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Vous êtes ici : Accueil > Technique > Consommables > La solution de mouillage dans le procédé offset (3-1)          Révision : 29 novembre 2000
La solution de mouillage dans le procédé offset
Bernard Pineaux - EFPG
(juillet 1998)
 
III - Les composants de la solution de mouillage

Le paragraphe 1.4 a décrit les fonctions et la composition de la solution de mouillage. Étant donnée son importance capitale pour le bon déroulement du procédé offset, nous allons, dans cette troisième partie, détailler davantage la nature et les propriétés de certains des constituants d'une solution acide, ainsi que leur importance. Nous ferons apparaître le nombre élevé et la complexité des interactions au sein de la solution de mouillage, mais aussi entre cette dernière et les autres consommables. Nous mettrons ainsi en évidence la nécessité d'une mise au point précise et d'un contrôle rigoureux des ingrédients.

 
3.1. L'eau     Sommaire

Rappelons que l'eau est le principal constituant d'une solution de mouillage, puisqu'elle représente de 80 à 98 % de son volume. Très souvent, l'eau arrive directement du robinet au bac de mouillage, ce qui, comme nous le verrons tout au long de ce travail, peut être source de variations dans la mise en oeuvre du procédé et le rendu d'impression.

3.1.1. L'eau naturelle [Mayet, 1994 ; Tardat-Henry & Beaudry, 1992]

3.1.1.1. Variabilité

L'eau absolument pure n'existe pas dans la nature. Les eaux non traitées, dites brutes, contiennent de nombreuses substances d'origine naturelle, ou provenant de l'activité humaine (dans la mesure où l'activité humaine peut ne pas être naturelle...).

Les substances présentes dans les eaux naturelles sont soit en solution vraie, soit en suspension colloïdale, soit en suspension plus ou moins fine (voir § 3.1.1.2).

L'eau naturelle suit un cycle : évaporation de l'eau de mer et de l'eau douce, précipitations (pluie, neige, etc.), infiltration et/ou ruissellement, écoulement par les rivières puis les fleuves, et retour à la mer. Au cours de ce cycle (à partir de l'étape précipitation), l'eau se charge de différentes substances :

   gaz et fumées, dissous lors des précipitations (surtout au-dessus des zones urbaines) ;
  gaz, minéraux et sels minéraux, substances organiques et organismes vivants (algues, bactéries, etc.) lors des infiltrations et des ruissellements, ainsi que lors de l'écoulement en rivière ou fleuve.

Les pollutions (atmosphérique, des sols et des rivières) contribuent par ailleurs à augmenter la quantité de substances présentes dans l'eau naturelle.

La nature (c'est-à-dire, la composition) d'une eau naturelle va varier selon le lieu où l'on se trouve. De plus, les conditions météorologiques d'une région donnée vont influer sur la qualité de son eau (concentrations plus élevées par temps sec, eaux plus boueuses par mauvais temps, etc.). De la même manière, la nature de l'eau va varier de façon saisonnière.

Comme nous le soulignerons plus loin, cela signifie que l'eau d'alimentation n'est pas la même d'un endroit à l'autre, même si elle est rendue potable. Un imprimeur offset implanté dans une région granitique et un autre implanté dans une région calcaire ne travaillent donc pas dans les mêmes conditions, même s'ils sont équipés de matériels identiques et utilisent les mêmes produits (on négligera ici les éventuelles différences qualitatives entre conducteurs de presse...).

3.1.1.2. Substances contenues

L'eau naturelle contient à la fois des substances en solution vraie, des matières en suspension grossière, sédimentables, et des substances en suspension colloïdale. Ces dernières sont beaucoup plus difficiles à déstabiliser et donc à éliminer.

On distinguera donc les solutions vraies, les dispersions et les suspensions colloïdales.

  

Dans une solution vraie, le corps dissous se divise dans tout le solvant, formant avec lui une phase homogène. Entre autres propriétés caractéristiques, une telle solution est limpide et traverse les filtres les plus fins sans séparation. La taille des particules dissoutes (molécules ou ions) va de 0,1 à quelques nanomètres.

 

Une dispersion contient un ensemble de particules supra-moléculaires gênant le passage de la lumière au sein de la phase liquide. Une dispersion est retenue par les filtres. Parmi les dispersions, on peut citer les suspensions et les émulsions. On obtient une suspension en agitant fortement un solide finement divisé avec un liquide dans lequel il est insoluble). La taille des particules excède alors 500 ou 1000 nm. Une émulsion est le mélange de deux liquides non miscibles.

