Eau dure

L’eau dure est une eau qui a une forte teneur en minéraux (contrairement à “l’Eau douce“). L’eau dure se forme lorsque l’eau percole à travers des dépôts de calcaire , de craie ou de gypse ^[1] qui sont constitués en grande partie de carbonates , de bicarbonates et de sulfates de calcium et de magnésium .

Un Robinet de baignoire avec calcification accumulée à partir d’eau dure dans le sud de l’Arizona.

L’ eau potable dure peut avoir des avantages modérés pour la santé. Cela peut poser des problèmes critiques dans les environnements industriels, où la dureté de l’eau est surveillée pour éviter des pannes coûteuses dans les chaudières , les tours de refroidissement et d’autres équipements qui traitent l’eau. Dans les environnements domestiques, l’eau dure est souvent indiquée par un manque de formation de mousse lorsque le savon est agité dans l’eau, et par la formation de calcaire dans les bouilloires et les chauffe-eau. ^[2] Partout où la dureté de l’eau est un problème, l’adoucissement de l’eau est couramment utilisé pour réduire les effets néfastes de l’eau dure.

Origines

L’eau de pluie naturelle, la neige et d’autres formes de précipitations ont généralement de faibles concentrations de Cations multivalents tels que le calcium et le magnésium. Ils peuvent avoir de petites concentrations d’ions tels que le sodium , le chlorure et le sulfate dérivés de l’action du vent au-dessus de la mer. Là où les précipitations tombent dans des bassins versants formés de roches dures, imperméables et pauvres en calcium, on ne trouve que de très faibles concentrations de Cations multivalents et l’eau est qualifiée d’Eau douce . ^[3] Les exemples incluent Snowdonia au Pays de Galles et les Western Highlands en Ecosse.

Les zones à géologie complexe peuvent produire divers degrés de dureté de l’eau sur de courtes distances. ^{[4] [5]}

Les types

Dureté permanente

La dureté permanente de l’eau est déterminée par la concentration de Cations multivalents dans l’eau. Les Cations multivalents sont des complexes métalliques chargés positivement avec une charge supérieure à 1+. Habituellement, les Cations ont la charge de 2+. Les Cations courants trouvés dans l’eau dure comprennent Ca ²⁺ et Mg ²⁺ . Ces ions pénètrent dans un approvisionnement en eau en s’échappant des minéraux d’un aquifère . Les minéraux contenant du calcium courants sont la calcite et le gypse . Un minéral de magnésium courant est la dolomite (qui contient également du calcium). L’eau de pluie etles eaux distillées sont douces , car elles contiennent peu d’ ions . ^[3]

La Réaction d’équilibre suivante décrit la dissolution et la formation de carbonate de calcium et de bicarbonate de calcium (à droite) :

CaCO ₃ (s) + CO ₂ (aq) + H ₂ O (l) ⇌ Ca ²⁺ (aq) + 2 HCO⁻
₃(aq)

La réaction peut aller dans les deux sens. La pluie contenant du dioxyde de carbone dissous peut réagir avec le carbonate de calcium et entraîner avec elle les ions calcium. Le carbonate de calcium peut être redéposé sous forme de calcite lorsque le dioxyde de carbone est perdu dans l’atmosphère, formant parfois des stalactites et des stalagmites .

Les ions calcium et magnésium peuvent parfois être éliminés par les adoucisseurs d’eau. ^[6]

La dureté permanente (teneur en minéraux) est généralement difficile à éliminer par ébullition . ^[7] Si cela se produit, cela est généralement causé par la présence de sulfate de calcium / chlorure de calcium et/ou de sulfate de magnésium / chlorure de magnésium dans l’eau, qui ne précipitent pas lorsque la température augmente. Les ions responsables de la dureté permanente de l’eau peuvent être éliminés à l’aide d’un adoucisseur d’eau ou d’une colonne d’échange d’ions .

