions H2CO(-) et CO3(2-). Comme écrit auparavant, ces trois derniers sont liés par les constantes pKa1 et pKa2, et ces équilibres dépendent du pH.
Au global la solubilité du dioxyde de carbone est plus importante qu'une dissolution simple répondant à la loi de Henry avec des pH favorisant le déplacement des équilibres vers les ions bicarbonates et carbonates (c'est pourquoi les océans à pH 8,2-8,3 environ peuvent piéger plus de carbone que si on ne considérait que la loi de Henry).

Je dois prendre également un peu plus de temps pour réfléchir à tout ça, ce qui est passionnant néanmoins, pour mieux appréhender :
1) comment "l'ajout" c'est à dire la présence de KH (carbonate de calcium) fait déplacer les équilibres;
2) à quoi correspond alors exactement le CO2 exprimé en ppm dans les tableaux pH/KH/CO2 qui circulent partout sur les sites aquariophiles.

Après lectures et réflexions, je peux résumer ce que j'ai compris ainsi :

Le CO2 de l'air peut se dissoudre dans l'eau suivant la réaction suivante :
. CO2g + H2O <---> H2CO3aq ou acide carbonique
C'est une réaction d'équilibre qui suit la loi de Henry, mais lente, alors qu'une fois dans l'eau, l'acide carbonique se décompose immédiatement en ions bicarbonates et carbonates suivant des équations d'équilibre liées au pH :
. H2CO3aq + H2O <---> H3O(+) + HCO3(-) de pKa1 = 6,37
. HCO3(-) + H2O <---> H3O(+) + CO3(2-) de pKa2 = 10,32
Les réactions précédentes étant immédiates par rapport à celle de l'équilibre de H2CO3 avec l'air, on peut écrire :
. 10puissance(-pKa1) = 10puissance(-pH) x [HCO3(-)] / [H2CO3]
. 10puissance(-pKa2) = 10puissance(-pH) x [CO3(2-)] / [HCO3(-)]]
d'où :
. [HCO3(-)] = [H2CO3] x 10puissance(pH - pKa1)
. [CO3(2-)] = [HCO3(-)] x 10puissance(pH - pKa2) = [H2CO3] x 10puissance(2 x pH - pKa1 - pKa2)

Donc le dioxyde de carbone de l'air (CO2 gazeux) se dissout dans l'eau pour se retrouver sous 3 formes :
. l'acide carbonique H2CO3 aqueux et de concentration [H2CO3]
. les ions bicarbonates et en concentration [H2CO3] x 10puissance(pH - pKa1)
. les ions carbonates en concentration [H2CO3] x 10puissance(2 x pH - pKa1 - pKa2)

On voit que tout est proportionnel à [H2CO3].
On peut comparer les formes en présence et voir ce que ça donne pour une solution de pH 8,0.
Application numérique :
. H2CO3 en concentration [H2CO3];
. HCO3(-) en concentration 10puissance(8 - 6,37), soit env. 43 fois en concentration supérieure;
. CO(2-) en concentration 10puissance(2 x 8 - 6,37 - 10,32), soit env. 0,2 fois seulement la concentration d'acide carbonique.

Donc alors que H2CO3 est en équilibre lent avec le CO2 de l'air, à ce pH de 8, c'est la forme HCO3- qui représente très majoritairement la solubilité du CO2 dans l'eau.
Toutefois dans nos bacs, un pH égal à 8 n'est pas lié au hasard; c'est lié au KH, c'est à dire aux HCO3(-) apportés par le carbonate de calcium présent dans l'eau du bac (par rapport à de l'eau pure).
Je vais donc m'efforcer de déterminer comment pH et KH sont liés, et notamment avec le CO2 pour retrouver les tableaux de valeurs donnant son taux en ppm suivant le pH et le KH, en notant d'ores et déjà qu'il y a un abus de langage car le CO2 est gazeux et ses formes en solution sont comme vu, H2CO3, HCO3(-) et CO3(2-).

Edit: je l'ai posté à part ici :
https://www.forumaquario.org/t138441-tableaux-donnant-taux-de-co2-en-fonction-de-ph-et-kh#1656751

Hello,

Merci à toi pour cette recherche et désolé pour la réponse tardive.
Pour le CO2 dissout dans l'eau, il me semble qu'il est avant tout sous forme libre. Ensuite il suit effectivement l'équation CO2 + H2O = H2CO3 (constante d'équilibre d'hydratation relativement basse en valeur, je trouve différentes valeurs mais à priori dans les 1,70 × 10−3 à 25 °C, donc processus mineur en comparaison avec le CO2 restant sous forme libre).

Ensuite le pH est le résultat d'un calcul, sa valeur est le résultat des forces en présence et non l'inverse (les HCO3- et le CO2 modifient le pH, alors que le pH ne modifie pas lui-même la teneur en HCO3- et CO2).
Donc quand on lit notre valeur de pH, le résultat est indirectement induit par les teneurs en HCO3- et CO2 présents dans cette eau. Mais le pH intrinsèquement et / ou la concentration initiale en HCO3- ne vont pas induire une transformation du CO2 introduit dans l'eau en HCO3-. Si je mets des HCO3- dans mon eau j'aurai des HCO3- et si je mets du CO2 (ou qu'il s'en dissout spontanément via l'air) j'aurai du CO2. De toute façon si on considère l'équation CO2 + H2O = H2CO3= H+ + HCO3- : on voit bien que le H+ libéré (et d'autant plus dans le cas d'un acide faible) ira immédiatement se réassocier avec un autre HCO3- disponible. C'est pour cela que l'introduction de CO2 supplémentaire dans l'eau ne change pas le KH. Et que le taux de CO2 finit toujours par revenir à une valeur d'équilibre avec l'air si on coupe l'injection.

Une application pratique est d'utiliser la table de relation pH/KH/CO2 non pas via une lecture directe mais en comparant la mesure du pH au pic de l'injection du CO2 à celle hors injection de la même eau du bac : https://www.2hraquarist.com/blogs/choosing-co2-why/the-wrong-way-to-read-the-ph-kh-chart

En faisant cette différence de pH on peut en déduire l'évolution de la concentration en CO2. Si on prend l'hypothèse d'une concentration de 3 ppm de CO2 dans l'eau sans injection et en équilibre avec l'air, atteindre ensuite un taux de CO2 de 30 ppm dans cette même eau induira une baisse d'une unité de pH. Et cela fonctionne à KH 1 comme à KH 10, si on part de 3 ppm de CO2 pour atteindre 30 on voit toujours que cela induit une baisse de 1 unité du pH, aux arrondies prêts des valeurs présentées dans la table (on part simplement d'une valeur de pH un peu plus élevée quand le KH est élevé).

Le lien que tu donnes est intéressant... mais aussi la preuve qu'on peut dire n'importe quoi sur internet, et qu'il ne faut pas croire toute ce qu'on y dit!
J'y reviendrai sur ce fameux tableau pH, KH et CO2.

Par contre on trouve aussi des choses intéressantes sur le net; en discutant avec une amie professeure de sciences physiques et chimie en CPGE, elle m' a signalé que le CO2 avait fait l'objet d'un sujet à l'agrégation interne en chimie assez récemment. Tous les sujets sont disponibles librement ici :
http://www.agregation-interne-physique-chimie.org/annales-des-eacutepreuves-eacutecrites.html

Je l'ai retrouvé ici (en 2021 précisément) :
https://drive.google.com/file/d/1qQ8CAtbAHSbYqxXf8n26ozrd6vVsBvFe/view

Le chapitre B concerne le "CO2 en solution aqueuse" à partir de la page 7: c'est exactement le sujet qui nous concerne!
Il y a même le corrigé ici, à partir de la page 6 :
https://drive.google.com/file/d/1E6qI2I8db5kNJtFX9x-Rm16SrNMemLer/view
Je pense qu'on peut leur faire confiance... en tout cas plus qu'à une source comme la tienne!

Je me rends compte que je n'ai pas écrit trop de bêtises (!) mais à la lumière de tout ça on peut en déduire que les thèmes abordés ne sont pas si simples, l'agrégation n'est pas un concours facile!

alexv95 a écrit:(...)
Pour le CO2 dissout dans l'eau, il me semble qu'il est avant tout sous forme libre. Ensuite il suit effectivement l'équation CO2 + H2O = H2CO3 (constante d'équilibre d'hydratation relativement basse en valeur, je trouve différentes valeurs mais à priori dans les 1,70 × 10−3 à 25 °C, donc processus mineur en comparaison avec le CO2 restant sous forme libre).
(...)