 

Un système colloïdal contient des particules constituées soit d'agrégats de particules élémentaires, soit de macromolécules. Les particules renferment généralement également des charges électriques (dues à la présence de groupements ionisables, ou à l'adsorption d'ions étrangers contenus dans la solution). Leur taille va de quelques nanomètres à 500 nm environ. De ce fait, les systèmes colloïdaux présentent des propriétés optiques, cinétiques et électriques particulières.

Parmi les très nombreuses substances que peut contenir l'eau, on s'intéressera surtout à celles qui peuvent intervenir dans le procédé offset, à savoir :

   les gaz dissous, et notamment l'oxygène, le dioxyde de carbone et le chlore ;
  les sels minéraux dissous (de calcium, magnésium, sodium, etc.) : ces sels peuvent se présenter sous forme d'hydrogénocarbonates, de chlorures, de sulfates, etc.

3.1.1.3. Propriétés électrocinétiques

La charge effective d'une particule colloïdale suspendue dans l'eau peut différer de sa charge réelle du fait des ions en solution, de signe opposé, qui adhèrent plus ou moins fermement à la particule :

  

les ions les plus proches de la particule y sont fortement retenus par attraction électrostatique. Ils constituent la couche fixe ou adhérente ou couche de Stern, qui se déplace avec la particule, abaisse sa charge réelle, et forme autour d'elle une sorte d'écran protecteur (voir la figure 3.a).

Double couche/potentiel Zeta

Figure 3.a. Double couche et potentiel zêta. Cas d'une particule chargée positivement [d'après Tardat-Henry & Beaudry]

  

La concentration de ces ions diminue rapidement quand on s'éloigne de la particule (la force d'attraction varie en effet en 1/r6, r représentant la distance au centre de la particule. Il existe donc une deuxième couche diffuse ou couche de Gouy, qui n'adhère pas à la particule, mais qui forme un nuage autour d'elle, s'estompe et devient nulle à une certaine distance de la particule. Dans un champ électrique, ces ions, de signe contraire à celui de la particule, sont attirés par cette dernière, mais sont attirés également par le pôle opposé. Cette couche freine donc le mouvement électrophorétique (migration de particules colloïdales à l'intérieur de la solution, sous l'effet d'un champ électrique).

Ainsi, la charge effective tient compte d'une part de la couche fixe et d'autre part, de la couche diffuse [Tardat-Henry & Beaudry, 1992].

On sait que tout corps portant une charge électrique q exerce un potentiel V proportionnel à q/r. Dans le cas d'une particule colloïdale, il est très difficile de déterminer ce potentiel V dû à la charge réelle, mais on peut le décomposer en deux parties :

V = v + Z                                    [4]

v est un potentiel de contact qui varie brusquement, de manière à peu près linéaire, à l'intérieur de la gaine que constitue la couche fixe, et Z, potentiel zêta ou électrocinétique. Ce dernier est le seul qui importe vraiment : il est dû non pas à la charge réelle, mais à la charge effective de l'ensemble (particule + double couche). Inversement, c'est cette charge effective (et, par conséquent, le potentiel zêta) qui détermine la mobilité de la particule, ainsi que sa stabilité vis-à-vis de la coalescence (formation d'agglomérats) [Tardat-Henry & Beaudry, 1992 ; Trauzeddel & Kempe, 1985]. Le potentiel zêta correspond au point où commence la couche diffuse (c'est-à-dire à l'extérieur de la couche fixe) [Crow, 1994]. Lorsque la charge effective diminue, le potentiel zêta diminue et la stabilité diminue, même si la charge réelle (et, par conséquent, le potentiel V) ne varie pas [Tardat-Henry & Beaudry, 1992].

3.1.2. La dureté de l'eau naturelle
3.1.2.1. Définition

Les cations que l'on retrouve le plus fréquemment dans la plupart des eaux naturelles continentales sont, par ordre décroissant d'importance, l'ion calcium (Ca2+), l'ion magnésium (Mg2+), l'ion sodium (Na+), puis l'ion potassium (K+). Dans les eaux de mer, c'est évidemment le sodium qui est prépondérant (c'est également vrai pour certaines eaux douces) [Ibid.].

Les cations bivalents et trivalents confèrent aux eaux naturelles des caractéristiques particulières, résultant de la faible solubilité de certains de leurs sels. Ces caractéristiques sont regroupées sous le concept de dureté.

