Molécule d'eau

L’eau pure^[2] est de l'eau dont le seul composé sont les molécules H₂O et des ions produits par l'hydrolyse de ces molécules d'eau suivant l'équation d'équilibre : H₂O = H⁺ + OH^- (ou encore 2H₂O = H₃O⁺ + OH^-). L'eau pure n'est pas présente naturellement dans la nature et doit être obtenue par des processus physiques.

Cette molécule a des propriétés complexes à cause de sa polarisation (voir le paragraphe Nature dipolaire de l’eau).

L’eau à pression ambiante (environ un bar) est gazeuse au-dessus de 100°C, solide en dessous de 0°C, et liquide. C'est là une particularité essentielle : les autres composés proches ou apparentés, (sulfure d'hydrogène, ammoniac, et méthane par exemple), sont tous gazeux à des températures bien plus basses.

Sommaire

1 Physique
2 Chimie
3 Production de l'eau pure
4 Voir aussi
- 4.1 Articles connexes
- 4.2 Liens externes
5 Notes et références

[modifier] Physique

[modifier] Propriétés générales

Diagramme de phase de l’eau, montrant l’état de l'eau pure en fonction de la température et de la pression

L’état solide de l'eau est la glace ; l’état gazeux est la vapeur (d’eau). Elle est totalement invisible et si on la voit s’élever au-dessus d’une casserole d’eau bouillante, c’est que le mouvement ascendant de la vapeur entraîne avec lui des minuscules gouttelettes d’eau. L’état de l’eau dépend des conditions de pression P et de température T. Il existe une situation unique (P,T) dans laquelle l’eau coexiste sous les trois formes solide, liquide, et gazeux ; cette situation est appelée « point triple de l'eau », elle a lieu à une température de 273,16 K (0,01°C) et une pression de 611,2 Pa.

Les unités de température (anciennement les degrés Celsius, maintenant les kelvins) sont définies grâce à ce point triple de l’eau.

La vélocité du son dans l'eau est de 1 500 m/s dans les conditions normales de température et de pression.

La masse de 1 litre d'eau à la température de 4°C était la première définition du kilogramme. Par approximation, on prend pour masse volumique de l’eau dans les conditions normales la valeur de 1 000 kg/m³, une tonne par mètre cube soit un kilogramme par litre.

La chaleur massique de l’eau est de 4 186 J/(kg·K) dans les conditions normales de température et de pression. L’eau était utilisée comme étalon de chaleur dans d’anciens systèmes d'unité : la calorie (et la frigorie) quantifiait la chaleur à apporter pour augmenter d'un degré Celsius la température d’un gramme d’eau : soit 4,185 joules.

Les chimistes se réfèrent parfois en blaguant à l'eau avec un nom savant (et justifié) comme du monoxyde de dihydrogène dans des parodies de recherche scientifique sérieuse qui présentent ce produit comme mortellement dangereux et à bannir.

Tableau 1 : **Quelques Propriétés de l'eau en fonction de la température**
Temp. (°C)	Masse volumique (g/cm³)	Chaleur massique (J/g·K)	Viscosité (µPa·s)	Pression saturante (bar)	Enthalpie de vaporisation (kJ/kg)
0	0,99984	4,2176	1793	0.00611	2500.5
10	0,99970	4,1921	1307	0.01228	2467.9
20	0,99821	4,1818	1002	0.02338	2453.4
30	0,99565	4,1784	797,7	0.04245	2429.6
40	0,99222	4,1785	653,2	0.07382	2405.9
50	0,98803	4,1806	547,0	0.12346	2309.9
60	0,98320	4,1843	466,5	0.19936	2357.7
70	0,97778	4,1895	404,0	0.31181	2333.1
80	0,97182	4,1963	354,4	0.47379	2308.2
90	0,96535	4,2050	314,5	0.70123	2282.7
100	0,95840	4,2159	281,8	1.01325	2256.6

**Température d'ébullition de l'eau en fonction de l'altitude**
Pression (Atm)	Altitude (m)	Temp. (°C)
1	0	100
?	4 807 (Mont Blanc)	85
?	8 844 (Everest)	72

Le tableau suivant donne la densité de l'eau en grammes par centimètre cube à différentes températures en degrés Celsius :

Température (°C)	Densité (g.cm^-3)
30	0.9957
20	0.9982
10	0.9997
0	0.9998
-10	0.9982
-20	0.9935
-30	0.9839

Les valeurs en-dessous de 0°C concernent l'eau en surfusion.