Tu sembles faire comme dans le problème (même si la constante d'équilibre qui y est donnée est différente quasiment d'un facteur 20), c'est à dire considérer qu'on a de l'eau pure uniquement en équilibre avec l'air.
Or on ne part pas d'ici d'eau osmosée mais d'une eau du bac, soit une solution avec un certain KH et donc avec des ions bicarbonates déjà présents en conséquence! Le H2CO3 issu de l'équilibre de l'air par hydratation du CO2 dissous est négligeable face aux formes présentes par le KH instantanément, soit l'acide carbonique/les ions bicarbonates/les ions carbonates dans les équations d'équilibre aqueuses dues aux constantes Ka1 et Ka2.
Le sujet de l'agrégation aborde la différence de cinétique entre :
. l'étape d'hydratation (qui vient après CO2g <---> CO2aq) est lente : CO2aq + H2O <---> H2CO3aq
. l'étape d'ionisation est ultra-rapide en comparaison : H2CO3aq + H2O <---> H2CO3(-) + H3O+
pour en conclure que [H2CO3] suit en définitive uniquement les équations d'équilibre régies par Ka1 et Ka2.

alexv95 a écrit:(...)
Ensuite le pH est le résultat d'un calcul, sa valeur est le résultat des forces en présence et non l'inverse (les HCO3- et le CO2 modifient le pH, alors que le pH ne modifie pas lui-même la teneur en HCO3- et CO2).
Donc quand on lit notre valeur de pH, le résultat est indirectement induit par les teneurs en HCO3- et CO2 présents dans cette eau. Mais le pH intrinsèquement et / ou la concentration initiale en HCO3- ne vont pas induire une transformation du CO2 introduit dans l'eau en HCO3-. Si je mets des HCO3- dans mon eau j'aurai des HCO3- et si je mets du CO2 (ou qu'il s'en dissout spontanément via l'air) j'aurai du CO2.
(...)

Non on ne peut pas dire cela, c'est totalement incorrect.
Si je reprends ton "CO2" impropre dans tout ce paragraphe et que je le remplace par l'acide carbonique H2CO3, alors les concentrations aqueuses de H2CO3, HCO3(-), CO3(2-) et H3O+ (forme aqueuse de H+, dont la concentration est bien celle qui définit le pH) sont toutes liées par les constantes Ka1 et Ka2.
Que tu ajoutes un acide fort ou faible, une base forte ou faible, tu pourras toujours écrire :
. H2CO3aq + H2O <---> H3O(+) + HCO3(-) de pKa1 = 6,37
. HCO3(-) + H2O <---> H3O(+) + CO3(2-) de pKa2 = 10,32
soit (voir démonstration donnée avant) :
. [HCO3(-)] = [H2CO3] x 10puissance(pH - pKa1)
. [CO3(2-)] = [HCO3(-)] x 10puissance(pH - pKa2) = [H2CO3] x 10puissance(2 x pH - pKa1 - pKa2)
Les concentrations de H2CO3 (ton "CO2"), HCO3(-) et CO3(2-) influencent bien sûr la valeur de pH et vice versa!

alexv95 a écrit:(...)
De toute façon si on considère l'équation CO2 + H2O = H2CO3= H+ + HCO3- : on voit bien que le H+ libéré (et d'autant plus dans le cas d'un acide faible) ira immédiatement se réassocier avec un autre HCO3- disponible. C'est pour cela que l'introduction de CO2 supplémentaire dans l'eau ne change pas le KH.
(...)

Le KH ne change pas car il est défini par les ions bicarbonates et carbonates provenant du carbonate de calcium et magnésium et n'inclut pas la solubilité du CO2 provenant de l'air. Par contre injecter du CO2 sous pression n'a rien à voir avec l'équilibre qui tend à se faire avec l'air libre : la loi de Henry ne peut s'appliquer ici (on est en dehors de faibles concentrations et faibles pressions). Le CO2 dissous ainsi va bien entendu intervenir par l'acide carbonique dans les équations d'équilibre.

alexv95 a écrit:(...)
Et que le taux de CO2 finit toujours par revenir à une valeur d'équilibre avec l'air si on coupe l'injection.
(...)

Non le taux de CO2 veut tendre vers mais sans l'atteindre car le CO2 dissous est aussi lié à l'acide carbonique, dont on a déjà vu qu'il est lié aux ions bicarbonates et carbonates par les constantes Ka1 et Ka2. Comme évoqué dans le sujet d'agrégation, on voit que dans les aspects cinétiques qui sont abordés, l'hydratation du CO2 est très lente par rapport à ces réactions d'équilibre en solutions aqueuses dont on peut écrire les égalités à chaque instant (AEQS : Approximation des Etats Quasi-Stationnaires).

alexv95 a écrit:(...)
Une application pratique est d'utiliser la table de relation pH/KH/CO2 non pas via une lecture directe mais en comparant la mesure du pH au pic de l'injection du CO2 à celle hors injection de la même eau du bac : https://www.2hraquarist.com/blogs/choosing-co2-why/the-wrong-way-to-read-the-ph-kh-chart

En faisant cette différence de pH on peut en déduire l'évolution de la concentration en CO2. Si on prend l'hypothèse d'une concentration de 3 ppm de CO2 dans l'eau sans injection et en équilibre avec l'air, atteindre ensuite un taux de CO2 de 30 ppm dans cette même eau induira une baisse d'une unité de pH. Et cela fonctionne à KH 1 comme à KH 10, si on part de 3 ppm de CO2 pour atteindre 30 on voit toujours que cela induit une baisse de 1 unité du pH, aux arrondies prêts des valeurs présentées dans la table (on part simplement d'une valeur de pH un peu plus élevée quand le KH est élevé).
(...)

On en arrive donc à ce fameux tableau dont j'ai redonné la théorie complète pour y arriver ici :
https://www.forumaquario.org/t138441-tableaux-de-co2-en-fonction-du-ph-et-kh-d-ou-ca-vient#1656751
Les limitations sont pH entre 6 et 8 et pas d'autres couples acido-basiques que l'acide carbonique, ions bicarbonates et carbonates.

Dans ce cadre j'ai montré que la théorie était exacte mais les valeurs de ce tableau sont erronées car on devrait parler en ppm d'acide carbonique et non de CO2aq, mais soit, par abus de langage, c'est ce que tout le monde fait visiblement. On arrive alors à :
T = Taux de CO2 (ppm) = 3 x d°KH x 10puissance(7,09 - pH)

Mais ça devient ironique voire fantaisiste avec les explications de "The H2R aquarist" qui visiblement n'est pas agrégé de chimie, ou du moins n'a pas dû passer la session interne de 2021...
Tout d'abord pour le taux d'acide carbonique provenant de l'équilibre de l'air avec l'eau pure, on trouve 13,9 µmol/l (voir corrigé de l'agreg' page 7), soit par extension 0,6 ppm de CO2, que The Aquarist considère à 3 ppm, admettons.
Leur théorie est qu'il faudrait injecter du CO2 depuis cette valeur pour atteindre 30 ppm, je ne sais pas trop pourquoi _ parce qu'on reste sur la frontière du bon taux de CO2 en vert avant d'en avoir trop en jaune?_ ce qui correspondrait à une baisse de 1 unité de pH et ce serait la bonne démarche à suivre. Et pour le reste, le tableau n'aurait aucun sens car il ne tiendrait en réalité pas compte des autres couples acido-basiques du bac (voir mon hypothèse) et surtout il serait faux car sans injection de CO2, on devrait toujours revenir au taux d'équilibre de 3 ppm, alors que visiblement dans leur exemple si on prend pH 7 et KH 6, le tableau renvoie la valeur 18 ppm de CO2.

>> NON, ça c'est partiellement faux, j'ai déjà expliqué que ce tableau serait correct si on le considérait pour l'acide carbonique H2CO3 et non pour le CO2. Toutefois on le voit partout exprimé en ppm de CO2, c'est à dire avec la masse molaire du CO2 et non celle de H2CO3 (soit avec M pour CO2 = 44 g/mol au lieu de M de H2CO3 = 62 g/mol l), donc à vrai dire tout le monde a faux!
Néanmoins considéré ainsi avec toutes ces réserves, le tableau est admis et découle de la formule :
T (Taux de CO2 en ppm) = 3 x d°KH x 10puissance(7,09 - pH)
Si je considère :
. i  : état initial avant injection à Ti = 3 ppm et pHi
. f  : état final après la phase d'injection pour atteindre Tf = 30 ppm et on a alors pHf
On se rend compte que :
Tf/Ti = 10puissance(pHi - pHf)
Application numérique :
10puissance(pHi - pHf) = Tf/ti = 30/3 = 10
soit pHi - pHf = log(10) = 1
d'où pHf = pHi - 1
Je n'ai pas besoin d'explication "vaseuse" sur le tableau : le calcul montre que passer de 3 ppm à 30 ppm correspondant à une diminution de 1 point du pH. Et après?
Si on baisse de 0,9 ou 0,8 ou même 0,7 point de pH, on est toujours dans le vert et on consomme moins de CO2...

