A0-1.1 Capture géologique du dioxyde de carbone
1. Au départ, l’eau distillée a un pH proche de 7 (couleur verte). Le $*\ce{CO2}*$ contenu dans l’air expiré se dissout dans l’eau distillée. La couleur orange indique un pH voisin de 5. Ceci met en évidence le caractère acide de la solution de $*\ce{CO2}*$ (à condition que l’on sache que dans l’air expiré, il y a du $*\ce{CO2}*$ et qu’il s’agit de la seule espèce ayant un caractère acide contenue dans l’air expiré… 🙄).
Remarque : l’eau distillée n’a pas un pH de 7 car elle est en contact avec le $*\ce{CO2}*$ de l’air qui fait diminuer son pH jusqu’à 5,65… 🙄
2. $*\ce{H2CO3}*$ fait partie du couple $*\ce{H2CO3/HCO3^-}*$. Il est donc capable de céder un ion $*\ce{H+}*$ et donc est bien un acide au sens de Brønsted.
Remarque : Brønsted s’écrit Brønsted et non Brönsted. 🙄
3. Chaque seconde, on dissout 70 g de $*\ce{CO2}*$ dans 1,8 L d’eau.
Ça représente une qdm $*n_\ce{CO2}*$ = 70÷44 = 1,59 mol.
En supposant que la réaction $*\ce{CO2(aq) + H2O(\ell) \rightarrow H2CO3(aq)}*$ est totale (ce qui n’est ni explicitement dit – même s’il y a une simple flèche, ni vrai 🙄), ça fait une concentration en acide carbonique $*\ce{[H2CO3]}*$ = 1,59÷1,8 = 0,88 mol·L-1.
4. Tableau d’avancement
| Avancement | $*\ce{\quad H2CO3 \quad + \quad H2O \; \rightarrow \quad HCO3^- \; + \quad H3O^+ \quad}*$ | |||
|---|---|---|---|---|
| 0 | $*C_S*$ | solvant | 0 | ≃ 0 |
| $*x_{éq}*$ | $*C_S-x_{éq}*$ | $*x_{éq}*$ | $*x_{éq}*$ | |
Remarque : on écrit une réaction non totale avec une double flèche… Ici, les concepteurs l’ont visiblement oublié. 🙄
5. La formule rigoureuse du $*K_A*$ est :
$µ K_A = \frac {
\dfrac{\ce{[A^-]}}{c^\mathrm{o}}·\dfrac{\ce{[H3O^+]}}{c^\mathrm{o}}
}{
\dfrac{\ce{[AH]}}{c^\mathrm{o}}}
µ$
C'est pour ça que l’énoncé parle du $*c^\mathrm{o}*$ qui vaut par définition 1 mol·L-1.
Après simplification de l’expression du $*K_A*$, on obtient :
$µ K_A = \frac {x_{éq}^2}{c^\mathrm{o}·(C_S-x_{éq})}µ$
En réarrangeant cette équation, on trouve l’équation $*x_{éq}^2 + c^\mathrm{o}K_Ax_{éq} - c^\mathrm{o}K_AC_S = 0*$.
6. $*x_{éq}*$ est forcément positif, donc $*x_{éq}*$ = 0,591 mmol·L-1. Du coup, on en déduit :
• $*\ce{[H2CO3]}*$ ≃ $*C_S*$ (le nombre de chiffres significatifs ne permet pas de noter une différence entre l’état initial et l’équilibre).
• $*\ce{[HCO3^-] = [H3O^+]} = *$ 0,591 mmol·L-1.
• $*\mathrm{pH} = -\log x_{éq} =*$ 3,23.
7. Lors de l’injection, le pH des eaux souterraines diminue à cause du caractère acide du $*\ce{CO2}*$ abordé dans l’exercice. La concentration en DIC augmente car le $*\ce{CO2}*$ réagit avec l’eau pour se transformer en acide carbonique et éventuellement en sa base conjuguée $*\ce{HCO3^-}*$ et en la base conjuguée de sa base conjuguée $*\ce{CO3^2-}*$. Pourquoi, dans un deuxième temps, y a-t-il une augmentation de pH et une diminution de la concentration en DIC pendant la phase d’injection (c’est-à-dire pendant la période grisée) ? Ce phénomène n’est pas explicable avec les documents donnés 🙄 (mais voir l’article original publié dans Science.)