Concepts avancés de traitement de l'eau de refroidissement (Partie 4)

Note de l'éditeur : il s'agit du quatrième volet d'une série en plusieurs parties rédigée par Brad Buecker, président de Buecker & Associates, LLC.

Lisez la première partie ici.

Lisez la partie 2 ici.

Lisez la partie 3 ici.

Depuis des décennies, les biocides oxydants constituent le traitement de base pour le contrôle microbiologique des systèmes de refroidissement. Le chlore est le biocide le plus connu, mais l’évolution des programmes de contrôle du tartre et de la corrosion, et le passage connexe d’un pH légèrement acide à modérément basique, ont influencé ce choix dans de nombreux cas. (1) Des oxydants alternatifs ou modifiés peuvent être plus efficaces ; et pour les conditions difficiles, des biocides non oxydants supplémentaires peuvent également être bénéfiques. Les deux prochaines parties de cette série examinent bon nombre des développements les plus importants en matière de contrôle micro et macrobiologique.

De nombreuses références suggèrent que 1893 est l’année où le chlore a été appliqué pour la première fois comme biocide dans l’eau potable, avec un développement rapide de la technologie au début des années 1900. Le chlore gazeux, généralement fourni en bouteilles d’une tonne, est devenu la méthode de stockage dans de nombreuses installations, notamment pour l’eau potable. Lorsque du chlore est ajouté à l’eau, la réaction suivante se produit :

Cl2 + H2O ⇌ HOCl + HCl Éq. 1

HOCl, acide hypochloreux, est l'agent destructeur qui fonctionne en pénétrant les parois cellulaires puis en oxydant les composants cellulaires internes. En raison de problèmes de sécurité liés au chlore gazeux, de nombreuses installations industrielles ont opté pour l'hypochlorite de sodium liquide (NaOCl, également appelé eau de Javel), avec une concentration courante de chlore actif de 12,5 %. Une autre alternative populaire, dont le nom MIOX® est le plus connu, est la génération d'hypochlorite de sodium sur site par électrolyse de l'eau salée. Ce processus élimine le besoin de stockage d’eau de Javel.

Une plage de contrôle courante pour la concentration de chlore dans l’eau de refroidissement est de 0,2 à 0,5 ppm, en fonction de la demande en chlore, que nous examinerons sous peu. L'efficacité et le pouvoir destructeur du chlore sont considérablement affectés par le pH en raison de la nature équilibrée du HOCl dans l'eau, comme indiqué ci-dessous.

HOCl ⇌ H+ + OCl– Éq. 2

OCl– est un biocide plus faible que HOCl, probablement parce que la charge de l’ion OCl– ne lui permet pas de pénétrer efficacement dans les parois cellulaires. La dissociation de l'acide hypochloreux augmente considérablement en fonction du pH.

Étant donné que de nombreux programmes de traitement du tartre et de la corrosion des tours de refroidissement fonctionnent désormais à un pH alcalin proche ou légèrement supérieur à 8,0, une chimie oxydante modifiée peut être un meilleur choix que le chlore basique, comme cela sera souligné. En outre, l’acide hypochloreux peut réagir avec d’autres composés souvent présents dans les eaux de refroidissement et de traitement en recirculation. Les plus importants sont l'ammoniac et les matières organiques. La somme de ces réactions non antimicrobiennes est appelée « demande en chlore ». Les réactions consomment du chlore et diminuent la concentration disponible pour attaquer les microbes. Certaines réactions peuvent produire des matières organiques halogénées, dont la concentration des rejets peut être régulée.

Une réponse plutôt populaire à ces problèmes a été la chimie du brome, où un oxydant de chlore (l'eau de Javel est encore une fois le choix courant) et du bromure de sodium (NaBr) sont mélangés dans un flux d'eau d'appoint et injectés dans l'eau de refroidissement. La réaction produit de l'acide hypobromeux (HOBr), qui a des pouvoirs destructeurs similaires à ceux du HOCl, mais fonctionne plus efficacement à un pH alcalin.

HOCl + NaBr ⇌ HOBr + NaCl Éq. 3

La figure 2 compare la dissociation de HOCl et HOBr en fonction du pH.

Comme cela est clairement évident, à un pH de 8,0, 80 % du HOBr reste non dissocié.

Comme l’acide hypochloreux, l’acide hypobromeux est un oxydant puissant qui a également une demande en halogène. Cependant, contrairement au chlore qui réagit de manière irréversible avec l’ammoniac, la réaction brome-ammoniac est réversible, ce qui laisse le brome libre d’activité envers les microbes. Le brome peut également former des matières organiques halogénées.