{"id":20696,"date":"2019-12-05T13:14:22","date_gmt":"2019-12-05T13:14:22","guid":{"rendered":"https:\/\/services.jacobi.net\/pourbaix-diagrams-for-metal-species\/"},"modified":"2025-08-11T16:33:07","modified_gmt":"2025-08-11T16:33:07","slug":"pourbaix-diagrammes-pour-especes-metal","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/services.jacobi.net\/fr\/pourbaix-diagrammes-pour-especes-metal\/","title":{"rendered":"Pourbaix Diagramme."},"content":{"rendered":"\t\t
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Qu’est ce qu’un diagramme de Pourbaix?<\/h3>

Cette section explique la fonction d’un diagramme de Pourbaix et les param\u00e8tres qui influence la sp\u00e9ciation d’un \u00e9l\u00e9ment en solution.<\/p>

  • pH<\/li>
  • Potentiel Redox<\/li><\/ul>

    Les esp\u00e8ces ioniques peuvent \u00eatre pr\u00e9sentes dans l’eau sous diff\u00e9rents \u00e9tats d’oxydation en fonction du potentiel redox du milieu. De plus, pour un m\u00eame \u00e9tat d’oxydation, le niveau de dissociation d’une esp\u00e8ce varie en fonction du pH. L’arsenic, par exemple, est un m\u00e9tal lourd qui poss\u00e8de plusieurs niveaux d’oxydation (-3, 0, +3, +5) mais qui se pr\u00e9sente majoritairement sous les formes arseniate (As\u2075\u207a) et arsenite (As\u00b3\u207a) dans les eaux naturelles. Chacune de ces deux formes se d\u00e9cline en diff\u00e9rents \u00e9tats de dissociation selon la valeur du pH<\/p>

    L’arseniate (As\u2075\u207a) se dissocie en fonction du pH selon la r\u00e9action s\u00e9quentielle suivante:<\/p>

    H\u2083AsO\u2084 \u2194 H\u2082AsO\u2084\u00af + H\u207a \u2194 HAsO\u2084\u00b2\u00af + 2H\u207a \u2194 AsO\u2084\u00b3\u00af + 3H\u207a (1)<\/span><\/p>

    L’arsenite (As3\u207a) se dissocie en fonction du pH selon la r\u00e9action s\u00e9quentielle suivante:<\/p>

    H\u2083AsO\u2083 \u2194 H\u2082AsO\u2083\u00af + H\u207a\u2194 HAsO\u2083\u00af + 2H\u207a\u2194 AsO\u2083\u00b3\u00af + 3H\u207a (2) <\/span><\/p>\t\t\t\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t

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    Figure 1 : dissociation de l\u2019Arseniate (As5\u207a) en fonction du pH<\/em><\/p>\t\t\t\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t

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    Figure 2: dissociation de l\u2019Ars\u00e9nite (As\u00b3\u207a) en fonction du pH<\/em><\/p>\t\t\t\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t

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    La figure 1 indique que l’ars\u00e9niate (As\u2075\u207a) se dissocie s\u00e9quentiellement dans l’eau selon l’\u00e9quation 1. \u00c0 un pH de 7, les concentrations de H\u2082AsO\u2084\u00af et HAsO\u2084\u00b2\u00af seront presque \u00e9gales. La charge \u00e9lectrique de l’ars\u00e9niate est n\u00e9gative (-1 ou -2) \u00e0 des niveaux de pH compris entre 5 et 7.<\/p>

    La figure 2 montre que l’ars\u00e9nite (As\u00b3\u207a) se dissocie \u00e9galement dans l’eau. \u00c0 un pH de 7, H\u2083AsO\u2083 est l’esp\u00e8ce dominante tandis que H\u2082AsO\u2083\u00af repr\u00e9sente une petite fraction (+\/-1%) alors que la contribution de HAsO\u2083\u00b2\u00af et AsO\u2083\u00b3\u00af est insignifiante. Comme la charge \u00e9lectrique de l’ars\u00e9nite est neutre dans la gamme de pH des eaux naturelles (6-9), cette forme n’est pas facile \u00e0 \u00e9liminer. La conversion en ars\u00e9niate est un \u00e9l\u00e9ment essentiel de tout processus de traitement de l’arsenic.<\/p>

    La figure 1 montre que H\u2082AsO\u2084\u00af est l’esp\u00e8ce dominante de l’ars\u00e9niate \u00e0 pH =3. La figure 2 montre que H\u2083AsO\u2083 est l’esp\u00e8ce dominante de l’ars\u00e9nite \u00e0 pH =3. Le rapport des concentrations ars\u00e9niate (As\u2075\u207a)\/ars\u00e9nite (As\u00b3\u207a) pour diff\u00e9rents potentiels redox \u00e0 pH 3 peut \u00eatre calcul\u00e9 par l’\u00e9quation de Nernst. Lorsque ces rapports de concentration d’ars\u00e9niate (As\u2075\u207a)\/ars\u00e9nite (As\u00b3\u207a) sont calcul\u00e9s pour toute la gamme de pH et que nous tra\u00e7ons la concentration \u00e0 l’\u00e9quilibre thermodynamique en fonction du pH et du potentiel redox, nous pouvons d\u00e9finir les zones de pr\u00e9dominance des diff\u00e9rentes esp\u00e8ces de l’arsenic, comme le montre la figure 3. Ce graphique est appel\u00e9 le diagramme potentiel – pH ou d’apr\u00e8s l’inventeur, le chimiste Marcel Pourbaix (1904-1998).<\/p>\t\t\t\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t