Dureté temporaire

La dureté temporaire est causée par la présence de minéraux bicarbonates dissous ( bicarbonate de calcium et bicarbonate de magnésium ). Lorsqu’ils sont dissous, ces types de minéraux produisent des Cations calcium et magnésium (Ca ²⁺ , Mg ^{2+ ) et des} anions carbonate et bicarbonate ( CO ²⁻
₃et HCO⁻
₃). La présence des Cations métalliques rend l’eau dure. Cependant, contrairement à la dureté permanente provoquée par les composés sulfatés et chlorés , cette dureté “temporaire” peut être réduite soit en faisant bouillir l’eau, soit par l’ajout de chaux ( hydroxyde de calcium ) par le procédé d’ adoucissement à la chaux . ^[8] L’ébullition favorise la formation de carbonate à partir du bicarbonate et précipite le carbonate de calcium hors de la solution, laissant une eau plus douce lors du refroidissement.

Effets

Avec de l’eau dure, les solutions savonneuses forment un précipité blanc ( écume de savon ) au lieu de produire de la mousse , car les ions 2+ détruisent les propriétés tensioactives du savon en formant un précipité solide (l’écume de savon). Un composant majeur de cette écume est le stéarate de calcium , qui provient du stéarate de sodium , le composant principal du savon :

2 C ₁₇ H ₃₅ COO ⁻ (aq) + Ca ²⁺ (aq) → (C ₁₇ H ₃₅ COO) ₂ Ca (s)

La dureté peut ainsi être définie comme la capacité de consommation de savon d’un échantillon d’eau, ou la capacité de précipitation du savon comme propriété caractéristique de l’eau qui empêche le savon de mousser. Les détergents synthétiques ne forment pas de telles écumes.

Une partie de l’ancien aqueduc romain de l’ Eifel en Allemagne. Après avoir été en service pendant environ 180 ans, l’aqueduc avait des dépôts minéraux jusqu’à 20 cm (8 po) d’épaisseur le long des murs.

Parce que l’Eau douce contient peu d’ions calcium, il n’y a pas d’inhibition de l’action moussante des savons et aucune écume de savon ne se forme lors d’un lavage normal. De même, l’Eau douce ne produit aucun dépôt de calcaire dans les systèmes de chauffage de l’eau.

L’eau dure forme également des dépôts qui obstruent la plomberie. Ces dépôts, appelés « tartre », sont composés principalement de carbonate de calcium (CaCO ₃ ), d’hydroxyde de magnésium (Mg(OH) ₂ ) et de sulfate de calcium (CaSO ₄ ). ^[3] Les carbonates de calcium et de magnésium ont tendance à se déposer sous forme de solides blanc cassé sur les surfaces intérieures des tuyaux et des échangeurs de chaleur . Cette précipitation (formation d’un solide insoluble) est principalement causée par la décomposition thermique des ions bicarbonate mais se produit également dans les cas où l’ion carbonate est à la concentration de saturation. ^[9]L’accumulation de tartre qui en résulte limite le débit d’eau dans les tuyaux. Dans les chaudières, les dépôts entravent le flux de chaleur dans l’eau, réduisant l’efficacité du chauffage et permettant aux composants métalliques de la chaudière de surchauffer. Dans un système sous pression, cette surchauffe peut entraîner une panne de la chaudière. ^[10] Les dommages causés par les dépôts de carbonate de calcium varient selon la forme cristalline, par exemple la calcite ou l’ aragonite . ^[11]

La présence d’ ions dans un électrolyte , en l’occurrence de l’eau dure, peut également entraîner une corrosion galvanique , dans laquelle un métal se corrode préférentiellement au contact d’un autre type de métal, lorsque les deux sont en contact avec un électrolyte. L’adoucissement de l’eau dure par échange d’ions n’augmente pas sa Corrosivité en soi . De même, lorsqu’une plomberie en plomb est utilisée, l’eau adoucie n’augmente pas sensiblement la solvabilité du plombo . ^[12]