[modifier] Propriétés de l'eau liées à la vie terrestre

Certaines des caractéristiques de l'eau font d'elle une molécule remarquable, aux particularités qui ont permis à la vie sur Terre de se développer. Ces caractéristiques, surtout liées à sa nature dipolaire, sont explicitées dans les chapitres qui suivent.

L'eau a une force de cohésion élevée, ce qui rend cette matière difficile à évaporer (température d'ébullition particulièrement élevée pour une molécule de cette masse molaire). Cela permet à une importante phase liquide d'exister aux températures connues sur Terre, phase liquide indispensable à la vie telle que nous la connaissons.
De même, ses propriétés de solvant « doux » permettent à un très grand nombre de réactions biochimiques de se produire.
Le fait que la densité de l'eau soit plus grande à l'état liquide que solide, propriété commune avec le Bismuth, a une conséquence remarquable : la glace flotte. De surcroît, le fait que la densité de l'eau douce soit maximale à 4°C fait que la température au fond d'un lac ne peut pas descendre en dessous de 4°C (sauf cas extrêmes). Cela permet à la vie aquatique de survivre aux périodes glacées, car l'eau reste liquide sous son manteau de glace isolant (d'ordinaire la densité à l'état liquide est plus faible qu'à l'état solide pour les autres corps).
Par ailleurs, sa tension superficielle particulièrement élevée permet le phénomène de capillarité, qui permet, entre autres, aux plantes de pousser et à de nombreux êtres vivants de se déplacer sur la surface de l'eau.

[modifier] Formes de l'eau

Voir la Catégorie:Forme de l'eau

L'eau peut prendre beaucoup de formes. L'état solide est communément appelé glace (tandis que beaucoup d'autres formes existent ; voir l'eau amorphe) ; l'état gazeux est appelé vapeur d'eau (ou vapeur), et la phase liquide ordinaire est tout simplement appelée l'eau. Au-dessus d'une certaine température et pression critique (647 K et 22.064 MPa), les molécules d'eau entrent dans un état dit supercritique, dans lequel des agrégats moléculaires présentant des caractéristiques proches de l'eau liquide sont dans une phase de type gaz.

L'explication physique du fait que l'eau solide soit moins dense que l'eau liquide vient de la structure en cristal de la glace, connue sous le nom de glace I_h (h pour hexagonale). L'eau, le gallium, le bismuth, l'acide acétique, l'antimoine et le silicium sont quelques uns des matériaux qui se dilatent lorsqu'ils gèlent ; la plupart des autres matériaux se contracte. Il faut toutefois noter que toutes les formes de glace ne sont pas moins denses que l'eau liquide. Par exemple la glace HDA et la glace VHDA sont tous les deux plus denses que l'eau liquide pure. Dans ce cas, la raison pour laquelle la forme commune de la glace est moins dense est un peu moins intuitive, elle dépend fortement des propriétés intrinsèques peu communes des liaisons hydrogène.

[modifier] Indice de réfraction de l'eau

Eau claire et transparente

Tableau 1
Indice de réfraction de l'eau en fonction
de sa température et de la
longueur d'onde de la lumière
Longueur d'onde λ (nm)	T = 10°C	T = 20°C	T = 30°C
706,5	1,330 7	1,330 0	1,329 0
589,3	1,333 7	1,333 0	1,331 9
501,6	1,337 1	1,336 4	1,335 3
404,7	1,343 5	1,342 7	1,341 7

L'indice de réfraction n d'un milieu transparent est une mesure de sa capacité à changer la direction de propagation d'un rayon de lumière qui y pénètre. Si la lumière devait voyager dans le vide puis pénétrer dans l'eau, on pourrait faire le rapport des sinus des angles d'incidence et de réfraction (mesurés à partir de la normale à la surface de l'eau, dans le plan d'incidence) selon la loi de Snell-Descartes (voir Réfraction) pour calculer l'indice de réfraction de l'eau par rapport au vide. Cet indice ne dépendrait que de l'état physique de l'eau (solide, liquide ou gazeux).

