Molécule d'eau

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Article principal : eau.

Eau
Géométrie de la molécule d’eau et représentation 3D
Général
No CAS	7732-18-5
No EINECS	231-791-2
SMILES	O PubChem, Vue 3D
InChI	InChI : Vue 3D InChI=1/H2O/h1H2
Apparence	liquide transparent. Bleu sur la tranche de la glace (glacier par ex.)[1]
Propriétés chimiques
Formule brute	H2O  [Isomères]
Masse molaire[4]	18,0153 ± 0,0004 g·mol-1 H 11,19 %, O 88,81 %,
Moment dipolaire	1,8546 ± 0,0040 D [2]
Diamètre moléculaire	0,343 nm [3]
Propriétés physiques
T° fusion	0 °C [5]
T° ébullition	100 °C [5]
Masse volumique	1,0000 g·cm-3 (3,98 °C) 0,99705 g·cm-3 (25 °C)[5] équation[6] : $\rho=5.4590/0.30542^{(1+(1-T/647.13 )^{ 0.081 })}$ Masse volumique du liquide en kmol·m-3 et température en kelvins, de 273,16 à 333,15 K. Valeurs calculées : 0,99501 g·cm-3 à 25 °C. T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 273,16 0,010000000000048 55,583 1,00134 277,16 4,01 55,52775 1,00035 279,16 6,01 55,50013 0,99985 281,16 8,01 55,47238 0,99935 283,16 10,01 55,44452 0,99885 285,16 12,01 55,41652 0,99835 287,16 14,01 55,3884 0,99784 289,16 16,01 55,36014 0,99733 291,16 18,01 55,33176 0,99682 293,16 20,01 55,30324 0,9963 295,16 22,01 55,27459 0,99579 297,16 24,01 55,24581 0,99527 299,16 26,01 55,21689 0,99475 301,16 28,01 55,18783 0,99423 303,16 30,01 55,15863 0,9937 T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 305,15 32 55,12929 0,99317 307,15 34 55,09981 0,99264 309,15 36 55,07018 0,99211 311,15 38 55,04041 0,99157 313,15 40 55,01049 0,99103 315,15 42 54,98042 0,99049 317,15 44 54,95021 0,98994 319,15 46 54,91984 0,9894 321,15 48 54,88931 0,98885 323,15 50 54,85864 0,98829 325,15 52 54,8278 0,98774 327,15 54 54,7968 0,98718 329,15 56 54,76565 0,98662 331,15 58 54,73433 0,98606 333,15 60 54,703 0,98549 équation[6] : $\rho=4.9669/0.27788^{(1+(1-T/647.13 )^{ 0.18740 })}$ Masse volumique du liquide en kmol·m-3 et température en kelvins, de 333,15 à 403,15 K. Valeurs calculées : T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 333,15 60 54,6866 0,9852 337,82 64,67 54,51549 0,98211 340,15 67 54,42936 0,98056 342,48 69,33 54,34283 0,979 344,82 71,67 54,25589 0,97744 347,15 74 54,16855 0,97586 349,48 76,33 54,0808 0,97428 351,82 78,67 53,99263 0,97269 354,15 81 53,90404 0,9711 356,48 83,33 53,81502 0,96949 358,82 85,67 53,72557 0,96788 361,15 88 53,63567 0,96626 363,48 90,33 53,54533 0,96464 365,82 92,67 53,45454 0,963 368,15 95 53,36329 0,96136 T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 370,48 97,33 53,27157 0,9597 372,82 99,67 53,17938 0,95804 375,15 102 53,08672 0,95637 377,48 104,33 52,99357 0,9547 379,82 106,67 52,89992 0,95301 382,15 109 52,80578 0,95131 384,48 111,33 52,71113 0,94961 386,82 113,67 52,61597 0,94789 389,15 116 52,52028 0,94617 391,48 