Dans les piscines, l’eau dure se manifeste par un aspect trouble ou trouble (laiteux) de l’eau. Les hydroxydes de calcium et de magnésium sont tous deux solubles dans l’eau. La solubilité des hydroxydes des métaux alcalino-terreux auxquels appartiennent le calcium et le magnésium ( groupe 2 du tableau périodique ) augmente en descendant dans la colonne. Les solutions aqueuses de ces hydroxydes métalliques absorbent le dioxyde de carbone de l’air, formant les carbonates insolubles, provoquant la turbidité. Cela résulte souvent d’un pH trop élevé (pH > 7,6). Par conséquent, une solution courante au problème est, tout en maintenant la concentration de chlore au niveau approprié, d’abaisser le pH par addition d’acide chlorhydrique, la valeur optimale étant dans la plage de 7,2 à 7,6.

Ramollissement

Il est souvent souhaitable d’adoucir l’eau dure. La plupart des détergents contiennent des ingrédients qui neutralisent les effets de l’eau dure sur les tensioactifs. Pour cette raison, l’adoucissement de l’eau est souvent inutile. Lorsque l’adoucissement est pratiqué, il est souvent recommandé de n’adoucir que l’eau envoyée aux systèmes d’eau chaude sanitaire afin d’éviter ou de retarder les inefficacités et les dommages dus à la formation de tartre dans les chauffe-eau. Une méthode courante d’adoucissement de l’eau implique l’utilisation de résines échangeuses d’ions , qui remplacent les ions tels que Ca ²⁺ par deux fois plus de monocations tels que les ions sodium ou potassium .

La lessive de soude ( carbonate de sodium , Na ₂ CO ₃ ) est facile à obtenir et a longtemps été utilisée comme adoucisseur d’eau pour le linge domestique, en conjonction avec le savon ou le détergent habituel.

L’eau qui a été traitée par un adoucisseur d’eau peut être appelée eau adoucie . Dans ces cas, l’eau peut également contenir des niveaux élevés de sodium ou de potassium et d’ions bicarbonate ou chlorure .

Considérations sanitaires

L’ Organisation mondiale de la santé déclare qu ‘”il ne semble pas y avoir de preuves convaincantes que la dureté de l’eau cause des effets néfastes sur la santé des humains”. ^[2] En fait, le National Research Council des États-Unis a découvert que l’eau dure servait en fait de complément alimentaire pour le calcium et le magnésium. ^[13]

Certaines études ont montré une faible Relation inverse entre la dureté de l’eau et les maladies cardiovasculaires chez les hommes, jusqu’à un niveau de 170 mg de carbonate de calcium par litre d’eau. L’Organisation mondiale de la santé a examiné les preuves et a conclu que les données étaient insuffisantes pour permettre une recommandation pour un niveau de dureté. ^[2]

Des recommandations ont été faites pour les niveaux maximum et minimum de calcium (40 à 80 ppm ) et de magnésium (20 à 30 ppm) dans l’eau potable, et une dureté totale exprimée comme la somme des concentrations de calcium et de magnésium de 2 à 4 mmol/ L ^[14]

D’autres études ont montré de faibles corrélations entre la santé cardiovasculaire et la dureté de l’eau. ^{[15] [16] [17]}

Certaines études établissent une corrélation entre l’utilisation d’eau dure domestique et l’augmentation de l’eczéma chez les enfants . ^{[18] [19] [20] [21]}

Le Softened-Water Eczema Trial (SWET), un essai contrôlé randomisé multicentrique d’adoucisseurs échangeurs d’ions pour le traitement de l’ eczéma infantile , a été entrepris en 2008. Cependant, aucune différence significative dans le soulagement des symptômes n’a été trouvée entre les enfants ayant accès à un adoucisseur d’eau domestique et ceux sans. ^[22]

La mesure

La dureté peut être quantifiée par analyse instrumentale . La dureté totale de l’eau est la somme des concentrations molaires de Ca ²⁺ et Mg ²⁺ , en unités mol/L ou mmol/L. Bien que la dureté de l’eau ne mesure généralement que les concentrations totales de calcium et de magnésium (les deux ions métalliques divalents les plus répandus), le fer , l’aluminium et le manganèse peuvent également être présents à des niveaux élevés à certains endroits. La présence de fer confère de manière caractéristique une couleur brunâtre (de type rouille ) à la calcification, au lieu de blanche (la couleur de la plupart des autres composés).