Merci pour le lien sur le sujet de l'agreg, très intéressant, effectivement c'est très riche et cela donne des certitudes.

Ha-Dê a écrit:Or on ne part pas d'ici d'eau osmosée mais d'une eau du bac, soit une solution avec un certain KH et donc avec des ions bicarbonates déjà présents en conséquence! Le H2CO3 issu de l'équilibre de l'air par hydratation du CO2 dissous est négligeable face aux formes présentes par le KH instantanément, soit l'acide carbonique/les ions bicarbonates/les ions carbonates dans les équations d'équilibre aqueuses dues aux constantes Ka1 et Ka2.

Jusqu'ici on discutait plutôt des cas théorique eau pure et eau uniquement avec des HCO3- (et ses conjugués). Oui dans l'eau du bac il y aura également d'autres composés pouvant perturber les calculs. Et oui comme vu au dessus selon la teneur initiale en HCO3- , H2CO3 peut être minoritaire comme vu au dessus.

Ha-Dê a écrit:Non on ne peut pas dire cela, c'est totalement incorrect.
Si je reprends ton "CO2" impropre dans tout ce paragraphe et que je le remplace par l'acide carbonique H2CO3, alors les concentrations aqueuses de H2CO3, HCO3(-), CO3(2-) et H3O+ (forme aqueuse de H+, dont la concentration est bien celle qui définit le pH) sont toutes liées par les constantes Ka1 et Ka2.

Oui effectivement l'écriture de mon paragraphe n'est pas correcte, j'aurai du indiquer H2CO3. On comprend toutefois l'idée de fond je pense.

Ha-Dê a écrit:Le KH ne change pas car il est défini par les ions bicarbonates et carbonates provenant du carbonate de calcium et magnésium et n'inclut pas la solubilité du CO2 provenant de l'air.

Je suis d'accord avec toi sur la définition du KH. Mais à noter toutefois que les tests de KH du commerce utilisés en aquario mesurent en fait l'alcalinité (et non l'ensemble des actions multivalents liés a CO3-- HCO3- comme ça devrait être le cas).

Ha-Dê a écrit:Non le taux de CO2 veut tendre vers mais sans l'atteindre car le CO2 dissous est aussi lié à l'acide carbonique, dont on a déjà vu qu'il est lié aux ions bicarbonates et carbonates par les constantes Ka1 et Ka2.

Oui mais en tenant compte aussi de la loi d'Henry (thermodynamique vs cinétique), l'état stationnaire que tu cites pour H2CO3 est valable à l'équilibre.

Ha-Dê a écrit:Tout d'abord pour le taux d'acide carbonique provenant de l'équilibre de l'air avec l'eau pure, on trouve 13,9 µmol/l (voir corrigé de l'agreg' page 7), soit par extension 0,6 ppm de CO2, que The Aquarist considère à 3 ppm, admettons.

Tout le CO2aq ne devient pas H2CO3. Dommage d'ailleurs que le sujet d'agreg ne traite pas spécifiquement de cette partie (on a le passage direct de CO2g à H2CO3, puis les cinétiques mais je suis frustré de ne pas avoir le passage CO2aq vers H2CO3 dans la partie thermodynamique).

Ha-Dê a écrit:Application numérique :
10puissance(pHi - pHf) = Tf/ti = 30/3 = 10
soit pHi - pHf = log(10) = 1
d'où pHf = pHi - 1

Oui d'accord avec ça c'était la que je voulais en venir au dessus. Mais par extension passer de 3 ppm à 30 ppm de CO2 (mais on aurait suivre le même exemple en passant de 5 à 20 ppm) entraîne la même variation de pH quelque soit le KH. Je l'avais fait par lecture dans le tableau et c'est aussi ce qu'on retrouve dans ton calcul.

Pour tes remarques sur 2hraquarist, il s'agit d'un seul article, tu auras tes réponses avec une lecture d'ensemble (ou déjà dans la partie CO2). Oui on peut mettre moins de CO2 ou aussi ne pas en injecter du tout et avoir de bons résultats. La finalité n'est pas d'être dans le vert dans le tableau qui pour le coup est arbitraire mais d'avoir une bonne croissance des plantes. Leur démarche sur le 30 ppm s'inscrit dans une méthode globale, la consommation en CO2 dépend de l'éclairage, de la fertilisation, masse de plante etc. Le taux ainsi visé et la démarche proposée pour le déterminer sont en cohérence avec leurs recommandations sur la fertilisation brassage sol... à utiliser. Mais on sort du sujet.

alexv95 a écrit:

Ha-Dê a écrit:Le KH ne change pas car il est défini par les ions bicarbonates et carbonates provenant du carbonate de calcium et magnésium et n'inclut pas la solubilité du CO2 provenant de l'air.  

Je suis d'accord avec toi sur la définition du KH. Mais à noter toutefois que les tests de KH du commerce utilisés en aquario mesurent en fait l'alcalinité (et non l'ensemble des actions multivalents liés a CO3-- HCO3- comme ça devrait être le cas).

C'est tout à fait correct.
Donc si on veut injecter du CO2, on peut mesurer le KH avant et utiliser le tableau pH, KH, CO2 et en déduire le taux de CO2 en fonction du pH mais en gardant en tête le KH initial.

alexv95 a écrit:

Ha-Dê a écrit:Non le taux de CO2 veut tendre vers mais sans l'atteindre car le CO2 dissous est aussi lié à l'acide carbonique, dont on a déjà vu qu'il est lié aux ions bicarbonates et carbonates par les constantes Ka1 et Ka2.  

Oui mais en tenant compte aussi de la loi d'Henry (thermodynamique vs cinétique), l'état stationnaire que tu cites pour H2CO3 est valable à l'équilibre.

Non l'idée de l'état stationnaire, c'est que c'est permanent justement. C'est pourquoi ce sujet d'agrég' fait comparer les cinétiques en jeu pour conclure qu'on peut écrire en permanence les équilibres pour les concentrations de [H2CO3], [HCO3(-)], [CO3(2-)] et par conséquent les équations intégrant les constantes Ka1 et Ka2.
Cela ne remet pas en question la loi de Henry pour autant : dans le cas de l'eau pure (osmosée) laissée à l'air libre comme décrit dans les premières questions, l'équilibre s'établit.
En présence des couples acido-basiques liés à H2CO3 déjà présents en quantité dans l'eau (contrairement à l'eau pure au départ), le sujet montre comment en raison de la cinétique lente de CO2gazeux <---> H2CO3aq, on peut négliger ces réactions pour écrire uniquement celles liant H2CO3 aux constantes Ka12 et Ka2 (j'avoue que j'ai relu plusieurs fois le sujet et différents corrigés pour bien comprendre cela).
Quand on écrit CO2gazeux <---> H2CO3aq, on met en évidence ces échanges (dans les 2 sens) mais sans forcément parler d'équilibre.
De même a priori avec les réactions :
H2CO3aq + H2O <---> H3O(+) + HCO3(-)
HCO3(-) + H2O <---> H3O(+) + CO3(2-)
mais ensuite avec l'AEQS démontrée (Approximation des Etats Quasi-Stationnaires), on en déduit qu'on peut écrire les équations d'équilibre avec Ka1 et Ka2.

alexv95 a écrit:(...)

Ha-Dê a écrit:Application numérique :
10puissance(pHi - pHf) = Tf/ti = 30/3 = 10
soit pHi - pHf = log(10) = 1
d'où pHf = pHi - 1  

Oui d'accord avec ça c'était la que je voulais en venir au dessus. Mais par extension passer de 3 ppm à 30 ppm de CO2 (mais on aurait suivre le même exemple en passant de 5 à 20 ppm) entraîne la même variation de pH quelque soit le KH. Je l'avais fait par lecture dans le tableau et c'est aussi ce qu'on retrouve dans ton calcul.