118,33 52,42407 0,94444 393,82 120,67 52,32732 0,94269 396,15 123 52,23002 0,94094 398,48 125,33 52,13216 0,93918 400,82 127,67 52,03374 0,9374 403,15 130 51,93475 0,93562 équation[6] : $\rho=4.3910/0.24870^{(1+(1-T/647.13 )^{ 0.25340 })}$ Masse volumique du liquide en kmol·m-3 et température en kelvins, de 403,15 à 647,13 K. Valeurs calculées : T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 403,15 130 52,34366 0,94299 419,42 146,27 51,36701 0,92539 427,55 154,4 50,86626 0,91637 435,68 162,53 50,35655 0,90719 443,81 170,66 49,83732 0,89783 451,95 178,8 49,30794 0,8883 460,08 186,93 48,76772 0,87857 468,21 195,06 48,21588 0,86862 476,34 203,19 47,65156 0,85846 484,48 211,33 47,07377 0,84805 492,61 219,46 46,4814 0,83738 500,74 227,59 45,87318 0,82642 508,87 235,72 45,24765 0,81515 517,01 243,86 44,60313 0,80354 525,14 251,99 43,93764 0,79155 T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 533,27 260,12 43,24885 0,77914 541,41 268,26 42,53399 0,76626 549,54 276,39 41,78969 0,75285 557,67 284,52 41,01184 0,73884 565,8 292,65 40,19529 0,72413 573,94 300,79 39,33348 0,7086 582,07 308,92 38,41785 0,69211 590,2 317,05 37,43685 0,67444 598,33 325,18 36,37432 0,65529 606,47 333,32 35,20645 0,63425 614,6 341,45 33,89566 0,61064 622,73 349,58 32,37649 0,58327 630,86 357,71 30,5152 0,54974 639 365,85 27,94077 0,50336 647,13 373,98 17,65581 0,31807
Pression de vapeur saturante	6,11 mbar (glace, 0 °C)[7] 12 mbar (10 °C) 23 mbar (20 °C) 42 mbar (30 °C) 74 mbar (40 °C) 123 mbar (50 °C) 199 mbar (60 °C)[5] équation[6] : $P_{vs}=exp(73.649+\frac{-7258.2}{T}+(-7.3037) \times ln (T) + (4.1653E-6) \times T^{2.0000})$ Pression en pascals et température en kelvins, de 273,16 à 647,13 K. Valeurs calculées : 3 170,39 Pa à 25 °C. T (K) T (°C) P (Pa) 273,16 0,010000000000048 610,56 298,09 24,94 3 159,31 310,56 37,41 6 424,38 323,02 49,87 12 274,02 335,49 62,34 22 198,48 347,95 74,8 38 249,34 360,42 87,27 63 135,86 372,89 99,74 100 308,53 385,35 112,2 154 025,47 397,82 124,67 229 399,5 410,28 137,13 332 425,86 422,75 149,6 469 992,41 435,21 162,06 649 875,71 447,68 174,53 880 727,27 460,15 187 1 172 054,7 T (K) T (°C) P (Pa) 472,61 199,46 1 534 202,63 485,08 211,93 1 978 337,94 497,54 224,39 2 516 443,24 510,01 236,86 3 161 322,23 522,47 249,32 3 926 619,62 534,94 261,79 4 826 858 547,4 274,25 5 877 493,25 559,87 286,72 7 094 990,09 572,34 299,19 8 496 918,62 584,8 311,65 10 102 073,08 597,27 324,12 11 930 613,48 609,73 336,58 14 004 231,36 622,2 349,05 16 346 340,7 634,66 361,51 18 982 295,46 647,13 373,98 21 940 000 équation[6] : $P_{vs}=exp(35.169+\frac{-6149.4}{T}+(-1.3785) \times ln (T) + (5.4788E-3) \times T^{1.0000})$ Pression en pascals et température en kelvins, de 149,3 à 273,16 K. Valeurs calculées : T (K) T (°C) P (Pa) 149,3 -123,85 1,0E-5 157,55733 -115,59267 