La dureté de l’eau n’est souvent pas exprimée en concentration molaire, mais plutôt en diverses unités, comme les degrés de dureté générale ( dGH ), les degrés allemands (°dH), les parties par million (ppm, mg/L ou degrés américains), les grains par gallon (gpg), degrés anglais (°e, e ou °Clark ) ou degrés français (°fH, °f ou °HF ; f minuscule est utilisé pour éviter toute confusion avec les degrés Fahrenheit ). Le tableau ci-dessous présente les facteurs de conversion entre les différentes unités.

Conversion d’unité de dureté.

1 mmole/L	1 ppm, mg/L	1 dGH, °dH	1 gpg	1°e, °Clark	1 °fH
mmol/L	1	0,009991	0,1783	0,171	0,1424	0,09991
ppm, mg/L	100.1	1	17.85	17.12	14h25	dix
dGH, °dH	5.608	0,05603	1	0,9591	0,7986	0,5603
gpg	5.847	0,05842	1.043	1	0,8327	0,5842
°e, °Clark	7.022	0,07016	1.252	1.201	1	0,7016
°fH	10.01	0,1	1.785	1.712	1.425	1

Les différentes unités alternatives représentent une masse équivalente d’oxyde de calcium (CaO) ou de carbonate de calcium (CaCO ₃ ) qui, lorsqu’elle est dissoute dans une unité de volume d’eau pure, conduirait à la même concentration molaire totale de Mg ²⁺ et de Ca ²⁺ . Les différents facteurs de conversion proviennent du fait que les masses équivalentes d’oxyde de calcium et de carbonates de calcium diffèrent et que différentes unités de masse et de volume sont utilisées. Les unités sont les suivantes :

• Les parties par million (ppm) sont généralement définies comme 1 mg/L de CaCO ₃ (la définition utilisée ci-dessous). ^[23] Il équivaut à mg/L sans composé chimique spécifié, et au degré américain .
• Les grains par gallon (gpg) sont définis comme 1 grain (64,8 mg) de carbonate de calcium par gallon américain (3,79 litres), soit 17,118 ppm.
• un mmol/L équivaut à 100,09 mg/L CaCO ₃ ou 40,08 mg/L Ca ²⁺ .
• Un degré de dureté générale ( dGH ou « degré allemand (°dH, deutsche Härte )) » est défini comme 10 mg/L CaO ou 17,848 ppm.
• Un degré Clark (°Clark) ou degrés anglais (°e ou e) est défini comme un grain (64,8 mg) de CaCO ₃ par gallon impérial (4,55 litres) d’eau, équivalent à 14,254 ppm.
• Un degré français (°fH ou °f) est défini comme 10 mg/L de CaCO ₃ , équivalent à 10 ppm.

Classement dur/doux

Comme c’est le mélange précis de minéraux dissous dans l’eau, ainsi que le pH et la température de l’eau, qui déterminent le comportement de la dureté, une échelle à un seul chiffre ne décrit pas adéquatement la dureté. Cependant, le United States Geological Survey utilise la classification suivante pour l’eau dure et douce : ^[5]

Classification	dureté en mg-CaCO 3 /L	dureté en mmol/L	dureté en dGH/°dH	dureté en gpg	dureté en ppm
Mou, tendre	0–60	0–0,60	0–3,37	0–3,50	0–60
Modérément dur	61–120	0,61–1,20	3.38–6.74	3.56–7.01	61–120
Dur	121–180	1.21–1.80	6.75–10.11	7.06–10.51	121–180
Très dur	≥ 181	≥ 1,81	≥ 10.12	≥ 10,57	≥ 181