Les ions calcium et magnésium précipitent avec les savons, ce qui n'est pas le cas des ions sodium (puisque les savons sont des sels de sodium d'acide gras). Cela se traduit, entre autres, par le caractère rêche d'une peau qui a été savonnée dans une eau comportant des ions calcium et magnésium en concentrations élevées. C'est ce qui explique l'introduction empirique de la notion de dureté, associée à la présence de tels sels.

La dureté d'une eau naturelle correspond à la quantité totale d'ions calcium et magnésium qu'elle contient.

On parlera souvent de dureté totale (ou titre hydrotimétrique, noté TH), qui est la somme des duretés calcique et magnésienne. Pour la plupart des eaux naturelles, cette dernière est inférieure à la dureté calcique.

Remarque : d'autres ions métalliques contribuent à la dureté (le fer ferrique, par exemple). Cependant, du fait de leurs très faibles quantités dans les eaux naturelles, on néglige le plus souvent leur apport.

3.1.2.2. Unités de mesure
Il existe plusieurs unités pour exprimer la dureté d'une eau naturelle. On peut, par exemple, utiliser :
  

les parties par million comme carbonate de calcium (ppm as CaCO3) : 1 ppm as CaCO3 correspond à une dureté équivalente à 1 mg/l de carbonate de calcium. Ceci ne signifie évidemment pas que la dureté provient uniquement (sinon du tout) du carbonate de calcium : il ne s'agit que d'un moyen de comparer les duretés d'eaux différentes. Nous utiliserons cette unité, que l'on retrouve fréquemment dans la littérature technique ;

  les degrés français (°f) : 1 °f = 10 ppm compté en CaCO3 ;
 

les degrés allemands (°dH) : 1 °dH correspond à 10 mg d'oxyde de calcium (CaO) par litre, soit l'équivalent de 10 X 100/56 = 17,86 ppm compté en CaCO3, ou encore 1,786 °f ;

 

enfin, l'unité la plus logique d'un point de vue chimique est la normalité, exprimée dans notre cas en milliéquivalent par litre (méq/l) : 1 méq/l = (1 millimole)/(valence) par litre. C'est également l'unité internationale normalisée [Mayet, 1994]. Elle s'applique en effet aussi bien aux ions calcium qu'aux ions magnésium, et se prête bien aux bilans ioniques. La masse d'un milliéquivalent de calcium (bivalent, de masse atomique égale à 40 g) sera 20 mg/mol, et celle d'un milliéquivalent de magnésium (bivalent, de masse atomique égale à 24,2 g) sera 12,1 mg/mol. Celle d'un milliéquivalent de carbonate (bivalent, de masse molaire égale à 60 g) sera 30 mg/l.

On a donc : 1 °f = 10 ppm as CaCO3 = 0,56 °dH = 0,2 méq/l [Ibid.].

On calculera la dureté totale en additionnant les concentrations [Ca2+] et [Mg2+], exprimées en milliéquivalents par litre.

3.1.2.3. Origine [Tardat-Henry & Beaudry, 1992 ; Mayet, 1994]

Le calcium et le magnésium sont respectivement les cinquième et huitième éléments en abondance dans l'écorce terrestre [Lide, 1995]. Ils viennent après le silicium, l'aluminium et le fer, mais leurs sels naturels sont beaucoup plus solubles. Ils possèdent une grande mobilité dans l'environnement aquatique, qualité qu'ils partagent avec les sels de sodium et de potassium. Mais ces derniers sont nettement moins abondants.

L'eau naturelle dissout les sels de calcium et de magnésium durant son infiltration dans les roches calcaires et dolomitiques (la dolomite est le carbonate double de calcium et de magnésium). Leur dissolution est d'autant plus forte que l'eau contient du gaz carbonique dissous. Ce dernier provient de l'atmosphère et des couches superficielles du sol. En effet, l'atmosphère contient normalement 0,033 % en volume de CO2 et les couches fertiles du sol sont riches en gaz carbonique en raison de l'activité bactérienne intense qui y règne.

