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.

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.

3.1.1.1. 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 :

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.

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 :

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 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.

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.

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.

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.

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.