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    Figure 3 : diagramme de Pourbaix de l\u2019arsenic<\/em><\/p>\t\t\t\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t

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    Le diagramme de Pourbaix, \u00e9galement connu sous le nom de diagramme potentiel\/pH, d\u00e9crit les phases d\u2019\u00e9quilibre possibles d\u2019un syst\u00e8me \u00e9lectrochimique aqueux. Les lignes du diagramme de Pourbaix d\u00e9crivent l\u2019\u00e9tat d\u2019\u00e9quilibre des diff\u00e9rentes esp\u00e8ces d\u2019un m\u00eame \u00e9l\u00e9ment. Dans les zones situ\u00e9es entre les lignes, l\u2019esp\u00e8ce repr\u00e9sent\u00e9e est pr\u00e9dominante. Outre le potentiel et la valeur du pH, les concentrations d\u2019\u00e9quilibre d\u00e9pendent \u00e9galement de facteurs tels que la temp\u00e9rature, la pression et la concentration de l\u2019\u00e9l\u00e9ment. Les diagrammes de Pourbaix sont g\u00e9n\u00e9ralement donn\u00e9s \u00e0 temp\u00e9rature ambiante, \u00e0 pression atmosph\u00e9rique et \u00e0 des concentrations molaires de 10\u00af\u2076. La modification de l\u2019un de ces param\u00e8tres produit un diagramme diff\u00e9rent.<\/p>

    Les diagrammes de Pourbaix sont utilis\u00e9s, par exemple, dans les \u00e9tudes de corrosion, les g\u00e9osciences et les \u00e9valuations environnementales. L\u2019utilisation correcte du diagramme de Pourbaix permet non seulement d\u2019illustrer la nature des esp\u00e8ces pr\u00e9sentes dans la solution (ou l\u2019\u00e9chantillon), mais peut \u00e9galement contribuer \u00e0 la compr\u00e9hension des m\u00e9canismes de r\u00e9action.<\/p>\t\t\t\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t

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    Diagramme de Pourbais de l’eau<\/h3>

    1) Influence du pH de l’eau<\/strong><\/p>

    Le pH (potentiel Hydrog\u00e8ne) est une grandeur qui indique la concentration en ion hydronium (H+) d’une solution. Il se calcul selon la formule ci-dessous:<\/p>

    pH = – log (H\u207a) <\/span>(la concentration en ions H+ \u00e9tant exprim\u00e9e en moles par litre)<\/p>

    Le pOH est une grandeur qui indique la concentration en ion hydroxydes (OH-) d’une solution. Il se calcul selon la formule ci-dessous:<\/p>

    pOH = – log (OH\u00af) <\/span>(la concentration en ions OH- \u00e9tant exprim\u00e9e en moles par litre)<\/p>

    L’eau se dissocie en hydronium (H\u207a) et hydroxyde (OH\u00af) selon la r\u00e9action suivante<\/p>

    H\u207a + OH\u00af\u2194 H\u2082O<\/span><\/p>

    Avec la r\u00e9action de dissociation suivante<\/p>

    K\u2091 = [H\u207a]. [OH\u00af]<\/span>\u00a0 (1)<\/p>

    Ke = constante de dissociation de l’eau (10-14)<\/p>

    [H\u207a]<\/span> = Concentration en ions hydroniums dans l’eau (exprim\u00e9e en moles par litre)<\/p>

    [OH\u00af]<\/span> = Concentration en ions hydroxydes dans l’eau (exprim\u00e9e en moles par litre)<\/p>

    Si on applique le n\u00e9gatif de la valeur logarithmique d\u00e9cimale de chaque terme de l\u2019\u00e9quation 1, on obtient:<\/p>

    -log (K\u2091) =log [H\u207a] + log [OH\u00af]<\/span><\/p>

    -log (10\u00af\u00b9\u2074) =log [H\u207a] + log [OH\u00af]<\/span><\/p>

    14 = pH + pOH<\/span><\/p>

    \u00e0 pH 7 nous avons<\/p>

    14 = 7 + pOH<\/span><\/p>

    pOH = 7<\/span><\/p>

    pH<\/span><\/p>

    Si la plage de pH est ajust\u00e9e de 0 \u00e0 14, on obtient<\/p>\t\t\t\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t

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    Figure 4: dissociation de l\u2019eau en fonction du pH<\/em><\/p>\t\t\t\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t