5,0E-5 161,686 -111,464 0,00012 165,81467 -107,33533 0,00032 169,94333 -103,20667 0,00077 174,072 -99,078 0,00181 178,20067 -94,94933 0,00406 182,32933 -90,82067 0,00878 186,458 -86,692 0,01838 190,58667 -82,56333 0,03726 194,71533 -78,43467 0,07335 198,844 -74,306 0,14043 202,97267 -70,17733 0,26192 207,10133 -66,04867 0,4767 211,23 -61,92 0,84781 T (K) T (°C) P (Pa) 215,35867 -57,79133 1,47544 219,48733 -53,66267 2,51562 223,616 -49,534 4,20695 227,74467 -45,40533 6,90792 231,87333 -41,27667 11,14843 236,002 -37,148 17,69965 240,13067 -33,01933 27,66752 244,25933 -28,89067 42,61627 248,388 -24,762 64,7295 252,51667 -20,63333 97,01785 256,64533 -16,50467 143,58367 260,774 -12,376 209,9549 264,90267 -8,24733 303,50201 269,03133 -4,11867 433,95381 273,16 0,010000000000048 610,56
Viscosité dynamique	0,001 Pa·s à 20 °C
Point critique	373,95 °C, 22,1 MPa, 0,063 l·mol-1[8]
Point triple	0,01 °C [9]; 611,73 Pa
Conductivité thermique	565 mW·K-1·m-1
Tension superficielle à 20 °C	0,0728 N/m
Conductivité électrique	5,5×10-6 S·m-1
Thermochimie
ΔfH0gaz	-241,83 kJ·mol-1 [10]
ΔfH0liquide	-285,10 kJ·mol-1 [10]
ΔfusH°	335 J·g-1
ΔvapH°	40,65 kJ·mol-1 (1 atm, 99,97 °C); 43,98 kJ·mol-1 (1 atm, 25 °C)[11]
Cp	35,22 J·mol-1·K-1 (gaz, 226,85 °C) 75,38 J·mol-1·K-1 (liquide, 24,85 °C)[12] 2,060 J·g-1·K-1 (solide) équation[13] : $C_{P} = (276370) + (-2090.1) \times T + (8.1250) \times T^{2} + (-1.4116E-2) \times T^{3} + (9.3701E-6) \times T^{4}$ Capacité thermique du liquide en J·kmol-1·K-1 et température en kelvins, de 273,16 à 533,15 K. Valeurs calculées : 75,384 J·mol-1·K-1 à 25 °C. T (K) T (°C) Cp $( \tfrac { J } { kmol \times K } )$ Cp $( \tfrac { J } { kg \times K } )$ 273,16 0,01 76 150 4 227 290 16,85 75 551 4 194 299 25,85 75 371 4 184 307 33,85 75 277 4 179 316 42,85 75 236 4 176 325 51,85 75 254 4 177 333 59,85 75 310 4 180 342 68,85 75 413 4 186 351 77,85 75 551 4 194 359 85,85 75 699 4 202 368 94,85 75 892 4 213 377 103,85 76 110 4 225 385 111,85 76 324 4 237 394 120,85 76 589 4 251 403 129,85 76 881 4 268 T (K) T (°C) Cp $( \tfrac { J } { kmol \times K } )$ Cp $( \tfrac { J } { kg \times K } )$ 411 137,85 77 166 4 283 420 146,85 77 521 4 303 429 155,85 77 917 4 325 437 163,85 78 310 4 347 446 172,85 78 807 4 375 455 181,85 79 373 4 406 463 189,85 79 943 4 438 472 198,85 80 672 4 478 481 207,85 81 508 4 524 489 215,85 82 355 4 571 498 224,85 83 439 4 632 507 233,85 84 683 4 701 515 241,85 85 938 4 770 524 250,85 87 539 4 859 533,15 260 89 390 4 962
Cv	3,724 J·g-1·K-1 (gaz)
Propriétés électroniques
1re énergie d'ionisation	12,6206 ± 0,0020 eV (gaz)[14]
Cristallographie
Système cristallin	hexagonal
Paramètres de maille	a = 4,5212 Å c = 7,3666 Å
Propriétés optiques
Indice de réfraction	$n^{ 25 }_{ D }$ 1,3325 [3]
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