Mais, dans la pratique, il est plus simple d'utiliser une interface (ou dioptre) air-eau pour obtenir l'indice de réfraction de l'eau par rapport à l'air, puis de le convertir de l'air au vide en multipliant par l'indice de l'air par rapport au vide. Le résultat, qui est toujours plus grand que 1, est le rapport de la vitesse de la lumière dans le vide à sa vitesse dans l'eau : la lumière voyage plus lentement dans l'eau que dans le vide (ou dans l'air).

Tous les milieux transparents sont dispersifs, ce qui signifie que la vitesse de la lumière change avec sa longueur d'onde λ. Plus précisément, dans la partie visible du spectre électromagnétique (approximativement 400 à 700 nanomètres) l'indice de réfraction est généralement une fonction décroissante de la longueur d'onde : la lumière bleue est plus déviée que le rouge. En outre, le taux de changement de l'indice de réfraction augmente lorsque la longueur d'onde diminue. L'indice de réfraction augmente habituellement avec la densité du milieu.

L'eau présente toutes ces caractéristiques. Le tableau 1 montre les résultats de quelques mesures (Tilton et Tailor) de l'indice de réfraction de l'eau par rapport à de l'air sec de même température T que l'eau et à la pression de une atmosphère (760 mmHg ou 1 013 hPa).

Pour convertir les valeurs sous forme de tableaux relatifs à l'indice du vide, ajoutez 4 à la quatrième position décimale. Notez que l'indice de réfraction augmente lorsque la température de l'eau diminue. Ces résultats sont conformes aux attentes, puisque la densité de l'eau liquide augmente lorsqu'elle se refroidit. Cependant, si les mesures sont faites à de plus basses températures l'indice ne montre pas d'extremum à 4°C, bien que la densité de l'eau y soit maximale.

L'indice de réfraction est également une fonction de la pression de l'eau, mais la dépendance est faible en raison de l'incompressibilité relative de l'eau (comme tous les liquides). En fait, sur les gammes normales des températures (0 - 30°C), l'augmentation approximative de l'indice de réfraction est de 0,000016 quand la pression de l'eau augmente d'une atmosphère.

Clairement, les facteurs les plus significatifs affectant l'indice de réfraction sont la longueur d'onde de la lumière et la salinité de l'eau. Néanmoins, l'indice de réfraction excède de moins de 1 % la gamme indiquée des valeurs de ces variables.

Références

L. W. Tilton et J. K. Taylor, stand national de bureau de recherche de J., 20, 419 (RP1085) 1938.
E. Dorsey, « propriétés d'Eau-Substance ordinaire », (Reinhold Publishing Corporation 1940).

[modifier] Chimie

[modifier] Nature dipolaire de l'eau

Dipôle de la molécule d'eau

Une propriété très importante de l'eau est sa nature polaire. La molécule d'eau forme un angle de 104,45° au niveau de l’atome d'oxygène entre les deux atomes d'hydrogène. Puisque l'oxygène a une électronégativité plus forte que l'hydrogène, le côté de la molécule d'eau où se trouve l'atome d'oxygène est chargé négativement, par comparaison avec le côté hydrogène. Une molécule avec une telle différence de charge est appelée un dipôle (molécule polaire), ayant un moment dipolaire de 1,83D. Cette différence de charge fait que les molécules d'eau s'attirent les unes les autres, le côté positif de l'une attirant le côté négatif d'une autre. Un tel lien électrique entre deux molécules s'appelle un pont hydrogène ou liaison hydrogène.

Cette polarisation permet aussi à la molécule d'eau de dissoudre les corps ioniques, en particulier les sels, et de les maintenir dans cet état en entourant chaque ion d'une coque de molécules d'eau, c'est la solvatation (voir ci-dessous l'eau comme solvant).

Cette force d'attraction, relativement faible par rapport aux liaisons chimiques covalentes de la molécule elle-même, est à la source de propriétés comme un point d'ébullition élevé (quantité d'énergie calorifique nécessaire pour briser les ponts hydrogènes), ainsi qu'une capacité calorifique élevée.