Pour tes remarques sur 2hraquarist, il s'agit d'un seul article, tu auras tes réponses avec une lecture d'ensemble (ou déjà dans la partie CO2). Oui on peut mettre moins de CO2 ou aussi ne pas en injecter du tout et avoir de bons résultats. La finalité n'est pas d'être dans le vert dans le tableau qui pour le coup est arbitraire mais d'avoir une bonne croissance des plantes. Leur démarche sur le 30 ppm s'inscrit dans une méthode globale, la consommation en CO2 dépend de l'éclairage, de la fertilisation, masse de plante etc. Le taux ainsi visé et la démarche proposée pour le déterminer sont en cohérence avec leurs recommandations sur la fertilisation brassage sol... à utiliser. Mais on sort du sujet.

Avec T = Taux de CO2 (ppm) = 3 x d°KH x 10puissance(7,09 - pH), on voit que si fait des rapports de concentration avant/après, le facteur d°KH s'annule et donc la variation de pH pour passer d'un taux à l'autre ne dépend pas du KH.
Par contre pour obtenir 30 ppm de CO2 dissous par injection de gaz sous pression, c'est à dire pour baisser le pH d'un point dans notre exemple, il y aura un rendement plus faible à KH élevé qu'à KH bas, ce que ne mentionne pas 2hraquaris; cela me semble néanmoins essentiel d'un point de vue économique.

Bonjour à tous, finalement j’ai dû retirer mon diffuseur de CO2 dans l’aquarium et installé un bulleur pour les Sewellias lineolata que je maintien.
Mon pH s’était stabilisé à 7, et maintenant je suis remonté proche de 8…
Je fais mes changements d’eau avec de l’eau osmosée réminéralisé à un pH de 6.5 mais j’ai l’impression que ça n’a aucun effet sur mon pH.
Il faudra que je trouve un moyen naturel de faire baisser ce (foutu) pH.

Merci de nous ramener à ton sujet de départ!

C'est normal que les changements d'eau à l'eau osmosée ne changent rien au pH.
Rappelle toi le pH varie de 50% * log(de la dilution).
Donc même en changeant 30% de l'eau du bac par de l'eau osmosée, ton pH va changer de 0,5*log(0,7) = 0,077 c'est indétectable!

Regarde ce post où j'échange avec omega_wrc pour savoir comment on peut limiter ses variations de pH :
https://www.forumaquario.org/t138467-ph-et-kh#1657089

Oui ce post et tout ce développé me permet vraiment de comprendre ça !
Merci

Regarde les derniers échanges sur les produits Amtra. Attention à leur utilisation le cas échéant.

Ha-Dê a écrit:Non l'idée de l'état stationnaire, c'est que c'est permanent justement. C'est pourquoi ce sujet d'agrég' fait comparer les cinétiques en jeu pour conclure qu'on peut écrire en permanence les équilibres pour les concentrations de [H2CO3], [HCO3(-)], [CO3(2-)] (...)

Je ne suis pas sûr de bien comprendre où tu veux en venir.
Pour rappel la phrase que j'avais indiquée plus haut et qui avait entraînée une réaction de ta part sur ce point était la suivante :

Alexv95 a écrit:Et que le taux de CO2 finit toujours par revenir à une valeur d'équilibre avec l'air si on coupe l'injection.

Ha-Dê a écrit:Par contre pour obtenir 30 ppm de CO2 dissous par injection de gaz sous pression, c'est à dire pour baisser le pH d'un point dans notre exemple, il y aura un rendement plus faible à KH élevé qu'à KH bas

Là aussi pas sûr de bien identifier le cheminement pour arriver à cette conclusion.

@Anais24000
Si ça peut te rassurer n'oublie pas que le pH est un résultat final agrégeant de nombreuses molécules à des teneurs différentes. Il y a plein de manières différentes d'arriver à un même résultat, pour autant toutes ne sont pas aussi pertinentes.
Ton exemple est le bon, tu fait un changement pour favoriser le taux d'oxygène dans l'eau au détriment du CO2. Et je pense que ta démarche est la bonne. Le CO2 permet en effet de baisser le pH mais en lui-même, il n'apporte strictement rien à un poisson, c'est surtout pour les plantes qu'il sera utile. Donc même si dans ton cas le souhait de favoriser l'apport d'oxygène au détriment du CO2 aura eu pour conséquence d'augmenter le pH, ta démarche semble tout même être préférable surtout pour un poisson comme les Sewellias qui apprécient une bonne concentration en oxygène.

Les variations sont normales et le Co2 ne change rien hormis que les bulles entraine les sels minéraux plus en surface.

alexv95 a écrit:
@Anais24000
Si ça peut te rassurer n'oublie pas que le pH est un résultat final agrégeant de nombreuses molécules à des teneurs différentes. Il y a plein de manières différentes d'arriver à un même résultat, pour autant toutes ne sont pas aussi pertinentes.
Ton exemple est le bon, tu fait un changement pour favoriser le taux d'oxygène dans l'eau au détriment du CO2. Et je pense que ta démarche est la bonne. Le CO2 permet en effet de baisser le pH mais en lui-même, il n'apporte strictement rien à un poisson, c'est surtout pour les plantes qu'il sera utile. Donc même si dans ton cas le souhait de favoriser l'apport d'oxygène au détriment du CO2 aura eu pour conséquence d'augmenter le pH, ta démarche semble tout même être préférable surtout pour un poisson comme les Sewellias qui apprécient une bonne concentration en oxygène.

Oui tu as raison, je commence à comprendre de mieux en mieux ce qui est la priorité grâce à vos retours sur ce post
J’ai pu tester mon O2 est le résultat était au maximum 10 mg/l ! Les crevettes et les galaxys se reproduisent, je pense que c’est bon signe.

Si un jour tu sens un manque d'oxygène malgré tes actions actuelles (par exemple en cas de hausse température), pense également à une solution type Oxydator (diffusion d'oxygène depuis de l'eau oxygénée H2O2 ou péroxyde d'hydrogène avec un catalyseur; a aussi de grandes qualités oxydantes).
Tu peux alors te passer de bulleur si jamais la hausse de pH devenait trop critique.
Sans oublier de remplir le réservoir de l'Oxydator régulièrement!

alexv95 a écrit:

Ha-Dê a écrit:Non l'idée de l'état stationnaire, c'est que c'est permanent justement. C'est pourquoi ce sujet d'agrég' fait comparer les cinétiques en jeu pour conclure qu'on peut écrire en permanence les équilibres pour les concentrations de [H2CO3], [HCO3(-)], [CO3(2-)] (...)

Je ne suis pas sûr de bien comprendre où tu veux en venir. (...)

Je réagissais à ta remarque qui n'est pas fondée (en gras) :

alexv95 a écrit:

Ha-Dê a écrit:Non le taux de CO2 veut tendre vers mais sans l'atteindre car le CO2 dissous est aussi lié à l'acide carbonique, dont on a déjà vu qu'il est lié aux ions bicarbonates et carbonates par les constantes Ka1 et Ka2.

Oui mais en tenant compte aussi de la loi d'Henry (thermodynamique vs cinétique), l'état stationnaire que tu cites pour H2CO3 est valable à l'équilibre.

L'état stationnaire ou quasi-stationnaire (voir les aspects cinétiques du sujet d'agrégation) permet d'en déduire qu'on peut écrire les équations d'équilibre régies par Ka1 et Ka2 contrairement à celle d'Henry pour H2CO3 vs CO2g qui n'est pas à l'équilibre.
Il n'y a donc pas à ajouter la condition que "l'état stationnaire est valable à l'équilibre" pour H2CO3, on est comme en permanence à l'équilibre pour les relations Ka1 et Ka2.
Il faut bien avoir compris l'AEQS établie dans ce cas dans le sujet d'agreg' (AEQS : Approximation des Etats Quasi-stationnaires).
Ici "Etat stationnaire" est équivalent à "Equilibre établi à tout moment".

alexv95 a écrit:(...)
Pour rappel la phrase que j'avais indiquée plus haut et qui avait entraînée une réaction de ta part sur ce point était la suivante :

Alexv95 a écrit:Et que le taux de CO2 finit toujours par revenir à une valeur d'équilibre avec l'air si on coupe l'injection.

Et bien pour moi ce n'est pas si simple.
En ayant injecté du CO2 sous pression, on se retrouve certes avec un état qui est le résultat d'une réaction dynamique forcée et pas d'un équilibre.
On a un nouveau taux d'acide carbonique, mais qui n'est pas du fait des équations suivantes déplacées vers la gauche, par exemple par un ajout d'acide fort qui ferait baisser le pH et déplacer les équilibres :
. H2CO3aq + H2O <---> H3O(+) + HCO3(-)
. HCO3(-) + H2O <---> H3O(+) + CO3(2-)
La solubilité globale du CO2 a augmenté : si on fait un bilan global des espèces H2CO3, HCO3(-) et CO3(2-) il est supérieur à avant l'injection.
Si on laissait la nouvelle eau du bac "au repos" en coupant l'injection, je ne dis même pas que l'on reviendrait à la solution initiale avec ses pH et KH d'origine.
Par exemple, le GH initial pourrait-il jouer un rôle avec les ions Ca(2+) et Mg(2+) d'une origine autre que le KH en présence d'ion H3O(+) supplémentaires?