L’eau de mer est considérée comme très dure en raison de divers sels dissous. La dureté de l’eau de mer est généralement de l’ordre de 6 630 ppm (6,63 grammes par litre). En revanche, l’Eau douce a une dureté comprise entre 15 et 375 ppm. ^[24]

Indices

Plusieurs indices sont utilisés pour décrire le comportement du carbonate de calcium dans l’eau, l’huile ou les mélanges gazeux. ^[25]

Indice de saturation de Langelier (LSI)

L’indice de saturation de Langelier ^[26] (parfois l’indice de stabilité de Langelier) est un nombre calculé utilisé pour prédire la stabilité du carbonate de calcium de l’eau. ^[27] Il indique si l’eau va précipiter, se dissoudre ou être en équilibre avec le carbonate de calcium. En 1936, Wilfred Langelier a développé une méthode pour prédire le pH auquel l’eau est saturée en carbonate de calcium (appelé pH _s ). ^[28] Le LSI est exprimé comme la différence entre le pH réel du système et le pH de saturation : ^[29]

LSI = pH (mesuré) − pH _s

• Pour LSI > 0, l’eau est sursaturée et a tendance à précipiter une couche de tartre de CaCO ₃ .
• Pour LSI = 0, l’eau est saturée (en équilibre) en CaCO ₃ . Une couche de tartre de CaCO ₃ n’est ni précipitée ni dissoute.
• Pour LSI < 0, l’eau est sous-saturée et a tendance à dissoudre le CaCO ₃ solide .

Si le pH réel de l’eau est inférieur au pH de saturation calculé, le LSI est négatif et l’eau a un potentiel d’entartrage très limité. Si le pH réel dépasse les pH, le LSI est positif, et étant sursaturée en CaCO ₃ , l’eau a tendance à former du tartre. Lorsque les valeurs d’indice positives augmentent, le potentiel de mise à l’échelle augmente.

En pratique, une eau avec un LSI compris entre -0,5 et +0,5 n’affichera pas de propriétés améliorées de dissolution des minéraux ou de formation de tartre. L’eau avec un LSI inférieur à -0,5 a tendance à présenter des capacités de dissolution sensiblement accrues, tandis que l’eau avec un LSI supérieur à +0,5 a tendance à présenter des propriétés de formation de tartre sensiblement accrues.

Le LSI est sensible à la température. Le LSI devient plus positif à mesure que la température de l’eau augmente. Cela a des implications particulières dans les situations où l’eau de puits est utilisée. La température de l’eau à sa première sortie du puits est souvent nettement inférieure à la température à l’intérieur du bâtiment desservi par le puits ou au laboratoire où la mesure LSI est effectuée. Cette augmentation de température peut provoquer un entartrage, en particulier dans des cas tels que les chauffe-eau. À l’inverse, les systèmes qui réduisent la température de l’eau auront moins de tartre.

Analyse de l’eau : pH = 7,5 TDS = 320 mg/L Calcium = 150 mg/L (ou ppm) en CaCO ₃ Alcalinité = 34 mg/L (ou ppm) en CaCO ₃ Formule LSI : LSI = pH − pH _s pH _s = (9,3 + A + B) − (C + D) où : Un = log ₁₀ [TDS] − 1/dix= 0,15 B = −13,12 × log ₁₀ (°C + 273) + 34,55 = 2,09 à 25 °C et 1,09 à 82 °C C = log ₁₀ [Ca ²⁺ comme CaCO ₃ ] – 0,4 = 1,78 (Ca ²⁺ en tant que CaCO ₃ est également appelé dureté calcique et est calculé comme 2,5[Ca ²⁺ ]) D = log ₁₀ [alcalinité en CaCO ₃ ] = 1,53 Indice de stabilité Ryznar (RSI)

L’indice de stabilité de Ryznar (RSI) ^{[26] : 525} utilise une base de données de mesures d’épaisseur de tartre dans les systèmes d’eau municipaux pour prédire l’effet de la chimie de l’eau. ^{[27] : 72 [30]}

L’indice de saturation Ryznar (RSI) a été développé à partir d’observations empiriques des taux de corrosion et de la formation de film dans les conduites en acier. Il est défini comme : ^[31]