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    Conclusion:<\/p>

    • A des valeurs de pH faibles, les ions hydroniums (H+) pr\u00e9dominent<\/li>
    • A pH neutre, les concentrations en ions hydronium (H+) et hydroxydes (OH-) sont \u00e9gales.<\/li>
    • A des valeurs de pH \u00e9lev\u00e9es, les ionshydroxydes (OH-) pr\u00e9dominent<\/li><\/ul>

      2) Influence du potentiel redox<\/strong><\/p>

      Les potentiels redox de l’oxyg\u00e8ne et de l’hydrog\u00e8ne sont les suivants:<\/p>
      El\u00e9ment\u00a0<\/span><\/td>Redox<\/span>\u00a0<\/span><\/td>Esp\u00e8ce stable\u00a0<\/span><\/td><\/tr>

      Oxyg\u00e8ne\u00a0<\/span><\/p><\/td>

      		0<\/span>\u00a0<\/span><\/td>

      O\u2082<\/span>\u00a0<\/span><\/p><\/td><\/tr>

      \u00a0<\/span><\/p><\/td>

      		-2<\/span>\u00a0<\/span><\/td>

      OH\u00af<\/span>\u00a0<\/span><\/p><\/td><\/tr>

      Hydrog\u00e8ne\u00a0<\/span><\/p><\/td>

      		+1<\/span>\u00a0<\/span><\/td>

      H\u207a<\/span>\u00a0<\/span><\/p><\/td><\/tr>

      \u00a0<\/span><\/p><\/td>

      		0<\/span>\u00a0<\/span><\/td>

      H\u2082<\/span>\u00a0<\/span><\/p><\/td><\/tr><\/tbody><\/table>

      \u00a0<\/p>\t\t\t\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t

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      Figure 5 : diagramme de Pourbaix de l\u2019eau<\/em><\/p>\t\t\t\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t

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      La figure 5 montre le diagramme de Pourbaix de l’eau. Le diagramme comporte deux lignes d’\u00e9quilibre des esp\u00e8ces<\/p>

      La ligne verte B limite les deux r\u00e9actions suivantes:<\/p>

      Au dessus de la ligne B: \u00bd O\u2082 + 2H\u207a + 2e-\u2194 H\u2082O<\/span> L’\u00e9tat d’oxydation de l’atome d’oxyg\u00e8ne = 0<\/p>

      En dessous de la ligne B: H\u207a + OH\u00af \u2194 H\u2082O <\/span>L’\u00e9tat d’oxydation de l’atome d’oxyg\u00e8ne = -2<\/p>

      La ligne rouge A limite les deux r\u00e9actions suivantes:<\/p>

      Au dessus de la ligne A: H\u207a + OH\u00af \u2194 H\u2082O<\/span> L’\u00e9tat d’oxydation de l’atome d’hydrog\u00e8ne (H) = +1<\/p>

      En dessous de la ligne A: H\u207a + 1e- \u2194 \u00bd H\u2082<\/span> L’\u00e9tat d’oxydation de l’atome d’hydrog\u00e8ne (H) = 0<\/p>

      En appliquant la formule de Nerst, nous pouvons effectuer les calculs suivants:<\/p>

      Au dessus de la ligne B: [\u00bdO\u2082] > [OH\u00af]<\/span><\/p>

      Sur la ligne B: [\u00bdO\u2082] = [ OH\u00af]<\/span><\/p>

      En dessous de la ligne B: [\u00bdO\u2082] < [OH\u00af]<\/span><\/p>

      Au dessus de la ligne A: [\u00bdH] < [H\u207a]<\/span><\/p>

      Sur la ligne A: [\u00bdH] = [H\u207a]<\/span><\/p>

      En dessous de la ligne A: [\u00bdH] > [H\u207a]<\/span><\/p>

      Le pH d’une eau naturelle se situe entre 4-9 alors que le potentiel redox varie g\u00e9n\u00e9ralement de 0 \u00e0 0.5V.<\/p>

      Les diagrammes de Pourbaix ou de potentiel\/pH des diff\u00e9rents m\u00e9taux lourds pr\u00e9sents dans l’eau sont utilis\u00e9s pour d\u00e9finirr les conditions de fonctionnement optimales et le meilleur moyen d’\u00e9limination :<\/p>

      • De l’Arsenic<\/li>
      • Du Chrome<\/li>
      • Du Plomb<\/li>
      • Du Mercure<\/li>
      • Du Nickel<\/li><\/ul>\t\t\t\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t\t\t<\/div>\n\t\t","protected":false},"excerpt":{"rendered":"

        Qu’est ce qu’un diagramme de Pourbaix? Cette section explique la fonction d’un diagramme de Pourbaix et les param\u00e8tres qui influence la sp\u00e9ciation d’un \u00e9l\u00e9ment en solution. pH Potentiel Redox Les esp\u00e8ces ioniques peuvent \u00eatre pr\u00e9sentes dans l’eau sous diff\u00e9rents \u00e9tats d’oxydation en fonction du potentiel redox du milieu. 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