Mais je ne me pose pas cette question théorique, car la réalité est que le CO2 dissous est consommé avant tout et plus rapidement par les plantes et qu'on en injecte pour cette raison.
Si toutefois quelqu'un a la démonstration du devenir d'une eau(*) dans laquelle on a temporairement injecté du CO2 sous pression, alors je suis preneur (attention, ce qui m'intéresse est de savoir si la solution aqueuse d'un point de vue chimique revient à son état d'origine ou un autre, je ne parle pas ici d'eau gazéifiée comme celle en bouteille destinée à la consommation que l'on ouvre et se dégazéifie au fur et à mesure).
(*)Note : eau non pure évidemment mais d'un certain KH initial.

alexv95 a écrit:

Ha-Dê a écrit:Par contre pour obtenir 30 ppm de CO2 dissous par injection de gaz sous pression, c'est à dire pour baisser le pH d'un point dans notre exemple, il y aura un rendement plus faible à KH élevé qu'à KH bas

Là aussi pas sûr de bien identifier le cheminement pour arriver à cette conclusion.

C'est normal, on ne l'a pas encore explicité réellement en détail; jusqu'à présent on écrivait des relations et équations pour des solutions statiques, eau osmosée ou eau tamponnée à un certain KH ayant un certain pH. On n'a pas écrit d'équations en dynamique, c'est à dire pendant l'injection active de CO2 sous pression.
Je ne suis pas certain qu'on puisse les écrire aussi facilement.
Tu liras ou tu expérimenteras qu'en injectant du CO2, tu auras beaucoup plus de mal à faire baisser le pH (et donc à obtenir une concentration de H2CO3 plus importante due à plus de CO2 dissous) si le KH est haut : ou tu devras injecter plus longtemps, et/ou avec la vanne de régulation plus ouverte, et/ou avec la pression de service de la bouteille de CO2 plus élevée.
Mais avec les réactions :
. CO2 dissous + H2O <---> H2CO3aq  (2)
. H2CO3aq + H2O <---> H3O(+) + HCO3(-) de pKa1 = 6,37  (3)
. HCO3(-) + H2O <---> H3O(+) + CO3(2-) de pKa2 = 10,32  (4)
on comprend que les ions bicarbonates et carbonates présents par le KH fassent tendre les réactions (3) et (4) vers la droite.
Par conséquent si on veut augmenter [H2CO3], il faut favoriser la réaction dynamique que je note (1bis) :
. CO2g injecté <---> CO2 dissous  (1bis)
soit en pratique en jouant sur les paramètres actifs durée, débit, pression, d'autant plus que les ions bicarbonates et carbonates sont déjà présents en quantité, i.e. que le KH est haut.
Et donc la lecture des tableaux "pH/KH/CO2" s'interprète ainsi :



Quand on voit, pour caricaturer, la valeur la plus élevée de CO2 dissous dans ce tableau, soit à pH 6 et KH 20, il ne faut surtout pas se dire, "si je n'avais pas de poissons, j'aurais là un taux de CO2 très élevé disponible pour les plantes, ce qui serait idéal", ce serait une erreur.
La vraie lecture du tableau est : "si mon eau est à KH 20 et mon pH à une valeur entre 7 et 8 par exemple, alors la quantité de CO2 à dissoudre pour baisser le pH à 6 est énorme! Pour y arriver il faudrait une combinaison débit/pression/durée d'injection de CO2 considérable."
De façon plus pratique, on peut prendre les cas suivants pour bien comprendre cette autre lecture du tableau :
. si on prend de l'eau à pH 8 KH 1, d'après le tableau on a "1 ppm de CO2 dissous"; pour atteindre "30 ppm de CO2 dissous", il faudrait injecter du CO2 sous pression pour faire descendre le pH à 6.
. si on considère par ailleurs une autre eau de pH 8 KH 20, d'après le tableau on a "7 ppm de CO2 dissous"; pour atteindre également "30 ppm de CO2 dissous", il faudrait injecter du CO2 sous pression pour faire descendre le pH à 7,3 soit une baisse moindre que le premier cas.
>> Ce que je dis c'est qu'il faudra consommer plus de CO2 pour faire descendre le pH de la deuxième eau à KH 20 d'un pH 8 à pH 7,3 que pour la première eau de KH 1 d'un pH 8 à pH 6 pour avoir au final le même taux de CO2 à 30 ppm.
En fait quand 2hraquarist a annoncé qu'on se trompait sur la façon d'interpréter le tableau et qu'il allait donner la bonne grille de lecture, je m'attendais plutôt à des explications de ce type, pas ce que j'ai lu et déjà critiqué avant.

Note : en pratique, quand on veut injecter du CO2 que ce soit pour diminuer le pH et/ou dissoudre du CO2 pour les plantes, il faut partir d'une valeur de KH que l'on considère souvent inférieure à 5 pour qu'économiquement parlant cela vaille la peine par cette méthode.

Alexv95 a écrit:Oui mais en tenant compte aussi de la loi d'Henry (thermodynamique vs cinétique), l'état stationnaire que tu cites pour H2CO3 est valable à l'équilibre.

Oui effectivement écrit comme ça ce n'est pas très clair. J'indiquais donc cela dans le contexte d'une injection de CO2 qui serait interrompue. L'injection augmente le taux de CO2 dans le milieu par rapport à l'équilibre par la loi d'Henry, jusqu'à un équilibre quand autant de CO2 entre via cet injection et sort via dégazage. L'interrompre tendra à temporairement avoir plus de CO2 qui sort que de CO2 qui rentre, donc revient à modifier la quantité de réactif dans nos équations, on "oriente " nos réactions dans l'autre sens.

Ha-Dê a écrit:En ayant injecté du CO2 sous pression, on se retrouve certes avec un état qui est le résultat d'une réaction dynamique forcée et pas d'un équilibre.  

Oui c'est ça.

Ha-Dê a écrit:On a un nouveau taux d'acide carbonique, mais qui n'est pas du fait des équations suivantes déplacées vers la gauche, par exemple par un ajout d'acide fort qui ferait baisser le pH et déplacer les équilibres :
. H2CO3aq + H2O <---> H3O(+) + HCO3(-)
. HCO3(-) + H2O <---> H3O(+) + CO3(2-)

Non mais si CO2aq diminue c'est une autre façon de déplacer les équilibres. Dans notre exemple par rapport au sujet d'agreg, il faut prendre en compte le côté interventionniste dans notre lobby.

Ha-Dê a écrit:Si on laissait la nouvelle eau du bac "au repos" en coupant l'injection, je ne dis même pas que l'on reviendrait à la solution initiale avec ses pH et KH d'origine.
Par exemple, le GH initial pourrait-il jouer un rôle avec les ions Ca(2+) et Mg(2+) d'une origine autre que le KH en présence d'ion H3O(+) supplémentaires?

Mais je ne me pose pas cette question théorique, car la réalité est que le CO2 dissous est consommé avant tout et plus rapidement par les plantes et qu'on en injecte pour cette raison.
Si toutefois quelqu'un a la démonstration du devenir d'une eau (...)  

Je ne vois pas trop d'argument qui nous orienterait vers cette hypothèse. Si une molécule de CO2 devient H30+ + HCO3-, même si le proton venait à s'associer à un anion qui était initialement lié à Ca2+ / Mg2+, il restera de toute façon un HCO3-... à associer les Ca / Mg venant d'être libérés.
Et d'ailleurs ce serait la même chose avec une eau gazeuse en bouteille. La pression de vapeur saturante (+pression) est augmentée dans la bouteille fermée. C'est son ouverture qui va brutalement puis petit à petit provoquer la libération du CO2 dissous dans l'atmosphère. La mécanique est différente pour l'aquarium (et moins spectaculaire)mais le résultat le même : l'injection de CO2 maintient un taux plus élevé et le retour à l'équilibre se fait à la coupure de l'injection. Effectivement la consommation par les plantes peut elle aussi baisser le taux (même avec une injection active d'ailleurs) mais le taux baissera aussi la nuit si on coupe l'injection le soir donc sans photosynthèse.
Si on imagine les choses inversement, pourquoi le CO2 injecté persisterait plus dans l'eau que celui qui entre par échange avec l'atmosphère ? Et jusqu'où ça irait du coup il n'y aurait plus d'équilibre, cela veut dire que toutes les eaux termineraient à terme saturées en HCO3- / H2CO3 ?