RSI = 2 pH _s – pH (mesuré)

• Pour 6,5 < RSI < 7, l’eau est considérée comme étant approximativement à l’équilibre de saturation avec le carbonate de calcium
• Pour RSI > 8, l’eau est sous-saturée et, par conséquent, aurait tendance à dissoudre tout CaCO _{3 solide existant}
• Pour RSI < 6,5, l’eau a tendance à être sous forme de tartre

Indice d’échelle de Puckorius (PSI)

Le Puckorius Scaling Index (PSI) utilise des paramètres légèrement différents pour quantifier la relation entre l’état de saturation de l’eau et la quantité de calcaire déposée.

Autres indices

D’autres index incluent l’index de Larson-Skold, ^[32] l’index de Stiff-Davis, ^[33] et l’index d’Oddo-Tomson. ^[34]

Informations régionales

La dureté des approvisionnements locaux en eau dépend de la source d’eau. L’eau des ruisseaux coulant sur des roches volcaniques (ignées) sera douce, tandis que l’eau des forages forés dans la roche poreuse est normalement très dure.

En Australie

L’analyse de la dureté de l’eau dans les grandes villes australiennes par l’ Australian Water Association montre une gamme allant de très douce (Melbourne) à dure (Adélaïde). Les niveaux de dureté totale du carbonate de calcium en ppm sont :

Canberra : 40 ; ^[35] Melbourne : 10–26 ; ^[36] Sidney : 39,4–60,1 ; ^[37] Perth : 29-226 ; ^[38] Brisbane : 100 ; ^[39] Adélaïde : 134–148 ; ^[40] Hobart : 5,8–34,4 ; ^[41] Darwin : 31. ^[42]

Au Canada

Les provinces des Prairies (principalement la Saskatchewan et le Manitoba ) contiennent de grandes quantités de calcium et de magnésium, souvent sous forme de dolomite , qui sont facilement solubles dans les eaux souterraines qui contiennent de fortes concentrations de dioxyde de carbone piégé de la dernière glaciation . Dans ces régions du Canada, la dureté totale en ppm d’équivalent carbonate de calcium dépasse fréquemment 200 ppm, si l’eau souterraine est la seule source d’eau potable. La côte ouest, en revanche, a une eau exceptionnellement douce, provenant principalement des lacs de montagne alimentés par les glaciers et la fonte des neiges.

Certaines valeurs typiques sont :

Montréal 116 ppm, ^[43] Calgary 165 ppm, Regina 496 ppm, ^[44] Saskatoon 160–180 ppm, ^[45] Winnipeg 77 ppm, ^[46] Toronto 121 ppm, ^[47] Vancouver < 3 ppm, ^[48] Charlottetown , Î.-P.-É. 140–150 ppm, ^[49] Région de Waterloo 400 ppm, Guelph 460 ppm, ^[50] Saint John (Ouest) 160–200 ppm, ^[51] Ottawa30 ppm. ^[52]

En Angleterre et au Pays de Galles

Niveau de dureté de l’eau des grandes villes du Royaume-Uni

Région	Source principale	Niveau [53]
Manchester	Lake District ( Haweswater , Thirlmere ) Pennines ( chaîne de Longdendale )	1.750 °clark / 25 ppm [54]
Birmingham	Réservoirs de la vallée d’Elan	3 °clair / 42,8 ppm [55]
Bristol	Mendip Hills ( réservoirs de Bristol )	16 °clark / 228,5 ppm [56]
Southampton	Bewl Eau	18,76 °clark / 268 ppm [57]
Londres (EC1A)	Chaîne du réservoir Lee Valley	19,3 °clark / 275 ppm [58]

Les informations du British Drinking Water Inspectorate ^[59] montrent que l’eau potable en Angleterre est généralement considérée comme «très dure», la plupart des régions d’Angleterre, en particulier à l’est d’une ligne entre les estuaires de la Severn et de la Tees , affichant plus de 200 ppm pour le équivalent carbonate de calcium. L’eau à Londres, par exemple, provient principalement de la Tamise et de la rivière Lea , qui tirent toutes deux une part importante de leur débit par temps sec de sources situées dans des aquifères calcaires et crayeux. Pays de Galles , Devon , Cornouailles et parties du nord- ouest de l’Angleterresont des zones d’eau plus douce, et vont de 0 à 200 ppm. ^[60] Dans l’ industrie brassicole en Angleterre et au Pays de Galles, l’eau est souvent délibérément durcie avec du gypse lors du processus de burtonisation .