La molécule d’eau^[15], de formule H₂O, est le constituant essentiel de l’eau pure. Celle-ci contient également des ions résultant de l’autoprotolyse de l’eau selon l’équation d’équilibre : H₂O = H⁺ + OH^- (ou encore 2H₂O = H₃O⁺ + OH^-). L’eau pure n’est pas présente 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).

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

Les chimistes se réfèrent parfois (avec humour) 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.

Physique

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. 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 (degrés Celsius, kelvin) sont définies en prenant ce point triple de l’eau comme référence.

La vitesse du son dans l’eau est de 1 500 m⋅s^-1 dans les conditions normales de température et de pression.

La conductivité électrique de l'eau pure à 20 °C est très faible : 5,5×10^-6 S·m^-1. L'eau pure est donc considérée comme un isolant électrique.

La masse d’un 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·m^-3, une tonne par mètre cube ou encore un kilogramme par litre (1 kg·l^-1).

La chaleur massique de l’eau est de 4 186 J·kg^-1·K^-1 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 J.

L’eau est pratiquement considérée comme un fluide incompressible dans la plupart des applications. Son coefficient de compressibilité est de 4,5×10^-10 Pa^-1

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

Altitude (m)	Pression (Atm)[16]	Temp. (°C)
0	1,00	100
4 810,9 (Mont Blanc)	0,54	85
8 844 (Everest)	0,32	72
19 200	0,063	37

À 20 000 m environ, l’eau entre en ébullition à la température du corps humain. C’est donc une barrière infranchissable pour l’homme sans dispositif de pressurisation (vêtement à pressurisation partielle, scaphandre, ou cabine pressurisée).

Propriétés quantiques

Un nouvel « état quantique » de l’eau a été observé alors que des chercheurs ont introduit des molécules d’eau dans un nanotube de carbone de 1,6 nanomètre de diamètre et l'ont exposée à une diffusion de neutrons. Les protons des atomes d’hydrogène et d’oxygène possèdent alors une énergie supérieure à celle de l’eau libre, en raison d’un état quantique singulier. Ceci pourrait expliquer le caractère exceptionnellement conducteur de l’eau au travers des « canaux » qui traversent les membranes cellulaires biologiques^[17].

• A très faible concentration, l'eau peut transporter des signaux (ondes électromagnétiques produites par résonnance, par les molécules composant certaines séquences de l'ADN). Ce phénomène a été découvert avec un ADN bactérien de Mycoplasma pirum (souvent associée au VIH). Il semble issu d'une résonance provoquée par le fond électromagnétique ambiant des ondes de très basse fréquence. L'ADN génomique de la plupart des bactéries pathogènes contient des séquences pouvant générer de tels signaux^[18]. Ceci pourrait conduire à développer des système de détection très sensible pour des infections bactériennes chroniques dans les maladies humaines et animales^[18].

Propriétés 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.

• Dans les phases condensées (solide, liquide) de l’eau, ses molécules ont une forte cohésion entre elles de par les liaisons hydrogène, ce qui fait que ses phases condensées sont « difficiles » à évaporer ; l'eau a une 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 rare partagée qu'avec quelques autres substances (voir chapitre suivant), a une conséquence remarquable : la glace flotte sur l’eau liquide. 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 descend pas 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 (pour la plupart des espèces chimiques, la densité à l’état liquide est plus faible qu’à l’état solide).
• Par ailleurs, sa tension superficielle particulièrement élevée permet le phénomène de capillarité (qui permet, entre autres, à la sève des végétaux de monter) et à de nombreux êtres vivants de se déplacer sur la surface de l’eau.