Il en résulte les interactions suivantes :
   La réaction de dissolution a lieu lorsque l'équilibre [5] est déplacé vers la droite :
[5]
  Les carbonates de la roche calcaire sont donc transformés en hydrogénocarbonates qui s'ionisent immédiatement selon l'équilibre [6](vers la droite) :
[6]
Les ions hydrogénocarbonates ne sont stables (et ne restent donc solubles) que s'ils sont accompagnés d'une certaine quantité de CO2 dissous. Cette dernière est appelée CO2 équilibrant. Elle augmente avec la température et la concentration en hydrogénocarbonates.
  Les hydrogénocarbonates sont des éléments très instables qui peuvent se décomposer facilement suivant la réaction [7] :
[7]
 

La réaction de décomposition des hydrogénocarbonates est accélérée par l'élévation de la température et chaque fois que le dioxyde de carbone peut quitter la phase liquide pour passer en phase gazeuse. Elle est également favorisée par le départ des ions carbonates dans la phase solide, par exemple sous forme de carbonate de calcium :

[8]
 

Les équilibres [7] et [8] lorsqu'ils sont déplacés vers la droite, correspondent au déplacement vers la gauche de l'équilibre [5].L'équilibre entre la dissolution de la roche calcaire et la décomposition des hydrogénocarbonates s'appelle équilibre calcocarbonique, et peut s'écrire :

[9]

La solubilité du carbonate de calcium, dans l'eau pure et en vase clos, est d'environ 14 mg/l, tandis qu'en présence de l'atmosphère, elle atteint 50 mg/l. Il en est de même pour le magnésium, dont le carbonate et l'hydrogénocarbonate sont encore plus solubles.

La solubilité du carbonate de calcium, dans l'eau pure et en vase clos, est d'environ 14 mg/l, tandis qu'en présence de l'atmosphère, elle atteint 50 mg/l. Il en est de même pour le magnésium, dont le carbonate et l'hydrogénocarbonate sont encore plus solubles.

On évoque parfois les notions de dureté temporaire et de dureté permanente.

  

La dureté temporaire correspond à la dureté engendrée par les hydrogénocarbonates HCO3-. Elle est dite "temporaire" car elle peut être éliminée par ébullition. Sous l'action de la chaleur, l'équilibre [9] est déplacé vers la gauche. Les hydrogénocarbonates se décomposent en eau et en gaz carbonique qui s'évaporent, et il se forme un dépôt de calcaire insoluble (le tartre).

 

Les sels de calcium et de magnésium non carbonatés (chlorures et sulfates essentiellement) engendrent la dureté permanente. La somme des duretés temporaire et permanente est la dureté totale.

Comme on le verra par la suite, la dureté de l'eau n'est pas nécessairement un inconvénient. Seul un excès de dureté risque de perturber sérieusement certains processus industriels et applications domestiques.

Lorsque l'eau naturelle contient la quantité de dioxyde de carbone dissous nécessaire au maintien des hydrogénocarbonates en solution, elle possède à l'équilibre un certain pH, fonction du rapport des concentrations entre ces deux éléments.

L'agressivité d'une eau naturelle est son aptitude à dissoudre le carbonate de calcium. Une eau non agressive est soit une eau à l'équilibre, soit une eau entartrante. L'agressivité d'une eau est liée à la présence de dioxyde de carbone dissous (appelé CO2libre) en quantité supérieure à la quantité de CO2équilibrant. Dans ce cas, le pH de l'eau est inférieur au pH d'équilibre.

La carte des duretés d'eaux naturelles en France met en évidence leur grande variabilité suivant les régions et les valeurs très faibles (0 °f) ou très importantes (50 °f) qu'elles peuvent prendre.

Le critère d'évaluation qualitative d'une eau, en termes de dureté, varie sensiblement d'une source à l'autre. Le tableau 3.A, qui distingue trois niveaux de qualité d'eau (douce, moyenne, et dure), le montre clairement.

Qualité Plage de dureté en ppm as CaCO3 Référence
DOUCE inférieure à 50 [MacPhee, 1988]
inférieure à 60 [Tardat-Henry & Beaudry, 1992]
inférieure à 100 [Johnson, 1997]
inférieure à 120 [Mayet, 1994]
inférieure à 130 [Walther, 1988 ; Zanon & Charrier, 1990]
inférieure à 150 [Scales, 1987]
inférieure à 300 [Page, 1984]
MOYENNE 50-220 [MacPhee, 1988]
60-180 [Tardat-Henry & Beaudry, 1992]
100-180 [Johnson, 1997]
120-500 [Mayet, 1994]
130-320 [Walther, 1988 ; Zanon & Charrier, 1990]
150-250 [Scales, 1987] 
320-625 [Page, 1984]
DURE supérieure à 180 [Johnson, 1997]
supérieure à 180  [Tardat-Henry & Beaudry, 1992]
supérieure à 220 [MacPhee, 1988]
supérieure à 250 [Scales, 1987]
supérieure à 320 [Walther, 1988 ; Zanon & Charrier, 1990]
supérieure à 500 [Mayet, 1994] 
supérieure à 625 [Page, 1984]

Tableau 3.A. Classification des eaux selon leur dureté

 
 
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