Ha-Dê a écrit:Tu liras ou tu expérimenteras qu'en injectant du CO2, tu auras beaucoup plus de mal à faire baisser le pH (et donc à obtenir une concentration de H2CO3 plus importante due à plus de CO2 dissous) si le KH est haut

Ce n'est pas ce que nous avions indiqué dans les échanges ci-dessus, avec une injection de CO2 équivalente le pH baissera d'autant en terme de différentiel avant après et ce indépendamment du KH (ou du moins dans les valeurs usuelles retrouvées en aquariophilie même les plus hautes). Simplement avec un KH plus élevé nous partirons d'un pH avec une valeur plus haute.

Ha-Dê a écrit:Mais avec les réactions :
. CO2 dissous + H2O <---> H2CO3aq  (2)
. H2CO3aq + H2O <---> H3O(+) + HCO3(-) de pKa1 = 6,37  (3)
. HCO3(-) + H2O <---> H3O(+) + CO3(2-) de pKa2 = 10,32  (4)
on comprend que les ions bicarbonates et carbonates présents par le KH fassent tendre les réactions (3) et (4) vers la droite.
Par conséquent si on veut augmenter [H2CO3], il faut favoriser la réaction dynamique que je note (1bis) :
. CO2g injecté <---> CO2 dissous  (1bis)

Oui d'accord avec le principe mais en pratique pas gênant ni impactant sur le rendement : ces ions resteront belle et bien présents dans la colonne d'eau, et leviers pour qu'il soit retiré étant la consommation par les plantes ou leur libération dans l'atmosphère. Sur ces deux leviers je ne vois pas d'indice qui montreraient qu'un KH élevé entrainerait une consommation ou une libération supérieure.

Ha-Dê a écrit:Ce que je dis c'est qu'il faudra consommer plus de CO2 pour faire descendre le pH de la deuxième eau à KH 20 d'un pH 8 à pH 7,3 que pour la première eau de KH 1 d'un pH 8 à pH 6 pour avoir au final le même taux de CO2 à 30 ppm.  

Encore une fois la finalité de l'injection de CO2 ne doit pas être d'atteindre une valeur spécifique de pH. Sûr que si on a un KH de 20 et qu'on veut atteindre un pH 6 par injection de CO2, on atteindra des concentrations en CO2 dans l'eau qui tueront toute la faune par asphyxie.
Le CO2 en aquariophilie doit être considéré comme un nutriment pour les plantes et c'est tout. Je ne vois pas d'indice orientant vers un bénéfice à attendre pour la santé des poissons en augmentant la concentration en cette molécule dans l'eau, le CO2 est un produit de dégradation de la respiration cellulaire.
La mesure du pH avant après injection peut servir de point de repère pour l'injection, pour savoir combien on ajoute de CO2, et ne pas travailler à l'aveugle (à relativiser selon la méthode utilisée). Avec une latitude ensuite pour s'adapter selon les effets observés sur notre bac (et encore une fois sans viser une valeur cible de pH, le but est de nourrir les plantes et non de satisfaire un résultat colorimétrique de test).

On voit effectivement beaucoup de surinterprétation via le raisonnement suivant : le pH de l'eau dans la nature est acide, je vois que le CO2 permet de baisser le pH alors je vais l'utiliser comme levier pour atteindre ma valeur cible. La démarche est louable mais le chemin emprunté ne me semble pas pertinent. Par analogie on pourrait dire : "mon vélo pèse 15 kg et ma voiture 1,5 t, je vais donc ajouter 1,485 t de cailloux derrière mon vélo pour avoir une voiture". Le résultat sera bon mais la finalité loin d'être atteinte, derrière une valeur de pH il faut tenir compte des composés (quantitativement et qualitativement) qui ont permis d'aboutir à ce résultat.
Je pense aussi prendre du recul sur ces valeurs de pH acide : les valeurs de pH entre le jour et la nuit peuvent varier de manière drastique, bien plus que dans un aquarium. Pour ceux qui possèdent l'ouvrage, il y a des exemples dans la méthode Walstad (avec de mémoire des pH pouvant passer de 6 à 9 en quelques heures).

Salut alexv95,

A nouveau de quoi échanger :

alexv95 a écrit:

Ha-Dê a écrit:Si on laissait la nouvelle eau du bac "au repos" en coupant l'injection, je ne dis même pas que l'on reviendrait à la solution initiale avec ses pH et KH d'origine.
Par exemple, le GH initial pourrait-il jouer un rôle avec les ions Ca(2+) et Mg(2+) d'une origine autre que le KH en présence d'ion H3O(+) supplémentaires?

Mais je ne me pose pas cette question théorique, car la réalité est que le CO2 dissous est consommé avant tout et plus rapidement par les plantes et qu'on en injecte pour cette raison.
Si toutefois quelqu'un a la démonstration du devenir d'une eau (...)  

Je ne vois pas trop d'argument qui nous orienterait vers cette hypothèse. Si une molécule de CO2 devient H30+ + HCO3-, même si le proton venait à s'associer à un anion qui était initialement lié à Ca2+ / Mg2+, il restera de toute façon un HCO3-... à associer les Ca / Mg venant d'être libérés.

Mon idée de départ était pourtant bien ça.
Le GH est défini par la présence de A1Ca, A1Mg, A2Ca, A2Mg etc, Ai étant des anions (nommés génériquement sans chercher l'équilibre des charges) comme les ions chlorures, sulfates, silicates etc, i.e. autres que les ions bicarbonates et carbonates.
En injectant du CO2, on se retrouve avec de l'acide carbonique supplémentaire :
CO2 + H2O <---> H2CO3
H2CO3 + H2O <---> H3O(+) + HCO3(-)
HCO3(-) + H2O <---> H3O(+) + CO3(2-) dans une moindre mesure avec nos pH habituels.
On a aussi (en se restreignant au cas du calcium) :
AiCa <---> Ai(2-) + Ca(2+) comme pour les sulfates
ou 2AjCa <---> 2x Aj(-) + Ca(2+) comme pour les chlorures
pourquoi n'aurait on donc pas par exemple pour les sulfates :
2x H2CO3 + AiCa + 2x H2O <---> 2x HCO3(-) + Ca(2+)   +   Ai(2-) + 2x H3O(+)
et donc une modification du KH? (avec ainsi la présence d'acide métasilicique dans le cas des silicates)
Mais là ce n'est pas du tout mon domaine, c'était juste une interrogation au passage.

alexv95 a écrit:Et d'ailleurs ce serait la même chose avec une eau gazeuse en bouteille. La pression de vapeur saturante (+pression) est augmentée dans la bouteille fermée. C'est son ouverture qui va brutalement puis petit à petit provoquer la libération du CO2 dissous dans l'atmosphère. La mécanique est différente pour l'aquarium (et moins spectaculaire)mais le résultat le même : l'injection de CO2 maintient un taux plus élevé et le retour à l'équilibre se fait à la coupure de l'injection.

Tu as mené l'exemple de la bouteille d'eau gazeuse, justement là où je ne le voulais pas. Ce n'est pas ce que tu décris qui était l'objet de mes interrogations.
De façon plus explicite, ma question était plutôt :

"On a une eau de source plate avec les données connues pHi, KHi, GHi initialement à l'air libre.
On la gazéifie avec du CO2 et on la met en bouteille sous pression.
On ouvre la bouteille, on sert un verre que l'on laisse à l'air libre.
Quelles seront les valeurs pHf, KHf, GHf de l'eau au final?"

Je suis preneur de toute réponse avec sa démonstration détaillée et pas seulement intuitive!

alexv95 a écrit:Effectivement la consommation par les plantes peut elle aussi baisser le taux (même avec une injection active d'ailleurs) mais le taux baissera aussi la nuit si on coupe l'injection le soir donc sans photosynthèse.

Non, dans ton cas, même en coupant l'injection d'eau la nuit, le taux de CO2 remontera au contraire, il n'y a plus de photosynthèse et il y aura la respiration par les poissons ET les plantes.
Ou voulais-tu plutôt dire que le pH baissera?

alexv95 a écrit:Si on imagine les choses inversement, pourquoi le CO2 injecté persisterait plus dans l'eau que celui qui entre par échange avec l'atmosphère ? Et jusqu'où ça irait du coup il n'y aurait plus d'équilibre, cela veut dire que toutes les eaux termineraient à terme saturées en HCO3- / H2CO3 ?