En général, l’eau est principalement dure dans les zones urbaines d’Angleterre où les sources d’Eau douce ne sont pas disponibles. Un certain nombre de villes ont construit des sources d’approvisionnement en eau au 18ème siècle alors que la révolution industrielle et la population urbaine augmentaient. Manchester était une ville remarquable dans le nord-ouest de l’Angleterre et sa riche société a construit un certain nombre de réservoirs à Thirlmere et Haweswater dans le Lake District au nord. Il n’y a pas d’exposition au calcaire ou à la craie dans leurs eaux d’amont et, par conséquent, l’eau de Manchester est qualifiée de «très douce». ^[54] De même, l’eau du Robinet à Birminghamest également douce car elle provient des réservoirs d’Elan Valley au Pays de Galles, même si les eaux souterraines de la région sont dures.

En Irlande

L’EPA a publié un manuel de normes pour l’interprétation de la qualité de l’eau en Irlande dans lequel les définitions de la dureté de l’eau sont données. ^[61] Dans cette section, il est fait référence à la documentation originale de l’UE, qui ne fixe aucune limite de dureté. À son tour, le manuel ne donne pas non plus de “valeurs limites recommandées ou obligatoires” pour la dureté. Les manuels indiquent qu’au-dessus du point médian des fourchettes définies comme “modérément dures”, les effets sont de plus en plus observés : “les principaux inconvénients des eaux dures sont qu’elles neutralisent le pouvoir moussant du savon… et, plus important encore, qu’elles peut provoquer le blocage des tuyaux et réduire considérablement l’efficacité de la chaudière en raison de la formation de tartre. Ces effets augmenteront à mesure que la dureté augmentera jusqu’à et au-delà de 200 mg/l de CaCO ₃ .

Aux Etats-Unis

Une collecte de données des États-Unis a révélé qu’environ la moitié des stations d’eau testées avaient une dureté supérieure à 120 mg par litre d’équivalent carbonate de calcium, les plaçant dans les catégories «dures» ou «très dures». ^[5] L’autre moitié a été classée comme douce ou moyennement dure. Plus de 85% des foyers américains ont de l’eau dure. ^[62] Les eaux les plus douces se trouvent dans certaines parties des régions de la Nouvelle-Angleterre , de l’Atlantique Sud-Golfe, du Nord-Ouest Pacifique et d’ Hawaï . Les eaux modérément dures sont courantes dans de nombreuses rivières du Tennessee , des Grands Lacs, et les régions de l’Alaska. Des eaux dures et très dures se trouvent dans certains des cours d’eau de la plupart des régions du pays. Les eaux les plus dures (supérieures à 1 000 ppm) se trouvent dans les cours d’eau du Texas, du Nouveau-Mexique, du Kansas, de l’Arizona, de l’Utah, de certaines parties du Colorado, du sud du Nevada et du sud de la Californie. ^{[63] [64]}

Voir également

• Portail de l’eau

• Encrassement
• Purification de l’eau
• La qualité d’eau
• Traitement de l’eau

Références

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Liens externes

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• “Convertisseur d’unité de dureté de l’eau” . Récupéré le 29 août 2017 .
• “Carte de l’eau dure du Royaume-Uni” . Archivé de l’original le 2018-01-13 . Récupéré le 12 janvier 2018 .
• Décrit une procédure de détermination de la dureté de l’eau à l’aide d’EDTA avec indicateur d’ériochrome