Formes

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 cristalline de la glace, connue sous le nom de glace I_h (h pour hexagonale). L’eau, comme quelques (rares) matériaux, comme le silicium, le gallium, le germanium, l’antimoine, le bismuth, et le plutonium, se dilatent en passant de la forme liquide au solide ; la plupart des autres matériaux se contractent à la solidification.
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 toutes 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.

Indice de réfraction

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

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 nm) 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^[19] 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, ajouter 4 à la quatrième position décimale. Noter 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 à 30 °C), l’augmentation approximative de l’indice de réfraction est de 0,000016 quand la pression de l’eau augmente d’une atmosphère.

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

• E. Dorsey, « propriétés d’Eau-Substance ordinaire », (Reinhold Publishing Corporation 1940).

Chimie

Nature dipolaire

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 liaisons avec les atomes d’hydrogène. Puisque l’oxygène a une électronégativité plus forte que l’hydrogène, l’atome d’oxygène a une charge partielle négative δ^-, alors que les atomes d’hydrogène ont une charge partielle positive δ⁺. Une molécule avec une telle différence de charge est appelée un dipôle (molécule polaire). Ainsi, l’eau a un moment dipolaire de 1,83 Debye. Cette polarité 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 une liaison hydrogène.

Cette polarisation permet aussi à la molécule d’eau de dissoudre les corps ioniques, en particulier les sels, en entourant chaque ion d’une coque de molécules d’eau par un phénomène de solvatation.

Cette force d’attraction, relativement faible par rapport aux liaisons chimiques covalentes de la molécule elle-même, explique certaines propriétés comme le point d’ébullition élevé (quantité d’énergie calorifique nécessaire pour briser les liaisons hydrogène), ainsi qu’une capacité calorifique élevée.

À cause des liaisons hydrogènes également, la densité de l’eau liquide est supérieure à la densité de la glace.

Autoprotolyse

L’eau se dissocie naturellement en ion oxonium H₃O⁺ (aussi appelé hydronium) et ion hydroxyde OH⁻ :

2 H₂O = H₃O⁺ + OH⁻

La réaction est dite d’autodissociation ou d’autoprotolyse.

Dans cette réaction, l’eau joue à la fois le rôle d’acide et de base : comme acide, elle perd un proton H⁺ et devient l’ion hydroxyde OH⁻ ; comme base elle gagne un proton H⁺ et devient l’ion oxonium H₃O⁺. On dit donc que c’est une espèce amphotère ou un ampholyte.

La constante d’équilibre de cette réaction est très faible (10^-14 à 25 °C) ; le nombre d’ions oxonium et hydroxyde formés est donc très minoritaire devant le nombre de molécules d’eau.
Du fait de l’équilibre, à une température donnée, le produit des concentrations de ces ions est constant, égal à la constante de dissociation. À 25 °C, il vaut :

[H₃O⁺].[OH⁻] = 10⁻¹⁴

Dans l’eau pure, les ions H₃O⁺ et OH⁻ sont issus uniquement de l’autoprotolyse de l’eau, ils sont donc présents en concentrations égales, donc :

[H₃O⁺] = [OH⁻] = 1×10⁻⁷ mol·l⁻¹ (à 25 °C)

Le pH étant défini à partir de la concentration en ions oxonium (pH = −log₁₀ [H₃O⁺]), à 25 °C, le pH de l’eau pure vaut donc 7, il est dit neutre.

Cet équilibre acide/base est d’une importance capitale en chimie minérale comme en chimie organique.

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 liaisons 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 liaisons hydrogène avec les régions dipolaire de la molécule de sucre.

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.

Tension superficielle

Les liaisons 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.

Conductivité

L’eau pure est un mauvais conducteur d’électricité. Mais puisque l’eau est un bon solvant, elle contient souvent une grande quantité de solutés dissouts, le plus souvent des ions. Si l’eau contient de telles impuretés, elle peut conduire l’électricité plus 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.