Non tu ne peux écrire cela sans y associer H3O(+) et donc le pH.

alexv95 a écrit:

Ha-Dê a écrit:Tu liras ou tu expérimenteras qu'en injectant du CO2, tu auras beaucoup plus de mal à faire baisser le pH (et donc à obtenir une concentration de H2CO3 plus importante due à plus de CO2 dissous) si le KH est haut

Ce n'est pas ce que nous avions indiqué dans les échanges ci-dessus, avec une injection de CO2 équivalente le pH baissera d'autant en terme de différentiel avant après et ce indépendamment du KH (ou du moins dans les valeurs usuelles retrouvées en aquariophilie même les plus hautes). Simplement avec un KH plus élevé nous partirons d'un pH avec une valeur plus haute.

Là tu modifies mes propos...
On partait de la formule établissant les valeurs des tableaux pH/KH/CO2 soit :
T = Taux de CO2 (ppm) = 3 x d°KH x 10puissance(7,09 - pH)
En prenant d'une façon plus générale, 2 états, initial et final, on obtient :
Tf/Ti = 10puissance(pHi - pHf)
A partir de là on peut en déduire des conclusions comme tu l'as fait "une augmentation d'un facteur 10 du taux de CO2 correspond à un baisse de 1 point du pH".... certes
... mais cette formule ne traduit jamais une équation dynamique et rien ne te permet d'affirmer "avec une injection de CO2 équivalente".
Ici comme 2hraquarist, vous vous efforcez à vouloir déduire des choses du tableau que la formule de départ n'indique pas.
A quoi bon d'ailleurs, une remarque comme "une augmentation d'un facteur 10 du taux de CO2 correspond à un baisse de 1 point du pH", indépendamment du KH, c'est une remarque non totalement dénuée d'intérêt, mais cela ne correspond à rien, "à aucun chemin continu expérimental" quand on injecte du CO2 dans son bac.

Ce que j'affirme c'est que la formule :
T = Taux de CO2 (ppm) = 3 x d°KH x 10puissance(7,09 - pH)
ne traduit aucune réaction dynamique et certainement pas ce qui se passe en injectant du CO2.
C'est juste une fonction à 2 variables qui te "renvoie" (calcule) le taux de CO2 quand tu connais le KH et le pH de ton eau; ce que l'on a fait jusqu'à présent, c'est éventuellement d'avoir comparé 2 états et rien de plus.
Comme déjà évoqué, personnellement je ne sais pas écrire les équations dynamiques de dissolution du CO2 dans une eau (définie par ses pH, KH, GH) par injection de gaz sous pression à débit donné.
Par contre pour répondre à ta question :

alexv95 a écrit:(...) je ne vois pas d'indice qui montreraient qu'un KH élevé entrainerait une consommation ou une libération supérieure.

on a des données "expérimentales" :

Ha-Dê a écrit:Tu liras ou tu expérimenteras qu'en injectant du CO2, tu auras beaucoup plus de mal à faire baisser le pH (et donc à obtenir une concentration de H2CO3 plus importante due à plus de CO2 dissous) si le KH est haut.

Je l'ai expérimenté moi-même bien-entendu et sinon voici un exemple parmi d'autres dans la "littérature" :
"Si l'eau est dure avec un KH élevé, l'injection de CO2 aura peu d'effet sur le pH."
(https://www.aquariophilie-aquarium.fr/Eau/Gaz/besoins-CO2.html)

La formule ne te donne donc aucune indication de la sorte mais si on admet ce fait expérimental (c'est aussi ça la science!) alors en notant "ε" cette faible variation de pH (c'est une baisse donc epsilon a ici une valeur négative), on peut écrire après avoir injecté du CO2 dans nos conditions dans une eau d'un KH connu (typiquement supérieur à 5) :
Tf/Ti = 10puissance(pHi - pHf) = 10puissance(-ε), avec ε epsilon valeur faible sans grandeur
soit par le développement limité à l'ordre 1 de la fonction exponentielle :
Tf/Ti = 1 - ε * ln10
On a donc le taux de CO2 dissous qui lui-même ne variera quasiment pas (et il fallait la formule pour pouvoir faire cette déduction de façon certaine et pas seulement intuitive).

Au final pour faire une phrase-résumé de conclusion autoportante sinon on risque de se méprendre en ne prenant que des extraits :
Si on a un KH assez élevé (à partir de 5), alors l'injection de CO2 avec nos moyens d'aquariophiles ne permet pas de faire descendre le pH suffisamment. On aura une diminution très faible du pH et par conséquent une hausse très faible du CO2.

Note : peut-être qu'en industrie on peut injecter à des pressions supérieures et parvenir à dissoudre du CO2 plus facilement.

Corollaire : si on veut injecter du CO2 pour faire baisser le pH et/ou dissoudre le CO2 pour les plantes alors il faut s'assurer d'avoir un KH suffisamment bas (< 4).

alexv95 a écrit:Encore une fois la finalité de l'injection de CO2 ne doit pas être d'atteindre une valeur spécifique de pH. Sûr que si on a un KH de 20 et qu'on veut atteindre un pH 6 par injection de CO2, on atteindra des concentrations en CO2 dans l'eau qui tueront toute la faune par asphyxie.
Le CO2 en aquariophilie doit être considéré comme un nutriment pour les plantes et c'est tout. Je ne vois pas d'indice orientant vers un bénéfice à attendre pour la santé des poissons en augmentant la concentration en cette molécule dans l'eau, le CO2 est un produit de dégradation de la respiration cellulaire. (...)

Je ne partage pas totalement cet avis.
A KH faible, tu peux utiliser une régulation du pH par pH-métrie avec une prise programmable contrôlant une électrovanne en sortie d'une bouteille de CO2, dans le but de maintenir un pH souhaité et stable. Tamponner une eau avec des tanins par exemple pour avoir exactement des paramètres précis et finaux souhaités n'est pas forcément évident.
On utilise donc cette méthode par exemple pour certains poissons qui ont besoin d'un pH bas mais constant malgré un KH faible pour se reproduire...
... même si la majorité des aquariophiles qui injectent du CO2 le font pour nourrir des plantes.

alexv95 a écrit:La mesure du pH avant après injection peut servir de point de repère pour l'injection, pour savoir combien on ajoute de CO2, et ne pas travailler à l'aveugle (à relativiser selon la méthode utilisée). Avec une latitude ensuite pour s'adapter selon les effets observés sur notre bac (et encore une fois sans viser une valeur cible de pH, le but est de nourrir les plantes et non de satisfaire un résultat colorimétrique de test).

Il faut donc corriger cette assertion en, "pour savoir combien on a dissous de CO2" : l'ajout ou la consommation de CO2 pour y arriver est réalisé(e) avec un certain rendement pour reprendre un terme que j'ai précédemment utilisé.

alexv95 a écrit:On voit effectivement beaucoup de surinterprétation via le raisonnement suivant : le pH de l'eau dans la nature est acide, je vois que le CO2 permet de baisser le pH alors je vais l'utiliser comme levier pour atteindre ma valeur cible. La démarche est louable mais le chemin emprunté ne me semble pas pertinent. Par analogie on pourrait dire : "mon vélo pèse 15 kg et ma voiture 1,5 t, je vais donc ajouter 1,485 t de cailloux derrière mon vélo pour avoir une voiture". Le résultat sera bon mais la finalité loin d'être atteinte, derrière une valeur de pH il faut tenir compte des composés (quantitativement et qualitativement) qui ont permis d'aboutir à ce résultat.

Dans ce cadre, j'avoue ne pas comprendre ton exemple, ça n'a rien de comparable : si on commence ainsi, on n'a pas fini de dire n'importe quoi!  
Personnellement je donne des exemples pour appuyer des propos. Si on le fait comme contre-exemple ou pour une démonstration par l'absurde, alors il faut le faire de façon (d'un point de vue logique ou mathématiquement) très rigoureuse sinon ça enlève toute crédibilité aux propos scientifiques.

alexv95 a écrit:Je pense aussi prendre du recul sur ces valeurs de pH acide : les valeurs de pH entre le jour et la nuit peuvent varier de manière drastique, bien plus que dans un aquarium. Pour ceux qui possèdent l'ouvrage, il y a des exemples dans la méthode Walstad (avec de mémoire des pH pouvant passer de 6 à 9 en quelques heures).