À cause des ponts hydrogènes également, la densité de l'eau liquide est supérieure à la densité de la glace (état où l’eau est cristallisée). De ce fait, en hiver la glace qui se forme à la surface d'un étang y reste et protège du gel l'eau située plus bas, ce qui permet aux poissons et autres êtres vivants d'y survivre. L'eau atteint sa plus haute densité à la température de 4°C, qui est ainsi la température qu'on trouve typiquement au fond d'un étang gelé. Une autre conséquence est que la glace fond quand suffisamment de pression lui est appliquée.

[modifier] Équilibre acidobasique

La réaction est dite d'auto-dissociation ou d'autoprotolyse. Sa constante thermodynamique est très faible (10-14 à 25°C) ; le nombre d'ions hydronium et hydroxyde formés est donc minoritaire devant le nombre de molécules d'eau.

L'eau se dissocie naturellement en ion hydronium H₃O⁺ et ion hydroxyde OH⁻ :

2H₂O = H₃O⁺ + OH⁻.

Par perte d'un proton H⁺, elle devient OH⁻. Par gain d'un proton H⁺, elle devient l'ion hydronium H₃O⁺. On dit donc que c'est une espèce amphotère. Du fait de l'équilibre, à une température donnée, le produit des concentrations de ces ions, ou « produit de dissociation », est constant. À 25°C, il vaut :

[H₃O⁺]·[OH⁻] = 10⁻¹⁴ (pas d'unité car constante d'équilibre).

La concentration (en mole par litre) étant symbolisée par une mise entre crochets.

Les ions hydronium et hydroxyde sont très réactifs, ils peuvent attaquer d'autres matériaux, les dissoudre. On définit l'acidité grâce à la concentration en ion hydronium, par le pH :

pH = −log₁₀ [H₃O⁺].

À 25°C, le pH de l'eau pure vaut 7, il est dit neutre. L’ajout de certains produits dits « acides » va déplacer l’équilibre de dissociation de l’eau et abaisser le pH (augmentation du nombre d'ions hydronium) ; à l'inverse, l'ajout de certains produits dits « basiques » va déséquilibrer la réaction dans l'autre sens, favoriser la présence d'ions hydroxyde et augmenter le pH.

On note que l'eau peut capturer un proton ou en libérer un, c'est donc un ampholyte, c'est-à-dire à la fois un acide et une base. Cet équilibre acide/base est d'une importance capitale en chimie minérale comme en chimie organique.

[modifier] L'eau comme solvant

L'eau froide s'oxygène naturellement mieux, alors que l'eau tiède perd son oxygène et absorbe plus de CO2, en s'acidifiant

Grâce à sa polarité, l’eau est un excellent solvant. Quand un composé ionique ou polaire pénètre dans l’eau, il est entouré de molécules d'eau. La relative petite taille de ces molécules d’eau fait que plusieurs d'entre elles entourent la molécule de soluté. Les dipôles négatifs de l'eau attirent les régions positivement chargées du soluté, et vice versa pour les dipôles positifs. L'eau fait un excellent écran aux interactions électriques (la permittivité électrique ε_e de l'eau est de 78,5 à 25°C), il dissocie donc facilement les ions.

En général, les substances ioniques et polaires comme les acides, alcools, et sels se dissolvent facilement dans l'eau, et les substances non-polaires comme les huiles et les graisses se dissolvent difficilement. Ces substances non-polaires restent ensemble dans l’eau car il est énergétiquement plus facile pour les molécules d'eau de former des ponts hydrogène entre elles que de s'engager dans des interactions de van der Waals avec les molécules non polaires.

Un exemple de soluté ionique est le sel de cuisine alias chlorure de sodium, NaCl, qui se sépare en cations Na⁺ et anions Cl⁻, chacun entouré de molécules d'eau. Les ions sont alors facilement transportés loin de leur matrice cristalline. Un exemple de soluté non ionique est le sucre de table. Les dipôles des molécules d'eau forment des ponts hydrogène avec les régions dipolaire de la molécule de sucre, et celle-ci est ainsi extraite vers l'eau liquide.