Décomposition (thermolyse et électrolyse)

Ondes de surface sur de l’eau : L’expansion d’une perturbation. On observe une perturbation réaliste (due à un bâton) et son expansion sous la forme d’ondes interférentes et grossièrement concentriques. L’aspect quasi métallique de l’eau est dû à une lumière rasante.

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 :

2 H₂O → 2 H₂ + O₂

L’autre manière de décomposer l’eau est l’électrolyse. Sous l’effet d’une tension appliquée entre deux électrodes plongées dans de l’eau, l’eau peut être décomposée 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

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.

Notes et références

1. ↑ (en)Pourquoi l’eau est-elle bleue ?
2. ↑ (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC, 16 juin 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 142006679X et 978-1420066791), p. 9-50 
3. ↑ ^{a et b} (en) Yitzhak Marcus, The Properties of Solvents, vol. 4, England, John Wiley & Sons Ltd, 1999, 239 p. (ISBN 0-471-98369-1) 
4. ↑ Masse molaire calculée d’après Atomic weights of the elements 2007 sur www.chem.qmul.ac.uk.
5. ↑ ^{a, b, c et d} Entrée de « Water » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 8 mars 2010 (JavaScript nécessaire)
6. ↑ ^{a, b, c, d et e} (en) T. E. Daubert, R. P. Danner, Physical And Thermodynamic Properties Of Pure Chemicals, Pennsylvania, Taylor & Francis, 1994 (ISBN 1560322705) 
7. ↑ (en) Philip E. Ciddor, « Refractive index of air: new equations for the visible and near infrared », dans Applied Optics, vol. 35, n^o 9, 1996, p. 1566-1573 [lien DOI (page consultée le 4 mars 2010)] 
8. ↑ (en) Claudio A. Faúndez et José O. Valderrama, « Activity Coefficient Models to Describe Vapor-Liquid Equilibrium in Ternary Hydro-Alcoholic Solutions », dans Chinese Journal of Chemical Engineering, vol. 17, n^o 2, avril 2009, p. 259-267 [lien DOI (page consultée le 25 janvier 2010)] 
9. ↑ Procès-verbaux du Comité international des poids et mesures, 78e session, 1989, pp. T1-T21 (et pp. T23-T42, version anglaise).
10. ↑ ^{a et b} (en) Irvin Glassman, Richard A. Yetter, Combustion, Elsevier, 2008, 4^e éd., 773 p. (ISBN 978-0-12-088573-2), p. 6 
11. ↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90^e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0) 
12. ↑ (en) « Water » sur NIST/WebBook, consulté le
13. ↑ (en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers' Handbook, USA, McGraw-Hill, 1997, 7^e éd., 2400 p. (ISBN 0-07-049841-5) 
14. ↑ (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC, 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 9781420066791), p. 10-205 
15. ↑ On pourrait également l’appeler oxyde de dihydrogène, hydroxyde d’hydrogène, acide hydroxyque, hydroxyde d’hydronium, ou acide hydrique, ou bien génériquement « oxyde d’hydrogène » ; mais de tels noms ne sont guère utilisés.
16. ↑ De combien la pression diminue-t-elle avec l’altitude ?
17. ↑ La Recherche n°451, Avril 2011
18. ↑ ^{a et b} Luc Montagnier, Jamal Aïssa, Stéphane Ferris, Jean-Luc Montagnier et Claude Lavalléee ; Electromagnetic signals are produced by aqueous nanostructures derived from bacterial DNA sequences ; Interdisciplinary Sciences: Computational Life Sciences Volume 1, Number 2, 81-90, 2009 ; DOI:10.1007/s12539-009-0036-7 (Résumé)
19. ↑ L. W. Tilton et J. K. Taylor, stand national de bureau de recherche de J., 20, 419 (RP1085) 1938

Voir aussi

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 (« l’oxyde de deutérium », D₂O).
• Solvant
• Solution
• Solution aqueuse
• Complexe
• Hydrogène
• Hydrate
• Liaison hydrogène
• Oxygène
• Glace
• Diagramme de phases de l'eau

Liens externes

• (en) Water phase diagrams