J'ai lu le livre et de mémoire c'est le chapitre qu'elle consacre aux phénomènes allélopathiques en prenant pour exemple la plante Egeria densa qui non seulement va épuiser le CO2 de l'eau tout en pouvant prélever son carbone des ions bicarbonates conduisant à une décalcification biogène. Cela conduit ici à un milieu sans CO2, avec une baisse drastique du KH et une hausse significative du pH, non propice aux autres plantes : c'est ainsi qu'Egeria densa "se débarasse" d'autres plantes pouvant la concurrencer en leur rendant le milieu impropre alors qu'elle-même a de grandes tolérances aux variations de pH.
Je prends plutôt cet exemple pour montrer à nouveau comment une injection de CO2 permet de maintenir un pH relativement stable en plus d'apporter uniquement une source de carbone aux plantes.

Ha-Dê a écrit:pourquoi n'aurait on donc pas par exemple pour les sulfates :
2x H2CO3 + AiCa + 2x H2O <---> 2x HCO3(-) + Ca(2+)   +   Ai(2-) + 2x H3O(+)
et donc une modification du KH?

En regardant les pKa des acides potentiellement formés avec les sulfates, chlorure, silicates, on voit que ce n'est pas compatible. On ne peut pas créer un acide fort avec un acide faible. Et quand bien même ça aurait été possible, ce n'est pas un argument en faveur du point de discussion initial qui était l'absence de retour à la solution initiale.

Ha-Dê a écrit:"On a une eau de source plate avec les données connues pHi, KHi, GHi initialement à l'air libre.
On la gazéifie avec du CO2 et on la met en bouteille sous pression.
On ouvre la bouteille, on sert un verre que l'on laisse à l'air libre.
Quelles seront les valeurs pHf, KHf, GHf de l'eau au final?"

Tu retrouves cette démonstration avec la loi de Raoult. Et pour anticiper une éventuelle remarque sur un écart à cette loi, l'hypothèse dans notre cas est le retour à l'équilibre liquide-vapeur pendant après injection sur un même bac (ou pour l'exemple pris par analogie sur une même eau gazeuse en bouteille).

Ha-Dê a écrit:Non, dans ton cas, même en coupant l'injection d'eau la nuit, le taux de CO2 remontera au contraire, il n'y a plus de photosynthèse et il y aura la respiration par les poissons ET les plantes.
Ou voulais-tu plutôt dire que le pH baissera?

Non je parle bien d'un pH qui remonte après arrêt de l'injection de CO2. Avec comme modèle une injection de CO2 "forte" adaptée pour maintenir un niveau élevé et constant (adapté a un éclairage fort et ferti riche pour permettre une forte croissance des plantes), "générant" une courbe de ce type :

https://www.ukaps.org/forum/threads/co2-ph-level-in-planted-tank.26559/
(Méthodologie décrite sur le site 2hr aquarist avec le pourquoi et le comment)
Dans ce cas la production de CO2 par la faune / flore du bac est négligeable au regard de l'injection (+brassage associé pour favoriser les échanges gazeux et obtenir un taux de CO2 stable), donc à l'arrêt de l'injection le pH remonte. La loi d'Henry est respectée.

Ha-Dê a écrit:Non tu ne peux écrire cela sans y associer H3O(+) et donc le pH.  

Plus que ça même. Mais je detaillais surtout un cheminement pour argumenter sur la plausibilité d'une telle hypothèse.

Ha-Dê a écrit:Au final pour faire une phrase-résumé de conclusion autoportante sinon on risque de se méprendre en ne prenant que des extraits :
Si on a un KH assez élevé (à partir de 5), alors l'injection de CO2 avec nos moyens d'aquariophiles ne permet pas de faire descendre le pH suffisamment. On aura une diminution très faible du pH et par conséquent une hausse très faible du CO2.

Note : peut-être qu'en industrie on peut injecter à des pressions supérieures et parvenir à dissoudre du CO2 plus facilement.

Corollaire : si on veut injecter du CO2 pour faire baisser le pH et/ou dissoudre le CO2 pour les plantes alors il faut s'assurer d'avoir un KH suffisamment bas (< 4).

Sur quelle hypothèse ? Pour que ce soit vrai cela voudrait dire que les hydrogénocarbonates diminueraient la solubilité du CO2 dans l'eau.
Le corrigé que tu as partagé ne semble pas aller dans ce sens :

Autour de pH = 8,2, on est dans le domaine de prédominance de HCO3- et la solubilité du CO2(g) est augmentée d’un facteur de près de 65 par rapport à pH = 5,6 (déplacement d’équilibre).

Et dissoudre d'une forte quantité de CO2 dans l'eau, ce n'est pas une question de moyens mais de finalité, une machine SODASTREAM le fera très bien, pour pas cher et en une fraction de seconde, et même sur une eau de robinet dure. C'est juste que ce n'est pas l'usage recherché en aquariophilie.

Que ça soit écrit je veux bien le croire. Il y en a aussi qui écrivent que toute leur population est morte car leur KH était trop bas et que le pH a trop fluctué. Ça nous fait une belle jambe comme ça avec ces deux hypothèses on ne peut plus faire de bac avec injection de CO2 ^^.
Faire des expériences c'est toujours intéressant et enrichissant, mais il ne faut pas oublier les limites. C'est bien pour cela qu'il existe des bonnes pratiques de laboratoire, des accréditations, des processus de revue par les pairs.. même si on a pas accès à ce niveau de qualité en aquariophilie, il faut à minima que l'expérience soit bien décrite, on énoncé les conditions et les limites et qu'elles soient reproductible.

En pratique on trouve des gens qui y arrivent :
https://www.ukaps.org/forum/threads/whats-the-importance-of-kh.31225/
https://www.2hraquarist.com/blogs/ph-kh-gh-tds/gh-explained
Sur le second bac à KH 8-11, on ne peut pas douter de la dureté de l'eau du bac au vu des pierres calcaires dedans. Et pour ceux qui remettraient tout de même en question l'efficacité de l'injection du CO2 malgré les impacts qui peuvent être mesurés sur le pH, je mets au défi de réussir un tel bac avec le même niveau de fertilisation et d'éclairage et de santé des plantes sans injecter de CO2.
Je serai curieux de voir du coup un exemple de bac avec un KH un peu élevé et qui n'a pas réussi à dissoudre de CO2 malgré une forte injection. Avec la description de ce qui a été fait.

Ha-Dê a écrit:Je ne partage pas totalement cet avis.
A KH faible, tu peux utiliser une régulation du pH par pH-métrie avec une prise programmable contrôlant une électrovanne en sortie d'une bouteille de CO2, dans le but de maintenir un pH souhaité et stable.

J'ai essayé justement d'expliquer de mon point de vue l'incohérence de cette démarche dans mon précédent post mais visiblement ce n'est pas passé. pH souhaité par qui et quelle stabilité ? Là on est typiquement dans l'exemple de satisfaire à un résultat d'un test.
Il manque un mot dans mon précédent post mais le pH dans le milieu naturel selon la configuration peut- être bien plus instable que le pH d'un aquarium. Pour exemple, en page 95 de son ouvrage, D. Walstad présente des relevés de pH au cours de la journée d'un lac d'eau douce, le pH est de 5,7 à 10h et il passe à 9,6 à midi.
Et puis au-delà de ça, avec quel pH metre est mesuré le pH dans le bac ? À quelle fréquence et comment est-il calibré ? Quelle mesure sont mises en place pour s'assurer de l'absence d'une éventuelle dérive ? Comment on s'assure de l'absence interférence électromagnétique lors de l'allumage de l'éclairage ? (Je précise que ce sont des questions rhétoriques).
Donc la finalité de cette démarche ne me semble pas cohérente, à mon avis on gâche juste du CO2.

Ha-Dê a écrit:Dans ce cadre, j'avoue ne pas comprendre ton exemple, ça n'a rien de comparable : si on commence ainsi, on n'a pas fini de dire n'importe quoi!

Justement pour illustrer qu' on peut faire dire ce qu'on veut aux chiffres. Et que dans le cadre du pH c'est malheureusement souvent ce type de démarche qui ressort. On dit qu'il faut un pH de 6 pour cette espèce alors je vais mettre tant de CO2 pour l'atteindre. Sans se poser la question d'où vient réellement cette valeur mesurée, quel composé avait réellement permis d'atteindre cette valeur de pH et est-ce qu'au-delà du potentiel acide de ce composé ce n'est pas un élément de sa structure qui contribue au bénéfice observé, est-ce que le test que j'ai réalisé est vraiment fiable par rapport à ce que je recherche etc

Mais j'ai l'impression que le message n'est pas bien compris. C'est peut-être moi qui m'exprime mal ou peut-être les limites du forum...