Cette faculté de solvant de l'eau est vitale en biologie, parce que certaines réactions biochimiques n'ont lieu qu'en solution (par exemple, réactions dans le cytoplasme ou le sang.) C'est pourquoi, pour le moment, l’eau liquide est considérée comme indispensable à la vie et est activement recherchée sur les divers astres du système solaire, notamment sur Mars et Europe une lune de Jupiter.

[modifier] Tension superficielle

Les ponts hydrogène confèrent à l’eau une grande tension superficielle et une grande cohésion. Cela se voit quand de petites quantités d'eau sont posées sur une surface non soluble et que l'eau reste ensemble sous forme de gouttes. Cette propriété qui se manifeste par la capillarité est utile dans le transport vertical de l'eau chez les végétaux et nuisible avec la remontée d'humidité dans les murs de maisons.

[modifier] Conductivité

L'eau pure est en réalité un isolant. Mais puisque l'eau est un si bon solvant, elle contient souvent une bonne quantité de soluté dissout, le plus souvent des sels. Si l'eau contient de telles impuretés, elle peut conduire l'électricité facilement. Le stator des très gros alternateurs est refroidi par circulation d'eau déionisée dans les conducteurs creux de l'enroulement. Malgré les différences de potentiel de plusieurs dizaines de milliers de volts entre le circuit de refroidissement et les conducteurs électriques, il n’y a pas de problèmes de fuite de courant. Voir conductivité électrique (mesure).

La pureté de l'eau peut être mesurée par sa résistance à un courant électrique.

[modifier] Décomposition de l'eau (thermolyse et électrolyse)

La première décomposition de l’eau fut faite par Lavoisier, en faisant passer de la vapeur d'eau sur du fer chauffé au rouge (thermolyse). Ce faisant, il établit que l’eau n’était pas un élément mais un corps chimique composé de plusieurs éléments.

La thermolyse de l’eau commence à devenir significative vers 750°C, et elle est totale vers 3 000°C. La réaction produit du dioxygène et du dihydrogène :

2H₂O ↔ 2H₂ + O₂.

L’autre manière de décomposer l'eau est l'électrolyse. Sous l'effet d'un courant qui la traverse, l'eau peut être divisée en dihydrogène et dioxygène. Les molécules d'eau se dissocient naturellement en ions H₃O⁺ et OH⁻, qui sont attirés par la cathode et l'anode respectivement mais comme cette dissociation est faible dans la pratique on a recours à des catalyseurs comme l’acide sulfurique ou l’hydroxyde de sodium. À l’anode, quatre ions OH⁻ se combinent pour former des molécules de dioxygène O₂, deux molécules d'eau, et libérer quatre électrons. Les molécules de dioxygène ainsi produites s'échappent sous forme de bulles de gaz vers la surface, où elles peuvent être collectées. Dans le même temps, à la cathode, il y a une libération de deux molécules de dihydrogène H₂ avec utilisation de quatre électrons.

4OH⁻ → O₂ + 2H₂O + 4e⁻.

4H₃O⁺ + 4e⁻ → 2H₂ + 4H₂O.

[modifier] Production de l'eau pure

L'eau pure est un excellent solvant et absorbe facilement les gaz qui entrent à son contact. Par conséquent, l'eau pure est pratiquement introuvable. Les laboratoires d'analyses ont néanmoins besoin de cette eau pure pour réaliser des analyses fiables. Ils vont donc faire appel, au cours du temps, à des techniques de purification de plus en plus sophistiquées.

Après l'eau distillée, bidistillée, déminéralisée, déionisée, la technique progresse vers une eau de plus en plus pure, donc coûteuse à produire et de plus en plus instable.

[modifier] Voir aussi

[modifier] Articles connexes

L'eau lourde est un composé formé d'un atome d'oxygène et de deux atomes de deutérium, qui est un isotope de l'hydrogène (oxyde de deutérium, D₂O).
Solvant
Solution
Solution aqueuse
Complexe
Hydrogène
Hydrate
Liaison hydrogène
Oxygène
Glace

[modifier] Liens externes

Water phase diagrams

[modifier] Notes et références

↑ (en)Pourquoi l'eau est-elle bleue?
↑ on pourrait également l'appeler oxyde de dihydrogène, hydroxyde d'hydrogène, acide hydroxyque, hydroxyde d'hydronium, ou acide hydrique, mais de tels noms ne sont guère utilisés

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